ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ

УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

УНИВЕРСИТЕТ»

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

И КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ

«ХИМИЯ ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ»

Учебно-методическое пособие для вузов Составители:

В.Н. Семенов, Л.Я. Твердохлебова, Т.П. Сушкова Издательско-полиграфический центр Воронежского государственного университета Утверждено научно-методическим советом фармацевтического факультета 11 июня 2008 г., протокол № 1500- Рецензент д-р хим. наук, проф. О.Б. Яценко Учебно-методическое пособие подготовлено на кафедре общей химии химического факультета Воронежского государственного университета.

Рекомендуется для студентов 1 курса заочного отделения фармацевтического факультета Воронежского государственного университета.

Для специальности: 060108 – Фармация

СОДЕРЖАНИЕ

Введение

Общие методические указания

Программа дисциплины «Химия общая и неорганическая».................. Литература

Контрольные задания

Контрольное задание Строение атомов и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Химическая связь и строение молекул

Элементы химической термодинамики (Термохимические и термодинамические расчеты)

Химическая кинетика и равновесие

Способы выражения концентрации раствора

Свойства растворов, зависящие от концентрации частиц

Контрольное задание Электролитическая диссоциация

Гидролиз солей

Окислительно-восстановительные реакции

Электролиз

Комплексные соединения

s-Элементы

р-Элементы

d-Элементы

Вопросы к экзамену по химии общей и неорганической

Приложение 1. Растворимость солей и оснований в воде

Приложение 2. Образец оформления титульного листа контрольной работы

ВВЕДЕНИЕ

Химия является общеобразовательной наукой, знание которой необходимо для успешного изучения многих специальных дисциплин, в том числе дисциплин медико-теоретического профиля. Несомненна первостепенная роль химии в развитии науки о лекарствах – фармации. Поэтому студенты фармацевтического факультета должны прочно усвоить основные теории и законы химии.

На 1 курсе заочного отделения фармацевтического факультета ВГУ химическое образование традиционно для классических университетов России начинается с курса общей и неорганической химии.

В программе курса сохранена традиционная последовательность изложения материала: от общетеоретических вопросов строения вещества, химической связи, элементов химической термодинамики, химической кинетики и равновесия, теории растворов и электрохимических процессов к химии элементов. Это позволяет активно использовать принципы структурного подхода, подчеркивать внутри- и межпредметные связи и призвано привить учащимся навыки творческого мышления, повысить эффективность усвоения учебного материала в процессе самостоятельной работы.

В результате изучения курса «Химия общая и неорганическая» студенты должны получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме превращения химических соединений, понимать значение химии в фармакологии и медицине. Перед ними стоит задача прочно освоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Работа с книгой. Основной вид учебных занятий студентовзаочников – самостоятельная работа над учебным материалом. По курсу «Химия общая и неорганическая» она слагается из следующих элементов:

изучение материала по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; посещение лекций; сдача экзамена по всему курсу.

Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. При этом необходимо вникать в сущность того или иного вопроса, а не пытаться запомнить отдельные факты и явления. Такой подход способствует более глубокому и прочному усвоению материала. Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, значения новых незнакомых терминов и названий, формулы и уравнения реакций, математические зависимости и их выводы и т. п. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, следует составлять графики, схемы, диаграммы, таблицы. Они очень облегчают запоминание и уменьшают объем конспектируемого материала. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен при повторении материала в период подготовки к экзамену. Изучение курса должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач, которые могут быть взяты из учебников и задачников (см. список рекомендованной литературы). Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

Контрольные задания. В процессе изучения курса химии общей и неорганической студент должен выполнить две контрольные работы.

К выполнению контрольной работы следует приступать только тогда, когда будет изучена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров, приведенных перед задачами к соответствующим темам либо в самом контрольном задании, либо в рекомендуемой литературе.

Выполняемые задания должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по самому существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу, написать уравнение реакции и т. п. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

Каждая контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецензента надо оставлять достаточно широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. Образец оформления титульного листа контрольной работы приводится в прил. 2. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены на рецензирование.

На контрольные работы преподаватель дает краткую рецензию с указанием недочетов и обнаруженных ошибок, если они имеются. В случае неудовлетворительной оценки контрольная работа возвращается студенту для доработки, после чего повторно должна быть представлена на проверку.

Студенты, не выполнившие контрольную работу или получившие за нее неудовлетворительную оценку, не допускаются к экзамену. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не зачитывается.

При возникновении вопросов по выполнению контрольных работ студенты могут обращаться за консультацией на кафедру общей химии ВГУ (тел. +7(4732) 208-610).

Лабораторные занятия. Для глубокого изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторные работы. Работы выполняются студентами в период лабораторноэкзаменационной сессии.

Выполняя лабораторный практикум, студентам необходимо в рабочих тетрадях изложить ход работы, составить уравнения реакций, объяснить результаты выполненных опытов и сделать из них выводы. По окончании практикума студенты предъявляют преподавателю рабочую тетрадь с оформленными работами, в которой преподаватель делает пометку о их выполнении.

Консультации. Если у студента возникают затруднения при изучении курса, следует обращаться за письменной консультацией к преподавателю, рецензирующему контрольные работы. Консультации можно получить и по вопросам организации самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.

