2 Какой минерал цементного клинкера способствует быстрому схватыванию цементного теста
2. Какой минерал цементного клинкера способствует быстрому схватыванию цементного теста? Каким образом избежать этого?
Решение.
Быстрому схватыванию способствует минерал целит – 3CaO∙Al2O3.
3CaO∙Al2O3 + 6 H2O = 3CaO∙Al2O3∙6H2O, или {Ca3[Al(OH)6]2}.
Для замедления этого процесса в состав цемента вводят добавку до 5 % гипса. Пока он весь не прореагирует, схватывание не происходит (замедление – 1–3 ч):
3CaO∙Al2O3∙6H2O + 3CaSO4 + 26H2O = 3CaO∙Al2O3∙3CaSO4∙32H2O.
3. Напишите уравнение реакции получения негашенной извести и рассчитайте тепловой эффект этой реакции. Термодинамические константы – в табл. 3.2.
Решение.
Уравнение реакции:
СаСО3 → CaO + СО2
По следствию из закона Гесса:
ΔНо298х.р. = Σ νΔНо298 (продуктов) – Σ ν ΔНо298 (исходных)
ΔНо298х.р = (ΔНо298 СаО + ΔНо298 СО2) – (ΔНо298 CaСO3)
ΔНо298х.р = ((-635,5) + (-393,5)) – ((-1206,9)) = 177,9 кДж
ΔН>0, реакция эндотермическая, идет с поглощением тепла.
Термохимическое уравнение реакции:
СаСО3 → CaO + СО2, ΔН = 177,9 кДж.
44 83 144 167 44 Рассчитать количество сильного электролита со степенью диссоциации 90%
44, 83, 144, 167
44. Рассчитать количество сильного электролита со степенью диссоциации 90%, содрежащегося в 500 мл водного раствора, если известно значение рН последнего. Коэффициенты активности ионов принять равными единице.
Электролит HCl.
рН 4,5.
Решение.
Уравнение диссоциации:
HCl = H+ + Cl-
pH = -lg[H+] = 4,5
[H+] = 10-pH = 10-4,5 = 3,16·10-5 (моль/л)
Степень диссоциации по условию задачи равна 90%. Следовательно, исходная концентрация HCl равна (3,16·10-5/0,9) = 3,51·10-5 (моль/л).
В 1 л раствора содержалось 3,51·10-5 (моль) HCl.
Тогда в 500 мл (0,5 л) раствора содержалось (3,51·10-5)/2 = 1,755·10-5 (моль) HCl.
Ответ. 1,755·10-5 (моль) HCl.
83. Написать уравнение гидролиза по первой ступени соли в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Рассчитать константу и степень гидролиза соли по этой ступени, если известны молярная концентрация соли С и значения констант кислотности Ка и основности Кв продукта полного гидролиза.
Соль ZnCl2. С=0,002 (моль/л).
Продукт полного гидролиза Zn(OH)2.
Кв1=4,4·10-5. Кв2=1,5·10-9.
Решение.
Уравнение гидролиза соли по первой ступени:
– в молекулярной форме:
ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl
– в ионно-молекулярной форме:
Zn2+ + 2Cl- + H2O = Zn(OH)- + 2Cl- + H+ (полная ионная форма)
Zn2+ + H2O = Zn(OH)- + H+ (сокращенная ионная форма)
Константа гидролиза хлористого цинка по первой ступени:
Кг=ZnOH-∙[H+]Zn2+∙[H2O] (1)
Напишем уравнения диссоциации конечного продукта – Zn(OH)2.
Первая ступень (Кв1): Zn(OH)2 = Zn(OH)+ + OH-
Вторая ступень (Кв2): Zn(OH)+ = Zn2+ + OH-
Кв2=Zn2+∙[OH-]Zn(OH)+ (2)
Подставим (2) в (1) и получим:
Кг=КwКв2 (3)
Где
Кw – ионное произведение воды, равное 10−14моль²/л²
Кв2 – константа основности Zn(OH)2 по второй ступени, по условию равная 1,5·10-9
Рассчитаем константу гидролиза:
Кг=10-141,5∙10-9=6,67∙10-6
Константа гидролиза связана со степенью гидролиза α по уравнению
Кг
По условию задачи С0=0,002 (моль/л)
α=КгС0=6,67∙10-60,002=0,0577 или 5,77%
Ответ. Константа гидролиза хлористого цинка по первой ступени равна 6,67∙10-6
Степень гидролиза 5,77%.
144. Гальванический элемент состоит из двух стандартных электродов 1 и 2. Изобразите схему гальванического элемента. Напишите уравнения его электродных процессов, а также уравнение токообразующей реакции. По значениям стандартных электродных потенциалов рассчитайте стандартную энергию Гиббса ∆rG0298 его токообразующей реакции.
Электрод
1 2
Sn2+│Sn Ag+│Ag
Решение.
По справочным данным стандартные электродные потенциалы
= +0,799 (В) – катод
ESn2+/Sn0= -0,136 (В) – анод
Схема гальванического элемента:
(-) Sn ǀ Sn2+ ǁ Ag+ ǀ Ag (+)
Уравнения электродных процессов:
Правый электрод (катод): Ag+ + e = Ag0
Левый электрод (анод): Sn0 – 2e = Sn2+
Суммарный окислительно-восстановительный процесс (уравнение токообразущей реакции):
2Ag+ + Sn0 = 2Ag0 + Sn2+
Стандартная ЭДС гальванического элемента (E0э):
E0э= – ESn2+/Sn0 = +0,799 – (-0,136) = +0,935 В
Cтандартная энергия Гиббса токообразующей реакции:
∆rG0=-nFE0э , где
n – число принятых и отданных электронов. n=2
F – число Фарадея 96500 Кл/моль
∆G°= -2 ∙ 96500 ∙ 0,935 = -180455 (Дж/моль) ≈ -180,5 (кДж/моль)
Ответ. ∆rG° ≈ -180,5 (кДж/моль)
167.
В двух последовательно соодиненных электролизерах находятся водные растворы 1 и 2 соответственно. Напишите уравнения происходящих электродных процессов. Рассчитайте при н.у. объем газа, выделившегося во втором электролизере, если в первом на катоде выделилось m г металла.
Раствор 1 Раствор 2 Газ m, г
СuCl2 K2S H2 4.8
Решение.
1) Электролиз хлорида меди CuCl2.
Уравнение диссоциации:
СuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-
Медь – малоактивный металл, стоящий в ряду напряжения металлов после водорода.
На катоде – восстановление металла
Катод (-)
Сu2+ + 2e → Cu0
На угольном аноде происходит окисление хлор-анионов.
Анод (+)
2Cl- – 2e → Сl20↑
Суммарное ионное уравнение:
Cu2+ + 2Cl- → Cu0 + Сl20↑
Суммарное молекулярное уравнение:
СuCl2 Cu0 + Сl20↑
Количество выделившего на катоде вещества определяется по закону Фарадея
, где
m – масса образовавшегося вещества, г. По условию задачи m = 4,8 г.
M – молярная масса вещества, г/моль. M(Cu) = 63,55 (г/моль)
I – сила тока, А.
τ – время электролиза, с.
n – количество электронов, участвующих в электродном процессе. В данном случае n=2.
F – константа Фарадея (96500 Кл/моль)
Время электролиза и сила тока для обоих электроизеров одинаковы.
Рассчитаем произведение (I·τ) для первого электролиза.
I∙τ=m∙n∙FM=4,8∙2∙9650063,55=14577,5 (А·с)
1) Электролиз сульфида калия K2S.
Уравнение диссоциации:
K2S ↔К+ + S2-
Калий – металл высокой, стоящий в начале ряда напряжения металлов.
На катоде – восстановление воды
Катод (-)
2H2O + 2e → H2↑ + 2OH-
На угольном аноде происходит окисление сульфид-анионов.
Анод (+)
S2- – 2e → S0
Суммарное ионное уравнение:
2H2O + S2- → S + H2↑ + 2OH-
Суммарное молекулярное уравнение:
2H2O + K2S S + H2↑ + 2KOH
Количество выделившего на катоде водорода определяется по закону Фарадея
(л)
Где V0 – молярный объем, при н.у. равный 22,4 л/моль.
I – сила тока, А.
τ – время электролиза, с.
n – количество электронов, участвующих в электродном процессе. В данном случае n=2.
F – константа Фарадея (96500 Кл/моль)
Как уже было вычислено:
I∙τ=14577,5 (А·с)
Тогда объем выделившегося водорода:
V(H2) = 22,4∙14577,52∙96500=1,69 (л)
Ответ. Объем водорода 1,69 (л)
2 Напишите продукты реакции и подберите коэффициентов ионно-электронным способом к следующим реакциям и Определите фактор эквивалентности окислите
2. Напишите продукты реакции и подберите коэффициентов ионно-электронным способом к следующим реакциям и Определите фактор эквивалентности окислителя и восстановителя
NaCrO2 + PbO2 + NaOH
Напишем полуреакции с учетом щелочной среды
CrO2- + 4OH- -3e => CrO42 – + 2H2O 3 2 восстановитель, окисление
PbO20 +2e => PbO2 2- 2 3 окислитель, восстановление
Суммируем полуреакции, при этом первую строчку умножим на 2, вторую на 3
2CrO2- + 8OH- + 3PbO2 => 2CrO42 – + 4H2O + 3PbO2 2-
Дописываем недостающие ионы, составляем молекулярное уравнение
2NaCrO2 + 3PbO2 + 8NaOH => 2Na2CrO4 + 3Na2PbO2 + 4H2O
PbO2 окислитель. Принимает 2 электрона, значит фактор эквивалентности f = ½
NaCrO2 восстановитель. Отдает 3 электрона, f = 1/3
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4
Напишем полуреакции с учетом кислой среды Cr2O72- +14H+ +6e- => 2Cr3+ +7H2O 6 1 окислитель, восстановление Fe2+ -1e- => Fe3+ 1 6 восстановитель, окисление
Просуммируем полуреакции( первую умножим на 1, вторую на 6)
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ => 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
Допишем недостающие ионы и составим молекулярное уравнениеK2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 => Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 окислитель, принимает 6 электронов, f=1/6
FeSO4 восстановитель, отдает 1 электрон f=1
3. В каких кислотах растворяется марганец? Напишите уравнения соответствующих реакций.
1) марганец в ряду активности металлов находится ДО водорода, поэтому взаимодействует с разбавленной Серной и соляной кислотами
Соляная кислота и разбавленная серная являются слабыми окислителями, поэтому металлы с переменной валентностью
окисляются ими до низших степеней окисления
Mn + H2SO4 => MnSO4 + H2↑
марганец серная кислота сульфат марганца (II) водород
Mn + 2HCl => MnCl2 + H2↑
марганец соляная кислота хлорид марганца (II) водород
2) Марганец пассивируется в обычных условиях концентрированными кислотами окислителями, хотя при нагревании реакция идет:
С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:
3) С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:
4. Как изменяются окислительно – восстановительные свойства гидроксидов в ряду железо-кобальт никель. Написать уравнения реакций.
Гидроксиды Ме(ОН)2 обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах.
Гидроксид железа Fe(OH)2 легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 => 4Fe(OH)3.
Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде двух модификаций − синей и розовой, окисляется в Со(ОН)3 под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)2. Под действием окислителей Н2О2, Cl2 и др. окисление идет гораздо быстрее.
2CoCl2 + Cl2 + 6NaOH = 2Co(OH)3 + 6NaCl
В отличие от Fe(OH)2 и Со(ОН)2 гидроксид Ni(OH)2 устойчив на воздухе и устойчив к действию Н2О2. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl2, Br2):
2Ni(OH)2 + Br2 + 2NaOH = 2Ni(OH)3 + 2NaBr.
Следовательно в ряду Fe(OH)2 Co(OH)2 Ni(OH)2 возрастает устойчивость соединений и уменьшается восстановительная активность.
Гидроксиды Me(ОН)3 плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли
Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со2+ и Ni2+ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства
В ряду Fe(OH)3 Co(OH)3 Ni(OH)3 устойчивость соединений уменьшается и усиливается окислительная активность катионов Э3+
5. Химические свойства бора. Как относится бор к воде, кислотам, щелочам? Напишите соответствующие уравнения реакций.
При температуре красного каления Бор взаимодействует с водяным паром:
700-8000C
2B + 3 H2O ( пар) ========> B2O3 + 3H2
В кислотах Бор при обычной температуре не растворяется, кроме концентрированной азотной кислоты, которая окисляет его до борной кислоты H3BO3.
B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2.
Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов.
4B + 4NaOH + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O.
6.Вычислите какая масса карбида кальция необходима для получения 10 м3 ацетилена (н.у.)
Дано:
V(CH≡CH) = 5м3
m (CaC2) -?
РЕШЕНИЕ:
CaC2 + 2H2O ——> CH≡CH + Ca(OH)2
1 моль 1 моль
M=64 г/моль Vm=22,4 л/моль
1)Найдем количество вещества образовавшегося ацетилена
= V / Vm
– количество вещества ,моль
V- объем газа, л . У нас 5м3 это 5 000 л
Vm – молярный объем газа 22,4 л/моль
(CH≡CH) = 5 000 / 22,4 = 223,21 моль
2) Найдем количество вещества карбида кальция
По уравнению реакции из 1 моль карбида кальция получается 1 моль ацетилена, значит (CH≡CH) = (CaC2) => (CaC2) = 223,21 моль
3) Найдем массу карбида кальция:
m= * M
M – молярная масса карбида кальция, г/моль
M(CaC2) = 1*40 + 2*12 = 64 г/моль
m(CaC2) = 223,21 * 64 = 14 285,7 г = 12,29 кг
ОТВЕТ: необходимо потратить 12,29 кг карбида кальция
7. Какую реакцию среды имеют водные растворы фосфата, гидрофосфата и дигидрофосфата калия.
У нас представлены три соли :
Средняя K3PO4 фосфат калия
Кислая K2HPO4 гидрофосфат калия
Кислая KH2PO4 дигидрофосфат калия
Соли подвергаются в гидролизу и тем самым определяют рН среды.
соль образована сильным основанием и трехосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:
Средняя K3PO4 фосфат калия
K3PO4+ H2O K2HPO4 + KOH
PO43– + H2O HPO42– +OH–,
Кислая K2HPO4 гидрофосфат калия
K2HPO4+ H2O KH2PO4 + KOH
H2PO42– + H2O H2PO4– +OH–
Кислая KH2PO4 дигидрофосфат калия
KH2PO4+ H2O H3PO4 + KOH
H2PO4– + H2O H3PO4 +OH–
Наиболее полно гидролиз протекает фосфата калия Гидролиз по аниону , среда щелочная, так как накапливаются гидроксид ионы OH-. pH >7
И практически не протекает гидролиз гидро и дигидрофосфатов калия. Гидролиз протекает ОЧЕНЬ слабо, количество гидроксильных групп очень мало, поэтому среда слабо щелочная, близка к 7-8.
8. Какие сульфиды растворимы в воде?
(NH4)2S, Na2S , ZnS, FeS
У нас все соли относятся к средним (нормальным) солям.
Сульфид аммония, будучи солью, образованной из слабого основания и слабой кислоты подвергается гидролизу следующим образом:
(NH4)2S → 2NH4+ + S2-
NH4+ + H2O ↔ NH3·H2O + H+
S2- + H2O ↔ HS- + OH-
Из нормальных сульфидов также легко растворимы сульфиды щелочных металлов. В водном растворе они очень сильно гидролизуются
Na2S + HOH NaOH + NaHS
или S2- + HOH OH- + HS-
Поэтому их растворы имеют сильно – щелочную реакцию.
Оставшиеся две соли очень труднорастворимы в воде. Это доказывается значением их ПР (произведения растворимости)
ПР(FeS) = 5*10-18
ПР(ZnS) = 8*10-25
Причем сульфид цинка практически нерастворим.
Коллоидные системы широко распространены в природе и играют большую роль
1. Коллоидные системы широко распространены в природе и играют большую роль. Например, кровь человека является коллоидной системой. Почва тоже подчиняется законам коллоидной химии. Солнечные лучи, прежде чем достичь земли, проходят через дисперсную систему – облака. Воздух, которым мы дышим, в городах является аэрозолем, т.е. дисперсной системой. Поэтому для понимания многих природных явлений необходимо знать законы коллоидной химии. Примеры использования дисперсных систем в технике: эмульсионное топливо, огнетушители, воздушные фильтры, разного рода сорбенты и т.п.
2. Осмотическое давление определяется по формуле Вант-Гоффа:
π=ϑRT, где ϑ – частичная концентрация
Учитывая, что объем сферической частицы равен 4/3π r3, осмотические давления между собой соотносятся как:
π1/π2=r32/r31=(5·10-8)3/(2,5·10-8)3=1,25*10-22/1,56*10-23 = 8,01
!!!Для вычисления осмотического давления необходимо знать массовую или объемную концентрацию дисперсной фазы и температуру. В условии этого нет!!!
3. Скорость электрофореза связана с электрокинетическим потенциалом частицы уравнением Гельмгольца-Смолуховского:
U=ΣΣ0ξEfη,
где по условию:
Е = 100 В/м- напряженность поля
Σ = 81 – диэлектрическая проницаемость
η = 1∙10-3 Па∙с – вязкость среды
U = 2,2*10-5 м/с – линейная скорость частиц
f = 0,67 – коэффициент формы
Σ0=8,85∙10-12 – диэлектрическая проницаемость вакуума
Дзета-потенциал будет равен:
ξ=UfηΣΣ0E= 2,2*10-6*0,67*1*10-381*8,85*10-12*100 = 0,0206 В
4. Для графического определения константы скорости необходимо построить график в линеаризованных координатах n0/nΣ = f(τ). Необходимые данные занесем в таблицу:
τ,c nΣ·10-14 n0/nΣ
0 5,22 1
60 4,35 1,2
120 3,63 1,43
420 2,31 2,26
900 1,48 3,53
Период половинной коагуляции равен котангенсу угла наклона прямой:
Ɵ=ctgα=1/0,0028=357,1 с
Константа коагуляции по Смолуховскому отвечает константе скорости реакции второго порядка:
K=1/(Ʋ0·Ɵ)=1/(1.67·1017)
K=6.0·10-18
Теоретическая константа коагуляции зависит от вязкости среды и температуры:
Kтеор=4RT3ŋNa=4∙8.314∙3003∙1∙10-3∙6.02∙1023=5.6∙10-18
Константы имеют один порядок, значит, коагуляция быстрая.
5. Коэффициент диффузии можно найти по формуле Эйнштейна:
D=kT/(6πŋr), где по условию T=273+15=288 K; ρ=1,587·103 кг/м3; ŋ=0,001 Па·с
Определим радиус сферической частицы исходя из объема:
V=4/3 πr3
r=33V/(4π)
Определим молярный объем сахарозы:
C12H22O11
M=342,29 г/моль
Vm=M/ρ=342,29г/моль/1,587 г/см3=215,68 см3=2,156·10-4м3
Определим объем одной частички:
Vчаст=Vm/Na=3,58·10-28м3
Тогда:
r=33∙3,58∙10-284∙3,14=38,55∙10-29=4,4·10-10 м
D=1,38·10-23·288/(6·3,14·0,001·4,4·10-10)
D=4,79·10-10
6. По условию:
ρ=2,5·103 кг/м3
d=0,5·10-6 м
Удельная поверхность сферических частиц заданной плотности определяется по формуле:
Sуд=6/(d·ρ)=6/(2,5·103*0,5·10-6)
Sуд=4800 м2/кг
7. Уравнение адсорбции Гиббса:
, где
Гi -Гиббсовская адсорбция,
V -объем системы,
с0 -исходная концентрация адсорбата ,
сi – концентрация адсорбата в объеме,
S – площадь поверхности раздела.
Уравнение Фрейндлиха:
а = КCn
а – адсорбция на неподвижной поверхности раздела, моль/м3;
К – константа, численно равная величине адсорбции при равновесной концентрации, равной единице;
n – константа, определяющая кривизну изотермы адсорбции (ее значение колеблется от 0,1 до 0,6)
Уравнение Ленгмюра:
; где
а∞ (или аmaxim) – предельная адсорбция, наблюдаемая при больших равновесных концентрациях, моль/м3;
α – константа, равная отношению константы скорости десорбции к константе скорости адсорбции (численно совпадает с равновесной концентрацией, при которой а = ½ а∞.
8. В зависимости от размеров и плотности частички дисперсной фазы на нее оказывают различное влияние силы диффузии и тяжести: мелкие легкие частички больше подвержены диффузии, а крупные и тяжелые быстро оседают под действием силы тяжести. Таким образом, частички в зависимости от размера распределяются по высоте определенным образом. Зная размер частицы, можно определить, на каком расстоянии от нулевой отметки она будет находиться, и наоборот. В этом и заключается принцип седиментационного анализа.
9. Общее – это то, что по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды они относятся к одному типу “твердое в жидком”. Кроме того, обе системы являются свободнодисперсными (фаза свободно перемещается в среде) и лиофобными (термодинамически неустойчивыми). Отличие состоит в размерах частиц фазы: в золях это 10-9 – 10-7 м, в суспензиях – 10-5 и больше. Поэтому суспензии, в отличие от золей, седиментационно неустойчивы и не рассеивают свет, а больше отражают и поглощают его.
10. Набухание – это увеличение массы и объема полимера за счет проникновения молекул растворителя в пространственную структуру ВМС. Причиной набухания является большая разница в размерах молекул растворяемого вещества и растворителя и, как следствие, большое различие в скоростях их диффузии. Поэтому при набухании вначале происходит практически односторонняя диффузия молекул растворителя в пространственную сетку полимера.
Различают два вида набухания: неограниченное, заканчивающееся полным растворением ВМС (например, набухание желатины в воде, каучука в бензоле, нитроцеллюлозы в ацетоне) и ограниченное, приводящее к образованию набухшего полимера – студня (например, набухание целлюлозы в воде, желатина в холодной воде, вулканизованного каучука в бензоле). Причин, приводящих к ограниченному набуханию полимера в данном растворителе, две. Во-первых, плохое термодинамическое качество (сродство) растворителя по отношению к полимеру. Если термодинамическое качества растворителя улучшится (например, при повышении температуры), в этом случае ограниченное набухание может перейти в неограниченное. Если же в полимере имеется пространственная сетка, образованная химическими связями, то цепи ни при каких температурах не могут быть разделены, т.е. набухание всегда будет ограниченным.
K 5з – 24 Задача№1 Подберите коэффициенты к уравнению окислительно-восстановительных реакций используя метод электронно-ионного баланса
K 5з – 24
Задача№1
Подберите коэффициенты к уравнению окислительно-восстановительных реакций используя метод электронно-ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления
HNO3 + P + H2O = NO + H3PO4
Решение
5HN5+ O3 + 3P0 + 2H2O = 5N2+ O + 3H3P5+ O4
N5+ O3 – +3е +2Н2О = N2+ O + 4ОН- | 5 процесс восстановления
Р0 -5е + 4Н2О = P5+ O43- +8Н+|3 процесс окисления
HNO3 – окислитель, P – восстановитель
5NO3- + 3P +2H2O = 5NO + 3PO43- +4H+
Задача№2
Определите формулу соединения, кристаллизующегося в кубической сингонии, по следующим данным ( число атомов в формуле только целое,
Z – число формульных единиц в элементарной ячейке)
Al, Sn; Плотность г/ см3 -4,33; Ребро куба, а *1010,м -6,11; Z= 4
Решение
Находим объем V = а3 = ( 6,11)3 =2,28* 10-22см3
Mасса элементарной ячейки = V* m =2,28* 10-22*4,33 = 9,87*10-22г
Так как там Z =4, то на одну 9,87 *10-22/ 4 =2,468*10-22г
Умножаем на число Авогадро, получаем массу моля:
М = 2,468*10-22*6,021023 =147,6 г/моль
Значит формула соединения Al Sn. Так как М (Al Sn) = 146г /моль
Задача№3
Объясните экспериментально установленное строение молекул или ионов, используя метод валентных связей. Укажите тип гибридизации орбиталей центрального атома, изобразите перекрывание орбиталей и определите полярна ли эта частица XeF4
Решение
Атом ксенона в основном состоянии (5s25p6) не имеет неспаренных электронов и не способен к образованию химических связей.
Но на его внешнем энергетическом уровне имеются свободные d- орбитали, на которые могут переходить электроны при возбуждении атома. Ксeнон присоединяет четыре атома фтора, следовательно в возбужденном состоя-нии он имеет четыре неспаренных элек трона: два – на р-орбитталях и два – на d- орбиталях: 5s25p45d2.
Xe
5s2 5p6 5d0
Переход Xe в возбужденное состояние: 5s25p45d2
Xe*
5s2 5p4 5d2
FF
2 s2 2p5 2p5 2s2
FF
2 s2 2p52p2 2S2
Все шесть орбиталей пятого энергетического уровня атома Xe заполненные электронами, вступают в sp3d2-гибридизацию, поскольку, во-первых, гибридные орбитали дают более прочные связи и, во-вторых, эта гибридизация по сравнению с другими энергетически наиболее выгодна. Гибридные орбитали направлены к вершинам октаэдра.
При этом две несвязывающие орбитали устанавливаются на максимальном удалении одна от другой, то есть вверх и вниз от плоскости квадрата (аксиальные положения), а четыре связывающие орбитали, присоединяя атомы фтора по обменному механизму, образуют молекулу квадратного строения (экваториальные положения в октаэдре). Поэтому молекула имеет квадратное строение. Частица XeF4 –неполярна, так как Связи Xe – F семметричны.
