Общая химия: Сборник заданий-тестов: Учебное пособие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗ...

Author: Горохов А.А.

36 downloads 391 Views 2MB Size Report

This content was uploaded by our users and we assume good faith they have the permission to share this book. If you own the copyright to this book and it is wrongfully on our website, we offer a simple DMCA procedure to remove your content from our site. Start by pressing the button below!
Report copyright / DMCA form

DOWNLOAD PDF

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «ОРЕНБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра химии

А. А. ГОРОХОВ

ОБЩАЯ ХИМИЯ СБОРНИК ЗАДАНИЙ – ТЕСТОВ

Рекомендовано Ученым советом Государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Оренбургский государственный университет» в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по программам высшего профессионального образования по техническим специальностям

Оренбург 2003

ББК УДК

24Я7 Г-67 5 4(075.8)

Рецензенты:

Г-67

кандидат химических наук, доцент И.И. Вербицкая кандидат технических наук, доцент Ю.А. Лосев

Горохов А. А. Общая химия: Сборник заданий – тестов. Учебное пособие.Оренбург: ГОУ ВПО ОГУ, 2003. – 123 c. ISBN 5-7410-0567-5

Учебное пособие написано в соответствии с требованиями образовательной программы ГОСВО – Государственные требования к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников (введены в действие с 01.09.94 Госкомвузом России) и предназначено для студентов нехимических специальностей высших учебных заведений.

Г

1701000000 6 Л 9 − 02

ISBN 5-7410-0567-5

ББК 24Я7 © Горохов А.А., 2003 © ГОУ ВПО ОГУ, 2003

Предисловие Тест – стандартное задание, применяемое для контроля за уровнем усвоения студентами знаний и подготовленности к лабораторному занятию. Сборник

тестов

по

общей

химии,

совмещая

обучающую

и

контролирующую функции объективен при проверке знаний студентов. Каждый студент получает задание с тремя вопросами и ответами на каждый из них. В качестве ответов вводятся числовые значения, названия веществ, буквенный или цифровые результаты решения задачи. Использование нескольких ответов облегчает и ускоряет контроль правильности решения задач. Предлагаемые ответы направляют обучающегося на анализ различных вариантов решения задачи, на продумывание и выбор правильного ответа. Последовательно анализируя ответы, обучающийся устанавливает направление решения задачи, развивает способность к быстрой ориентации для выполнения правильного действия. Все вопросы в задании по возможности связаны в одну или несколько логических линий. Это содействует пониманию материала и приводит к образованию связей между понятиями, распределенными в вопросах. Взаимосвязь между заданиями и включение в последующие задания вопросов из предыдущих заданий содействует формированию у обучающегося представления об изучаемом предмете как едином целом. Тем самым пособие позволяет совместить функции контроля и обучения. В сборнике, отвечающем этим требованиям могли быть допущены различные ошибки методического характера. Для дальнейшего развития работ по контролю за знаниями студентов автору необходимы любые критические замечания и пожелания о сборнике, которые будут приняты с большой благодарностью. Автор 3

1 Основные понятия химии. Стехиометрические законы. Атомномолекулярное учение Химия-это наука, в которой при изучении веществ и закономерностей, которым подчиняются их превращения, постоянно существует тесная связь между теорией и экспериментом. Она достигла современного уровня главным образом благодаря разработке методов исследования. Созданные приборы позволяют устанавливать природу вещества и его превращения в химическом процессе. Все химические реакции сопровождаются изменениями энергии. Изменение энергии проявляется различными способами: выделение (или поглощение) света, тепла, механической или электрической энергии. Иногда энергетический эффект химической реакции представляет больший интерес, чем продукты химического превращения. Прежде чем перейти к изучению теоретических и экспериментальных основ химии, следует ввести определения наиболее употребительных понятий и объяснить смысл некоторых химических терминов. В естествознании существует ряд понятий, которым трудно дать строгое определение. Например, очень сложно определить такие термины, как время, пространство, энергия и материя. В качестве примера того, насколько трудно бывает дать определения, укажем, что время можно определить как интервал продолжительности какого-либо процесса или как момент совершения какого-либо явления возможны и другие определения. Однако ни одно из них не передает истинной сути времени, поскольку такие слова, как интервал, момент или час, являются по существу синонимами слова «время» и не проясняют его подлинного значения. Интересное высказывание о смысле понятия времени принадлежит одному из основателей католической церкви св. Августину (354-430 г.г. н.э.) «Что есть время?. Если меня не спрашивают об этом, я знаю, но когда меня просят дать объяснение, мне нечего ответить». В наше время известный математик и философ Альфред Уайтхед говорит следующее «Невозможно размышлять о времени и о тайне эволюции природы, не испытывая при этом глубочайшего ощущения ограниченности человеческого разума». 4

В практической деятельности мы просто соглашаемся принять какоенибудь условное определение единицы времени, как, например, секунда. Мы можем пользоваться единицами измерения времени в миллионы раз меньшими, чем секунда, или, наоборот в миллионы раз большими, чем год, но при этом мы всего лишь измеряем нечто, что не поддается никакому определению. Слово «материя» в общем смысле используется для обозначения того, что заполняет пространство и имеет массу (правда, не так легко определить понятия пространство и масса), а также в тех случаях, когда речь идет об общих свойствах вещества. Иногда слово вещество используется для обозначения химического элемента или соединения, как, например, железо или сахар. Понятия элемент и соединение имеют в химии совершенно определенный смысл. Химические элементы – составные части простых и сложных тел каждый химический элемент представляет собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра(одинаковым порядковым, или атомным, номером в таблице Д. И. Менделеева). Химическое соединение – согласно представлениям классической химии – это химически индивидуальное вещество, состоящее из атомов различных элементов. Согласно новым представлениям к химическим соединениям относятся все вещества, в которых атомы одного или различных элементов соединены между собой тем или иным видом химической связи. Важный признак химического соединения – это однородность. Состав химических соединений в огромном большинстве случаев следует постоянным, простым и кратным отношениям. Для определения количества вещества обычно используется понятие массы. Массу вещества чаще всего устанавливают по его весу. Вес представляет собой результат действия силы тяжести на массу, и путаница между двумя понятиями частично обусловлена тем, что для них иногда используются одинаковые единицы измерения. Строго говоря, масса и вес не совсем одно и то же. Масса – это неотъемлемое свойство вещества, и ее можно определить не только по его весу. Например, движущийся предмет характеризуется импульсом (произведением массы на скорость), и если можно измерить импульс и скорость предмета, то это позволяет вычислить его массу. 5

Допустим, что кто – то бросил вам два внешне одинаковых шара, один из которых – теннисный мяч, а другой сделан из свинца. Вы без труда отличите один от другого, почувствовав больший эффект от свинцового шара просто потому, что он имеет большую массу. Подобный эксперимент, позволяющий определить массу предмета, может быть выполнен где угодно – на Земле, на Луне или в космосе. В отличие от этого вес предмета можно измерить только в гравитационном поле, но поскольку обычно эксперименты проводятся на Земле, удобно наблюдать результат действия силы тяжести на предмет, т. е. его вес. Экспериментально можно определять массы отдельных атомов, измеряя их импульс или кинетическую энергию на масс – спектрометре. Использование масс – спектрометра позволило наглядно продемонстрировать идею Дальтона о том, что атомы различных элементов имеют различные массы. Средние значения масс элементов, установленные с помощью масс – спектрометра, находятся в точном соответствии с атомными массами, которые были установлены с большими затратами усилий на основании самого тщательного анализа химических реакций с применением аналитических весов. Вещество может существовать в трех формах или состояниях: газообразном,

жидком

повседневного

опыта.

определяется

его

и

твердом.

Состояние,

температурой

и

Эти в

состояния

котором

давлением.

знакомы

нам

из

находится

вещество,

Большинство

веществ,

находящихся в твердом состоянии, могут быть переведены в жидкое при их нагревании до температуры плавления, а при дальнейшем нагревании до температуры кипения они переходят в газообразное состояние. Существует множество разнообразных физических и химических превращений. Железо превращается в ржавчину, мыло растворяется в воде и образует пену, вода замерзает зимой, превращаясь в лед, который тает весной и снова превращается в воду; кислоты нейтрализуются щелочами, сахар подвергается ферментативному брожению, способствуя получению хлеба или вина; растения взаимодействуют с питательными веществами почвы, воздухом, водой и солнечным светом, и в результате сложных превращений получаются пищевые продукты, которые мы едим.

6

Превращения,

не

изменяющие

химического

состава

вещества,

называются физическими превращениями. Например, плавление льда не изменяет химического состава молекул воды, хотя при этом изменяются связи между молекулами. При кипячении воды эта жидкость переходит в пар, при этом молекулы отделяются друг от друга. Сами молекулы воды при плавлении или кипении не изменяются. Таким образом, здесь мы имеем дело с физическими превращениями. При химических превращениях происходит изменение состава вещества, химические связи в молекулах разрушаются или перестраиваются и образуются новые вещества. Состав оксида железа существенно отличается от железа и кислорода, из которых образуется ржавчина. При брожении сахара его молекулы разрушаются, давая диоксид углерода и этиловый спирт. Эти процессы относятся к химическим превращениям, потому что в результате получаются новые вещества. Как экспериментальная, так и теоретическая химия имеют дело с измеряемыми величинами, выражаемыми принятой системой единиц. В большинстве

стран

используется

метрическая

система,

называемая

международной системой единиц СИ. Основным принципом построения СИ является простота – в ней никогда не используются лишние единицы, а все необходимые выводятся из семи основных единиц измерения: метр, килограмм, секунда, Ампер, Кельвин, Кандела, моль. Описывая различные явления повседневной жизни, мы часто пользуемся словом «энергия». Понятие энергии играет важную роль в химии, его использование основано на определении, согласно которому энергия представляет собой меру способности выполнения механической работы или способности к переносу тепла. Любые физические и химические превращения сопровождаются изменениями энергии. В одних химических реакциях энергия выделяется, и они называются экзотермическими, в других, наоборот, поглощается, и они называются эндотермическими. Единицей энергии в СИ является Джоуль – количество энергии, эквивалентное работе силы в один Ньютон на пути в один метр. 7

Расчеты относительных весовых количеств веществ, участвующих в химических реакциях, называются стехиометрией. Термин «стехиометрия» введен Рихтером, он образован от греческих слов (первоначало, элемент) и (измеряю). Стехиометрия используется в различных областях химии, и ознакомление с ней необходимо для решения разнообразных химических задач. Установление

весовых

соотношений

в

химических

реакциях

производится на основе использования понятия моля. Коэффициенты, стоящие перед формулами соединений в полном уравнении реакции, определяют соотношение молей, в котором расходуются и образуются вещества в результате химического превращения. Поскольку масса моля вещества непосредственно связана с его молекулярным и формульным весом, полное

химическое

уравнение

позволяет

также

определить

весовое

соотношение веществ, участвующих в реакции. Хотя обычно в расчетах в качестве единицы измерения массы применяют грамм, бывают случаи, когда удобнее пользоваться такими единицами, как килограмм или тонна. Все рассматриваемые здесь соотношения относятся в равной мере к любым единицам массы, однако число Авогадро соответствует молекулярному весу, выраженному лишь в граммах. Рассмотрим конкретное химическое превращение. При реакции между сульфатом железа и хлоридом бария образуется хлорид железа и сульфат бария (выпадает в осадок) Fe2(SO4)3 + BaCI2 → BaSO4↓ +FeCI3. В левой и в правой частях уравнения должно быть одинаковое число атомов каждого сорта; другими словами, чтобы выполнялся закон сохранения массы, необходимо уравнять химическое уравнение. Это достигается расстановкой подходящих коэффициентов перед формулами веществ, но не изменением самих формул. Полное уравнение реакции имеет вид: Fe2(SO4)3 + 3BaCI2 = 3BaSO4↓ +2FeCI3 1 моль

8

3 моля

3 моля

2 моля

Молярное соотношение веществ, учавствующих в реакции, определяется коэффициентами, стоящими перед их формулами в уравнении. Подставляя молекулярные веса веществ, получим: (1)

399,88 г + (3) 208,24 г = (3) 233,40 г + (2) 162,20 г.

Таким образом, из молярного соотношения получается весовое соотношение веществ, участвующих в реакции. Из последнего равенства находим: 1024,60 г = 1024,60 г , откуда видно, что в данной реакции действительно выполняется закон сохранения массы. Однако следует отметить, что не существует закона сохранения молярных количеств веществ в реакциях. Совпадение числа молей реагентов с числом молей продуктов может быть только случайным. В химической реакции происходит изменение молекулярного состава веществ, а состав вещества определяется свойствами входящих в него атомов, но вовсе не реакцией, в результате которой образуется данное вещество. Рассмотрим

теперь

несколько

простых

примеров,

относящихся

к

приведенному выше химическому уравнению. Пример 1. Какое весовое количество BaCI2 израсходуется при реакции с 10,00 г Fe2(SO4)3 ? Решение. Из уравнения реакции можно записать соотношение ν [Fe 2 (SO 3 ) 4 ] 1 = . Откуда ν( BaCI2) = 3ν[Fe2(SO4)3]. ν ( BaCI 2 ) 3

Учитывая, что число молей BaCI2 связано с его весовым количеством соотношением: ν(BaCl 2 ) =

m(BaCl 2 ) M(BaCl 2 )

9

нетрудно найти искомое весовое количество BaCI2

m ( BaCl 2 ) = 3

10 m [Fe 2 (SO 4 ) 3 ] * 208 ,24 = 15,62 г.BaCl 2 . * M ( BaCl 2 ) = 3 399 ,88 M [Fe 2 (SO 4 ) 3 ]

Пример 2. Какое весовое количество Fe2(SO4)3 неоходимо для получения 100 г BaSO4? Решение. Поступая подобно тому, как мы делали это в примере 1, найдем: 1 ν(BaSO4 ) = ν[Fe2 (SO4 )3 ] 3

или

ν[Fe 2 (SO 4 ) 3 ] =

1 ν ( BaSO 4 ) 3

m[Fe2 (SO4 )3 ] 1 100 100 ⋅ 399,88 = ⋅ m[Fe2 (SO4 )3 ] = = 57,11г. откуда 399,88 3 233,40 3 ⋅ 233,40 Пример 3. Чему равно максимальное весовое количество FeCl3, которое можно получить, смешав 50,00 г. Fe(SO4)3 со 100,00 г. BaCl2? Решение. В рассматриваемом случае количество продукта ограничено недостатком одного из реагентов по сравнению с тем его количеством, которое определяется весовым соотношением реагентов в данной реакции. Прежде всего следует определить, какой из реагентов находится в лимитирующем количестве: ν[Fe 2 (SO 4 ) 3 ] =

ν ( BACl 2 ) =

50,00 = 0,125моля 399,88

100 ,00 = 0, 480 моля . 208 ,24

Согласно уравнению реакции, на 1 моль Fe2(SO4)3 должно расходоваться 3 моля BaCl2. Таким образом, с имеющимся количеством BaCl2 могло бы прореагировать 0,160 моля Fe2(SO4)3. Однако в наличии не имеется такого количества Fe2(SO4)3 и, следовательно, именно этот реагент ограничивает 10

количество

образующегося продукта, а BaCl2 находится в избытке.

Дальнейший расчет выполняется следующим образом:

ν[Fe2 (SO4 )3 ] 1 = ; 2 ν(FeCl3 )

m ( FeCl 3 ) = 2

ν(FeCl3)=2ν(Fe2(SO4)3);

50 ,00 * 162 ,20 = 40 ,56 г 398 ,88

Химический язык, основанный на символах, формулах и уравнениях, как и вся химия в целом, продолжает развиваться до сих пор. В течение 18 в. было получено множество данных по весовым соотношениям между реагентами, вступающими в различные химические реакции. Эти данные послужили прочной основой для возникновения правильных представлений о природе вещества. После того как Дальтон (1805 г.) возродил представление об атомах, были твердо установлены основные законы, относящиеся к составу химических соединений и химических превращениям (закон сохранения массы, закон постоянства состава). Представление об атоме – невидимой частице, принимающей участие в химическом превращении как неделимое целое, сыграло ключевую роль в развитии химии на протяжении всего 19 в., хотя к пониманию подлинной природы атомов удалось прийти лишь в 20 в. Современная наука достигла очень глубокого понимания строения атома. Химики и физики имеют в своем распоряжении множество сложных приборов, позволяющих в больших подробностях измерять все свойства индивидуальных атомов. Даже трудно представить, что всего 100 лет назад ученым было известно об атомах лишь немногим больше того, что содержалось в атомистической теории Дальтона. Дальтон и его современники рассматривали атом как неделимый объект. Однако атом имеет внутреннюю структуру, т. е. состоит из еще меньших частиц. Доказательством сложного строения атома послужило открытие радиоактивности. Физики изучали многие подробности о строении атомного ядра. В ходе этих исследований появился длинный перечень 11

субатомных частиц, который до сих пор продолжает увеличиваться. Однако при изучении химии достаточно ограничиться простой моделью атома. Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем

его

подчиняющаяся

свойств.

Атом

квантовым

–

законам

электронейтральная и

состоящая

микросистема,

из

положительно

заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов. Обладает минимумом потенциальной энергии и способна существовать неограниченно долго

при

отсутствии

взаимодействия

с

другими

частицами

или

электромагнитным излучением. Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом, равным сумме чисел протонов и нейтронов; заряд ядра соответствует атомному (порядковому) номеру элемента в периодической системе. Электроны в атоме образуют оболочки (слои);

ближайшая к ядру

обозначается буквой К, следующие – L, M, N,… в соответствии с главными квантовыми числами (n), равными 1, 2, 3, 4,… Оболочка К может содержать 1 или 2 электрона, следующие – не более 8, 18, 32,… Заполненные оболочки характерны для атомов благородных газов. Электроны не полностью заполненных внешних оболочек (т. е. валентные электроны) определяют химические свойства элементов. Вариант 1 1. Наименьшее количество вещества – в одном грамме оксида?

А бериллия; В азота (2); С углерода (2); Д железа (2); Е кальция. 2. Написать электронные формулы атома серы и иона S2- Нейтральный атом какого элемента содержит столько же электронов, как и ион S2-? (в ответе указать число протонов в ядре атома этого элемента) А 15; В 16; С 17; Д 18; Е 14. 3. На основании положения элементов в периодической системе сделать вывод: какой ион имеет наибольший радиус, а какой - наименьший? 1. F-; 2. Na+; 3. Mg2+; 4. Cl-. (в ответе указать число, первая цифра которого соответствует наибольшему, а вторая – наименьшему ионному радиусу). А 41; В 42; С 43; Д 23; Е 21. 12

Вариант 2 1. Магний в количестве 0,5 моль вытесняет из хлороводородной кислоты

водород объемом (при н. у.) А 5,6 л; В 11,2 л.; С 16,8 л.; Д 22,4 л.; Е 33,6 л. 2. Ядро атома элемента содержит 15 протонов. Какова формула соединения этого элемента с водородом? ( в ответе указать общее количество атомов элемента и водорода в молекуле ). А 2; В 3; С 4; Д 5; Е 6. 3. Где содержится больше молекул – в 1,00 г серной кислоты или в 1,00 г азотной кислоты? (в ответе указать отношение числа молекул HNO3 к числу молекул H2SO4 с точностью до сотых). А 1,50; В 1,52; С 1,53; Д 1,54; Е 1,56. Вариант 3

1. Количество меди, полученное при полном

восстановлении смеси из 0,5

моль оксида меди (1) и 0,5 моль оксида меди (2) с помощью водорода, равно: А 3 моль; В 2,5 моль; С 2 моль; Д 1,5 моль; Е 1,8 моль. 2.Написать электронные формулы атома хлора и иона хлора Cl-. Нейтральный атом какого элемента имеет такую же электронную формулу, что и ион Cl-? (в ответе указать число протонов в ядре атома этого элемента). А 16; В 15; С 17; Д 18; Е 19. 3. Наименьшую массу имеет один моль соли: А KBrO3; B KNO3; С KClO3; Д KPO3; Е KJO3. Вариант 4

1. Количество вещества в 200 г карбоната кальция: А 0,1 моль; В 0,5 моль; С 1 моль; Д 2 моль; Е 2,5 моль. 2. Смесь 2 г H2 и 16 г O2 имеет объем (при нормальных условиях). А 11,2 л; В 22,4 л; С 33,6 л; Д 44,8 л; Е 16,8 л. 3.Число катионов в 2 моль сульфата калия равно: А 6*1023; В 1,2*1024; С 2,4*1024; Д 6*1024; Е 3*1023.

13

Вариант 5

1.Объем газа (при н. у.), вытесняемого из воды натрием в количестве 1 моль, равен: А 2,24 л; В 4,48 л; С 5,6 л; Д 11,2 л; Е 22,4 л. 2.Порция ортофосфата кальция, содержащая 1,8*1024 катионов, отвечает количеству вещества: А 0,3 моль; В 0,5 моль; С 1 моль; Д 1,5 моль; Е 3 моль. 3.

Атом какого элемента третьего периода имеет в основном состоянии

максимальное число неспаренных электронов? А Al; В Si; С P; Д S; Е Cl. Вариант 6

1. Вещество 22,4 л. которого (при н.у.) соответствуют одному молю - это: А бром; В бензол; С кумол; Д бромоводород; Е йод. 2.Плотность паров фосфора по воздуху 4,28. Из скольких атомов состоит молекула парообразного фосфора? А 2; В 3; С 4; Д 5; Е 6. 3.Соединение, в котором электронная плотность смещена в противоположную сторону от атома кислорода – это: А Cl2O; В SO2; С OF2; Д CH3OH; Е NO. Вариант 7

1. Порция углекислого газа, соответствующая 6*1023 атомам кислорода, содержит количество вещества: А 0,1 моль; В 0,2 моль; С 0,5 моль; Д 0,8 моль; Е 1 моль. 2.Написать электронные формулы атома фтора и иона F-. Какие частицы имеют такую же конфигурацию, как и ион F-? 1) атом алюминия; 5) ион алюминия Al3+; 20) ион кислорода O2-; 50) атом кислорода; 100) атом неона. ( в ответе указать сумму цифр правильных ответов) А 120; В 170; С 105; Д 125; Е 75. 3.Сколько молекул содержится в 1,00 мл водорода при нормальных условиях? А 2,61*1019; В 2,65*1019; С 2,69*1019; Д 2,77*1020; Е 2,41*1018. 14

Вариант 8 1.Какой из перечисленных ионов обладает большим поляризующим действием? А Li+; В Na+; С Ca2+; Д Mg2+; Е Al3+. 2. Сколько атомов фосфора содержится в тетрафосфоре P4 массой 155 г? А 3*1023; В 6*1023; С 3*1024; Д 6*1024; Е 4,8*1023. 3. Написать графическую формулу ортофосфата кальция (в ответе указать общее количество связей между ионами кальция и кислотными остатками). А 4; В 5; С 6; Д 7; Е 8. Вариант 9 1. Написать электронные формулы фосфата и иона P3-. (ответ представить в виде двухзначного числа, первая цифра которого соответствует количеству электронных слоев в ионе P3-, а вторая – числу электронов на внешнем уровне иона). А 32; В 35; С 34; Д 38; Е 37. 2. Сопоставить число молекул, содержащихся в 1,0 г NH3 и 1 л азота (при н.у.). (в ответе привести отношение числа молекул аммиака к числу молекул азота с точностью до десятых). А 1,1; В 1,2; С 1,3; Д 1,4; Е 1,5. 3. К двухэлементным веществам ( в отличии от трехэлементных) относятся: А хлорид аммония; В едкий натр; С сульфат натрия; Д негашеная известь; Е хлорат натрия. Вариант 10 1.Показать распределение электронной плотности в молекулах: (1) этанола, (2) уксусной кислоты, (3) фенола, (4) хлоруксусной кислоты. (ответ представить в виде многозначного числа, составленного из условных обозначений соединений, расположенных в порядке повышения степени диссоциации –О-Н связи). А 1234; В 1342; С 1324; Д 1432; Е 1423. 2. «Твердое, легкоплавкое, летучее» можно сказать о веществе: А сахароза; В диоксид кремния; С фенол; Д этанол; Е крахмал. 3.К химическим явлениям ( в отличии от физических) относят: А приготовление порошка из куска мела; В возгонка твердого йода; С возгорание спички; Д плавление фенола; Е сублимация йода.