Лекции. Лекции по важнейшим разделам курса читаются в период лабораторно-экзаменационной сессии.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания и лабораторные работы, предусмотренные планом практикума. Студенты, сдающие экзамен, предъявляют экзаменатору зачетную книжку и зачтенные контрольные работы.

ПРОГРАММА

дисциплины «Химия общая и неорганическая»

Лекции – 12 часов.

Лабораторные занятия – 24 часа.

Контрольные работы – 2.

Экзамен.

Понятие о материи и веществе. Химическая форма движения материи, ее особенности. Определение химии. Задачи химии. Значение химии для развития медицины и фармации.

I. Основные химические понятия и законы Общая химия как теоретический фундамент химической науки.

Закон сохранения массы и энергии (Ломоносов, Лавуазье, Эйнштейн). Периодический закон Менделеева. Теория химического строения Бутлерова.

Атомно-молекулярная теория Ломоносова. Атомистика Дальтона.

Химический элемент. Простое вещество. Сложное вещество.

Газовые законы. Число Авогадро. Моль. Молекулярная масса.

Современная химическая атомистика. Атом, молекула, кристалл. Химический индивид. Химическое соединение. Фаза. Постоянный и переменный химический состав. Стехиометрические законы химии и их современная трактовка.

II. Строение атома и Периодический закон Развитие представлений о строении атома. Планетарная модель Резерфорда. Теория Бора. Современные представления о строении атома.

Корпускулярно-волновая природа электрона. Понятие о квантовой механике. Атомные орбитали. Характеристика состояния электрона в атоме квантовыми числами. Многоэлектронные атомы. Принципы и правила заполнения электронами атомных орбиталей: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Гунда. Электронные и электроннографические формулы.

Структура Периодической системы химических элементов. Особенности электронного строения и расположение в Периодической системе s-, p-, d-, f-элементов. Причины повторяемости свойств элементов. Современная формулировка Периодического закона и его физический смысл. Значение Периодического закона. Закономерности изменения основных параметров атома (атомных радиусов, энергий ионизации и сродства к электрону) в периодах и группах. Связь периодичности изменения свойств элементов с электронной структурой атомов.

Развитие представлений о химической связи. Основные характеристики связи: энергия, длина связи. Химическая связь и валентность.

Ковалентная связь. Природа ковалентной связи. Метод валентных связей (МВС). Направленность, насыщаемость и поляризуемость ковалентной связи. Способы перекрывания электронных облаков (-, -, -связи). Кратные связи. Гибридные волновые функции. Типы гибридизации и геометрия молекул. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Полярность ковалентной связи и молекулы в целом. Дипольный момент.

Недостатки метода валентных связей. Понятие о методе молекулярных орбиталей (ММО). Молекулярная орбиталь как линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). Энергетические диаграммы двухатомных гомоядерных и гетероядерных молекул, образованных элементами 1 и 2 периодов. Порядок связи. Магнитные и оптические свойства химических соединений с точки зрения ММО.

Ионная связь как научная абстракция. Свойства ионной связи. Координационные числа атомов в ионных кристаллах.

Металлическая связь. Дефицит и обобществление валентных электронов в металлах. Ненаправленность и ненасыщаемость металлической связи. Координационные числа в металлических кристаллах. Основные свойства металлов, обусловленные природой связи.

Водородная связь. Природа ее образования. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь и ее влияние на свойства веществ.

Биологическая роль водородной связи.

Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

IV. Общие закономерности химических процессов 1. Элементы химической термодинамики. Энергетические эффекты химических реакций и их физическая сущность. Предмет химической термодинамики. Термодинамические системы: изолированные, закрытые и открытые. Функции состояния. Внутренняя энергия и энтальгия. Первое начало термодинамики – закон сохранения энергии.

Основы термохимии. Экзо- и эндотермические реакции. Термодинамическая и термохимическая система знаков. Термохимические уравнения.

Закон Лавуазье – Лапласа. Закон Гесса.

Критерии направленности химического процесса. Принцип Бертло – Томсена, его ограниченность. Энтропия системы. Второе начало термодинамики. Рост энтропии – критерий направленности процесса в изолированных системах. Движущая сила процесса в закрытых системах. Энтальпийный и энтропийный факторы. Свободная энергия Гиббса, ее уменьшение при самопроизвольных процессах (р = const). Стандартная свободная энергия G0298. Мера устойчивости соединения (H0298, G0298).

2. Химическая кинетика и химическое равновесие. Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость гомогенных и гетерогенных химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс, константа скорости реакции. Скорость реакции и температура. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Активный комплекс. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Необратимые и обратимые процессы. Критерии установления равновесия. Истинное и ложное равновесие. Константа равновесия. Факторы, влияющие на положение равновесия. Принцип Ле Шателье.

1. Основные характеристики растворов и других дисперсных систем.

Общие понятия о растворах и других дисперсных системах. Классификация дисперсных систем. Способы выражения состава растворов и других дисперсных систем. Растворение как физико-химический процесс. Растворы ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов. Неводные растворители и растворы.

2. Термодинамика растворения и свойства истинных растворов. Изменения энтальпии и энтропии при растворении. Понятие об идеальном растворе. Коллигативные свойства идеальных растворов. Давление паров растворов. Законы Рауля. Криоскопия и эбулиоскопия. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биосистемах. Гипо-, изо- и гипертонические растворы.