Задача№4
Используя метод молекулярных орбиталей, объясните различные значения энергии связи в частицах: О2- 397 кДж/моль и О2+ 646кДжмоль
Решение
Сущность метода МО выражается энергетическими диаграммами, на которых показывают молекулярные орбитали, образующиеся из атомных орбиталей. Энергетические диаграммыкатиона О2+ и анионов О2–. представлены:
,
1. молекулярный ион О2+
Е Атом О Молекулярный ион О2+ Атомарный ион О+
П* y,zx*
2p хсв2p
П свy,z
s*
2S2S
s
Кратность связи в О2+ равна полуразности числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталей к.с = ( n – n* ) /2 = (8–3):2 = 2,5,
2) Молекулярный ион О2-
Е Атом О молекулярный ион О2- Атом О-
П* y,zx*
2p хсв2p
П свy,z
s*
2S
2S
Кратность связи в О2- равна (8–5):2 = 1,5,
Таким образом, сравнивая кратность связи О2+ и О2- 2,5 и1,5 соответственно, можно сделать вывод, что связь ослабляется. Увеличение числа разрыхляющих электронов приводит к понижению кратности связи , а, следовательно, к образованию менее прочной молекулы, что подтверждает различные значения энергии связи в частицах: О2+ 646кДжмоль
и О2- 397 кДж/моль
Задача№5
Составьте полную электронную формулу атома элемента Со в основном и возбужденном состоянии, покажите распределение электронов по квантовым ячейкам, укажите диамагнитными или парамагнитными свойствами обладают нейтральные атомы данного элемента в стабильном состоянии. Изобразите орбитали внешнего энергетического уровня атома в основном состоянии
Решение
Со – элемент с порядковым номером 27, 3 периода, VIII –Б группы
27Со 1s22s22p63s23p63d 74s2
Со в основном состоянии:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 7 4s2
кобальт – парамагнетик: поскольку в атоме есть неспаренные электроны в основном состоянии 3 электрона неспареные
Со в возбужденном состоянии:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 7 4s1 4р1
В возбужденном состоянии в атоме кобальта есть 5 неспаренных электронов
Орбитали внешний энергетический уровень атома Со в основном состоянии 4s2. Форма s -орбитали – сферическая атомная орбиталь ,шарообразное электронное облако
S -орбиталь
5 1 1 Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 HMnO4 + Bi(NO3)3 +… 330136538354000270129038354000Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем
5.1.1.
Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 HMnO4 + Bi(NO3)3 +…
330136538354000270129038354000Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение элеткродного потенциала:
Mn2+ + 4H2O -5e => MnO4- + 8H+ 5 2 восстановитель E0 вос = 1,51В
10
BiO3- + 6H+ +2e => Bi3+ + 3H2O 2 5 окислитель Е0окисл. = 0,18В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 2, вторую на 5)
2Mn2+ + 8H2O + 5BiO3- + 30H+ => 2MnO4- + 16H+ + 5Bi3+ + 15H2O
Сократим подобные:
2Mn2+ + 5BiO3- + 14H+ => 2MnO4- + 5Bi3+ + 7H2O
Допишем недостающие ионы NO3- и Na+
И составим молекулярное уравнение
2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O +5 NaNO3
Для того, чтобы реакция текла в прямом направлении, должно соблюдаться условие:
Значение электродного потенциала окислителя должно быть больше значения электродного потенциала восстановителя, E(окислитель) > E(восстановитель). Только при этих условиях
ЭДС > 0 ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = 0,18-1,51 = – 1,33 В
Определим Кр ( константу равновесия)
Она определяется по формуле: lgKp = (z* ЭДС) / 0.059
z- число электронов, участвующих в процессе у нас это 10
lgKp = (10* (-1,33)) / 0.059 = -225
К= 10-225
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону исходных веществ. Т.е. реакция по прямой НЕ происходит
CrCl3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr
Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение электродного потенциала:
330136512255500256794012255500
Cr3+ + 8OH- -3e =>CrO42- + 4H2O 3 2 восстановитель E0 вос = -0.12В
6
Br20 +2e => 2Br- 2 3 окислитель Е0окисл. =1.08 В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 2, вторую на 3)
2Cr3+ + 16OH- + 3Br20 => 2CrO42- + 8H2O + 6Br-
Допишем недостающие ионы Cl- и K+
И составим молекулярное уравнение
2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH => 2K2CrO4 +6 KBr + 8H2O + 6KCl
ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = 1.08 – (-0.12) = 1.2 В
Определим Кр ( константу равновесия)
lgKp = (6* 1.2) / 0.059 = 122
К= 10122
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону продуктов реакции . Т.е. реакция происходит по прямой .
P + KMnO4 + H2O KH2PO4 + K2HPO4 + MnO2
Запишем полуреакции с учетом среды раствора и сразу запишем значение электродного потенциала:
33013657493000269176514160500
MnO4- +2H2O -3e =>MnO2 + 4OH- 3 5 восстановитель E0 вос = 0.60В
15
P0 + 4H2O +5e => PO43- + 8H+ 5 3 окислитель Е0окисл. = -0.38В
Просуммируем полуреакции ( первую умножим на 5, вторую на 3)
5MnO4- + 10H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 20 OH- + 3PO43- + 24H+
20 OH- + 24H+ это будет 20H2O + 4H+
5MnO4- + 22H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 20 H2O + 3PO43- + 4H+
Сократим подобные:
5MnO4- + 2H2O + 3P0 + 12H2O => 5MnO2 + 3PO43- + 4H+
Допишем недостающие ионы K+
И составим молекулярное уравнение
3P + 5KMnO4 + 2H2O => KH2PO4 + 2K2HPO4 + 5MnO2
ЭДС = Е(ок) – Е(вос)
ЭДС = -0,40 – 0.60 = – 1 В
Определим Кр ( константу равновесия)
Она определяется по формуле:
lgKp = (z* ЭДС) / 0.059
z- число электронов, участвующих в процессе у нас это 10
lgKp = (15* (-1)) / 0.059 = -254
К= 10-254
И значение ЭДС и Кр указывает на то, что равновесие реакции, практически на 100% сдвинуто в сторону исходных веществ. Т.е. реакция по прямой НЕ происходит
5.1.2.
Cu с соляной, серной конц, серной разб, азотной конц, азотной разб.
Метод электронного баланса, возможность протекания доказать расчетом
Медь во всех реакциях – восстановитель, а кислоты – окислитель
С разбавленных кислотах металлы могут вытеснять водород, поэтому водород в разбавленных кислотах будет окислителем.
Cu + HCl => не происходит
Е(Cu2+ / Cu) = +0.34 В ( восстановитель)
Е(2H+/H2) = 0 В (окислитель)
ЭДС = 0-0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, Реакция взаимодействия меди с соляной кислотой не может происходить.
Cu + H2SO4 (разб) => не происходит
Е(Cu2+ / Cu) = +0.34 В ( восстановитель)
Е(2H+/H2) = 0 В (окислитель)
ЭДС = 0-0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, Реакция взаимодействия меди с серной разбваленной кислотой не может происходить.
Теперь рассмотрим концентрированную серную кислоту и азотную разбавленную и концентрированную.
H2SO4 (конц)
Cu + H2SO4 (конц) CuSO4 + SO2 + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 1 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
S+6 +2e => S+4 2 1 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,17В
Cu + 2H2SO4 (конц) => CuSO4 + SO2 + 2H2O
ЭДС = 0,17 – 0,34 = -0,34 В
Так как ЭДС <0, при нормальных условиях не идет
Рассмотрим с азотной кислотой
Cu + HNO3(разб) Cu(NO3)2 + NO + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 3 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
N+5 +3e => N+2 3 2 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,957В
3Cu +8 HNO3(разб) => 3Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O
ЭДС = Еок – Евос
ЭДС =0.957 – 0,34 = -0,34 В
ЭДС > 0, Реакция протекает
Cu + HNO3(конц) Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
188214052070126301552070Cu0 -2e => Cu+2 2 1 восстановитель, окисление Е0 вос = 0,34В
N+5 +1e => N+4 1 2 окислитель, восстановление Е0окисл.= +0,78 В
Cu + 4 HNO3(конц) => Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
ЭДС = Еок – Евос
ЭДС =0.78 – 0,34 = -0,44 В
ЭДС > 0, Реакция протекает
В гальваническом элементе электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом ( сам элемент – восстановитель) , а электрод, на котором происходит процесс восстановления – катодом ( сам элемент –окислитель) .
Чтоб определить, какой металл является окислителем, какой восстановителем для начала найдем их стандартные электродные потенциалы.
Так как у олова электродный потенциал меньше меди, то олово в данном электролите будет анодом, а медь катодом.
Схематически гальванический элемент будет записываться:
A (-) Sn | Sn2+ 0,01М || Cu2+ 0,1М | Cu (+) K
На электродах будут протекать следующие процессы:
22631403175000АНОД: Sn0 – 2e => Sn2+ 1 восстановитель, окисление
КАТОД: Cu2+ + 2e => Cu0 1 окислитель, восстановление
Токообразующая реакция :
Sn0 + Cu2+ => Sn2+ + Cu0
Основной характеристикой работы гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС) – максимальная разность потенциалов между электродами, которая может быть получена при работе элемента.
E = Eкатод – Eанод, В
Потенциал металлического электрода Е зависит активности ионов Men+ в растворе. Связь Е устанавливается уравнением Нернста
Рассчитаем значение электродных потенциалов при заданных концентрациях
Еанода = -0.2В
Екатода = 0,31В
ЭДС = (0.31) – (-0.2) = 0.51 В
Рассмотрим схему электролиза водного раствора FeSO4 с инертными электродами. В растворе соль диссоциирует на ионы:
FeSO4 => Fe2+ + SO42-
При подаче на электроды напряжения происходит направленное перемещение частиц: положительно заряженных ионов Fe2+ к отрицательному катоду, а отрицательно заряженных ионов SO42- – к положительному аноду. Так как среда кислая( рН=4), то в среде есть и катионы водорода H+ , которые тоже притягиваются к катоду
ē ē
36690304826000376047048260002297430482600018402304826000
(-) катод анод (+)
238887010985500376047010985500421767010985500184023010985500184023010985500
H2O H2O H2O H2O
Fe2+ рН =4
H+ SO42-
18421353556000
Процессы на электродах
АНОД:
Сульфат -ионы не разряжаются, происходит окисление воды:
КАТОД:
Возможны два процесса: ( у нас кислая среда, рН =4)
Восстановление металла и водорода
Fe2+ +2e => Fe0
2H+ +2e => H20
На катоде в первую очередь будут восстанавливаться частицы с большим потенциалом.
Рассчитаем потенциалы железа и водорода
Потенциал металлического электрода Е зависит активности ионов Men+ в растворе. Связь Е устанавливается уравнением Нернста
Рассчитаем потенциал водорода
Потенциал водородного электрода зависит от концентрации катионов H+ в растворе
Е2H+/H20= 0
Е2H+/H2р=Е2H+/H20 + 0,059lg [H+]
Так как lg [H+] = -рН, значит
Е2H+/H2р=Е2H+/H20 + 0,059 ( -рН)
Подставляем : Е2H+/H2р = 0 – 0,059 ( 4) = – 0,236 В
Рассчитаем значение водородного электрода с учетом катодного перенапряжения.
Е2H+/H2=Е2H+/H2р – η(H2) = – 0.236 – 0.23 = – 0,46 В
НА катоде в первую очередь будут восстанавливаться частицы с большим потенциалом.
Так как наибольшим электродным потенциалом обладает процесс восстановления водорода, следовательно, в соответствии с правилом будет происходить процесс 2H+ +2e => H20
Но поскольку значение электродного потенциала железа очень близко к водородному, то и процесс восстановления железа тоже возможен.
Коллоидные системы – разновидность дисперсных систем в которых частицы дисперсной фазы имеют размер 10-7 – 10-9 м
1. Коллоидные системы – разновидность дисперсных систем, в которых частицы дисперсной фазы имеют размер 10-7 – 10-9 м. На на них распространяются все те же закономерности, что и на грубодисперсные системы. Коллоидные системы могут быть получены методами физической и химической конденсации или диспергационными методами. Могут быть классифицированы по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды, по кинетическому признаку, по термодинамическим свойствам. Обладают специфическими молекулярно-кинетическими, оптическими и электрокинетическими свойствами.
2. Скорость седиментации сферических частиц определяется по формуле
U = 2ρ- ρ0gr29ŋ, где
h – расстояние, пройденное частицами за время τ;
ρ и ρ0 – плотности соответственно дисперсной фазы и дисперсионной среды (в данном случае ρ0 = 0) ;
r – радиус седиментирующей частицы;
ŋ – вязкость среды
Определим скорость седиментации, пользуясь данными условия:
U = 2ρgr29ŋ = 21,5*10-3*9,8(4,5*10-7)29*1,76*10-5 = 0,000038 м/с
3. Потенциал течения при электроосмосе связан с электрокинетическим потенциалом формулой:
U = ΣΣ0ξРχη, где по условию:
По условию:
Р = 20*103 – давление
Σ = 41,3 – диэлектрическая проницаемость
η = 0,9∙10-3 Па∙с – вязкость среды
χ = 1,3*10-2 – удельная электрическая проводимость
ξ=16∙10-3В – дзета-потенциал
Σ0=8,85∙10-12 – диэлектрическая проницаемость вакуума
U = 41,3*8,85*10-12*16*10-3*20*103χ0,9*10-3*1,3*10-2 = 0,01 В
4. Скорость истечения жидкости из капилляра рассчитывают по уравнению Пуазейля:
V/τ = πr4P/(8ŋl), где Р – давление, под которым происходит истечение; ŋ – вязкость жидкости; l – длина капилляра; r – радиус капилляра.
Подставив в формулу данные, определим объемную скорость:
V/τ = 3,14*(25*10-5)4*980/(8*2*10-3*5*10-2) = 1,5*10-8 м3/с
5. По условию связь молярной массы с характеристической вязкостью определяется уравнением Марка-Хаувинка заданными коэффициентами:
|η|=6,5·10-5M0,71, где |η|=0,340 м3/кг
Математически найдем из этого уравнения М:
0,340=6,5·10-5М0,71
М0,71=5231
М=172749 г/моль
6. Молекулярная масса полимера связана с константой седиментации уравнением:
S0=K*Mb, где по условию S0 = 0,91 с; К = 8,7*10-3; b = 0,45.
Отсюда:
0,91=8,7·10-3М0,45
М0,45 = 104, 6
М = 30749 г/моль
7. Теория мономолекулярной адсорбции, которую разработал американский химикИ. Ленгмюр, основывается на следующих положениях.
1) Адсорбция является локализованной и вызывается силами, близкими к химическим.
2) Адсорбция происходит не на всей поверхности адсорбента, а на активных центрах, которыми являются выступы либо впадины на поверхности адсорбента, характеризующиеся наличием т.н. свободных валентностей. Активные центры считаются независимыми (т.е. один активный центр не влияет на адсорбционную способность других), и тождественными.
3) Каждый активный центр способен взаимодействовать только с одной молекулой адсорбата; в результате на поверхности может образоваться только один слой адсорбированных молекул.
4) Процесс адсорбции является обратимым и равновесным – адсорбированная молекула удерживается активным центром некоторое время, после чего десорбируется; т.о., через некоторое время между процессами адсорбции и десорбции устанавливается динамическое равновесие.
Уравнение изотермы адсорбции Ленгмюра:
Г = Г0*C/(C+b), где Г0 – величина предельной адсорбции, b – эмпирическая константа для данной пары адсорбент-адсорбат.
Величину предельной адсорбции можно определить, построив график в координатах !/Г = f(1/С); отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат, равен обратной предельной адсорбции.
8. Градиент концентрации – это вектор, характеризующий величину и направление максимального изменения концентрации какого-либо вещества в среде.
Скорость диффузии – это количество вещества, диффундирующее через площадь сечения массообмена в единицу времени.
Коэффициент диффузии – количество вещества, диффундирующее через участок единичной площади в единицу времени при градиенте концентрации, равном единице.
9. Пептизацией называют переход осадков под действием пептизаторов обратно в состояние коллоидного раствора. Существует три типа пептизации:
1) адсорбционная, когда роль пептизатора играет ион, входящий в состав осадка и могущий играть роль потенциалопределяющего иона. При его добавлении происходит образование мицелл, и система становится коллоидной.
2) Диссолюционная пептизация отличается от адсорбционной только отсутствием в готовом виде электролита-пептизатора.
3) Метод промывания осадка растворителем используется, если осадок получен при значительном избытке одного из реагентов. Большая концентрация ионов в растворе вызывает сжатие двойного электрического слоя. Ионы диффузного слоя проникают в адсорбционный, в результате заряд коллоидной частицы становится равным 0 и происходит агрегация частиц. При промывании избыток ионов удаляется, двойной электрический слой восстанавливается, и система становится коллоидной.
10. Отличительной особенностью растворов ВМС (по сравнению с золями) является способность частиц взаимодействовать с молекулами растворителя, что выражается термином лиофильность. Вследствие этого такие растворы образуются самопроизвольно путем неограниченного набухания, переходящего в обычное растворение. Кроме того, в растворах ВМС не наблюдается конуса Тиндаля из-за того, что показатель преломления сольватированных макромолекул мало отличается от такового для самого сольвента.
В остальном растворы ВМС ведут себя как типичные коллоидные системы и обладают такими специфическими свойствами:
1) тепловое движение частиц растворенного вещества, схожее с броуновским движением мицелл в золях;
2) низкие скорости диффузии и низкие величины осмотического давления по сравнению с истинными растворами даже при значительных массовых концентрациях растворенного вещества;
3) способность частиц дисперсной фазы к коагуляции при добавлении электролитов, изменении температуры и т.д.
4) частицы дисперсной фазы не проходят через поры полупроницаемых мембран;
5) близкая степень дисперсности вещества в коллоидах и растворах ВМС. Для классических коллоидов (золей) это 10-7 – 10-9 метра, для растворов ВМС – чаще всего 10-8 – 10-9 метра.
995 1169 1287 1288 1347 1432 1485 1534 1593 1648 Для 990-995
995, 1169, 1287, 1288, 1347, 1432, 1485, 1534, 1593, 1648
Для 990-995. Используя значения ∆Н0 или ∆G° образования предложенных соединений (ч. 3, табл. 15) сделайте вывод об изменении устойчивости (прочности связи) в группе. Каково отношение этих соединении к действию воды?
995. Гидроксиды s-элементов I и II групп; их кислотно-основные свойства и растворимость.
Чем меньше теплосодержание для однотипных соединений, т.е. чем отрицательнее ве-личина теплоты образования ∆Н° соединения, тем устойчивее соединение, тем прочнее химические связи в нем.
Составим таблицу теплот образования гидроксидов s-элементов I и II групп:
Гидроксид Теплота образования,
, кДж/моль Гидроксид Теплота образования,
, кДж/моль
I группа
LiOH(т)
–442,2 II группа
Be(OH)2(т)
–907,0
NaOH(т) –426,6 Mg(OH)2(т) –924,7
KOH(т) –425,8 Ca(OH)2(т) –986,8
RbOH(т) –413,8 Sr(OH)2(т) –959,4
CsOH(т) –406,7 Ba(OH)2(т) –945,4
Теплота образования гидроксидов элементов I группы плавно возрастает по мере уве-личения порядкового номера элемента, следовательно, прочность связи Э–ОН при пе-реходе от лития к цезий уменьшается. Все гидроксиды этой группы хорошо растворя-ются в воде, в водном растворе диссоциируют по типу основания и являются щелочами – сильными основаниями:
Э–ОН = Э+ + ОН–
Соответственно ослаблению связи Э–ОН основные свойства гидроксидов усиливаются в ряду:
LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH
В отличие от гидроксидов элементов I группы, теплоты образования гидроксидов эле-ментов II группы сначала уменьшаются от Ве(ОН)2 к Са(ОН)2, а далее возрастают к Ва(ОН)2. Здесь надо учитывать, что теплоты образования соединений в таблице даны для водных растворов, т.е. в величину определенный вклад вносит теплота гидра-тации соединения. Но Ве(ОН)2 и Mg(OH)2 – весьма малорастворимы в воде, и поэтому некорректно сравнивать их термодинамические величины с таковыми для значительно лучше растворимых гидроксидов остальных элементов II группы. Так что основные свойства гидроксидов элементов II группы, как и элементов I группы, усиливаются по мере увеличения порядкового номера элемента:
Ве(ОН)2 < Mg(ОН)2 < Са(ОН)2 < Sr(ОН)2 < Ва(ОН)2
Следовательно, в том же ряду снижается прочность связи Э–ОН.
Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид, растворяется не только в кислотах, но и в щелочах.
Mg(ОН)2 – слабое основание; Са(ОН)2 – основание средней силы; Sr(ОН)2 и Ва(ОН)2 – сильные основания, относятся к щелочам
1169. По данным ∆Нисп и ∆Sисп (см. ч. 3, табл. 14) вычислите температуры кипения кремния, германия, олова и свинца.
Фазовое превращение «жидкость пар» при кипении жидкости происходит при пос-тоянной температуре. При температуре кипения (Ткип) фазы вещества находятся в сос-тоянии равновесия – протекают прямой и обратный процессы – и, следовательно, при фазовом превращении энергия Гиббса системы ΔG = 0.
Так как ΔG = ΔН – ТΔS, то для процесса «жидкость пар» имеем:
0 = ∆Нисп – Ткип·∆Sисп, отсюда .
Из таблицы 14 выпишем значения ∆Нисп и ∆Sисп для веществ:
Простое вещество Энтальпия испарения,
∆Нисп , кДж/моль Энтропия испарения,
∆Нисп , Дж/(моль·K)
Si 419 105
Ge
334,55 107,6
Sn
290,6 98,0
Pb
179,5 86,7
Вычисляем температуры кипения веществ:
кремний: К
германий: К
олово: К
свинец: К
Для 1285-1288. Закончите реакции, характеризующие отношение р-элементов VI группы к некоторым простым веществам. Дайте характеристику образующихся продуктов; их отношение к воде. Укажите их области применения.
1287. а) Те(т) + О2(г) → … в) Тe(т) + Сl2(г) → …
б) Se(т) + Сl2(г) → … г) S(т) + Br2(г) → …
Сера, селен и теллур проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями:
а) Те(т) + О2(г) = ТеО2(т)
б) Se(т) + 2Сl2(г) = SeCl4(т)
в) Тe(т) + 2Сl2(г) = TeCl4(т)
г) 2S(т) + Br2(г) = S2Br2(ж)
Оксид теллура (IV) – твердое вещество, кислотный оксид; в воде не растворяется, но взаимодействует с растворами щелочей с образованием солей теллуристой кислоты:
ТеО2 + 2NaOH = Na2TeO3 + H2O
Хлорид селена (IV) – твердое вещество, кислотное соединение, в воде легко гидролизу-ется с образованием двух кислот – селенистой и соляной:
SeCl4 + 3H2O = H2SeO3 + 4HCl
Хлорид теллура (IV) – твердое вещество, кислотное соединение, в воде гидролизуется с образованием двух кислот – теллуристой и соляной:
ТeCl4 + 3H2O = H2ТeO3 + 4HCl
Бромид серы (II) – жидкость, образуется при нагревании компонентов в запаянной ам-пуле; неустойчивое вещество, разлагается при нагревании выше 90 °С; водой гидроли-зуется с промежуточным образованием тиосернистой кислоты H2S2O2:
S2Br2 + 2H2O = H2S2O2 + 2HBr
H2S2O2 + S2Br2 = 2HBr + SO2↑ + 3S↓
Хлорид теллура (IV) и другие соединения теллура применяют для синтеза теллуроорга-нических соединений, в производстве катализаторов, специальных стекол, инсектици-дов и др. Хлорид селена (IV) используют для получения чистого селена и его соедине-ний, а также как хлорирующий агент в органическом синтезе. Бромид серы (II) из-за неустойчивости практического применения не имеет.
1288. a) O3(г) + К(т) → … в) S(т) + Hg(т) → …
б) Те(т) + F2(г) → … г) S(т) + Zn(т) → …
a) O3(г) + К(т) = КО3(т)
б) Те(т) + 3F2(г) = TeF6(г)
в) S(т) + Hg(т) = HgS(т)
г) S(т) + Zn(т) = ZnS(т)
Озонид калия – твердое вещество, при хранении постепенно разлагается:
2КО3 = 2КО2 + О2;
бурно реагирует с водой, выделяя кислород:
4КО3 + 2Н2О = 4КОН + 5О2
Гексафторид теллура – бесцветный газ, легко гидролизуется, образуя теллуровую кис-лоту:
TeF6 + 6H2О = Н6ТеО6 + 6HF
Со фторидами активных металлов образует комплексные фторотеллураты (VI):
TeF6 + BaF2 = Ba[ТеF8]
Сульфид ртути (II) – твердое вещество; малоактивное, не растворяется в воде, раство-рах щелочей и аммиака, растворяется при нагревании в концентрированных кислотах:
HgS + 2HCl = HgCl2 + H2S↑
Сульфид цинка – белое вещество; не растворяется в воде, растворах щелочей и аммиа-ка, реагирует с сильными кислотами:
ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑
Озонид калия мог бы быть эффективным средством регенерации кислорода и высоко-ёмким кислородоносителем, но из-за низкой термостабильности и трудной доступности не нашел практического применения. Гексафторид теллура применяют в производстве катализаторов. Сульфид ртути (II) в виде природного минерала – киновари – основное промышленное сырье в производстве ртути; синтетический HgS – материал для фоторе-зисторов, катализатор, компонент светосоставов на основе сульфида кадмия. Сульфид цинка в виде природных минералов – сфалерита и вюрцита – сырье для извлечения цинка; ZnS – люминофор для экранов электронно-лучевых и рентгеновских трубок, сцинтилляторов и т.п., полупроводниковый материал, компонент белого пигмента.
