WWW.KNIGA.LIB-I.RU
БЕСПЛАТНАЯ  ИНТЕРНЕТ  БИБЛИОТЕКА - Онлайн материалы
 

«Химия: опорные конспекты и методические указания Учебное пособие Кемерово 2009 Министерство образования и науки Российской Федерации ГОУ ВПО Кемеровский государственный университет Т.А. Ларичев, ...»

Т.А. Ларичев, В.П. Морозов, Т.Ю. Кожухова

Химия: опорные конспекты

и методические указания

Учебное пособие

Кемерово 2009

Министерство образования и науки Российской Федерации

ГОУ ВПО "Кемеровский государственный университет"

Т.А. Ларичев, В.П. Морозов, Т.Ю. Кожухова

Химия: опорные конспекты

и методические указания

Учебное пособие

для студентов заочного отделения

I курса биологического факультета

Кемерово 2009

ББК Г1я73-5

УДК 546(075)

Л 25

Печатается по решению редакционно-издательского совета ГОУ ВПО "Кемеровский государственный университет"

Рецензенты:

декан химико-технологического факультета ГОУ ВПО КузГТУ, академик РАЕН, д.х.н., профессор Т. Г. Черкасова, зав. кафедрой неорганической химии ГОУ ВПО "ТГУ", д.т.н., профессор В. В. Козик Ларичев, Т. А.

Л 25 ХИМИЯ: опорные конспекты и методические указания: учебное пособие. / Т. А. Ларичев, В. П. Морозов, Т. Ю. Кожухова; ГОУ

ВПО "Кемеровский государственный университет". – Кемерово:

Кузбассвузиздат, 2009. – 148 с.

ISBN 978-5-8353-0929-0 Учебное пособие "ХИМИЯ: опорные конспекты и методические указания" разработано в соответствии с ГОС ВПО 2-го поколения для студентов, обучающихся по специальности 020800 "Экология и природопользование". Пособие содержит иллюстративные материалы к лекциям и семинарским занятиям, а также к лабораторному практикуму, вопросы к экзамену.



ISBN 978-5-8353-0929-0 ББК Г1я73-5 © Т. А. Ларичев, В. П. Морозов, Т. Ю. Кожухова, 2009 г.

© ГОУ ВПО "Кемеровский государственный университет"

СОДЕРЖАНИЕ

СОДЕРЖАНИЕ

ОПОРНЫЕ КОНСПЕКТЫ ПО ХИМИИ

ЛЕКЦИЯ 1. СТРОЕНИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АТОМОВ.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

ЛЕКЦИЯ 2. ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА. МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ

………………………………………………………………… 28 ЛЕКЦИЯ 3. ХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ ………………………... 38

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ 1. ХИМИЧЕСКАЯ НОМЕНКЛАТУРА.

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ 2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ

КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ 3. УРАВНЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1. ПРИГОТОВЛЕНИЕ

РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПЛОТНОСТИ РАСТВОРОВ

ВОПРОСЫ ДОПУСКА К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

1. Приготовление растворов с заданной массовой долей.. 90

2. Приготовление молярных растворов и молярных концентраций эквивалента вещества

ПРИЛОЖЕНИЕ

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ

РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. КАТАЛИЗ......... 95 ВОПРОСЫ ДОПУСКА К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

2. Зависимость скорости реакции от температуры...... 101

3. Гомогенный катализ

4. Скорость гетерогенных химических реакций................ 103

5. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

ЭЛЕКТРОЛИТОВ





ВОПРОСЫ ДОПУСКА К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Опыт 1. Сравнение электропроводности растворов некоторых электролитов (групповой опыт)

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов

ГЕТЕРОГЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ. УСЛОВИЯ

ОБРАЗОВАНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ

Опыт 3. Осаждение труднорастворимых солей.

............. 111 Опыт 4. Растворение труднорастворимых солей........... 112 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт 5.

Гидролиз солей:

Опыт 6. Влияние температуры на гидролиз.

Опыт 7. Растворение веществ в продуктах гидролиза.

. 113 Опыт 8. Необратимый гидролиз.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ОБРАЗЦЫ ВОПРОСОВ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ............. 116 Опорные конспекты по химии В данном разделе системно и в доступной форме в виде рисунков, схем и таблиц изложены базовые сведения по курсу химии для учащихся высших учебных заведений по специальностям нехимического профиля. Благодаря данной форме изложения существенно облегчается стоящая перед студентами задача систематизации полученных знаний и закрепления изученного материала.

Опорные конспекты используются как на теоретических (лекции), так и на практических занятиях (семинары) и позволяют усвоить требуемый объем знаний и навыков по химии за минимальный период времени.

–  –  –

Молекулы

• Атомы обычно не существуют изолированно, а объединяются в устойчивые группы

• Молекула (новолат. molecula, уменьшительное от лат.

moles — масса) Наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Состав и строение молекул данного вещества не зависят от способа его получения Взаимосвязь строения молекул и свойств веществ H2SO4 - серная кислота H2SO3 - сернистая кислота Зависимость свойств веществ от строения на атомарном уровне

• Практически весь комплекс физических и химических свойств веществ зависит от способа объединения и взаимодействия образующих их атомов

• Сходные группы атомов обычно дают вещества со сходными свойствами NaCl KCl CsCl NaBr KBr CsBr NaI KI CsI Исследование строения атома

• Сходство в поведении и закономерное изменение свойств атомов связано с их внутренним строением

• Экспериментальное исследование строения атома – Э. Резерфорд (1908)

• Теория строения атома – Н. Бор (1913)

–  –  –

Химические явления

• Все многообразие химических процессов связано только с изменениями электронного строения атомов Структура электронной оболочки

• Электроны в атоме располагаются на орбиталях

• Каждая орбиталь характеризуется уникальным набором квантовых чисел

• Порядок распределения орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского

• Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента в таблице Менделеева Орбиталь

• ОРБИТАЛЬ – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь)

• Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали) Квантовые числа Свойства орбиталей определяются набором квантовых чисел

• n – главное (энергетическое)

• l – побочное (орбитальное)

• m – магнитное (ориентационное)

–  –  –

Уровни и подуровни

• n=1 Первый энергетический уровень

• l = 0, m = 0 единственный возможный набор квантовых чисел

• только одна орбиталь 1s Уровни и подуровни

• n=2 Второй энергетический уровень

–  –  –

Электронная конфигурация атома

1. Заполнение начинается с орбиталей, имеющих минимальную энергию, затем последовательно заполняются орбитали, имеющие большую энергию

2. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов (принцип Паули)

3. При заполнении подуровня электроны размещают так, чтобы получилась конфигурация с максимальным спином (правило Хунда)

–  –  –

Эффективный заряд Zэфф = Z – S

• Z – заряд ядра

• S – постоянная экранирования

– Электроны на более высоких орбитах не дают вклада

– Электроны на том же уровне дают вклад 0,35

– Электроны на предшествующем уровне дают вклад 0,85 (если d или f-электроны, то 1,0)

– Все более глубоколежащие дают вклад 1,0

–  –  –

Химические свойства атомов

• Химические изменения – превращения на уровне электронных оболочек

• Основные процессы – принятие и отдача электронов

• Процессы могут быть описаны количественно (для сравнения)

–  –  –

Атомы металлов характеризуются Атомы неметаллов характеризуются низкой энергией ионизации высокой энергией сродства к электрону (преимущественно теряют электроны (преимущественно присоединяют при электроны при химическом химическом взаимодействии). взаимодействии) Электроотрицательность

• Интегрированная величина, характеризующая способность атома оттягивать на себя электронную плотность

• Электроотрицательность - относительная мера притяжения атомом любых электронов, обобществляемых при образовании связи с другим атомом.

• По Малликену электроотрицательность может быть определена на основании среднего значения между энергией ионизации и сродства к электрону:

• ЭО = (ЭИ + СЭ)/2 Предсказания на основе ЭО

• Интенсивность химического взаимодействия элементов

• Направление смещения электронной плотности

• Степень полярности химической связи Ионный потенциал

• Сходство в химическом поведении многих ионов обусловлено близостью ионных потенциалов (ИП)

–  –  –

Для H2SO3 (m=1) K=1,210-2 • Для H2SO4 (m=2) K= ~103 Природа химической связи

• Взаимодействие между атомами при образовании химической связи носит электростатический характер

• Ионная связь Взаимодействие между разноименно заряженными ионами

• Металлическая связь Взаимодействие между положительно заряженными ионами и отрицательно заряженными свободными электронами, которые могут свободно перемещаться в межионном пространстве Природа химической связи Ковалентная связь • Взаимодействие между положительно заряженными ядрами атомов и обобществленными парами отрицательно заряженных электронов (которые находятся в межъядерном пространстве) Ковалентная связь является • наиболее универсальной разновидностью химической связи.

Достоинства и недостатки МВС

• объяснение образования связи между одинаковыми атомами

• объяснение образования кратных связей

• объяснение образования связи по донорноакцепторному механизму

• многочисленные отклонения от правила октета

• необходимость вводить новые допущения при объяснении "резонансных структур"

Донорно-акцепторный механизм

Определение структуры молекул по Гиллеспи • 1. Определить центральный атом (обычно одиночный) • 2. Определить число атомов, связанных с центральным (ЧА) • 3. Определить число оставшихся неподеленных пар у центрального атома (НП) • 4. Рассчитать стерическое число СЧ = ЧА + НП • 5. Определить строение молекулы, соответствующее стерическому числу.

• 6. Провести корректировку строения молекулы с учетом того, что наиболее сильное отталкивание наблюдается между неподеленными парами, затем - между электронными парами, образующими кратные связи и, наконец, наименее сильное отталкивание наблюдается между электронными парами, образующими одинарную ковалентную связь.

Пример: SO2

1. Центральный атом – S

2. C центральным атомом связаны – 2 --- O = S = O

3. Неподеленных пар – 1

4. Стерическое число = 2+1 = 3

5. Фигура – треугольник

6. Искажения – угол SOS меньше 120o Предсказание структуры молекул в методе ОВЭП Полярная связь и полярные молекулы

–  –  –

Дисперсионное взаимодействие (Ван-дер-ваальсовы силы)

• Генерация мгновенных диполей за счет флуктуаций электронной плотности _ _ + + _ _ + + _ _ + +

• И полязизуемость, и поляризующее действие ионов зависит от электронной структуры, заряда и размера иона.

• Поляризуемость усиливается с ростом числа внешних электронов.

• Максимальная поляризуемость - у ионов, имеющих 18-электронные внешние оболочки.

–  –  –

Металлы и неметаллы

• В химии принято деление элементов на металлы и неметаллы в зависимости от химических и физических свойств простых веществ

• Если связь металлическая, то простое вещество металл с набором свойств.

• Неметаллам дать определение гораздо сложнее изза их разнообразия.

• Критерием может служить отсутствие ВСЕХ (без исключения) свойств металлов.

Так, неметаллы могут быть

– не твердыми веществами (при стандартных условиях - кроме Hg)

– не блестящими

– не пластичными (это основной критерий для простых веществ) (значит связь не является металлической) Неметаллы – физические свойства

• Галогены существуют в виде двухатомных молекул (поскольку они могут предоставить на образование связи между одинаковыми атомами только один электрон).

• Как и следовало бы ожидать, эти вещества являются легколетучими, но силы взаимодействия между молекулами растут с ростом атомной массы сверху вниз в Периодической таблице.

• Газами в свободном состоянии являются также такие важнейшие неметаллы, как кислород, водород и азот.

Неметаллы – физические свойства

• Остальные неметаллы являются твердыми, так как используют возможность образовывать более чем одну связь. Причем связывание может носить разный характер, поэтому один и тот же элемент может образовывать несколько форм простого вещества, непохожих одна на другую. Такие формы носят название модификаций. Возможно осуществление превращения одних модификаций в другие.

• Модификации молекулярные (P 4, As4, S8, Se8) хорошо растворяются в неполярных органических растворителях.

• Напротив, полимерные модификации - с большой величиной связности - являются менее химически активными формами (белый и красный фосфор).

Способы получения неметаллов

• Исторически было разработано довольно много способов выделения неметаллов из окружающей среды. Способы эти разные по времени создания и по степени возможного воздействия на природу, тем не менее, в них много общего

• Некоторые неметаллы (простые вещества) присутствуют в окружающей среде и могут быть просто извлечены. Это прежде всего благородные газы, кислород и азот. В качестве простых веществ можно найти месторождения углерода (графита) и серы. Остальные неметаллы приходится извлекать из сложных соединений - проводить химическую реакцию Химические методы получения неметаллов

• Как правильно выбрать реагенты для химической реакции?

• Существуют простые правила - по целевому элементу

- если неметалл находится в соединении в отрицательной степени окисления, то для получения простого вещества необходимо использовать окислители H2S + O2 S + H2O 2KBr + Cl2 Br2 + 2KCl HCl + KMnO4 Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O Химические методы получения неметаллов

- если неметалл находится в соединении в положительной степени окисления, то для получения простого вещества необходимо использовать окислители

–  –  –

Электрохимические методы

• Изменение степени окисления в нужном направлении может быть достигнуто также за счет использования электрического тока (электролиза).

• - анодное окисление (A+, анод) 2H2O - 2e- O2 + 4H+ 2F- -2e- F2 (расплав) • - катодное восстановление (K-, катод) 2H2O + 2e- H2 + 2OHХимические свойства

• Благородные газы, помимо низкой энергии ионизации, отличаются также отрицательным сродством к электрону. Поэтому они вообще не склонны вступать в химические взаимодействия

• Для остальных неметаллов в основном характерна достаточно высокая электроотрицательность, поэтому в химических реакциях они чаще проявляют свойства окислителей (акцепторов электронов) Неметаллы - окислители

• В качестве сопряженной пары восстановителей - в реакции могут выступать

- металлы O2 + Mg MgO N2 + Li Li3N (нитрид лития) S + Zn ZnS (сульфид цинка)

- менее активные неметаллы O2 + C CO2 O2 + S SO2

- сложные вещества, содержащие элементы в невысшей степени окисления O2 + C2H5OH CO2 + H2O Неметаллы - восстановители

• Неметаллы МОГУТ быть восстановителями, но только в реакциях с сильными окислителями и более активными неметаллами H2 + N2 NH3 S + F2 SF6 (элегаз) P + KClO3 (при ударе) P2O5 + KCl

• Углерод и водород при повышенных температурах оказываются способными восстанавливать даже некоторые оксиды металлов (доменный процесс и окатыши) Реакции с водой

• При взаимодействии с водой (растворении) наиболее активных неметаллов происходит реакция диспропорционирования (кроме фтора) I2 + H2O HI + HIO3 (растворы галогенов в воде носят название хлорная, бромная и иодная вода)

• Смещения равновесия можно добиться, если проводить реакцию в щелочной среде Cl2 + NaOH NaCl + NaOCl + H2O ("белизна" или жавелевая вода)

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

• Типичны щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs) и некоторые металлы главной подгруппы 2 группы (щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba). У них низкая энергия ионизации и большой орбитальный радиус - электроны слабо удерживаются и легко переходят в общее пользование. Другими словами, у металлов — низкая электроотрицательность.

• Наличие газа общих электронов объясняет важнейшие свойства металлов: физические (высокие электропроводность, теплопроводность, блеск, пластичность) и химические (восстановительная активность металлы легко отдают электроны).