3. Водные растворы электролитов. Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация (ионизация), ее причины. Отклонение от законов Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Степень диссоциации.

Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разведения Оствальда. Основы теории сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности и активная концентрация.

Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация многоосновных кислот, многокислотных оснований, солей. Амфотерные гидроксиды. Современные теории кислот и оснований.

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Водородный показатель. Кислотно-основные индикаторы. Ионные взаимодействия в жидких растворах. Обменные реакции в растворах. Обратимые и необратимые процессы. Произведение растворимости. Реакции нейтрализации и гидролиза. Степень и константа гидролиза. Роль гидролиза в процессах жизнедеятельности.

4. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления.

Окисление и восстановление как единый процесс. Типы окислительновосстановительных реакций. Методы уравнивания окислительновосстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Гетерогенные реакции в растворах. Равновесие на границе металл – раствор. Стандартные электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений. ЭДС гальванических элементов. Зависимость электродного потенциала от температуры и концентрации раствора. Направленность окислительно-восстановительных процессов.

Электролиз расплавов и водных растворов солей. Законы Фарадея.

Соединения первого и высшего порядка. Комплексные соединения и двойные соли. Основные положения координационной теории Вернера.

Внутренняя и внешняя сфера. Координационная валентность. Координационная емкость лиганда. Номенклатура комплексных соединений. Классификация комплексных соединений. Многоядерные комплексы. Кластеры. Изо- и гетерополикислоты. Хелаты и внутрикомплексные соединения.

Изомерия комплексных соединений. Трансвлияние Черняева.

Устойчивость комплексов. Константа нестойкости. Современные представления о химической связи в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля и теории поля лигандов.

Биологическая роль комплексных соединений. Химические основы их применения в фармации и медицине.

VII. Общая характеристика химических элементов и их соединений 1. s-Элементы и их соединения. Общая характеристика s-элементов. Водород и его соединения. Щелочные металлы. Щелочно-земельные металлы.

2. p-Элементы и их соединения. Общая характеристика p-элементов.

Галогены. Халькогены. Азот. Фосфор. Подгруппа мышьяка. Углерод, кремний. Подгруппа германия. Бор. Алюминий. Подгруппа галия. Благородные газы.

3. d-Элементы и их соединения. Общая характеристика d-элементов.

Подгруппы меди, цинка, скандия. Подгруппы титана и ванадия. Подгруппы хрома и марганца. Триада железа. Платиновые металлы.

ЛИТЕРАТУРА

1. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А. Угай. – М. :

Высш. шк., 2004. – 527 с.

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов / Ю.А. Ершов и [др.]. – М. : Высш. шк., 2003. – 560 с.

1. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2005. – 2. Неорганическая химия : в 3 т. / под ред. Ю.Д. Третьякова. – М. :

3. Глинка Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 4. Соколовская Е.М. Общая химия / Е.М. Соколовская, Л.С. Гузей. – М. :

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / под ред.

В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. – М. : Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный последней цифрой номера зачетной книжки. Например, номер зачетной книжки 15070922, последняя цифра – 2, ей соответствует вариант контрольного задания 2. Последней цифре номера зачетной книжки 0 соответствует вариант контрольного задания 10.

Номер контрольНомера задач, относящихся к данному заданию варианта ного задания

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ

Строение атомов и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева 1. Напишите электронные формулы атомов марганца и селена. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4p? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента, порядковый номер которого 21.

3. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 17 и 29. Учтите, что у последнего происходит провал одного 4s-электрона на 3d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

4. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5p? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента, порядковый номер которого 43.

5. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Какие электроны этих атомов являются валентными?

6. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

7. Чем отличается последовательность в заполнении атомных орбиталей у атомов d-элементов от последовательности заполнения их у атомов s- и p-элементов? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 46, учитывая, что, находясь в пятом периоде, атомы этого элемента на пятом энергетическом уровне не содержат ни одного электрона.

8. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит провал одного 4sэлектрона на 3d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

9. В чем заключается принцип несовместимости Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома p7- или d12-электронов? Почему?

Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

10. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит провал одного 5s-электрона на 4d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

11. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: водородного соединения германия, рениевой кислоты и оксида молибдена, отвечающего его высшей степени окисления. Изобразите графически формулы этих соединений.

12. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется химический характер этих соединений при переходе от натрия к хлору?

13. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов.

14. У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.

15. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

16. У какого из p-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какой из водородных соединений данных элементов является более сильным восстановителем? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

17. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов имеет более сильное основание: Ba(OH)2 или Mg(OH)2; Ca(OH)2 или Fe(OH)2; Cd(OH) или Sr(OH)2?

18. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов.

Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца.

19. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

20. Какую низшую и высшую степень окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

21. Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды?

22. Какая ковалентная связь называется неполярной и какая полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи?

Составьте электронные схемы строения молекул N2, H2O, HI. Какие из них являются диполями?

23. Какой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4 – ?

Укажите донор и акцептор.

24. Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы BeCl2 и тетраэдрическое – CH4?

25. Какая ковалентная связь называется -связью и какая -связью?

Разберите на примере строения молекулы азота.

26. Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам.

Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?

27. Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам.

Сколько неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная неспаренными электронами?