15

2 Химические формулы. Типы химических связей Валентность и степень окисления

Формула представляет собой запись отношения, в котором атомы химических элементов образуют соединение, т.е. она выражает определенный состав соединения. Соотношение атомов различных соединений указывается численными индексами после символа каждого элемента, входящего в соединение. Отсутствие индекса у символа элемента в формуле соединения указывает, что в мельчайшей частице этого соединения содержится один атом данного элемента. Например, диоксид углерода имеет формулу CO2, которая показывает, что это соединение состоит из углерода и кислорода в соотношении 1 атом углерода на 2 атома кислорода. Некоторые соединения состоят из отдельных частиц, или молекул, и их формулы указывают число атомов различного сорта в молекуле. Например, молекула CO2 имеет измеримую массу; она существует как отдельная частица в газовом, жидком и твердом состояниях. В отличии от этого другие соединения состоят из электрически заряженных частиц, называемых ионами. Ион – это атом или группа атомов, представляющая собой единое целое, которые несут электрический заряд. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Формулы соединений, состоящих из ионов выражают простейшее соотношение между катионами и анионами в макроскопическом объеме вещества. Например, кристалл поваренной соли NaCl состоит из ионов Na+ и Cl- в соотношении 1:1, а кристалл AlF3 состоит из ионов Al3+ и F- в соотношении 1:3. Ни в одном из этих ионных соединений нельзя обнаружить молекул NaCl и AlF3. Соотношение катионов и анионов в ионных соединениях всегда таково, что указываемая формулой группа ионов в целом является электрически нейтральной. Формулы соединений, состоящих из гигантских молекул (молекул, в которых содержится огромное количество атомов), выражают простейшее соотношение атомов в данном веществе. Диоксид кремния SiO2 представляет собой трехмерный каркас, состоящий из атомов кремния и кислорода в соотношении один к двум. В этом случае кристалл кварца можно 16

рассматривать как одну гигантскую «молекулу», содержащую число атомов порядка 1023. Под эмпирической формулой вещества понимают простейшую формулу этого вещества, которую устанавливают на основании химического анализа. Даже для простых молекулярных соединений эмпирическая формула может не соответствовать правильной молекулярной формуле. Например, химический анализ показывает, что эмпирическая формула пероксида водорода имеет вид HO, а формула бензола – CH, однако на самом деле эти вещества имеют молекулярные

формулы

эмпирической

формулы

H2O2

и

соединения

C6H6.

Следовательно,

является

лишь

установление

первым

шагом

в

определении его истинной формулы. Способ записи формулы химического соединения позволяет дать дополнительную информацию о его структуре. Например, формула сульфата аммония может быть записана в виде Al2S3O12, но больше сведений о структуре дает другая запись Al2(SO4)3, где индекс 3 относится к частице, указанной в скобках. Группа атомов, в скобках, ведет себя в химических превращениях как единое целое. В формулах более сложных веществ используются не только круглые, но и квадратные скобки, что дает еще больше полезной информации об их строении. Например, Fe4[Fe(CN)6]4 содержит шесть групп CN в каждой частице Fe(CN)64-, которая в свою очередь образует электрически нейтральное соединение с ионами Fe3+ в отношении 3:4. Такая запись дает гораздо более полную информацию о строении вещества, чем простая формула Fe7C18N18. В некоторых случаях в формулах соединений используются точки, как, например, в Na2SO4·10H2O. Такая формула показывает, что вещество состоит из двух более простых веществ, Na2SO4 и H2O в отношении 1:10. Подобный способ записи

формул

всегда

используется

для

гидратов

и

минералов

(3BeO·Al2O3·6SiO2 – берилл), так как дает дополнительную информацию о их составе. Закон постоянства состава применим к подобным веществам в той же мере, как и к CO2. Очень немногие элементы встречаются в природе в виде отдельных, свободных

атомов

одного

сорта.

Атомы

большинства

элементов

взаимодействуют друг с другом или с атомами других элементов и становятся более устойчивыми при образовании химических связей. 17

Для того чтобы между двумя атомами возникла химическая связь, должно произойти понижение суммарной энергии этой системы. Значит при реакции: А(г) + В(г) →АВ(г) +энергия , должно

происходить

предпочтительнее

выделение

самопроизвольное

энергии.

В

противном

перераспределение

случае

электронов,

приводящее к образованию свободных атомов. Условно изобразим химическую связь между двумя атомами чертой (АВ), указывающей на наличие между атомами обобществляемых ими электронов. Если атомы А и В идентичны, распределение обобществляемых электронов оказывается симметричным, поскольку они испытывают влияние двух одинаковых ядер. Такая связь называется неполярной ковалентной. Однако если А и В – атомы различных элементов, электронная пара не будет симметрично распределена между ними, а вероятность нахождения электронов оказывается больше вблизи одного из ядер. Если воспользоваться представлением об электроотрицательности, то более электроотрицательный атом

будет

притягивать

обобществляемую

пару

электронов

сильнее.

Химическая связь, при которой центр распределения отрицательного заряда электронов смещен вдоль оси связи относительно положительного заряда ядер, называется

полярной

ковалентной

связью.

В

предельном

случае

обобществляемая пара электронов находится под влиянием лишь одного ядра. В этом случае электрон полностью переходит от атома А к атому В и на атоме В образуется избыточный отрицательный заряд, а на атоме А – избыточный положительный заряд. Размеры ионов А+ и В- оказываются не одинаковыми. Ионы А+ и В- притягиваются друг к другу под влиянием электростатического взаимодействия. Взаимодействие такого типа называется ионной связью. Атомы всех 107 элементов периодической системы отличаются друг от друга по электронному строению, поэтому разнообразие возникающих между ними химических связей должно быть чрезвычайно велико. Разобраться во всем этом многообразии позволяют экспериментальные данные об изменении энергии в процессе образования связей; на этой основе удается отнести любую

18

связь к одному из нескольких основных типов – ионному, ковалентному или полярному ковалентному типу. В некоторых веществах с ковалентными связями соединяющиеся атомы поставляют на образование связей неодинаковое число электронов. При этом у одного атома должны иметься несвязывающие электроны, как, например, неподеленная пара в молекуле NH3, а у другого – валентные орбитали H H H + :N: H → [ H :N: H ]+ H H +

Другим примером является образование иона дисульфида [ :S: ]2- + S: →

[ :S : S: ]2-

При образовании иона аммония несвязывающие электроны азота смещаются к протону H+, у которого имеется вакантная 1S- орбиталь, а в ионе дисульфида неподеленная пара электронов сульфид – иона используется для образования связи с атомом серы. Возникающие таким образом связи называются донорно – акцепторными или координационными ковалентными связями. Связи, образовавшиеся по донорно – акцепторному механизму, ничем не отличаются от ковалентных связей, возникающих при равном количестве электронов и орбиталей, поставляемых каждым из соединяющихся атомов, разве что тем, какому атому принадлежали связывающие электроны до образования связи. Например, в ионе NH4+ все четыре атома водорода связаны с центральным атомом азота совершенно эквивалентными связями. В молекуле CO, имеющей электронную формулу :C:::O:, для образования связи между атомами углерода и кислорода используются три валентные орбитали каждого атома, из которых возникает одна σ – связь и две π – связи. На их образование углерод поставляет два, а кислород – четыре связывающих электрона. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи называется валентностью. Количественной мерой валентности атома элемента 19

(Э) служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать соответственно одно- и двухвалентными), которые Э присоединяет, образуя гидрид ЭНх или оксид ЭnOm. В различных соединениях атомы одного и того

же

элемента

могут

проявлятьразличную

валентность,

так,

сера

двухвалентна в H2S и CuS, четырехвалентна в SO2 и SF4, шестивалентна в SO3 и SF6. До развития электронных представлений о строении вещества валентность трактовалась формально. В рамках электронной теории химической связи валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состояниях, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальную валентность элемента считают равной числу электронов во внешней электронной оболочке атома. Максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно соответствует ее порядковому номеру. Например, максимальная валентность атома C должна быть равна 4, Cl - 7. Электростатическая теория химической связи привела к формулировке близкого к валентности и дополняющего ее понятия степени окисления (окислительного числа). Степень окисления соответствует заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов. При этом электронные пары, обобщенные одинаковыми атомами делятся пополам. Например, степень окисления серы в SO3 равна +6. Вариант 1

1. Преимущественно ионная связь образуется между атомами: А Si и S; В C и N; С Cs и F; Д Al и Cl; Е N и O. 2. При некоторой температуре плотность паров серы по воздуху

равна 8,83.

Из какого числа атомов состоит молекула серы при этой температуре? А 2; В 3; С 4; Д 6; Е 8. 3. К двухэлементным веществам (в отличии от трехэлементных) относится: А хлорид аммония; В едкий калий; С сульфат натрия; Д сухой лед; Е гидроокись железа. 20

Вариант 2

1. Водородные связи образует соединения: А CH3CH2COONa; В KHSO4; С AsH3; Д C3H7OH; Е C6H6. 2. Найти формулу кристаллогидрата карбоната натрия, если его навеска массой 28,6г после высушивания уменьшилась до 10,6г. (в ответе указать число атомов в молекуле кристаллогидрата) А 30; В 33; С 36; Д 39; У 42. 3.Соединение, в котором ковалентные связи полярны: А O2; В H2; С F2; Д Cl2; Е Вариант 3

1. Масса 2,24л газа (условия нормальные) равна 2,8г. Чему равна молекулярная масса газа? А 14; В 28; С 42; Д 56; Е 70. 2. Указать характер химической связи в соединениях: HCl(г.); KJ(кр.); NaF(кр.); F2. 1)металлическая, 2) ковалентная неполярная, 3) ковалентная полярная, 4) ионная. (в ответе написать цифры в таком порядке, в каком соединения записаны в задании). А 3442; В 2342; С 2442; Д 4342; Е 2432. 3. «Твердое, легкоплавкое, летучее» можно сказать о веществе: А сахароза; В диоксид кремния; С фенол; Д этанол;

Е крахмал.

Вариант 4

1.

В каком оксиде связь элемент – кислород будет более полярной?

А NO; В P2O3; С SO2; Д CO2; Е BaO. 2. Найти формулу соединения, если в составе его массовая доля натрия – 29,11%, кислорода – 30,38 %, серы – 40.51 %. ( в ответе дать общее количество атомов в формуле соединения) А 3; В 4; С 5; Д 6; Е 7. 2.

К простым веществам ( в отличии от сложных) относится:

А аммиак; В поташ; С графит; Д вода; Е пищевая соль. 21

Вариант 5

1. Какого типа связи имеются в молекуле C2H5N+H3Cl-: ковалентные (1); водородные (10); донорно – акцепторные (100); ионные (1000); дативные (10000)? ( в ответе указать сумму условных значений правильных суждений). А 1101; В 1111; С 101; Д 111; Е 1100. 2. Определите простейшую формулу соединения алюминия с углеродом, если известно, что массовая доля алюминия в нем составляет 75 %. А Al2C3; В Al4C3; С AlC; Д AlC2; Е Al2C. 3.Только ковалентные ( полярные и неполярные ) связи имеются в соединениях: А Ca(OH)2; В NH4NO3; С H2O2; Д Na2O2; Е NaCl. Вариант 6

1. Какого типа связь возникает между элементами, заряды ядра которых +8 и +16, при образовании соединения между ними: 1) ионная; 2) ковалентная полярная; 3) ковалентная неполярная; 4) многоцентровая; 5) донорно – акцепторная. А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 5. 2. Образец соединения фосфора и брома массой 81,3 г содержит фосфор массой 9,3 г. Определите простейшую формулу этого соединения. А PBr; В PBr2; С PBr3; Д PBr5; Е PBr7. 3. Написать графическую формулу ортофосфата кальция ( в ответе указать общее количество связей между ионами кальция и кислотными остатками). А 8; В 7; С 6; Д 5; Е 4. Вариант 7

1. Указать какой из известных процессов представляет собой окисление. А MnO4-→MnO42-; В Br2→2Br-; С 2Н+→Н2; Д Cl-→ClO3-; Е S→S2-. 2. Некоторая кислота содержит водород (массовая доля 2,2 %, йод (55,7 %) и кислород (42,1 %). Определите простейшую формулу этой кислоты. А HJO; В HJO3; С HJO4; Д H5JO6; Е H3JO4. 22

3. Вещество с ионной связью – это: А железо; В поваренная соль; С сахароза; Д вода; Е этиловый спирт. Вариант 8

1. Расположить в ряд по увеличению полярности связей следующие соединения: 1) AlBr3; 2) HBr; 3) KBr; 4) Br2. ( в ответе написать цифры в таком порядке, к каком соединения записаны в задании) А 4123; В 4213; С 4231; Д 4312; Е 4321. 2. Установить истинную формулу органического соединения, если при сжигании 2,40г его было получено 5,28г углекислого газа и 2,88г воды. Плотность паров этого соединения по водороду равна 30 . ( в ответе указать количество атомов в молекуле). А 8; В 9; С 10; Д 11; Е 12. 3. К чистым веществам ( в отличии от смесей) относится: А морская вода; В родниковая вода; С воздух;

Д сталь;

Е бертолетова

соль. Вариант 9

1. Указать характер химической связи в соединениях: HCl(г); KJ(кр); NaF(кр); F2 (г). 1) металлическая; 2) ковалентная неполярная; 3) ковалентная полярная; 4) ионная. ( в ответе написать цифры в таком порядке, в каком соединения записаны в задании) А 3442; В 2342; С 2442; Д 4342; Е 2432. 2. Объем 0,25 моль кислорода равен (при нормальных условиях): А 11,2 л; В 1,2 л; C 2,24 л ; Д 3,36 л; Е 5,6 л. 3. Определить молекулярную формулу углеводорода, массовая доля углерода в котором составляет 85,7%, плотность вещества по водороду – 28. А C3H8; В C4H10; С C4H8; Д C5H10; Е C3H6.

23

Вариант 10

1. При прокаливании 30г кристаллогидрата сульфата кальция выделяется 6,28г воды. Какова формула кристаллогидрата? А CaSO4*H2O; В CaSO4*2H2O; CaSO4*3H2O; Д CaSO4*4H2O; Е CaSO4*5H2O. 2. Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления NO3-→NO2. А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 5. 3. Отношение массы молибдена к массе атомарного кислорода в оксиде молибдена равно 2. Определите простейшую формулу оксида. А MoO; В Mo2O3; С MoO2; Д MoO3; Е MoО5. 3 Типы химических реакций. Тепловой эффект химических реакций

Превращения одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции) называют химическими реакциями. При химических реакциях не изменяется изотопный состав химических элементов и общее число атомов в реагирующей системе. Химические реакции происходят при смещении

или

физическом

контакте

реагентов

самопроизвольно,

при

нагревании, участии катализаторов, под действием света (фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно – химические реакции), механических воздействий (маханохимические реакции), в низкотемпературной плазме и т.п. Химические реакции

изображают

с

помощью


уравнений.

Химическое

уравнение по существу представляет собой удобный способ передачи большого количества информации, для записи которой обычным словесным способом потребовалось бы несколько страниц текста. Каждая формула, входящая в уравнение, должна точно воспроизводить состав вещества, участвующего в химическом превращении; таким образом, формула каждого вещества в уравнении выражает закон постоянства состава. При составлении уравнений обязательно учитываются законы сохранения массы и зарядов. Помимо этого в химическом уравнении может содержаться информация о физическом состоянии реагентов и продуктов реакции, о состоянии их диссоциации на ионы в исследуемой системе и об условиях, при которых протекает реакция. 24

Глубина протекания химической реакции характеризуется либо степенью превращения – отношением количества вещества, вступившего в реакцию, к его исходному количеству, либо выходом реакции – отношение количества полученного продукта к исходному количеству реагента. Для классификации химических реакций часто используют название функциональной группы, которая появляется в молекуле реагента или исчезает в результате реакции (нитрование, декарбоксилирование) или характер изменения структуры исходной молекулы (изомеризация, циклизация). Многие химические реакции имеют специальные названия (нейтрализация, горение, гидролиз и др.). По способу разрыва химической связи в молекуле реагента различают гомолитические реакции и гетеролитические реакции. Химические реакции могут сопровождаться изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагентов (окислительно – восстановительные реакции). По механизму реакции бывают простые и сложные. Важный тип сложных химических реакций – цепные реакции. Реакции бывают обратимыми и необратимыми, т.е. односторонними. В основу кинетической классификации может быть положена молекулярность реакции (моно -, би – тримолекулярные реакции) или порядок реакции. По агрегатному состоянию реагентов различают газо -, жидко – и твердофазные химические реакции. Если реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе, то реакция называется гомогенной, если реакция происходит на поверхности раздела фаз – гетерогенной. Особую группу составляют химические реакции, происходящие на поверхности раздела твердых фаз реагента и продукта. При

протекании


реакций

происходит

перестройка

электронных оболочек реагентов, в результате чего могут рваться старые химические связи и образовываться новые, а также изменяться и силы взаимодействия между молекулами. Для разрыва химических связей в исходных веществах потребуется затратить определенную энергию, а при образовании связей в молекулах продуктов реакции она будет выделяться; протекание химической реакции будет сопровождаться изменением энергии системы. Если при протекании химической реакции отсутствуют другие виды работы, кроме работы расширения системы, то

25

Q= ∆U+ ∫ PdV. Обычно химические реакции проводятся при постоянном объеме или постоянном давлении. При постоянном объеме Qv= ∆Uv, а при постоянном давлении Qp= ∆H = ∆Up+P∆V. Объем (давление) системы должен сохраниться на всем пути от начала процесса до его завершения постоянным. Теплоту Qv и Qp называют тепловым эффектом реакции при постоянном объеме и постоянном давлении. Под тепловым эффектом химической реакции понимают количество теплоты, которое выделяется или поглощается при условиях: а) процесс протекает необратимо при постоянном объеме или давлении; б) в системе не совершается никаких работ, кроме работы расширения системы; в) продукты реакции имеют ту же температуру, что и исходные вещества. Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса (промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состояниями системы (т.е. состоянием исходных веществ и продуктов реакции). Это следствие первого закона термодинамики применительно к химическим процессам называется законом Гесса. Вариант 1

1. Реакция взаимодействия гидроокиси алюминия с соляной кислотой идет поуравнению: Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O + 234,2 кДж Сколько тепла выделится, если для реакции взято 7,02г Al(OH)3? А 21,07 кДж; В 23,42 кДж; С 46,84 кДж; Д 70,26 кДж; Е 132,1 кДж. 2.

Реакция

разложения

1

моля

карбоната

меди

CuCO3

сопровождаетсяпоглощением 10,6 ккал тепла. Какой объем углекислого газа (н.у.) при этом выделяется? А 5,6 л; В 11,2л; С 16,8 л; Д 22,4 л; Е 44,8 л. 3. Реакция, в результате которой выделяется осадок – это: 26

А FeS + HCl =…; В Na2CO3 + HNO3 = …; С KOH + HCl =…; Д CaCl2 + H3PO4 =…; Е Ba(OH)2 + HNO3 =… . Вариант 2

1. Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена: 2C2H2 (г.) + 5O2 (г.) = 4CO2 (г.) + 2H2O(г.) + 2600 кДж. Сколько теплоты выделится при сгорании 11,2 л (н.у.) ацетилена? А 650 кДж; В 1300 кДж; С 1950 кДж; Д 325кДж; Е 975 кДж. 2. Из 1 кг технического карбида кальция при полном разложении его водой было получено 300л ацетилена (н.у.). какова массовая доля примесей в этом образце карбида кальция? А 12,38 %; В 13,48 %; С 14,28 %; Д 14,88 %; Е 15,12 %. 3. Масса твердого осадка будет наибольшей после прокаливания карбоната: А магния, В кальция, С бария, Д стронция, Е цинка. Вариант 3

1. Закончить уравнение реакции и записать его в сокращенном ионно – молекулярном виде: Cu(OH)2 + H2SO4 = … ? ( в ответе указать сумму коэффициентов в сокращенном ионно – молекулярном уравнении). А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 6. 2. При разложении CaCO3 выделилось 11,2л CO2. Чему равна масса KOH, необходимая для связывания выделившегося газа в карбонат: А 14г; В 28г; С 42г; Д 56г; Е 112г. 3. Дано ионное уравнение: H+ + OH- = H2O. Ему соответствует молекулярное уравнение: А HNO3 + NH3*H2O = NH4NO3 + H2O; В 2HClO4 + Fe(OH)2 = Fe(ClO4)2 + 2H2O; С KHSO4 + KOH = K2SO4 + H2O; Д KOH + HNO2 = KNO2 + H2O; Е KOH + CH3COOH = CH3COOK + H2O.

27

Вариант 4

1. Исходя из термохимического уравнения реакции: C(тв.) + O2 (г.)= CO2 (г.)

+ 402 кДж.

Вычислить сколько граммов угля сгорело, если выделилось 3352 кДж теплоты (ответ привести с точностью до целых). А 80; В 90; С 95; Д 100; Е 110. 2. Закончить уравнение реакции и записать его в сокращенном ионномолекулярном виде: Na2CO3 + HNO3→…. ( в ответе указать суммарный заряд частиц в правой части сокращенного ионно – молекулярного уравнения) А 0; В 1; С 2; Д 3; Е 4. 3. Какое вещество служит реактивом на хлорид - ион? Написать сокращенное ионно – молекулярное уравнение реакции между этим веществом и хлоридом железа(3). ( в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении). А 2; В 3; С 4; Д 5; Е 6. Вариант 5

1.

Закончить уравнение реакции и записать его в ионно – молекулярном виде:

Fe(OH)3 + HCl → … ( в ответе указать суммарный заряд частиц в правой части сокращенного ионно – молекулярного уравнения). А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 6. 2.

