- •Сборник контрольных работ по курсу общей химии
- •Рецензенты:
- •Содержание
- •1. Основные классы неорганических соединений
- •1.1. Назовите вещество и укажите класс химических соединений:
- •1.2. Напишите формулы следующих соединений:
- •1.3. Составьте уравнение реакции получения следующего соединения и рассчитайте массы реагентов, необходимых для получения 1 г вещества:
- •1.4. Напишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что другие вещества можно использовать только в качестве катализаторов:
- •1.5. Изобразите структурные формулы следующих соединений:
- •2. Основные законы химии
- •2.1. Рассчитайте давление в сосуде:
- •2.2. Вычислите эквивалентную массу:
- •2.3. Определите простейшую формулу вещества, если оно содержит (по массе):
- •2.4. Расставьте стехиометрические коэффициенты в реакциях и рассчитайте, какую массу второго реагента необходимо взять на 1 г первого, чтобы реакция прошла до конца:
- •2.5. Определите, какие продукты и в каком количестве (по массе) получатся при взаимодействии (обратите внимание на избыток одного из реагентов):
- •3. Строение атома и химическая связь
- •3.2. Определите, относится ли данная электронно-ячеечная формула к основному, возбужденному или невозможному состоянию атома, назовите химический элемент и укажите его порядковый номер:
- •3.3. Напишите уравнения ядерных реакций:
- •3.4. Определите тип гибридизации и пространственное строение следующих молекул и ионов:
- •3.5. Объясните с помощью метода молекулярных орбиталей возможность образования следующих молекул и ионов, определите порядок связи, установите, являются ли они диамагнитными или парамагнитными:
- •4. Химическая термодинамика
- •4.1. Используя справочные данные вычислить тепловой эффект реакции:
- •4.2. Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии:
- •4.3. Вычислите изменение свободной энергии Гиббса и определите возможность протекания реакции при стандартных условиях:
- •5. Химическая кинетика и равновесие
- •5.1. Определите порядок реакции и рассчитайте, как изменится начальная скорость гомогенных химических реакций согласно закону действующих масс:
- •5.2. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении температуры:
- •5.3. Определите, в каком направлении сместится равновесие гомогенных химических реакций (для оценки влияния температуры на положение химического равновесия рассчитайте δн реакции):
- •5.4. Найдите константы равновесия гомогенных химических реакций и исходные концентрации реагентов, если в закрытом сосуде установились следующие равновесные концентрации:
- •6. Растворы
- •6.1. Определите массовую долю (в %) и молярную концентрацию раствора, содержащего:
- •6.2. Определите массовую долю (в %) и моляльную концентрацию растворов, полученных смешением:
- •6.3. Определите относительное понижение давления пара над раствором, содержащим:
- •6.4. Найдите температуру кипения раствора, содержащего:
- •6.5. Найдите температуру замерзания раствора, содержащего:
- •7. Теория электролитической диссоциации
- •7.1. Запишите уравнения электролитической диссоциации следующих растворов электролитов и определите значение изотонического коэффициента при бесконечном разбавлении раствора:
- •7.2. Определите pH следующих растворов электролитов (изменением объема при смешении растворов пренебречь):
- •7.3. Запишите полные ионные, сокращенные ионные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей и определите реакцию среды:
- •7.4. Рассчитайте степень диссоциации в следующих растворах слабых электролитов, пользуясь справочными данными о Ка (для многоосновных кислот учитывайте только первую ступень диссоциации):
- •8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1. Определите степени окисления элементов в веществах:
- •8.2. Укажите, какие атомы окисляются, а какие восстанавливаются в указанных схемах, и определите, как изменяется их степень окисления:
- •8.3. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным способом:
- •8.4. Определите, в каком направлении протекает реакция в системе, используя справочные данные о стандартных восстановительных потенциалах полуреакций:
- •9. Электрохимические процессы и системы
- •9.1. Вычислите электродные потенциалы металлов, находящихся в контакте с растворами их солей заданной концентрации, при 25с:
- •9.2. Напишите уравнения электродных реакций на катоде и аноде и вычислите эдс гальванических элементов при 25с, для которых указаны концентрации ионов металла в растворах:
- •9.3. Каковы катодные и анодные процессы (угольный анод) при электролизе водного раствора, содержащего смесь солей:
- •9.5. Напишите уравнения, отражающие анодный и катодный процессы при электрохимической коррозии в указанных ниже системах:
- •10. Примеры решения типовых задач
- •Литература
- •Издательство «Экоцентр»
5. Химическая кинетика и равновесие
Скорость реакции оценивается по изменению концентраций участвующих в реакции веществ , гдес – концентрация, моль/л (М); t – время, с. Для одностадийной реакции A + B → P основной закон химической кинетики (закон действующих масс) имеет вид: v = k cA cB, где k – константа скорости реакции.