28. Что называется дипольным моментом? Какая из молекул HCl, HBr, HI имеет наибольший дипольный момент? Почему? Составьте электронную схему строения молекулы NH3.

29. Какие кристаллические структуры называются ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких из веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк – имеют указанные структуры?

30. Составьте электронные схемы строения молекул Cl2, H2S, CCl4.

В каких молекулах ковалентная связь является полярной? Как метод валентных связей объясняет угловое строение молекулы H2S?

31. Чем отличается структура кристаллов NaCl от структуры кристаллов натрия? Какой вид связи осуществляется в этих кристаллах? Какие кристаллические решетки имеют натрий и NaCl? Чему равно координационное число натрия в этих решетках?

32. Какая химическая связь называется водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему H2O и HF, имея меньший молекулярный вес, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?

33. Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной?

Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы.

34. Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень окисления и валентность, определяемую числом неспаренных электронов атома углерода в соединениях CH4, CH3OH, HCOOH, CO2.

35. Какие силы молекулярного взаимодействия называются ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают и какова природа этих сил?

36. Какая химическая связь называется координационной или донорно-акцепторной? Разберите строение комплекса [Zn(NH3)4]2+. Укажите донор и акцептор. Как метод валентных связей (ВС) объясняет тетраэдрическое строение этого иона?

37. Какие электроны атома бора участвуют в образовании ковалентных связей? Как метод валентных связей (ВС) объясняет симметричную треугольную форму молекулы BF3?

38. Как метод молекулярных орбиталей (МО) объясняет парамагнитные свойства молекулы кислорода? Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы O2 в методе МО.

39. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы F2 в методе молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях?

40. Как метод молекулярных орбиталей (МО) объясняет большую энергию диссоциации молекулы азота? Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы N2 в методе МО. Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях?

(Термохимические и термодинамические расчеты) Пример 1. Возможно ли осуществление процесса восстановления металлического железа из оксида Fe2O3 действием водорода при стандартных условиях Решение. Из таблиц термодинамических величин берут значения H 298 и Sо298 для всех веществ, участвующих в реакции (см. табл. 1).

По закону Гесса вычисляют Hо298 реакции:

Hо298 = 3Hо298(H2O)(ж) – Hо298(Fe2O3)(к) = 3(–285,5) – (–822,0) = Для данной реакции вычисляют Sо298:

Sо298 = 3Sо298(H2O)(ж) + 2Sо298Fe(к) – [Sо298(Fe2O3)(к) + 3Sо298(H2)(г)] = = (3·70,1 + 2,27·2) – (87,0 + 3·130,5) = –213,8 Дж / К моль.

По найденным данным вычисляют G реакции:

Gо298 = Hо298 – TSо298 = –35,4 + 213,8·10 –3· 298 = 28,34 кДж/моль.

Положительное значение G указывает на невозможность восстановления Fe2O3 водородом при стандартных условиях.

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением C2H6(г) + 3,5O2(г) = 2CO2 (г) + 3H2O(ж); H = –1559,84 кДж.

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования CO2(г) и H2O(ж) (см. табл. 1).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т. е. к 25 оС (298 К) и давлению 1,013 · 105 Па, и обозначают через Hо298. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то индексы можно опустить и тепловой эффект обозначить через H. Следовательно, нам нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид исходя из следующих данных:

а) C2H6(г) + 3,5O2(г) = 2CO2 (г) + 3H2O(ж); H = –1559,84 кДж;

б) C(граф.) + O2(г) = CO2(г); H = –393,51 кДж;

в) H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(ж); H = –285,84 кДж.

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на два, уравнение (в) – на три, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

C2H6 + 3,5O2 – 2C – 2O2 – 3H2 + 1,5O2 = 2CO2 + 3H2O – 2CO2 – 3H2O;

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то Hобр(C2H6)(г) = –84,67 кДж. К тому же результату мы придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

Hреакции = 2H(CO2) + 3H(H2O) – H(C2H6) – 3,5H(O2).

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю, H(C2H6) = 2( –393,51) + 3( –285,84) + 1559,87 = –84,67;

Пример 3. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по уравнению Fe2O3(к) + 3H2(г)2Fe(к) + 3H2O(г); H = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S = 0,1387 кДж/моль·град? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение. Вычисляем Gо реакции:

Так как G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна, наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия).

Найдем температуру, при которой G = 0:

Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Стандартные энтальпии образования H 298 и энтропии S 298 некоторых веществ при 298 К (25 оС) 41. При сжигании графита образовался оксид углерода (IV) массой 8,86 г. Вычислите теплоту образования CO2 из элементов. Тепловой эффект реакции H = –79,2 кДж.

42. Стандартная теплота образования MgO(к) и CO2(г) соответственно равна –601,8 и –393,5 кДж/моль. Теплота разложения MgCO3 на MgO и CO2 H = +100,7 кДж/моль. Используя эти данные, найдите теплоту образования MgCO3 из элементов (Hо298).

43. Вычислите стандартную теплоту образования бензола C6H6 из элементов, если стандартная теплота его сгорания равна –3301,3 кДж/моль, а Hо298 (CO2)(г) = –393,5 и Hо298 (H2O)(ж) = –285,8 кДж/моль.

44. Найдите Hо298 для реакции CaO(к) + H2O(ж) = Ca(OH)2(к).