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

• В главных подгруппах Периодической системы сверху вниз орбитальные и металлические радиусы атомов увеличиваются, энергии ионизации и электроотрицательность уменьшаются, а электродный потенциал смещается в отрицательную область. Таким образом, усиливаются восстановительные свойства простых веществ, гидроксиды становятся всё более сильными основаниями.

• металлические свойства элементов возрастают.

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ

• Некоторые металлы, обычно химически наименее активные, встречаются в земной коре в самородном состоянии (чаще - золото Au, платина Pt, серебро Ag).

• Более активные металлы встречаются только в виде соединений: оксидов, сульфидов, галогенидов, других солей. В этих соединениях металлы находятся в положительной степени окисления, поэтому необходимо их восстановление.

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ –

основные методы • 1. Восстановление водородом MoO3 + 3H2 Mo + 3H2O (при 900oС).

В промышленности так получают ещё W и Re. В лаборатории этим способом можно получить также Cu, Pb, Bi, Fe,

Co, Ni и другие металлы:

CuO + H2 Cu + H2O (при 400oС).

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ –

основные методы • 2. Восстановление углем и оксидом углерода Nb2O5 + 5C 2Nb + 5CO (около 1600oС) Таким способом в промышленности получают ещё и Ta. Так можно получить и Fe, но оно будет загрязнено углеродом и карбидом железа (как чугун), а также Cu и другие металлы. Из-за необходимости использования очень высоких температур этот способ в лаборатории не применяют

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ –

основные методы • 3. Восстановление активными металлами Fe2 O3 + 2Al 2Fe + Al2 O3 (алюмотермия или алюминотермия).

Процесс энергетически выгоден, так как у обоих продуктов прочные кристаллические решётки (особенно у корунда).

Алюмотермически в промышленности получают V, Mn, Cr, W, лантаноиды и другие металлы и их сплавы.

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ –

основные методы • 4. Восстановление электрическим током (на катоде при электролизе) Na+ + e Na (в расплаве NaCl).

• Электролизом расплавов хлоридов в промышленности получают также K, Be, Mg, Ca, процессы идут при 500-900oС

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

МЕТАЛЛОВ

• В виде простых веществ металлы проявляют восстановительные свойства.

Они могут окисляться неметаллами:

Cu + Cl2 Cu+2Cl2-1, 2Mg + O2 2Mg+2O–2, Zn + S Zn+2S–2, 3Mg + N2 Mg3+2N2–3.

–  –  –

Термодинамика химических реакций

• Термодинамика - изучение превращений энергии в ходе химических реакций

• Энергия - способность совершать работу

• Энергия химической системы - сумма кинетической (энергии движения) и потенциальной (энергии связи) энергий частиц в системе

–  –  –

Изменение энергии в химическом процессе Энтальпия (H)

• Энтальпия = Теплосодержание системы - полное количество энергии в системе (кинетической + потенциальной)

• Не существует способа измерения всех энергий всех частиц в системе, поэтому произвольно было принято, что энтальпия простых веществ в стандартном состоянии при 298 К и 1 атмосфере равна нулю

• Это дает возможность измерять изменения энтальпии H относительно этого стандартного состояния Закон Гесса

• Закон сохранения энергии закон Гесса (изменение энтальпии в химической реакции зависит только от начального и конечного состояний и не зависит от пути протекания реакции) H реакции = H обр (продукты) H обр (исходные _ вещества) Энтропия (S)

• Иногда самопроизвольно протекают процессы, в которых потенциальная энергия системы не возрастает, а уменьшается (эндотермические).

• Для системы, состоящей из одинаковых частиц, существует только один вариант строгого упорядоченного расположения частиц и бесконечно большое число вариантов неупорядоченного расположения. Поэтому при температуре, отличной от 0 К (при наличии теплового движения) у частиц имеется возможность изменять свое упорядоченное положение.

• Мерой неупорядоченности является энтропия (S).

Энтропия системы зависит от температуры и растет с ее увеличением.

Энтропия

• Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Поскольку число частиц в системе велико (число Авогадро NA = 6,02·10 23), то энтропия пропорциональна натуральному логарифму термодинамической вероятности состояния системы W:

S = R · ln W

• Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж·моль–1·K–1. Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями S Q / T и S = Q / T.

Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления Sпл = Hпл/Tпл

• Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии S реакции = S обр ( продукты) S обр (исходные _ вещества) Энергия Гиббса (G)

• Если система передает энергию своему окружению, то часть этой энергии способна совершать работу. Эта часть энергии называется свободной энергией (или энергией Гиббса). Другая часть энергии затрачивается на перестройку самой системы и, поэтому, не способна совершать работу.

–  –  –

• Самопроизвольно протекают реакции, в которых изменение свободной энергии отрицательно

• Реакции, в которых изменение этой энергии положительно, протекают лишь при условии, что над системой будет совершена работа внешними силами, или системе будет передана извне энергия Кинетический и термодинамический факторы

• Прогноз возможности протекания реакции не дает никакой информации о самой реакции и об ее скорости.

Принципиальная возможность протекания процесса далеко не всегда соответствует его практической реализуемости.

Термодинамический фактор G 0

–  –  –

Факторы, влияющие на скорость реакции

• Изменение концентрации (или давления в случае газообразных реагентов) изменяет число частиц в единице объема и, следовательно, число столкновений в единицу времени в этом объеме.

Если изменяется число столкновений, изменится и скорость реакции.

• Изменение площади поверхности при гетерогенных реакциях изменяет число соударений между подвижной фазой (жидкостью или газом) и твердой поверхностью. А так как меняется число соударений, изменится и скорость реакции.

Факторы, влияющие на скорость реакции

• Изменение температуры приводит к изменению кинетической энергии частиц и, следовательно, к изменению числа продуктивных (активных) соударений с энергией, достаточной для того, чтобы разорвать существующие связи и образовать новые частицы — продукты реакции.

Минимальная энергия, необходимая для активного соударения, называется энергией активации.

• Увеличение температ уры системы:

1) расширяет диапазон кинетических энергий частиц;

2) увеличивает среднюю кинетическую энергию;

3) увеличивает число частиц, обладающих энергией, превышающей энергию активации (области под кривыми, соответствующими Т 1 и Т 2).

–  –  –

Факторы, влияющие на скорость реакции Применение катализатора позволяет понизить энергию активации, • необходимую для протекания реакции, и тем самым увеличить число частиц, способных совершать активные соударения.

Катализатор увеличивает скорость реакции, но сам в ней не расходуется, • не входит в состав конечных продуктов.

Он направляет реакцию по пути с меньшей энергией активации:

увеличивая число благоприятно ориентированных соударений;

1.

локально увеличивая концентрации реагентов на своей поверхности;

2.

создавая последовательность промежуточных реакций, каждая из которых 3.

имеет энергию активации, меньшую, чем энергия активации реакции без катализатора;

образуя новые, более активные группы;

4.

увеличивая реакционную способность (активность) реагирующих групп.

5.

–  –  –

Принцип Ле-Шателье

• Смещение равновесия в системе подчиняется принципу Ле Шателье.

• "Если к системе в положении равновесия прилагается некоторое воздействие извне, система реагирует на него таким образом, чтобы ослабить влияние произведенного воздействия".

Химическая номенклатура.

Основные законы химии

–  –  –

Изучение свойств веществ

• Наука - как способ экономного мышления

• Усвоить максимум информации о максимальном числе объектов при минимальных затратах

• Один из наиболее эффективных приемов классификация

–  –  –

Язык химии – названия веществ

• Зная название, записать формулу вещества или, зная формулу, написать название сверхзадача номенклатуры.

• Названия - по системе - систематические (или по систематической номенклатуре), в отличие от тривиальных, исторически сложившихся.

–  –  –

Требования к номенклатуре

• Все вещества должны иметь индивидуальные названия, однако вещества одного класса должны иметь названия близкие

• Внутри каждого класса названия должны изменяться по одному и тому же принципу Термин = Слово Роль отдельных частей слова приставка + корень + суффикс + окончание

• корень - несет главную смысловую нагрузку. В терминологии отражает самый существенный признак - какие именно химические элементы образуют данное вещество

• окончание - характерно не для всех языков (есть в русском).

Поскольку научные термины преимущественно английского происхождения, то для них наличие несущего смысловую нагрузку окончания не характерно (в русском языке - только отражение рода)

• суффикс - наиболее часто изменяемая часть слова. Именно на нее возложена основная функция - отражать изменения степени окисления

• приставка - когда возможностей суффикса оказывается недостаточно, когда степень окисления одна и та же, а вещества разные, то используются разные приставки, отражающие разные количества или свойства Оксиды

• бинарные химические соединения, включающие в свой состав элемент и кислород в степени окисления 2

–  –  –

Гидроксиды

• Соединения, в которых центральный атом связан с группой OHОбразованные металлами гидроксиды основания - обычно нерастворимы в воде (Fe(OH)2, Al(OH)3)

• Растворимые гидроксиды образуют элементы 1 группы - щелочи.

KOH – гидроксид калия (potassium hydroxide) Кислоты бескислородные

• Кислоты - соединения, которые при диссоциации в воде отщепляют ион H+ (одно из возможных определений)

• Бескислородные - обычно растворы соответствующих гидридов неметаллов.

• HCl - хлороводород, раствор - хлороводородная кислота (hydrochloric acid) Кислоты кислородсодержащие

• Более сложная ситуация – возможность существования кислот, образованных элементами в разной степени окисления – варьирование суффикса H2SO3 (S4+) – сернистая кислота HNO2 (N3+) – азотистая кислота H2SO4 (S6+) – серная кислота HNO3 (N5+) – азотная кислота

–  –  –

Когда без приставки не обойтись Когда степень окисления одинакова, а формулы разные

• Разное число молекул воды H2TeO4 – метателлуровая кислота H4TeO5 – мезотеллуровая кислота H6TeO6 – ортотеллуровая кислота Когда без приставки не обойтись - 2 Когда разным является число атомов кислотообразующего элемента в молекуле

–  –  –

Соли

• продукт взаимодействия кислот и оснований - самые многочисленные и сложные по строению

• название - из названия катиона и аниона бескислородных кислот - по общему принципу бинарных соединений:

FeCl2 - хлорид железа (II) (silver chloride)

–  –  –

Разновидности солей кислородных кислот

• кислые (неполное замещение ионов водорода) приставка гидро- (к названию аниона)

• основные (неполное замещение гидроксогрупп) приставка гидроксо- (к названию катиона)

• двойные (наличие в составе двух разных катионов) - типа квасцов

• смешанные (наличие в молекуле двух разных анионов) - хлорид-гипохлорит кальция Химическое уравнение

–  –  –

Информация из химического уравнения 3H2 + N2 2NH3

• количество атомов (молекул) 6 атомов водорода и 2 атома азота

• масса атомов (молекул) 1 атом H - 1 а.е.м. 1 атом N - 14 а.е.м.

• массовое соотношение между реагентами 6 г водорода - 28 г азота Моль (количество вещества) • 1 моль = 6,021023 штук (чего угодно) число выбрано таким образом, чтобы 1 г = 1 а.е.м. 6,021023 • 1 молекула O2 - m = 32 а.е.м.

1 моль молекул O2 - m = 32 а.е.м. 6,021023 = 32 г масса 1 моля = Mr, поэтому

• Количество вещества (моль)

–  –  –

• полная информация из уравнения

- количество молекул (атомов)

- количество молей веществ

- массовые соотношения между реагентами и продуктами реакции

–  –  –

Расчетные задачи

• В технике заменителем алмаза является, благодаря своим уникальным свойствам, карборунд. Его получают в электрических печах прокаливанием смеси песка с углем при 2000°С. Рассчитать расход сырья на получение одной тонны карборунда, если уголь и кремнезем содержат по 5% примесей.

Ход решения

• В технике заменителем алмаза является, благодаря своим уникальным свойствам, карборунд. Его получают в электрических печах прокаливанием смеси песка с углем при 2000°С. Рассчитать расход сырья на получение одной тонны карборунда, если уголь и кремнезем содержат по 5% примесей.

• 1. Уравнение реакции – только необходимые компоненты 2C + SiO2 = SiC + CO2 • 2. Стехиометрическое (молярное) соотношение реагирующих веществ – из уравнения 2 моль C – 1 моль SiO2 – 1 моль SiC • 3. Массовое соотношение реагирующих веществ из уравнения 24 г С – 60 г SiO2 – 40 г SiC • 4. Подстановка данных задачи … т С - … т SiO2 – 1 т SiC • 5. Пересчет на реактив (учет примесей и т.д.) 95 % кремнезема – 1,5 т SiO2 100% кремнезема - … т SiO2

–  –  –

Расчетные задачи

• Фторохлориды метана и этана под техническим названием фреоны применялись в качестве рабочего вещества холодильных машин. Их получали взаимодействием CCl4 с HF в газовой фазе.

Определите массу фреона-12 (CF2Cl2), образующуюся при взаимодействии HF объемом 56 л и CCl4 массой 170 г при t = 200oС и p = 1,5 ат.

Ход решения Фторохлориды метана и этана под техническим названием фреоны • применялись в качестве рабочего вещества холодильных машин. Их получали взаимодействием CCl4 с HF в газовой фазе. Определите массу фреона-12 (CF2Cl2), образующуюся при взаимодействии HF объемом 56 л и CCl4 массой 170 г при Т = 200oС и Р = 1,5 ат.

–  –  –

Способы выражения концентрации На практике используется ограниченное число способов выражения концентрации. Все они отображают соотношение между компонентами раствора

–  –  –

Использование разных способов выражения концентрации

• AgNO3 + KBr AgBr + KNO3 • 1 моль + 1моль • 10 мл 10%-ного раствора + … мл 10%-ного раствора • 10 мл 1 М раствора + 10 мл 1 М раствора

–  –  –

Решение расчетных задач

• В одной тонне морской воды находится 0,05 мг золота в виде растворенных солей. Какова массовая доля золота в морской воде? Какой объём морской воды необходимо переработать для получения одного грамма золота при условии его 50%-ного извлечения?

Ход решения

• В одной тонне морской воды находится 0,05 мг золота в виде растворенных солей. Какова массовая доля золота в морской воде? Какой объём морской воды необходимо переработать для получения одного грамма золота при условии его 50%-ного извлечения?

–  –  –

1 цистерна – 60 т 40 000 т – 667 цистерн ~ 100 железнодорожных составов Решение расчетных задач

• В ветеринарии в качестве глазных капель используется раствор сульфата калия-алюминия с массовой долей 0,5%. Определить массу кристаллогидрата КАl(SO4)212Н2О, (алюмокалиевых квасцов), необходимую для приготовления 750 г раствора.

Ход решения

• В ветеринарии в качестве глазных капель используется раствор сульфата калия-алюминия с массовой долей 0,5%. Определить массу кристаллогидрата КАl(SO4)212Н2О, (алюмокалиевых квасцов), необходимую для приготовления 750 г раствора.

–  –  –

Решение расчетных задач

• Используемая в качестве примочки при воспалительных процессах свинцовая вода содержит 2% основного ацетата свинца (II). Какую массу соли необходимо взять для приготовления 2 литров примочки ( = 1,01 г/см3)?

–  –  –

Решение расчетных задач

• Тонирующий раствор для медных изделий содержит 10 г сульфата меди в литре раствора. Оценить молярную концентрацию соли.

Ход решения

• Тонирующий раствор для медных изделий содержит 10 г сульфата меди в литре раствора. Оценить молярную концентрацию соли.