Для 1344-1347. Закончите реакции, характеризуйте отношение р-элементов к некоторым простым веществам. Дайте характеристику образующихся продуктов, их области применения. Приведите реакции взаимодействия получаемых соединений с водой:
1347. a) I2(т) + F2(г) → … в) I2(т) + P(т) → …
б) F2(г) + Si(т) → … г) Сl2(г) + P(т) → …
a) I2(т) + 5F2(г) = 2IF5(ж)
б) 2F2(г) + Si(т) = SiF4(г)
в) 3I2(т) + 2P(т) = 2PI3(т)
г) 3Сl2(г) + 2P(т) = 2PCl3(ж)
Пентафторид йода – жидкость, разлагается водой с образованием двух кислот – плави-ковой и йодноватой:
IF5 + 3H2O = 5HF + HIО3
Тетрафторид кремния – газ, в водном растворе легко гидролнзуется с образованием комплексной гексафторокремниевой кислоты и геля SiO2:
3SiF4 + (2+х)Н2О = 2H2[SiF6] + SiO2·xH2О
Йодид фосфора (III) – твердое вещество, термически неустойчивое, легко гидролизует-ся до фосфористой и йодоводородной кислот:
РI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI
Хлорид фосфора (III) – жидкость с резким запахом, легко гидролизуется до фосфорис-той и соляной кислот:
РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
IF5 и SiF4 практического применения не имеют. Хлорид и йодид фосфора (III) применя-ются в промышленном и лабораторном органическом синтезе для введения галогена в молекулы органических соединений.
Для 1430-1433. Используя термодинамические данные (см. ч. 3, табл. 15), сделайте вывод о принципиальной возможности и температуре начала термического разложения соединений лантана:
1432. La2(SО4)3(т) , LaCl3(т)
а) Термохимическое уравнение разложения сульфата лантана (III):
La2(SО4)3(т) = La2О3(т) + 3SО3(г); ΔНº – ?
Из таблицы 15 выпишем теплоты и энтропии образования веществ, участвующих в ре-акции:
La2(SО4)3(т) La2О3(т) SО3(г)
, кДж/моль –3932 –1793,1 –395,2
, Дж/(моль·К) 319 128,4 256,4
По следствию из закона Гесса тепловой эффект реакции равен:
ΔНº = () – = [–1793,1+ 3·(–395,2)] – (–3932) =
= 953,3 кДж
Аналогично находим изменение энтропии в ходе реакции:
ΔSº = () – = (128,4 + 3·256,4) – 319 = 578,6 Дж/К =
= 0,579 кДж/К
Вычислим энергию Гиббса реакции при стандартных условиях (Т = 298 К):
ΔGº = ΔНº – Т·ΔSº = 953,3 – 298·0,579 = 780,8 кДж
Так как ΔGº > 0, то в стандартных условиях разложение La2(SО4)3 невозможно.
Протекание реакции станет возможным при температуре, при которой ΔGº < 0. Найдем температуру, при которой ΔGº = 0.
0 = ΔНº – Т·ΔSºК
Следовательно, термическое разложение La2(SО4)3 начнется при температуре выше 1646 К .
б) Термохимическое уравнение разложения хлорида лантана (III):
LaCl3(т) = La(т) + Cl2(г); ΔНº – ?
т.е. это реакция, обратная реакции образования LaCl3(т) из простых веществ. Следовательно, для нахождения ΔНº, ΔSº и ΔGº при стандартных условиях для реакции разложения достаточно взять из таблицы 15 термодинамические величины образования
LaCl3(т), но с обратным знаком:
ΔНº = –= –(–1070,7) = 1070,7 кДж.
ΔSº = –= –144,3 Дж/К = –0,144 Дж/К
ΔGº = –= –(–1028,8) = 1028,8 кДж.
Так как ΔGº > 0, то в стандартных условиях разложение LaCl3 невозможно.
При подстановке значений ΔНº и ΔSº в выражение для ΔGº получаем:
ΔGº = ΔНº – Т·ΔSº = 1070,7 – Т·(–0,144) = 1070,7 + 0,144·Т
т.е. ΔGº > 0 при любой температуре и разложение LaCl3 на La и Cl2 принципиально не-возможно.
Для 1485-1486. Составьте уравнения и напишите выражение закона действующих масс (кинетическое и для константы равновесия) для следующих обратных реакций:
1485. V2O5(т)+ HClконц.(р) → VOCl2(р) + Cl2(г) + Н2О(ж).
V2О5 (т) + HCl(р) → VО2Cl(р) + Н2О(ж).
а) V2O5(т)+ 6HCl(р) → 2VOCl2(р) + Cl2(г) + 3Н2О(ж).
По закону действующих масс скорость v1 прямой реакции равна:
v1 = k1[HCl]6, где k1 – константа скорости прямой реакции.
В выражение закона действующих масс для гетерогенных реакций концентрация твердых веществ не входит.
Скорость v2 обратной реакции равна:
v2 = k2[VOCl2]2·[Cl2] , где k2 – константа скорости обратной реакции.
Поскольку реакция проводится в водном растворе, то концентрация воды считается постоянной величиной и тоже не входит в выражение закона действующих масс.
Константа равновесия:
б) V2О5 (т) + 2HCl(р) → 2VО2Cl(р) + Н2О(ж).
Скорость v1 прямой реакции:
v1 = k1[HCl]2
Скорость v2 обратной реакции:
v2 = k2[VO2Cl]2
Константа равновесия:
Для 1529-1537. Напишите в молекулярной и ионной формах реакции, лежащие в основе следующих превращений:
1534. Cr → CrSО4 → (CH3COO)2Cr → Cr(OH)2 → CrCl3 → CrPО4.
Хром растворяется в разбавленной H2SO4 с образованием сульфата хрома (II):
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2↑
Cr + 2H+ = Cr2+ + H2↑
При взаимодействии CrSO4 с ацетатом натрия выпадает в осадок ацетат хрома (II): CrSO4 + 2CH3COONa = (CH3COO)2Cr↓ + Na2SO4
Cr2+ + 2CH3COO– = (CH3COO)2Cr↓
Для получения гидроксида хрома (II) нужно (CH3COO)2Cr растворить в разбавленной серной кислоте и осадить Cr(OH)2 раствором NaOH:
(CH3COO)2Cr + H2SO4 = CrSO4 + 2CH3COOH
(CH3COO)2Cr + 2H+ = Cr2+ + 2CH3COOH
CrSO4 + 2NaOH = Cr(OH)2↓ + Na2SO4
Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2↓
Все соединения хрома (II) – неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха до соединений хрома (III). Поэтому для получения хлорида хрома (III) из Cr(OH)2 нужно добавить соляную кислоту и через реакционную смесь пропускать воздух:
4Cr(OH)2 + 12HCl + O2 = 4CrCl3 + 10H2O
4Cr(OH)2 + 12H+ + O2 = 4Cr3+ + 10H2O
При реакции CrCl3 с ортофосфатом натрия выпадает осадок ортофосфата хрома (III):
CrCl3 + Na3PO4 = CrPО4↓ + 3NaCl
Cr3+ + = CrPО4↓
1593. Используя окислительно-восстановительные потенциалы систем (см. ч. 3, табл. 21): Со3+ + е – = Со2+ и [ Co(NH3)6]3+ + е – = [Co(NH3)6]2+ определите, в какой системе Со(III) более стабилен и в какой проявляет более сильные окислительные свойства.
Окислительно-восстановительные потенциалы систем:
Со3+ + е – = Со2+ , = 1,380 В
[ Co(NH3)6]3+ + е – = [Co(NH3)6]2+ , = 0,178 В
Необходимым условием протекания окислительно-восстановительных реакций являет-ся выполнение неравенства:
>
Причем реакция тем более термодинамически вероятна, чем больше разница между этими величинами.
В обеих системах кобальт (III) находится в высшей степени окисления и может быть только окислителем. Так как >, то в первой системе Со(III) проявляет более силь-ные окислительные свойства; и соответственно, во второй системе Со(III) является бо-лее стабильным.
Для 1647-1651. Назовите химические соединения. Используя основные положения метода ВС, дайте схему образования и характеристику химической связи, тип гибридизации комплексообразователя в предложенных соединениях. По каким связям идет диссоциация в воде?
1648.Na2[ZnCl4] и [Ag(NH3)2]Cl.
а) Na2[ZnCl4] – тетрахлороцинкат натрия.
Рассмотрим образование комплексного соединения по методу ВС.
Валентная электронная конфигурация атома цинка 3d104s2, иона цинка (II) – 3d10.
У иона Zn2+ четыре свободные орбитали (одна – 4s и три – 4р), следовательно, цинк(II) может являться акцептором четырех электронных пар и присоединить четыре лиганда – доноров электронных пар, например, ионы Cl–:
Образование иона [ZnCl4]2– сопровождается sp3-гибридизацией и соответствует тетраэд-рической координации лигандов в комплексе.
В водных растворах диссоциация комплексных солей по внешней сфере (первичная диссоциация) происходит практически полностью, поэтому их можно считать сильны-ми электролитами:
Na2[ZnCl4] = 2Na+ + [ZnCl4]2–
В результате первичной диссоциации в растворе появляются комплексные ионы.
По внутренней сфере комплексный ион диссоциирует как слабый электролит, т.е. обра-тимо, незначительно и ступенчато (вторичная диссоциация). Комплексный анион [ZnCl4]2– имеет четыре ступени диссоциации:
[ZnCl4]2– [ZnCl3]– + Cl– (1-я ступень)
[ZnCl3]– [ZnCl2] + Cl– (2-я ступень)
[ZnCl2] [ZnCl]+ + Cl– (3-я ступень)
[ZnCl]+ Zn2+ + Cl– (4-я ступень)
Константы диссоциации, описывающие эти химические равновесия, называются сту-пенчатыми константами нестойкости и обозначаются К1, К2, К3 и К4 соответственно.
Общая константа диссоциации – константа нестойкости Кнест – характеризует равнове-сие:
[ZnCl4]2– Zn2+ + 4Cl– ;
б) [Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра
Образование комплексного соединения по методу ВС.
Валентная электронная конфигурация атома серебра 4d105s1, иона серебра (I) – 4d10.
У иона Ag+ четыре свободные орбитали (одна – 5s и три – 5р), но в образовании комп-лексного катиона [Ag(NH3)2]+ участвуют только две орбитали: 5s- и одна 5р-, образуя две sр-гибридные орбитали, расположенные под углом 180º друг к другу. В результате образования двух ковалентных связей с двумя молекулами аммиака по донорно-акцеп-торному механизму возникает комплексный катион [Ag(NH3)2]+, имеющий линейное строение:
Диссоциация комплексной соли по внешней сфере в водном растворе:
[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]+ + Cl–
Ступенчатая диссоциация комплексного катиона по внутренней сфере:
[Ag(NH3)2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 (1-я ступень)
[Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 (2-я ступень)
Общая константа нестойкости Кнест комплексного катиона:
[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 ,
Ca = Ca(OH)2 = CaCl2
Вариант 24
№5
Ca = Ca(OH)2 = CaCl2
1) 2Ca + O2 = 2CaO
2) CaO + H2O = Ca(OH)2
3) Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2 NaOH
4) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O +CO2
Окислительно-восстановительной реакцией является первая реакция, так как в ней изменятся степень окисления кальция и кислорода. Рассмотрим подробнее:
Ca0 -2 e = Ca2+ (восстановитель, процесс окисление)
О2 +4 е = 2О2- (окислитель, процесс восстановление)
24
NO +2 H+ + 2 e = ½ N2 + H2O (восстановление в кислой среде)
NO + H2O +2 e = ½ N2 + OH- (восстановление в нейтральной и щелочной среде)
45
Записываем формулы реагентов:
Zn – восстановитель
HNO3 – среда, окислитель
Записываем формулы реагентов в ионном виде:
Zn0 + Н+ + NO3-
Записываем полуреакции:
Zn0 – 2 е = Zn2+
NO3- +2 Н+ + е = NO2 + H2O
Составляем ионное уравнение:
Zn0 + 2 NO3- + 4 Н+ = Zn2+ + 2 NO2+ 2 H2O
Составляем молекулярное уравнение:
Zn0 + 4 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 NO2+ 2 H2O
Рассчитаем ЭДС реакции
Е Zn (-) = -0,76 В
Е NO3- (+) = 0,78 В
ЭДС = Е(+) – Е(-) = 0,78+0,76 = 1,54
Так как ЭДС положительная величина, то реакция будет протекать в прямом направлении.
64
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающего меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала.
Гальванический элемент
H2,Pt|H2SO4,Pb(NO3)2|Pb
E02H+/H2 = 0,00 В
E0Pb2+/Pb = -0,126 В
В данной паре потенциал свинца имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является свинец:
А: Pb0 -2e— = Pb2+
К: 2H+ +2e— = H2
Pb0 + 2H+= Pb2+ + H2
Определим электродный потенциал свинца по уравнению Нернста:
E = E° + (0,059/n)lgC
E = -0,126 + (0,059/2)∙lg0,1 = -0,155 В
Вычислим ЭДС гальванического элемента:
ЭДС = E0кат — E0ан = E02H+/H2 — E0Pb2+/Pb
ЭДС = 0 + 0,155 = 0,155 В
88
Электролит NaI
2 NaI + 2 H2O = H2 + I2 +2 NaOH
I- + НОН = OH- + HI (рН > 7 – щелочная среда) Поскольку соль NaI образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HI, а материал электродов не оговорен, то будем считать, что имеем электролиз с инертными электродами в щелочной среде.
При электролизе растворов, содержащих в своем составе анион I-, на аноде будет протекать окисление анионов I-
Натрий в электрохимическом ряду напряжений находится до алюминия, следовательно, на катоде будет протекать электрохимическое восстановление воды (поскольку электролиз протекает в щелочной среде)
На катоде: 2 H2O +2 е = H2 + 2 ОН-
На аноде: 2 I- = I2
При электролизе раствора йодида натрия на аноде будет осаждаться свободный йод, а на катоде будет протекать процесс восстановления воды с выделением водорода.
Процессы окисления – восстановления, протекающие при электролизе йодида натрия NaI.
2I- – 2е = I2↓| 1 – окисление
2Н 2О + 2е = Н2↑ + 2ОН- | 1 – восстановление
Суммарное уравнение электролиза раствора йодида натрия.
2NaI + 2H 2O = 2NaOH + I2↓ + Н↑
Итак, при электролизе йодида натрия NaI у катода образуется NaOH и выделяется водород, а на аноде осаждается йод I2. Электрохимический эквивалент водорода, выделившегося на катоде.
k(Н2) = M(Н2)/(z(Н2)*F) = 2/(2* 96500) = 1,04*10-5 г/Кл
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея M(Н2) = 2 г/моль – молярная масса водорода z(Н2) = 2 – число принятых ионами Н (+) электронов при восстановлении до молекулярного водорода Н2. 2Н + + 2e = Н2
По первому закону Фарадея масса выделившегося на катоде водорода m(Н2) = q*k(Н2) = I*t*k(Н2) = 1,0*1800*1,04*10-5= 0,01872 г
Количество вещества выделившегося на катоде водорода n(Н2) = m(Н2)/M(Н2) = 0,01872/2 = 0,00936 моль
Объем выделившегося на втором катоде водорода V(Н2) = n(Н2)*Vm = 0,00936*22,4 = 0,209664 л Vm = 22,4 л/моль – молярный объем (1 моль газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л)
Вариант 79
19
См(Н2SO4) = 0,5 моль/л
ρ(Н2SO4)= 1,03 г/см3
С(1/2 Н2SO4) – ?
ω (Н2SO4) – ?
молярная концентрация связана с процентной формулой:
См=ωρ10М
Откуда
ω Н2SO4=См*МН2SO4ρ10=0,5*981,03*10=4,76%
нормальная концентрация:
Сэ=ωρ10Мэ
С12Н2SO4=4,76*1,03*1049=1 моль/л
40
Электролиты:
[Ni(NH3)6](OH)2 – гидроксид гексаамин никеля (II) – сильный электролит( так как образован сильным основанием)
HClO – хлорноватистая кислота – слабый электролит
[Ni(NH3)6](OH)2 = [Ni(NH3)6]2+ +2 OH-
HClO = Н+ +ClO-
При диссоциации 1 моля гидроксид гексаамин никеля (II) образуется 1 моль комплексных ионов [Ni(NH3)6]2+ и 2 моль гидроксид ионов, следовательно концентрация комплексных ионов 0,01 моль/л, а гидроксид ионов – 0,02 моль/л
Константа диссоциации хлорноватистой кислоты:
Кд = Н+ClO- HClO
Концентрация ионов:
H+= ClO-= α* См= 2,2*10-4*0,01 = 2,2* 10-6 моль/л
HClO=С-αС=0,01-2,2* 10-6 = 0.0099978 моль/л
Кд = 2,2*10-12 0.0099978=2,2*10-10
рН = – lg (CH)= -lg 2,2* 10-6= 5,65
58
А) 2 Al(NO3)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 HNO3
2 Al3+ + 3 NO3- + 6H+ + 3 SO42- =2 Al3++ 3 SO42-+ 6H++ 3 NO3-
Реакция не идет так как все продукты реакции растворимы
Б) Pb(NO3)2 + K2SO4 =2 KNO3 +PbSO4
Pb2+ + 2 NO3- +2 K+ + SO42-=2 K+ + 2 NO3- + PbSO4
В) 2 KOH + H2CO3 = K2CO3 + 2H2O
2 K+ + 2 OH- + 2 H+ + CO32- =2 K++ CO32-+ 2H2O
80
А) Ba(OH)2 + CO32- = BaCO3 + 2 OH-
Ba(OH)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2 KOH
(NH4)2CO3 + Ba(OH)2 = 2NH4OH + Ba2CO3
Ba(OH)2 – гидроксид бария
K2CO3 – карбонат калия
BaCO3 – карбонат бария
KOH – гидроксид калия
(NH4)2CO3 – карбонат аммония
2NH4OH – гидроксид аммония
Данные реакции протекают в прямом направлении, так как в результате образуется осадок BaCO3
Б) H++ OH- = H2O
H2SO4 + KOH = K2SO4 + H2O
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
H2SO4 – серная кислота
KOH – гидроксид калия
K2SO4 – сульфат калия
H2O – вода
HNO3 – азотная кислота
NaOH – гидроксид натрия
NaNO3 – нитрат натрия
Данные реакции протекают в прямом направлении, так как образуется малодиссоцирующее соединение H2O
81
K2SO4 – гидролизу не подвергается так как образована сильной кислотой и основанием
NaCN + H2O = NaOH + HCN
Na+ + CN- + H2O = Na+ + OH- + H+ + CN-
H2O = + OH- + H+
рН>7 реакция щелочная
CrCl3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3 HCl
Cr3+ + 3 Cl- +3H2O = Cr(OH)3 +3 Н+ + 3 Cl-
Cr3+ +3H2O = Cr(OH)3 +3 Н+
рН<7 реакция среды кислая
вариант 96
20
Ванадий
А) электронная формула элемента:
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3
Б) валентные подуровни 4s 23d3
Строение валентных подуровней
3 d 4s
в) число валентных электронов: 5 (из графического строения подуровней)
г) орбитальное квантовое число l=1 соответствует p- орбиталям, следовательно, 12 электронов
д) квантовые числа n=2 l=1 – 6электронов, так как эти числа соответствуют 2 уровню и р-орбиталь
36
Кремний
А) 1s 22s 22p 63s 23p2
Общее количество электронов 14,
количество валентных электронов – 4 (3s 23p2);
максимальная степень окисления 4
количество электронных слоев – 3 (так как находится в третьем периоде периодической системы)
б) электронная формула валентных подуровней 3s 23p2
Следовательно, кремний относится к р-элементам.
В) для кремния характерны неметаллические свойства, так как на внешнем слое 4 электрона и его электронная оболочка ближе к октету
Г) аргон, так как его электронная оболочка завершена( октет)
Д) углерод, так как по сравнению с кремнием он имеет меньший радиус .
59
IF
А) электронное строение атомов йода
1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5
Фтора
1s 22s 22p 5
Невозбуждённый атом имеет 1 неспаренный электрон и проявляет валентность.Возбуждение невозможно, поскольку пустых орбиталей на втором электронном уровне нет, а переход электрона со второго на третий уровень связан с затратами энергии, значительно превышающими энергию химической связи. Проявлять валентность, равную номеру группы, атом фтора не может.
Б)
В) Кратность связи равна полуразнице числа электронов на связывающих орбиталях и на разрыхляющих.
Кратность связи в молекуле IF (8-7):2=0,5
62
Кислород — элемент шестой группы главной подгруппы. Электронная конфигурация атома Is22s2p4 свидетельствует о том, что кислород является активным неметаллом, сильным окислителем. Он легко присоединяет два электрона, недостающих до завершения восьмиэлектронного слоя: О0 + 2ё –> О-2
Наличие двух неспаренных электронов на наружном энергетическом уровне указывает на валентность 2 в невозбужденном состоянии. Отсутствие свободных орбиталей на внешнем уровне кислорода не дает возможности увеличить число неспаренных электронов и поэтому кислород имеет постоянную валентность, равную двум.
Таким образом, углерод проявляет валентность IV (равную номеру группы) за счет расспаривания 2s2-электронов и перехода одного из них на вакантную орбиталь. В невозбуждённом состоянии атом углерода имеет валентность 2
86
Электронная формула валентных электронов F − 2s2 2p5. Следовательно, нужно разместить 14 валентных электронов, из них 8 электронов будут находиться на связывающих орбиталях (2 электрона − на σ2sсв и 6 − на σ2pxсв и π2pyzсв) и 6 электронов − на разрыхляющих (2 электрона на σ2sр и 4 электрона − на π p2pyz)
В молекуле F2 кратность равна: (8 − 6) / 2 = 1. Молекула F2 диамагнитная – все электроны спаренные. Ион F2+ получается, если молекула F2 теряет один электрон (с самой высокой занятой МО − πр2ру или πp2рz), и тогда кратность связи в F2+ равна (8 − 5) / 2 = 1,5. Ион F2+ − парамагнитен (есть один неспаренный электрон). Так как кратность связи в ионе F2+ больше, чем в молекуле F2, следовательно, ион
F2+ прочнее молекулы F2.
Вариант 40
01
Fe2O3(k) + 3CO = 2 Fe(k) + 3 CO2
Используя справочные данные находим энтальпии.
По закону Гесса:
ΔНреакции= 3*ΔН (CO2) + 2* ΔН(Fe)- ΔН(Fe2O)- 3 ΔН(CO)
ΔНреакции= 3*(-393,51)+822,2 +3*110,5=-26.83 кДж/моль
ΔНреакции<0 следовательно реакция экзотермическая
Найдем тепловой эффект:
Q= – ΔНреакции= 26,83 кДж
40
Fe2O3(k) + 3CO = 2 Fe(k) + 3 CO2
Для 250С
ΔSо= (2*27,15 + 3*213,6) – 87,4 – 3*197,4 = 15,5 Дж/K
ΔHо= 3*(-393,51)+822,2 +3*110,5= -26.83 кДж/моль
ΔGо=3*394,37+740,3+3*137,18 = 2334.95 кДж > 0 (реакция невозможна при 25 0С)
Далее воспользуемся формулой ΔG = ΔН – ТΔS:
Для 500 0С (773К):
ΔGо= -26,83 – 773 * 15,5 = -12008.33 кДж < 0 (реакция возможна при 500 0С)
41
CCl4 = C +2 Cl2
Для прямой реакции:
υпр = кпр*С(CCl4)
реакция первого порядка
для обратной:
υоб = коб*С(C)*С2(Cl2)
реакция второго порядка
а) при увеличении концентрации CCl4 в 4 раза, скорость реакции увеличится в 4 раза
б) при уменьшении температуры реакции на 20 градусов
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяет правило Вант-Гоффа, которым мы воспользуемся при решении задачи.
Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0С происходит увеличение скорости реакции в 2-4 раза.
Δt=20
x= γ Δt/10
x= 420/10=16
то есть скорость реакции увеличится в 16 раз.
80
Fe2O3(k) + 3CO = 2 Fe(k) + 3 CO2
Константа химического равновесия (Kр) – это отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.
Константу химического равновесия можно выразить через молярные концентрации веществ, участвующих в реакции. В этом случае она обозначается Кс
Если же выразить её через парциальные давления газообразных веществ, участвующих в реакции, то её обозначают Кр и она будет равна для приведенной формальной реакции:
Константы Кс и Кр связаны между собой соотношением:
Где:
∆n – изменение числа молей реагирующих веществ и продуктов в результате реакции.
Если ∆n = 0, то есть реакция не сопровождается изменением числа молей компонентов, то
Кр = Кс.