45. Исходя из теплового эффекта реакции Fe2O3(к) + 3CO(г) = 2Fe(к) + 3CO2(г), равного –26,8 кДж, вычислите Hо298 образования оксида железа (III).

46. Вычислите тепловой эффект реакции горения этилена C2H4(г), учитывая, что ее продуктами являются CO2(г) и H2O(ж).

47. Найдите стандартную теплоту образования NH3(г), зная, что окисление NH3 протекает по термохимическому уравнению:

4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); Hо298 = –1530 кДж.

48. Найдите Gо298 реакции CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г). Объясните, почему в данной реакции энтропия убывает.

49. Найдите Gо298 реакции 1/2N2(г) + 3/2H2(г) = NH3(г). Как будет изменяться G с ростом температуры для данной реакции, если H при этом остается практически постоянной величиной?

50. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по уравнению Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

51. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по уравнению Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

52. Определите Gо298 реакции, протекающей по уравнению Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

53. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по уравнению Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

54. Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:

Ca(к) + 1/2O2(г) = CaO(к); H = –635,6 кДж;

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(ж); H = –285,84 кДж;

CaO(к) + H2O(ж) = Ca(OH)2(к); H = –65,06 кДж.

55. Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(ж); H = –285,84 кДж;

C(к) + O2(г) = CO2(г); H = –393,51 кДж;

CH4(г) + 2O2(г) = 2H2O(ж) + CO2(г); H = –890,31 кДж.

56. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CO2(г); H = –13,18 кДж;

CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г); H = –283,0 кДж;

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г); H = –241,83 кДж.

57. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая по уравнению Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите Gо298 этой реакции.

58. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите Gо реакции, протекающей по уравнению Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

59. Эндотермическая реакция взаимодействия металла с диоксидом углерода протекает по уравнению CH4(г) + CO2(г) = 2CO(г) + 2H2(г); H = +247,37 кДж.

При какой температуре начнется эта реакция?

60. При какой температуре наступит равновесие системы Скорость химической реакции выражается изменением концентрации данного реагирующего вещества в единицу времени. Концентрацию в химической кинетике обычно выражают числом молей в 1 л. Количественную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает основной закон химической кинетики – закон действия масс. Для реакции типа mA + nB C он выражается соотношением:

где k – константа скорости реакции; [A] и [B] – концентрации веществ A и B в реакционной смеси; m и n – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции (обычно малые числа, очень редко – больше 3).

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

где t2 – скорость реакции при температуре t2; t1 – скорость реакции при температуре t1; – температурный коэффициент скорости химической реакции, отвечающий изменению температуры реакционной среды на 10о (это – коэффициент Вант-Гоффа, равный 24).

Каждая равновесная химическая система характеризуется своей константой, не зависящей от концентрации реагирующих веществ, но зависящей от температуры. Для обратимой реакции константе равновесия Kр отвечает соотношение:

где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации соответствующих веществ (моль/л);

m, n, p и g – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Объем (в литрах) берется для всей системы в целом.

Принцип Ле Шателье: если изменить хотя бы одно из условий, определяющих состояние химического равновесия в данной системе, то в последней усиливается та из двух взаимно противоположных реакций, которая противодействует вносимому изменению. При этом равновесие смещается в сторону, определяемую усилившейся реакцией. В результате устанавливается новое равновесие, отвечающее новым условиям существования подвижной химической системы.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = a, [O2] = b, [SO3] = c.

Согласно закону действия масс скорости () прямой и обратной реакций до изменения объема:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2] = 3b, [SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости (') прямой и обратной реакций:

Отсюда Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования серного ангидрида.

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 оC, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа Следовательно, скорость реакции (t2), протекающей при температуре 70 оC, увеличилась по сравнению со скоростью реакции (t1), протекающей при температуре 30 оC, в 16 раз.

CO(г) + H 2 O(г) CO2(г) + H2(г) при 850 С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:

[CO]исх = 3 моль/л, [H2O]исх = 2 моль/л.

Решение. Константа равновесия данной системы В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что равновесная концентрация [CO2] = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) CO и H2O расходуется для образования по х молей CO2 и H2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и равновесные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению Как надо изменить: а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PСl5?

Решение. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PСl5 эндотермическая (H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PСl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PСl5, так и уменьшением концентрации PСl3 или Cl2.

61. Окисление серы и ее диоксида протекают по уравнениям:

a) S(к) + O2(г) = SO2(г); б) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г). Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

62. Как изменится скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2, если давление этой химической системы, находящейся в замкнутом сосуде, увеличить в два раза?

63. Как изменится скорость реакции Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S, если: а) реагирующую смесь разбавить в три раза; б) повысить концентрацию Na2S2O3 в два раза, а концентрацию серной кислоты – в три раза?

64. Как изменится скорость реакции N2 + 3H2 = 2NH3, если объем газовой смеси увеличить в два раза?

65. Во сколько раз надо изменить давление газовой смеси, для того чтобы увеличить скорость реакции 2SO2 + O2 = 2SO3 в 27 раз?

66. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N2] = 0,049 моль/л; [O2] = 0,01 моль/л.

Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] стала равной 0,005 моль/л.

67. Реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,80 моль/л; [H2] = 1,5 моль/л;

[NH3] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] стала равной 0,50 моль/л.