–  –  –

Для расчета 1 л = 1000 мл … моль CuSO4 концентрации Решение расчетных задач

• Какая масса гидроксида натрия необходима для приготовления 200 л раствора «каустической соды» C(NаОН) = 2 моль/л, используемого для обезжиривания поверхности металлов?

Ход решения

• Какая масса гидроксида натрия необходима для приготовления 200 л раствора «каустической соды» - C(NаОН) = 2 моль/л, используемого для обезжиривания поверхности металлов?

–  –  –

Пересчет концентраций

• Вычислите молярную концентрацию 49%-ного раствора ортофосфорной кислоты ( = 1,33).

Ход решения

• Вычислите молярную концентрацию 49%-ного раствора ортофосфорной кислоты ( = 1,33).

–  –  –

Уравнения окислительновосстановительных реакций Практическое занятие 3 Определение

• Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

–  –  –

Окислительно-восстановительная двойственность

• Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат KN+3O2, H2O2, S+4O2, Nа2S+4O3 и др.

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ

РЕАКЦИЙ

Метод электронного баланса Основное требование (закон сохранения материи):

число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

–  –  –

H+Cl- + Mn+4O-22 Cl02 + Mn+2Cl-2 + H+2O-2 Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

2. Указываем элементы, у которых степень окисления изменилась H+Cl- + Mn+4O-22 Cl02 + Mn+2Cl-2 + H+2O-2 Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

3. Составляем уравнения, показывающие переход электронов, сравниваем количество отданных и принятых электронов

–  –  –

Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

5. Полученные коэффициенты используем для подстановки в молекулярное уравнение, добиваемся равенства количества атомов в правой и левой частях

–  –  –

Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O 1, 2

–  –  –

S0 + Mn+2S+6O-24 + K+2S+6O-24 + H+2O-2 Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O 3.

–  –  –

Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O 4.

–  –  –

Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O 4.

–  –  –

Метод электронного баланса

• Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O 5.

–  –  –

Лабораторная работа № 1 Приготовление растворов заданной концентрации Растворами называются (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов.

Из определения понятия «растворы» следует, что они как минимум являются двухкомпонентными системами. Тот компонент, который количественно преобладает и находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, называется растворителем. Таким образом, растворы можно рассматривать как системы, не имеющие строго определенного состава. Основным признаком, характеризующим растворы, является их однородность, поэтому они больше напоминают химические соединения и отличаются от механических смесей.

Важной характеристикой растворов является концентрация.

Говоря лишь о концентрированных или разбавленных растворах, подразумевают лишь качественную сторону концентрации этих растворов. Например, концентрированная серная кислота содержит до 98 % H2SO4, в то время как этот же термин применительно к соляной кислоте подразумевает раствор, содержащий 38 % HCl. Разбавленные растворы содержат наименьшую долю растворенного вещества.

Следовательно, в практическом отношении особое значение приобретает количественный способ выражения концентрации.

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя. Различают два типа обозначений концентраций веществ – аналитические и технические.

Аналитические обозначения употребляются для растворов реагентов, применяемых в анализе веществ, где в качестве основной массовой единицы веществ используют моль.

Молярность М – число молей растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора. Раствор, содержащий в 1 л 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным или молярным;

0,1 моль – децимолярным (0,1 М раствор); 0,01 моль – сантимолярным и т. д.

Вместо молярности в последнее время применяют более точный термин – Формульная концентрация (F) – число молей вещества, соответствующих его химической формуле, содержащееся в 1 л раствора.

Моляльность – число молей вещества, приходящееся на 1 кг растворителя.

Молярная концентрация эквивалента вещества, или нормальность (N) – число молей эквивалентных масс Мэ, содержащееся в 1 л раствора. Раствор называется однонормальным, или нормальным, если в 1 л его содержится 1 моль-экв. растворенного вещества (1 н. раствор); полунормальным, если он содержит 0,5 моль-экв. в 1 л (0,5 н. раствор) и т. д.

При определении количества вещества, необходимого для приготовления раствора той или иной нормальности, знать правила определения эквивалентов. Например, в 1 л 1 н. H2SO4 содержится 1 моль-экв. H2SO4 (49 г), так как Э (H2SO4) = М/2.

Массовая эквивалентность (массовая нормальность) (Ха) – число молей эквивалентных масс, приходящееся на 1 кг растворителя.

Технические обозначения концентраций широко распространены в технике, медицине, фармации.

Наиболее употребительными из них являются следующие обозначения:

Массовая доля – количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 100 г раствора. Например, 10 % раствор поваренной соли – это такой раствор, в 100 г которого содержится 10 г соли. Масса раствора представляет собой сумму масс растворенного вещества и растворителя. Следовательно, в приведенном примере в каждых 100 г раствора содержится 10 г соли и 90 г растворителя.

Объемная массовая доля употребляется для обозначения концентрации смесей жидкостей или газов.

Определение плотности растворов Для быстрого, но приближенного определения плотности служит ареометр (рис. 1). Он представляет собой поплавок с дробью или ртутью и узким отростком-трубкой, в которой находится шкала с делениями. Ареометр погружается в различных жидкостях на различную глубину. При этом он вытесняет объемы этих жидкостей одной и той же массы, равной массе ареометра, и, следовательно, обратно пропорциональные их плотности. То деление шкалы, до которого ареометр погружается в жидкость, показывает плотность этой жидкости. В зависимости от заданной точности применяют один ареометр с большими интервалами на шкале или набор нескольких ареометров с мелкими делениями.

–  –  –

Ареометры, применяемые для определения плотности жидкостей тяжелее воды, имеют нуль вверху шкалы, а для жидкостей легче воды – внизу шкалы.

От плотности растворов можно перейти к массовой доле, пользуясь специальными таблицами. Если в таблицах не имеется цифры, точно отвечающей сделанному отсчету на шкале ареометра, а есть близкие величины (немного больше и немного меньше), то массовую долю растворенного вещества вычисляют методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним).

Определяют массовую долю методом интерполяции по следующей формуле:

( эксп. 1 ) * (w 2 w1 ) wx = + w1, где эксп. – экспериментально определенная плотность, которой соответствует концентрация wx в %, 1 – плотность раствора ближайшего меньшего значения концентрации (w1), 2 – плотность раствора ближайшего большего значения концентрации (w2).

Можно воспользоваться другим способом определения концентрации методом интерполяции. Предположим, что имеется раствор серной кислоты с плотностью 1,200. По таблице находим, что для растворов серной кислоты с плотностью 1,174 и 1,205 массовая доля соответственно равна 24 % и 28 %. Считаем, что в этих интервалах массовая доля изменяется прямо пропорционально изменению плотности. Разница плотностей равна 1,205 – 1,174 = 0,031, а разница массовых долей составляет 28 % – 24 % = 4 %. Находим разницу между плотностью нашего раствора и плотностью раствора кислоты с меньшей концентрацией. Она равна 1,200 – 1,174 = 0,026.

Увеличению плотности на 0,031 соответствует увеличение массовой доли на 4 %, а увеличение массовой доли, соответствующее увеличению плотности на 0,026, находим из пропорции:

0,031 4 4 * 0,026 =, X= = 3,35 %.

0,026 X 0,031 Найденную величину прибавляем к массовой доле кислоты в растворе с меньшей плотностью и получаем искомую массовую долю: 24 % + 3,35 % = 27,35 %.

С изменением концентрации плотность изменяется не всегда прямо пропорционально массовой доле. Поэтому приведенный расчет дает результат лишь приблизительный, но для практических целей достаточно точный.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Для приготовления 5 %-го раствора необходимо 2 г сахара растворить в воде, масса которой равна:

а) 19 г; б) 20 г; в) 38 г; г) 40 г.

2. Массовая доля растворенного вещества в растворе, приготовленном из 120 г воды и 40 г соли, равна:

а) 20 %; б) 25 %; в) 30 %; г) 35 %.

–  –  –

4. Вода не используется при получении:

а) кислородосодержащих кислот из соответствующих им оксидов;

б) нерастворимых оснований из соответствующих им оксидов;

в) щелочей из соответствующих им оксидов;

г) бескислородных кислот.

–  –  –

6. Для приготовления 10 %-го раствора соли необходимо взять:

а) 50 г воды и 5 г соли; б) 50 г воды и 10 г соли;

в) 90 г воды и 5 г соли; г) 90 г воды и 10 г соли.

–  –  –

8. Раствор, содержащий 9,8 г серной кислоты, нейтрализовали избытком раствора щелочи. Количество образовавшейся соли равно:

а) 0,05 моль; б) 0,01 моль;

в) 0,1 моль; г) 0,2 моль.

–  –  –

Экспериментальная часть

1. Приготовление растворов с заданной массовой долей

а) Из твердого вещества и воды Приготовить 50 г 5 %-го раствора карбоната натрия из кристаллической соды Na2CO3 *10H2O и воды.

Вычислить, какое количество Na2CO3 *10H2O требуется для приготовления 50 г 5 %-го раствора в расчете на водную соль. Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике на электронных весах с точностью до 0,01 г.

Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром этот объем воды. Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль. Измерить температуру приготовленного раствора, если она не равна температуре, которая указана в таблице 1, довести ее до указанной величины, нагревая или охлаждая раствор. Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него сухой ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с нижним мениском жидкости в цилиндре, произведя отсчет по шкале сверху вниз. Ареометр промыть водой, осторожно вытереть досуха и сдать лаборанту. Раствор вылить в приготовленную склянку для слива раствора.

По найденной плотности, пользуясь таблицей 1, определить массовую долю карбоната натрия в растворе. Если в таблице нет этой величины плотности, а есть немного меньшая и большая, то вычислить массовую долю, используя метод интерполяции. Сравнить полученную величину с заданной концентрацией раствора.

Рассчитать молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента приготовленного раствора.

2. Приготовление молярных растворов и молярных концентраций эквивалента вещества

а) Из твердого вещества и воды Приготовить 50 мл 0,5 н. раствора хлорида бария BaCl2 из BaCl2 *2H2O и воды.

Рассчитать, какое количество из BaCl2 *2H2O требуется для приготовления 50 мл 0,5 н. раствора хлорида бария.

Отвесить в предварительно взвешенном стаканчике рассчитанное количество соли на электронных весах с точностью до 0,01 г. Всыпать через воронку взятую навеску в мерную колбу емкостью 50 мл и тщательно смыть небольшим количеством дистиллированной воды со стакана и воронки оставшуюся на ней соль. Навеску в колбе полностью растворить, долить колбу водой до черты, закрыть пробкой и хорошо перемешать. Измерить температуру приготовленного раствора, если она не равна температуре, которая указана в таблице 1, довести ее до указанной величины. Перелить полученный раствор в сухой цилиндр и определить ареометром его плотность. Затем вылить приготовленный раствор в склянку для слива хлорида бария. Найти массовую долю в растворе хлорида бария по таблице 1. Вычислить молярность и нормальность полученного раствора. Установить расхождение концентрации полученного раствора с заданной.

б) Из концентрированного раствора и воды Приготовить 50 мл 1 М раствора H2SO4 из раствора, имеющегося в лаборатории.

Определить ареометром плотность раствора серной кислоты, имеющейся в лаборатории. Найти массовую долю этого раствора по таблице 2. Вычислить массу, а затем объем этого раствора, необходимый для приготовления заданного раствора.

Налить в мерную колбу емкостью 50 мл около половины ее объема воды и влить в нее (в случае серной кислоты тонкой струей) через воронку вычисленный объем раствора кислоты, отмеренный мерным цилиндром. Смыть кислоту с воронки водой, взболтать раствор и охладить до комнатной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо перемешать. Довести температуру раствора до указанной в таблице 2. Вылить полученный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его плотность и затем вылить в приготовленную склянку. Найти массовую долю, молярную и нормальную концентрации. Сравнив вычисленную молярность с заданной молярностью, установить точность выполнения опыта.

–  –  –

Контрольные задания

1. Дайте определение дисперсным системам.

2. Что такое дисперсная среда, дисперсная фаза, степень дисперсности?

3. Какие системы называют коллоидными? Приведите примеры.

4. Приведите примеры растворов, различающихся по агрегатному состоянию. Что принято называть растворителем?

5. Какие свойства воды делают ее универсальным растворителем?

6. Дайте определение понятиям «насыщенный раствор», «ненасыщенный раствор», «перенасыщенный раствор».

7. Как количественно оценивается растворимость вещества при данных условиях?

8. Что называется массовой и молярной долей растворенного вещества?

9. Дайте определение, укажите размерность и обозначение каждого из следующих типов концентраций: молярная, эквивалентная молярная (нормальность), моляльность (мольно-массовая концентрация).

10. Какие объемы воды и раствора NaOH (w (NaOH) = 20 %, = 1,225 г/см3) надо взять для приготовления раствора массой 200 г с массовой долей NaOH, равной 5 %?

(Ответ: V (NaOH) = 40,8 мл; V(H2O) = 150 мл.)

11. Какую массу 65 %-го раствора серной кислоты необходимо взять, чтобы при растворении в нем оксида серы (VI) массой 40 г получить раствор с массовой долей серной кислоты, равной 75 %?

(Ответ: 190 г.)

12. Какую массу хлорида магния надо взять для приготовления раствора объемом 250 мл с молярной концентрацией 0,2 моль/л?

(Ответ: 4,75 г.)

13. В растворе, объемом 200 мл, содержится кристаллический карбонат натрия Na2CO3 *10H2O массой 2,86 г. Определить эквивалентную молярную концентрацию.

(Ответ: 0,1 моль/л.)

14. Какие массы йода и этилового спирта необходимы для получения йодной настойки массой 200 г с массовой долей йода 5 %?

(Ответ: 10 г I2)

15. Определите молярную концентрацию (моль/л) MnCl2, если в 200 мл раствора содержится 2,52 г растворенного вещества.

(Ответ: 0,1 моль/л)

16. Определите эквивалентную концентрацию (моль/л) сульфата алюминия, если в 250 мл раствора содержится 8,57 г соли. Раствор будет использован для получения гидроксида алюминия по обменной реакции.

(Ответ: 0,6 моль/л)

17. Определите массу перманганата калия, необходимую для приготовления 0,5 л 0,2 н. раствора, предназначенного для изучения окислительных свойств этого вещества в кислой среде.

(Ответ: 3,16 г.)

18. Определите молярность для 6 %-го раствора Na2S с плотностью 1067 г/л.

(Ответ: 0,82 М.)

19. Определите необходимые для приготовления 150 г 10 %-го раствора при комнатной температуре массу (г) кристаллогидрата CuSO4 *5H2O и объем (мл) воды.

(Ответ: 23,46 г CuSO4 *5H2O и 126,54 мл воды)

20. Определите, какой объем воды при комнатной температуре надо добавить к 0,5 л 40 %-го раствора NaOH с плотностью 1430 г/л для приготовления 10 %-го раствора.

(Ответ: 2,15 л) Лабораторная работа № 2 Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Катализ Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

C 2 C1 V=.

t При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществ идет речь: все они связаны между собой уравнением реакции, и по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентраций всех остальных.

Обычно концентрацию выражают в моль/л, а время – в секундах или минутах.

Если, например, исходная концентрация одного из реагирующих веществ составляла 1 моль/л, а через 4 с от начала реакции она стала 0,6 моль/л, то средняя скорость реакции будет равна:

(1 0,6) = 0,1 моль.