ΔG = -2,3RTlgKp
Откуда lg Kp= ΔG/( -2,3RT)
Для 25 0С
lg Kp= 2334,95/( -2,3*8,31*298)= -0.409
Kp = 10-0,409=0,389
Кс= Кр/ (RT)Δn= 0,389/ (0,082* 298)= 0.0159
∆n =1
При 5000С
lg Kp= -12008.33 /( -2,3*8,31*773)= 0.812
Kp = 100.812=6.486
Кс= Кр/ (RT)Δn= 6.486/ (0,082* 773)= 0.102
∆n =1
84
2FeO + 2 SO2 = 2FeS + 3 O2
А) при уменьшение концентрации газообразного реагента равновесие сместится в сторону обратной реакции. Так как при уменьшении концентрации этого вещества равновесие смещается в сторону образования данного вещества
Б) уменьшение давления, сместит равновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшение давления сопровождается сдвигом в сторону реакции, идущей с увеличением количества газообразных веществ, то есть с увеличением объема.
В) увеличивается температура и равновесие смещается в сторону прямой реакции, так как она эндотермическая.
F2 + H2O => 2HF + O Для начала найдем стандартные теплоты образования (∆H0298) и энтропии веществ (∆S0298)
F2 + H2O => 2HF + O
Для начала найдем стандартные теплоты образования (∆H0298) и энтропии веществ (∆S0298), участвующих в реакции
Вещество HF O F2 H2O
∆H0298, кДж/моль -268.61 249.18 0 -241.84
∆S0298 , Дж/(моль*K) 173.51 160.95 202.9 188.74
Cp, 298, Дж/моль*К 29.16 21.90 31.32 33.56
1)Определить стандартный тепловой эффект реакции при стандартной температуре
Тепловой эффект химической реакции определим при помощи следствия из закона Гесса
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
ν ∆H298 обр0продукт.р-ции-ν ∆H298 обр0исх.вещ-в
F2 + H2O => 2HF + O
∆H0298 реак = (2∆H298 обр0HF + ∆H298 обр0O ) – ∆H298 обр0F2 – ∆H298 обр0 H2O
∆H0298 реак = 2(-268.61)+ (249.18) – (0) – (-241.84) = -46.2 кДж/моль
2)Экзо или эндо
У нас получилось ,что ∆H0298 реак = -46.2кДж/моль.
∆H0298 реак < 0
Это значит, что в результате реакции происходит выделение теплоты, реакция экзотермическая
3)вычислите изменение энтропии при протекании реакции в стандартных условиях
Из следствия из закона Гесса:
∆S0298 реакции =ν S298 обр0пр.р-ции-ν S298 обр0исх.вещ-в
∆S0298 реак = (2S298 обр0HF + S298 обр0O ) – S298 обр0F2 – S298 обр0 H2O
∆S0298 реак = 2*173.51 + 160.95 – 202.9 – 188.74 = 116.33 Дж/моль*К
Переведем в кДж/моль*К
116.33 Дж/моль*К = +116.33 кДж/моль*К
4)объясните причину изменения знака энтропии
Наибольшую энтропию имеют газы. Поэтому, если при реакции увеличивается количество газообразных веществ , то увеличивается и энтропия системы.
F2 + H2O => 2HF + O
По нашей реакции у нас число моль газов после реакции увеличилось, значит и ∆S > 0.
5)Определите изменение энергии Гиббса при стандартных условиях
Энергия Гиббса определяется по формуле:
∆G0298 = ∆H0298 -T ∆S0298
∆G0298 = ( -46.2) кДж/моль – 298 (+ 0.11633) = -80.86 кДж/моль
6)вычислите значение стандартной константы равновесия реакции
∆G0 = -RTlnКр => lnКр = – ∆GRT
При T= 298 К
lnКр = – ∆GRT = – -80.86*10008,31*298 = 32.65 Кр = e32.65 = 1.5*1014
7) по значению константы равновесия определите, в какую сторону смещено равновесие и насколько оно существенно
Так как Константа равновесия НАМНОГО больше 1,
Кр >> 0, значит химическое равновесие СИЛЬНО смещено в сторону образования продуктов реакции
8) вычислите энергию Гиббса и константу равновесия при T=398 К
Чтоб рассчитать энергию Гиббса при T=398К рассчитаем ∆H0398 реак и
∆S0398 реак.
Зависимость теплового эффекта от температуры определяется уравнением Кирхгофа
∆H0T = ∆H0298 + ∆C0298 (T-298)
Теплоемкости всех веществ, участвующих в химической реакции постоянны и равны С0р, 298
Вещество HF O F2 H2O
Cp, 298, Дж/моль*К 29.16 21.90 31.32 33.56
∆С0р, 298 вычисляется с использованием следствия из закона Гесса
∆С0298 = 2С0p (HF) + С0p (O) – С0p (F2) – С0p (H2O)
∆С0298 = 2*29.16 + 21.90 – 31.32 – 33.56 = 15.34 Дж/моль*К
Подставляем:
∆H0298 реак = -46.2 кДж/моль = -46200 Дж/моль
∆H0398 = (-46200) + (15.34) (398-298) = -44 666 Дж/моль
рассчитываем ∆S0398
Рассчитываем
∆G0398 = ∆H0398 -398 ∆S0398
∆G0398 = (-44 666) -398(120.77)= -92 732.46 Дж/моль = -92.73 кДж/моль
9) сопоставьте значение констант равновесия при 298 К и 398 К , укажите причину изменения этих величин.
Вычислим Константу равновесия при 398 К
∆G0 = -RTlnКр => lnКр = – ∆GRT
При T= 398 К
lnКр = – ∆GRT = – -92.73*10008,31*398 = 28 Кр = e28 = 1.44 *1012
Сопоставляя К298 = 1.5*1014 и К398 = 1.44 *1012 приходим к выводу, что с ростом температуры Кравновесия уменьшается , и уменьшается выход продуктов реакции. Это произошло потому, что реакция экзотермическая, а по принципу Ле-Шателье с увеличением температуры, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, в нашем случае –по обратной.
1)Рассчитайте константу скорости реакции с указанием ее единиц измерения ( в четных вариантах графическим методом )
Среднее значение константы скорости реакции может быть найдено графически.
Пострoим график зависимости lg(C) = f(t)
C= 26,64, lg 26.64 = 1.425
C= 21.75 lg 21.75 = 1.337
C= 18.25 lg 18.25 = 1.261
C= 12.02 lg 12.02 = 1.08
t, мин 0 4,89 10,37 28,18 32
С,ммоль/л 26,64 21,75 18,25 12,02
lgC
1.425 1.337 1.261 1.08
Изобразим графически зависимость lgC от времени, откладывая эту величину по оси ординат, а время по оси
-99060349251,40
01,40
-6921522485351,15
01,15
-12255512592051,25
01,25
-857256978651,30
01,30
-1409702172971,35
01,35
-8699518205451,20
01,20
-9842529286201,10
01,10
-8001034359851,05
01,05
294005-7620lgC
19397412554300281940198120
-1587585725 747-12700 158750189865 197485-57150 0 4 6 10 12 18 24 28 t,мин
График зависимости lg(C) = f(t)
Так как у нас получилась прямая, значит у нас реакция первого порядка.
К = 2,303 tgα. Величину tg α получим из отношения противолежащего катета к прилежащему катету, исходя из графика зависимости:
К= 2,303 1,425-1,0828.18= 0,028 мин -1
Так как у нас реакция первого порядка, значит ее единицей измерения будет мин -1
2)определите период полупревращения(полураспада) исходных веществ
Уравнение для константы скорости реакции первого порядка:
k =
Заменив натуральные логарифмы на десятичные уравнение принимает следующий вид:
k = ,
где: τ – время реакции. С0 – исходная концентрация, С – концентрация вещества, не прореагировавшего ко времени τ (равновесная концентрация).
Время τ нужное для того, чтобы прореагировала половина С0, называется периодом полупревращения. Подставляя в уравнение значение τ1/2 = τ и С = , имеем:
τ1/2 =
3)на основании определенных вами константы скорости реакции К и начальной концентрации С0 реагентов вычислите концентрации исходных веществ ко времени τ . Определите степень превращения α исходных веществ к указанному времени τ
t, мин 0 32
С,ммоль/л 26.64 ?
Обозначим через Х количество прореагировавшего вещества и тогда выражение для Константы скорости первого порядка будет:
Или переведем в lg
Подставляем:
Решаем уравнение и получаем Х= 15.82
За 32 минуты прореагирует 15,82 ммоль вещества
Определим степень превращения:
Степень превращения – количество прореагировавшего реагента, отнесенное к его исходному количеству.
Х- количество прореагировавшего вещества, ммоль
С0 – исходное количество вещества
Определите молярную массу двухвалентного металла если
4
Определите молярную массу двухвалентного металла, если 14,2 г оксида этого металла образуют 30,2 г сульфата металла.
MeO →MeSO4
Обозначим массу металла за х и составим пропорцию:
х+16 →х+96
14,2→30,2
30,2∙(х+16) = 14,2∙(х+96)
30,2х +483,2 = 14,2х + 1363,2
16х = 880
х = 55
Металл – марганец
24
При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и монооксид азота . Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект в расчете на один моль .
NH3(Г) + 1,25 О2(Г) →1,5 H2O(Г) + NO(Г) + Q
Согласно следствию из закона Гесса Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм HYPERLINK “http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%82%D0%B0%D0%BD%D0%B4%D0%B0%D1%80%D1%82%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D1%8D%D0%BD%D1%82%D0%B0%D0%BB%D1%8C%D0%BF%D0%B8%D1%8F_%D0%BE%D0%B1%D1%80%D0%B0%D0%B7%D0%BE%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D1%8F” o “Стандартная энтальпия образования” теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на HYPERLINK “http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D1%82%D0%B5%D1%85%D0%B8%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D1%82%D1%80%D0%B8%D1%8F” o “Стехиометрия” стехиометрическиекоэффициенты (ν):
вещество NH3(Г) О2(Г) H2O(Г) NO(Г)
ΔHf, кДж/моль -46,19 0 –241,82 90,25
ΔH0 = 1,5∙ΔH0f(H2O(Г))+ ΔH0f(NO(Г)) – ΔH0f(NH3(Г)) –1,25∙ ΔH0f(О2(Г)) =
= 1,5∙(–241,82 кДж/моль) + 90,25 кДж/моль – (-46,19 кДж/моль) –1,25∙0 кДж/моль =
= –226,29 кДж/моль
Термохимическое уравнение:
NH3(Г) + 1,25 О2(Г) →1,5 H2O(Г) + NO(Г) + 226,29 кДж
44
Вычислите стандартные значения для реакций:
и определите, какой из карбонатов обладает большей термической устойчивостью?
Изменение энергии Гиббса реакции можно произвести также согласно следствию из закона Гесса.
вещество BaCO3(К) BaO(к) CO2(г) CaCO3(к) CaO(к)
ΔGf, кДж/моль –1139 –528,4 –394,38 –1127,7 –604,2
ΔG0=ΔGf0BaOк+ΔGf0СО2г.–ΔGf0BaCO3к =
=(-528,4 кДж/моль)+(-394,38 кДж/моль)-(-1139 кДж/моль)=
= 216,22 кДж/моль
ΔG0=ΔGf0CaOк+ΔGf0СО2г.–ΔGf0CaCO3к =
=(–604,2кДж/моль)+(-394,38 кДж/моль)-(–1127,7кДж/моль)=
= 129,12 кДж/моль
Для обеих реакций ΔG>0, т.е. процессы не идут самопроизвольно при стандартных условиях. ΔG реакции разложения карбоната кальция меньше, чем для реакции разложения карбоната бария, поэтому карбонат бария будет обладать большей термической устойчивостью.
64
Напишите выражение для скорости реакции и определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации кислорода в 3 раза.
Для химической реакции, схематически представленной как
на основе закона действующих масс скорость будет равна:
где nA , nB , nD – стехиометрические коэффициенты, а k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скоростиреакции. В случае гетерогенных реакций в кинетические уравнения входят только концентрации газообразных или растворенных реагентов. При этом по изменению концентраций только газообразных или растворенных реактантов можно оценивать скорость реакции.
В нашем случае
ν=kc(O2(г))
Концентрация углерода в уравнение скорости не входит, поскольку он находится в твердом состоянии.
При увеличении концентрации кислорода в три раза:
с1(О2) = а
с2(О2) = 3а
ν1 = ka
ν2 = k∙3a = 3 ν1
скорость реакции также увеличится в три раза.
84
Используя справочные данные (табл. 1), определите, в какую сторону произойдет смещение равновесия гомогенных реакций:
⇄ и ⇄
при следующих воздействиях:
а) охлаждение системы;
б) увеличение давления.
По правилу Ле Шателье – Брауна, система, находящаяся в равновесии, стремится скомпенсировать оказываемое на нее воздействие.
Чтобы определить, в какую сторону сместится равновесие реакции при изменении температуры, нужно знать тепловой эффект реакции (или хотя бы его знак).
вещество NO(г) Сl2(г) NOCl(г) NO2(г) O2(г)
ΔHf, кДж/моль 90,25 0 52,5 33,5 0
Для реакции
⇄
ΔH0 = 2∙ΔH0f(NOCl (Г))–2∙ΔH0f(NO (Г)) –ΔH0f(Cl2(Г)) =
= 2∙52,5кДж/моль – 2∙90,25кДж/моль) –∙0 кДж/моль = –75,5 кДж/моль
а) Реакция экзотермическая, при охлаждение системы равновесие сместится в сторону прямой реакции.
б) В процессе реакции происходит уменьшение числа молей газа (с трех до двух), следовательно, при увеличении давления равновесие также будет смещаться в сторону прямой реакции
Для реакции
⇄
ΔH0 = 2∙ΔH0f(NO (Г)) + ΔH0f(O2(Г)) –2∙ΔH0f(NO2 (Г)) =
= 2∙90,25кДж/моль + 0 кДж/моль – 2∙33,5 кДж/моль)∙= 113,5 кДж/моль
а) Реакция эндотермическая, при охлаждение системы равновесие сместится в сторону обратной реакции.
б) В процессе реакции происходит увеличение числа молей газа (с двух до трех), следовательно, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции
104
Вычислите молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию 20,8%-ного раствора НNO3 плотностью 1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 7 л этого раствора?
Для азотной кислоты молярная масса и молярная масса эквивалента совпадают, поскольку НNO3 может вступать в реакции обмена с участием только одного атома водорода.
Проведем расчет для 1 л раствора.
1 л = 1000 см3.
m(р-ра) = ρ∙V = 1,12 г/см3 ∙1000 см3 = 1120 г
m(НNO3) = m(р-ра)∙ω = 1120 г ∙ 0, 208 = 232,96 г
n(НNO3) = m(НNO3)/M(НNO3) = 232,96 г/63г/моль = 3,7моль
СМ = СМэ = 3,7моль/л
Масса кислоты в 7 л раствора будет равна
m = 7∙232,96 = 1630,72г
124
Для раствора, состоящего из 0,94 г фенола () и 50 г этилового спирта, повышение температуры кипения составляет . Эбуллиоскопическая константа этилового спирта . Вычислите молярную массу фенола.
По закону Рауля повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
ΔТкип = Е∙m
m = ΔТкип/Е = 0,232/1,16 = 0,2 моль/кг
Составим пропорцию
0,94 г фенола–50 г этилового спирта
х–1000 г этилового спирта
х = 0,94∙1000/50 = 18,8г
18,8 г фенола–0,2 моль
х–1 моль
х = 18,8/0,2 = 94г/моль
M() = 94г/моль
144
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) и ; б) и ; в) и .
а) FeCl3 + 3KOH →Fe(OH)3↓ + 3KCl
Fe3+ + 3OH– → Fe(OH)3↓
б) MnSO4 + (NH4)2S → MnS↓ + (NH4)2SO4
Mn2+ + S2– → MnS↓
в) CaCO3 +2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
CaCO3 +2H+ → Ca2+ + CO2↑ + H2O
164
При смешивании растворов и каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
Запишем все продукты полного гидролиза обеих солей:
FeCl3 + K2CO3 + 5H2O → Fe(OH)3↓ + 3HCl + CO2 + H2O + 2KOH
Сократим количество молекул воды, получим молекулярное уравнение:
FeCl3 + K2CO3 + 2H2O → Fe(OH)3↓ + HCl + CO2 + 2KCl
Ионно-молекулярное уравнение:
Fe3+ + CO32– + 2H2O → Fe(OH)3↓ + CO2 + H+
184
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) и ; б) и ? Объясните ответ.
а) и ;
Азот в аммиаке находится в низшей степени окисления –3, значит, NH3 может проявлять восстановительные свойства. В перманганате калия марганец находится в высшей степени окисления +7, поэтому KMnO4 будет проявлять окислительные свойства.
Следовательно, окислительно-восстановительные реакции между и возможны.
Приводить примеры не требуется, но вдруг пригодится:
б) и
В HNO2 азот находится в промежуточной степени окисления +3, следовательно, азотистая кислота может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. В HI йод находится в низшей степени окисления –1, значит, HI может проявлять восстановительные свойства.
Следовательно, окислительно-восстановительные реакции между и возможны.
Опять же для примера:
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
SO32– +H2O –2e → SO42– + 2H+|3
ClO3– +6H+ +6e → Cl– + 3H2O|1
3SO32– +3H2O + ClO3– +6H+ → 3SO42– + 6H+ + Cl– + 3H2O
3H2SO3+ HClO3→ 3H2SO4+ HCl
204
В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи следующих гальванических элементов: а) //; б) //; в) //, если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев?
Хорошая картинка для иллюстрации принципа гальванического элемента:
В гальваническом элементе электроны во внешней цепи будут двигаться от электрода с меньшим потенциалом в сторону электрода с более положительным потенциалом. Соответственно, растворяться будет металл электрода с более отрицательным потенциалом.
В случае одномолярных растворов электролитов потенциал электрода будет равен потенциалу металла EMe2+/Me
а) //;
EMg2+/Mg = –2,372 В
EPb2+/Pb = –0,126 В
Магний имеет более отрицательный потенциал, чем свинец. Электроны во внешней цепи будут перемещаться от магниевого электрода к свинцовому. Растворяться будет магний.
б) //;
EPb2+/Pb = –0,126 В
ECu2+/Cu = 0,522 В
Свинец имеет более отрицательный потенциал, чем медь. Электроны во внешней цепи будут перемещаться от свинцового электрода к медному. Растворяться будет свинец.
в) //,
ECu2+/Cu = 0,522 В
EAg+/Ag = 0,799 В
Потенциал меди меньше потенциала серебра. Электроны во внешней цепи будут перемещаться от медного электрода к серебренному. Растворяться будет медь.
224
Изделие из меди покрыто хромом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
ECu2+/Cu = 0,522 В
ECr2+/Cr= –0,852 В
Потенциал хрома меньше, чем потенциал меди, значит покрытие – анодное.
При контакте меди с хромом возникает гальваническая пара Cr – Cu. При нарушении целостности покрытия и попадании гальванической пары в раствор электролита возникает короткозамкнутый гальванический микроэлемент и начинает протекать процесс электрохимической коррозии. Поскольку электродный потенциал меди больше электродного потенциала хрома , то в коррозионном гальваническом элементе медь является катодом, а хром – анодом. Значит, при нарушении целостности анодного покрытия коррозии подвергается металл покрытия – хром.
Во влажном воздухе:
Процессы окисления-восстановления на электродах. Анод (-) Cr0 – 2е → Cr2+ │2 – процесс окисления на аноде Катод (+)2H2O + O2 + 4e- = 4OH–│1 – процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию. 2Cr0+ 2H2O + O2 → 2Cr2+ + 4OH–Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме. 2Cr + 2H2O + O2 → 2Cr(OH)2 Схема гальванического коррозионного элемента. Анод (–) Сr | H2O, O2| Cu Катод (+)
Продукты коррозии Cr(OH)2
В соляной кислоте:
Процессы окисления-восстановления на электродах. Анод (-) Cr0 – 2е → Cr2+ │1 – процесс окисления на аноде Катод (+) 2Н + + 2е → Н2↑ │1 – процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию. Cr0+ 2Н + → Cr2+ + Н2↑Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме. Cr + 2HCl → CrCl2 + Н2↑ Схема гальванического коррозионного элемента. Анод (–) Сr | HCl | Cu Катод (+)
Продукты коррозии CrCl2 и Н2
244
В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди? Ответ подтвердить расчетами.
Ni2+ + 2e → Ni0ENi2+/Ni = –0,234 В
Сu2+ + 2e → Cu0ECu2+/Cu = 0,522 В
Ag+ + e → Ag0EAg+/Ag = 0,799 В
При электролизе в первую очередь будет выделяться наименее активный металл, т.е. с наибольшим потенциалом.
В нашем случае первым будет выделяться серебро, потом медь, затем никель (конкурирующие реакции выделения водорода и металла в чистом виде).
264
Напишите химические формулы следующих веществ: каустическая сода, кристаллическая сода, кальцинированная сода, поташ. Объясните, почему водные растворы всех этих веществ можно применять как обезжиривающие средства.
Каустическая содаNaOH
кристаллическая содаNa2CO3∙10H2O
кальцинированная содаNa2CO3
поташK2CO3
Обезжиривание – это процесс нейтрализации жирных кислот. Растворы всех вышеперечисленных веществ имеют щелочную реакцию, значит, способны нейтрализовать кислоты.
RCOOH + NaOH → RCOONa + Н20.
2RCOOH + Na2C03 → 2RC00Na + С02↑ + Н20
2RCOOH + K2C03 → 2RC00K + С02↑ + Н20
284
Вычислить временную жесткость воды, зная, что на реакцию с гидрокарбонатом, содержащимся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л.
HCO3– + HCl → CO2 + H2O + Cl–
Карбонатную (временную) жесткость рассчитывают умножением объема кислоты (V, мл), пошедшего на титрование на концентрацию кислоты:
Жвр=VHCl∙C(HCl)VH2O∙1000=5мл∙0,1моль/л100∙1000=5ммоль/л
304
Способы получения полимеров. Степень полимеризации. Способы регулирования степени полимеризации.
Основные способы получения полимеров – полимеризация и поликонденсация.
Полимеризация – реакция образования полимеров путем последовательного присоединения молекул низкомолекулярного вещества (мономера). Побочных продуктов не образуется. В качестве мономеров используются соединения с кратными связями С = С, С = О, С = N, либо соединения с циклическими группировками, способными раскрываться.
В процессе полимеризации происходит разрыв кратных связей или раскрытие циклов у мономеров и возникновение химических связей между группами с образованием макромолекул:
По числу участвующих мономеров различают: гомополимеризацию (один вид мономера) и сополимеризацию (два и более видов мономеров).
Поликонденсация – синтез полимера с несколькими функциональными группами, сопровождающийся образованием низкомолекулярных продуктов (H2O, NH3, HCl и др.).
Элементные составы полимеров и исходных веществ не совпадают, за счет образования низкомолекулярных продуктов.
Линейная поликонденсация:
→ NH2 – (CH2)5 – CO – NH – (CH2)5 – COOH + NH2 – (CH2)5 – COOH →
→ NH2 – (CH2)5 – CO – NH – (CH2)5 – CO – NH -(CH2)5 – COOH + H2O и т.д.
Конечный продукт -капрон (поли – ε -капроамид)
[ – CO – NH – (CH2)5 -]n
Степень полимеризации — число мономерных звеньев в молекуле полимера или олигомера. Степень полимеризации во многом определяет физические характеристики системы. Как правило, увеличение степени полимеризации приводит к повышению температуры плавления и механической прочности полимера.
Способы регулирования степени полимеризации.
К увеличению степени полимеризации макромолекул приводят реакции их сшивки, привитой и блок-сополимеризации.
Наиболее известными реакциями рассматриваемого класса, имеющими большое практическое значение, являются реакции вулканизации каучуков и отверждение эпоксидных смол. Наиболее распространенный промышленный процесс вулканизации диеновых каучуков основан на использовании серы.
Уменьшение молекулярной массы полимера происходит в результате разрушения основной цепи макромолекулы. Этот процесс носит название деструкции полимеров.
Деструкция полимера может протекать в результате разрыва или распада (деполимеризации) основной цепи, отщепления или разрушения заместителей (боковых групп макромолекул). Она происходит под влиянием внешних воздействий на полимер. Это действие тепла, света, кислорода, механических напряжений, проникающей радиации, а также биологических и других факторов. Деструкция полимеров приводит к изменению их строения, физических и механических свойств.
Различают термическую, термоокислительную, фотохимическую, радиационную, химическую, механическую деструкции.
324 Аэрозоль получен распылением 0,5 кг угля в 1 м3 воздуха. Частицы аэрозоля имеют шарообразную форму, диаметр частицы м. Определите удельную поверхность и дисперсность аэрозоля. Плотность угля 1,8 кг/м3.
Дисперсность (Д) – величина, обратная поперечному размеру частиц, для сферических частиц – это диаметр.
D=1d=18∙10-5м=1,25∙104м-1
Удельная поверхность – межфазная поверхность (S1,2) в расчете на единицу объема дисперсной фазы (V) или её массы (m).
Для системы, содержащей сферические частицы с радиусом r:
sуд=s1,2V=4πr24/3πr3=3r=6d=68∙10-5м=7,5∙104м-1
Для расчета удельной поверхности на единицу массы рассчитаем суммарный объем аэрозоля:
V = m/ρ = 0,5кг /1,8 кг/м3 = 0,278 м3
общую площадь поверхности:
s1,2=sуд∙V=7,5∙104м-1∙0,278 м3=2,08∙104м2
тогда удельная поверхность на единицу массы будет равна:
sуд=s1,2m=2,08∙104м20,5кг=4,16∙104м2/кг
Коллоидная химия изучает дисперсные (мелкораздробленные) системы и поверхностные явления (происходящие на границе раздела фаз)
1. Коллоидная химия изучает дисперсные (мелкораздробленные) системы и поверхностные явления (происходящие на границе раздела фаз). Таким образом, ее объектами являются в том числе многочисленные биологические и экологические процессы.