68. Начальные концентрации в реакции CO + H2O = CO2 + H2 равны (моль/л): [CO] = 0,2; [H2O]газ = 0,4; [CO2] = 0,3; [H2] = 0,1. Вычислите концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 40 % CO.

69. Как изменится скорость реакции Fe2O3(тв) + 3CO(г) = 2Fe(тв) + 3CO2(г) при увеличении концентрации угарного газа в пять раз?

70. Во сколько раз нужно повысить давление в системе, где протекает реакция 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г), для того чтобы скорость образования NO2 возросла в 1000 раз?

71. При повышении температуры от 20 до 60 оС скорость некоторой реакции увеличилась в 81 раз. Чему равен температурный коэффициент скорости этой реакции?

72. Скорость реакции увеличилась в 64 раза. Как изменилась температура, если температурный коэффициент скорости реакции равен двум?

73. На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения в 27 раз скорости реакции, температурный коэффициент которой равен трем?

74. Как изменится скорость реакции при уменьшении температуры от до 0 оС, если температурный коэффициент скорости реакции равен четырем?

75. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80 оС. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.

76. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град., если температурный коэффициент скорости реакции равен трем?

77. Температурный коэффициент скорости некоторых ферментативных процессов достигает семи. Принимая скорость ферментативного процесса при 20 оС за единицу, указать, чему могла бы быть равна скорость этого процесса при 50 оС.

78. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры от – до +20 оС, если температурный коэффициент скорости реакции равен двум?

79. Скорость реакции уменьшилась в 25 раз. Как изменилась температура, если температурный коэффициент скорости реакции равен пяти?

80. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен трем. Начальная скорость реакции 4 моль/л с. Чему будет равна скорость этой реакции при повышении температуры на 40 оС?

81. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ [CO] = 0,004 моль/л; [H2O] = 0,064 моль/л; [CO2] = 0,016 моль/л;

[H2] = 0,016 моль/л.

82. Константа равновесия гомогенной системы CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации [CO] = 0,10 моль/л;

[H2O] = 0,40 моль/л.

83. Обратимая реакция выражается уравнением A + B C + D. Константа равновесия равна 1. Начальные концентрации: [A] = 3 моль/л и [B] = 2 моль/л. Вычислить равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.

84. Константа равновесия A + B C + D равна 1. Равновесные концентрации: [A] = 2 моль/л и [B] = 8 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ C и D.

85. В равновесной системе A + B C + D начальные концентрации веществ A и B соответственно равны 4 и 3 моль/л. Равновесная концентрация [A] = 2 моль/л. Найти равновесные концентрации веществ B, C, D и константу равновесия.

86. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O2 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л.

Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и O2.

87. Равновесие реакции N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) устанавливается при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [N2] = 0,01 моль/л;

[H2] = 2,0 моль/л; [NH3] = 0,4 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.

88. Обратимая реакция описывается уравнением A + B C + D. Смешали по одному молю всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моля вещества С. Найдите константу равновесия.

89. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы CO2 + C 2CO. Как изменится скорость прямой реакции образования CO, если концентрацию CO2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход CO?

90. Равновесие гомогенной системы 4HCl(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Cl2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:

[H2O] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HСl] = 0,20 моль/л; [O2] = 0,32 моль/л.

Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

91. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3H2 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 2NO? Напишите выражения для константы равновесия каждой из данных систем.

92. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы CH4 + CO2 2CO + 2H2. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция образования водорода эндотермическая.

93. В какую сторону сместится равновесие обратимых реакций:

а) PСl5 PСl3 + Cl2 (H > 0), б) N2 + O2 2NO (H > 0), в) N2 + 3H2 2NH3 (H < 0), г) CO + H2O CO2 + H2 (H < 0) при повышении температуры? При понижении температуры? При повышении давления?

94. В какую сторону будет смещаться равновесие при повышении температуры в системах:

а) N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) (Hо298 = –92,4 кДж), б) 2CO2(г) 2CO(г) + O2(г) (Hо298 = 566 кДж), в) 4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(ж) (Hо298 = –202,4 кДж).

95. Метанол получается в результате реакции CO(г) + 2H2(г) CH3OH(ж);

H 298 = –127,8 кДж. Куда будет смещаться равновесие при повышении:

а) температуры, б) давления?

96. При каких условиях равновесие реакции 4Fe(к) + 3O2(г) 2Fe2O3(к) будет смещаться в сторону разложения оксида?

97. Как повлияет на выход хлора в системе 4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(ж);

H 298 = –202,4 кДж: а) повышение температуры в реакционном объеме, б) уменьшение общего объема смеси, в) уменьшение концентрации кислорода, г) увеличение объема реактора, д) введение катализатора?

98. Что необходимо сделать, чтобы сместить равновесие вправо в реакции C(к) + O2(г) CO2(г) (H < 0)?

99. Что необходимо сделать, чтобы сместить равновесие влево:

N2 + O2 2NO (H > 0).

100. Что необходимо сделать, чтобы сместить равновесие в реакционной системе 2Zn(к) + O2(г) 2ZnO(к) (H < 0) вправо?

Способы выражения концентрации раствора Концентрация – отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Способы выражения концентраций раствора эквивалентов доля доля 101. До какого объема надо разбавить 500 мл 20%-го (по массе) раствора NaCl ( = 1,152 г/мл), чтобы получить 4,5%-й раствор ( = 1,029 г/мл)?