л*с Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например: от давления – для газовых реакций, от измельчения – для твердых веществ, от радиоактивного излучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы должны столкнуться. Чем выше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений. Отсюда, на основе обширного экспериментального материала, сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции а А+вВ= сС+дД этот закон выразится уравнением:

V = k * [C A ] * [C B ] в a, где СА и СВ – концентрации веществ А и В, моль/л; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Из уравнения нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение, связывающие скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции.

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

t 2 t1 Vt 2 = 10, Vt1 где Vt1, Vt2 – скорости реакции соответственно при начальной (t1) и конечной (t2) температурах, а – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

Энергия активации. Сильное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теории, в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, – этот процесс называется активацией. Один из способов активации – увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации.

Катализ и катализаторы. Увеличить скорость реакции можно с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций.

Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию – положительный катализ, или просто катализ, другие – замедляют – отрицательный катализ.

Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, – ингибиторами.

Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называются каталитическими.

Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входят.

Различают два вида катализа – гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему – газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела. Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза). Для гомогенного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему их разных фаз. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор – твердое вещество, а реагирующие вещества – газы или жидкости. Примером может служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза).

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми.

Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Примером такой реакции может служить синтез аммиака из 3H2 + N2 2NH3.

водорода и азота:

Химическое равновесие. Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия.

Например, в реакции синтеза аммиака равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород. Следовательно, химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

На состояние химического равновесия оказывает влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. При изменении одного из этих параметров, равновесие нарушается, и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (сдвигом) химического равновесия.

Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образования.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 70 0С? Температурный коэффициент равен 3.

а) в 3 раза; б) в 18 раз; в) в 30 раз;

г) в 27 раз; д) в 9 раз.

2. Во сколько раз увеличится скорость прямой и обратной реакции в замкнутой системе 2O2 2O + O2 при увеличении давления в 3 раза:

а) прямой в 6 раз, обратной в 9 раз;

б) прямой в 9 раз, обратной в 27 раз;

в) прямой в 36 раз, обратной в 94;

г) прямой в 3 раза, обратной в 6 раз;

д) прямой в 18 раз, обратной в 54 раза.

3. Равновесные концентрации иодида водорода, йода и водорода равны по 0,3 моль/л каждого компонента. Какова первоначальная концентрация (моль/л) иодида водорода в системе 2HI H2 + I2, если в начальный момент концентрации йода и водорода равны 0?

а) 0,6; б) 1,2; в) 2; г) 0,9; д) 1,8.

–  –  –

5. Как повлияет понижение температуры на состояние химического равновесия в системе 2NO + O2 2NO2, изменение энтальпии меньше нуля:

а) равновесие не нарушится; б) равновесие сместится влево;

в) равновесие сместится вправо.

6. С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция между:

–  –  –

7. Химическое равновесие в системе FeO(т) + H2(г) Fe(т) + H2O(г) – Q сместится в сторону продукта реакции:

а) при повышении давления; б) при повышении температуры;

в) при понижении давления; г) при использовании катализатора.

8. Растворение железа в соляной кислоте будет замедляться:

а) при увеличении концентрации кислоты;

б) при раздроблении железа;

в) при разбавлении кислоты;

г) при повышении температуры.

9. Вычислите константу равновесия К реакции 2HBr H2 + Br2, если первоначальная масса HBr была равна 0,809 г, а к моменту равновесия прореагировало 5 % исходного вещества:

а) К = 0,9*10-4; б) К = 0,9*10-6; в) К = 0,9*10-5.

10.В каком направлении сместится равновесие в следующей обратимой реакции 2SO2 + O2 2SO3 + 192,74 кДж (46 ккал.), при понижении температуры:

а) вправо; б) влево; в) не изменится.

–  –  –

1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

а) К 1 н. раствору тиосульфата натрия Na2S2O3 прилить 2 н.

раствор серной кислоты. Наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия с серной кислотой с выделением свободной серы:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S.

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.

б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавленный (1:200) раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую – 5 мл, во вторую – 10 мл, в третью – 15 мл. Во всех трех пробирках должно быть по 15 мл раствора. Поэтому к содержимому первой пробирки добавить 10 мл дистиллированной воды, ко второй – 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором тиосульфата натрия прилить при перемешивании по 5 мл приготовленной серной кислоты и определить время протекания реакции (с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке).

Записать результаты в следующей форме:

–  –  –

3 15 - 5 20 30 Те же результаты изобразить графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации тиосульфата натрия, а на оси ординат

– скорость реакции.

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с законом действия масс?

2. Зависимость скорости реакции от температуры Для опыта взять растворы тиосульфата натрия и серной кислоты тех же концентраций, что и в опыте 1б. Налить в три большие пронумерованные пробирки по 10 мл раствора тиосульфата натрия, а в другие три пробирки – по 10 мл раствора серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с раствором тиосульфата натрия и серной кислотой в каждой паре.

Отметить температуру воздуха в лаборатории и определить скорость протекания реакции при комнатной температуре. Для этого слить вместе растворы первой пары пробирок и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

Вторую пару пробирок поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 градусов выше комнатной. За температурой следует следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время до появления мути.

Повторить опыт с третьей парой пробирок, нагрев их в том же стакане с водой до температуры на 20 градусов выше комнатной.

Результат записать в следующей форме:

–  –  –

Построить график, иллюстрирующий зависимости скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе значения температуры опытов, а на оси ординат – величины скорости реакции.

Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры. Какие значения принимает температурный коэффициент для большинства химических реакций?

3. Гомогенный катализ Проследить каталитическое ускорение окисления соединений марганца (II) до марганца (VII). Окисление соединений марганца (II) до марганца (VII) легко наблюдать, так как ион Mn+2 практически бесцветный, а ион MnO4- (в котором марганец имеет степень окисления +7) окрашен в фиолетово-красный цвет.

Внести в две пробирки по 3-4 мл раствора сульфата марганца (II) MnSO4 или нитрата марганца (II) Mn(NO3)2 (но не хлорида марганца MnCl2, так как ионы хлора мешают проведению реакции) и подкислить таким же объемом 2 н. раствора азотной кислоты. В одну из пробирок добавить одну каплю раствора нитрата серебра AgNO3 и в обе пробирки по одному шпателю кристаллического персульфата аммония (NH4)2 S2O8.

Поместить пробирки в стакан с горячей водой.

В какой пробирке раньше появилось фиолетово-красное окрашивание? Реакция выражается уравнением:

2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4.

Азотная кислота на реакцию не расходуется и добавляется для создания определенной кислотной среды в начале реакции. В качестве промежуточных быстро протекающих процессов происходит восстановление ионов серебра ионами марганца (II) и обратное окисление серебра персульфатом аммония.

Какой ион является катализатором в данном процессе?

4. Скорость гетерогенных химических реакций В сухой ступке осторожно смешать (не растирая) несколько кристаллов нитрата свинца (II) и иодида калия. Происходит ли изменение окраски?

Энергично растирать кристаллы. Что происходит?

Из пипетки добавить к смеси несколько капель воды; обратить внимание на изменение окраски. Объяснить опыт в целом. Написать уравнение реакции.

5. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ Смешать по 10 мл 0,001 н. растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Написать уравнение этой обратимой реакции и выражение константы равновесия для нее.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку добавить немного концентрированного раствора роданида калия, во вторую – концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью – немного кристаллического хлорида калия, а четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить цвета жидкостей в пробирках.

По изменению интенсивности окраски растворов можно судить об изменении концентрации роданида железа (III) – Fe(SCN)3, т. е. о смещении химического равновесия в ту или другую сторону.

Объяснить изменение цвета на основании закона действия масс.

Сместится ли химическое равновесие при разбавлении полученных растворов?

–  –  –

2. Как выражается средняя и истинная скорость химических реакций?

3. Почему о скорости химических реакций имеет смысл говорить только для данного момента времени?

4. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

5. В чем различие гомогенных и гетерогенных химических процессов?

6. Сформулируйте закон действия масс.

7. Что такое константа скорости химической реакции? Каков ее физический смысл, в каких единицах она измеряется?

8. Как скорость химических реакций зависит от температуры? Что такое температурный коэффициент скорости химической реакции?

Как он рассчитывается?

9. Скорость каких реакций (эндотермических, экзотермических, любых) увеличивается с повышением температуры?

10. Что такое энергия активации химической реакции? Зависит ли доля активных молекул в системе от величины энергии активации?

Как влияет величина энергии активации на скорость реакции?

11. Как изменится скорость химической реакции 2А + 2Б = С, если концентрацию одного из реагирующих веществ увеличить в три раза, а температуру смеси понизить на 30 0С? Температурный коэффициент равен 2.

12. Как изменится скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2:

а) при увеличении концентрации NO в два раза;

б) при одновременном увеличении концентрации NO и O2 каждого в три раза?

13. Равновесие реакции H2 + I2 2HI установилось при следующих концентрациях участвующих в нем веществ: [H2] = 0,3 моль/л, [I2] = 0,08 моль/л, [HI] = 0,35 моль/л.

Определить исходные концентрации йода и водорода.

14. Скорость образования HI из йода и водорода при 443 0С в момент, когда [H2] = [I2] = 1, составляет 1,5*10-4 моль/сек. Скорость распада йодоводорода при той же температуре и при [HI] = 1 составляет - 3*10-4 моль/сек. Определить константу равновесия реакции при 443 0С.

15. Исходные концентрации йода и водорода при синтезе йодоводорода составляет каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ, при 450 0С, если константа химического равновесия при этой температуре равна 50.

16. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2 + O2 2SO3 составляли соответственно [SO2] = 0,04 моль/л, [O2] = 0,06 моль/л, [SO3] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия химической реакции и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

17. Какое явление называется катализом?

18. Что такое катализатор? Что такое ингибитор?

19. Чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного?

20. Что такое автокатализ?

21. Какова роль катализатора в гетерогенном катализе?

22. Какие реакции называются обратимыми? В чем их отличие от реакций, идущих до конца?

23. Что такое состояние химического равновесия? От чего зависит смешение равновесия?

24. Что такое константа равновесия химической реакции?

25. Как константа равновесия химической реакции выражается через равновесные концентрации реагирующих веществ?

–  –  –

Электролиты и неэлектролиты Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам – большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации. Для объяснения водных растворов электролитов шведским ученым Аррениусом в 1887 г была предложена теория электролитической диссоциации.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы – положительные и отрицательные

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду; первые называются катионами, вторые – анионами.

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Сумма коэффициентов перед формулами неэлектролитов в уравнении реакции Fe + 2HCl(р-р) = FeCl2(р-р) + H2 равна:

а) 2; б) 3; в) 4; г) 5.

2. Лампочка прибора для испытания веществ на электропроводность загорится при погружении электродов в:

а) сахар (крист.); б) сахар (р-р);

в) хлорид натрия (крист.); г) хлорид натрия (р-р).

–  –  –

6. Неэлектролитом является:

а) BaCl2(р-р); б) расплав NaOH; в) H3PO4 (р-р); г) С6Н6.

7. Диссоциация угольной кислоты является необратимой реакцией, так как эта кислота:

а) слабый электролит; б) изменяет цвет индикатора;

в) сильный электролит; г) растворима в воде.

8. Какова нормальность 40 %-го раствора H2SO4 кислоты плотностью 1,3 г/см3 ?

а) 10,4; б) 46,4; в) 23,2; г) 11,6; д) 20,8.

<

–  –  –

10. Чему равен изотонический коэффициент в растворе K2 SO4, если кажущаяся степень диссоциации равна 60 %:

а) 6; б) 2,2; в) 1,2; г) 4,4; д) 0,6.

11. Какова концентрация ионов хлора (в моль/л) в 0,05 М растворе хлорида алюминия при степени диссоциации равной 80 %:

а) 0,05; б) 0,4; в) 0,12; г) 0,24.

12. Какова температура замерзания раствора, содержащего 0,005 моль Na2CO3 в 100 г воды, если кажущаяся степень диссоциации равна 0,53:

а) –2,93 0С; б) –0,28 0С; в) –0,093 0С;

г) –1,86 0С; д) –0,186 0С.

–  –  –

Опыт 1. Сравнение электропроводности растворов некоторых электролитов (групповой опыт) Приборы и реактивы.

Прибор для определения электропроводности растворов, стаканчики на 50 мл (8 шт) и реактивы (см.

табл.5).

Используя прибор, проверить, являются ли вещества (см.

табл.5) проводниками электрического тока. Для этого опускайте угольные электроды в стаканчик с раствором или кристаллическим веществом и наблюдайте, загорается ли лампочка.

Внимание! Менять растворы можно только при отключенном от сети приборе.

При перенесении электродов из одного раствора в другой необходимо промыть стаканчик и электроды дистиллированной водой, осушить фильтром. Следить, чтобы электроды опускались на одинаковую глубину.

Выполнение опыта. В стакан налить 20-30 мл дистиллированной воды. Опустить электроды, прибор включить в сеть. Загорается ли лампочка? Проводит ли вода электрический ток?

В сухой стакан насыпать измельченного сахара, так, чтобы было покрыто дно стакана. Опустить электроды, прибор включить в сеть. В стаканчик с сахаром прилить 20-30 мл дистиллированной воды. Что наблюдаете? Объяснить. Опыт повторить с кристаллической поваренной солью и раствором ее в воде и ацетоне. Объяснить, почему раствор соли является проводником тока, хотя чистая вода и сухая соль, взятые в отдельности, тока не проводят.

В 4 стакана налить 0,1 н. растворов: 1 – хлороводородной кислоты, 2 – едкого натрия, 3 – уксусной кислоты, 4 – аммиака. Испытать электропроводность этих растворов, погружая в них электроды. После каждого испытания выключать прибор и промывать электроды водой. Во время опыта следить за накалом лампочки и по степени ее накала сделать качественный вывод о силе исследуемых кислот и оснований.

Растворы уксусной кислоты и аммиака слить вместе и объяснить разницу в степени накала лампочки.

Описать и объяснить наблюдаемые явления, результат записать в виде таблицы.

–  –  –

Что такое электролитическая диссоциация, от каких факторов она зависит?

Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов Реактивы: pастворы СН3СООН, NH4OH, кристаллы СН3СООNa, NH4Cl, индикаторы – метилоранж, фенолфталеин.

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты.

В две пробирки налить раствор уксусной кислоты и добавить несколько капель метилоранжа. В первую внести кристаллы ацетата натрия и перемешать, а вторую оставить в качестве контрольной.

Сравнить окраску полученных растворов.

Написать уравнение диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты (принцип Ле-Шателье) при добавлении к ней ацетата натрия. Как меняется при этом степень диссоциации и концентрация ионов водорода?

Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты.

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

В две пробирки налить раствор аммиака и добавить несколько капель фенолфталеина. В первую внести кристаллы хлорида аммония, а вторую оставить в качестве контрольной. Сравнить окраску полученных растворов аммиака и выражение констант диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации при добавлении хлорида аммония. Почему окраска фенолфталеина бледнеет?

Сделать вывод о влиянии соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

Гетерогенное равновесие в растворах.

Условия образования и растворения осадков Реактивы: растворы хлоридов BaCl2, SrCl2, CaCl2; растворы сульфатов Na2SO4, CaSO4 (насыщ.), SrSO4 (насыщ.); растворы – щавелевая кислота H2C2O4, HCl, Na2SO4.