В водном растворе может существовать смесь:

А бромид бария и сульфат аммония; В гидроксид бария и нитрат магния; С хлорид бария и нитрат хрома (3); Д хлорид бария и сульфат натрия; Е хлорид бария и нитрат серебра. 3. Какой объем (н.у.) занимает кислород, выделившийся из 1 моль веществаKСlO3? А 5,6 л; В 11,2 л; С 22,4 л; Д 33,6 л; Е 44,8 л. 28

Вариант 6

1. Какие из реакций, схемы которых приведены ниже, можно использовать дляполучения гидроксида алюминия? 1) Al2O3 + H2O → …

5) AlCl3 + NaOH(избыток) → …

10) AlCl3 + NaOH(недостаток) → …

20) AlCl3 + H2O(раствор) → …

Указать сумму номеров правильного ответа: А 6; В 10; С 11; Д 15; Е 25. 2. Какой объем (н.у.) занимает кислород, выделившийся из 1 моль вещества KМnO4: А 5,6л; В 8,4л С 11,2л Д 14,0л Е 16,8л. 1. Закончить уравнение реакции и записать его в ионно – молекулярном виде: Pb(NO3)2 + H2S → … ( в ответе указать сумму коэффициентов в сокращенном ионно – молекулярном уравнении) А 3; В 4; С 5; Д 6; Е 7. Вариант 7

1. Указать, какой из приведенных процессов представляют собой окисление: А MnO4- → MnO42- ; В Br2 → 2Br-; С 2H+ → H2 ; Д Cl- → ClO3- ; Е S → S2-. 2. При сгорании в кислороде 18,0г алюминия выделяется 546, 6 кДж теплоты. Составить термохимическое уравнение реакции ( в ответе указать количество теплоты в кДж, с точностью до целых, выделяемое при сгорании алюминия количеством вещества 1 моль). А 700; В 760; С 800; Д 820; Е 840. 3. Укажите смесь с кислотной средой: А 2KOH + H2SO4 = …

Д 2(NH3*H2O) + H2SO4 = …

В Ba(OH)2 + H2SO4 = …

Е 2CsOH + H2SO4 = …

C 2NaOH + H2SO4 = Вариант 8

1. Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена: 29

2C2H2 (г) + 5O2 (г) = 4CO2 (г) +2H2O (г) + 2600 кДж Сколько теплоты выделится при сгорании 11, 2л (н.у.) ацетилена? А 650 кДж; В 1300 кДж; С 1950 кДж; Д 325 кДж; Е 975 кДж. 2. К химическим явлениям (в отличии от физических ) относятся: А возгонка твердого йода; В возгорание спички; С приготовление порошка из куска мыла; Д плавление фенола; Е сублимация йода. 3. Какой объем 15% - ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл) потребуется для полного растворения 27г Al? А 890 мл; В 891 мл; С 892 мл; Д 893 мл; Е 895 мл. Вариант 9

1. Закончить уравнение реакции и записать его в сокращенном ионно – молекулярном виде: Cu(OH)2 + H2SO4 → … ( в ответе указать сумму коэффициентов в сокращенном ионно - молекулярном уравнении) А 2; В 3; С 4; Д 6; Е 8. 2. Масса твердого остатка будет наименьшей после прокаливания карбоната: А магния; В кальция; С стронция; Д цинка; Е меди. 3. Какие из реакций, схемы которых приведены ниже, можно использовать для получения гидроксида цинка: 1) ZnO + H2O → …

10) ZnCl2 + KOH(недостаток) → …

5) ZnCl2 + KOH(избыток) → …

20) ZnO + H2O(раствор) → …

(в ответе указать номер или сумму номеров правильного ответа) А 5; В 10; С 11; Д 15; Е 20. Вариант 10

1. Степень окисления первого (слева) элемента в формуле [AlH4]-. А +1; В +2; С +3; Д +4; Е +5. 30

2. Исходя из термохимического уравнения реакции: C(тв) + O2 (г) = CO2 (г) + 402 кДж. Вычислить, сколько граммов угля сгорело, если выделилось 3352 кДж теплоты (ответ привести с точностью до целых). А 80; В 90; С 95; Д 100; Е 110. 3. При разложении 21г карбоната двухвалентного металла выделилось 5,6л CO2. Установите формулу соединения. А CaCO3; В ZnCO3; С MgCO3; Д BaCO3; Е CuCO3. 4 Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Разные реакции совершаются с самыми различными скоростями. Например

реакции

разложения

взрывчатых

веществ

заканчиваются

в

десятитысячные доли секунды; другие продолжаются минутами, часами, днями, а третьи растягиваются на десятки, сотни и тысячи лет (процессы, совершающиеся в земной коре). От скорости реакции, применяемой в производственном процессе зависит

производительность

аппарата

и


вырабатываемой

продукции; от скорости твердения цемента зависят сроки введения сооружения в эксплуатацию и т. д. Поэтому важно знать, с какой скоростью будет совершаться та или иная реакция в данных условиях и как нужно изменять эти условия, чтобы она протекала с желательной скоростью. Учение о скоростях и механизмов химических реакций называют химической кинетикой. Для получения химических закономерностей должны быть известны не только начальное и конечное состояния системы, но и путь, по которому протекает реакция, а он обычно заранее не известен. Зная закономерности (математическую модель) протекания химической реакции и ее кинетические параметры, можно рассчитать ее скорость и оптимальные условия проведения в промышленном реакторе. Большинство химических реакций являются сложными процессами, протекающими через ряд последовательных и параллельных стадий. Реакции, протекающие

в

одну

стадию,

называют

элементарными

реакциями.

Совокупность реакций из элементарных стадий называется механизмом реакции. 31

Во многих случаях скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в соответствующие степени ni: W = K*C1n1*C2n2… ,

(4.1)

где К - коэффициент пропорциональности - константа скорости реакции, она не зависит от концентрации реагирующих веществ и времени; n1,n2,… - определяются по опытным данным. При c1=c2=ci=1 скорость реакции численно равна константе скорости. Поэтому константу скорости иногда называют удельной скоростью реакции. Наблюдаемая

на

опыте

скорость

химической

реакции

является

совокупностью множества протекающих за единицу времени элементарных химических актов. Число молекул, участвующих в элементарном химическом акте, называется молекулярностью реакции. Молекулярность реакции всегда целое положительное число (1, 2, реже 3). Элементарных химических актов с одновременным участием четырех молекул не бывает, так как вероятность одновременного столкновения четырех молекул очень мала. Судить о молекулярности реакции по стехиометрическому уравнению нельзя, так как между ними нет никакой связи. С повышением температуры скорость химической реакции, как правило, возрастает. При повышении температуры процесса на 10 скорость реакции в области умеренных температур увеличивается в два - четыре раза (правило Вант - Гоффа). Поэтому иногда зависимость скорости от температуры характеризуют температурным коэффициентом, который определяют как возрастание скорости при повышении температуры на 10˚. α(Т) =

W(Т +10) W(Т)

(4.2)

Зависимость константы скорости реакции от температуры в большом числе случаев может быть описана уравнением Аррениуса:

32

K = K0e-Е/RT,

(4.3)

где T - абсолютная температура; K и E - постоянные параметры. Поскольку концентрация реагирующих веществ практически не зависит от температуры, то такое же соотношение получается и для скорости процесса: W = W0e-Е /RT,

(4.4)

где W0=K0[A1] n1 [A2] n2 … Сильное влияние на скорость химической реакции оказывают катализаторы. Образуя с реагентами промежуточные продукты, они повышают скорости химических реакций на много порядков, выделяясь в конце реакции в неизменном

химическом

состоянии.

Большинство

многотонажных

промышленных химических процессов - получение аммиака, серной и азотной кислот, полимерных материалов, процессы переработки нефти и многие другие протекают в присутствии катализаторов. Итак, главнейшими факторами, определяющими скорость химических реакций, в общем случае, является строение реагирующих молекул и их концентрация, температура, среда и катализаторы. Любой процесс приводит систему в состояние, при котором в ней не наблюдается никаких видимых изменений при неизменных условиях. Такое состояние системы называется состоянием равновесия. Основные законы состояния равновесия были первоначально установлены экспериментально и лишь потом обоснованы термодинамически. Качественную закономерность изменения состояния равновесия в зависимости от внешних условий впервые установил Ле – Шателье и затем обобщил Браун: “если в равновестной системе изменить внешние условия, то равновесие смещается так, чтобы эффект внешнего

воздействия

уменьшался”.

Основной

количественный

закон

химического равновесия впервые установлен Н.Н.Бекетовым (1865г) и далее развит в работах Гульдберга и Вааге (1867г). Этот закон называется законом действующих масс. Для гомогенных равновесных систем он формулируется следующим образом: произведение концентраций образовавшихся веществ, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в равновесной 33

системе при постоянной температуре есть величина постоянная, называемая константой равновесия. В уравнении закона действующих масс концентрации всех веществ записываются в степени, равной их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Предположим, что ν1 моль вещества А взаимодействует с ν2 моль вещества В с образованием ν3 моль вещества С и ν4 моль вещества Д по реакции: ν1А + ν2В → ν3С + ν4D тогда имеем: ν3

ν4

ν1

ν2

CC * CД CA * CB

= const = KC ,

(4.5)

где СА, СВ, СС, СD – равновесие концентрации; ν1, ν2,ν3, ν4 - стехиометрические коэффициенты; KC – константа равновесия. Если во взаимодействии участвуют газообразные вещества, то равновесие количественно может быть охарактеризовано не через концентрации, а через равновесие давления: ν3

ν4

ν1

ν2

PC * PД PA * PB

= const = K P ,

(4.6)

где PA, PВ, PС, PД - равновесные давления участников реакции; Кр – константа равновесия. Константа равновесия Кр не зависит от общего давления и парциального давления газов, но зависит от температуры. Связь между равновесными концентрациями или парциальными давлениями веществ выражается законом действующих масс. Взаимосвязь констант Кр и Кс выражается соотношением: Кр = Кс(RT)∆ν,

34

(4.7)

где ∆ν = ν3+ν4-ν1-ν2 – изменение числа молей реагирующих газов в течение реакции. Если реакция в газовой фазе протекает без изменений числа молей (∆ν = 0), то Кр = Кс

(4.8)

Для оценки влияния температуры на состояние равновесия системы используется уравнение изобары (изохоры) химической реакции

dLnK P ∆H = dT RT 2

(4.9)

Решение уравнения приводит к выражению:

Ln

KT2 ∆H  1 1   − , = KT1 R  T2 T1 

(4.10)

где ∆Н – изменение энтальпии химической реакции; КТ1, КТ2 – константы равновесия химической реакции при температурах Т1 и Т2 соответственно. Соотношение (4.10) позволяет вычислить изменение энтальпии реакции по двум известным константам равновесия КТ1 и КТ2 или вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известно изменение энтальпии реакции и константа равновесия при другой температуре. Вариант 1

1. Реакция протекает по уравнению: 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2 Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ были (моль/л): [HCl]=0,75;

[O2]=0,42; [Cl2]=0,20. Какова была концентрация кислорода в

начале реакции? 35

А 0,84 моль/л;

В 0,62 моль/л;

С 0,52 моль/л;

Д 0,72 моль/л;

Е 0,82

моль/л. 2. Начальная концентрация исходных веществ в системе CО + Cl2 = CОCl2

была равна 0,2 моль/л CО и 0,4 моль/л Сl2. Во сколько раз

увеличится скорость реакции, если концентрацию CО повысить до 1моль/л, а концентрацию Сl2 до 0,8 моль/л? А 5; В 10; С 15; Д 20; Е 25. 3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз при температурном коэффициенте, равном 3? А 5 º; В 20 º; С 30 º; Д 40 º; Е 50 º. Вариант 2

1. Какие факторы способствуют смещению равновесия в реакции: H2 (г) + S(ж) → H2S(г) + 20,9 кДж в сторону образования сероводорода? А увеличение давления; В увеличение температуры; С увеличение концентрации серы; Д уменьшение температуры; Е уменьшение объема системы. 2. В системе CО + Cl2 = CОCl2 концентрацию CО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции? А в 10 раз; В в 8 раз; С в 1,5 раз; Д 12 раз; Е в 14 раз. 3. При температуре 30 ºС реакция протекает за 25 минут, при температуре 50 ºС – за 4 минуты. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции. А 1,5; В 2,0; С 2,4; Д 2,5; Е 3,0. Вариант 3

1. Для обратимой реакции

H2 + J2 → 2HJ при 509ºС константа скорости

прямой реакции 0,16, а константа скорости обратной реакции 0,0047. Вычислить константу равновесия. А 30; В 31; С 32; Д 32; Е 34. 2. Две реакции при 10 ºС протекают с одинаковой скоростью (V1 = V2). Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 3, второй – 4. 36

Как будут относиться скорости реакции V2/ V1, если реакцию проводить при 30ºС? А ¾; В 4/3; С 9/16; Д 16/9; Е 64/27. 3. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 243 раза при температурном коэффициенте 3? А 10; В 30; С 40; Д 50; Е 60. Вариант 4

1. Какие факторы способствуют смещению равновесия в реакции Fe2O3 (тв) + 3H2 (г) → 2Fe(тв) + 3H2O(г) – 89,6 кДж в сторону образования железа? А увеличение давления; В уменьшение давления; С увеличение концентрации Fe(тв); Д повышение концентрации Fe2O3; Е повышение температуры. 2. Реакция при температуре 40 ºС протекает за 180с. температурный коэффициент равен 3. За сколько времени завершится эта реакция при 60ºС? ( в ответе указать время завершения реакции в секундах). А 5; В 10; С 15; Д 20; Е 30. 3. Во сколько раз станет больше скорость реакции 2NO + O2 → 2NO2 при увеличении давления в системе в 4раза? А 2; В 8; С 4; Д 16; Е 64. Вариант 5

1.

Равновесие реакции этерификации желательно сместить в сторону образования эфира. Каким способом можно это сделать?

А добавить катализатор; В уменьшить концентрацию спирта; С уменьшить концентрацию кислоты; Д отогнать образующийся эфир; Е добавить воду. 2.

Какое из перечисленных воздействий приведут к изменению константы скорости реакции:

А изменение давления; В изменение объема реакционного сосуда; С изменение температуры; Д введение в систему катализатора; Е изменение концентрации реагирующих веществ. 3.

Найти константу равновесия реакции 37

N2O4 → 2NO2, если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия диссоциировало 50% N2O4. А 0,02; В 0,04; С 0,08; Д 0,16; Е 0,32. Вариант 6 1. Рассчитайте равновесную концентрацию водорода в реакции:

CO + H2O → CO2 + H2, если исходные концентрации веществ равны: [CO]=0,1 моль/л, [H2O]=0,4 моль/л, а константа равновесия при данной температуре равна единице. А 0,02 моль/л;

В 0,06 моль/л;

С 0,08 моль/л;

Д 0,10 моль/л;

Е 0,12

моль/л. 2. При охлаждении реакционной смеси с 50º до 20ºС скорость химической реакции уменьшилась в 27 раз. Вычислить температурный коэффициент этой реакции. А 9; В 1/9; С 1/3; Д 2; Е 3. 3. Начальная концентрация исходных веществ в системе CO + Cl2 → COCl2 была равна 0,3 моль/л CO и 0,2 моль/л Cl2. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если концентрациюCO повысить до 0,9 моль/л, а концентрацию Cl2 до 1,00 моль/л? А 5; В 10; С 15; Д 20; Е 25. Вариант 7

1. Если объем закрытого реакционного сосуда, в котором установилось равновесие 2SO2 (г) + O2 (г) ↔ 2SO3 (г), уменьшить в 2 раза, то: А скорость прямой и обратной реакции останутся одинаковыми; В скорость прямой реакции станет в 2 раза больше скорости обратной реакции; С скорость обратной реакции станет в2 раза больше скорости прямой реакции; Д равновесие не сместится; Е равновесие сместится влево. 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,0. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20º до 70ºС? А 10; В 16; С 32; Д 24; Е 8. 3. В какую сторону сместится равновесие системы CO2 (г) + H2 (г) = CO(г) + H2O(г) 38

при понижении давления? А вправо; В влево; С не сместится; Д зависит от температуры; Е зависит от величины давления. Вариант 8

1. Как сместить равновесие реакции: 2NO + O2 → 2NO2 + Q кДж в сторону образования NO2 1) понижением температуры 10) повышением температуры 100)уменьшением концентрации кислорода кислорода

200) увеличением концентрации

300) повышением давления 400) понижением давления

1000)

введением катализатора? ( ответ представить в виде суммы чисел, соответствующих выбранным способам) А 501; В 510; С 610; Д 1001; Е 1201. 2. Какое из перечисленных воздействий приведет к изменению константы скорости реакции? А изменение давления; В изменение объема реакционного сосуда; С

изменение температуры;

Д

введение новых количеств реагирующих

веществ; Е изменение давления и концентрации веществ. 3. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 →2NO2 возросла в 1000 раз? А в 5 раз; В в 10 раз; С в 20 раз; Д в 25; Е в 50 раз. Вариант 9

1. Для обратимой реакции

H2 + J2 → 2HJ при 509ºС константа скорости

прямой реакции 0,16, а константа скорости обратной реакции 0,0047. Вычислить константу равновесия. А 30; В 31; С 32; Д 32; Е 34. 2. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции H2 + J2 → 2HJ

при повышении температуры от 20º до 170ºС, если было

установлено, что при повышении температуры на каждые 25ºС скорость реакции увеличится в 3 раза? А 18; В 27; С 81; Д 243; Е 729. 3. Как сместить равновесие реакции: 39

N2 (г) +3H2 (г) → 2NH3 (г) + Q в сторону образования аммиака? А повысить температуру; В увеличить объем; С понизить температуру; Д уменьшить давление; Е ввести катализатор. Вариант 10

1.Найти константу равновесия реакции N2O4 → 2NO2, если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия диссоциировало 50% N2O4. А 0,02; В 0,04; С 0,08; Д 0,16; Е 0,32. 2.Реакция дегидрирования углеводородов – эндотермический процесс. Как сместить равновесие реакции: C4H10 (г) → C4H6 (г) + 2H2 (г) в сторону образования C4H6: 1)

понизить температуру; 10) повысить температуру; 20) повысить давление; 50) понизить давление;

100) ввести катализатор;

200) уменьшить

концентрацию H2? ( ответ дать в виде суммы чисел, соответствующих выбранным способам). А 150; В 160; С 210; Д 260; Е 250. 3.

Какие из перечисленных воздействий приведут к изменению значения константы равновесия химических реакций?

А

изменение давления;

температуры;

Д

В

изменение объема системы;

замена катализатора;

Е

С

изменение

изменение концентрации

реагирующих веществ.

5 Общие свойства растворов. Концентрация растворов

В окружающем нас мире мы повсюду встречаемся с растворами. Обычный воздух представляет собой газообразный раствор азота, кислорода, аргона, диоксида углерода и небольших количеств других веществ. Столовый уксус – разбавленный раствор уксусной кислоты в воде, «серебрянные» монеты – твердый раствор никеля и меди, а морская вода – водный раствор целого ряда веществ, среди которых преобладают ионы Na+, Mg2+, Cl- и SO42-. В организме человека содержится множиство различных растворов, начиная от простых (растворов солей и кислот) и кончая такими сложными дисперсиями, как кровь. 40

Растворами называют однородные системы, состоящие из двух и более веществ, состав которых можно изменять в определенных пределах без нарушения гомогенности. Растворы могут существовать в любом из агрегатных состояний – газообразном, жидком или твердом. Два твердых вещества могут практически не вступать в реакцию друг с другом, но растворы этих веществ способны быстро реагировать. Так происходит с порошкообразной смесью твердого NaHCO3 и твердой кислоты NaH2PO4, при растворении которой вещества реагируют с образованием CO2, пузырьки которого заставляют тесто всходить. В химии чаще всего имеют дело с разбавленными растворами, в которых содержится менее 1 моля растворенного вещества на литр раствора. Компонент раствора, находящийся в нем в меньшем количестве принято называть растворенным веществом, а тот, который находится в большем количестве, называется растворителем. Различие между растворенным веществом и растворителем становится менее очевидным в концентрированных растворах. Например, для 50%-ного раствора спирта и воды трудно решить, что является растворенным веществом, а что растворителем. В концентрированной 98%-ной H2SO4

вода, выступающая обычно как растворитель, сама оказывается

растворенным веществом. По характеру взаимодействия растворяемого вещества с растворителем все растворы можно разделить на два типа. Ионные вещества, если их удается растворить, обычно образуют ионные растворы. При растворении ионного вещества (NaCl) образуется однородная смесь ионов Na+ и Cl- с водой. В большинстве случаев соли образуют полностью ионизованные растворы, однако существуют и исключения, например, ацетат свинца, при растворении которого образуется однородная смесь молекулярного типа. Молекулярные вещества также образуют ионы при растворении в воде.

Наиболее

примечательными примерами веществ такого типа являются кислоты, подобные HCl и H2SO4, которые при переходе в раствор отдают протоны молекулам воды. При растворении большинства газов и органических соединений

они

остаются

недиссоциированными.

Например,

кислород,

который растворяется в воде и поддерживает в ней органическую жизнь, существует в растворе в виде молекул О2. Йод также растворяется в воде, 41

переходя в нее в виде молекул J2, и большая часть CO2 в газированной воде остается в виде отдельных молекул. Бензин представляет собой в основном молекулярный раствор углеводородов, а чай , кофе, уксус и вино по существу также являются молекулярными растворами. Называя раствор разбавленным или концентрированным, мы даем лишь качественное определение его концентрации. Гораздо больший интерес представляет количественный способ выражения концентрации растворов. Для выражения концентрации компонентов раствора применяются различные способы: 1. Молярная доля (Ni) или молярное содержание данного компонента (i), выраженное в процентах:

Ni =

ni Σn i

N i (0 ) = 0

n i * 100 , Σn i

где ni – количество i-го компонента, моль. 2. Массовая доля (ω) или массовое содержание данного компонента, выраженное в процентах:

ωi =

mi Σm i

ω i (0 ) = 0

m i *100 , mi

где mi – масса данного компонента. 3. Объемная масса (φi) или объемное содержание данного компонента, выраженное в процентах:

ϕi =

Vi V

ϕ i (0 ) = 0

Vi * 100 , V

где V – объем раствора, Vi – объем данного компонента. 4. Молярность – количество i-го компонента в молях в одном литре раствора:

42

Сi =

ni , V

где V –объем раствора, л. 5.Моляльность

(mi)-


i-го

компонента

(в

молях)

в

1000г

растворителя:

mi =

n i *1000 , M

где M – масса растворителя. Процесс растворения может основываться на одном или нескольких механизмах. Наиболее сильнодействующим способом растворения вещества является

химическое

растворение.