Например, знание специфических свойств микродисперсных систем, содержащих вредные вещества (гидрофильно-липофильный баланс, способность к адсорбции, электрокинетические свойства), позволяет разрабатывать защитные сооружения, специальные средства и специальную одежду, отвечающие необходимым требованиям.
Для очистки воды от примесей различных солей давно широко используют установки ионообменной адсорбции и обратного осмоса, а эти процессы также являются предметом изучения коллоидной химии.
Для очистки воды от примесей ПАВ, которые способны аккумулироваться в организме человека, изменяя клеточную проницаемость, снижая иммунную защиту и вызывая аллергические реакции, используют такие приемы и методы коллоидной химии, как коагуляция, ультрафильтрация, ультрацентрифугирование и т.п.
Для борьбы с запыленностью рабочих зон (напр., в шахтах, на ГОКах и т.п.) используется метод т.н. “пенного экрана”, позволяющий снижать пылеобразование на 90%. Для создания таких экранов необходимо владеть понятиями поверхностного натяжения, пенообразования, устойчивости пены, ее кратности и т.п. Кроме того, для предотвращения пылеобразования уголь, к примеру, смачивают растворами ПАВ; растворами ПАВ также увлажняют воздух рабочих зон. А ПАВ тоже являются предметом изучения коллоидной химии.
Почва сама по себе представляет коллоидную систему, поэтому предмет почвоведения является частью курса коллоидной химии. Зная свойства почв, можно создать необходимые для оптимального развития растений условия.
Таким образом, коллоидная химия неразрывно связана с защитой окружающей среды.
2. Линеаризованный график изотермы адсорбции Фрейндлиха строится в координатах lg(x/m) = f(lgC). Заполним таблицу исходных данных и построим соответствующий график:
C∙10-3 моль/м3 x/m, моль/кг lg(x/m)
lg(C)
0,006 0,44 -0,35655 -2,22185
0,025 0,78 -0,10791 -1,60206
0,053 1,04 0,017033 -1,27572
0,118 1,44 0,158362 -0,92812
Изотерма адсорбции Фрейндлиха имеет следующий вид:
lgA=lnK+(1/n)lgC
Константы К и n соответствуют следующим геометрическим параметрам:
1/n – тангенс угла наклона прямой;
lgK – отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат.
Тогда:
1/n = 2,5
lgK = -1,32
K = 0,048
3. Скорость электрофореза связана с электрокинетическим потенциалом частицы уравнением Гельмгольца-Смолуховского:
U=ΣΣ0ξEfη, где по условию:
По условию:
Е = 120 В/ 0,4 м = 300 В/м- напряженность поля
Σ = 54,1 – диэлектрическая проницаемость
η = 4,5∙10-3 Па∙с – вязкость среды
U = 13,5 мкм/с = 13,5∙10-6 – скорость электрофореза
f = 0,67 – коэффициент формы
ξ=50 мВ=50∙10-3В – дзета-потенциал
Σ0=8,85∙10-12 – диэлектрическая проницаемость вакуума
Линейная скорость электрофореза будет равна:
U=ΣΣ0ξEfη=54,1∙8,85∙10-12∙50∙10-3∙3000,67∙4,5∙10-3 = 2,3∙10-6 м/с
Электрофоретическая подвижность будет равна:
Uэф=ΣΣ0ξ0,67η=54,1∙8,85∙10-1250∙10-30,67∙4,5∙10-3=7,94∙10-9 В/с
4. Процесс коагуляции по Смолуховскому соответствует второму порядку. Линеаризация происходит в координатах ν0/νΣ = f(τ) Построим соответствующий график:
τ,с νΣ∙10-14 ν0/νΣ
0 20,22 1
60 11 1,84
120 7,92 2,55
180 6,3 3,21
300 4,82 4,195
420 3,73 5,42
600 2,86 7,07
Время половинной коагуляции соответствует котангенсу угла наклона прямой:
θ=ctgα = 1/tgα = 1/0,0099 = 101 с
Константа коагуляции находится так же, как константа скорости реакции второго порядка:
K=1ϑ0θ = 1/(20,22*1014*101) = 9,9*10-17
5. Определим радиус частицы, используя формулу Эйнштейна для коэффициента диффузии:
D=RT6πηr, где
Т =18˚C = 291К;
D=0,0695 м2/сутки=0,0695∙10-4/(24∙3600)=8,04∙10-11м2/с
η=0,00115 Па∙с
Отсюда:
r=RTD6πη=1,38∙10-23*2918,04∙10-116∙3,14∙0,00115=2,3∙10-9 м
Найдем объем сферической частицы:
V=4/3∙πr3=5,13∙10-26м3
Определим массу частицы (при плотности по условию ρ = 2,39∙103 кг/м3):
m = ρV = 1,22∙10-22 кг
Тогда молярная масса составит:
M = mNa = 1,22∙10-22*6,02∙1023 = 73,8 кг/моль = 73800 г/моль
6. Приведенная вязкость раствора связана с молекулярной массой полимера формулой:
|η|=KMα, где по условию
К=11,8∙10-5
α=0,666
Для определения приведенной вязкости построим график в координатах:
η-η0η0С = f(C)
С, кг/м3 η-η0η0С
2 0,163
4 0,192
6 0,21
8 0,24
10 0,263
Приведенная вязкость |η| равна длине отрезка, который отсекает прямая на оси ординат:
|η| = 0,14
Тогда молярная масса будет равна:
M0,666 = 0,14/11,8*10-5
М = 41303 г/моль
7. Уравнение Шишковского отражает зависимость поверхностного натяжения растворов от концентрации ПАВ (главным образом жирных карбоновых кислот):
Δσ = B*ln(К*С + 1),
где Δσ — разность поверхностных натяжений раствора и растворителя, b и K – эмпирические постоянные, причём значение В одинаково для всего гомологического ряда, а величина К увеличивается для каждого последующего члена ряда в 3 – 3,5 раза. Уравнение Шишковского может быть получено непосредственно из уравнения изотермы адсорбции Гиббса и связывает последнее с изотермой Ленгмюра. Точность уравнения Шишковского связана с тем, что в нем уже заложено условие насыщения адсорбционного слоя.
8. Молекулярно-кинетические явления обусловлены тем, что частицы дисперсной фазы дисперсных систем участвуют в тепловом движении и подчиняются всем молекулярно-кинетическим законам. Для характеристики непрерывного неупорядоченного движения частиц дисперсной фазы существует термин “броуновское движение”. Это движение возникает под действием ударов молекул растворителя (дисперсионной среды), находящихся в состоянии интенсивного теплового движения. В зависимости от размера частиц их движение может быть различным. Частицы коллоидной степени дисперсности, испытывая с разных сторон многочисленные удары молекул жидкости, могут перемещаться поступательно в самых разнообразных направлениях. Каждая частица испытывает на себе как бы два противоположных воздействия: с одной стороны, система стремится за счет диффузии максимально распределить дисперсную фазу в объеме среды, что соответствует максимальному значению энтропии системы; с другой стороны, на частицу действует сила тяжести, направленная вниз. Поэтому в общем случае поведение частицы характеризуется конкуренцией процессов диффузии и седиментации.
Для истинных растворов нехарактерно явление седиментации, потому что запас энергии и стремление к увеличению энтропии молекулы, участвующей в тепловом движении, намного больше, чем сила тяжести, действующая на нее. Напротив, для грубодисперсных систем вклад диффузии в поведение частицы невелик из-за больших размеров такой частицы. Таким образом, молекулярно-кинетические явления характерны по большей части для коллоидных систем.
9. ПАВ, адсорбируясь на границе раздела фаз, снижают поверхностное натяжение, т.е. уменьшают работу по созданию единицы новой поверхности, поэтому эта новая поверхность может образовываться легче и процесс диспергирования становится энергетически выгодней. Кроме того, при определенных условиях ПАВ могут оказывать т.н. расклинивающее давление (эффект Ребиндера), которое вызвано перекрыванием адсорбционных слоев молекул и сопутствующим возникновением стерического напряжения. Молекулы ПАВ, адсорбируясь в микротрещинах твердого тела, как бы “расталкивают” их стенки, облегчая деструкцию.
10. Высокомолекулярные соединения – продукты химического соединения (полимеризации или поликонденсации) большого количества низкомолекулярных соединений (мономеров), играющих роль отдельных звеньев в макромолекуле полимера; при этом мономеры могут быть одинаковыми (например, из этилена – полиэтилен) или различными (например, остатки разных аминокислот в белках). В результате ВМС имеют большую молекулярную массу (от нескольких тысяч до нескольких миллионов) и ряд специфических физико-химических свойств.
Примеры природных ВМС: белки, полисахариды, натуральный каучук, канифоль.
Примеры синтетических ВМС: полиэтилен, полиэтилентерефталат, полиакриламид, полистирол, синтетический каучук.
По определению коллоидные системы – это гетерогенные системы
1. По определению, коллоидные системы – это гетерогенные системы, в которых одна фаза в высокодисперсном состоянии распределена в объеме другой фазы. Таким образом, качественным критерием коллоидной системы является ее гетерогенность (многофазность), а количественным – степень дисперсности (раздробленность). Именно за счет высокой раздробленности и, соответственно, большой поверхности раздела фаз вклад поверхностных явлений в общее поведение коллоидных систем является самым существенным.
2. Уравнение Фрейндлиха имеет вид:
A=K·Cp1/n
Логарифмируя его, получим:
lgA=lgK+1/nlgC
Для определения констант построим график в линейных координатах lg A = f(lgP):
P·10-3,Па x/m (А),
моль/кг lgP
lga
1,34 0,38 3,13 -0,42
2,5 0,58 3,39 -0,24
4,25 1,016 3,63 0,007
5,71 1,17 3,76 0,068
7,18 1,33 3,86 0,124
8,9 1,46 3,95 0,164
Из графика определим:
Отрезок, отсекаемый на оси ординат, равен логарифму K:
a=lg K
К = 10а
K=0,0004
Тангенс угла наклона прямой равен 1/n:
tgα=1/n = 2,612
n = 0,38
3. График зависимости α=f(d) приведен на рис. 1.
d,нм α
77 3,92
88 3,64
95 3,54
106,7 3,3
111 3,23
119 3,04
132 2,82
139 2,72
143 2,66
158 2,45
167 2,36
189 2,14
рис. 1.
Уравнение Геллера имеет вид:
D=Кλ-n, где D-оптическая плотность, λ -длина волны
Для графического определения показателя n необходимо построить график в линеаризованных координатах lgD = f(lgλ), при этом тангенс угла наклона получившейся прямой равен -n.
lnD = lnK – nlnλ (график lgD = f(lgλ), tgα=-n)
Λ, м D lgλ lgD
0,000000415 0,195 -6,38195 -0,70997
0,000000485 0,127 -6,31426 -0,8962
0,000000527 0,099 -6,27819 -1,00436
0,000000685 0,048 -6,16431 -1,31876
n = -tgα = 2,802
По таблице в справочнике находим z = 5.5
z=8πr/λ
r=zλ/(8π)
5.5/(8·π)=0.219λ
Соотнесем уравнение с заданными длинами волн:
λ·109 r·109
415 90,885
485 106,215
527 115,413
685 150,015
rcp=115.6 нм
4. Для графического определения константы коагуляции необходимо построить график в линеаризованных координатах ϑ0/ϑτ = f(τ).
Τ,с ϑτ∙10-14
ϑ0/ϑτ
0 2,69 1
120 2,25 1,198
240 2,02 1,33
420 1,69 1,59
600 1,47 1,83
900 1,36 1,98
Котангенс угла наклона полученной прямой соответствует времени половинной коагуляции:
θ = ctgα = 1/tgα = 1/0,0011 = 909 c
Согласно теории Смолуховского, константу коагуляции можно определить как константу скорости реакции второго порядка:
Kэксп. = 1/ϑ0 τ = 1/(2,69·1014*909) = 4,05·10-18
Определим теоретическую константу коагуляции:
Kтеор = 4RT/(3ηNa)
η=1*10-3Па·с
Т=293
Ктеор = 5,4·10-18
Константы имеют один порядок, что свидетельствует о том, что коагуляция является быстрой.
5. Коэффициент диффузии можно найти по формуле Эйнштейна:
D=kT/(6πŋr), где по условию T=273+15=288 K; ρ=1,587·103 кг/м3; ŋ=0,001 Па·с
Определим радиус сферической частицы исходя из объема:
V=4/3 πr3
r=33V/(4π)
Определим молярный объем сахарозы:
C12H22O11
M=342,29 г/моль
Vm=M/ρ=342,29г/моль/1,587 г/см3=215,68 см3=2,156·10-4м3
Определим объем одной частички:
Vчаст=Vm/Na=3,58·10-28м3
Тогда:
r=33∙3,58∙10-284∙3,14=38,55∙10-29=4,4·10-10 м
D=1,38·10-23·288/(6·3,14·0,001·4,4·10-10)
D=4,79·10-10
6. Удельная и приведенная вязкости связаны уравнением:
ηуд/С=ηпривед
Построим график зависимости приведенной вязкости от концентрации:
c,кг/м3 ηуд ηуд/с
1 0,24 0,24
1,75 0,525 0,3
2,5 0,875 0,35
3,25 1,35 0,415
4 1,84 0,46
Отрезок, отсекаемый на оси ординат, равен характеристической вязкости раствора:
|η| = 0,074
Константы уравнения Марка-Хаувинка даны в условии:
K=6,9·10-5
a=0,72
Отсюда определим молекулярную массу этилцеллюлозы:
0,074=6,9*10-5·M0,72
М = 16176 г/моль
7. Для большинства растворов ПАВ данная зависимость выражается уравнением Шишковского:
∆σ = bln(C/K +1), где b и К – некоторые эмпирические константы, характерные для данного конкретного ряда ПАВ.
8. Это связано с оптическими свойствами дисперсных систем, а именно со светорассеянием света частицами дисперсной фазы. В соответствии с уравнением Рэлея, интенсивность рассеянного света обратно пропорциональна четвертой степени длины волны падающего света. Красный свет имеет наибольшую длину волны, поэтому рассеивается в меньшей степени, потому запрещающие сигналы светофора красные. А синий свет, наоборот, рассеивается больше всего, потому окрашенные в синий тела плохо видны.
Нефелометрия – метод оптического анализа, основанный на явлении светорассеяния.В этом методе интенсивность рассеянного света образца определяют путем сравнения с модельным раствором с известной объемной концентрацией и размерами частиц.
9. Любая система стремится к минимуму энергии. Лиофильные системы образуются самопроизвольно, потому что при их образовании работа адгезии (межфазное взаимодействие) больше работы когезии (взаимодействие внутри фазы). В лиофобных системах ситуация обратная, поэтому они не образуются самопроизвольно. Условие, необходимое для самопроизвольного диспергирования, заключается в том, чтобы поверхностная энергия стала меньше некоторой критической величины, характерной для данной конкретной системы.
10. Экструзия – процесс получения какого-либо изделия путем продавливания исходной пластичной массы через отверстия необходимого размера и формы. Широко применяется в пищевой промышленности (напр., получение фарша)
Пеносушка – сушка в сушилках кипящего слоя – процесс сушки дисперсных материалов за счет непосредственного контакта материала с горячим воздухом. Поток горячего воздуха достаточно большой для того, чтоб удерживать частицы материала во взвешенном состоянии, из-за чего создается впечатление, что слой материала “кипит”. Применяется для высушивания семян подсолнуха, получения гранул, иногда драже и тп.
Пропитка – технологический процесс, обеспечивающий проникновение специального раствора внутрь необходимого материала. В основе процесса лежат капиллярные явления, обусловленные, в свою очередь, явлениями смачивания, адгезии и когезии. Применяются, например, для приготовления тортов (пропитка коржей), приготовления сухофруктов и тп.
№ п/п Гальваническая пара 1 H2,PtH+ Zn2+Zn 2 Ti2+Ti ClAgCl,Ag
– 206.
№ п/п Гальваническая пара № п/п Гальваническая пара
1 H2,PtH+ Zn2+Zn 2 Ti2+Ti ClAgCl,Ag
Решение:
Находим стандартные электродные потенциалы:
Е0 (Н+/Н2) = 0 В,
Е0(Zn2+/Zn) =- 0,76 В.
Так как Е0(Zn2+/Zn)Е0(Н+/Н2), значит, цинк будет выполнять функцию анода, а водородный электрод – функцию катода (+).
Поэтому на цинквом электроде будет происходить процесс окисления:
Zn – 2e- = Zn2+,
а на водородном – восстановления:
2Н+ + 2e = Н20
Уравнение токообразующей реакции:
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Потенциал водородного электрода может быть рассчитан по формуле
E(H+/H2) = -0,059*lg(0,01) = 0,118 В.
Потенциал цинкового электрода может быть рассчитан по по уравнению Нернста:
EZn/Zn2+=E0Zn/Zn2++(0,059/z)*lg [Zn2+]=-0,76+(0,059/2)lg0,001=
=-0,849 BЭДС = Екатода – Еанода = 0,118 + 0,849 = 0,967 В. Изменение свободной энергии Гиббса в токообразующей реакции связано с э.д.с. гальванического элемента уравнением
,
где – изменение свободной энергии Гиббса, Дж/моль-экв;
п – число электронов, участвующих в токообразующей реакции;
– э.д.с. , В;
F – число Фарадея.
∆G=-2*0,967*96500=-2*105 Дж/моль или -200,0 кДж/моль
Так как ∆G0 < 0, токообразующая реакция возможна.
Зная стандартную э.д.с. , можно рассчитать константу равновесия протекающей в элементе реакции:
.
К=е200000/(8,314*298)=1,2*1035
Решение:
Гальваническая пара
Ti2+Ti ClAgCl,Ag
Находим стандартные электродные потенциалы:
Е0 (Ti2+Ti) =-1,628 В,
Е0(Cl|AgCl,Ag ) = + 0,222 В.
Так как Е0(Zn2+/Zn)Е0(Н+/Н2), значит, титан будет выполнять функцию анода, а Cl|AgCl,Ag – функцию катода (+).
Поэтому на титановом электроде будет происходить процесс окисления:
Ti – 2e- = Ti2+,
а на хлор-серебрянном – восстановления:
AgCl + e = Ag + Cl
Уравнение токообразующей реакции:
AgCl + Ti = Ag + Cl+ Ti2+
Равновесные потенциалы полуреакций при указанных концентрациях ионов рассчитаем по формуле Нернста для электрода первого рода и для электрода второго рода:
ETi/Ti2+=E0Ti/Ti2++(0,059/z)*lg [Zn2+]=-1,628+(0,059/2)lg0,001=-1,717 B
E(Cl|AgCl,Ag )=E0 Cl|AgCl,Ag -(0,059/z)*lg [Cl-]=0,222-0,059lg0,01=0,340 BЭДС = Екатода – Еанода = 0,340+1,717= 2,057 В. Изменение свободной энергии Гиббса в токообразующей реакции связано с э.д.с. гальванического элемента уравнением
,
где – изменение свободной энергии Гиббса, Дж/моль-экв;
п – число электронов, участвующих в токообразующей реакции;
– э.д.с. , В;
F – число Фарадея.
∆G=-2*2,057*96500=-4*105 Дж/моль или -400,0 кДж/моль
Так как ∆G0 < 0, токообразующая реакция возможна.
Зная стандартную э.д.с. , можно рассчитать константу равновесия протекающей в элементе реакции:
.
К=е400000/(8,314*298)=4,3*1069
5(252) Разложение хлористого фенилдиазония в воде изучали, измеряя давление. Получены следующие экспериментальные данные:
t,c 0 90 270 810 1620 2640 3600 5100
P, мм рт.ст. 22,62 21,80 20,23 15,99 11,41 7,40 4,88 2,62 0
Определите порядок реакции интегральным методом (методом подстановки и графическим методом), константу скорости реакции и период полураспада.
Решение:
Метод подстановки:
Выражение константы реакции для 0-го порядка:
Выражение константы реакции для 1-го порядка:
Выражение константы реакции для 2-го порядка:
Выражение константы реакции для 3-го порядка:
Подставляем наши значения в формулы расчета констант и результаты заносим в таблицу:
t,c 90 270 810 1620 2640 3600 5100
P, мм рт.ст. 21,80 20,23 15,99 11,41 7,40 4,88 2,62
k0
0,0091 0,0030 0,0010 0,0005 0,0003 0,0002 0,0002
k1
0,0004 0,0004 0,0004 0,0004 0,0004 0,0004 0,0004
k2
1,8*10-5 1,93*10-5 2,26*10-5 2,68*10-5 3,44*10-5 4,46*10-5 6,62*10-5
k3
1,66E-06 1,81E-06 2,42E-06 3,54E-06 6,18E-06 1,11E-05 2,82E-05
Одинаковые значения имеют значения констант в каждый момент времени для выражения константы реакции первого порядка. Следовательно данная реакция – реакция первого порядка.
Графический метод:
Строим диагностические графики в координатах (р, t), (lnр, t), (1/р, t) и (1/р2, t)
P, мм рт.ст. 21,80 20,23 15,99 11,41 7,40 4,88 2,62
lnp
3,082 3,007 2,772 2,434 2,001 1,585 0,963
1/p 0,046 0,049 0,063 0,088 0,135 0,205 0,382
1/p2
0,002 0,002 0,004 0,008 0,018 0,042 0,146
Для реакции о-го порядка (с,t):
Для реакции 1-го порядка (lnс,t):
Для реакции 2-го порядка (1/с,t):
Для реакции 3-го порядка (1/с2,t):
Линейную зависимость имеет график №2, следовательно реакция соответствует первому порядку.
Выражение для периода полупревращения для реакции первого порядка:
t1/2=ln2/0,0004=1689 c
Ответ: k=0,0004; t1/2= 1689 c
6(281) Гидролиз некоторого гормона – реакция первого порядка с константой скорости 0,125 лет -1. Чему равна концентрация раствора гормона через месяц, если начальная концентрация гормона 0,01 моль/л? Рассчитайте период полураспада гормона.
Решение:
Крнстанта скорости реакции первого порядка выражается уравнением:
k=0,125 лет-1=1,5 месяц-1
Отсюда С через месяц равна:
Ln(C0/C)=k*t=1,5*1=1,5
C0/C=4,49
С=0,01/4,49=0,0022 моль/л
Ответ: 0,0022 моль/л
9 Многовариантная задача. Для реакции, приведенной в таблице 1.3:
1 рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции по известным величинам стандартных теплот образования исходных веществ и продуктов реакции;
определите НТ из предположения:
а) с = 0;
б) с = const;
в) с = f (Т).
определите и SТ для реакции;
вычислите значение и GТ и сделайте вывод о направлении реакции в стандартных условиях и при температуре Т.
Термодинамические характеристики веществ приведены в таблице 1.4
Таблица 1.3 Уравнения реакций для различных вариантов
№ п/п Реакция Т, К
44 Ca(OH)2(т) = CaO(т) + H2O(г) 500
Решение:
Ca(OH)2(т) = CaO(т) + H2O(г)
CaO(т) H2O(г) Ca(OH)2(т)
Нобр 298, кДж/моль -635,09 -241,81 -985,12
S298, Дж/K 38,07 188,72 83,39
Ср 42,05 33,61 87,49
а 49,62 30,00 105,19
b*103 4,52 10,71 12,01
c`*10-5 -6,95 0,33 -19,00
∆a -25,57
∆b*103 3,22
∆c`*10-5 12,38
∆Н = ∑Нкон – ∑Ннач
∆rН0298 =-635,09-241,81+985,12=108,22 кДж/моль
А) Ср=0
∆rН0298 =∆rН0500 =108,22 кДж/моль
А) Примем, что ∆ Cp = const. Изменения термодинамических функций в результате реакции рассчитаны как разность функций реагентов и продуктов:
42,05+33,61-87,49=-11,83 Дж/моль
Стандартный тепловой эффект реакции при 500 К можно рассчитать по уравнению Кирхгофа в интегральной форме :
∆rН0500 =∆rН0298 +298500∆СрdT=108220-11,83*(500-298)=105830 Дж/моль
2. Пусть теплоемкость ∆Cр – является функцией от температуры, т.е.
∆Cp = f(T). Эта зависимость выражается уравнениями:
Cp = a + bT + cT² или Cp = a + bT + .
В общем виде изменение теплоемкости равно
∆Cp = ∆a + ∆bT + ∆cT² + .
Подставим это выражение в уравнение Кирхгофа, тогда
d∆HТ = (∆a + ∆bT + ∆cT² +∆ )dT.
Возьмем неопределённый интеграл и получим выражение
.
∆rCp= C(CaO)+C(H2O)-C(Ca(OH)2)
∆rCp=-25,53+3,22*10-3Т+12,38*105Т-2
Полученное уравнение зависимости ∆rСр от температуры позволяет записать уравнение зависимости теплового эффекта этой реакции при любой температуре:
∆НТ=В-25,53Т+1/2*3,22*10-3Т2+12,38*105Т-1
Постоянную интегрирования В находим, зная ∆H°298:
В=10822+25,53*298-0,5*3,22*10-3*2982-12,38*298-1=18286,9 Дж
Тепловой эффект при 400 К:
∆Н5000=18286,9-25,53*500+0,5*3,22*10-3*5002+12,38*105/500=8400,4 Дж
∆rS0298 находим из соотношения :
∆S = ∑Sкон – ∑Sнач
∆Sх.р298=83,39+38,07-188,72=-67,26 Дж/моль
Стандартное изменение энтропии в реакции при 500 К можно рассчитать по формуле :
∆rS0500 =∆rS0298 +298500∆CpTdT=-67,26-11,83*ln(500/298)=-73,38 Дж/моль
Стандартное изменение энергии Гиббса при 298 К:
∆rG0298=∆rН0298-298∆rS0298=10822-298*(67,26)=-9221 Дж или -9,221 кДж
Так как ∆rG0298 <0, реакция идет в прямом направлении.