Опыт 3. Осаждение труднорастворимых солей Налить в три пробирки по 2-3 мл растворов хлорида бария, стронция и кальция.

В первую пробирку прилить раствор сульфата натрия, во вторую – насыщенный раствор сульфата кальция и в третью – насыщенный раствор сульфата стронция.

Написать уравнения реакций в молекулярной и сокращенной ионной формах. Объяснить образование осадков, пользуясь понятием произведения растворимости. В каких случаях при сливании растворов солей не происходит образование осадка?

Опыт 4. Растворение труднорастворимых солей Получить в пробирках осадки карбоната кальция и оксалата кальция, сливая попарно растворы соответствующих солей.

Декантировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной кислоты. Повторить опыт с хлористоводородной кислотой. Что при этом происходит? Написать молекулярные и ионные уравнения.

Объяснить полученные результаты на основании величин констант диссоциации кислот и произведение растворимости солей.

–  –  –

Реактивы: растворы: Na2SO4, NaHCO3, CH3COONa, ZnCl2, Al2(SO4)3, Na2CO3 (2н.), FeCl3 (2 н.), HCl.

Опыт 5. Гидролиз солей

а) Определить рН с помощью универсальной индикаторной бумаги растворов солей. Для этого чистую стеклянную палочку опустить в раствор исследуемой соли и поместить каплю на индикаторную бумажку. По шкале рН, расположенной на тубусе индикатора, определить числовое значение рН данной соли.

Какие соли подвергаются гидролизу?

Составьте в ионной и молекулярной форме уравнения гидролиза этих солей. Объясните, чем обусловлена реакция среды в каждом случае.

б) Исследовать растворы Na2CO3 и NaHCO3 в отдельных пробирках при помощи фенолфталеина. Почему окраска фенолфталеина в этих растворах различна?

Опыт 6. Влияние температуры на гидролиз В две пробирки наливают по 3-4 мл 1 н.

раствора уксуснокислого натра и добавляют по 3-4 капли фенолфталеина. Одну пробирку нагревают почти до кипения. Почему усиливается окраска раствора? Как влияет температура на гидролиз и как изменяется рН раствора?

Опыт 7. Растворение веществ в продуктах гидролиза В раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка, вынутого из раствора соляной кислоты (очищенного от оксидной пленки).

Что наблюдается? Составить все уравнения реакций. Объяснить.

Опыт 8. Необратимый гидролиз К 3-4 мл 2 н.

раствора хлорида железа (III) добавляют 3-4 мл 2 н. раствора карбоната натрия. Смесь нагревают. Какой газ выделяется? Осадок отделяют декантацией и добавляют 2-3 мл соляной кислоты. Наблюдается ли выделение углекислого газа? Почему при действии на раствор хлорида железа (III) раствора карбоната натрия не образуется карбонат железа (III)? Составить все уравнения реакций по стадиям и записать суммарное уравнение в ионномолекулярном виде. Объяснить.

Контрольные задания

1. Что понимается под электролитической диссоциацией веществ в растворах?

2. Какие факторы способствуют электролитической диссоциации веществ в растворах?

3. Изложите основные положения теории электролитической диссоциации. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам?

4. Как объясняет теория электролитической диссоциации общие свойства:

а) кислот, б) оснований?

5. Как обозначается и что выражает степень электролитической диссоциации?

6. Что выражает константа электролитической диссоциации? Какую информацию можно получить из ее значения?

7. Основные положения протолитической теории кислот и оснований.

8. Назовите сильные и слабые электролиты.

9. Как изменяется сила кислот в рядах:

HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4;

H4SiO4 – H3 PO4 – H2 SO4 – HClO4.

Чем объяснить? Сравните константы диссоциаций кислот.

10. Напишите выражения ступенчатой диссоциации и констант для фосфорной кислоты. Какая из констант больше и почему?

11. Чему равна константа диссоциации угольной кислоты, если степень диссоциации ее, по первой ступени в растворе, содержащем 0,0043 моль/л кислоты, равна 1 %?

(Ответ: 4,3*10-7.)

12. Как меняется сила кислот в ряду: HF – HCl – HBr – HI.

13. Вычислить концентрацию ионов H+, HSe-, Se-2 в 0,7 М растворе H2Se. К1 = 1,3*10-4; К2 = 1*10-11.

14. Вычислить степень диссоциации и [H+] в 0,05 М растворе азотистой кислоты (К = 5*10-4).

15. Вычислить [H+] и в 1 %-м растворе уксусной кислоты (К = 1,8*10-8), приняв = 1.

Запишите уравнения реакций гидролиза в сокращенной ионномолекулярной форме и укажите характер среды для солей:

а) Na2S; б) K3 PO4; в) CuSO4;

г) NaCl; д) Fe(NO3)3.

17. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссоциированных соединений:

–  –  –

18. Исходя из произведения растворимости, вычислите растворимость BaSO4:

а) в моль/л, б) в г/л.

19. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения гидролиза следующих солей: (NH4)2 CO3, Na2 S, CrCl3, Pb(NO3)2, Fe2(SO4)3, NH4CN, KCl, K3 PO4.

Образцы вопросов к экзамену по химии Экзамен по химии проводится в тестовой форме. Экзаменуемому предлагается тест, содержащий 15 вопросов с вариантами ответов (правильными могут быть от 1 до 3 ответов).

В зависимости от результатов тестирования выставляется оценка:

- "отлично" – 14 и более правильных ответов;

- "хорошо" – от 11 до 13 правильных ответов;

- "удовлетворительно" – от 8 до 12 правильных ответов;

- "неудовлетворительно" – менее 8 правильных ответов.

Таблица 6 Список вопросов к экзамену Назовите пять простых газообразных веществ (при комнатной температуре).

[1] фтор, хлор, бром, кислород, иод;

[2] азот, графит, озон, олеум, водород;

[3] азот, дейтерий, фтор, озон, хлор;

[4] тритий, толуол, фуллерен, поташ, сода.

Назовите по два примера простых: а) жидких и б) твердых веществ (при комнатной температуре).

[1] а) толуол и анилин; б) фенол и фуллерен;

[2] а) бром и гелий; б) алмаз и бронза;

[3] а) ртуть и иод; б) медь и латунь;

[4] а) бром и ртуть; б) сера и фуллерен.

Сложные неорганические вещества обычно делят на четыре важнейших класса:

[1] металлы, неметаллы, кислоты, соли;

[2] оксиды, пероксиды, кислоты, соли;

[3] оксиды, основания, кислоты, соли;

[4] окислители, восстановители, ингибиторы, катализаторы.

Оксидами называют соединения,...

[1] содержащие атомы кислорода;

[2] состоящие из двух элементов, одним из которых является водород;

[3] состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород;

[4] содержащие гидроксильную группу.

К числу амфотерных оксидов относятся...

[1] SiO2, ZnO, Cl2O7 ; [2] BeO, Al2O3, N2O5;

[3] Cr2O3, F2O, Cl2O; [4] Cr2O3, Al2O3.

Для оснований наиболее характерна реакция с кислотами, называемая реакцией...

[1] самоокисления-самовосстановления;

[2] нейтрализации;

[3] этерификации; [4] элиминирования.

Для качественного обнаружения щелочной среды используют индикатор фенолфталеин. Какова будет окраска водного раствора, полученного смешиванием исходных растворов, содержавших по 4 г гидроксида натрия и серной кислоты каждый, при добавлении фенолфталеина?

[1] гидроксид натрия дан в избытке (щелочная среда) — цвет раствора малиновый (пурпурный);

[2] кислота дана в избытке (кислая среда) — цвет раствора зеленый;

[3] вещества взяты в эквимолярном соотношении (нейтральная среда) — окраски раствора нет;

[4] гидроксид натрия дан в избытке — цвет раствора ярко-синий.

При прокаливании гидроксида железа (III) происходит следующее превращение:

[1] 4Fe(OH)3 = 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 ;

[2] 2Fe(OH)3 = 2Fe + 3H2O2;

[3] 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

[4] 4Fe(OH)3 = 4FeO + 6H2O + O2.

Приведите формулы ангидридов следующих кислот: а) серной, б) хлорной, в) дихромовой, г) ортофосфорной.

[1] a) SO3 ; б) Cl2O7; в) CrO3; г) P2O5;

[2] a) SO3 ; б) Cl2O; в) Cr2O3; г) P2O5;

[3] a) SO2 ; б) Cl2O7; в) CrO3; г) P2O3;

[4] a) SO2 ; б) Cl2O3; в) CrO; г) P2O5.

Назовите по три примера: а) сильных, б) слабых кислот.

[1] a) HCl, HClO, HNO3; б) H2S, H2SiO3, HClO4;

[2] a) HBr, HNO2, H2 SO4; б) H2CO3, BCl3, HClO3;

[3] a) HI, HClO4, HNO3; б) HF, H2SO3, HNO2;

[4] a) HF, HClO2, H3PO4 ; б) H4 P2O7, H3PO2, HNO3.

Для качественного обнаружения кислот и щелочей (точнее — кислотной или щелочной среды) используют индикаторы лакмус и метилоранж. Какую окраску приобретают эти индикаторы: а) в кислой, б) в щелочной среде?

[1] а) лакмус — красный, метилоранж — красный; б) лакмус — синий, метилоранж — желтый;

[2] а) лакмус — красный, метилоранж — синий; б) лакмус — желтый, метилоранж — красный;

[3] а) лакмус — синий, метилоранж — желтый; б) лакмус — красный, метилоранж — пурпурный;

[4] а) лакмус — синий, метилоранж — синий; б) лакмус — красный, метилоранж — красный.

К какому типу химического взаимодействия относятся реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски раствора?

[1] кислотно-основному; [2] окислительно-восстановительному;

[3] каталитическому; [4] донорно-акцепторному.

Предскажите окраску: а) лакмуса, б) метилоранжа в растворе, полученном смешиванием исходных растворов, содержащих 4,0 г азотной кислоты и 4,0 г гидроксида натрия.

[1] а) синий; б) желтый; [2] а) желтый; б) красный;

[3] а) красный; б) красный; [4] а) красный; б) синий.

Напишите формулы следующих кислот: а) плавиковой, б) фтороводородной, в) пирофосфорной, г) хлорной.

[1] a) H2SiO3; б) HF; в) H3 PO4; г) HClO;.

[2] a) HF; б) HF; в) H4P2O7 ; г) HClO4;

[3] a) H4P2O7 ; б) HF; в) H4P2O7 ; г) HClO3;

[4] a) HF; б) HFO4; в) H4P2O7 ; г) HCl.

Приведите по два примера: а) средних, б) кислых, в) основных солей.

б) NaH2PO2, Ba(HS)2 ;

[1] a) Na2SO3, K2CO3;

в) [Cu(OH)]2CO3, Al(OH)2 Cl;

[2] a) FeSO4, Са3(РО4 )2; б) KH2PO4, NaHSO3 ;

в) [Cu(OH)] 2SO4, Fe(OH)Br2;

[3] a) KH2PO2, Na2SO4; б) [Fe(OH)] 2SO3, KHCO3 ;

в) BaSO4, Na[Cr(OH)4] ;

[4] a) KNO3, NaCl; б) [Cu(NH3)] Cl2, K[Al(OH)4] ; в) AgCl, CaCO3.

Только одно из приведенных названий кристаллогидрата Na2SO4 •

–  –  –

Укажите важнейшие теории, составляющие основу химии:

[1] теория типов, электронная теория;

[2] атомно-молекулярная теория, квантовая теория строения атомов и молекул;

[3] обобщенная теория кислот и оснований, теория химической связи;

[4] окислительно-восстановительная теория, теория идеальных газов.

Из перечисленных явлений выберите то, которое нельзя отнести к химическим:

[1] растворение соли в воде; [2] свертывание крови;

[3] разделение изотопов урана с помощью диффузии;

[4] взрыв динамита.

Какая из перечисленных молекул не существует?

[1] C6H6; [2] H2O; [3] P4; [4] Al2(SO4)2 У какого из веществ простейшая формула не совпадает с молекулярной?

[1] уксусная кислота; [2] ортофосфорная кислота;

[3] оксид углерода (IV); [4] оксид фосфора (V).

Относительная молекулярная масса имеет размерность...

[1] г; [2] г/моль; [3] а. е. м.; [4] безразмерна.

Чему равна молярная масса O3?

[1] 48 а. е. м.; [3] 16 а. е. м.; [4] 48 г/моль.

[2] 48;

Сколько атомов содержит один моль метана?

[3] 6•1023; [4] 3•1024.

[1] 1; [2] 5;

Какой объем занимает один моль воды при нормальных условиях?

[1] 18 л; [2] 22,4 л; [3] 18 мл; [4] 22,4 мл.

Какой газ тяжелее воздуха?

[1] углекислый; [2] угарный; [3] фтороводород; [4] неон.

Как изменяется молярный объем газа при увеличении температуры от 30 до 900C при постоянном давлении?

[1] увеличивается в 3 раза; [2] увеличивается в 1,2 раза;

[3] уменьшается в 1,2 раза;

[4] не изменяется, так как молярный объем газа зависит только от давления.

В каком из перечисленных газов содержится больше всего атомов (объемы измерены при одинаковых условиях)?

[1] в 7 л водорода; [2] в 15 л гелия;

[3] в 6 л озона; [4] в 4 л метана.

Какая из указанных смесей всегда легче воздуха?

[1] этилен и ацетилен; [2] этан и водород;

[3] аммиак и кислород; [4] гелий и аргон.

Сколько воды образуется при взаимодействии 3 л водорода и 2 л кислорода при 2000C?

[1] 2 л; [2] 3 л; [3] 4 л; [4] 22,4 л.

Сколько азотной кислоты можно получить из 4 г азота?

[1] 63 г; [2] 9 г; [3] 18 г;

[4] азотную кислоту получают из оксидов азота, а не из азота.

Какая масса бромоводорода образуется при реакции 4,0 г водорода и 160,0 г брома, если выход продукта равен 50% от теоретического?

[1] 81 г; [2] 162 г; [3] 164 г; [4] 82 г.

На сколько процентов уменьшится масса твердого вещества после длительного прокаливания гидрокарбоната натрия?

[1] на 26%; [2] на 37%; [3] на 63%;

[4] гидрокарбонат натрия не разлагается при прокаливании.

Какой объем угарного газа (СО) (температура 546 К, давление нормальное) понадобится для полного восстановления одного моля смеси оксидов меди (I) и (II)?

[1] 44,8 л; [2] 22,4 л;

[3] неизвестно, так как не задано соотношение оксидов в смеси;

[4] угарный газ восстанавливает оксид меди (II), но не восстанавливает оксид меди (I).

Массовая доля раствора сульфата алюминия равна, если он получен смешением растворов массами 140 и 190 г с массовыми долями 30 и 45 % соответственно [1] 25,4 %; [2] 41,7 %; [3] 38,6 %; [4] 27,5 %.

Масса (г) 5 % раствора нитрата калия, в котором следует растворить 19 г нитрата калия, чтобы получить 15 % раствор, равна [1] 154,8; [2] 174,2; [3] 116,6; [4] 161,5.

Масса (г) 15 % раствора хлорида алюминия, необходимая для приготовления 450 г 6 % раствора, равна [1] 47,64; [2] 153,00; [3] 180,00; [4] 497,00.