Например,

цинк

растворяется

в

хлористоводородной кислоте за счет своей способности восстанавливать ионы H+ до элементарного водорода, сам цинк переходит в раствор в виде ионов Zn2+. В результате химической реакции происходит растворение твердях веществ в определенных водных реагентах: Растворение алюминия в щелочном растворе: 2Al + 2OH- + 2H2O → 2AlO2- + 3H2, растворение карбоната кальция в природных источниках воды: CaCJ3 + CO2 + H2O → Ca2+ + 2HCO3-, растворение оксида фосфора (5) P4O10 в воде: P4O10 + 6 H2O → 4H3PO4. В тех случаях, когда растворение вещества не сопровождается химической реакцией, между растворяемым веществом и растворителем происходит взаимодействие называемое сольватацией. Если растворителем является вода, образующиеся комплексы называют гидратами. Число ассоциированных молекул воды определяется размером иона и его атомным строением. Особенностью воды, объясняющей ее способность сольватировать ионные вещества, является большая величина диэлектрической проницаемости, которая служит мерой способности вещества ориентировать свои молекулы в электрическом поле и зависит от дипольного момента отдельных молекул. 43

Для того чтобы при плавлении кристалла KCl его ионы «высвободились» из решетки, требуется поднять температуру до 790ºС. Эта температура соответствует большому количеству кинетической энергии, необходимому, чтобы ионы кристалла смогли компенсировать энергию решетки. Разрушая кристалл KCl при комнатной температуре, вода достигает почти такого же эффекта. Попробуем разобраться в причинах такой способности воды. При растворении соли типа KCl в воде процесс сольватации начинается с ориентации диполей молекул воды вокруг всех граней и выступов кристалла соли. Как катионы, так и анионы на поверхности кристалла постепенно гидратируются, причем энергия их гидратации оказывается больше, чем энергия рещетки твердого кристалла. Эффективность процесса растворения определяется, с одной стороны, способностью молекул воды гидратировать ионы

на поверхности кристаллов соли, а с другой – естественной

способностью ионов и молекул перемешиваться друг с другом. Растворение многих неионных веществ, например сахара, мочевины, спирта или глицерина, в воде также объясняется сольватацией. Растворяемые вещества подобного типа состоят из полярных молекул и поэтому вступают в диполь – дипольное взаимодействие с растворителем. Третий механизм растворения обусловлен дисперсионным эффектом. Молекулы газов, а также некоторых жидких и даже твердых веществ связаны друг с другом настолько слабыми силами межмолекулярного взаимодействия, что они способны перемешиваться с молекулами подобных себе веществ, очень мало изменяя при этом свою энергию. Например, парафин растворяется в бензоле вовсе не потому, что между молекулами этих веществ возникает сколько – нибудь заметное притяжение, а потому что силы межмолекулярного взаимодействия в парафине очень слабы и молекулы бензола, со своей стороны, не препятствуют молекулам парафина распределяться между ними, так как силы межмолекулярного взаимодействия в бензоле тоже невелики. Парафин практически не растворим в воде, потому что между молекулами воды действуют очень большие силы взаимодействия и беспорядочно движущиеся молекулы парафина не в состоянии преодолеть эти силы и раздвинуть молекулы воды, чтобы распределиться среди них.

44

Становится

понятной

справедливость

старинного,

найденного

из

многовекового опыта правила: «подобное растворяется в подобном». Поэтому одни растворы образуются в основном в результате диполь – дипольных взаимодействий, в других растворах преобладают дисперсионные силы, а многие растворы относятся к промежуточному типу. Различие между этими механизмами образования растворов нередко устанавливается по измерениям энергетических эффектов, определяющих растворение. Вариант 1

1. Считая диссоциацию Al2(SO4)3 полной, вычислите концентрацию иона SO42в 0,1 М растворе соли: А 0,1 моль/л; В 0,2 моль/л; С 0,3 моль/л; Д 0,6 моль/л; Е 0,5 моль/л. 2. Какой объем формальдегида (н.у.) нужно растворить в воде, чтобы получить 1л формалина (40%-ный раствор формальдегида с плотностью 1,11 г/мл)? А 317,5 л; В 322,5 л; С 327,5 л; Д 331,5 л; Е 332,5 л. 3. В растворе какой соли (указать номер) концентрация ионов водорода будет наибольшей: 1) NaCl 2)CH3COONa 3)AlCl3 4) Ca(NO3)2 5) NaNO3. А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 5. Вариант 2

1. Какой объем воды надо прибавить к 100мл 20%-ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ=1,14г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор? А 340мл; В 341мл; С 342мл; Д 344мл; Е 346мл. 2. Определите молярную концентрацию раствора с массовой долей гидроксида натрия 0,2, плотность которого равна 1,22г/мл. А 5,8 моль/л; В 5,9 моль/л; С 6,0 моль/л; Д 6,1 моль/л; Е 6,2 моль/л. 3. Считая диссоциацию полной, вычислите концентрацию иона SO42 в 0,1 М растворе соли Fe2(SO4)3: А 0,033 М; В 0,1 М; С 0,3 М; Д 0,5 М; Е 1,0 М. Вариант 3 45

1. Аммиак, объем которого при нормальных условиях равен 2,8л. растворили в воде. Объем раствора довели до 500мл. какое количество вещества аммиака содержится в таком растворе объемом 1л? А 0,15 моль; В 0,20 моль; С 0,25 моль; Д 0,30 моль; Е 0,4 моль. 2. Упарили вдвое (по объему) 2л 10%-ного раствора NaCl (плотность1,07г/мл). Определите молярную концентрацию полученного раствора. А 3,26 М; В 3,36 М; С 3,46 М; Д 3,56 М; Е 3,66 М. 3. Раствор, находящийся в контакте с кристаллами растворенного вещества, называется: А ненасыщенный; В насыщенный; С перенасыщенный; Д концентрированный; Е крепкий. Вариант 4 1. Определите молярную концентрацию раствора, полученного при растворении сульфата натрия массой 42,6г в воде массой 300г, если плотность полученного раствора 1,12г/мл. А 0,90 М; В 0,92 М; С 0,94 М; Д 0,96 М; Е 0,98 М. 2. Предельно - допустимая концентрация (ПДК) фенола в местах водопользования составляет 0,001мг/л. Рассчитать, во сколько раз концентрация фенола превышает ПДК, если в водоем объемом 1*105 м3 со сточными водами было сброшено 30кг. А 3; В 30; С 300; Д 333; Е 3000. 3. Однозначный способ перевода ненасыщенного раствора в насыщенный – это: А охлаждение раствора; В нагревание раствора; С добавление воды; Д добавление соли; Е испарение воды при Т=const. Вариант 5

1. Определите массовую долю хлорида кальция в растворе 1,4 М CaCl2, плотность которого равна 1,12г/мл. А 0,136; В 0,137; С 0,138; Д 0,139; Е 0,140. 2. Какой количество вещества нитрата натрия содержится в растворе объемом 1л с массовой долей NaNO3 40%, плотность которого 1,32г/мл? А 6,0 моль; В 6,1 моль;

С 6,2 моль;

Д 6,3 моль;

Е 6,4 моль. 3.Раствор соли будет 10%-ным, если он приготовлен растворением: 46

А 20 г соли в 200 г воды; В 40г соли в 460 г воды; С 30 г соли в 270 г воды; Д 10 г соли в 100 г воды; Е 10 г соли в любой массе воды. Вариант 6

1. Плотность 40%-ного (по массе) раствора HNO3 равна 1,25г/мл. Рассчитать молярность этого раствора: А 7,92 М; В 7,94 М; С 7,96 М; Д 7,98 М; Е 8,00 М. 2. Какую массу оксида серы (6) надо растворить в 100г 91%-ного раствора серной кислоты для того, чтобы получить 30%-ный олеум? А 80 г; В 100 г; С 140 г; Д 120 г; Е 60 г. 3. Водные растворы (в отличии от эмульсий и суспензий) образуют: А мел; В жидкое мыло; С толуол; Д поваренная соль; Е ртуть. Вариант 7

1. Определить молярную концентрацию раствора 18г пропилового спирта C3H7OH (M(C3H7OH)=60г/моль) в 400мл водного раствора. А 0,3 М; В 0,5 М; С 0,65 М; Д 0,75 М; Е 0,85 М. 2. При пропускании диоксида углерода через суспензию (взвесь) в воде весь карбонат кальция, который содержался в 50,0г твердого образца, перешел в раствор. Определить массовую долю (в процентах, с точностью до целых) карбоната кальция в твердом образце, если прореагировало 8,96л (н.у.) диоксида углерода. А 70; В 75; С 80; Д 85; Е 90. 3. К смесям (в отличии от чистых веществ) относятся: А гашеная известь; В хлорид железа; С золото; Д соляная кислота; Е бертолетовая соль. Вариант 8

1. Какова концентрация раствора гидроксида кальция (в процентах, с точностью до сотых), полученного растворением 0,1г оксида кальция в 100,00г воды ? А 2,6; В 1,3; С 0,39; Д 0,26; Е 0,13.

47

2.Смешали 300г 20%-ного раствора и 500г 40%-ного раствора нитрата аммония. Какое количество вещества нитрата аммония будет содержаться в 1000г раствора? (ответ с точностью до целых). А 2; В 3; С 4; Д 5; Е 6. 3. Определите молярную концентрацию раствора, содержащего 6г мочевины CO(NH2)2 [M (CO(NH2)2) = 60г/моль] в 200мл водного раствора. А 0,1 М; В 0,3 М; С 0,5 М; Д 1 М; Е 1,5 М. Вариант 9

1. Какое количество вещества медного купороса необходимо прибавить к 150мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор в расчете на безводную соль? (ответ с точностью до сотых). А 0,02 моль; В 0,03 моль;

С 0,04 моль;

Д 0,05 моль;

Е 0,07 моль.

2. Сколько граммов воды необходимо добавить к 200мл 10%-ного раствора гидроксида натрия (ρ=1,1г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор? А 110; В 120; С 220; Д 275; Е 330. 3.Определить молярность раствора, содержащего 17,6г амилового спирта [М(C5H11OH) = 88г/моль] в 200мл раствора. А 17,6\17,6+200; В 17,6*1000\17,6+200; Д 17,6*1000\88*200;

С 17,6\88;

Е 17,6*200\88*1000.

Вариант 10

1. К раствору, содержащему 10,00г хлоридов алюминия и меди, прибавили избыток гидроксида натрия. Выпавший осадок отфильтровали, прокалили и получили при этом 2,40г сухого остатка. Определить массовую долю (в процентах, с точностью до десятых) хлорида алюминия в исходной смеси. А 59,5; В 59,0; С 58,5; Д 58,0; Е 57,5. 2. Какой объем 5М KOH потребуется для приготовления раствора 0,6М KOH объемом 250мл? А 25мл; В 30мл; С 35мл; Д 40мл; Е 45мл. 3. Вводе массой 600 г растворили аммиак объемом 560 мл (н.у.). Определите массовую долю аммиака в полученном растворе. А 0,062%; В 0,065%; С 0,068%; Д 0,071%; Е 0,075%. 48

6 Оксиды, основания, кислоты, соли. Гидролиз солей

Соединения элементов с кислородом называют оксидами. В молекулах нормальных оксидов все атомы кислорода непосредственно связаны с атомами других элементов и не связаны друг с другом. Они образуются обычно при непосредственном

окислении

кислородом

простых

веществ

либо

при

термическом разложении соответствующих гидроокисей, карбонатов, нитратов, сульфатов и других солей кислородных кислот. Если элемент образует с кислородом только одно соединение, то оно называется окисью (Li2O, MgO, Al2O3). Если для элемента известны два различных оксида, то тот, в котором кислорода относительно меньше, называется обычно закисью, а тот, в котором кислорода больше, - окисью. Например, Cu2O – закись меди, CuO – окись меди, FeO – закись железа, Fe2O3 – окись железа и т. д. Оксиды, в которых на один атом элемента приходится два или три атома кислорода, часто называют двуокисями или трехокисями, например: NO2 – двуокись азота, CrO3 – трехокись хрома и т. д. Если, наконец, элемент образует большее число оксидов, то остальные называют обычно ангидридами тех кислот, которые получаются при действии на них воды. Примером может служить азот, для которого известны пять оксидов: N2O – закись азота, NO – окись азота, N2O3 – азотистый ангидрид, NO2 – двуокись азота, N2O5 – азотный ангидрид. От указанной номенклатуры встречаются и отклонения. Например, соединения состава Э2О3 (где Э – общее обозначение элемента) иногда называют «полуторными» окислами; в тех случаях, когда элемент образует два окисла типов ЭО и ЭО2, первый обычно называют окисью, второй – двуокисью (вместо закиси и окиси), например: СО – окись углерода, СО2 – двуокись углерода. По химическим свойствам нормальные оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Изменение их химического характера удобно проследить на высших оксидах элементов 3 периода системы Менделеева: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7. Здесь ясно виден постепенный переход от типично основного оксида натрия к типично кислотным оксидам серы и хлора. Этому соответствует и повышение степени окисления элементов, образующих высший оксид. Подобные изменения 49

свойств наблюдаются у оксидов металлических элементов с переменной валентностью. Низшие же оксиды неметаллических элементов часто не обладают свойствами основных оксидов. Некоторые из них вообще не способны к образованию солей и потому носят название индифферентных, т.е. безразличных оксидов, как, например, CО и NO. Неорганические кислоты подразделяются на кислородсодержащие HnXOm и безкислородные HnУ, где XOn-m и Уn- - кислотные остатки, Х – кислотообразующий элемент, У – обычно галоген или халькоген. По числу атомов

H

различают

кислоты

одноосновные

(n=2),

например

HNO3,

двухосновные (n=2), например H2SO4, и многоосновные (n≥3), например H3AsO4, H6TeO6. В водном растворе кислоты способны к диссоциации с отщеплением протона, образующего гидроксоний – катион, например: HnXOm + H2O = Hn-1XOm + H3O+. Характеристикой силы кислоты может служить степень их диссоциации [сильные кислоты диссоциируют в разбавленном (~0,1н.) растворе практически нацело, слабые – лишь незначительно]. Для качественной оценки силы кислоты иногда используют эмпирические зависимости. Так, согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот m – n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1,2 и 3. Большинство кислот хорошо растворимы в воде; в водном растворе некоторые оксокислоты (например, HNO3, HMnO4) весьма сильные окислители, некоторые безкислородные (например, HCl, H2S) – сильные восстановители. Оксокислоты получают, как правило, взаимодействием ангидридов с водой (например, SO3 + H2O = H2SO4), безкислородные кислоты – реакцией обмена или прямым синтезом: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF Cl2 + H2 = 2HCl.

50

К неорганическим основаниям относят гидроксиды, группы – OH которых могут быть замещены на кислотные остатки, а также некоторые соединения, не содержащие OH – группы, например NH3, H2N – NH2. Не рассматривая свойства гидроокисей подробно, дадим лишь краткое сопоставление их типов с перечислением тех элементов, для которых данные типы наиболее характерны: Таблица 1 Валентность

Тип

Э

гидроокиси

Основной

Амфотерный

Кислотный

1

ЭОН

Cs, Rb, K, Na,

J

Br, Cl

Zn, Be, Pb, Sn

—

B, As, P, N

Химический характер гидроокиси

Li 2

Э(ОН)2

Ra, Ba, Sr, Ca,Mg, Cr, Mn,Fe,Co, Ni,Cu, Cd(Hg)

3

Э(ОН)3

La и

Jn, Al, Ga, Cr,

HЭO2

лантаниды У,

Sb, Au

Sе, Jr, Rh, Fe, Bi, Tl 4 5

Э(ОН)4

Th, Hg, Zr, U,

H2ЭO2

Cl

H3ЭO4

Pa

Ti, Pb, Sn, Pt

S Ta, Nb

HЭO3 6

H2ЭO4

Si, С, Ge, Se, V, Sb, As, P, N, J, Br, Bi

—

U, Np, Pu

W, Mo, Cr, Te, Se, S, Mn, Re, Os, Ru

7

HЭO4

—

—

Mn, Tc, Re, Cl, J

Различные вещества могут выполнять функцию кислоты и основания лишь в определенного типа реакциях, называемых кислотно – основными. Таким 51

образом, определение понятий кислоты и основания зависит от определения понятия кислотно – основного процесса. Единого подхода к классификации веществ, с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям пока нет. Общеприняты два подхода: по Бренстеду и по Льюису. По Бренстеду, кислотой является донор протона, т.е. реагент, отдающий протон, а основанием – акцептор протона, т.е. реагент, присоединяющий протон. Например, в реакции: HCl + OH- → Cl- + H2O, где – HCl и H2O – кислоты, Cl- и OH- - соответственно сопряженные с ними основания; в реакции: H2SO4 + H2O → HSO-4 + H3O+, где H2SO4 и H3O+ - кислоты, HSO-4 и H2O – основания; в реакции: NH+4 + NH-2 → 2NH3, где NH+4 – кислота, NH-2 – основание, а NH3 выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула). По Льюису, кислота – акцептор электронной пары, т.е. реагент, присоединяющий пару электронов, а основание – донор электронной пары, т.е. реагент, отдающий пару электронов. Например: H F H F H : N: + B : F = H : N : B : F , H F H F где – BF3 – кислота, а NH3 –основание. Бренстед и Льюис подходят к определению кислоты и основания с разных точек зрения, однако оба подхода имеют между собой внутреннюю связь, которая состоит в том, что сам протон, как и другие льюисовские кислоты, характеризуется большим сродством к электронной паре. 52

Продукты замещения атомов H кислоты на металл или групп – OH основания на кислотный остаток называют солями. Соли – кристаллические вещества, имеющие ионную структуру; класс химических соединений. Существуют соли следующих типов: средние (или нейтральные), кислые, основные, двойные и смешанные. Если при образовании солей из кислот и оснований

путем

нейтрализации

все

ионы

водорода

нейтрализованы

гидроксильными ионами, из раствора при упаривании выкристаллизовывается средняя соль: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O. В случае нейтрализации не всех водородных ионов из раствора выкристаллизовывается кислая соль: H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O. Основные соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы гидроксила, например: HCl + Mg(OH)2 = Mg(OH)Cl + H2O. В состав двойных солей входят катионы разных металлов, например: KAl(SO4)2 ·12H2O, а в состав смешанных – анионы разных кислот, например: CaCl(OСl). Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых сильно отличаются от свойств минеральных солей. Хорошим растворителем для солей является вода. Взаимодействие молекул воды и соли настолько велико, что может преодолеть силы сцепления между ионами соли и тем самым перевести их в раствор в виде гидратированных ионов. За исключением солей, образованных сильными кислотами и основаниями, все соли при растворении в воде подвергаются гидролизу. Реакции обменного разложения между водой и различными соединениями называют гидролизом. Гидролиз протекает как в водных растворах, так и при взаимодействии

воды

или

водяных

паров

с

твердыми,

жидкими

и 53

газообразными веществами. Гидролизу подвержены химические соединения различных классов, в том числе соли, белки, углеводы, эфиры, жиры и др. Суммарный результат гидролиза какого либо соединения может быть описан одной из следующих схем: BA + H2O = B+ + OH- + HA +

(6.1)

-

BA + H2O = BOH + H + A

(6.2)

BA + H2O = BOH + HA

(6.3)

Детальный механизм гидролиза выяснен еще не достаточно; для разных групп соединений он может быть существенно различным. Многочисленны случаи обратимого гидролиза, в особенности характерного для солей. Равновесие при обратимом гидролизе подчиняется закону действующих масс и други термодинамическим

соотношениям.

Величинами,

характеризубщими

гидролитическое равновесие, является константа гидролиза Кг и степень гидролиза h, которые определяются соотношениями вида: для реакции (3)

Кг =

[BOH][HA] = CBOH⋅ CHA * fBOH⋅ fHA , [BA][H2O] CBA ⋅ CH2O fBA ⋅ fH2O

h =

Cг , C

где [BOH], [HA], [BA], [H2O]- активности, СBOH, CHA, CBA, CH2O – концентрации, fBOH, fHA, fBA, fH2O –коэффициенты активности участвующих в процессе веществ, Сг – концентрация гидролизованной части, С – полная концентрация вещества. Вариант 1

1. Какие из приведенных ниже оксидов будут растворяться в воде: 1) CuO 5) SO3 10) SiO2 20) Al2O3 50) Na2O Указать сумму номеров правильного ответа. А 11; В 30; С 25; Д 55; Е 75. 54

2. Среда нейтральная в растворе: А Ca(NO2)2; В KСlO; С KСlO4; Д NH4Cl; Е KF. 3.Соль гидролизуется по катиону – это: А NaNO3; В NaNO2; С Сa(NO3)2; Д NaF; Е NH4NO3. Вариант 2

1. Какой из перечисленных газов при пропускании через раствор щелочи вступает с ней в реакцию? А CO; В N2; С HCN; Д CF4; Е CH4. 2.Какой из данных электролитов является амфотерным? А KJ; В NaHSO4; С Zn(OH)2; Д Сu(OH)2; Е Fe(OH)3. 3.Не гидролизуется соль калия: А сульфид; В сульфит; С гипохлорид; Д йодид; Е карбонат. Вариант 3

1. Какие из указанных гидроксидов не могут образовывать основные соли? А Cu(OH)2; В Ca(OH)2; С Al(OH)3; Д Fe(OH)3; Е KOH. 2. Какая из формул соответствует хлорату бария: А BaCl2; В Ba(OCl)2; С Ba(ClO3)2; Д Ba(ClO2)2; Е Ba(ClO4)2. 3. Написать уравнения реакций гидролиза. Указать реакцию среды водных растворов солей: 1) Ca(NO3)2 2) KCl 3) Na2S 4) AlCl3. 1 – кислая,

2 – нейтральная; 3 – щелочная (в ответе представить число,

составленное из цифр, соответствующих характеру среды, в таком же порядке, в каком соли записаны в задании). А 2231; В 2331; С 2311; Д 2313; Е 3322. Вариант 4

1.Масса твердого остатка будет наибольшей после прокаливания карбоната: А стронция; В кальция; С магния; Д цинка; Е бария. 2. В растворе какой соли (указать номер) концентрация ионов водорода будет наибольшей: 1) NaCl 2) CH3COOK 3) AlCl3 4) Ca(NO3)2 5) NaNO3. 55

А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 5. 3. Соль, которая подвергается гидролизу, – это: А CaCl2; В KNO3; С KСlO4; Д KF; Е KCl. Вариант 5

1.Какие оксиды из приведенных ниже взаимодействуют с водным раствором гидроксида натрия: 1) MgO 5) SiO2 10) P2O5 20) ZnO 50) CаO (указать сумму цифр правильного ответа). А 15; В 60; С 30; Д 80; Е 25. 2.При взаимодействии 12г кальция и 12г брома получится соль массой: А 15г; В 18г; С 24г; Д 27г; Е 30г. 3.Добавление какого из перечисленных ниже реагентов к раствору FeCl3 усилит гидролиз соли? А HCl; В NH4Cl; С ZnCl2; Д HNO3; Е H2O. Вариант 6

1. Ангидридом какой кислоты можно считать Cl2O7? А хлороводородной; В хлористой; С хлорноватистой; Д хлорноватой; Е хлорной. 2.В растворе какой соли концентрация гидроксид ионов будет наибольшей? А NaCl; В Na2CO3; С FeCl3; Д AlCl3; Е BaCl2. 3. Раствор кислоты и раствор основания смешивают в эквивалентных соотношениях. Для каких перечисленных пар (кислота + основание) раствор будет иметь нейтральную реакцию: А NaOH + CH3COOH; В NaOH + HCOOH; С NH4OH + HCl; Д NaOH + HCl; Е NH4OH + HNO3. Вариант 7

1.Изменится электропроводность воды при пропускании через нее: А азота; В оксида азота(2); С оксида азота(1); Д оксида углерода(2); Е оксида азота(4). 2. Какие из реакций, схемы которых приведены ниже, можно 56

использовать для получения гидроксида алюминия: 1) Al2O3 + H2O → … 5) AlCl3 + NaOH(избыток) → … 10) AlCl3 + NaOH(недостаток) → … 20) AlCl3 + H2O(раствор) → … А 6; В 11; С 10; Д 15; Е 25. 3. Фенолфталеин окрасится в растворе: А Cu(NO3)2; В KNO3; С HNO3; Д KCl; Е K3PO4. Вариант 8

1. Какое из приведенных соединений относится к пероксидам: А NO2; В MnO2; С BaO2; Д ZnO; Е Al2O3. 2. Какая масса гидроксида кальция образовалась при взаимодействии карбида кальция с водой, если при этом выделилось 11,2л углеводорода (н.у.)? А 18,5г; В 37г; С 55,5г; Д 74г; Е 111г. 3.Указать среду водных растворов следующих солей: KNO3; NH4NO3; K2CO3; ZnSO4. 1 – кислая, 2 – нейтральная, 3 - щелочная. (ответ представить в виде числа, составленного из цифр, соответствующих характеру среды, в таком порядке, в каком соли записаны в задании) А 2132; В 2133; С 2131; Д 2231; Е 2311. Вариант 9

1. Для растворения 4 г оксида двухвалентного элемента потребовалось 25 г 29,2 % - ной соляной кислоты. Оксид какого элемента был взят? А CaO; В BaO; С MgO; Д SrO; Е BeO. 2. Щелочным будет раствор: А Na2CO3; В NaBr;

С FeSO4; Д NaCl; Е

NaClO4 .