102. К 500 мл 32%-й (по массе) HNO3 ( = 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля HNO3 в полученном растворе?

103. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20%-го (по массе) раствора H2SO4 ( = 1,14 г/мл), чтобы получить 5%-й раствор ?

104. Сколько воды нужно добавить к 200 мл 6,5%-го раствора ( ~ 1 г/мл), чтобы получить 2%-й раствор некоторого вещества?

105. Какие объемы воды и 80%-го раствора серной кислоты ( = 1,74 г/мл) необходимо взять для приготовления 500 мл 10%-го раствора ( = 1,07 г/мл) ?

106. До какого объема необходимо разбавить 100 мл 36%-го раствора соляной кислоты ( = 1,18 г/мл), чтобы получить 20%-й раствор ( = 1,1 г/мл) ?

107. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1 л которого содержится 224 г HNO3 (плотность раствора 1,12 г/мл).

108. К 20 г 20%-го водного раствора вещества добавили 5 г того же вещества. Определите массовую долю вещества в получившемся растворе.

109. Сколько граммов NaOH необходимо для приготовления 0,5 л 20%-го раствора ( = 1,16 г/мл)?

110. Какой объем воды нужно добавить к 200 мл 6,5%-го раствора ( ~ 1 г/мл), чтобы получить 2%-й раствор некоторого вещества ?

111. Найти массу NaNO3, необходимую для приготовления 300 мл 0,2 М раствора.

112. Какое количество гидроксида натрия необходимо взять для приготовления 200 мл 0,5 М раствора?

113. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 500 мл 0,25 н. раствора?

114. В каком объеме 0,1 н. раствора содержится 8 г CuSO4?

115. Молярная доля карбоната натрия в растворе ( = 1,11 г/мл) составляет 0,003. Вычислить молярность и нормальность раствора.

116. Определите массовую долю карбоната калия в 2 М растворе карбоната калия, плотность которого равна 1,21 г/мл.

117. В 200 г раствора ( = 1,115 г/мл) содержится 40 г азотной кислоты. Определить молярную долю кислоты в растворе и молярную концентрацию раствора.

118. В 1 кг воды растворено 666 г КОН; плотность этого раствора равна 1,395 г/мл. Найти молярность и моляльность раствора.

119. Вычислить процентную концентрацию раствора, полученного при сливании 100 мл 10%-го ( = 1,05 г/мл) и 150 мл 20%-го ( = 1,12 г/мл) растворов азотной кислоты.

120. Плотность 40%-го (по массе) раствора HNO3 равна 1,25 г/мл. Рассчитать молярность и моляльность этого раствора.

121. Плотность 40%-го раствора азотной кислоты 1,25 г/мл. Рассчитать молярную долю кислоты в растворе; моляльную и нормальную концентрации раствора.

122. В 280 г воды растворили 40 г глюкозы С6Н12О6. Найти моляльную и молярную концентрацию полученного раствора (плотность раствора 1,4 г/мл).

123. Имеется 0,01 н. раствор гидроксида бария ( ~ 1 г/мл). Вычислить молярность, моляльность и массовую долю (в %) Ba(OH)2 в растворе.

124. Имеется раствор гидроксида натрия, в котором молярная доля NaOH равна 0,02. Вычислить процентную и молярную концентрации раствора ( ~ 1 г/мл).

125. В 1 кг воды растворено 666 г KOH; плотность раствора равна 1,395 г/мл. Найти:

а) массовую долю КОН в растворе (в %);

б) молярность;

в) моляльность раствора.

126. Плотность 15%-го (по массе) раствора H2SO4 равна 1,105 г/мл.

Вычислить: а) нормальность; б) молярность; в) моляльность раствора.

127. Плотность 9%-го (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна 1,035 г/мл. Вычислить: а) молярность; б) моляльность раствора.

128. Смешали 247 г 62%-го и 145 г 18%-го растворов серной кислоты.

Какова процентная концентрация раствора после смешения?

129. Какой объем 10%-го раствора карбоната натрия Na2CO3 (плотность 1,105 г/мл) требуется для приготовления 5 л 2%-го раствора (плотность 1,02 г/мл)?

130. Рассчитайте молярную концентрацию 0,9%-го раствора хлорида натрия (физиологический раствор) ( = 1 г/мл).

Свойства растворов, зависящие от концентрации частиц По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (T) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением где K – криоскопическая или эбулиоскопическая константы, cm – моляльная концентрация раствора; m и M – соответственно масса растворенного вещества и его молекулярная масса, m1 – масса растворителя. Из приведенного уравнения следует:

По понижению температуры замерзания или повышению температуры кипения растворов известной концентрации можно определить молекулярную массу растворенного вещества:

Осмотическое давление в растворе неэлектролита рассчитывается по формуле Вант-Гоффа:

где c – молярная концентрация раствора (моль/л), T – абсолютная температура (T = 273 + t oC), R – газовая постоянная.

Величина газовой постоянной R = 8,31 Дж/моль град, или 0,082 л · атм./моль · град, или 62,36 л · (мм рт. ст.)/моль · град берется в зависимости от того, в каких единицах (Па, атм или мм рт. ст.) выражается осмотическое давление.