Массовая доля раствора нитрата серебра, полученного смешением растворов нитрата серебра массами 150 и 250 г с массовыми долями 20 и 40 % соответственно, равна [1] 15,5 %; [2] 25,4 %; [3] 32,5 %; [4] 43,5 %.

Масса (г) 15 % раствора хлорида калия, в котором следует растворить 9 г хлорида калия, чтобы получить 18 % раствор, равна [1] 246; [2] 342; [3] 166; [4] 200.

Массовая доля раствора сульфата алюминия, полученного смешением растворов массами 100 и 250 г с массовыми долями 15 и 20 % соответственно, равна [1] 18,57 %; [2] 22,24 %; [3] 32,51 %; [4] 43,45 %.

Массовая доля (, %) серной кислоты, полученного смешением растворов серной кислоты массами 300 и 500 г с массовыми долями 20 и 40 % соответственно, равна [1] 10,5; [2] 11,5; [3] 20,3; [4] 32,5.

Массовая доля раствора равна, если он получен смешением растворов массами 150 и 200 г с массовыми долями 25 и 36 % соответственно [1] 25,4 %; [2] 41,7 %; [3] 31,3 %; [4] 27,5 %.

Масса (г) 12 % раствора сульфата алюминия, в котором следует растворить 10 г сульфата алюминия, чтобы получить 17 % раствор, равна [1] 34; [2] 142; 3 [3] 166; [4] 200.

Массовая доля раствора равна, если он получен смешением растворов массами 200 и 250 г с массовыми долями 10 и 40 % соответственно [1] 25,4 %; [2] 26,7 %; [3] 31,3 %; [4] 27,5 %.

Массовая доля 5 М H2 SО4 ( = 1,289 г/см равна [1] 28 %; [2] 35 %; [3] 41 %; [4] 38 %.

Массовая доля раствора равна, если он получен смешением растворов массами 120 и 180 г с массовыми долями 22 и 31 % соответственно [1] 25,4 %; [2] 41,7 %; [3] 26,6 %; [4] 27,5 %.

Масса хлорида натрия (г), которую надо добавить к 200 г 8 % раствора хлорида натрия, чтобы приготовить 18 % раствор, равна … [1] 12,1; [2] 19,0; [3] 24,4; [4] 100,0.

Какова массовая доля в растворе 25 г гидрокарбоната натрия в 120 г воды [1] 17,24 %; [2] 15,37 %; [3] 18,56 %; [4] 14,52 %.

Массовая доля раствора хлорида калия равна, если он получен смешением растворов массами 250 и 200 г с массовыми долями 15 и 26 % соответственно [1] 10,9 %; [2] 19,9 %; [3] 30,7 %; [4] 25,5 %.

Массовая доля раствора нитрата серебра, полученного смешением растворов нитрата серебра массами 140 и 180 г с массовыми долями 14 и 30 % соответственно, равна [1] 15 %; [2] 23 %; [3] 32 %; [4] 43 %.

Массовая доля раствора, полученного смешением растворов массами 130 и 120 г с массовыми долями 15 и 20 % соответственно, равна [1] 18,7 %; [2] 17,4 %; [3] 32,5 %; [4] 43,5 %.

Масса (г) 20 % раствора нитрата калия, необходимая для приготовления 600 г 8 % раствора, равна [1] 240; [2] 78; [3] 680; [4] 900.

Масса (г) 10 % раствора хлорида алюминия, необходимая для приготовления 250 г 4 % раствора, равна [1] 100; [2] 150; [3] 180; [4] 90.

Массовая доля (, %) серной кислоты в конечном растворе равна, если смешали 0,5 дм3 7 % серной кислоты (плотность 1,046 г/см3 и 150 г 25 % кислоты [1] 10; [2] 11; [3] 20; [4] 28.

Массовая доля раствора равна, если он получен смешением растворов массами 250 и 200 г с массовыми долями 10 и 25 % соответственно [1] 15,4 %; [2] 6,7 %; [3] 21,3 %; [4] 16,7 %.

Масса (г) 6 % раствора хлорида алюминия, в который следует добавить 30 г хлорида алюминия, чтобы получить 12 % раствор равна [1] 15; [2] 60; [3] 440; [4] 500.

Массовая доля раствора равна, если он получен смешением растворов массами 120 и 250 г с массовыми долями 20 и 30 % [1] 25,4 %; [2] 26,8 %; [3] 31,3 %; [4] 27,5 %.

Массовая доля раствора нитрата железа, полученного смешением растворов нитрата железа массами 120 и 150 г с массовыми долями 12 и 24 % соответственно, равна [1] 18,7 %; [2] 25,4 %; [3] 32,5 %; [4] 43,5 %.

Мольная концентрация раствора, содержащего сульфат натрия массой 5 г в воды массой 55 г, равна (плотность раствора принять равной единице) [1] 0,52; [2] 0,59; [3] 0,65; [4] 0,48.

Мольная концентрация раствора, содержащего сульфат алюминия массой 8 г в воды массой 25 г, равна (плотность раствора принять равной единице) [1] 0,52; [2] 0,71; [3] 0,65; [4] 0,48.

Мольная концентрация раствора, содержащего сульфат натрия массой 5 г в воды массой 55 г, равна (плотность раствора принять равной единице) [1] 0,52; [2] 0,59; [3] 0,65; [4] 0,48.

Какова молярная концентрация раствора сульфата железа (II), если он массой 2,8 г находится в 200 см3 раствора [1] 0,15 моль/дм3 ; [2] 0,09 моль/дм3;

[3] 0,05 моль/дм3 ; [4] 0,24 моль/дм3.

Молярная концентрация (моль/дм3) раствора равна, если 12 г хлорида калия растворили в 150 см3 раствора [1] 1,07; [2] 1,15; [3] 0,92; [4] 1,03.

Мольная концентрация раствора (моль/дм ), содержащего нитрат меди (II) массой 6 г в воде массой 45 г, равна (плотность раствора принять равной единице) [1] 0,42; [2] 0,55; [3] 0,63; [4] 0,38.

Мольная концентрация раствора (моль/дм ), содержащего сульфата меди (II) массой 12 г в воде массой 60 г, равна (плотность раствора принять равной единице) [1] 1,04; [2] 1,55; [3] 0,83; [4] 0,98.

В воде растворили 12 г сульфата магния, объем раствора довели до 200 мл. Какова молярная концентрация соли в полученном растворе?

[1] 0,06 моль/л; [2] 60 моль/л; [3] 0,0005 моль/л; [4] 0,5 моль/л.

Какова молярная концентрация (моль/дм3) раствора, если 0,585 г хлорида натрия растворено в 100 см3 раствора [1] 0,8; [2] 0,4; [3] 0,2; [4] 0,1.

Молярная концентрация (моль/дм ) соляной кислоты равна, если в растворе объемом 250 см3 содержится HCl массой 3,65 г [1] 0,2; [2] 0,3; [3] 0,4; [4] 0,5.

Молярность концентрированной соляной кислоты ( = 1,18 г/см3), содержащей 36,5 % HCl, равна:

[1] 1,18 моль/дм3 ; [2] 118 моль/дм3;

[3] 5,18 моль/дм3 ; [4] 11,8 моль/дм3.

Молярная концентрация раствора (моль/дм3) равна, если хлорид алюминия массой 13,35 г растворен в 200 см3 раствора [1] 0,8; [2] 0,5; [3] 0,2; [4] 0,3.

Укажите степень окисления водорода в соединениях CaH2, KH,

NaAlH4 :

[1] -1; [2] 0; [3] +1; [4] +2.

Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительно-восстановительными:

[1] Fe2O3+ HCl; [2] FeCl2 + H2S;

[3] Fe+ HCl; [4] SO3 + NaOH?

Укажите ионы, которые могут выполнять только окислительную функцию:

[1] [Cr(OH)4] -; [2] СrO42-; [3] NO3-; [4] H+.

Какие продукты образуются при восстановлении перманганата калия в сильнощелочной среде:

[2] MnO42-;

[1] Mn(OH)2;

[4] Mn2+?

[3] MnO2;

В каком случае происходит процесс окисления:

[1] KMnO4- MnO2; [2] HNO2 - NO2 ;

[3] Cl2O HCl; [4] P H3 PO4?

Какое вещество — продукт восстановления разбавленной серной кислоты — образуется в реакции Fe + H2 SO4 (разб.):

[1] H2S; [2] S; [3] SO2; [4] H2?

Расставьте коэффициенты в уравнении окислительновосстановительной реакции

Sb2O5 + HCl H3SbCl6 + Cl2 + H2O и подсчитайте сумму всех коэффициентов:

[1] 9; [2] 17; [3] 26; [4] 36.

В уравнении реакции

K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 KNO3 + K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O расставьте коэффициенты и укажите коэффициент перед серной кислотой:

[1] 6; [2] 8; [3] 10; [4] 4.

Какова степень окисления углерода в соединениях CH3 Cl и C2H4:

[1] -4; [2] -2; [3] 0; [4] +4?

Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:

[1] Cl2+ KOH; [2] Fe2O3 + H2 SO4;

[3] SO2+ KOH; [4] HgO + HNO3?

Укажите реакции диспропорционирования:

[1] 4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2; [2] 2KClO3 = 2KCl + 3O2;

[3] 4KClO3 = 3KClO4 + KCl; [4] 2НС1O = 2HCl + O2.

В каком из преобразований происходит процесс окисления:

[1] H2SO4 H2 SO3; [2] P H3 PO4;

[3] Cl2O HCl; [4] Fe FeSO4?

Какие частицы могут проявлять только восстановительную функцию:

[1] I-; [2] Cr3+; [3] Cr2O72-; [4] S2-?

В уравнении KMnO4 + H2S MnO2 + S + K2S + H2O расставьте коэффициенты и укажите их сумму:

[1] 6; [2] 10; [3] 16; [4] 20.

Расставьте коэффициенты в уравнении P +I2 + H2O H3PO3 + HI и укажите коэффициент перед веществом, которое восстанавливается:

[1] 1; [2] 2; [3] 3; [4] 6.

<

–  –  –

В уравнении реакции K2Cr2O7 + H2O2 + H2 SO4 Cr2(SO4), + O2+

K2 SO4 + H2O расставьте коэффициенты и укажите коэффициент перед восстановителем:

[1] 3; [2] 5; [3] 7; [4] 10.

Укажите, какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет сера со степенью окисления -2:

[1] только окислительные; [2] только восстановительные;

[3] окислительно-восстановительные; [4] никаких.

Какой ион марганца обусловливает красно-фиолетовую окраску водного раствора:

[1] Mn2+; [2] Mn3+; [3] МnО4-; [4] MnO42-?

В каком из процессов происходит восстановление:

[1] Cr(OH)3 K2 CrO4; [2] H2S H2 SO4;

[3] K2Cr2O7 Cr2 (SO4)3; [4] MnO2 MnSO4?

В уравнении K2Cr2O7 + KI + H2SO4 I2 + Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O расставьте все коэффициенты и подсчитайте их сумму:

[1] 29; [2] 30; [3] 31; [4] 35.

Подберите коэффициенты в уравнении V + HF + HNO3 H2 VF7 +

NO + H2O и укажите коэффициент при формуле воды:

[1] 2; [2] 5; [3] 10; [4] 21.

–  –  –

Расставьте коэффициенты в уравнении

K[Cr(OH)4] + H2O2 + KOH K2CrO4 + H2O и укажите коэффициент перед окислителем:

[1] 3; [2] 2; [3] 4; [4] 5.

Какие явления свидетельствуют о том, что атом имеет внутреннюю структуру?

[1] электропроводность; [2] радиоактивность;

[3] свойства идеальных газов; [4] диффузия.

В каком веке Э. Резерфордом было открыто ядро атома?

[1] в XX в.; [2] в XIX в.; [3] в XVI в.; [4] в IV в. до н. э.

Атомы состоят из...

[1] протонов и нейтронов; [2] молекул;

[3] атомных ядер и электронов; [4] нуклонов.

Заряд атома равен...

[1] нулю; [2] порядковому номеру элемента;

[3] числу электронов; [4] заряду ядра.

Сколько квантовых чисел (и каких) описывают электронную орбиталь?

[1] одно (n); [2] три (n, l, ml);

[3] четыре (n, l, ml, s); [4] пять (n, l, ml, s, ms).

Главное квантовое число характеризует...

[1] молекулярную орбиталь;

[2] ориентацию орбитали в пространстве;

[3] число электронов в атоме; [4] общую энергию электрона.

Сколько существует орбиталей с заданным главным квантовым числом n?

[2] n2; [3] 2n2;

[1] 2n + 1; [4] n - 1.

Какое максимальное число электронов может находиться на энергетическом подуровне (наборе орбиталей с заданными квантовыми числами n и l)?

[2] n2; [4] 2n2.

[1] 2n + l; [3] 2(2l + 1);

Распределение электронов по орбиталям в основном состоянии атома определяется...

[1] принципом запрета Паули; [2] правилом Хунда;

[3] принципом наименьшей энергии;

[4] всеми перечисленными выше принципами.

Распределение электронов по орбиталям в возбужденном состоянии атома определяется...

[1] только принципом запрета Паули;

[2] только правилом Хунда;

[3] принципом наибольшей энергии;

[4] электронейтральностью атома.

Укажите, в каком из случаев орбитали перечислены в порядке увеличения их энергии:

[1] 2s, 2p, 2d; [2] 3s, 3p, 3d; [3] 4f, 5s, 6d; [4] 3p, 3d, 3f.

Сколько электронов находится на 2p-подуровне в основном состоянии атома азота?

[1] 5; [2] 3; [3] 7; [4] 1.

Какие из атомов в основном состоянии содержат два неспаренных электрона на внешнем уровне?

[1] кислород; [2] гелий;

[3] углерод; [4] магний.

Какую из перечисленных электронных конфигураций может иметь атом хлора?

[1] 1s2 2s2 2p5; [2] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4p1;

[3] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; [4] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1 Атом гелия имеет электронную конфигурацию 1s1 2s1...

[1] в основном состоянии;

[2] в первом возбужденном состоянии;

[3] во втором возбужденном состоянии;

[4] вообще не может иметь такую конфигурацию.

Какую из перечисленных электронных конфигураций не может иметь фторид-ион?

[1] 1s2 2s2 2р6 ; [2] 1s2 2s2 2p5 3s1;

[3] 1s2 2s2 2p4 3d1 5f1; [4] 1s2 2s2 2р5.

Какая из электронных конфигураций валентных электронов описывает элемент, проявляющий в соединениях максимальную степень окисления +7?

[1] 2s2 2p5; [2] 3s2 2d5; [3] 4s2 3d5; [4] 4s2 3d7.

Сколько атомов входит в состав молекулы воды?

[1] один; [2] два; [3] три;

[4] в состав молекулы входят не атомы, а ядра атомов.

Сколько электронов содержится в молекуле воды?

[4] ни одного.

[1] 10; [2] 3; [3] 18;

Причина образования химической связи — это...

[1] притяжение электронов;

[2] уменьшение общей энергии системы;

[3] взаимодействие ядер атомов;

[4] перекрывание электронных облаков.

Где находится максимум электронной плотности в молекуле водорода?

[1] за ядрами; [2] на ядрах; [3] между ядрами;

[4] электронная плотность изменяется монотонно и не имеет максимума.

Разрушение химической связи — процесс, который...