3. Укажите смесь с кислотной средой: А 2KOH + H2SO4 = …

В Ba(OH)2 + H2SO4 = …;

С 2NaOH + H2SO4 = …;

Д

2(NH3*H2O) + H2SO4 = …;

Е 2CsOH + H2SO4 = … . Вариант 10

1. Среда нейтральная в растворе: 57

А Ca(NO2)2;

В CaCO3; С

Ca(CH3COO)2; Д CaJ2 ; Е CaF2.

2.Написать уравнения реакций гидролиза. Указать реакцию среды водных растворов солей: 1) Ba(NO3)2 2) NaCl 3) Na2S 4) AlCl3. 1 – кислая, 2 – нейтральная, 3 – щелочная; (в ответе представить число, составленное из цифр, соответствующих характеру среды, в таком же порядке, в котором соли записаны в задании). А 2231; В 2331; С 2311; Д 2313; Е 3322. 3.Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с растворами щелочи: 1) HCl 5) H2S 10) N2 20) Cl2 50) CH4. ( в ответе указать номер или сумму номеров правильного ответа) А 11; В 25; С 26; Д 56; Е 76. 7 Растворы электролитов. Равновесие в растворах слабых электролитов

Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на ионы – электрически заряженные частицы, способные к самостоятельному существованию в этих средах. Количество ионов каждого знака

определяется

стехиометрическими

коэффициентами

в

формуле

электролита при соблюдении закона электронейтральности, в соответствии с которым

сумма

положительных

зарядов

должна

быть

равна

сумме

отрицательных. Таким образом, несмотря на наличие ионов раствор остается электронейтральным. Электролиты обычно подразделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам относят вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении. Обычно это соединения, решетка которых построена из ионов (галогениды щелочных и щелочноземельных металлов NaCl, CaBr2 и т.п.). Вовторых, появление ионов в растворе может быть обусловлено взаимодействием растворителя с растворяемым веществом, в результате которого происходит изменение


связей

в

растворяемом

веществе.

Например,

хлороводород при обычных условиях представляет собой газ, состоящий из ковалентно связанных молекул HCl . Когда газообразный HCl растворяется в воде, молекула HCl отдает свой протон молекуле воды и при этом образуется 58

ион

гидроксония

H3O+.

Поэтому

раствор

HCl

в

воде

состоит

из

гидратированных ионов H3O+ и Cl- , распределенных в воде. В данном случае процесс растворения приводит к коренным изменениям химического состава растворяемого вещества. Точно также при растворении в воде уксусной кислоты или аммиака они подвергаются частичной диссоциации в результате взаимодействия с растворителем. Двум указанным причинам появления ионов в растворе – распределению в объеме растворителя уже существовавших ионов и химическому образованию ионов – соответствуют уравнения общего вида: М+Х-(тв.) + Н2О ↔ М+(водн.) + Х-(водн.)

(7.1)

НХ(водн.) + Н2О ↔ Н3О+(водн.) + Х-(водн.) ,

(7.2)

Оба эти процесса могут быть равновесными, что и указано двойными стрелками. Большинство солей полностью ионизированы как в твердом состоянии, так и в растворах, а некоторые наиболее распространенные кислоты и основания, например HCl и NaOH, почти полностью диссоциируют на ионы при растворении в воде. В таких случаях реакции, представленные уравнениями (7.1) и (7.2), практически протекают до полного завершения и к ним не следует применять законы равновесия. Другими словами, для описания ионизации HCl в водных растворах не нужно использовать константу равновесия. Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации, которое количественно характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Например, в состоянии равновесия реакция: CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-, описывается константой равновесия:

К равн .

[H =

][

]

O + CH 3 COO − [CH 3 COOH ][H 2 O ] 3

(7.3)

59

В разбавленных водных растворах кислот концентрация воды оказывается практически постоянной величиной, равной приблизительно 55,5 моль/л, и эту величину целесообразно включить в константу равновесия, которая в таком виде называется константой ионизации кислоты Ка:

[H

][

O + CH 3 COO [CH 3 COO Н ]

3

−

] = 55 ,5 K

равн

= К а.

Для упрощения записей будем в уравнениях ионизации и в выражениях для соответствующих кислот равновесия вместо H3O+ указывать просто Н+. Это позволяет записать для ионизации уксусной кислоты: CH3COOH → H+ + CH3COOи

[Н ][CH COO ] = +

Ка

−

3

[CH 3COOH ]

(7.4)

Степенью электролитической диссоциации (α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α CH 3 COOH

[CH COO ] = = −

3

C 0 CH 3 COOH

[CH COO ] [CH COO ]+ [CH COOH ] , −

3

−

3

3

0 где C CH3COOH – аналитическая (общая) концентрация уксусной кислоты, моль;

[CH3COO-] и [CH3COOH] равновесные концентрации ацетат-ионов и молекул уксусной кислоты, моль/л. Учитывая, что в растворе кислоты [Н+] = [СH3COO-], получаем:

α2 0 Ка = С СH3COOH. 1− α

60

(7.5)

Уравнение (7.5) называют законом разведения Оствальда. При небольших значениях α ~ 0,05 можно принять, что 1-α ~ 1. Тогда из (7.5) получаем:

α=

Ка

С0

.

(7.6)

Уравнение (7.6) показывает, что степень диссоциации возрастает обратно пропорционально корню квадратному из концентрации электролита. Например, при уменьшении концентрации электролита в 100 раз степень его диссоциации возрастает в 10 раз. Кислоты, у которых имеется больше одного ионизуемого протона, например, H2CO3, H2S, H3PO4, называются многоосновными. Ионизация таких кислот осуществляется в несколько стадий. Например для угольной кислоты имеют место равновесия: H2CO3 ↔ H+ + HCO-3, HCO-3 ↔ H+ + CO2-3. Первой стадии ионизации соответствует первая константа ионизации:

[H ][HCO ] = 4,4 * 10 = +

К а1

−

[H 2 CO 3 ]

3

−7

,

(7.7)

а второй стадии ионизации соответствует вторая константа ионизации:

[H ][HCO ] = 5,6 * 10 = [HCO ] +

К а2

2−

−

3

− 11

.

(7.8)

Поскольку в растворе угольной кислоты обе стадии ионизации находятся в состоянии равновесия, можно скомбинировать первую и вторую константы ионизации Ка1 и Ка2, определяемые выражениями (7.7) и (7.8), что дает:

61

[H ][HCO ] [H ][CO ] = [H ] [CO ] = 4,4 *10 = [H CO ] [H CO ] [HCO ] +

Ка1 * Ка 2

−

3

+

2−

−

2

3

+ 2

3

3

2−

2

3

−7

* 5,6 *10−11.

3

Таким образом, Ка1 *Ка2 =Ка12 = 2,46 *10-17.

(7.9)

Измерения электропроводности показывают, что вода слегка ионизована, т.е. в ней устанавливается равновесие в соответстсвии с уравнением: 2H2O ↔ H3O+ + OH-

или, проще: H2O ↔ H+ + OH-.

Константа равновесия для указанной реакции определяется выражением:

[H ][OH ]. = +

К равн

−

[H 2 O ]

В водной среде молярная концентрация воды остается практически постоянной, так как при рассмотрении систем с ионными равновесиями обычно приходится иметь дело с разбавленными растворами, а величина [H2O] сравнительно велика, примерно 55,5 моль/л. это позволяет включить [H2O] в константу равновесия Кравн., что приводит к константе КH2O, имеющей при комнатной температуре значения: КH2O = [H+][OH-] = 1*10-14. Для

электрически

нейтрального

вещества

(H2O)

(7.10) должно

выполняться

равенство:

[H ] = [OH ] = +

−

K H 2 O = 1*10 −7 моль / л.

Таким образом, в чистой воде молярные концентрации ионов Н+ и ОНодинаковы при 25 ºС и равны 10-7 моль/л каждая.

62

Часто выражают концентрации водорода и гидроксидных групп, указывая отрицательный логарифм соответствующей концентрации. Отрицательный логарифм концентрации ионов водорода представляет собой величину рН, называемую водородным показателем: рН = -lg [Н+]. Соответствующее выражение для концентрации гидроксидных ионов вводится аналогичным образом: рОН = -lg [OH-]. Поскольку ионное произведение воды при комнатной температуре равно -14

1*10 , рН чистой воды равен 7, так как [Н+] = 1*10-7 и –lg (1*10-7) = 7. Нетрудно сообразить, что поскольку рН + рОН = 14, в тех случаях, когда рН меньше 7, раствор оказывается кислым, а если рН больше 7, раствор является щелочным. Пример 1. Определим величину рН раствора с концентрацией ионов водорода 3,5*10-4. Решение. Отрицательный логарифм величины 3,5*10-4 равен: -lg 3,5*10-4 = - lg3,5 – lg 10-4 = -0,54 – (-4) = 3,46. Таким образом, для рассматриваемого раствора рН = 3,46. Пример 2. Вычислим концентрацию ионов водорода в растворе, для которого рН равно 4,25. Решение. Величина 4,25 представляет собой отрицательный логарифм концентрации ионов водорода в растворе. Поскольку таблицы логарифмов содержат лишь положительные мантиссы, представим величину –4,25 как (-5 + 0,75). Антилогарифм мантиссы 0,75 равен 5,6, а антилогарифм –5 равен 10-5. Следовательно, заданное значение рН = 4,25 соответствует концентрации ионов водорода 5,6 *10-5 моль/л. Пример 3. Определите величину рН для 0,3М раствора уксусной кислоты. 63

Решение. По закону действия масс константа ионизации уксусной кислоты запишется выражением:

[Н ][Ас ] = 1,8 *10 = +

Ка

−

[НАс]

−5

.

Полагая Х равным как [Н+], так и [Ас-] и зная концентрацию недиссоциированной уксусной кислоты, получаем

Ка = 1,8*10−5 =

Х* Х 0,3

и, следовательно, Х2 = 5,4*10-6.

[ ]

−6 −3 + Отсюда находим Х = 5,4 *10 = 2,3 *10 = H . .

Поскольку рН = -lg [Н+], величина рН для рассматриваемого раствора должна быть равна: - (0,37 – 3) = 2,63. Вариант 1

1. Как изменится рН воды, если к 10л. ее добавить 10-2 мольNaOH? А возрастет на 2; В уменьшится на 2; С возрастет на 3; Д возрастет на 4; Е уменьшится на 4. 2.Считая диссоциацию Mg(NO3)2 полной, вычислите концентрацию иона NO-3 в 0,4М растворе соли (моль/л). А 1,2; В 0,8; С 0,4; Д 0,2; Е 0,1. 3.Концентрация слабой кислоты увеличивается в 100 раз. Во сколько раз увеличится (уменьшится) степень диссоциации кислоты? А увеличится в 100 раз; В уменьшится в 10 раз; С увеличится в 10 раз; Д уменьшится в 100 раз; Е не изменится. Вариант2 64

1.

константа диссоциации слабого однокислотного основания равна 1*10-4. Вычислите концентрацию ионов гидроксила в 1*10-2н. растворе этого основания.

А 1*10-2; В 1*10-3; С 1*10-4; Д 1*10-6; Е 1*10-3. 2.

Определите рН 0,001 н. раствора HNO3.

А 10; В 11; С 3; Д 1; Е -3. 3.

Смешиваются равные объемы 0,4М HNO3 и 0,2М NaOH.

Вычислите рН полученного раствора. А 0,3; В 0,2; С 1; Д 2; Е 3. Вариант 3

1.Вычислите рН 0,01н. раствора слабой одноосновной кислоты, если константа диссоциации равна 1*10-6. А 2; В 3; С 4; Д 6; Е 8. 2.Считая диссоциацию AlCl3 полной, вычислите концентрацию иона Cl- в 0,3М растворе соли (моль/л). А 1,2; В 0,075; С 0,3; Д 0,9; Е 0,1. 3.В 0,001 н. растворе слабой одноосновной кислоты НА концентрация ионов водорода составляет 1*10-4. Определите константу диссоциации кислоты. А 1*10-8; В 1*10-5; С 1*105; Д 1*10-3; Е 1*103. Вариант 4

1. Первая константа диссоциации слабой кислоты Н2А равна 1*10-4 (Н2А = Н+ + НА-), вторая равна 1*10-6 (НА- = Н+ + А2-). Вычислите полную константу диссоциации (Н2А = 2Н+ + А2-). А 1*10-4 + 1*10-6 ; В 1*10-4 *1*10-6 ;

С 1*10-4 - 1*10-6 ;

Д 1*10-4 / 1*10-6

Е 1*10-6 / 1*10-4 . 2.Считая диссоциацию Al2(SO4)3 полной, вычислите концентрацию иона SO2-4 в 0,1М растворе соли (моль/л). А 0,033; В 0,1; С 0,3; Д 0,5; Е 1,0 3.рОН раствора 2. Какова концентрация ионов водорода (моль/л)? А 10-2; В 12; С 10-12; Д 0,02; Е 2.

65

Вариант 5

1.В 1 л. раствора содержится 0,63 г HNO3. Вычислите рОН раствора. А 2; В 12; С -2; Д -12; Е 10. 2. Раствор содержит 0,25 моля LiCl и 0,3 моля LiNO3 в 1л. Какова концентрация иона Li+ (моль/л)? А 0,85; В 0,55; С 0,05; Д 0,8; Е 1,1. 3.В 1*10-1 н. растворе слабой одноосновной кислоты НА концентрация ионов водорода составляет 1*10-3. Определите константу диссоциации кислоты. А 1*10-5; В 1*10-3; С 1*10-4; Д 1*10-1; Е 1*10-6. Вариант 6

1.Вычислите рН 1*10-3 раствора слабой одноосновной кислоты НА, если константа диссоциации равна 1*10-7. А 3; В 4; С 5; Д 6; Е 7. 2.константа диссоциации слабого однокислотного основания МОН равна 1*10-6. Вычислите концентрацию ионов гидроксила в 1*10-4 н. растворе этого основания. А 1*10-3; В 1*10-5; С 1*10-7; Д 1*10-6; Е 1*10-4. 3.Смешиваются равные объемы 0,05М НСlO4 и 0,03M KOH. Вычислите рН полученного раствора. А 0,08; В 0,02; С 0,01; Д 1; Е 2. Вариант 7

1.Считая диссоциацию Ba(NO3)2 полной, вычислите концентрацию иона NO-3 в 0,3М растворе соли (моль/л). А 0,15; В 0,3; С 0,6; Д 1,2; Е 0,9. 2. Определите рН 0,0001 н. раствора HСlO4. А 0,0001;

В ln 10-4; С lg 10-4; Д -ln 10-4; Е -lg 10-4.

3.Константа диссоциации слабого однокислотного основания МОН равна К = 1*10-5. Вычислите концентрацию ионов гидроксила в 1*10-1 н. растворе этого основания. А 1*10-2; В 1*10-1; С 1*10-3; Д 1*10-5; Е 1*10-6.

66

Вариант 8

1.Считая диссоциацию Na2CO3 полной, вычислите концентрацию иона CO2-3 в 0,5М растворе соли. А 0,25; В 0,5; С 2,0; Д 1,5; Е 0,166. 2.Как изменится степень диссоциации уксусной кислоты при разбавлении раствора в 4 раза? А уменьшится в 4 раза; В уменьшится в 2 раза; С увеличится в 2 раза; Д не изменится; Е увеличится в 4 раза. 3.В 1*10-1 н. растворе слабой одноосновной кислоты НА концентрация ионов водорода составляет 1*10-5. Определите константу диссоциации кислоты. А 1*10-1; В 1*10-5; С 1*10-6; Д 1*10-10; Е 1*10-9. Вариант 9

1.Вычислите рН 1*10-4М раствора слабой одноосновной кислоты, если константа диссоциации равна 1*10-6. А 3; В 4; С 5; Д 6; Е 10. 2.Считая диссоциацию KJ полной, вычислите концентрацию иона J- в 0,25М растворе соли (моль/л). А 0,05; В 0,125;

С 0,25; Д 0,50; Е 0,75.

3.Смешиваются равные объемы 0,075 М KOH и 0,055 М HСlO4. Вычислите рН раствора. А 14; В 12; С 10; Д 4; Е 2. Вариант 10

1.Считая диссоциацию K2SO4 полной, вычислите концентрацию иона K+ в 0,2М растворе соли (моль/л). А 0,06; В 1,2; С 0,2; Д 0,4; Е 0,6. 2.Смешиваются равные объемы 0,004 М NaOH и 0,002 М HCl. Вычислите рН раствора. А 10,5; В 3,5; С 2,5; Д 3; Е 11. 3.Вычислите рН 1 н. раствора слабой одноосновной кислоты НА, если константа диссоциации равна 1*10-10. А 2; В 3; С 4; Д 5; Е 6. 67

8 Окислительно – восстановительные реакции. Окислительно – восстановительные свойства соединений марганца и хрома

Многие

химические

реакции

осуществляются

путем

переноса

электронов от одного реагента к другому. Такие реакции называются окислительно – восстановительными. По существу окисление представляет собой кажущуюся потерю электронов атомом, ионом или молекулой, а восстановление – кажущиеся приобретения электронов. Полное число электронов, отдаваемых одним веществом при окислении, всегда должно быть равно полному числу электронов, приобретаемых другим веществом в процессе восстановления, которым обязательно сопровождается первый перенос. Эта закономерность определяет

взаимосвязь

между

реагентами

в

окислительно

–

восстановительных реакциях и позволяет найти способ составления их уравнений. Чтобы определить число электронов, теряемых или приобретаемых реагентами, участвующими в химическом превращении, каждому атому в молекуле, комплексном ионе или в свободном состоянии приписывается особое число, называемое степенью окисления. Степень окисления соответствует заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов. Всем

атомам

элементов,

находящихся

в

свободном

состоянии,

приписывается степень окисления “0”, чтобы указать, что атом свободного элемента, например Fe, Cu, H2, N2, P4 не теряет и не приобретает электронов. Простые ионы, подобные Cl-, S2-, Na+, H+, Ca2+ или Fe3+ обладают степенью окисления, равнойзаряду иона. Водород и кислород в соединениях, как правило, имеют степени окисления +1 и –2 соответственно, хотя в отдельных случаях у водорода возможна степень окисления –1 (в гидридах металла), а у кислорода – степень окисления –1 (в пероксидах). Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в комплексный ион или молекулу, определяет полный заряд всей частицы в целом. Это позволяет установить неизвестные степени окисления различных атомов в комплексном ионе или молекуле. В качестве простейшего примера рассмотрим ион NO3-. Степень окисления кислорода равна –2, а всего в этот ион входит три атома 68

кислорода, на них приходится формальный заряд 3*(-2) и, следовательно, азоту в данном соединение приходится приписать степень окисления +5, чтобы результирующий заряд нитратного иона был равен -1. Рассуждая аналогичным образом относительно молекулы HClO4, находим сумму степеней окисления всех атомов кислорода и атома водорода, что дает –7, поэтому хлору в этом соединение

необходимо

приписать

степень

окисления

+7,

чтобы

результирующий заряд молекулы оказался равен нулю. Для решения задач этого раздела необходимо определить основные вещества – окислители и восстановители, уметь использовать методы электронного и электронно – ионного баланса для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях. Окисление- это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например: Zn0- 2e = Zn2+ Если отрицательно заряженный ион отдает электрон, то он становится нейтральным атомом: Cl-- 1e = Cl0. Если положительно заряженный ион отдает электроны, то величина его положительного

заряда

увеличивается

соответственно

числу

отданных

электронов: Fe2+ -1e = Fe3+ S4+ -2e = S6+ Mn2+-4e = Mn6+. Восстановление - это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

69

Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион: S0 - 2e = S2Br0 +1e = Br-. Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается. Например: Mn7+ +5e = Mn2+ Al3+ +3e = Al0. Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем

является

атом,

молекула

или

ион,

отдающий

электроны. Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановительокисляется. При составление уравнения окислительно- восстановительной реакции используют либо метод электронного баланса, либо метод электронно- ионного баланса

(метод

полуреакций).

Составление

уравнений

окислительно-

восстановительных реакций осуществляется в несколько стадий: 1. Записывают схему уравнения реакции со всеми участвующими в ней веществами- реагентами и продуктами без коэффициентов. 2. Отмечают

те

элементы,

которые

изменяют

степень

окисления

врезультате реакции. 3. Определяют число е электронов, приобретаемых или отдаваемых теми элементами, у которых изменяется степень окисления. 4. Уравнивают

число

электронов,

приобретаемых

и

отдаваемых

элементами. 5. Придают

окончательный

вид

уравнению

реакции,

коэффициенты для всех остальных участников реакции.

70

подбирая

Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом кислая среда способствует образованию катионных комплексов Mn(II), а сильно щелочная среда- анионных комплексов Mn(VI). В нейтральной среде (слабощелочной и слабокислой) при окислительновосстановительных процессах образуются производные

Mn(IV). Так, в

щелочной среде Mn(OH)2 легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха. В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов(VI)- производных MnO42-. 3Mn+2SO4 +2KCl+5O3 +12KOH= 3K2Mn+6O4+ 2KCl+3K2SO4+ 6H2O. Сильные окислители, такие, как PbO2 (окисляет в кислой среде) переводят соединения Mn(II) в оксоманганаты (VII): 2Mn+2SO4+5Pb+4O2+6HNO3=2HMn+7O4+3Pb+2(NO3)2+2Pb+2SO4+2H2O. Соединения Mn(IV) – сильные окислители: MnO2 + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2H2O. или Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2 O. При взаимодействии соединений марганца(IV) с наиболее сильными окислителями образуются производные Mn(VI) и Mn(VII), например: 3Mn+4O2 + KCl+5O3 + 6KOH = 3K2Mn+6O4 + KCl-1 + 3H2O 2Mn+4O2 + 3Pb+4O2 + 6HNO3 = 2HMn+7O4 +3Pb+2(NO3)2+ 2H2O. Соединение Mn(VI) – сильные окислители, в особенности в кислой среде: MnO42- + 4H+ + 2e = MnO2 + 2 H2O Однако при действии хлора они превращаются в оксоманганаты(VII)

71

2K2Mn+6O4 + Cl20 = 2KMn+7O4 + 2KCl-1. Соединения марганца (VII) – сильные окислители. Например, при соприкосновении с Mn2O7

эфир и спирт воспламеняются. В зависимости от

среды возможны следующие направления восстановления иона MnO4Кислая среда: MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O. Нейтральная среда: MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH-. Сильнощелочная среда: MnO4- + e = MnO42-. Будучи сильными восстановителями соли Cr (II) в растворах легко окисляются кислородом воздуха: 4[ Cr(OH2)6]2+ + O2 + 4H+ = 4[Cr(OH2)6]3+ + 2H2O, а при отсутствии окислителя даже восстанавливают воду, постепенно ее разлагая с выделением водорода: 2CrCl2 +2H2O = 2Cr(OH)Cl2 + H2. У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой. Соединения хрома (VI) – сильные окислители, переходят в окислительновосстановительных процессах в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома(III). Cr2O72- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH-.