131. Сколько граммов сахарозы C12H22O11 (M = 342 г/моль) надо растворить в 100 г воды, чтобы: а) понизить температуру кристаллизации на 1 градус? б) повысить температуру кипения на 1 градус? (Криоскопическая постоянная воды 1,86о, эбулиоскопическая постоянная воды 0,52о.) 132. Раствор, содержащий 2,1 г KOH в 250 г воды, замерзает при –0,519 оС. Найти для этого раствора изотонический коэффициент.

133. Вычислите массовую долю (в %) сахара C12H22O11 в растворе, температура кипения которого равна 100,13 оС (эбулиоскопическая постоянная воды 0,52 о).

134. Опытным путем найдено, что осмотическое давление раствора, содержащего 5 г гемоглобина на 100 мл раствора, при 27 оС равно 13,65 мм рт. ст.

Вычислить молекулярный вес гемоглобина. (Для расчетов брать величину газовой постоянной R = 62,36 л (мм рт. ст.)/град моль.) 135. Из 90 г глюкозы C6H12O6 приготовлен 1 л раствора. Чему равно осмотическое давление (в мм рт. ст.) при 27 оС? (Для расчетов брать величину газовой постоянной R = 62,36 л (мм рт. ст.)/град моль.) 136. Имеются три раствора следующих концентраций: а) 10 г/л сахара C12H22O11; б) 10 г/л глюкозы C6H12O6 и в) 10 г/л глицерина C3H5(OH)3. Какой раствор (сахара или глицерина) будет гипертоничен и какой гипотоничен по отношению к раствору глюкозы?

137. Раствор, содержащий 1,477 г перекиси водорода в 100 г воды, замерзает при –0,805 оС. Вычислить молекулярный вес перекиси водорода.

(Криоскопическая постоянная воды 1,86о.) 138. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры C10H16O в 100 г бензола, кипит при 80,714 оС. Температура кипения бензола 80,2 оС. Вычислите эбулиоскопическую константу бензола.

139. Вычислите температуру кристаллизации 2%-го раствора этилового спирта C2H5OH, зная, что криоскопическая константа воды 1,86 град.

140. Вычислите процентную концентрацию водного раствора метанола CH3OH, зная, что температура кристаллизации раствора –2,79 оС.

(Криоскопическая константа воды 1,86 град.)

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ

При выполнении заданий этого раздела см. таблицы растворимости неорганических соединений в воде (прил. 1).

141. Составьте ионные и молекулярные реакции, протекающие между веществами NaHCO3 и NaOH, K2SiO3 и HCl, BaCl2 и Na2SO4.

142. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

143. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: KHCO3 и H2SO4; Zn(OH)2 и NaOH; CaCl2 и AgNO3.

144. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: CuSO4 и H2S; BaCO3 и HNO3; FeCl2 и KOH.

145. К каждому из веществ: KHCO3, CH3COOH, NiSO4, Na2S – прибавили раствор серной кислоты. Выразите реакции ионными и молекулярными уравнениями.

146. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

147. К каждому из веществ: NaCl, NiSO4, KHCO3, Zn(OH)2 – прибавили раствор гидроксида натрия. В каких случаях произошли реакции? Выразите их ионными и молекулярными уравнениями.

148. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: Na3PO4 и CaCl2; K2CO3 и BaCl2; Zn(OH)2 и KOH.

149. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

150. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: K2S и HCl; FeSO4 и (NH4)2S; Cr(OH)3 и KOH.

151. Вычислить рН и рОН раствора, в котором концентрация ионов Н+ равна 10–4 моль/л.

152. Определить [Н+ ] и [ОН– ] в растворе, рОН которого равен 8.

153. Вычислить рН и рОН раствора, в котором концентрация ионов ОН равна 10–11 моль/л.

154. Определить [Н+ ] и [ОН– ] в растворе, рН которого равен 12.

155. Вычислить рН и рОН раствора, в котором концентрация ионов Н+ равна 10 –5 моль/л.

156. Определить [Н+ ] и [ОН– ] в растворе, рОН которого равен 12.

157. Вычислить рН и рОН раствора, в котором концентрация ионов ОН равна 10–13 моль/л.

158. Определить [Н+ ] и [ОН– ] в растворе, рН которого равен 9.

159. Определить [Н+ ] и [ОН– ] в растворе, рН которого равен 10.

160. Вычислить рН и рОН раствора, в котором концентрация ионов Н+ равна 10–5 моль/л.

Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации и константой диссоциации (ионизации) Кд(Ки).

Степень диссоциации – отношение числа молекул электролита, распавшихся в данном растворе на ионы (N дисс.) к общему числу растворенных молекул:

= N дисс./ N общ., в процентах = N дисс./ N общ. · 100 %.

В растворах слабых электролитов между недиссоциированными молекулами и ионами устанавливается равновесие:

Константа этого равновесия называется константой диссоциации (Кд):

где [К+] и [А–] – концентрация катионов и анионов; [КА] – концентрация недиссоциированных молекул.

Пример 1. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8 · 10–5.

Чему равна концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе CH3COOH?

Решение. Уравнение диссоциации:

Константа диссоциации Кд = [CH3COO– ][H+] / [CH3COOH] = 1,8 · 10–5.

Пусть [H+] = х, тогда и [CH3COO– ] = х, а концентрация недиссоциированных молекул [CH3COOH] = 0,1 – х.