[1] сопровождается выделением энергии;

[2] происходит самопроизвольно в изолированных системах;

[3] требует затраты энергии;

[4] может происходить только под действием света.

Сколько электронов участвуют в образовании химических связей в молекуле аммиака?

[1] 8; [2] 6; [3] 10; [4] 2.

В каком случае типы связей расположены по мере убывания их энергии?

[1] ван-дер-ваальсова, металлическая;

[2] донорно-акцепторная, ионная;

[3] донорно-акцепторная, водородная;

[4] водородная, ковалентная неполярная.

Какой тип связи в молекуле H2?

[1] водородная; [2] ковалентная неполярная;

[3] донорно-акцепторная; [4] ван-дер-ваальсова.

Выберите пару молекул, все связи в которых — ковалентные:

[1] NaCl, HCl; [2] CO2, PbO2;

[3] CH3Cl, CH3Na; [4] SO2, NO2.

В каком ряду молекулы расположены в порядке увеличения полярности связей?

[1] HF, HCl, HBr; [2] NH3, PH3, AsH3;

[3] H2Se, H2S, H2O; [4] CO2, CS2, CSe2.

Какая из частиц не может быть донором электронов?

[1] H+; [2] H-; [3] ОН-; [4] Cl.

В какой частице есть связи, образованные по донорноакцепторному механизму?

[3] H3O+;

[1] O2; [2] O3; [4] H2O2 Какое из перечисленных веществ образует водородные связи?

[1] CH4; [2] C6H5OH; [3] NH4Cl; [4] CH3COONa.

Валентность атома — это...

[1] число химических связей, образованных данным атомом в соединении;

[2] степень окисления атома;

[3] число отданных или принятых электронов;

[4] число электронов, недостающее для получения электронной конфигурации ближайшего инертного газа.

Сколько химических связей (и каких) может образовать атом углерода, находящийся в невозбужденном состоянии?

[1] четыре ковалентные связи, так как валентность углерода всегда равна IV;

[2] две (за счет двух неспаренных электронов);

[3] три (две по обменному механизму за счет неспаренных электронов и одну донорно-акцепторную за счет неподеленной пары электронов);

[4] ни одной, так как атом углерода в невозбужденном состоянии химических связей не образует.

Степень окисления атома — это...

[1] частичный заряд атома в молекуле;

[2] число химических связей, образованных атомом в молекуле;

[3] заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи — ионные;

[4] окислительный потенциал атома, возведенный в некоторую степень.

Как связаны степень окисления и валентность атома?

[1] степень окисления всегда меньше валентности;

[2] степень окисления может быть равна валентности;

[3] степень окисления может быть больше валентности;

[4] это одно и то же.

Какой из перечисленных элементов может иметь в соединениях как положительную, так и отрицательную степень окисления?

[1] аргон; [2] фтор; [3] бром; [4] железо.

Валентность азота равна его степени окисления в молекуле...

[1] аммиака; [2] азотной кислоты;

[3] азота; [4] оксида азота (II).

Каковы минимальная и максимальная степени окисления благородных газов в соединениях?

[1] благородные газы не образуют химических соединений;

[2] 0, +2; [3] -8, +8; [4] 0, +8.

Валентный угол FBF в ионе BF4 равен [1] 120°; [2] 109°28'; [3] 90°;

[4] валентному углу в молекуле BF3.

При рассмотрении химической реакции понятие «система» означает...

[1] исходные реагенты; [2] продукты химической реакции;

[3] реакционный сосуд;

[4] исходные реагенты и продукты реакции.

В зависимости от способности химической системы к обмену энергией и веществом с окружающей средой, различают три типа систем: изолированные, закрытые и открытые. Окружающей средой называют...

[1] выделенную (реально или условно) часть материального мира, которая является предметом наблюдения или исследования;

[2] атмосферу Земли;

[3] всю остальную часть материального мира вне пределов выделенной из него системы;

[4] стенки реакционного сосуда.

Изолированная система с окружающей ее средой...

[1] обменивается энергией, но не обменивается веществом;

[2] не обменивается ни веществом, ни энергией;

[3] обменивается веществом, но не обменивается энергией;

[4] обменивается и энергией, и веществом.

Химическая реакция обязательно сопровождается выделением или поглощением энергии, поскольку...

[1] ее протекание заключается в разрыве одних и образовании других химических связей;

[2] ее протекание требует столкновения реагирующих частиц;

[3] для ее протекания необходима энергия, равная энергии активации;

[4] при ее протекании не затрагиваются ядра атомов.

Тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении — это...

[1] количество выделившейся или поглощенной теплоты в результате взаимодействия между собой строго определенных количеств веществ;

[2] изменение внутренней энергии в результате химической реакции;

[3] изменение энтальпии в результате химической реакции;

[4] работа, выполненная в ходе химической реакции.

В экзотермической реакции...

[1] энтальпия реакционной системы повышается (Н 0);

[2] тепловой эффект реакции отрицательный (Qp 0);

[3] энтальпия реакционной системы уменьшается (Н 0);

[4] давление реакционной системы повышается.

В эндотермической реакции...

[1] энтальпия реакционной системы увеличивается (H 0);

[2] тепловой эффект реакции положителен (Qp 0);

[3] энтальпия реакционной системы уменьшается (H 0);

[4] резко замедляется скорость.

Чему равны стандартные энтальпии образования простых веществ?

[1] 1 кДж; [2] 298 Дж; [3] нулю; [4] 273 кДж Единицей измерения энергии в системе СИ является джоуль. Однако до сих пор используют внесистемную единицу — калорию (килокалорию) (даже люди, далекие от химии, хорошо знакомы, например, с термином «калорийность» продуктов). Как связаны между собой джоуль и калория?

[2] 1 Дж = 6,02 1023 кал;

[1] 1 кал = hc Дж;

[3] 1 Дж = 22,4 кал; [4] 1 кал = 4,184 Дж.

Важнейшим следствием термохимического закона Гесса является утверждение, что тепловой эффект химической реакции равен...

[1] сумме теплот образования исходных веществ;

[2] сумме теплот образования продуктов реакции;

[3] сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов термохимического уравнения реакции;

[4] сумме теплот образования исходных веществ за вычетом суммы теплот образования продуктов реакции Какая из написанных ниже реакций отвечает теплоте образования оксида азота (II) в стандартных условиях (o298)?

[1] 1/2N2 + О = NO; [2] N + 1/2O2 = NO;

[3] 1/2N2 + 1/2O2 = NO; [4] 2NH3 + 5/22 = 2O + 3H2O.

Какие из приведенных реакций являются эндотермическими?

[1] 1/2N2 + 3/2H2 = NH3, o298 = -46 кДж/моль;

[2] H2 + 1/2O2 = H2O, o298 = -242 кДж/моль;

[3] 1/2N2 + 1/2O2 = NO, o298 = 90 кДж/моль;

[4] 1/2H2 + 1/2I2 = HI, o298 = 26 кДж/моль.

Изменения энергии могут происходить не только в результате химических, но и в ряде физических превращений. Назовите физическое превращение, в результате которого не происходит изменение энтальпии.

[1] растворение соли в воде; [2] плавление льда;

[3] сублимация иода; [4] интерференция света.

Стандартная мольная энтальпия плавления oпл. — это...

[1] изменение энтальпии, которым сопровождается испарение одного моля вещества;

[2] изменение энтальпии, которым сопровождается плавление одного моля данного вещества при его температуре плавления и давлении один бар;

[3] изменение энтальпии, которым сопровождается плавление одного моля данного вещества при нормальных условиях;

[4] теплота, которую необходимо затратить для преодоления сил притяжения, существующих между частицами жидкости.

–  –  –

Константа скорости k в законе действующих масс — это...

[1] скорость реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ;

[2] безразмерный коэффициент пропорциональности между скоростью и концентрациями;

[3] коэффициент в уравнении Вант-Гоффа;

[4] изменение концентрации вещества к моменту окончания реакции.

Для уравнения вида аА + bВ dD + еЕ числа х и у в законе действующих масс = k [ A]x [ B] y — это...

[1] стехиометрические коэффициенты химической реакции;

[2] молекулярность реакции;

[3] формальные числа, которые называют порядком реакции по веществам А и В;

[4] «описка» — вместо x и y в законе действующих масс должны стоять коэффициенты и b.

Ни одна химическая реакция не протекает мгновенно. Во всех реакциях между реагентами и продуктами существует некое промежуточное образование — так называемое переходное состояние или переходный (активированный) комплекс. Переходное состояние — это...

[1] уже не реагенты, но еще не продукты;

[2] продукт, полученный под воздействием излучения;

[3] непрерывная совокупность всех конфигураций ядер, соответствующих переходу от реагентов к продуктам;

[4] реагент, обладающий самой низкой энтальпией образования.

Как изменится скорость газофазной элементарной реакции А = 2В при увеличении давления в закрытом сосуде в З раза?

[1] не изменится; [2] уменьшится в 6 раз;

[3] увеличится в 3 раза; [4] увеличится в 9 раз Во сколько раз нужно увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 = 2NO2 возросла в 1000 раз?

[1] в 22,4 раза; [2] скорость реакции не зависит от давления;

[3] в 10 раз; [4] в 500 раз.

–  –  –

Согласно Аррениусу, константа скорости зависит от температуры E экспоненциально k = A exp a. Здесь Ea — энергия активации, R RT — газовая постоянная, T — температура в Кельвинах, А — так называемая предэкспонента, размерность которой совпадает...

[1] с размерностью температуры; [2] она безразмерна;

[3] с размерностью константы скорости;

[4] с размерностью энергии активации.

Энергия активации — это...

[1] энергия, необходимая для перехода веществ в состояние активированного комплекса;

[2] энергия, которую необходимо затратить для измельчения исходных веществ;

[3] энергия, которая выделяется в результате химической реакции;

[4] разница между энергиями исходных веществ и продуктов реакции.

Какие вещества называют катализаторами?

[1] образующие высокомолекулярные соединения;

[2] изменяющие скорость химической реакции, но остающиеся неизменными после окончания реакции;

[3] эффективно поглощающие радиоактивное излучение;

[4] используемые для производства железобетона.

Как называются биологические катализаторы?

[1] фуллерены; [2] ферриты;

[3] ферромагнетики; [4] ферменты.

Как влияет температура на скорость ферментативных реакций?

[1] скорость реакции возрастает с ростом температуры в любом интервале температур;

[2] скорость ферментативных реакций не зависит от температуры;

[3] ферменты обладают наибольшей активностью при температурах живого организма (-35-40 0C). При температурах выше 50-600C они, как правило, разрушаются и становятся неактивными — скорость реакции резко падает;

[4] при повышении температуры скорость ферментативной реакции всегда понижается.

В последние годы появились эффективные стиральные порошки, содержащие ферменты. При использовании таких порошков белье замачивают на несколько часов в теплом растворе, но ни в коем случае не кипятят, потому что....

[1] при кипячении фермент разрушается и теряет каталитические свойства;

[2] происходит практически мгновенное испарение воды и белье «не успевает» отстирываться;

[3] при этом расходуется чрезвычайно много порошка;

[4] в этом нет смысла, так как ферментативные реакции не зависят от температуры.

Катализаторы, замедляющие скорость химической реакции при повышении температуры, называются...

[1] инкубаторы; [2] интерферометры;

[3] инсульты; [4] ингибиторы.

Все вещества, способные к образованию растворов, делят на две категории, называемые..., в зависимости от того, проводят или не проводят их растворы (расплавы) электрический ток.

[1] металлами и неметаллами;

[2] окислителями и восстановителями;

[3] электролитами и неэлектролитами;

[4] проводниками и изоляторами.

Электролиты — это вещества, которые...

[1] проводят электрический ток; [2] растворимы в воде;

[3] не растворимы в органических растворителях;

[4] диссоциируют в растворе или расплаве на ионы.

Ионы — это...

[1] атомы, характеризующихся одним и тем же зарядом ядра;

[2] одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд;

[3] условные заряды атомов в молекуле, вычисленные в предположении, что все связи в молекуле — ковалентные;

[4] вещества, используемые для изготовления электрических проводов.

Положительные ионы называют...

[1] катионами; [2] анионами; [3] ассоциатами; [4] катодами.

Отрицательные ионы называют...

[1] анодами; [2] окислителями;

[3] анионами; [4] акцепторами.

Самопроизвольный распад молекул растворенного (иногда — расплавленного) вещества на катионы и анионы называется...

[1] электролизом; [2] ионной проводимостью;

[3] гомогенным катализом; [4] электролитической диссоциацией.

Процесс электролитической диссоциации является...

[1] неравновесным; [2] экзотермическим;

[3] эндотермическим; [4] обратимым.

Мерой электролитической диссоциации электролита принято считать...

[1] степень диссоциации; [2] молярную концентрацию раствора;

[3] рН раствора; [4] константу гидролиза.

Степень диссоциации— это...

[1] отношение количества растворенного вещества к общему количеству веществ в растворе;

[2] отрицательный логарифм концентрации катионов в растворе;

[3] отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества;

[4] число гидратированных молекул электролита.

Численное значение степени диссоциации электролита в растворе при данной температуре зависит от...

[1] атмосферного давления; [2] наличия катализатора;

[3] концентрации раствора; [4] агрегатного состояния электролита.

В зависимости от численного значения степени диссоциации разбавленных растворов электролиты подразделяют на: а) сильные, б) слабые:

[1] а) = 60%; б) = 40%; [2] а) 80%; б) 20%;

[3] а) 30%; б) 3%; [4] а) 0,3; б) 0,03.

Степень диссоциации сульфита калия в водном растворе с концентрацией 1 моль/л равна 0,75. Вычислите концентрацию ионов калия в растворе.

[1] 0,75 моль/л; [2] 2,25 моль/л; [3] 1,5 моль/л; [4] 2 моль/л.

К слабым электролитам относится...

[1] нитрат железа (III); [2] сульфат бария;

[3] гидроксид железа (II); [4] серная кислота.

К сильным электролитам относится...

[1] хлорид серебра; [2] сернистая кислота;

[3] сульфит калия; [4] уксусная кислота.

Величиной, характеризующей диссоциацию и не зависящей от концентрации раствора, является...

[1] константа гидролиза; [2] ионное произведение воды;

[3] константа диссоциации;

[4] отношение количества растворенного электролита к общей массе раствора.

Поскольку диссоциация электролита KA на катион K+ и анион Аявляется обратимым равновесным процессом KA K+ + А-, то к нему применим закон действующих масс, в соответствии с которым определяется константа равновесия, называемая в таких случаях константой диссоциации Кд.

Константа диссоциации определяется по формуле:

[ KA] [1] K Д = [ KA][ K + ][ A ] ; [2] K Д = + ;

[ K ][ A ] [ K + ][ A ] [3] K Д = [4] K Д = [KA].

;

[ KA]

Процесс электролитической диссоциации нитрата бария описывается уравнением:

[1] Ba(NO3)2 Ba4+ + 2NO32-; [2] Ba(NO3)2 Ba2+ + 2N5+ + 6О2-;

[3] Ba(NO3)2 Ba3+ + N2O4- + 2О-; [4] Ba(NO3)2 Ba2+ + 2NO3-.

Диссоциация воды описывается уравнением:

[1] H2O H2+ + O-; [2] H2O H+ + ОН-;

[3] H2O H- + OH+;

[4] вода не является электролитом и поэтому не диссоциирует.