Стандартное изменение энергии Гиббса при 500 К:
∆rG0250=∆rН0298-500∆rS0298=10822-500*(67,26)=-22808 Дж или -22,8 кДж
Так как ∆rG0500 <0, реакция идет в прямом направлении.
Ультрафильтрация – это продавливание золя под давлением через микропористую мембрану (ультрафильтр)
1. Ультрафильтрация – это продавливание золя под давлением через микропористую мембрану (ультрафильтр), которая пропускает молекулы дисперсионной среды и низкомолекулярных примесей, но задерживает частицы дисперсной фазы. Ее применяют для очистки золей от примесей и для концентрирования золей.
2. Найдем массу частиц, прошедших через счетное поле микроскопа:
M = C/V = 25*10-6/1,33*10-11 = 3,33*10-16 кг
Разделив общую массу частиц на количество частиц, определим массу одной частицы:
m = M/n = 3,33*10-16/50 = 6,65*10-18 кг
Объем частицы равен отношению ее массы к плотности:
V = m/ρ = 6,65*10-18/0,9*103 = 7,39*10-21 м3
Учитывая, что частица сферическая, ее объем равен:
V = 4/3πr3, откуда
r = (3V/4π)1/3 = 1,2*10-7 м
3. Скорость электрофореза связана с электрокинетическим потенциалом частицы уравнением Гельмгольца-Смолуховского:
U=ΣΣ0ξEfη,
где по условию:
Е = 100 В/м- напряженность поля
Σ = 81 – диэлектрическая проницаемость
η = 1∙10-3 Па∙с – вязкость среды
U = 2,2*10-5 м/с – линейная скорость частиц
f = 0,67 – коэффициент формы
Σ0=8,85∙10-12 – диэлектрическая проницаемость вакуума
Дзета-потенциал будет равен:
ξ=UfηΣΣ0E= 2,2*10-6*0,67*1*10-381*8,85*10-12*100 = 0,0206 В
4. Для графического определения константы коагуляции необходимо построить график в линеаризованных координатах ϑ0/ϑτ = f(τ).
Τ,с ϑτ∙10-14
ϑ0/ϑτ
0 2,69 1
120 2,25 1,198
240 2,02 1,33
420 1,69 1,59
600 1,47 1,83
900 1,36 1,98
Котангенс угла наклона полученной прямой соответствует времени половинной коагуляции:
θ = ctgα = 1/tgα = 1/0,0011 = 909 c
Согласно теории Смолуховского, константу коагуляции можно определить как константу скорости реакции второго порядка:
Kэксп. = 1/ϑ0 τ = 1/(2,69·1014*909) = 4,05·10-18
Определим теоретическую константу коагуляции:
Kтеор = 4RT/(3ηNa)
η=1*10-3Па·с
Т=293
Ктеор = 5,4·10-18
Константы имеют один порядок, что свидетельствует о том, что коагуляция является быстрой.
5. По условию связь молярной массы с характеристической вязкостью определяется уравнением Марка-Хаувинка заданными коэффициентами:
|η|=3,60·10-4M0,64, где |η|=1,8 м3/кг
Математически найдем из этого уравнения М:
1,8=3,6·10-4М0,64
М0,64=5000
М=6,02·105 г/моль
6. Уравнения Шишковского в общем виде:
σ=σ0-аln1+bC
Определим степень заполнения поверхностного слоя:
θ = bC/1+bC (уравнение Ленгмюра)
θ = 7,73*0,5/1+7,73*0,5 = 0,79
Определим предельную адсорбцию:
а = А∞RT, откуда
А∞ = a/RT = 12,5*10-3/8,314*273 = 5,5*10-6 моль/м2
Тогда величина адсорбции составит:
А = А∞* θ = 4,3*10-6 моль/м2
7. Ионный обмен – это обратимый процесс эквивалентного (стехиометрического) обмена ионами между раствором электролитов и твердым телом – ионитом. По знаку обмениваемых ионов иониты делят на катиониты и аниониты. Они состоят из каркаса (полимерной матрицы), который обладает определенным зарядом, и ионом, способным к обмену. Процесс ионного обмена включает следующие последовательные стадии: 1) движение адсорбированного иона к поверхности зерна адсорбента; 2) перемещение адсорбированного иона внутри зерна адсорбента; 3) собственно ионный обмен; 4) перемещение вытесняемого иона внутри зерна адсорбента; 5) переход вытесняемого иона от поверхности зерна адсорбента в раствор.
Ионообменные свойства ионитов характеризуются некоторыми особенностями. Oни селективны, т.е. проявляются для определенных ионов и зависят от ряда условий, в том числе от рН среды. Ионообменная способность ионитов небезгранична. Она характеризуется емкостью, показывающей, какое число г-экв ионов может адсорбироваться на 1 кг сухого ионита. В связи со специфичностью свойств ионитов их ионообменную способность (емкость) определяют по отношению к 0,1 н раствору NaOH (для катионита) или 0,1 н раствора НСl (для анионита).
8. На малых расстояниях между коллоидными частицами преобладают силы притяжения (“ближний минимум”). Если частицы сблизятся на такое расстояние, произойдет коагуляция. На средних расстояниях силы отталкивания больше сил притяжения, возникает энергетический максимум — потенциальный барьер, препятствующий слипанию частиц; высота барьера зависит от заряда поверхности и толщины диффузионного слоя, система устойчива. На относительно больших расстояниях превалируют силы притяжения, образуя на кривой так называемый дальний минимум. Если дальний минимум достаточно глубок, то частицы при сближении не могут покинуть потенциальной ямы и остаются в равновесном состоянии на соответствующем расстоянии друг от друга, сохраняя свою индивидуальность. При большой концентрации дисперсной фазы может образоваться структурированная система, гель. Такое состояние отвечает обратимости коагуляции, возможен перевод системы в состояние золя (пептизация).
9. Природа и концентрация в эмульсии стабилизатора существенно влияют на агрегативную устойчивость эмульсий. Эмульгатор, во-первых, адсорбируясь на границе раздела фаз, снижает поверхностное натяжение, что может приводить иногда даже к образованию равновесных коллоидных систем. Во-вторых, при наличии стабилизатора на границе раздела фаз между капельками возникают силы отталкивания. Природа эмульгатора определяет не только устойчивость, но и тип эмульсии: гидрофильные эмульгаторы стабилизируют прямые эмульсии (масло в воде), а липофильные – обратные (вода в масле).Это объясняется тем, что стабилизатор препятствует коалесценции только тогда, когда находится у поверхности капелек с наружной стороны, т.е. лучше растворяется в дисперсионной среде.
Соотношение между гидрофильной и липофильной частями молекулой ПАВ характеризуется величиной гидрофильно-липофильного баланся. Числа ГЛБ различных ПАВ вычисляются по специальным формулам как сумма групповых чисел или определены экспериментально. Чем больше в молекуле ПАВ превалирует гидрофильная часть над гидрофобной, иначе говоря, чем больше баланс сдвинут в сторону гидрофильности, тем выше число ГЛБ. Числа ГЛБ для всех известных ПАВ составляют шкалу («шкала Гриффина») от 1 до 40. Число 10 является приближенной границей между липофильными и гидрофильными ПАВ.
10. Белки, являясь природными полимерами, не образуют истинных растворов. Их растворы являются типичными коллоидными системами и обладают характерными для таких систем свойствами:
а) Рассеивание света вследствие дифракции на коллоидных частицах –опалесценция. Особенно это заметно при прохождении луча света через белковый раствор, когда виден светящийся конус (эффект Тиндаля).
б) Белковые растворы в отличие от истинных обладают малой скоростью диффузии.
в) Неспособность белковых частиц проникать через мембраны, поры которых меньше диаметра белков (полунепроницаемые мембраны). Это используется в диализе. Очистка белковых препаратов от посторонних примесей лежит в основе работы “искусственной почки” при лечении острой почечной недостаточности.
в) Создание онкотического давления, то есть перемещение воды в сторону более высокой концентрации белка, что проявляется, например, как формирование отеков при повышении проницаемости сосудистой стенки.
г) Высокая вязкость в результате сил сцепления между крупными молекулами, что проявляется, например, при образовании гелей и студней.
При всем этом водные растворы белков являются устойчивыми и равновесными, они со временем не выпадают в осадок (не коагулируют) и не требуют присутствия стабилизаторов.
Особенности электрофореза белков определяются их амфотерными свойствами, которые обусловлены наличием в их молекуле и кослотных (карбоксильных), и основных (аминных) групп. Заряд белковой макромолекулы зависит от рН раствора, в котором он находится, и может быть как положительным, так и отрицательным. Соответственно, в электрическом поле молекула может передвигаться как к катоду, так и к аноду в зависимости от условий проведения процесса. Знание изоэлектрических точек белковых молекул (значения рН, при котором молекула электронейтральна) позволяет отделять их друг от друга с помощью электрофореза.
№ варианта № задач 6 7 17 27 37 7 Рассчитать отношение концентраций форм НСО3– и Н2СО3 в растворе соды при рН = 8
№ варианта № задач
6 7, 17, 27, 37
7. Рассчитать отношение концентраций форм НСО3– и Н2СО3 в растворе соды при рН = 8.7, рК1 = 6.35, рК2 = 10.32.*
*Используемое в условиях задач выражение рК означает: рК = – lgК.
Реакции гидролиза соды (Na2CO3) в растворе:
Na2CO3 → 2Na+ + CO32–
CO32– + H2O ↔ НСО3–+ OH–гидролиз по первой ступени
НСО3–+ H2O ↔ H2СО3 + OH–гидролиз по второй ступени
Выражения для констант диссоциации угольной кислоты H2CO3:
Отношение концентраций форм НСО3– и Н2СО3 в растворе можно вычислить из выражения для константы диссоциации Ка1:
Можно пойти длинным путем через выражение концентраций всех форм, результат от этого не изменится.
Выразим содержание недиссоциированных частиц H2СО3 и полностью диссоциированных ионов CO32–:
Общая концентрация ионных и молекулярных компонентов реагента в растворе С0 будет равна сумме их концентраций. Т.е.:
Отсюда, равновесное количество ионов НСО3– в растворе будет равно:
Подставим выражение для концентрации ионов НСО3– в выражение для концентрации H2СО3
Отношение концентрации форм НСО3– и Н2СО3 в растворе будет равно:
Ответ: отношение концентрации форм НСО3– и Н2СО3 в растворе соды при рН = 8,7 будет равно 224.
17. К навеске реагента массой 0.5 г добавили 25 миллилитров 0.1 нормального раствора иода. После избыток иода оттитровали тиосульфатом натрия с концентрацией 0.1 г..экв/л. При этом на титрование ушло 14 мл раствора тиосульфата натрия. Рассчитайте иодное число исследуемого реагента.
В основе определения иодного числа лежит реакция присоединения иода к непредельным углеродным связям. Здесь следует учитывать, что к одной двойной связи может присоединиться одна молекула иода, состоящая из двух атомов – I2.
Для расчета иодного числа можно использовать формулу:
,
где N – нормальность раствора тиосульфата натрия, используемого для титрования (г..экв/л), Vхол – объем этого раствора, пошедший на титрование холостой пробы (мл), Vпроб – объем раствора тиосульфата натрия, пошедший на титрование навески реагента (мл), m – масса навески реагента, взятая для анализа, в граммах, 127 – эквивалентная масса иода (г).
Рассчитаем объем раствора тиосульфата натрия, необходимый для титрования холостой пробы. По закону эквивалентов
С1 ∙ V1 = C2 ∙ V2,
где С1, С2, V1, V2 концентрации и объемы титранта и титруемого вещества.
Отсюда, объем тиосульфата натрия будет равен:
0,1 ∙ 25 / 0,1 = 25 мл
Рассчитаем иодное число реагента:
мг I2/ г в-ва
Ответ: иодное число реагента 279,4 мг I2/ г в-ва
27. Опишите механизм действия реагентов-подавителей.
Реагенты-подавители (депрессоры) препятствуют адсорбции собирателей и повышают гидрофильность поверхности минералов. Депрессоры имеют большое значение при селективной флотации минералов с близкими свойствами, т.е. когда надо выделить отдельно каждый минерал в свой концентрат.
Большинсттво применяемых в настоящее время подавителей являются неорганическими соединениями – кислотами, щелочами, солями. Механизм депрессирующего действия может быть различным. При этом происходит изменение состава поверхностного слоя минерала в ходе химической реакции.
Варианты взаимодействия следующие:
1) образование поверхностного соединения с участием ионов депрессора,
2) внедрение ионов депрессора в решетку минерала в результате ионного обмена (возможно образование пленок),
3) адсорбция ионов депрессора во внешнюю обкладку ДЭС с изменением величины заряда поверхности.
Основные механизмы действия депрессоров показаны в таблице:
без депрессора с депрессором
1 Растворение слоя собирателя, находящегося на поверхности минерала.
2 Вытеснение ионов собирателя ионами депрессора.
3 Вытеснение ионов собирателя ионами депрессора.
4 Вытеснение ионов собирателя ионами депрессора.
По первому механизму сформировавшийся гидрофобный слой собирателя на поверхности растворяется в присутствии депрессора и создаются условия, препятствующие его образованию. При этом обнажается гидрофильная поверхность минерала и его флотация прекращается. Пример: депрессирование цианидами сульфидов меди.
По второму механизму ионы депрессора образуют с ионами минерала трудно растворимое гидрофильное соединение (пленка, осадок). Пример: депрессия сернистым натрием галенита и других сульфидов. При перемешивании коллективного концентрата сульфидов с раствором сернистого натрия Na2S ионы собирателя переходят в раствор, а сульфидные ионы – из раствора на поверхность минерала.
По третьему механизму на участках поверхности, не занятых собирателем, депрессор образует с ионами минерала гидрофильное соединение. Средняя гидрофобность минерала снижается и флотация ухудшается. Пример: депрессия хромпиком (двухромовокислый калий K2Cr2O7) галенита.
По четвертому механизму тонкодисперсные частицы закрепляются на участках, где нет собирателя. Размер этих коллоидных частиц много больше, чем ионов собирателя. Контакт слоя собирателя и поверхности пузырька нарушается. Пример: депрессия сфалерита сернокислым цинком в присутствии соды.
Наиболее широко применяют цианиды, цинковый купорос, сернистый натрий, жидкое стекло, бихроматы, щелочи, органические соединения.
37. Образец жирнокислотного собирателя содержит 5 % влаги. Сколько граммов реагента необходимо взять для приготовления 250 мл 2%-ного раствора (плотность 1,1 г/мл) этого реагента. Сколько потребуется 5%-ного раствора NaOH (плотность1.3 г/мл) для омыления рассчитанного количества собирателя, если его кислотное число равно 155 мг КОН/1 г в-ва.
Масса раствора реагента будет равна:
m = V ∙ ρ = 250мл ∙ 1,1г/мл = 275 г
Рассчитаем необходимую массу реагента по правилу креста:
95%2%
2%
0%93%
Таким образом, нужно взять 2 массовые весовые части образца реагента и 93 весовые части воды.
Масса образца реагента будет равна:
Рассчитаем количество NaOH, необходимого для омыления.
С 1 граммом собирателя взаимодействует ммоль КОН.
Молярная масса NaOH равна 40 г/моль, т.о. с 1 г собирателя будет реагировать:
40 ∙ 2,76 = 110,5 мг NaOH.
Масса собирателя в растворе будет равна:
275 ∙ 0,02 = 5,5г
Для омыления 5,5г реагента потребуется:
5,5 ∙ 110,5 = 607,75 мг = 0,60775 г NaOH
Найдем необходимую массу 5% р-ра NaOH:
0,60775 г NaOH–5%
х г–100%
Объем 5% р-ра NaOH будет равен:
V = m / ρ = 12,155 / 1,3 = 9,35 мл
Ответ: 5,789г образца реагента, 9,35 мл 5% р-ра NaOH.
1 Рассчитайте объемную долю (в %) сероводорода в техническом газе
1.Рассчитайте объемную долю (в %) сероводорода в техническом газе, если 5 л (н. у.) этого газа затрачено на реакцию с 0,048 моль дихромата калия в кислотной среде. Другие компоненты газа в реакцию не вступают.
Запишем уравнение химической реакции
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 => 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
3 моль 1 моль
По уравн.реакции на 1 моль дихромата калия K2Cr2O7 расходуется 3 моль H2S
Значит на 0,048 моль K2Cr2O7 будет расходоваться Х моль H2S
И тогда количество вещества сероводорода, затраченного в данной реакции будет:
(H2S) = 0.048*31=0.144 моль
Найдем какой объем будет занимать это количество вещества
V = *Vm, где
Vm-молярный объем газа , постоянная величина, равная 22,4 л/моль
V(H2S) = 0,144 моль * 22,4 л/моль = 3,2256л
Теперь найдем объемную долю сероводорода в техническом газе:
(H2S) = V(H2S)V газа*100%
(H2S) = 3.22565*100%=64,5%
ОТВЕТ: объемная доля сероводорода в техническом газе составляет 64,5 %
2.Проведена реакция между иодидом калия и избытком дихромата калия в сернокислотной среде. Выделилось 1,9 г иода. Определите число электронов, которое было перенесено от восстановителя к окислителю
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 => 4K2SO4 + 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
Cr2O7 +14H+ – 6е =>2Cr3+ + 7H2O 6 2 1 восстановитель, окисление
2I- + 2e => I20 2 6 3 окислитель, восстановление
-Рассчитаем, какое количество вещества иода выделилось в данной реакции
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(I2) = 2*126,9 = 253,8 г/моль
(I2) = 1.9253.8=0.0075 моль
-рассчитаем ,какое количество вещества восстановителя (бихромата калия) при этом израсходовалось
По уравнению из 1 моль K2Cr2O7 образуется 3 моль I2
Из X моль K2Cr2O7 образуется 0,0075 моль I2
(K2Cr2O7 ) = 0.0075*13=0.0025 моль
Рассчитаем общее число молекул восстановителя, используя число Авогадро:
NA = 6,02 * 1023 1/моль
Это значит, что 1 моль любого вещества содержит в себе 6,02 * 1023 молекул, атомов и др.
У нас 0,0025 моль восстановителя
N(общее число молекул) = * NA
N = 0,0025 * 6,02 * 1023 = 1,5*1021 молекул
1 молекула восстановителя передает окислителю 6 электронов
Значит всего будет передано электронов 6* 1,5*1021 = 9*1021 электронов
ОТВЕТ: всего будет передано восстановителем 9*1021 электронов
3.Установите, какое количество дихромата аммония (моль)надо прокалить, чтобы собрать некоторый объем газа (при н. у.), равный объему того же газа, выделяющегося при прокаливании 19,2 г нитрита аммония.
Запишем реакцию разложения нитрита аммония
1 моль 1 моль
-рассчитаем количество вещества нитрита аммония
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(NH4NO2) = 1*14 + 4*1 + 1*14 + 2*16 = 64 г/моль
(NH4NO2) = 19.264=0.3 моль
-рассчитаем количество вещества образовавшегося азота по реакции разложения нитрита аммония
По уравнению из 1 моль NH4NO2 образуется 1 моль N2, значит при разложении 0,3 моль NH4NO2 образуется тоже 0,3 моль N2
Запишем реакцию разложения дихромата аммония
1 моль 1 моль
-Вычислим количество вещества дихромата аммония, необходимого, чтоб при его прокаливании получилось 0,3 моль азота
По уравнению реакции у нас ((NH4)2Cr2O7) = (N2) =>
((NH4)2Cr2O7) =0,3 моль
ОТВЕТ: необходимо прокалить 0,3 моль дихромата аммония
4.Сплавляют 22,8 г оксида хрома(Ш) с гидроксидом и хлоратом калия, взятыми в избытке. Хром(3) переходит в xpoм(VI). Определите массу (в граммах) хромсодержащего продукта.
Запишем уравнение реакции сплавления оксида хрома (III) с гидроксидом и хлоратом калия
Cr2O3 + KClO3 + 4KOH => 2K2CrO4 + KCl + 2H2O
-рассчитаем количество вещества оксида хрома (III)
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(Cr2O3) = 2*52 + 3*16 = 152 г/моль
(Cr2O3) = 22,8152=0.15 моль
– рассчитаем количество вещества образовавшегося хромата калия
По уравнению реакции из 1 моль Cr2O3 образуется 2 моль K2CrO4
Значит из 0,15 моль Cr2O3 образуется X моль K2CrO4
(K2CrO4) = 0,15*21=0,3 моль
-определим массу образовавшегося хромата калия
m= * M
M(K2CrO4) = 2*39 + 1*52 + 4*16 = 194 г/моль
m(K2CrO4) = 0,3 моль * 194 г/моль = 58,2 г
ОТВЕТ: образуется 58,2 г K2CrO4
5.Через насыщенный раствор дихромата калия, содержащий серную кислоту, пропускают избыток сернистого газа. При охлаждении кристаллизуется додекагидрат сульфата хрома(3)-калия(хромокалиевые квасцы).Рассчитайте массу (в граммах) полученных квасцов, если объективные потери составляют 12% .
K2Cr2O7 + H2SO4 + 3SO2 => K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Образовавшиеся два сульфата ( калия и хрома III) при охлаждении кристаллизуются в хромокалиевые квасцы KCr(SO4)2 *12 H2O
Cr2 (SO4) 3 + K2SO4 + 12 H2O => 2KCr(SO4)2 ·12H2O
Запишем общее уравнение
K2Cr2O7 + H2SO4 + 3SO2 + 24 H2O => 2KCr(SO4)2 ·12H2O + H2O
1 моль 2 моль
Растворимость бихромата калия: 12 г на 100 г воды при температуре 200С и масса раствора будет 100 + 12 = 112 г
Тогда в 112 г насыщенного раствора будет содержаться 12 г дихромата калия
Рассчитаем его количество вещества:
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(K2Cr2O7) = 2*39 + 2*52 + 7*16 = 294 г/моль
(K2Cr2O7) = 12294=0.04 моль
Найдем количество вещества образовавшихся квасцов:
По уравнению реакции из 1 моль бихромата калия образуется 2 моль квасцов. Значит из 0,04 моль дихромата калия будет образовываться 0,08 моль квасцов.
– рассчитаем массу квасцов теоретически, которую можно получить из насыщенного раствора массой 112 г
m= * M
M(KCr(SO4)2 ·12H2O ) = 1*39 + 1*52 + 2*32 + 8*16 + 12 *18 =499 г/моль
m теорет (KCr(SO4)2 ·12H2O) = 0,08 моль * 499 г/моль = 39,92 г
потери составляют 12 % , значит, выход продукта будет 88%
рассчитаем массу практически образовавшихся квасцов:
m практ (квасцов) = m теорет * η выхода100%
m практ (квасцов) = 39,92 * 88100%=35,13 г
ОТВЕТ: с 112 г насыщенного раствора при потерях 12% , можно получить 35,13 г хромовокалиевых квасцов.
6.При полном сгорании на воздухе 6,8 г некоторого вещества образовался продукт — ортофосфорная Кислота массой 19,6 г. Продукт обработали 37 мл 32% раствора (плотность 1,351 г/мл) гидроксида натрия. Установите формулу исходного вещества и массовую долю (в %) вещества в конечном растворе после добавления 400 мл воды.
Напишем схему горения вещества
Х + O2 H3PO4
Рассчитаем количество вещества образовавшейся ортофософорной кислоты
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(H3PO4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98 г/моль
(H3PO4) = 19,698=0.2 моль
в молекуле ортофосфорной кислоты содержится 3 атома водорода =>
(H)= 3*0,2=0,6 моль
и 1 атом фосфора => (P)= 1*0,2=0,2 моль
рассчитаем массу фосфора и водорода
m(P) = 31 * 0,2 = 6,2 г
m(H) = 3*0,2 = 0,6 г
узнаем, есть ли водород в молекуле
6,2 + 0,6 = 6,8 г. Так как масса вещества 6,8 г, значит кислорода нет.
Выведем формулу:
(P) : (H)
0,2 : 0,6
: 6
1 : 3
Значит формула неизвестного вещества будет PH3 – фосфин
Запишем реакцию горения фосфина
PH3 + 2O2 => H3PO4
Далее образовавшаяся кислота взаимодействует с гидроксидом натрия
У нас возможны несколько реакций
H3PO4 + NaOH => NaH2PO4 + H2O (1)
H3PO4 + 2NaOH => Na2HPO4 + 2H2O (2)
H3PO4 + 3NaOH => Na3PO4 + 3H2O (3)
Для того, чтоб произошла вторая реакция, необходимо, чтоб количество вещества гидроксида натрия было в два раза больше количества вещества серной кислоты.
Чтоб произошла третья реакция, NaOH должно быть больше H2SO4 в три раза.