72

В кислой – производные катионного комплекса [Cr(OH2)6]3+ Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ = 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O. В щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH )6]3+ Окислительная способность соединений хрома(VI) используется в химическом анализе и синтезе. Вариант 1 1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в окислительно-восстановительной схеме:

КМnO4 + H2O + H2SO4 → MnSO4 + H2O + O2. (в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) А 22;

В 24;

С 26;

Д 28;

Е 30.

2. Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления NO3- → NO2 ? A 1;

B 2;

C 3;

Д 4;

Е 5.

3. Сколько электронов участвует в процессе восстановления НClO → Cl- ? A 1;

B 2;

C 3;

D 4;

E 5.

Вариант 2 2. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты для схемы окислительно – восстановительного процесса: HIO3 + H2S → S + HI + H2O

(в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) A 7;

B 9;

C 11;

Д 13;

Е 15:

2. Сколько электронов уучаствует в процессе восстановления ClO3- → Cl- ? A 0;

B 1;

C 2;

Д 3;

Е 6:

3. Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления MnO4- → Mn2+ ? А 2;

В 4;

С 6;

Д 8;

Е 10.

73

Вариант 3 1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты для схемы

окислительно – восстановительного процесса: S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O ( в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) А 9;

В 11;

С 13;

Д 15;

Е 17:

2. Сколько электронов участвует в процессе восстановления SO42- → SO2 + H2O ? А 0;

В 1;

С 3;

Д 2;

Е 4.

3. Сколько инов водорода участвует в процессе восстановления ClO3- → Cl- ? А 0;

В 1;

С 2;

Д 3;

Е 6:

Вариант 4 1. Составить электронные уравнения и подобрать методом электронного баланса: CrCl3 + NaClO + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O

коэффициенты

( в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) А 27;

В 28;

С 29;

Д 30;

Е 31.

2. Рассмотрите окислительно – восстановительный процесс Cu, H2SO4 → Cu2+, SO2(г), H2O. Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления SO42- → SO2(г) ? A 0;

B 1;

C 2;

Д 3;

Е 4.

3. Сколько электронов участвует в процессе восстановления? А 0;

В 1;

С 2;

Д 3;

Е 4.

Вариант 5

1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в схеме окислительно – восстановительного процесса: Cr(OH)3 + KOH + Br2 → K2CrO4 + KBr + H2O ( в ответе указать общую сумму коэффицинтов в уравнении) А 31;

В 29;

С 27;

Д 25;

Е 23.

2. Сколько молекул воды участвует в процессе окисления: 74

H2S → SO42-? A 0;

B 1;

C 2;

Д 3;

Е 4.

3. Сколько ионов гидроксила участвует в процессе окисления: Cl2 → Cl- ? A 1;

B 2;

C 3;

Д 0;

Е 4.

Вариант 6 1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в схеме окислительно – восстановительного процесса:

K2Cr2O7 + HBr → CrBr3 + KBr + Br2 + H2O (в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнение) A 29;

B 27;

C 25;

Д 23;

Е 21.

2. Сколько молекул воды участвует в процессе окисления H2S → SO42A 0;

B 1;

C 2;

Д 3;

Е 4.

3.Определите на основе приведенных ниже уравнений, какая реакция является окислительно – восстановительной: A) ZnSO4 + NaCO3 = ↓ZnCO3 + Na2SO4 B) ZnCl2 + H2S = ↓ZnS + 2HCl C) ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O Д) Zn +H2SO4 = ZnSO4 + H2 ↑ E) ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O. Вариант 7 1.Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты для схемы окислительно – восстановительного процесса:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O разб. ( в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) A 22;

B 20;

C 21;

Д 19;

Е 18.

2.Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления MnO4- → MnO2 ? A 1;

B 2;

C 3;

Д 4;

Е 5. 75

3. Сколько молекул воды участвует в процессе окисления Cr3+ A 1;

Cr2O72B 3;

C 5;

Д 7;

Е 9.

Вариант 8 1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в схеме окислительно – восстановительного процесса:

As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO ( в ответе указать общую сумму коэффицинтов в уровнение) A 54;

B 58;

C 74;

Д 78;

Е 68.

2. Сколько ионов водорода участвует в процессе восстановления: PbO2 → Pb2+ ? А 1; В 2; С 3; Д 4; Е 5. 3. Сколько молекул воды участвует в процессе окисления MnO2 → HMnO4 A 1; B 2; C 3; Д 4; Е 5. Вариант 9 1. Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты в схеме окислительно – восстановительного процесса: K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O ( в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) A 23; B 24; C 25; Д 26; Е 27. 2. Рассмотрите окислительно – восстановительный процесс MnO2, HCl → Cl2, MnCl2 Сколько ионов водорода участвует в процессе востановления MnO2 → Mn2+? A1; B2; C3; Д4; Е 5. 3. Сколько молекул воды участвует в процессе окисления 2Cl- = Cl2? A 1; B 2; C 3; Д 4; Е 0. Вариант 10 1.Составить электронные уравнения и подобрать коэффициенты для схемы окислительно – восстановительного процесса: 76

H2S + HNO3 → H2SO4 +NO +H2O (в ответе указать общую сумму коэффициентов в уравнении) А 22;

B 24;

C 26;

Д 28;

Е 25.

2. Рассмотрите окислительно – восстановительный процесс: K2Cr2O7, FeSO4, H2SO4 → Cr2(SO4)3, Fe2(SO4)3, K2SO4 Cколько ионов водорода участвует в процессе востановления Cr2O72- → Cr3+ ? A 7;

B 10;

C 14;

Д 8;

Е 6.

3.Сколько ионов Fe2+ участвует в процессе окисления Fe2+ → Fe3+ ? А 1; В 3; С 5; Д 7; Е 4. 9 Электродвижущие силы и электродные потенциалы. Электролиз

Переход энергии химической реакции в энергию электрического тока и обратно происходит в электрических системах, состоящих из двух фаз, одна из которых является электролитом, а другая металлом или полупроводником. Электрохимическая цепь представляет собой систему, состоящую из различных фаз, содержащих заряженные компоненты – ионы и электроны. На границах раздела фаз происходит переход заряженных частиц из одной фазы в другую, что объясняется стремлением системы к термодинамическому равновесию. При этом на границах раздела фаз возникают скачки потенциала. Электродвижущая сила (э.д.с.) цепи определяется как суммарный результат всех процессов, происходящих на границах раздела фаз. Скачки потенциала между фазами не поддаются экспериментальному определению, э.д.с. электрохимической системы может быть легко измерена. Поэтому принято электродный потенциал считать равным э.д.с. цепи, составленной из водородного и данного электрода. Электродные потенциалы при этом выражают в условной водородной шкале. Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, полуреакций которого физически отделены друг от друга, каждая из них осуществляется на отдельном электроде. Примером одного из простейших электрохимических 77

превращений может служить электролиз расплавленной соли типа NaCl. Прохождение электрического тока через расплавленную соль обусловливается тремя одновременно протекающими процессами: 1.Перемещением ионов Nа+ по направлению к катоду и одновременно перемещением ионов Cl- по направлению к аноду; 2.Восстановлением, происходящим на катоде: Na+ + ē = Na0. 3.Окислением, происходящим на аноде: Cl- = 1/2 Cl2 + ē. Результирующая реакция описывается уравнением Na+ + Cl-= Na0 + 1/2Cl2. Электролиз раствора NaCl оказывается более сложным из-за возможности окисления или восстановления воды. Прохождение тока через раствор соли обусловливается тремя одновременно протекающими процессами: 1.

Перемещением ионов Na+ к катоду, а ионов Cl- к аноду;

2.

Восстановлением на катоде; Na+ + ē → Na0.

Или 2H2O + 2 ē = H2 + 2OH-. 3. Окислением на аноде Cl → 1/2Cl2 + ē или 78

2H2O → O2+ 4H+ +4ē. В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание двух или большего числа реакций, наиболее вероятной из них оказывается та, для которой требуется наименьшая движущая сила. Н2О восстанавливается гораздо легче, чем Na+, а Cl- окисляется гораздо легче, чем Н2О. Поэтому по истечении некоторого времени в результате протекания окислительно – восстановительной реакции раствор в электролизере обогащается ионами ОН-. Описанный процесс лежит воснове электролитического способа получения NaOH из водного раствора NaCl; дополнительными продуктами процесса являются водород и хлор. Процесс описывается двумя полуреакциями и суммарным уравнением: 2Cl- → Cl2+ 2ē 2H2O + 2 ē → H2 + 2OH2Cl + 2H2O → Cl2 + H2 +2OH-. Практические применения электролиза чрезвычайно разнообразны, и многие из них экономически выгодны. Например, восстановление алюминия осуществляется в результате электролиза Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6. Электродные реакции этого процесса описывается следующими уравнениями: 1.Восстановление на катоде: Al3+ + 3 ē → Al0. 2.Окисление на аноде: О 2-+ С → СО + 2ē. Таким образом, при электролизе осуществляется суммарная окислительновосстановительная реакция

79

2Al3+ + 3O2- + 3C → 2Al + 3CO. Количественное соотношение между протекающим электрическим током и мерой осуществления окислительного и восстановительного процессов при электролизе определяется законом Фарадея. Первоначально этот закон был сформулирован в виде двух отдельных законов, однако мы воспользуемся его объединенной формулировкой: 1  t m(x) = M x  I , z  F

где

1  M x  z 

–молярная масса эквивалента вещества х;

I – сила тока, А; F – число Фарадея (96485 Кл/моль) t – время процесса, с; m – масса вещества, г: Вариант 1 1. Вычислите электродный потенциал железа (Е Fe/Fe2+) в 0,01 М растворе

соли FeCl2 A –0,382; B –0,498; C + 0,382;

Д + 0,498; E –0,4114;

2. Какой металл получают электролизом водных растворов его солей? A Na; B Ba; C Ca; Д Cu; E Al. 3. При электролизе 0,2 моль воды на аноде образовалось газообразное вещество количеством: A 0,05 моль; В 0,1 моль;

С 0,2 моль; Д 0,4 моль; Е 0,3 моль.

Вариант 2 1. Определить э.д.с. алюминий-медного гальванического элемента при

стандартных условиях (CAl =CCu =1моль/л) А +2,000; В –2,000; С –1,320; Д +1,320; Е +0,660. 2. Написать номера соединений в порядке очередности их окисления на аноде: 1) Cl-, 80

2) OH-,

3) S-2, 4) SO42-;

А 1234; В 2134; С 3124; Д 3214; Е 3142. 3. Подсчитать сумму молярных масс продуктов, полученных при электролизе водного раствора хлорида калия А 71; В 73; С 127;

Д 129;

Е 145.

Вариант 3 1. Вычислите э.д.с. хромо – цинкового гальванического элемента при

стандартных условиях А – 0,020; В + 0.020; С – 1,500; Д + 1,500; Е + 0,750. 2.Написать номера формул солей в порядке восстановления ионов металлов на катоде: 1)AlCl3 2) CaCl2 3) CuCl2 4) NaCl 5) ZnCl2 A 35124; B 35421; C 35241; Д 35214; Е 35412. 3.При электролизе водного раствора КОН на аноде выделилось 5,6л кислорода (условия нормальные). Сколько водорода выделится на катоде? А 2,8 л; В 5,6 л; С 11,2 л; Д 16,8 л; Е 22,4 л. Вариант 4 1. Вычислите электродный потенциал свинца в 1*10-6М растворе PbCl2.

A – 0,188; В – 0,072; С – 0,014; Д – 0,159; Е – 0,307. 2. В растворе содержатся ионы Ag+, Ni2+, Cu2+, Zn2+ в одинаковой молярной

концентрации.

В

какой

последовательности

будет

идти

восстановление этих ионов при электролизе раствора? А Ag+;

Д

Zn2+, Ni2+, Cu2+, Ag+;

B Ni2+, Zn2+, Cu2+, Ag+;

Ag+, Cu2+, Ni2+, Zn2+;

C

Cu2+, Ni2+, Zn2+,

Ni2+, Ag+, Cu2+, Zn2+.

E

3.При электролизе водных растворов каких веществ на катоде будет выделяться водород: 1) CuSO4 2) Na2SO4 5) NiSO4 10) H2SO4 (в ответе указать номер или сумму номеров соединений) А 2; В 10; С 12; Д 15; Е 17. Вариант 5 1.Вычислите электродный потенциал серебра в 1*10-2М растворе AgNO3

A – 0,916;

B

+ 0,916;

C +0,858;

Д + 0,742;

Е + 0,682. 81

2. Сколько разложится воды при пропускание через раствор Na2SO4 тока силой 5А в течение 2ч? А 1,67 г; В 3,35 г;

С 3,40 г; Д 5,02 г; Е 6,70 г.

3.При электролизе водных растворов каких солей на аноде будет происходить окисление молекул воды. 1) K2SO4 2) KCl 3) K2S 4) K2PO4 (ответ представить в виде числа, соответственно из номеров соединений в порядке их возрастания) А 13; В 14; С 23 ; Д 24; Е 34. Вариант 6 1.Вычислите электродный потенциал меди в 0,01М растворе CuCl2

А +0,340; В +0,456; С +0,398; Д + 0,281; Е + 0,224. 2. Один из способов промышленного получения кальция - электролиз расплавленного хлорида кальция. Какая масса металла будет получена, если известно, что в результате электролиза выделился хлор объемом 896л? А 0,4 кг; В 0,8 кг; С 1,2 кг; Д 1,6 кг; Е 3,2 кг. 3.Какое вещество выделится на аноде при электролизе раствора хлорида калия? А кислород; В водород; С хлор; Д вода; Е калий. Вариант 7 1.Вычислите э.д.с. алюминий - свинцового гальванического элемента при

стандартных условиях А – 1,790; В + 1,79;С – 1,530; Д + 1,530; Е + 0,765: 2. Схема электролиза расплава хлорида натрия A) NaCl → Na+ + Cl- B) NaCl → Na + Cl C) NaCl → Na + Cl2 Д) NaCl + H2O → Na2O +Cl2+ H2 E) NaCl + H2O → NaOH +Cl2+ H2 3. При электролизе 0,5 моль воды на катоде образовался газ в количестве: А 0,25 моль; В 0,5 моль; С 0,75 моль; Д 1 моль;Е 1,5 моль. Вариант 8 1. Вычислить электродный потенциал золота в 1 * 10-6 М растворе AuCl3 82

A +1,500; В + 1,618; С + 1,558; Д +1,442; Е + 1,382. 2. Подсчитать сумму молярных масс продуктов, полученных при электролизе водного раствора хлорида калия A 71; В 73; С 127; Д 129; Е 145. 3. Определите э.д.с. железо - медного гальванического элемента при стандартных условиях (СFe+2=CCu+2=1 моль) А + 0,10;В + 0,78;С – 0,78; Д – 0,10; Е + 0,39. Вариант 9 1. Сколько граммов воды разложилось при электролизе раствора Na2SO4 при

силе тока 7А в течении 5ч? А 11,25г; В 11,50г; С 11,75; Д 12,00г; Е 15,00г. 2. Подсчитать сумму молярных масс продуктов, полученных при электролизе водного раствора хлорида кальция. А 71; В 73; С 111; Д 147; Е 113. 3. Определите

э.д.с.

золото-оловянного

гальванического

элемента

при

стандартных условиях (САl3+=CSu+2=1моль/л) А +1,640; В – 1,640; С + 1,360; Д -0,680; Е + 0,680. Вариант 10 1. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды силой

тока 2А? А 5,36ч; В 26,8ч; С 53,6ч; Д 40,2ч; Е 45,4ч. 2. При электролизе водного раствора NaOH на аноде выделилось 2,8 л кислорода (н.у.) Сколько водорода выделилось на катоде? А 2,8 л; В 5,6 л; С 11,2 л ; Д 16,8 л; Е 22,4 л. 3. Какой процесс протекает при электролизе водного раствора хлорида олова (II) на оловянном аноде? А 2Cl- = Cl2 + 2 ē ; Sn = Sn2+ + 2 ē;

Е

В 2Н2О = О2 + 4Н+ + 4ē;

С 2Н2О = Н2 + 2ОН-; Д

Sn2+ + 2 ē = Sn.

83

10 Химия некоторых металлов и неметаллов

Сочетания атомов одного и того же элемента – простое вещество. В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами и неметаллами. Для металлов характерна металлическая связь, для неметаллов – ковалентная. Резкого различия между металлическими и неметаллическими простыми веществами нет. К металлам примыкают металлоподобные простые вещества, к неметаллам – неметаллоподобные. Ярко выраженные металлические элементы обладают хорошей электро- и теплопроводностью, а также ковкостью и пластичностью. В отличие от металлов неметаллические элементы не имеют блестящей поверхности и, как правило, являются плохими проводниками тепла и электричества. Семь неметаллических элементов существуют в виде двухатомных молекул. В это число входят пять газов (Н2, N2, О2, F2, Cl2), одна жидкость (Br2) и одно летучее твердое вещество (I2). Остальные неметаллы при нормальных условиях существуют в кристаллической форме и могут быть твердыми, как, например, алмаз, или мягкими, как сера. Такое разнообразие свойств объясняется характером химической связи. Структура

и

характер

химической

связи

металлов

и

неметаллических элементов совершенно отличны друг от друга. В металлах каждый атом окружен большим числом ближайших соседей, атомы образуют плотноупакованную

структуру

(кубическую

объемноцентрированную,

гранецентрированную и гексагональную). В металлах валентные электроны легко перемещаются по всему кристаллу что придает металлу металлический блеск, а также высокую тепло – и электропроводность. Хотя относящиеся к неметаллам благородные газы тоже образуют плотноупакованные кристаллические структуры, характер связи между этими атомами совершенно не такой, как в металлах. Низкие температуры плавления элементов, принадлежащих к семейству благородных газов, отражают наличие слабых вандерваальсовых сил взаимодействия между их атомами. У других неметаллов число тесно связанных друг с другом атомов обычно не превышает четырех. Поэтому они образуют менее плотноупакованные структуры чем металлы. Например азот, кислород, водород и галогены в нормальных условиях состоят из двухатомных молекул. Следовательно, каждый атом имеет только по 84

одному ближайшему соседу. Во всех неметаллических элементах связи между атомами являются ковалентными, а взаимодействие между молекулами обусловлены вандервальсовыми силами. В химических реакциях металлы обычно выступают как восстановители. Неметаллы,

кроме

фтора

могут

проявлять

как

окислительные

так

и

восстановительные свойства. Характер этого изменения существенно зависит от природы партнера по реакции и условий осуществления реакции. Обычно в главных подгруппах проявляется общая тенденция: с увеличением атомного номера

элемента

окислительные

свойства

неметаллов

ослабевают,

восстановительные свойства металлов усиливаются. Химические процессы часто протекают в водных средах. Химическое своеобразие воды заключается в том, что она является и окислителем, и восстановителем, а также выступает в качестве лиганда в процессах комплексообразования.

Возможны

следующие

варианты

химического

взаимодействия простых веществ с водой. 1. Окисление простого вещества водой. Электродный потенциал системы 2Н+(р) + 2ē = Н2(г) для воды (рН 7) составляет E02H+/H2= - 0,414 B. Поэтому выделение водорода из воды имеет место при взаимодействии с ней металлов, электродный потенциал которых имеет более отрицательное значение, например: 2Na(k) +2HOH(ж) = 2Na+(p)+2OH-(p)+H2(г) 2Na(k)+ 2HOH(ж) = 2NaOH(p) +H2(г).

Данное взаимодействие характерно для щелочных и щелочно-земельных металлов. Образование нерастворимого (или малорастворимого) гидроксида на поверхности металла тормозит дальнейшее протекание реакции, например: Zn(k) + 2HOH(ж) = Zn(OH)2(т) +H2(г). 2.

Диспропорционирование

простых

веществ

сопровождается

образованием гидратированных анионов: Cl2(г) + 2HOH(ж) = OH3+(p) + Cl-(p) + HCl(p) 85

а

Cl2(г) + HOH(ж) = HCl(p) + HClO(p). По указанному механизму с водой взаимодействуют простые вещества наиболее электроотрицательных элементов (Cl, Br, I). 3. Восстановление простого вещества выделением

кислорода

и

образованием

водой, сопровождающееся

гидратированного

аниона.

По

указанному механизму взаимодействуют фтор: 2F2(г)+2H2O(ж)=4HF(p)+O2(г). Повышение

концетрации

ионов

ОН3+

отвечает

уменьшению

отрицательного значения электродного потенциала системы: H+(p) + ē = 1/2H2(г). Поэтому окисление простых веществ за счет выделения водорода в растворах кислот протекает активнее, чем в чистой воде. К тому же увеличивается число металлов, взаимодействующих с кислотами. Избыток ионов ОН3+ препятствует образованию гидроксидов, что также способствует переходу металлов в катионновые аквакомплексы: Zn(k) + 2OH3+(p) + 2H2O(ж) = [Zn(OH2)4]2+(p) + H2(г) или Zn(k) + H2SO4(p) = Zn SO4(p) + H2(г). В ряде случаев при взаимодействии простых веществ с кислотами образуются нерастворимые или малорастворимые продукты, тормозящие дальнейшее окисление – восстановление. Например, свинец не растворяется в разбавленных кислотах – серной, соляной и др., так как при взаимодействии с ними на поверхности свинца образуются нерастворимые в воде осадки PbSO4, PbCl4 и др., предохраняющие его от дальнейшего окисления. Нерастворимые продукты чаще всего образуются при взаимодействии металлов с H3PO4, H2SO3, H2CO3, HF, HCN. 86

С водными растворами щелочей могут взаимодействовать простые вещества тех элементов, которые склонны к образованию анионных комплексов. Окисление же простых веществ происходит или за счет воды (сопровождается выделением водорода): Zn(k)+2H2O(ж) +2OH - (p)=[Zn(OH)4]2-(p)+H2(г) Si(k)+2H2O(ж) +2OH - (p)=SiO32-(p)+2H2(г). Или за счет диспропорционирования: Cl(г)+2OH - (p)= Cl-(p) +ClO-(p)+ H2O(ж). Устойчивость образующихся комплексных анионов определяет возможность протекания реакции. Так, гидроксокомплексы Zn (II),Al (III) и Be (II) наиболее устойчивы, поэтому их простые вещества довольно легко растворяются в водных растворах щелочей в мелкораздробленном состоянии и при длительном нагревании вследствие неустойчивости гидроксокомплексов. Более сильным окислительным действием обладает, например, азотная кислота. Она окисляет не за счет иона OH3+ , а за счет аниона NO3+. Характер продуктов восстановления зависит от концентрации НNO3 и активности простого вещества Cu+4НNO3 = Cu(NO3)2 +2NO2+2H2O конц. 4Cu+8НNO3 = 3Cu(NO3)2 +2NO+4H2O. (разб.) Простые вещества элементов, для которых характерна

высокая

степень окисления, в результате взаимодействия с концентрированной НNO3 обычно образуют кислородосодержащие кислоты. Кислоты восстанавливаются при этом до NO: S+2НNO3=Н2SO4 +2NO 2Re+7НNO3=3Н2ReO4 +7NO+2H2O. 87

Подобно

азотной

кислоте

действует

на

простые

вещества

и

концентрированная серная кислота, которая сама при этом восстанавливается чаще всего до SO2: Cu0 + 2H2S+6O4 = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O 2P0 + 5H2S+6O4 = 2H3P+5O4+ 5S+4O2 + 2H2O Вариант 1 1. Алюминий в количестве 1 моль вытесняет из разбавленной серной

кислоты водород объемом (н.у.): А 67,2 л; В 50,4 л; С 44,8 л; Д 33,6 л; Е 22,4 л. 2. Сколько структурных единиц содержится в молекулярном йоде массой 50,8г? А 6*1023; В 1,2*1023; С 2,4*1023; Д 2,4*1024; Е 1,2*1024. 3. Какой объем сероводорода, измеренный при н.у., надо растворить в воде массой 300 г для получения раствора сероводородной кислоты с массовой долей H2S 1,2 %? А 1,8 л; В 2,0 л; С 2,2 л; Д 2,4 л; Е 2,6 л. Вариант 2 1. При взаимодействии 6,85г металла с водой выделилось 1,12л водорода

(н.у.). Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен? А Be; В Mg; С Ca; Д Sr; Е Ba. 2. Технический карбид кальция массой 20г. обработали избытком воды, получив ацетилен, при пропускании которого через избыток бромной воды образовался 1,1,2,2 – тетрабромэтан массой 86,5г. Определите массовую долю CaC2 в техническом карбиде. А 70 %; В 75 %; С 80 %; Д 85 %; Е 82,5 %. 3. Какой объем сероводорода, измеренный при нормальных условиях, можно получить из технического сульфида железа массой 3 кг, в котором массовая доля FeS составляет 9 5%? А 600 л; В 650 л; С 675 л; Д 700 л; Е 725 л.