Влияние температуры на скорость реакции определяется уравнением Аррениуса: k = Ae(-Ea/RT), где Ea – энергия активации. Если известны константы скорости реакции при двух температурах, то .
Для приближенных расчетов используют правило Вант-Гоффа: , где – температурный коэффициент.
Для обратимой реакции aA + bB cC + dD константа равновесия имеет вид:
.
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается так, чтобы компенсировать это воздействие.
5.1. Определите порядок реакции и рассчитайте, как изменится начальная скорость гомогенных химических реакций согласно закону действующих масс:
2H2O2 2H2O + O2; v = k [H2O2]; если разбавить раствор в 4 раза
2NO2 2NO + O2; v = k [NO2]2; если уменьшить давление в 2 раза
2N2O 2N2 + O2; v = k [N2O]; если уменьшить объем в 3 раза
2NO + H2 N2O + H2O; v = k [NO]2[H2]; если увеличить давление в 2 раза
2O3 3O2; v = k [O3]; если увеличить давление в 2 раза
I2 + H2O HI + HIO; v = k [I2]; если разбавить раствор водой в 4 раза
2NO + Cl2 2NOCl; v = k [NO]2[Cl2]; если увеличить давление в 3 раза
C2H2 + H2 C2H4; v = k [C2H2][H2]; если увеличить давление в 2 раза
2NO + O2 2NO2; v = k [NO]2[O2]; если увеличить конц. NO в 3 раза
CO + Cl2 COCl2; v = k [CO][Cl2]3/2; если увеличить концентрации реагирующих веществ в 4 раза
HCHO H2 + CO; v = k [HCHO]2; если уменьшить объем в 2 раза
2F2O 2F2 + O2; v = k [F2O]2; если увеличить давление в 2 раза
H2 + I2 2HI; v = k [H2][I2]; если увеличить конц. Н2 в 3 раза
H2 + Br2 2HBr; v = k [H2][Br2]1/2; если уменьшить давление в 4 раза
2ICl + H2 2HCl + I2; v = k [ICl][H2]; если увеличить объем в 3 раза
C2Cl4 + Cl2 C2Cl6; v = k [Cl2]3/2; если увеличить конц. С2Cl4 в 3 раза
2NO + 2H2 N2 + 2H2O; v = k [NO]2[H2]; если уменьшить конц. Н2 в 3 раза
2HI H2 + I2; v = k [HI]2; если увеличить объем в 2 раза
HCOOH H2O + CO; v = k [HCOOH]; если увеличить конц. HCOOH в 3 раза
2NO + Br2 2NOBr; v = k [NO]2[Br2]; если уменьшить давление в 3 раза
5.2. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении температуры:
при повышении Т от 20ºС до 50ºС, если k10º = 6 c-1 и k20º = 18 c-1
при повышении Т от 290 K до 300 К, если Ea = 50,1 кДж/моль
при повышении Т от 20ºС до 60ºС, если = 2
при повышении Т от 20ºС до 60ºС, если k30º = 1,5 с-1 и k50º = 6 с-1
при понижении Т от -100ºС до -200ºС, если Ea = 20 кДж/моль
при повышении Т от 300 К до 350 К, если = 3
при повышении Т от 400 К до 500 К, если Ea = 60,3 кДж/моль
при повышении Т от 500 К до 1000 К, если Ea = 38,2 кДж/моль
при понижении Т от 90ºС до 30ºС, если = 2
при понижении Т от 25ºС до 10ºС, если = 2
при повышении Т от 300 К до 320 К, если Ea = 60,4 кДж/моль
при повышении Т от 27ºС до 37ºС, если Ea = 10 кДж/моль
при понижении Т от -10ºС до -50ºС, если Ea = 25 кДж/моль
при повышении Т от 320 до 350К, если k320К = 10 с-1 и k330K = 25 c-1
при повышении Т от 25ºС до 50ºС, если = 3
при понижении Т от 250 К до 220 К, если Ea = 35,7 кДж/моль
при повышении Т от 260 К до 400 К, если Ea = 30,8 кДж/моль
при повышении Т от 60ºС до 100ºС, если = 3
при повышении Т от 200 К до 220 К, если Ea = 16,9 кДж/моль
при понижении Т от 180 К до 20 К, если Ea = 4,2 кДж/моль