Вода — очень слабый электролит, поэтому ее молярная концентрация [H2O] остается практически постоянной при ее диссоциации, а следовательно, остается постоянной и величина Kw = [H+] [OH ], которую называют...

[1] водородным показателем;

[2] произведением растворимости воды;

[3] ионным произведением воды;

[4] произведением искусства дистилляции.

Ионное произведение воды зависит только от температуры, численное значение этой величины при 25 0C составляет...

[1] К w = 6,02 10-23 моль2/л2; [2] Kw = 8,3110-3 моль2/л2 ;

[3] Kw = 6,6210-34 моль2/л2 ; [4] Kw = 1,010-14 моль2/л2.

Кислотность (основность) растворов принято выражать через водородный показатель (рН), рассчитываемый по формуле:

[1] рН = lg [H +] ; [2] рН = -lg [OH -] ;

[3] рН = -lg [H +] ; [4] рН = -ln [OH -].

Значение рН чистой воды при 25 0C составляет...

[1] 1; [2] 7; [3] 0; [4] 10.

+ Чему равна концентрация ионов H в растворе KOH с концентрацией 0,01 моль/л при условии, что гидроксид калия продиссоциировал нацело?

[1] 10-12 моль/л; [2] 0,01 моль/л;

-14 [3] 10 моль/л; [4] поскольку раствор щелочной, в нем не могут присутствовать ионы H + (т. е. [H+] = 0).

Рассчитайте рН: а) соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л; б) водного раствора гидроксида калия с концентрацией 1,0 моль/л, считая, что указанные вещества диссоциируют полностью.

[1] а) 1; б) 14; [2] а) 7; б) 7; [3] а) 14; б) 0; [4] а) 2; б) 12.

Рассчитайте концентрацию ионов водорода в растворе аммиака с концентрацией 1,5 моль/л. Константа диссоциации гидроксида аммония равна 1,710-5.

[1] [H+] = 310-10 моль/л; [2] [H+] = 210-2 моль/л;

[3] [H+] = 210-12 моль/л; [4] [H+] = 410-1 моль/л.

Диссоциацию малорастворимых веществ (типа AgCI или BaSO[4] характеризуют с помощью специальной константы, называемой...

[1] константой Больцмана; [2] произведением растворимости;

[3] степенью ионизации; [4] ионным произведением.

Смешали по 250 мл растворов фторида натрия с концентрацией 0,2 моль/л и нитрата лития с концентрацией 0,3 моль/л. Определите массу образовавшегося осадка. Произведение растворимости фторида лития ПР(LiF) = 1,510-3.

[1] 1,0 г LiF; [2] осадок LiF не образуется;

[3] 10 г LiF; [4] 22,4 г LiF.

Для уравнения реакции CuSO4 + KOH =...

сокращенное ионное уравнение имеет вид:

[1] 2K++ SO42- = K2 SO4;

[2] Cu2+ + SO42- + 2K+ + 2OH- = Cu(OH)2 + К2 SO4;

[3] CuSO4 + 2OН- = Cu(OH)2 + SO42-;

[4] Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2.

Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой можно представить сокращенным ионным уравнением:

[1] Ba2+ + 2Cl- = BaCl2;

[2] Ba2+ + СO32- + 2H+ + 2Cl- = Ba2+ + CO32- + 2HCl;

[3] BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + CO2 + H2O;

[4] 2H+ + СО32- = H2CO3.

Сокращенному ионному уравнению Cu2+ + S2- = CuS соответствует следующее молекулярное уравнение:

[1] CuCO3 + H2 S = CuS + CO2 + H2O;

[2] CuBr2 + K2 S = CuS + 2KBr;

[3] Cu(OH)2 + Na2 S = CuS + 2NaOH;

[4] Cu3(PO4)2 + 3(NH4)2S = 3CuS + 2(NH4)3 PO4.

С каким веществом вступит в реакцию обмена в водном растворе бромид бария?

[1] HNO3; [2] CuSO4; [3] CuCl2; [4] LiOH.

С точки зрения теории диссоциации, кислотой называют соединение...

[1] образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH -;

[2] подвергающееся гидролизу в водном растворе;

[3] образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H+;

[4] способное проводить электрический ток.

Основанием называется соединение,...

[1] не способное проводить электрический ток;

[2] образующее при диссоциации в водном растворе из анионов только гидроксид-ионы;

[3] образующее при диссоциации в водном растворе катионы металлов;

[4] не растворимое в воде.

Многоосновные кислоты и основания в отличие от одноосновных диссоциируют...

[1] практически мгновенно; [2] очень медленно;

[3] ступенчато; [4] практически не диссоциируют.

Водные растворы многих солей могут иметь щелочную или кислую среду. Причиной этого является...

[1] электролиз солей; [2] диспропорционирование солей;

[3] гидролиз солей; [4] гидратирование солей.

Водный раствор соли имеет нейтральную реакцию, если соль образована...

[1] сильным основанием и слабой кислотой;

[2] сильным основанием и сильной кислотой;

[3] слабым основанием и слабой кислотой;

[4] слабым основанием и сильной кислотой.

Какое вещество практически полностью гидролизуется в водном растворе?

[2] таких веществ не существует;

[1] Al2 S3;

[3] KCl; [4] H2SO4.

При сливании двух растворов, содержащих соответственно 2 моля бромида алюминия и 3 моля карбоната калия, при легком нагревании...

[1] образуется осадок и выделяется газ;

[2] образуется осадок, но газ не выделяется;

[3] выделяется газ, но осадок не образуется;

[4] не происходит никаких видимых изменений.

Водные растворы какой пары перечисленных солей имеют одинаковую реакцию (кислую, щелочную или нейтральную)?

[1] NH4ClO4, K3PO4 ; [2] Zn(NO3)2, NaHSO4;

[3] CuSO4, BaBr2; [4] Fe2(SO4)3, Na2CO3.

У какого из растворов наибольшее значение рН:

[1] C(H+) = 10-7 моль/л; [2] C(OH-) = 510-8 моль/л;

[3] C(OH-) = 10-4 моль/л; [4] C(OH-) = 510-10 моль/л?

Вычислите рН раствора уксусной кислоты, если степень диссоциации составляет 1 %:

[1] 0,77; [2] 2,77; [3] 3,77; [4] 4,77.

Определите рН раствора бромноватистой кислоты, константа диссоциации которой равна 2.8210-9, если в 1 л его содержится 12.041021 молекул HBrO:

[1] 3,15; [2] 4,25; [3] 5,15; [4] 6,25.

Вычислите рН насыщенного раствора гидроксида магния при 298

К, если его ПР = 5.6110-12:

[1] 7,7; 2)10,0; [3] 10,4; [4] 4,3.

Определите ПР карбоната бария при 298 К, если в 0.100 кг насыщенного раствора содержится 1.3810-3 кг соли:

[1] 510-9; [2] 710-5; [3] 1,410-2; [4] 410-4.

Вычислите константу диссоциации слабого однокислотного основания, если рН его 0.001 M раствора равен 9:

[1] 110-2; [2] 110-3; [3] 110-4; [4] 110-7.

Определите рН раствора, полученного при смешивании равных объемов 0.4 M гидроксида калия и 0.6 M соляной кислоты:

[1] 0,01; [2] 0,1; [3] 0,7; [4] 1,0.

–  –  –

Редактор З.А. Кунашева Подписано к печати 25.05.2009 г. Формат 60х84 1/16.

Печать офсетная. Бумага офсетная № 1. Печ. л. 9,1. Тираж 100 экз.

Заказ № 90/ ГОУ ВПО "Кемеровский государственный университет". 650043, Кемерово, ул. Красная, 6.



Похожие работы:

«Ученые записки Таврического национального университета им. В. И. Вернадского Серия "Биология, химия". Том 25 (64). 2012. № 2. С. 228-232. УДК 663.253.2:542.8 ГИДРАТАЦИЯ ОСНОВНЫХ КОМПОНЕНТОВ ВИН ПО ДАННЫМ ДИЭЛЕКТРИЧЕСКИХ ИЗМЕРЕН...»

«Бюллетень Никитского ботанического сада. 2006. Вып. 93 41 НЕКТАРИН С МУЖСКОЙ СТЕРИЛЬНОСТЬЮ: ХОЗЯЙСТВЕННАЯ И СЕЛЕКЦИОННАЯ ЦЕННОСТЬ Е.П. ШОФЕРИСТОВ, доктор биологических наук; Е.Г. ШОФЕРИСТОВА, кандидат биологических наук, Ю.А. ОВЧИННИКОВА Никитский ботанический сад – Национальный...»

«1 Цели освоения дисциплины Основной целью изучения дисциплины "Перспективные направления создания сортов" является формирование способностей применения основных лабораторных и полевых методов анализа в селекции и се...»

«НУРСУЛТАН НАЗАРБАЕВ ГЛОБАЛЬНАЯ ЭНЕРГОЭКОЛОГИЧЕСКАЯ СТРАТЕГИЯ УСТОЙЧИВОГО РАЗВИТИЯ В XXI ВЕКЕ НУРСУЛТАН НАЗАРБАЕВ ГЛОБАЛЬНАЯ ЭНЕРГОЭКОЛОГИЧЕСКАЯ СТРАТЕГИЯ УСТОЙЧИВОГО РАЗВИТИЯ В XXI ВЕКЕ ЭКОНОМИКА Астана Москва 2011 УДК 338.6...»

«ПЕРЕСТРОЙКА ВМЕСТО ПЕРЕБРОСКИ Заметки к истории отвергнутого проекта 16 августа 1986 года, открыв утренние газеты, страна прочитала о решении Политбюро ЦК КПСС: "РАССМОТРЕВ ВОПРОСЫ ОСУЩЕСТВЛЕНИЯ ПРОЕКТНЫХ И ДРУГИХ...»

«Пояснительная записка к рабочей программе по изучению биологии в 9 классе Рабочая программа составлена на основе Федерального Государственного стандарта, примерной программы основного общего образования (Сборник нормативных документов. Биология. Федеральный компонент государственного стандарта....»

«Ученые записки Таврического национального университета им. В. И. Вернадского Серия "Биология, химия". Том 26 (65). 2013. № 4. С. 9-21. УДК 591.471.37:597/599 К МЕТОДАМ БИОМЕХАНИЧЕСКИХ ИССЛЕДОВАНИЙ ТРУБЧАТЫХ КОСТЕЙ КОНЕЧНОСТЕЙ (ОБЗОРНАЯ СТАТЬЯ) Брошко Е.О. Ин...»

«Муниципальное общеобразовательное учреждение "Средняя общеобразовательная школа №14" г. Воркуты РАССМОТРЕНА УТВЕРЖДЕНА школьным методическим приказом директора объединением от 30.08.2013 № 410 учителей гуман...»

«Анастасия Парфенова Танцующая с Ауте Серия "Танцующая с Ауте", книга 1 OCR BiblioNet; Spellcheck – WayFinder; Вычитка – KLex (проект вычитки книг на Альдебаране) http://www.litres.ru/pages/biblio_book/?art=119726 Аннотация Чтобы выжить в мире, состоящем из опасностей...»

«МОБУ Магдагачинская СОШ №1 5 А класс Сегодня в выпуске: Что такое биология? 1 Что изучает биология 2 Великие открытия в биологи 2 Великие русские ученые биологи 3 Биологичес...»

«Аннотация к программе по биологии для 11 класса (профильный уровень) Рабочая программа разработана на основании следующих документов: Федерального компонента ГОС среднего (полного) общего образования по биологии (2004 г.), Федерального базисн...»

«УДК 373.5.016:57 ББК 74.262.8 Б63 Биология. 5—9 классы : рабочая программа к линии Б63 УМК под ред. В. В. Пасечника : учебно-методическое пособие / В. В. Пасечник, В. В. Латюшин, Г. Г. Швецов. — М. : Дрофа, 2017. — 54, [1] с. ISBN 978-5-358-19242-3 Рабочая программа разработана в соответствии с Федеральным государственным образоват...»

«Учные записки Крымского федерального университета имени В.И. Вернадского. География. Геология. Том 1 (67). №3. 2015 г. С. 59–77. УДК 631.4(477.75) ЭКОЛОГИЧЕСКИЕ НИШИ ПОЧВ КРЫМСКОГО ПОЛУОСТРОВА И КРАСНАЯ КНИГА ПОЧВ КРЫМСКОГО ПОЛУОСТРОВА Позаченюк Е. А., Табунщик В. А. Таврическая академия ФГАОУ ВО "Крымский федеральный университет и...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования "Нижневартовский государственный университет" Факультет экологии и инжиниринга Рабочая программа дисциплины (модуля) Б1.В.ДВ.3 Экологическая генетика Вид...»

«МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ УТВЕРЖДАЮ Заместитель Министра здравоохранения – Главный государственный санитарный врач Республики Беларусь _И.В. Гаевский 23.12.2013 Регистрационный № 007-1013 МЕТОД ПРОВЕДЕНИЯ ПОЛИМЕРАЗНОЙ...»

«1. ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА 1.1. МЕСТО ДИСЦИПЛИНЫ В СТРУКТУРЕ ООП Генетика в структуре ООП относится к разделу вариативных дисциплин для аспирантов по направлению подготовки 06.06.01 Биологические науки. Генетика. Логически и содержательно-методически она является необход...»

«Journal of Siberian Federal University. Engineering & Technologies, 2016, 9(1), 86-104 ~~~ УДК 621.43.038 Experimental Study of Reliability Indicators Injection Feeding System of Gasoline Engines in Road and Climatic Conditions of Central Asia Bakhrom A. Kayumov* Andijan Machi...»

«RU 2 353 978 C1 (19) (11) (13) РОССИЙСКАЯ ФЕДЕРАЦИЯ (51) МПК G09D 3/08 (2006.01) ФЕДЕРАЛЬНАЯ СЛУЖБА ПО ИНТЕЛЛЕКТУАЛЬНОЙ СОБСТВЕННОСТИ, ПАТЕНТАМ И ТОВАРНЫМ ЗНАКАМ (12) ОПИСАНИЕ ИЗОБРЕТЕНИЯ К ПАТЕНТУ (21), (22) Заявка: 2007123539/12, 18...»

«ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Рабочая программа по предмету "Технология" для средней ступени образования, 5, 6,7, 8 классов составлена на основе:Примерная программа по учебным предметам: Технология 5-9 классы(-М.: Просвещение, 2011);...»

«Рабочая программа по биологии 10 класс Рабочая программа по биологии составлена на основе Федерального компонента государственного стандарта среднего (полного) общего образования на базовом уровне и программы для общеобразовательных учреждений 5 – 11 класс под редакцией В...»

«Сергей Андронникович Павлович Знай и умей. Самодельные коллекции по ботанике и зоологии OCR – Черновол В.Г. http://www.litres.ru/pages/biblio_book/?art=157267 Знай и умей. Самодельные коллекции по ботанике и зоологии: Ленинградское отделение Детг...»

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ "ОРЕНБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ" МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ДЛЯ ОБУЧАЮЩИХСЯ ПО ОСВОЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ Б1.Б.2 ИСТОРИЯ Направление подготовки: Экология и природопользование Профиль п...»

«Наилучшие экологические практики в горной промышленности Баренцева региона Международная конференция 23-25 апреля 2013 года Наилучшие экологические практики в горной промышленнос...»








 
2017 www.kniga.lib-i.ru - «Бесплатная электронная библиотека - онлайн материалы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.