-рассчитаем количество вещества гидроксида натрия
У нас 37 мл 32% раствора (плотность 1,351 г/мл) гидроксида натрия
Масса раствора m раствора = V * p
m раствора NaOH = 37 мл * 1,351 г/мл = 50 г
m растворенного вещества NaOH = m раствора* ω100%
–массовая доля растворенного вещества
m растворенного вещества NaOH = 50г*32%100%=16 г
= mM , где
m-масса вещества, г
M- молярная масса г/моль
M(NaOH) = 1*23 + 1*16 + 1*1 = 40 г/моль
(NaOH) = 1640=0.4 моль
Сравним ν (NaOH)ν (H2SO4)=0,40,2=2
Значит у нас происходит вторая реакция
H3PO4 + 2NaOH => Na2HPO4 + 2H2O
И тогда (Na2HPO4) = (H3PO4) => (Na2HPO4) =0,2 моль
Найдем массу образовавшейся соли гидрофосфата натрия
m= * M
M(Na2HPO4) = 2*23 + 1*1 + 1*31 + 4*16 = 142 г/моль
m(Na2HPO4) = 0,2 моль * 142 г/моль = 28,4 г
рассчитаем массовую долю соли в растворе
у нас был раствор : 19,6 серной кислоты и 50 г раствора гидроксида натрия
значит, образовавшийся раствор был массой 69,6 г
К нему добавили 400 мл воды. Плотность воды = 1 г/мл, значит это будет 400 г воды. Тогда масса раствора после разбавления стала 400+69,6 = 469,6 г
= m вещества m раствора *100%
(Na2HPO4) = 28.4 469.6 *100%=6,05 %
ОТВЕТ: вещество фосфин РН3
Массовая доля образовавшегося гидрофосфата натрия будет 6,05%
7.Определить фактор эквивалентности восстановителя в реакции CrBr3+H2O2+KOH→
баланс:
Cr+3 -3e => Cr+6 3 2 восстановитель, окисление
2O-2 + 2e => 2O-2 2 3 окислитель, восстановление
2CrBr3 + 3H2O2 + 10KOH = > 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
У нас восстановитель CrBr3
Он отдает 3 электрона. Это соль. Фактор эквивалентности будет 1/3
f= 1/3 .
Можно определить еще:
f (соли) = 1число атомов металла*валентность металла= 11*3=1/3
В представленном соединении у нас 2 типа связи 8 (С – С) и 20(С – Н) Выпишем энергию связи Энергия связи С – С = 85
6
В представленном соединении у нас 2 типа связи:
8 (С – С) и 20(С – Н)
Выпишем энергию связи
Энергия связи С – С = 85,5 ккал
С – Н = 98,1 ккал
q = 8(С – С) + 20(С – H ) = 8*85,5 + 20 *98,1 = 684 + 1962 = 2646 ккал/моль
Переведем и кДж/моль
2646*4,19 = 11 086,74 кДж/моль
Запишем реакцию горения 3,3-диметилгептана
С9H20 + 15O2 => 9CO2 + 10H2O + Q
O Н
// /
8(С – С) + 20(С – H ) + 15 (O=O) => 9* ( C ) + 10* ( О ) +Q
О H
8 * 85.5 + 20 * 98.1 + 118,86 – 9 * 127,2 – 9*257,2 – 10 *109 = Q
Q = -1784,74 ккал/моль или
-1784,74* 4,19 = -7478,06 кДж/моль
16
В представленном соединении
(О-Н) (С-О) 5(С-С) 13 (С-H)
Энергия связи С – С = 85,5 ккал
С – Н = 98,1 ккал
С – O = 79,6 ккал
О – H = 104,7 ккал
q = 5(С – С) + 13 (С – H ) + 1 (О-Н) + 1 (С-О) = 5*85,5 + 13 *98,1 + 1*104, 7 + 1*79,6 = 427,5 + 1158,3 + 104,7 + 79,6 = 1770,1 ккал/моль
Переведем и кДж/моль
1770,1 *4,19 = 7 416, 719 кДж/моль
Запишем реакцию горения изогексилового спирта
С6H14О + 9 O2 => 6CO2 + 7H2O + Q
O Н
// /
5(С – С) + 13(С – H ) + 1 (О-Н) + 1 (С-О) +(O=O) => 6* ( C ) + 7* ( О ) +Q
О H
5*85,5 + 13 *98,1 + 1*104, 7 + 1*79,6 + 118,86 – 6 * 127,2 – 6*257,2 – 7 *109 = Q
Q = -1063,44 ккал/моль или
-1063,44* 4,19 = – 4455,81 кДж/моль
26
В представленном соединении
7(С-С) 18 (С-H)
Энергия связи С – С = 85,5 ккал
С – Н = 98,1 ккал
q = 7(С – С) + 18 (С – H ) = 7*85,5 + 18 *98,1 = 598,5 + 1765,8 =
= 2364,3 ккал/моль
Переведем и кДж/моль
2364,3 *4,19 = 9 906,417 кДж/моль
Запишем реакцию горения 2-метил3-этилпентана
С8H18 + 9 O2 => 8CO2 + 9H2O + Q
O Н
// /
7(С – С) + 18 (С – H ) +(O=O) => 8* ( C ) + 9* ( О ) +Q
О H
7*85,5 + 18 *98,1 + 118,86 – 8 * 127,2 – 8*257,2 – 9 *109 = Q
Q = 2242,16 ккал/моль или
-2242,16 * 4,19 = – 9394,65 кДж/моль
36
В представленном соединении
9(С-С) 22 (С-H)
Энергия связи С – С = 85,5 ккал
С – Н = 98,1 ккал
q = 9(С – С) + 22 (С – H ) = 9*85,5 + 22 *98,1 = 769,5 + 2158,2=
= 2927,7 ккал/моль
Переведем и кДж/моль
2927,7 *4,19 = 12 267,063 кДж/моль
Запишем реакцию горения
С10H22 + 15,5 O2 => 10 CO2 + 11H2O + Q
O Н
// /
9(С – С) + 22 (С – H ) +(O=O) => 10* ( C ) + 11* ( О ) +Q
О H
= 9*85,5 + 22 *98,1 + 118,86 – 10 * 127,2 – 10 *257,2 – 11 *109 = Q
Q = -1996,44 ккал/моль или
-1996,44 * 4,19 = – 8365,0836 кДж/моль
46
В представленном соединении
3 (С=С)
6(С-С) 12 (С-H)
Энергия связи С – С = 85,5 ккал
С – Н = 98,1 ккал
С = С = 143 ккал
q = 6(С – С) + 12 (С – H ) + 3(С=С) = 6*85,5 + 12 *98,1 +3 *143 =
= 2119,2 ккал/моль
Переведем и кДж/моль
2119,2 *4,19 = 8879,448 кДж/моль
Запишем реакцию горения
С9H12 + 12 O2 => 9 CO2 + 6H2O + Q
O Н
// /
6(С – С) + 12 (С – H ) + 3(С=С) +(O=O) => 9* ( C ) + 6 * ( О ) +Q
О H
= 6*85,5 + 12 *98,1 +3 *143+ 118,86 – 9 * 127,2 – 9 *257,2 – 6 *109 = Q
Q = -1875,54 ккал/моль или
-1875,54 * 4,19 = – 7 857,92 кДж/моль
130810113665 № 44 Дано Решение
130810113665
№ 44
Дано: Решение.
W(NH3) =30% Искомую величину массу образца найдем по формуле
V(NaOH)=50мл W,% = m·100/а , где а –масса навески образца, m- масса
C(NaOH)= 0.1000M аммиака, содержащегося в образце, W – содержание аммиака
V(HCl)=25мл в образце.
C(HCl)=0.1000M а= m·100/ W,%
Найти массу образца Уравнения протекающих реакций.
NH4Cl+NaOH = NH3 + NaCl + H2O
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Так как эквивалентные и молярные массы гидроксида натрия и
соляной кислоты равны, молярность и нормальность растворов
будут тоже равны
Э(NaOH)=40г/моль , C(NaOH)= 0.1000н
Э(HCl)=36,5г/моль, C(HCl)=0.1000н
По закону эквивалентов найдем объем избытка щелочи оттитрованной кислотой
C экв (A) V(A) = C экв (B) V(B), где А – HCl, В – NaOH
V( NaOH)= C экв (HCl) V(HCl) / C экв( NaOH)
V изб( NaOH)=0,1000·25/0,1000 = 25(мл)
Найдем объем щелочи, израсходованной в 1 реакции.
V изр( NaOH)= V общ( NaOH)- V изб( NaOH)
V изр( NaOH)= 50-25=25(мл)
Масса аммиака, содержащаяся в навеске находится по формуле
m (NH3)= C(NaOH) ·V(NaOH) · Э(NH3) /1000 Э(NH3)=17г/моль
m (NH3)=0,1·25·17 /1000=0,0425 (г)
а=0,0425·100/30% = 0,142(г)
Ответ: масса образца 0,142 г
460375205740
№45
V(HCl) = 40.0 Уравнения протекающих реакций.
C(HCl)=0.1M NaNO3 + 4 Zn + 7 NaOH → NH3 + 4 Na2ZnO2 + 2 H2O
V(NaOH) = 20.0 HCl + NH3 = NH4Cl
C(NaOH)=0.1M HCl + NaOH = NaCl + H2O
Найти массу образца Так как эквивалентные и молярные массы гидроксида натрия и
соляной кислоты равны, молярность и нормальность растворов
будут тоже равны
Э(NaOH)=40г/моль , C(NaOH)= 0.1000н
Э(HCl)=36,5г/моль, C(HCl)=0.1000н
По закону эквивалентов найдем объем избытка кислоты оттитрованной щелочью
C экв (A) V(A) = C экв (B) V(B), где А –NaOH, В – HCl
V(HCl)= C экв (NaOH ) V(NaOH) / C экв(HCl)
V изб(HCl)=0,1000·20/0,1000 = 20(мл)
Найдем объем кислоты, затраченной на улавливание аммиака.
V изр(HCl)= V общ(HCl)- V изб(HCl)
V изр(HCl)= 40-20=20(мл)
Масса аммиака, содержащаяся в навеске находится по формуле
m (HCl)= C(HCl) ·V(HCl) · Э(NH3) /1000 Э(NH3)=17г/моль M(NH3)=17г/моль
m (NH3)=0,1·20·17 /1000=0,034 (г)
n =m/M
n(NH3)= 0,034/17= 0.002(моль)
n(NH3)= n(NaNO3) = 0.002(моль)
М(NaNO3) =85г/моль
m(NaNO3) = 0.002·85 =0,17(г)
Ответ: масса образца 0,17 г
540385-91440
№46
m (солиNH4+)=1 г Искомую величину массу образца найдем по формуле
V(NaOH)=25,40мл W,% = m·100/а , где а –масса навески образца, m- масса
Т(NaOH)= 0,004120 аммиака, содержащегося в образце, W – содержание аммиака
V(HCl)=50мл в образце.
C(HCl)=1,0720M Уравнения протекающих реакций.
W(NH3) =?% NH4++NaOH = NH3 + Na+ + H2O
Э(NaOH)=40г/моль HCl + NH3 = NH4Cl
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Находим концентрацию гидроксида натрия по формуле
Сэкв = 1000·Т/Э
Сэкв(NaOH)= 1000·0,004120 /40=0,103 (н)
Так как эквивалентные и молярные массы соляной кислоты равны, молярность и нормальность раствора будут тоже равны Э(HCl)=36,5г/моль, C(HCl)= 1,0720 н
По закону эквивалентов найдем объем избытка кислоты оттитрованной щелочью
C экв (A) V(A) = C экв (B) V(B), где А –NaOH, В – HCl
V(HCl)= C экв (NaOH ) V(NaOH) / C экв(HCl)
V изб(HCl)= 0,103·25,40/1,0720 = 2,43(мл)
Найдем объем кислоты, затраченной на улавливание аммиака.
V изр(HCl)= V общ(HCl)- V изб(HCl)
V изр(HCl)= 50-2,43=47,57(мл)
Масса аммиака, содержащаяся в навеске находится по формуле
m (NH3)= C(HCl) ·V(HCl) · Э(NH3) /1000 Э(NH3)=17г/моль
m (NH3)= 1,0720 ·47,57·17 /1000=0,867 (г)
W,% =0,867·100/1=86,7%
Ответ: W,% =86,7%
233680106045
№ 47
V1((NH4)2SO4) = 100,0 мл Уравнения протекающих реакций.
V2((NH4)2SO4) = 20,00 мл(NH4)2SO4)+2NaOH = 2NH3 + Na2SO4 + 2H2O
V(NaOH)=50,00мл HCl + NaOH = NaCl + H2O
C(NaOH)=0.1122M Из данных условия задачи найдем оттитрованной
V(HCl)=18.00мл щелочи 20/21 = х/18
20мл· C(NaOH)=21мл· С(HCl) х= 20·18/21 =17,14 (мл)
m ((NH4)2SO4) -? Найдем объем щелочи, израсходованной в 1 реакции.
V изр( NaOH)= V общ( NaOH)- V изб( NaOH)
V изр( NaOH)= 50-17,14=32,86(мл)
Так как эквивалентные и молярные массы гидроксида натрия равны, молярность и
нормальность растворов будут тоже равны
Э(NaOH)=40г/моль , C(NaOH)= 0.1122н
По закону эквивалентов найдем концентрацию соли прореагировавшей со щелочью
C экв (A) V(A) = C экв (B) V(B), где А –NaOH, В – (NH4)2SO4)
C экв ((NH4)2SO4))= C экв (NaOH ) ·V(NaOH) / V2 ((NH4)2SO4))
C экв ((NH4)2SO4))= 0,1122·32,86/20 = 0,1843(н)
Э((NH4)2SO4))=132/2=66г/моль
М((NH4)2SO4))= 132г/моль
m=Cн ·V· Э /1000
m ((NH4)2SO4))= 0,1843· 100· 66/1000=1,216 (г)
Ответ: m ((NH4)2SO4))= 1,216 (г)
25 Какой объем H2S можно сжечь в 800 л воздуха Определите объем оксида серы (IV)
25. Какой объем H2S можно сжечь в 800 л воздуха? Определите объем оксида серы (IV), который получится при этом.
Решение
Зная, что в воздухе содержится 21% кислорода, найдем его объем в 800 л воздуха:
VO2 = 800*21/100 = 168 л.
Запишем уравнение реакции горения H2S:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
С учетом уравнения реакции составим пропорцию:
VO2/3Vm = VSO2/2Vm
VSO2 = 2 VO2/3 = 2∙168/3 = 112 л
Здесь Vm – молярный объем газа
Ответ: 112 л
50. Вычислите молярные массы эквивалентов солей: хлорида висмута (III), сульфата железа (III), сульфата натрия, гидрофосфата натрия, ацетата натрия.
Решение
Молярная масса эквивалента связана с молярной массой вещества соотношением: Мэкв = M/z, где z – число эквивалентности, равное для соли произведению числа катионов металла, входящих в ее состав, на их заряд.
хлорид висмута (III) – BiCl3.
Молярная масса соли: М = 209+3∙35,5 = 315,5 г/моль.
Катион висмута имеет заряд +3, поэтому z=3.
Молярная масса эквивалента: Мэкв = M/z = 315,5/3 = 105,2 г/моль-экв
сульфат железа (III) – Fe2(SO4)3
Молярная масса соли: М = 2∙55,8 + 3(32+4∙16) = 399,6 г/моль.
Катион железа имеет заряд +3, всего в химической формуле 2 атома железа, поэтому z=3∙2 = 6.
Молярная масса эквивалента: Мэкв = M/z = 399,6/6 = 66,6 г/моль-экв
сульфат натрия – Na2SO4
Молярная масса соли: М = 2∙23+32+4∙16 = 142 г/моль.
Катион натрия имеет заряд +1, всего в химической формуле 2 атома натрия, поэтому z=1∙2=2.
Молярная масса эквивалента: Мэкв = M/z = 142/2 = 71 г/моль-экв
гидрофосфат натрия – Na2HPO4
Молярная масса соли: М = 2∙23+ 1 + 31 + 4∙16 = 142 г/моль.
Катион натрия имеет заряд +1, всего в химической формуле 2 атома натрия, поэтому z=1∙2=2.
Молярная масса эквивалента: Мэкв = M/z = 142/2 = 71 г/моль-экв
ацетат натрия CH3COONa.
Молярная масса соли: М = 2∙12 + 3∙1 + 2∙16 + 23 = 82 г/моль.
Катион натрия имеет заряд +1, всего в химической формуле 1 атом натрия, поэтому z=1
Молярная масса эквивалента: Мэкв = M/z = 82/1 = 82 г/моль-экв
Ответ: 105,2; 66,6; 71; 71; 82 г/моль-экв
75. Могут ли содержаться d-электроны в данном слое, если его структура заканчивается одной из конфигураций 4s1; 4р1; 5f 11? Ответ мотивируйте. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 32.
Решение
Порядк заполнения энергетических уровней электронами следующий: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d ≈ 5f … Это соответствует правилу Кличковского, согласно которому сначала заполняется подуровень с наименьшей суммой (n + l). Если для (n + l) одинакова, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.
Для 4s1 n=4, l=0, n+l = 4+0 = 4;
Для 4р1 n=4, l=1, n+l = 4+1 = 5;
Для 4d n=4, l=2, n+l = 4+2 = 6.
Таким образом, сначала заполняются s- и p-подуровни 4-го уровня (для которых n+l меньше), а затем – 4d-подуровень, поэтому у атома, находящегося в стационарном состоянии, электронная оболочка которого, заканчивается конфигурациями 4s1; 4р1 на четвертом энергетическом уровне нет d-электронов.
Для 5f 11 n=5, l=3, n+l = 5+3 = 8;
Для 5d n=5, l=2, n+l = 5+2 = 7.
Т.е, у атома с оболочкой, заканчивающейся конфигурацией 5f 11, на 5d-подуровне есть электроны (он полностью заполнен).
100. Относительная электроотрицательность йода равна 2,5 эВ, а его ионизационный потенциал равен 10,45 эВ. Определите сродство йода к электрону (кДж/моль).
Электроотрицательность равна полусумме сродства к электрону E и потенциала ионизации I:
ЭО = (I+E)/2
Относительная электроотрицательность – это величина, отнесенная к электроотрицательности атома лития. Электроотрицательность лития из справочника: ЭО(Li) = 536,0 кДж/моль
Найдем электроотрицательность иода, зная его относительную электроотрицательность OЭO(I):
ЭО(I) =OЭО(I)·ЭО(Li) = 2,5·536 = 1340 кДж/моль.
Найдем сродство к электрону для иода:
E(I) = 2ЭО(I) – I(I) = 2∙1340 – 1007,8 = 1672,2 кДж/моль .
Здесь I(I) =10,45 эВ = 10,45·1,60·10-19·6,02·1023 = 1007800 Дж/моль = 1007,8 кДж/моль – потенциал ионизации иода (1 эВ= 1,60219·10-19 Дж, а в 1 моль 6,02·1023 частиц (атомов, молекул, …)).
Ответ: 1672,2 кДж/моль
125. У молекулы NF3 связи более полярны, чем у NCl3. Каковы продукты взаимодействия NF3 и NCl3 с водой?
При взаимодействии NF3 с водой образуется азотистая кислота и фтороводород:
NF3 + 2H2O = 3HF + HNO2
В реакции NCl3 с водой образуется аммиак и хлорноватистая кислота:
NCl3 + 3H2O = 3HClO + NH3
Причины такого различия в свойствах веществ в том, что в NF3 атом азота менее электроотрицателен, чем фтор (N3+F-3), поэтому положительно заряженный протон воды переходит к фтору, а отрицательно заряженный гидроксил-ион (OH-) действует на несущий положительный заряд азот.
Для молекулы NCl3 ситуация обратная. Хлор в молекуле несет положительный заряд, а азот – отрицательный (N-3Cl+3), поэтому протоны из молекул воды переходят к азоту, замещая хлор, а к хлору присоединяется гидроксил воды.
175. Определите энтальпию образования кристаллического пентахлорида фосфора из следующих данных:
Р4(к) + 6Cl2(г) = 4PCl3(ж); ∆ rН°298 = -1272,0 кДж ;
PCl3(ж) + Cl2(г) = PCl5(к) ; ∆ rН°298 = -137,2 кДж.
Решение
Найдем энтальпию образования PCl3(ж) из первой реакции по закону Гесса:
ΔH10298 = ∑(n·ΔH0f)прод – ∑(n·ΔH0f)исх = 4ΔН f 0(PCl3(ж)) – (ΔН f 0(Р4(к)) + 6ΔНf 0(Cl2))
Энтальпии простых веществ приняты равными 0, поэтому ΔН f 0(Р4(к)) = ΔНf 0(Cl2) = 0 и
ΔH10298 = 4ΔН f 0(PCl3(ж))
ΔН f 0(PCl3(ж)) = ΔH10298/4 = -1272,0/4 = -318 кДж/моль.
Найдем энтальпию образования PCl5(к) из второй реакции:
ΔH20298 = ∑(n·ΔH0f)прод – ∑(n·ΔH0f)исх = ΔН f 0(PCl5(к)) – (ΔН f 0(PCl3(ж)) + ΔНf 0(Cl2)) =
=ΔН f 0(PCl5(к)) – ΔН f 0(PCl3(ж))
ΔН f 0(PCl5(к)) = ΔH20298 + ΔН f 0(PCl3(ж)) = -137,2 +(-318) = -455,2 кДж/моль
Ответ: -455,2 кДж/моль
200. Для воды в различных агрегатных состояниях значения S°298 равны соответственно 69,95; 39,33 и 188,72 Дж/(моль · К). Определите агрегатное состояние воды в каждом случае. Ответ поясните.
Решение
Энтропия характеризует степень неупорядоченности термодинамической системе. Чем более хаотичной является система, тем выше энтропия. Из трех агрегатных состояний наиболее не упорядочено – газообразное, а наименее – твердое. Жидкость имеет промежуточное значение энтропии, поэтому
S = 188,72 Дж/(моль · К) соответствует газообразному состоянию (пар);
S = 69,95 Дж/(моль · К) – жидкая вода;
S = 39,33 Дж/(моль · К) – твердое состояние (лед).
225. Определите направление самопроизвольного протекания реакции NH4Cl(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + H2O(г) + NH3(г) при стандартных условиях
Решение
Определить возможное направление протекания процесса при стандартных условиях можно по изменению энергии Гиббса ΔG0298. Химическая реакция протекает в прямом направлении, если ΔG0298<0. Для определения нужно знать тепловой эффект ΔH0298 и изменение энтропии ΔS0298.
Найдем тепловой эффект реакции по закону Гесса:
ΔH0298 = ∑(n·ΔH0f)прод – ∑(n·ΔH0f)исх = ΔН f 0(H2O(г)) + ΔН f 0(NaCl) + ΔНf 0(NH3) – (ΔН f 0(NH4Cl) – ΔНf 0(NaOH) = -241,81 + (-411,12) + (-45,94) – (-314,22 +(- 466,31)) = 81,66 кДж/моль.
Здесь ΔН f 0(H2O(г)) = -241,81кДж/моль; ΔН f 0(NaCl) = -411,12 кДж/моль; ΔНf 0(NH3) = -45,94 кДж/моль; ΔН f 0(NH4Cl) = -314,22 кДж/моль; ΔНf0(NaOH) = -466,31 кДж/моль – стандартные теплоты образования веществ при 298K (нашли по справочнику).
Определим изменение энтропии ΔS0298:
ΔS0298 = ∑(n·S0)прод – ∑(n·S0)исх = S0(H2O(г)) + S0(NaCl) + S0(NH3) – (S0(NH4Cl) – S0(NaOH)= 188,72 + 72,13 + 192,66 – (95,81 + 64,43) = 293,27 Дж/моль∙K =-0,293 кДж/моль∙K
Здесь S 0(H2O(г)) = 188,72Дж/мольK; S0(NaCl) = 72,13Дж/мольK; S0(NH3) = 192,66 Дж/мольK; S0(NH4Cl) = 95,81 Дж/мольК; S0(NaOH) = 64,43 Дж/мольK – стандартные энтропии веществ при 298K (нашли по справочнику).
Стандартное изменение энергии Гиббса ΔG0298 определим по формуле:
ΔG0298 = ΔH0298 -T∙ΔS0298 = 81,66 – 298∙(0,293) = – 5,65 кДж/моль.
Так как ΔG0298<0, то реакция может идти самопроизвольно при стандартных условиях в прямом направлении.
Ответ: ΔG0298 = – 5,65<0 Реакция протекает в прямом направлении (слева – направо)
250. Константы скорости некоторой реакции при 25 и 60 °С равны соответственно 1,4 и 9,9 мин-1. Вычислите константы скорости этой реакции при 20 и 75 °С.
Решение
Найдем температурный коэффициент константы скорости реакции γ по правилу Вант-Гоффа при ΔТ=60-25 = 35 0С:
Определим константы скорости k3 и k4 при 20 и 75 °С, соответственно:
мин-1
мин-1
Ответ: 0,76; 22,9 мин-1
275. Исходные концентрации NO и Cl2 в гомогенной системе 2NO + Cl2 = 2NOCl равны соответственно 0,5 и 0,2 моль/дм3. Вычислите константу равновесия, если к моменту равновесия прореагировало 35 % NO.
Решение
Найдем изменение концентрации NО к моменту наступления равновесия, если прореагировало ω=35% NO:
Δ[NО] = ω⋅[NО]0/100 = 35∙0,5/100 = 0,175 моль/дм3
[NО]0 – начальная концентрация NO
Равновесная концентрация NO:
[NО] =[NО]0 – Δ[NО] = 0,5-0,175 = 0,325 моль/дм3.
Поскольку 1 моль Cl2 реагирует с 2 моль NO, то
Δ[Cl2] = Δ[NО]/2= 0,175/2 = 0,0875 моль/дм3.
Равновесная концентрация Cl2:
[Cl2] = [Cl2]0 – Δ[Cl2] = 0,2-0,0875 = 0,1125 моль/дм3.