88

Вариант 3 1. Металл вытеснил из кислоты 16,8мл Н2 (н.у.). Какой объем N2

необходим для связывания этого количества водорода в NH3: А 22,4 мл; В 16,8 мл; С 11,2 мл; Д 5,6 мл; Е 8,4 мл. 2. При разложении соли массой 4,9 г образовались кислород объемом 1,344 л и хлорид калия (н.у.). Определите прстейшую формулу исходного соединения. А KСlO; В KСlO2; С KСlO3; Д KСlO4; Е K2Cl2O6. 3. Какова массовая доля веществ в растворе, получившемся после растворения меди в избытке 17,8% - ного раствора азотной кислоты, если по окончании реакции массовые доли кислоты и соли стали равны? А 8,8 %; В 9,0 %; С 9,2 %; Д 9,4 %; Е 9,6 %. Вариант 4 1. Чему равна плотность хлора по воздуху?

А 1,35;

В 2,45;

С 2,55;

Д

2,72;

Е можно определить только

опытным путем. 2. Какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 15 % и плотностью 1,1г/мл надо взять для реакции с избытком цинка, чтобы полученным водородом можно было восстановить Fe3O4 массой 11,6 г до железа? А 116,8 мл; В 117,8 мл; С 118,8 мл; Д 120,8 мл; Е 121,8 мл. 3. При сплавлении природного известняка массой 150г с оксидом кремния (4) образовался силикат кальция массой 145г. Определите массовую долю карбоната кальция в природном известняке. А 81,7 %; В 82,3 %; С 82,9 %; Д 83,3 %; Е 84,0 %. Вариант 5 1. При действии воды на гидрид металла массой 0,84 г выделился

водород, объем которого при нормальных условиях составил 896 мл. Определите, гидрид какого элемента был взят, если известно, что этот элемент проявляет степень окисления +2 А Mg; B Ca; C Sr; Д Ba; E Cd. 89

2. При действии избытка соляной кислоты на карбонат кальция массой 25г. получили оксид углерода (IV) массой 10г. Определите выход продукта А 87,5%; B 90,1%; C 90,9% ; Д 91,7%; E 92,5% 3. При нагревании водного раствора метафосфорной кислоты НРO3 образуется

ортофосфорная

кислота

H3PO4.

Расчитайте

исходную

концентрацию (в % по массе) раствора метофосфорной кислоты, при нагревании которого можно получить 19,6 % - ный раствор ортофосфорной кты. А 14 %; B 16 %; C 18 % ; Д 20 %; E 15 %. Вариант 6 1. Газ, полученный при разложении гидрида натрия водой, пропустили

над раскаленным оксидом меди (II). Масса твердого вещества увеличилась на 4г. Определите массу использованого гидрида натрия А 6 г; B 8 г; C 12 г ; Д 16 г; E 20 г. 2. При действии водного раствора аммиака на раствор, содержащий хлорид железа массой 3,81г, получили гидроксид железа, масса которого составила 2,70г . Определите формулу хлорида железа. А FeCl2; B FeCl3; C FeCl; Д FeCl4; E FeCl5. 3.Для

какого

из

перечисленных

веществ

характерны

реакции

внутримолекулярного окисления-восстановления: ианА КNO2; B КNO3; C К3PO3 ; Д К3SO4; E KCl. Вариант 7 1. При взаимодействии щелочноземельного металла массой 3,425 г с

водой выделился водород обьемом 560 мм (н.у.). Определите какой металл взят для реакции А Cu;

B Sr; C Ba; Д Ra; E Mg.

2. Раствор хлороводорода обьемом 33,2 мм и плотностью 1,1 г/м прореагировал с аммиаком обьемом 4,48л, измеренном при н.у. Определите массовую долю хлороводорода в исходном растворе А 16 %; B 17 %; C 18 % ; Д 19 %; E 20 % 90

3. Аммиак обьемом 20л (н.у.) растворили в воде массой 400г. Определите массовую долю аммиака в растворе. А 3,1 %; B 3,3 %; C 3,5 % ; Д 3,7 %; E 4,0 % Вариант 8 1. Весь хлороводород, полученный действием избытка серной кислоты на

хлорид калия массой 14,9 г поглотили водой массой 200г. Определите массовую долю хлороводорода в растворе, если его выход в реакции составил 70% А 2,0 %; B 2,5 %; C 3,5 % ; Д 4,5 %; E 5,0 %. 2. Метанол количеством вещества 0,5 моль нагрели с избытком бромида калия и серной кислоты, получили бромметан массой 38 г. Определите выход бромметана. А 70%; B 72 %; C 76 % ; Д 80 %; E 84 %. 3. Какая масса оксида фосфора (V) образуется при полном сгорании фосфина РН3, полученного из фосфида кальция Ca3P2 массой 18,2г. А 13,2 г; B 13,4 г; C 13,6 г ; Д 13,8 г; E 14,2 г. Вариант 9 1. При бромировании бензола в присутствии бромида железа (III)

получили бромоводород, который пропустили через избыток раствора нитрата серебра. При этом образовался осдок массой 7,52г. Вычислите массу полученного бромбензола. А 5,42 г; B 5,88 г; C 6,28 г ; Д 6,38 г; E 6,58 г. 2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате CaHPO4 *2H2O А 35,2 %; B 38,4 %; C 41,2 % ; Д 64,8 %; E 82,5 %. 3.При пропускании избытка аммиака через раствор массой 600 г с массовой долей азотной кислоты 42 % получили нитрат аммония массой 300 г. Определите выход нитрата аммония. А 91,25 %; В 92,75 %; С 93,75 %; Д 94,25 %; Е 95,00 %. Вариант 10 1. Найдите молярность 36,2% - ного (по массе) раствора НСl, плотность

которого 1,18 г/мл 91

А 11,68 М; B 11,70 М; C 11,72 М; Д 11,76 М; E 11,80 М. 2. Для хлорирования 3г смеси железа и меди израсходовано 1,12 л хлора (н.у.). Определите состав смеси (в граммах). А 0,25 г Fe, 2,75 г Cu; B 0,28 г Fe, 2,72г Сu; C 0,30 г Fe, 2,70 г Сu ; Д 0,35 г Fe, 2,65 г Сu; E 0,4 г Fe, 2,60 г Сu. 3. К раствору, содержащему 1,600 г бромида калия, прибавили 5г технического брома, содержащего примесь хлора. После упаривания смеси было получено 1,155г твердого остатка. Определите массовую долю хлора в препарате брома. А 6,2 %; B 6,7 %; C 7,1 % ; Д 7,4 %; E 7,9 %. 11 Некоторые особенности органических веществ. Электронная природа химических связей в молекулах органических соединений. Изомерия

Способность органических веществ вступать в химические реакции черезвычайно разнообразна. Присоединение атома галогена к двойной углерод – углеродной связи представляет собой быструю и легко протекающую реакцию, а замещение атома водорода атомом галогена протекает с трудом. Легко отделить кислотный остаток от спиртового фрагмента в сложном эфире, но намного труднее разорвать два атома углерода, связанные простой связью.

Причины

такого многообразия обусловлены некоторыми особенностями самих углеродных атомов, их способностью к образованию прочных связей друг с другом, молекул цепного

и

кольчатого

строения

путем

непосредственного

соединения

практически неограниченного числа атомов углерода друг с другом, так и включением в цепь или кольцо атомов других элементов. Кроме этого углерод характеризуется тем, что валентные связи его с водородом и различными неметаллами

близки

неионногенности

по

прочности

валентных

связей

и

неионногенности.

больншинство

Вследствие

соединений

углерода

практически не подвергаются электролитической диссоциации. Для соединений углерода характерно явление изомерии, заключающееся в том, что при одном и том же составе и молярной массе возможно существование веществ, отличающихся друг от друга вследствие

различной

химическими и физическими свойствами

последовательности

пространственного расположения их в молекуле. 92

сцепления

атомов

и

Большое

разнообразие

органических

реакций

обусловливает

множество самых различных механизмов. С попытками понять механизмы органических реакций тесно связаны теоретические концепции классической теории

строения, базирующиеся на представлении о парной связи между

атомами как дублета электронов, входящего в октетную систему обоих атомов. Образование связи может происходить как путем обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным атомам (R·+·R→R:R), так и в результате передачи пары электронов одним из атомов в общее пользование с другим, электронодефицитным атомом (Х ++ Y- = Х :Y). Представления электроной теории используются для классификации реакций (на гомолитические, когда происходит разделение пары электронов, и гетеролитические)

и

реагентов

(на

электрофильные,

радикальные

и

нуклеофильные). Описание реакционной способности с помощью электронных теорий доведено до количественного уровня, оно основано функциональным

на том, что

группам приписываются некоторые постоянные значения

величин индуктивного и мезомерного эффектов. Рассмотрим реакцию присоединения галогена к этиленовой двойной связи H H

H

H

C = C + Br2 → H C

C

Н H

Br

Эта реакция протекает

Br

Н

очень легко при комнатной температуре и

атмосферном давлении. Поэтому можно предположить, что разрыв одной из двух углерод – углеродных связей и

образование новых связей между

углеродом и бромом осуществляется довольно легко. Но, чтобы понять механизм рассматриваемой реакции, необходимо остановится на природе двойной углерод – углеродной связи. При связывании четырехвалентного атома углерода с четырьмя другими атомами он использует систему своих sp3 – гибридных орбиталей. Однако когда атом углерода связан только с тремя другими атомами двумя простыми ковалентными связями и одной двойной связью, он использует для этого sp2 – гибридные орбитали. Такие орбитали располагаются в одной 93

плоскости и приводят к образованию трех связей, между которыми устанавливаются приблизительно равные углы по 120 0 каждый. Одна из связей двойной углерод – углеродной связи представляет собой типичную ковалентную связь, образованную за счет перекрывания Sp2 –– орбиталей от каждого из атомов углерода. Это так называемая б-связь. Другая связь в двойной углерод- углеродной

связи возникает в результате

перекрывания р-орбиталей (π - связь). π– связь не так прочна, как б-связь, поскольку π – связь образуется в результате бокового перекрывания, а б – связь - в результате перекрывания атомных орбиталей, ориентированных вдоль оси связи. По этой причине π – связь легче разрывается и превращается в ходе реакции присоединения в б – связи. Представление о сравнительно подвижной паре электронов, образующих π – связь в молекуле этилена, позволяет понять, что пространственное расположение этих

π – электронов может изменятся под воздействием

полярного реагента, способного поляризовать π – электроны. Для реакции этилена с бромом

предложены

два возможных

механизма. Более простой, из них начинается с того, что один из атомов брома вступает в реакцию со связывающей парой π-электронов этилена Эта стадия предполагает предаворительный разрыв или сильную поляризацию связи бромбром НН

Br2 +

  C =   H 

C→ H– H

Br

   C – C +   H H

– H + Br-

Возникающий в качестве промежуточной частицы ион карбония реагирует затем с бромид – ионом, образуя дибромэтан. Согласно второму механизму происходит предварительное расщепление молекулы брома на два атома. Br2 → 2 Br. 94

Затем атом брома реагирует с молекулой этилена H H |:Br: + C = C H H

       

:Br: → H–C С

   – C     H

–Н

На этой стадии образуется нейтральная промежуточная частица, обладающая неспаренным электроном на правом атоме углерода. Такие частицы называются свободными радикалами. Возникающий свободный радикал реагирует затем с молекулой брома Br

Br Br H – C – C – H + Br |,

H – C – C – H +Br2 H H

H H

а образующийся при этом атом брома принимает участие в одной из первых стадий реакции. Вариант 1 1. Молекула сульфида углерода (IV) неполярна. Какой тип гибридизации атомных орбиталей углерода имеет место в этом соединении: 1) sp -; 2) sp2 -; 3) sp3 -; 4) spd -; 5) гибридизация отсутствует (указать номер правильного ответа) А 1;

В 2;

С 3;

Д 4;

Е 5;

2. Какие соединения являются изомерами: 1) 2-метилгексан; 2) 3метилгексан; 3) 3-этилгексан; 4) 2,2-диметилгептан; 5) 2,4-диметилгексан; (в ответе указать номера соединений-изомеров в таком порядке, в каком они записаны в задании) А 123;

В 125;

С 234;

Д 235;

Е 345;

3. Назвать соединение: CH3 95

CH33– CH22– CH – C – CH3 Cl CH3 (ответ – сумма цифровой части названия соединения) А 3;

В 5;

С 7;

Д 9;

Е 11.

Вариант 2 1.

Структурные

изомеры

характеризуются:

одинаковыми

(1000),

различными (10000) структурами органического соединения; одинаковыми (10), различными (100) молекулярными формулами; (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений и число структурных изомеров, предсталенных ниже) H H H H H – C –C – C – C – H H H H H

Н

Н Н

H–C–H

H–C–C

H H H–C–C–C–H H H Н

H H H–C–C–H H

H

CH3 – CH2 CH3 – CH2 А 10010; В 10011; С 10012; Д 10013; Е 10014. 2. Как правильно назвать по систематической номенклатуре соединение: CH3 – CH2 – CH2– CH – CH3 А

CH3 2-метилпентан; В

4-метилпентан;

С

гексан;

Д

изогексан;

Е

диметилпропилметан; 3. Расположить в ряд по усилению кислотных свойств соединения: 1) метанол, 2) хлоруксусная кислота, 3) пропионовая кислота, 4) фенол А 1342;

В 1432;

С 1234;

Вариант 3 1. Для π-связи характерно: 96

Д 1423;

Е 4123.

перекрывание электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов (1); перекрывание электронных облаков ниже и выше линии, соединяющей ядра атомов (10); атомы углерода, образующие π-связь, могут находиться в гибридном состоянии sp3 (100), sp2 (1000), sp (1000) (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 11010;

В 1010;

С 10010;

Д 110114;

Е 11001;

2. Показать распределение электронной плотности в молекулах: уксусной (1), трихлоруксусной (2), трифторуксусной (3), хлоруксусной кислот (4) (ответ представить в виде многозначного числа, составленного из условных обозначений соединений, расположенных в порядке увеличения силы кислоты). А 1234;

В 1324;

С 1423;

Д 1432;

Е 4132;

3. При сгорании органического вещества массой 4,6г образовался оксид углерода (IV) объемом 4,48л (н.у.) и вода массой 5,4г. Определите простейшую формулу соединения (в ответе привести формулу соединения) А С2Н6;

В С2Н4;

С C2H2O ;

Д С2Н6О;

Е C2Н2О2.

Вариант 4 1. Геометрическая изомерия характерна для соединений, имеющих:

двойную связь (1), тройную связь (10), симметричную формулу (100); различные группировки атомов у углеродных атомов при: двойной (1000), тройной (10000) связи; различное пространственное положение заместителей по отношению к πсвязи (100000); (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 101001;

В 101101;

С 111001;

Д 111101;

Е 110001;

2. Назвать соединения: ( в ответе указать номер соединения, в котором имеет место sp2 – гибридизация) A CH3 – NH2; B C2H5OH; C CH = CH – CH3; Д CH2CH2CH3; Е CH3CH2Cl; 3. Установить истинную формулу органического соединения, если при сгорании 2,40г. его было получено 5,28 г углекислого газа и 2,88 г воды. Плотность паров этого соединения по водороду равна 30. (в ответе указать количество атомов в молекуле) А 12;

В 11;

С 10;

Д 9;

Е 8. 97

Вариант 5 1. Признаки, характерные для радикала: полное насыщение связей (1),

нечетное число электронов (10), наличие только одинарных связей (100), присутствие

неспаренного

электрона

(1000),

наличие

свободной

пары

электронов (10000); (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 110;

В 10010;

С 1100;

Д 1010;

Е 1110;

2. В каких соединениях имеет место sp2 – гибридизация: 1) С6Н6; 10) C2H5OH; 100) HCOOH; 1000) CH3Cl? (указать номер или сумму номеров правильного ответа) А 1010;

В 1011;

С 100;

Д 1001;

Е 101.

Вариант 6 1. Для σ-связи характерно:

перекрывание электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов (1); перекрывание электронных облаков ниже и выше линии, соединяющей ядра атомов (10); атомы углерода, образующие σ-связи, могут находиться в гибридном состоянии sp3 (100); sp2 (1000); sp (10000); (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 1010;

В 10010;

С 11101;

Д 11001;

Е 11011;

2. Какое из указанных названий углеводорода состава С7Н16 отвечает правилам систематической номенклатуры: А

диметил-втор-бутилметан;

В

метилэтилпропилметан;

С

2,3-

диметилпентан; Д диметилизобутилметан; Е изогептан; 3. К какому классу соединений относится вещество: CH3 – CH – C = C – CH – CH3 CH2CH3 CH3 А алканы; В алкены; С алкины; Д алкадиены; Е ароматические углеводороды. Вариант 7 98

1. Признаки, характерные для радикала: полное насыщение связей (1); нечетное число электронов (10); наличие только одинарных связей (100); присутствие неспаренного электнона (1000); наличие свободной пары электронов (10000); (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 110; В 1010; С 1110; Д 1100; Е 10010; 2. Какое из веществ является гомологом бутана: А бутилен; В изобутан; С хлорбутан; Д пентан; Е бутанол; 3. Назвать соединение: CH3 – CH2 – CH – CH – CH3 Cl CH3 (ответ – сумма цифровой части названия соединения) А 4;

В 5;

С 6;

Д 2;

Е 7.

Вариант 8 1. Составить формулы возможных изомеров гексана. Выбрать признаки,

характерные для изомеров предельных углеводородов: одинаковое (10), различное (100) химическое строение; одинаковые (1000), разные (10000) валентные углы. (в ответе указать сумму, полученную из условных значений правильных суждений и числа изомеров гексана) А 103;

В 105;

С 1105;

Д 1103;

Е 10105;

2. Записать и назвать продукт реакции: CH3 –– CH2 –– C ≡ CH + HBr (ответ – цифровая часть названия продукта реакции) А 12;

В 21;

С 34;

Д 43;

Е 22;

3. Записать изомеры гомолога этилена с числом атомов углерода, равным четырем (ответ записать в виде десятичной дроби, в которой целая часть – количество структурных изомеров, дробная – количество их с возможной геометрической изомерией) А 3,0;

В 3,1;

С 3,2;

Д 2,2;

Е 2,1.

99

Вариант 9 1. К углеводородам относят классы СnН2n+2 (1), СnН2n+2О (10), СnН2n (100),

СnН2n-2 (1000), СnН2nО (10000), СnН2n-6 (100000), С n (Н2О)m (200000) (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 100100; В 100101; С 101101; Д 101100; Е 101001; 2. Массовая доля углерода в смеси двух предельных углеводородов, отличающихся

на

гомологическую

разность,

равна

0,809.

Определить

углеводороды, входящие в состав смеси (в ответе указать название углеводорода с большой молярной массой) А этан; В пропан; С бутан; Д пентан; Е гексан; 3.

Записать

уравнение

реакции

и

назвать

продукт

полного

гидробромирования 3-метилбутина-1 (ответ – цифровая часть названия продукта реакции) А 113;

В 123;

С 233;

Д223;

Е 322.

Вариант 10 1. Характерные признаки алканов:

относятся

к

углеводородам

(1),

углеводам

(2),

ароматическим

соединениям (3), являются предельными углеводородами (10), непредельными углеводородами (20), содержат одну или несколько двойных углерод – углеродных связей (100), одну или несколько тройных углерод – углеродных связей (200), только простые углерод – углеродные и углерод – водородные связи (500); характерные реакции: присоединения (1000), замещения (2000); реакции с алканами протекают по ионному механизму (10000), радикальному механизму (100000). (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 12501; В 12511; С 102511; Д 102501; Е 112511; 2. К алкенам относятся С5Н8 (1), С5Н10 (10), С6Н6 (20), С2Н6 (100), С3Н6 (1000), С5Н12 (10000), С3Н4 (100000). (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 1011; В 1010; С 1020; Д 1030; Е 100000; 3.Сколько граммов дихлорэтана может быть получено из 1 моль этилена и 11,2 л хлора (измеренного при н.у.) А 99 г; 100

В 24,75 г;

С 49,5 г;

Д 74,25 г;

Е 9,9 г;

12 Ароматические углеводороды. Функциональные производные

Соединения с двойными углерод-углеродными связями обычно вступают в прямые реакции присоединения. Однако в тех случях, когда двойные связи чередуются с простыми углерод-углеродными связями, соединения обладают необычными химическими свойствами. Например, бутадиен реагирует с бромом концами своей углеродной цепи, и двойная связь в нем перемещается в середину цепочки H H H H

H H

H H

H–C–C=C–C–H

H – C = C – C = C – H + Br2

Br

Br

Соединение, содержащиее чередующиеся двойные и простые связи, назывеются сопряженной системой. Одной из наиболее интересных сопряженных

систем

является

шестичленный

углеродный

цикл

с

чередующимися двойными и простыми связями. Этим веществом является бензол Н С Н–С

С–Н

Н–С

С–Н С Н

Двойные связи в бензоле не совсем аналогичны двойным связям в бутадиене или других нециклических соединениях. Бензол по своим свойствам приближается к насыщенным алифатическим углеводородам, что особенно сильно проявляется в химическом поведении его атомов водорода, а также в химической устойчивости этого вещества. 101

Необычные свойства ароматического цикла объясняются тем, что в молекуле бензола двойные углерод-углеродные связи не находятся в фиксированных положениях. Это подтверждается существованием лишь одного изомера производного бензола с двумя одинаковыми соседними группами. Например, в случае 1,2-дихлорбензола изомер

Cl

полностью идентичен изомеру

Cl

Cl Если

бы

фиксированны,

двойные должны

Cl

углерод-углеродные

были

бы

связи

существовать

два

в

бензоле разных

были

изомера

дихлорбензола. Однако на самом деле двузамещенные производные бензола всегда встречаются в виде трех изомерных соединений, называемых орто-, метаи пара -формами. Многие

свойства

производных

углеводородов

определяются

характером радикала, присоединенного к углеводороду. Подобные группы были названы

функциональными.