Так как из одного и того же количества вещества NО получается такое же количество вещества NOCl, то изменение концентрации NOCl:
Δ[NOCl] = Δ[СО] = 0,175 моль/л.
Полагая, что [NOCl]0=0, находим равновесную концентрацию NOCl:
[NOCl] = [NOCl]0 + Δ[NOCl] = Δ[NOCl] = 0,175 моль/дм3.
Определяем константу равновесия:
.
Ответ: 2,58
300. Рассчитайте моляльность неводного раствора хлорида ртути (II), полученного смешиванием 9,98 г растворенного вещества и 120 см3 этанола плотностью 785 г/дм3.
Решение
Количество вещества хлорида ртути (II) в растворе:
N = m/M = 9,98/271,5 = 0,0368 моль
m – масса HgCl2; M=200,5+2·35,5 = 271,5 г/моль – молярная масса HgCl2.
Масса этанола:
mэт = V·ρ = 120·0,785 = 94,2 г = 0,0942 кг
ρ = 785 г/дм3 = 0,785 г/см3 – плотность этанола
Моляльная концентрация бромида калия в растворе:
Cm=N/mэт = 0,0368 /0,0942 = 0,39 моль/кг
Ответ: 0,39 моль/кг
325. Определите температуру кипения и температуру замерзания раствора, содержащего 1г нитробензола (С6Н5NO2) в 10 г бензола. Температура кипения чистого бензола 80,3°C, температура замерзания чистого бензола 5,4°C (КК(С6Н6) = 5,1; КЭ(С6Н6) = 2,57.
Решение
Количество вещества С6Н5NO2 в растворе:
N = m/M = 1/123 = 0,00813 моль
m – масса нитробензола; M=6·12+ 5 + 14 +2·16 = 123 г/моль – молярная масса.
Моляльная концентрация С6Н5NO2 в растворе:
Cm=N/mб = 0,00813/0,01 = 0,813 моль/кг
mб = 10 г = 0,01 кг – масса бензола.
Определим понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора:
∆Тз = Kкр(С6Н6)Cm = 5,1·0,813 = 4,15 0С
∆Ткип = Kэб(С6Н6)Cm = 2,57·0,813 = 2,09 0С
Так как
∆Тз = Tз б – Tз ;
∆Ткип = Tкип – Tкип б, то
температуры замерзания Tз и кипения Tкип расвора равны:
Tз = Tз б – ∆Тз = 5,4 – 4,15 = 1,25 0С;
Tкип = Tкип б + ∆Ткип = 80,3 + 2,09 = 82,39 0С.
Ответ: 1,25 и 82,39 0С
350. Водный раствор 5,95 г бромида калия в 500 г воды замерзает при -0,338 °С. Какова степень диссоциации соли?
Решение
Количество вещества бромида калия в растворе:
N = m/M = 5,95/119 = 0,05 моль
m – масса соли; M=79,9+39,1 = 119 г/моль – молярная масса KBr.
Моляльная концентрация бромида калия в растворе:
Cm=N/mH2O = 0,05/0,5 = 0,1 моль/кг
mH2O = 500 г = 0,5 кг – масса воды.
Понижение температуры замерзания раствора: ∆Тз = TH2O – Tз = 0-(-0,338) = 0,338 0.
Найдем изотонический коэффициент:
∆Тз = i·Kкр Cm
i = ∆Тз /( Kкр Cm) = 0,338/(1,86·0,1) = 1,82
Kкр = 1,86 – криоскопическая постоянная воды
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации α:
i = 1+α(ν-1)
Здесь ν = 2 – число ионов, на которые распадается «молекула» соли KBr.
Найдем α:
α=(i-1)/( ν-1) = (1,82-1)/(2-1) = 0,82
Ответ: 0,82.
375. Рассчитайте, как изменится рН 0,05 М раствора КОН при введении в него 0,05 моль/л КCl.
Решение
При полной диссоциации электролитов в исходном растворе концентрации ионов будут равны:
С(OH-) = C(K+) = 0,05 моль/л
Найдем ионную силу раствора:
;
Здесь сi – молярность i-го иона; zi – его заряд.
По предельному закону Дебая-Хюккеля найдем коэффициент активности:
lg γ ± = -A ۰|z+۰ z-|۰I1/2 = -0,509·1·1·(0,05)0,5 = -0,1138
γ ± =10-0,1138=0,7695
Здесь A – коэффициент предельного закона Дебая. Он зависит от физических свойств среды (плотности, диэлектрической проницаемости) и температуры. Для воды при 298К A=0,509.
Активность ионов ОН-:
a(OH-) = γ ± · С(OH-) =0,7695·0,05 = 0,038474
Найдем рН:
рН1 = 14 + lg(a(OH-)) = 14 + lg(0,038474) = 12,585
В растворе после введения добавки KCl концентрации ионов будут равны:
С(OH-) = 0,05 моль/л;
C(K+) = 0,05 + 0,05 = 0,1 моль/л;
С(Cl-) = 0,05 моль/л.
Найдем ионную силу раствора:
;
Находим коэффициент активности:
lg γ ± = -A ۰|z+۰ z-|۰I1/2 = -0,509·1·1·(0,1)0,5 = -0,16096
γ ± =10-0,16096=0,6903
Активность ионов ОН-:
a(OH-) = γ ± · С(OH-) =0,6903·0,05 = 0,03452
Найдем рН:
рН2 = 14 + lg(a(OH-)) = 14 + lg(0,03452) = 12,538
Ответ: рН1 = 12,585; рН2 = 12,538
377. Произведение растворимости PbCl2 равно 1,7·10-5. Определите, чему равна концентрация ионов свинца в насыщенном растворе PbCl2?
Решение
Произведение растворимости PbCl2:
ПР(PbCl2) = [Pb+2][Cl-]2
Концентрация ионов Pb+2 в насыщенном растворе обозначим как x. Тогда концентрация ионов Cl- будет равна 2x. Выражение для ПР примет вид:
ПР(PbCl2) = x·(2x)2 = 4×3
Откуда:
моль/л.
Ответ: 1,64·10-2 моль/л
403. Составьте в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) NO2- + H+ = HNO2; б) Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓; в) Pb2+ + 2I- = PbI2↓
a) Выбираем из таблицы растворимости растворимый нитрит и сильную кислоту. Запишем уравнение:
NO2- + H+ = HNO2
KNO2 + HCl = HNO2 + KCl
KNO2 – нитрит калия;
HNO2 – азотистая кислота;
HCl – хлороводород;
KCl – хлорид калия.
б) Выберем из таблицы растворимости растворимую соль меди и сильное основание (щелочь) и получим уравнение:
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓;
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2
в) Найдем в таблице растворимости растворимый иодид и растворимую соль свинца и запишем уравнение:
Pb2+ + 2I- = PbI2↓
Pb(NO3)2 + 2KI = 2KNO3 + PbI2
Pb(NO3)2 – нитрат свинца;
PbI2 – иодид свинца;
KNO3 – нитрат калия;
KI – иодид калия.
403. Составьте уравнение гидролиза солей в молекулярном и молекулярно – ионном виде: K2SO3, Fe2(SO4)3, Al2S3, CH3COONa. Укажите рН среды для этих солей.
K2SO3 (сульфит калия) – соль сильного основания (гидроксида калия KOH) и слабой кислоты (сернистой H2SO3) гидролизуется по аниону:
K2SO3 + H2O ⇋ KHSO3 + KOH
SO32- + H2O ⇋ HSO3- + OH-
В растворе в результате гидролиза появляются ионы OH-, поэтому среда щелочная pH>7.
Fe2(SO4)3 (сульфат железа (III)) – соль слабого основания (гидроксид железа Fe(OH)3) и сильной кислоты (серной H2SO4) Гидролиз идет по катиону:
Fe2(SO4)3 + 2H2O = 2Fe(OH)SO4 + H2SO4
2Fe3+ + 3SO42- + 2H2O = 2Fe(OH)2+ + 2H+ + 3SO42-
Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+
Так как в результате гидролиза в растворе появляются ионы Н+, то среда становится кислой. рН<7.
Al2S3 (сульфид алюминия) – соль слабого основания – гидроксида алюминия Al(OH)3 и слабой кислоты H2S (сероводород). Гидролиз таких солей часто протекает полностью необратимо. По таблице растворимости находим, что Al2S3 в водном растворе не существует.
Молекулярные уравнения гидролиза:
Al2S3 + Н2О = H2S + Al(OH)3
Ионно-молекулярное уравнение:
2Al3+ + 3S2- + 6Н2О = 3H2S + 2Al(OH)3
CH3COONa (ацетат натрия) – соль сильного основания (гидроксида натрия NaOH) и слабой кислоты (уксусной CH3COOH) гидролизуется по аниону:
CH3COONa + H2O = CH3COOН + NaОН
В ионной форме:
CH3COO- + H2O = CH3COOН +ОН-
Поскольку в результате гидролиза в растворе появляются ионы ОН-, то реакция среды будет щелочной pH>7.
479. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты.
а) C2H2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 +…
б) Н2С2О4 + KMnO4 + H2SO4→ CО2 + MnSO4 +…
а) Запишем реакцию без коэффициентов и отметим степени окисления атомов:
С-2H+2 +K+2Cr6+2O2-7 + H+2S6+O2-4 = C4+O2-2 + Cr3+2(S6+O2-4)3 + K+2S6+O2-4 + H+2O2-.
Степень окисления атома углерода в реакции повышается с -1 до +4, поэтому ацетилен С2H2 – восстановитель и в результате реакции окисляется. Степень окисления хрома понижается с +6 до +3, поэтому бихромат калия K+2Cr6+2O2-7 – окислитель и в результате реакции восстанавливается.
Уравнения электронного баланса:
2С- = 2С4+ +10e-63(окисление)
2Cr6+ + 6e- = 2Cr3+105(восстановление)
Расставим коэффициенты в уравнении реакции:
3С2H2 +5K2Cr2O7 + 20H2SO4 = 6CO2 + 5Cr2(SO4)3 + 5K2SO4 + 23H2O
б) Запишем реакцию без коэффициентов и отметим степени окисления атомов:
Н+ 2С3+2О2-4 + K+Mn7+O2-4 + H+2S6+O2-4 = C4+O2-2 + Mn4+S6+O2-4 + K+2S6+O2-4 + H+2O2-
Степень окисления углерода в реакции повышается с +3 до +4, поэтому щавелевая кислота (Н2С2О4) – восстановитель. Она окисляется. Степень окисления марганца понижается с +7 до +2, поэтому перманганат калия KMnO4 – окислитель. Он восстанавливается.
Определим коэффициенты, составив уравнения электронного баланса:
2С3+ = 2С4+ +2e-5(окисление)
Mn7+ + 5e- = Mn2+2(восстановление)
Расставим коэффициенты:
5Н2С2О4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
480. Определите, при какой активности ионов Ag+ потенциал серебряного электрода составит 95% от величины его стандартного электродного потенциала?
Решение
Стандартный электродный потенциал серебра φ0(Ag+/Ag) = +0,799 В.
Тогда по условию задачи потенциал электрода равен: =0,799·95/100 = 0,759 В.
Электродный потенциал серебряного электрода связан с активностью уравнением Нернста:
Определим активность:
моль/л
Ответ: 0,21 моль/л
505. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла тока силой 1,5А в течении 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла.
Решение
По закону Фарадея масса металла, выделившегося на электроде равна:
.
Здесь I-сила тока, А; τ=30 мин = 3600 с – время, с; F=96500 Кл/моль – постоянная Фарадея; z-заряд иона металла, M – атомная масса металла.
Откуда находим атомную массу металла:
г/моль.
Из таблицы элементов находим, что данный метал – индий (In)
Ответ: 114,84 г/моль
554. Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия в атмосфере влажного воздуха. Составьте схему процессов, происходящих на электродах.
Поскольку стандартный электродный потенциал железа φ0Fe = -0,44В больше, чем стандартный электродный потенциал цинка φ0Cr = -0,774В, то при нарушении покрытия в коррозионном гальваническом элементе железо будет катодом, а хром – анодом.
При нарушении покрытия в атмосфере влажного воздуха образуется гальванический элемент:
анод (-)Zn|O2,H2O|Fe(+) катод
Процесс на хромовом аноде:
Cr0 = Cr3+ + 3e-.
На железном катоде восстанавливается кислород:
2H2О + O2 + 4e- = 4OH-
Суммируем оба уравнения с учетом коэффициентов:
4Cr + 6H2О + 3O2 = 4Cr(OH)3.
555. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только гидрокарбонатом железа. При кипячении 0,25 л воды в осадок выпадает 4 мг карбоната железа (II). Определите жесткость воды.
Решение
Определим жесткость воды по формуле:
Ж = m(FeCO3)/(M(FeCO3)·V) = 4/(57,9·0,25) = 0,276 ммоль/л
m(FeCO3) – масса карбоната железа (II), мг; M(FeCO3) = (55,8 + 12 + 3·16)/2 =57,9 г/моль – молярная масса эквивалента FeCO3 (2 – число эквивалентности, равное заряду катиона Fe2+).
Ответ: 0,276 ммоль/л.
Белковые вещества 3 Приведите три примера тех аминокислот (назвать и написать формулы)
Белковые вещества.
3. Приведите три примера тех аминокислот (назвать и написать формулы), боковые цепи которых не несут заряда в нейтральной среде.
Аминокислоты, боковые цепи которых не несут заряда в нейтральной среде, имеют неполярный, недиссоциирующий радикал.
Аланин Пролин
Лейцин
26. Напишите формулу тетрапептиды, соблюдая указанный порядок аминокислот, дайте полное название аминокислот:
а) ала-глу-иле-три;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
293941619431000 CH3 CH2 CH-CH3 СН2
| |
CH2 CH2
| |
COOH CH3
Аланилглутамилизолейцилтриптофан
ч) гис-глу-лиз-цис;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
62865173355000 СН2 СН2 (СН2)4 CH2
| | |
СН2 NH2 SH
|
СООН
Гистидилглутамиллизилцистеин
ш) цис-лиз-глу-арг;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
СН2 (CH2)4 CH2 (CH2)3
| | | |
SH NH2 CH2 NH
| |
COOH NH=C-NH2
Цистеиллизилглутамиларгинин
щ) три-иле-глу-ала;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
21907520256500 CH2 CH-CH3 CH2 CH3
| |
CH2 CH2
| |
CH3 COOH
Триптофилизолейцилглутамилаланин
э) иле-ала-глу-три;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
CH-CH3 CH3 CH2 CH2
29813251524000 | |
СН2 СН2
| |
СН3 СООН
Изолейцилаланилглутамилтриптофан
ю) три-арг-вал-мет;
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
20002519240500 СН2 (СН2)3 CH CH2
| / |
NH CH3 CH3 CH2
| |
C=NH S
| |
NH2 CH3
Триптофиларгинилвалилметионин
я) лей-глн-лиз-тре.
+H3N-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-CO-NH-CH-COO-
| | | |
СН2 Н (СН2)4 CH-OH
| | |
СН NH2 CH3
/
СН3 СН3
Лейцилглициллизилтреонин
54. Протеины и протеиды, их отличия, классификация.
Все белки принято делить на простые белки, или протеины, и сложные белки, или протеиды (комплексы белков с небелковыми соединениями). Протеины являются полимерами только аминокислот; протеиды, помимо остатков аминокислот, содержат также небелковые, так называемые простетические группы.
Протеины подразделяются на:
Альбумины и глобулин. Их много в плазме крови, сыворотке молока и в тканях организмов. Альбумины легко растворяются в воде, в то время как глобулины в воде практически нерастворимы, но легко растворяются в растворах слабой солевой концентрации, чем и пользуются для отделения альбуминов от глобулинов. Альбумины находятся в более мелком дисперсном состоянии, чем глобулины, поэтому, они труднее выпадают в осадок.
Гистоны. Широко распространены в природе в составе сложных белков, главным образом в ядерных белках. Благодаря содержанию диаминокислот эти белки имеют резко щелочной характер.
Протамины. Молекулярный вес колеблется от 2000 до10000. Основное ядро в этих белках составляет пептидная цепочка из аргинина, поэтому они легко вступают в реакцию с соединениями кислого характера.
Склеропротеины (протеноиды). Эти белки трудно растворимы в воде и солевых растворах и почти не подвергаются воздействию ферментов. Такие белки обладают особой эластичностью и прочностью. Сюда относятся кератины – белки кожи и коллагены – белки соединительной ткани. В этих белках содержится наибольшое количество моноаминомонокарбоновых аминокислот. Кератины получены из кожи, волос, рогов и копыт. Они выполняют очень важную защитную функцию. В кератинах содержится очень много аминокислоты цистина.
Протеиды делят на ряд классов в зависимости от характера простетической группы:
Фосфопротеины – имеют в качестве небелкового компонента фосфорную кислоту. Представителями данных белков являются казеиноген молока, вителлин (белок желтков яиц).
Липопротеины – сложные белки, простетическая группа которых образована липидами. Основная функция липопротеинов – транспорт по крови липидов.
Металлопротеины содержат катионы одного или нескольких металлов. Наиболее часто это – железо, медь, цинк, молибден, реже марганец, никель.
Гликопротеин – простетическая группа представлена углеводами и их производными. Исходя из химического строения углеводного компонента, выделяют 2 группы: истинные (в качестве углеводного компонента наиболее часто встречаются моносахариды) и протеогликаны (построены из очень большого числа повторяющихся единиц, имеющих дисахаридный характер)
Нуклеопротеины – роль протеистической группы выполняет ДНК или РНК. Белковая часть представлена в основном гистонами и протаминами. Такие комплексы ДНК с протаминами обнаружены в сперматозоидах, а с гистонами – в соматических клетках, где молекула ДНК “намотана” вокруг молекул белка-гистона.
Нуклеиновые кислоты
26. Матричная РНК, её синтез и биологические функции.
Матричная РНК (мРНК) синтезируется в ядре на матрице ДНК, затем поступает в рибосому, выполняя матричную функцию при синтезе белков. Таким образом, с ДНК снимаются копии, которые отправляются в цитоплазмы, доставляя к рибосомам генетическую информацию, считанную с ДНК.
Синтез мРНК называется транскрипцией. Копирование – транскрипцию гена – ведёт одна из ДНК-зависимых РНК-полимераз (РНК-полимераза II). Инициация копирования происходит в стартовой точке транскрипции, которая соответствует началу гена (5′-концу формируемой молекулы РНК). РНК-полимераза II отщепляет от 5′-концевого нуклеозидтрифосфата последнюю (по счету) фосфатную группу, которую заменяет остаток ГМФ. Далее следует метилироване присоединённого гуанина, а также рибозы бывшего 5′-концевого нуклеозидфосфата. Возникшую метку называют кэп, она обозначает начало синтезируемой цепи мРНК.
Каждый акт транскрипции представляет собой снятие копии лишь с одного гена. При этом сама РНК-полимераза II расплетает двойную спираль и начинает здесь синтез мРНК на одной из одиночных цепей ДНК. По мере продвижения фермента к 5′-концу матрицы, двойная спираль вновь закручивается позади полимеразы, освобождаясь при этом от готовой цепи мРНК на расстоянии 12 оснований от её наращиваемого 3′-конца. Зона расхождения нитей ДНК перемещается вмете с РНК-полимеразой, удерживая в виде комплекса с цепью ДНК лишь короткий растущий отрезок мРНК.
Завершается синтез молекулы мРНК в терминаторной области, которая представляет собой фактор терминации транскрипции. Он представляет собой белки, способствующие отделению от ДНК синтезированного транскрипта. Затем транскрипт подвергается полиаденилированию, которое осуществляется ферментом, присоединяющим поочерёдно 200 остатков АМФ со стороны 3′-конца мРНК. Этот полиА-«хвост» нужен для ее защиты от расщепления ферментами и, коре того, участвует в образовании комплексов с белками.
Молекула мРНК синтезированая на матричной цепи ДНК не является окончательной. Участки, кодирующие структуру отдельного фрагмента будущей полипептидной цепи чередуются с интронами (последовательности, которые не нужны при синтезе белка). Ещё до выхода мРНК из ядра клетки нуклеопротеиновые комплексы, которых содержатся малые ядерные РНК, выезжают все интроны и считают между собой оставшиеся экзоны путём реакции трансэстерификации. В целом процесс дозревания (процессинга) синтезированной молекулы мРНК получил название сплайсинга. И только после его завершения молекула зрелой мРНК в виде комплекса с белками транспортируется через поры ядерной оболочки в цитоплазмы.
мРНК при поступлении из ядра в цитоплазму образует со специфическими РНК-связывающими белками комплексы – так называемые информосомы, способные к обратимой диссоциации. Информосомы рассматриваются как транспортная форма мРНК, способствующая образованию полирибосом в цитоплазме.
Ферменты
28. Приведите примеры двухкомпонентных ферментов, напишите реакции, которые они катализируют. Какова химическая природа их коферментов?
Двухкомпонентные ферменты состоят из белковой части, или апофермента, и небелковой, или кофермента. Биологическая активность у такого фермента проявляется лишь в случае присоединения кофермента к белку, по отдельности каждая из частей двухкомпонентного фермента ею не обладает. При этом белок резко повышает каталитическую активность добавочной группы, присущую ей в свободном состоянии в очень малой степени; добавочная же группа стабилизирует белковую часть и делает ее менее уязвимой к денатурирующим агентам.
Роль коферментов в двухкомпонентных ферментах играют большинство витаминов (Е, К, Q, В1, В2, В6, В12, С, Н и др.) или соединений, построенных с участием витаминов (коэнзим А, НАД+ и т. п.). Кроме того, функцию коферментов выполняют такие соединения, как НS-глутатион, многочисленная группа нуклеотидов и их производных, фосфорные эфиры некоторых моносахаридов, металлы и ряд других веществ.
Аминотрансферазы – двухкомпонентные ферменты, коферментом которых служит пиридоксальфосфат (фосфорилированный витамин В6).
Флавиновые дегидрогеназы содержат в качестве коферментов FAD или FMN. Эти коферменты образуются в организме человека из витамина В2. Флавиновые коферменты прочно связаны с апоферментами. FAD служит акцептором электронов от многих субстратов в реакциях типа:
R-CH2-CH2-R1 + Е (FAD) ↔ R-CH=CH-R1 + Е (FADH2),
44. Общая характеристика гидролаз. Примеры некоторых подклассов гидролаз.
Гидролазы катализируют реакции гидролиза (расщепления ковалентной связи с присоединением молекулы воды по месту разрыва). Наименование ферментов составляют по формуле “субстрат-гидролаза” или прямым присоединением к названию субстрата суффикса “аза”, например протеаза, липаза, фосфолипаза, рибонуклеаза.
Для отдельных классов гидролаз применимы специальные термины, характеризующие гидролиз определённой химической связи: эстеразы, фосфатазы и др.
Эстразы расщепляют сложноэфирные связи, образованные спиртом и различными кислотами. Они подразделяются на липазы (расщепляют связи, образованные карбоновыми кислотами, субстрата – липиды и ФЛ) и фосфоэстеразы (расщепляют фосфоэфирные связи). Гликозидазы ведут гидролизу гликозидных связей, действуя на полисахариды и дисахариды (амилаза, мальтаза, лактаза и др.). Пептидгидролазы ведут гидролиз пептидных связей. Различают 2 подкласса – эндопептидазы (ведут гидролизу белков, полипептидов, разрыва пептидную связь внутри белка) и экзопептидазы (ведут гидролизу пептидных связей, расположенных на концах полипептидов до аминокислот).
Углеводы и их обмен
28. Восстанавливающие сахара
Олиго- и полисахариды, имеющие концевой остаток моносахарида со свободной аномерной ОН-группой, не использованной при образовании гликозидной связи, при размыкании цикла образвют свободную карбонильную группу, которая способна окисляться. Такие олиго- и полисахариды обладают восстанавливающими свойствами и поэтому называются восстанавливающими, или редуцирующими.
3 – восстанавливающий конец (возможно размыкание цикла с образованием свободной карбонильной группы у аномерного углерода).
39. Сахароза, строение, свойства, ферментативный гидролиз
Сахароза – дисахарид, состоящий из α-D-глюкозы и β-D-фруктозы, соединённых α,β-1,2-гликозидной связью. В сахарозе обе аномерные ОН-группы остатков глюкозы и фруктозы участвуют в образовании гликозидной связи. Следовательно, сахароза не относится к восстанавливающим сахарам. Сахароза – растворимый дисахарид со сладким вкусом. Источником сахарозы служат растения, особенно сахарная свёкла, сахарный тростник. Сахарова переваривается в тонком кишечнике под действием сахаразо-изомальтазного комплекса, расщепляющего α-1,2- гликозидные связи
64. Пектин. Строение, пищевая ценность
Пектин, являясь пищевым волокном стабилизирует деятельность пищеварительного тракта. Пектины представляют собой полисахариды клеточных стенок. Пектиновые вещества состоят их остатков галактуроновой кислоты и метоксилированной галактуроновой кислоты, соединенных α – (1,4) – гликозидными связями.
Структурная формула пектина
Список литературы:
Березов Т. Т., Коровкин Б. Ф. Биологическая химия: Учебник.– 3-е изд., перераб. и доп.– М.: Медицина, 1998.– 704 с.: ил.– (Учеб. лит. Для студентов мед. Вузов)
Биохимии. Краткий курс с упражнениями и задачами / Под ред. члена-корреспондента РАН, проф. Е.С. Северина, проф. А.Я. Николаева. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2001. – 448с.: ил.
Биохи&