Мы

рассмотрим

здесь

только

три

типа

функциональных групп, включающих кислород, азот и галогены. К кислородсодержащим группам относятся спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, а также простые и сложные эфиры. Производные, содержащие азот, включают амины, аминокислоты и нитропроизводные. Галогенсодержащие производные получают в результате замещения одного или нескольких атомов водорода в углеродной цепи или цикле. Многие из этих производных тесно взаимосвязаны, особенно если учесть химические реакции, в результате которых они могут быть получены. Например, спирты могут окисляться, превращаясь в альдегиды и кетоны, а окисление альдегидов приводит к образованию кислот. Сложные эфиры представляют собой продукт взаимодействия кислоты со спиртом, а простые эфиры могут быть получены из спиртов. Реакция органической (карбоновой) кислоты со спиртом называется этерификацией. В этой реакции происходит отщепление воды с образованием сложного эфира. Подобные реакции ускоряются в присутствии сильной кислоты, которая играет роль катализатора. 102

СН3 – СООН + НОС2Н5 → СН3СООС2Н5 + Н2О Реакция

омыления

представляет

собой

катализируемый

основаниями гидролиз сложного эфира на образующие его спирт и кислоту. Эта реакция обратна реакции этерификации, например этилацетат путем омыления разлагается на уксусную кислоту и этиловый эфир. Растительные и животные жиры являются сложными эфирами многоосновного спирта – глицерина и жирных кислот. Окисление органических соединений включает широкий круг химических реакций, в которых могут принимать участие различные реагенты. Наиболее интенсивная из этих реакций – горение – представляет собой высокотемпературное окисление, при котором роль окислителя играет кислород; углерод окисляется до СО или СО2, а водород превращается в воду. Гораздо больший интерес для органической химии представляют более мягкие, чем горение, реакции окисления, при которых органические вещества окисляются лишь частично. В результате ряда последовательных окислительных реакций спирт можно превратить в альдегид, а затем в кислоту. Например, этиловый спирт с помощью НСrО4- действием О2 в присутствии катализатора легко превращается сначала в альдегид, а затем в кислоту Н Н

Н – С – С – ОН

Н О Н–С–С

Н О О Н–С–С

Н Н Н

О

ОН

Н

Н

Восстановление представляет собой реакцию обратную окислению. Так, окисление спиртов в альдегиды можно провести в обратном направлении, получая из альдегидов спирты путем восстановления альдегидов цинком в кислом растворе. Подобные реакции проводят при высоких температурах в присутствии катализатора Н Н

Н Н Ni

Н – С = С – Н + Н2 → Н – С – С – Н Н Н 103

Гидрирование

(или

восстановление)

двойных

связей

во

многих

растительных маслах, например, в хлопковом или кукурузном, осуществляется аналогичным образом. Продуктом в этих случаях является твердый, съедобный жир (маргарин). Вариант 1

1. Как можно получить бензол? Какие соединения: этан, гексан, циклогексан, ацетилен, метан, циклопентан используются для одностадийного получения бензола? Записать соответствующие уравнения реакций (в ответе указать сумму молярных масс исходных веществ, отвечающих условию задачи) А 42;

В 96;

С 100;

Д 110;

Е 112;

2. Записать и назвать изомеры ароматического углеводорода состава C2Н10: (ответ записать в виде многозначного числа, составленного из сумм цифровых частей в названии каждого изомера в порядке возрастания цифр) А 0134;

В 0335;

С 0345;

Д 1345;

Е 1335;

3. С этанолом взаимодействуют реагенты: калий (1), гидроксид калия (10), магний (100), алюминий (1000), соляная кислота (10000) (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений) А 101;

В 111;

С 1101;

Д 10001;

Е 10111.

Вариант 2

1. Записать уравнение реакции хлорирования толуола при освещении (в ответе указать число связей между атомами водорода и углерода бензального кольца) А 0;

В 1;

С 3;

Д 4;

2. Предельно - допустимая водопользования

составляет

Е 5;

концентрация (ПДК) фенола в местах 0,001

мг/л.

Рассчитать,

во

сколько 5 3

раз

концентрация фенола превышает ПДК, если в водоем объемом 1*10 м со сточными водами было сброшено 30кг фенола А 3;

В 30;

С 300;

Д 3000;

Е 333;

3. Расположить в ряд по усилению кислотных свойств соединения: 1) метанол; 2) хлоруксусная кислота; 3) пропионовая кислота; 4) фенол; А 1342;

104

В 1432;

С 1234;

Д 1423;

Е 4123.

Вариант 3

1. Для нейтрализации 20,00 г водного раствора, содержащего уксусную кислоту и фенол, потребовалось 92,22 мл 6,40 %-ного раствора NaOH (ρ = 1,055г/мл). При действии бромной воды на такое же количество раствора органических веществ выпало 9,93г осадка. Определите массовую долю уксусной кислоты в растворе (в процентах, с точностью до десятых) А 35,8;

В 36,5;

С 37,5;

Д 38,1;

Е 38,7;

2. Какие из веществ будет реагировать с едким натром: А СН3 – СН – С = О Н СН3

;

В СН3 – СНСН2СН2ОН

;

СН3

С СН3 – СН2 – СН2 – С = О ; ОН

Д СН3 – СН – СН2 – С = О ; Н ОН

Е R – СН2СН2ОН 3. Какая реакция лежит в основе получения сложных эфиров? А гидратации; В дегидратации; С гидрогенизации; Д поликонденсации; Е этерификации. Вариант 4

1. Написать уравнения реакций, которые протекают при нагревании смеси метилового и этилового спиртов в присутствии серной кислоты (в ответе указать сумму молярных масс возможных продуктов реакции). А 198;

В 202;

С 204;

Д 206;

Е 208.

2. Для нейтрализации смеси муравьиной и уксусной кислот массой 2,58 гр потребовалось 0,05 моль NaOH. Какое количество вещества уксусной кислоты было в смеси? А 0,01 моль; В 0,015 моль; С 0,02 моль; Д 0,03 моль; С 0,005 моль. 3. Какое вещество из данных является альдегидом? А C2H5OH; B C2H5OC2H5; С CH3COCH3; Д CH3CHO; E CH3COOC2H5. Вариант 5

1. Бензол вступает в реакцию присоединения: с водородом в присутствии платинового катализатора (1); с хлором в присутствии FeCl3 (10); с KMnO4 в 105

растворе (100); с концентрированной азотной кислотой (1000); с хлором при облучении светом (10000) (в ответе указать сумму значений правильных суждений) А 10001;

В 10011;

С 10101;

Д 11001;

Е 11011.

4. Жиры – это сложные эфиры глицерина и кислоты: А уксусной; В масляной; С валерьяновой; Д олеиновой; Е капроновой. 3. С каким из приведенных реагентов альдегиды дают качественную реакцию? А C2H5OH;

B NH4Cl;

C CuSO4;

Д Ag(NH3)2OH; E NH4OH.

Вариант 6

1. Какая масса оксида марганца (IV) потребуется для получения хлора, необходимого для превращения 9,75 миллилитров бензола (плотностью 0,8 г/мл) в гексахлоран? А 21,2 г;

В 22,4 г;

С 23,7 г;

Д 25,6 г;

Е 26,1 г.

2. Изобразить структурные формулы и назвать кислоту молекулярной формулы C5H10O2 (ответ записать в виде многозначного числа, составленного из сумм цифровых частей в названии каждого изомера в порядке возрастания цифр). А 0234;

В 234;

С 2223;

Д 0123;

Е 123.

3. Равновесие реакции этерификации желательно сместить в сторону образования эфира. Каким способом можно это сделать: 1)отогнать образующийся эфир; 2) добавить катализатор; 10) связать воду; 20) ввести дополнительное количество спирта; 50) уменьшить концентрацию кислоты? (ответ представить в виде суммы чисел, которыми обозначены условия смещения равновесия в сторону образования эфира). А 1;

В 11;

С 21;

Д 31;

Е 33.

Вариант 7

1. Какого типа связи имеются в молекуле C2H5N+ H3Cl-: ковалентные (1), водородные (10), донорноакцепторные (100), ионные (1000), дативные (10000)? (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений). А 1101;

В 1111;

С 101;

Д 10101;

Е 1100 .

2. Определите молярную массу вторичного амина, если известно, что его хлороводородная соль содержит 43,55% хлора. 106

А 59 г/ моль; В 73 г/моль;

С 45 г/моль;

Д 87 г/моль;

Е 101 г/моль.

3. Назвать соединение (как производное бензола): CH3 | NO2 (ответ – цифровая часть названия) | CH3 А 142;

В 143;

С 213;

Д 314;

Е 341.

Вариант 8

1. Какого типа связи возможны для аминогруппы в аминоорганических соединениях: ковалентные (1); водородные (10); донорно-акцепторные (100); ионные (1000); дативные (10000)? (в ответе указать сумму условных значений правильных суждений). А 11;

В 111;

С 1011;

Д 1111;

Е 10001.

2. Какое из следующих азотсодержащих соединений относится к вторичным аминам: А CH2ONO3; | CH – ONO2 ; | CH2 – ONO2

В C6H5NO2;

С CH3CH2NH2;

Д C6H5NHCH3;

Е С2H5CONH2.

3.Каким веществом нужно подействовать на этиловый спирт, бромистый этил? А бромом; В бромной водой; С бромоводородом; Д бромистым метилом; Е бромноватистой кислотой. Вариант 9

1. Изобразить структурную формулу аминоуксусной кислоты (в ответе указать число связей в молекуле) А 7;

В 8;

С 10;

Д 11;

Е 9.

2. При гидрировании 7,8 г бензола до циклогексана при нагревании в присутствии катализатора поглотилось 3,36 л водорода (н.у.). Определите выход циклогексана в % от теоретического. 107

А 40 %;

В 45 %;

С 50 %;

Д 55 %;

Е 60 %.

3. Определите строение сложного эфира 2 – аминокислоты, если известно, что он содержит 15,73% азота H | A H – C – C = O;

H | B H – C – C = O;

NH2 OCH3

NH2 OC2H5

Д CH3CH – C = O;

H | С N – C – C = O; NH2

OC3H7

E CH3 – CHCOOC2H5. | NH2

NH2 OCH3 Вариант 10

1. Из какого соединения получается анилин в промышленности: А нитробензола; В бензола; С толуола; Д ацетилена; Е этилбензола. 2. Хлороводород пропустили в 10% - ный водный раствор (массой 180 г) первичного алифатического амина. После этого раствор упарили досуха и получили твердое белое вещество, содержащее 43,55% хлора. Определите строение исходного амина. А метиламин; В этиламин; С пропиламин; Д бутиламин; Е гексиламин. 3. В каких соединениях имеет место sp2 – гибридизация: 1) C6H6;

10) C2H5OH;

100) HCOOH;

1000) CH3Cl.

(указать номер (сумму номеров) правильного ответа). А 1010;

В 1011;

С 100;

Д 101;

Е 1101.

13 Высокомолекулярные соединения. Полимеры

Химические соединения, молекулярная

масса которых составляет

величину от нескольких тысяч до нескольких миллионов, а в отдельных случаях достигает десятков миллионов, называют высокомолекулярными. В состав молекул высокомолекулярных соединений (макромолекул) входят сотни и тысячи атомов, связанных

друг с другом силами главных валентностей.

Атомы или атомные группировки в молекуле высокомолекулярного соединения 108

(в.с.) могут располагаться либо в виде длинной цепи (линейные в.с., например целлюлоза), либо в виде длинной цепи с разветвлениями (разветвлённые в.с., амилопектин), либо в виде трёхмерной сетки, состоящей из отрезков цепного строения (сшитые в.с.) примером сшитых в.с. могут служить фенол – альдегидные смолы. Если молекулярные цепи макромолекул в.с. состоят из большого числа повторяющихся группировок – звеньев, имеющих одинаковое строение, то такие в.с. называются полимерами, например поливинилхлорид (–CH2–СНСl–)n,

полиоксиметилен

(–CH2–О–)n,

каучук

натуральный

[–CH2–C(CH3)=CH–CH2–]n и т.п. Высокомолекулярные соединения макромолекулы которых содержат несколько типов повторяющихся группировок называют сополимерами (например, бутадиен стирольный каучук). Возможность

полимеризации

в

принципе

основана

на

многофункциональном характере исходной молекулы, называемой мономером. Невозможно получить полимер из вещества типа этилового спирта, поскольку он содержит всего одну функциональную группу, способную легко вступать в химические реакции. Этиленгликоль имеет две функциональные группы, и если его смешать с какой – нибудь двухосновной кислотой, с адипиновой кислотой, то можно получить полимер в результате образования эфирных связей. Такие вещества,

называемые

полиэфирами,

являются

наиболее

популярными

современными синтетическими полимерами. CH2 – CH2 – CH2 – CH2 CH2 – CH2 | | | | OH OH HOOC COOH CH2 – CH2 – CH2 – CH2 CH2 – CH2 | \ / | + H2O OH OOC COOH Эфирная связь Полиэфирная

макромолекула

образуется

в

результате

возникновения

повторяющихся эфирных связей между мономерными молекулами. При полимеризации этилена роль бифункциональной структурной единицы, приводящей к построению полимера, играет двойная связь: 109

n CH2=CH2 → (–CH2–CH2–)n π – связующая электронная пара, ответственная за образование двойной углерод

–

углеродной

связи,

легко

атакуется

свободным

радикалом,

возникающим в результате действия инициатора, например органического пероксида. Если обозначить свободный радикал символом R, первую стадию реакции можно представить следующим образом: H | CH2 = CH2 + R → R – CH2 – C . | H Исходный свободный радикал превращает молекулу этилена в другой свободный радикал, который в свою очередь так же порождает новый свободный радикал RCH2–CH2 · + CH2 = CH2 → RCH2 – CH2 – CH2 – CH2. Процесс последовательного порождения свободных радикалов охватывает множество молекул этилена, и в результате получается большой линейный полимер,

образование

которого

инициируется

одним

–

единственным

свободным радикалом. Природные в.с. образуются в процессе биосинтеза в клетках живых организмов. С помощью экстракции, фракционного осаждения и других методов они могут быть выделины из растительного и животного сырья. Неорганические природные в.с. образуются в результате геохимических процессов, происходящих в земной коре. Синтетические в.с. получают путем реакций полимеризации и поликонденсации. Основными химическими реакциями, в которые входят в.с. являются:

110

1) Образование химических связей между макромолекулами (образование трехмерных структур, так называемое сшивание, например вулканизация каучуков, дубление кожи); 2) Распад макромолекулярных цепей на отдельные, более короткие цепи (деструкция, деполимеризация); 3) Реакции функциональных боковых групп в.с. с низкомолекулярными веществами; 4) Внутримолекулярные реакции, протекающие между функциональными группами одной макромолекулы (внутримолекулярная циклизация). Вариант 1

1. Что является мономером для получения полимера следующей структуры: - CH2 – CH С6Н5 А бензол;

n

В этилбензол;

С стирол;

Д кумол;

Е метилбензол.

2. Какое волокно горит быстро, распространяя запах жжёной бумаги и оставляя после сгорания серый пепел? А шерсть; В натуральный шелк; С ацетатное волокно; Д хлопок; Е капрон 3. Не вычисляя молярной массы полимера, определите массовую долю хлора в поливинилхлориде: А 52,6;

В 54,8;

С 56,8;

Д 57,8;

Е 59,6.

Вариант 2

1. Какие связи обусловливают вторичную структуру белка? А полипептидные; В водородные; С координационные; Д ковалентные; Е ионные. 2. Что является мономером для получения полимера следующей структуры: CH3 | - CH2 – C | 111

С // \ O OR

n

А акриловая кислота;

В метакриловая кислота;

С эфиры метакриловой

кислоты; Д этилен; Е пропилен. 3. Рассчитайте, сколько килограммов древесных опилок нужно взять, чтобы в результате ряда последовательных химических реакций получить 896 л этилена (н.у.). Известно, что в древесных опилках содержится 50% чистой целлюлозы. Приведите уравнения реакций всех протекающих процессов А 3,24 кг;

В 4,86 кг;

С 6,48 кг;

Д 7,42 кг;

Е 8,68 кг.

Вариант 3

1. Рассчитайте сколько звеньев C6H10O5 содержится в целлюлозе льняного волокна (Mr = 586602) А 3400;

В 3500;

С 3521;

Д 3571;

Е 3621.

2. Дерево при максимальной интенсивности фотосинтеза способно превращать за сутки приблизительно 50г оксида углерода (IV) в углеводы. Определите, сколько литров кислорода (н.у.) при этом выделится А 21,2 л;

В 22,4 л;

С 23,6 л;

Д 24,6 л;

Е 25,4 л.

3. Какое химическое соединение используют для получения синтетического волокна – капрона? А H3C – CH2 – CH2 – CH – C = O; B H3C – CH2 – CH2 – CH – CH – СН2 - COOH; | \ | NH2 NH2 OH C H3C – CH2 – CH – CH2 – CH2COOH; | NH2

D H3C – CH – CH2 – CH2 – COOH | NH2

E H2C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2COOH. | NH2 Вариант 4

1.

При

взаимодействии

акрилонитрил? 112

какого

вещества

с

ацетиленом

образуется

А NH3; 2.

B CH3NH2;

Полиамидное

C (CH3)3NH;

волокно

анид

Д (CH3)3N; (нейлон)

E HCN.

продукт

конденсации

гексаметилендиамина и двухосновной кислоты: А щавелевой; В малоновой; С янтарной; Д адипиновой; Е терефталевой 3. Укажите структурное звено полиизобутилена? CH3 CH3 CH3 | | | А C = CH2; B CH = CH; C H2C – CH = CH2; Д CH2 = CH2; | | CH3 E CH3CH = CH2. CH3 Вариант 5

1. Какая масса аланина потребуется для получения 23,6 г аланилфенилаланина? А 8,2;

В 8,5;

С 8,7;

Д 8,9;

Е 9,1.

2. Вычислите степень полимеризации полипропилена, приняв среднюю молекулярную массу его равной 100000. А 1572;

В 1838;

С 2381;

Д 2881;

Е 2923.

3. При гидролизе крахмала массой 324г с выходом 80 % получили глюкозу, которую подвергли спиртовому брожению. Выход продукта брожения составил 75 %. В результате осуществления процесса образовался раствор спирта массой 600 г. Определите массовую долю этанола в полученном растворе. А 16,4 %;

В 17,4 %;

С 18,4 %;

Д 19,4 %;

Е 20,4 %.

Вариант 6

1. Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? А H2C = CH – CH = CH2;

Д H2C = C – C = CH2; | | Cl H

B H2C = C – CH = CH2; С H2С = С – С = СH2; | | | CH3 CH3 CH3 E) H2C = C – CH = CH2. | C2H5

2. Какие связи обуславливают вторичную структуру белка? А полипептидные; В координационные; С ковалентные; Д водородные; Е ионные. 113

3. Рассчитайте, какую примерно молекулярную массу будет иметь белок, содержащий 0,32 % серы, если предположить, что в его молекуле содержится только один атом серы А 100;

В 1000;

С 10000;

Д 100000;

Е 3200.

Вариант 7

1. Сколько трипептидов может быть получено путем различного сочетания аминокислот: глицина (H – CHCOOH), аланина | NH2 (CH2 – CH – COOH), серина (HO – CH2 – CHCOOH) | | NH2 NH2 А 1; В 3; С 4; Д 5; Е 6. 2. Волокно растворяется в ацетоне, горит быстро, нехрупкий спёкшийся шарик темно – бурого цвета. Определите, какое это волокно? А хлопок;

В капрон;

С лавсан;

Д ацетатное волокно; Е шерсть.

3. Продуктом полимеризации какого соединения являются полифторопрен - CH2 - C = CH CH2 | F n А 2–фторбутена–2; В 2-фторбутена–1; С 2–фторбутадиена–1,3; Д 3–фторбутина–1; Е 1-фторбутина-2. Вариант 8 1. Какое волокно горит быстро, распространяя запах жжёной бумаги и оставляя после сгорания серый пепел? А шерсть; В натуральный шелк; С ацетатное волокно; Д хлопок; Е капрон 2. Образец пластмассы может иметь различную окраску. При нагревании размягчается, горит желтоватым пламенем с синей каймой и характерным потрескиванием, распространяя эфирный запах. А полиэтилен; В полистирол; С фенолформальдегидная пластмасса; Д поливинилхлорид; Е полиметилметакрилат. 3. Продуктами полимеризации каких непредельных углеводородов являются полиолефины: 114

А алкенов; В алкинов; С диолефинов; Д циклоалкенов; Е альдегидов. Вариант 9 1. Сложные поливиниловые эфиры – карбоценные полимеры виниловых эфиров карбоновых или минеральных кислот. Какой формуле отвечает поливинилбутират?

А) – CH2 – CH – | OCO | H n D)

– CH2 – CH – | OCO | C6H5

B)

– CH2 – CH – С) – CH2 – CH – | ; | OCO OCO | | C3H7 n C2H5 n

;

E) ;

– CH2 – CH | OSO3H n

n

2. Из крахмала массой 8,1 грамм получили глюкозу, выход которой составил 70 %. К глюкозе добавили избыток аммиачного раствора оксида серебра. Какая масса серебра образовалась при этом? A 3,78 г; В 5,87 г; С 7,56 г; Д 9,45 г; Е 8 г. 3. Сколько молекул диамина и двухосновной кислоты входит в молекулу найлона – 6,6 (получаемого из диамина с шестью углеродными атомами и двухосновной кислоты), имеющую массу 20000? А 41; В 82; С 123; Д 164; Е 328 . Вариант 10

1. Какую массу крахмала надо подвергнуть гидролизу, чтобы из полученной глюкозы при молочнокислом брожении образовалась молочная кислота массой 108 грамм? Выход продуктов гидролиза крахмала равен 80 %, продукта брожения глюкозы-60 %. А 198,5 г.

B 200,5 г.

С 202,5 г.

Д 204,5 г.

Е 207 г.

2. Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? А H2C = CH – CH =СH2; B Н2С = С – СН = СH2; C H2C = C – C = CH2; | | | 115

СH3 Д H2C = C – C – H2C; | | Cl H

H3C CH3 E Н3 – C – C = CH2. | C2H5

3. Не вычисляя молярной массы полимера, определите массовую долю фтора в поливинилфториде: A 56,7;

116

B 58,7;

C 60,7;

Д 29,4;

E 59,7.

Список использованных источников

1 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1998. – 743 с. 2 Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия в центре наук. – М.: Мир, 1983. –412с. 3 Зайцев О. С. Общая химия. – М.: Химия, 1990. – 352 с. 4 Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1998. – 559с. 5 Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия . -М.: Химия, 1981. – 632 с. 6 Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 2. – М.: Химия, 1973. – 688 с. 7 Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 1. – М.: Химия, 1974. – 656 с. 8 Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985. – 704 с. 9 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. – 264с. 10 Соколовская Е.М., Зайцев О.С., Дитятьев А.А. Програмированные задачи по общей химии. – М.: МГУ, 1977. –243 с. 11 Рэмсден Э.Н. Начала современной химии. – Л.: Химия, 1989. – 190 с. 12 Магдесиева Н.Н., Кузьменко Н.Е. Учись решать задачи по химии. – М.: Просвещение, 1986. - 210 с. 13 Сорокин В.В., Злотников Э.Г. Как ты знаешь химию? – Л.: Химия, 1987 – 197 с.

117

Общая химия: Сборник заданий-тестов: Учебное пособие

Recommend Documents