- •Сборник задач и упражнений
- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
Задачи для самостоятельного решения
I. Пользуясь методом полуреакций, подобрать коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, определить ЭДС гальванического элемента, составленного из рассматриваемых электрохимических систем.
SO2+K2Cr2O7 + H2SO4 ...
H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ...
H2O2+PbO2+CH3COOH Pb(CH3COO)2 +...
Na2SO3 + KJO3 + H2SO4 ...
5. KJ + O3 + Н2О О2+ ...
6. H2S + H2SO3 ...
7. O2 + FeSO4 + H2O ...
8. KJ + KNO2 +H2SO4 ...
9. HC1 + HNO3 ...
10. H2S + KMnO4 + H2SO4 ...
11. Kbr + MnO2 + H2SO4 ...
12. H2O2 + KMno4 + H2SO4 ...
13. Kbr + KMnO4 + H2O ...
14. MnSO4 + KMnO4 + Н2О ...
15. PbO2 + HC1 ...
16. FeSO4 + H2O2 + H2SO4 ...
17. Cr(OH)3 + Br2 + NaOH ...
18. NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 ...
19. NaNO2 + KmnO4 +Н2О ...
20. A1 + NaOH + Н2О ...
21. K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 ...
22. K2Cr2O7 + Hbr ...
23. K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 ...
24. C12 + KOH KC1O + ...
25. Cu + HNO3 NO2 + ...
26. Zn + HNO3 NH4NO3 + ...
27. Mg + HNO3 N2O + ...
28. Ag + HNO3 NO + ...
29. KC1O + KJ + H2SO4 KC1 + ...
30. KC1O + KJ + H2O KC1 + ...
II. В приведенных схемах определите направление реакции и написать ее полное уравнение.
H2S + HC1O H2SO4 + C12 + ...
KC1 + J2 + K2SO4 KC1O3 + KJ + H2SO4
JO3- + A1 + H+ J-+A13++...
C1O- + C1- + H+ C12 + ...
Zn +OH- + ... Zn(OH)42- + H2
A1 + OH- +... Al(OH)63- + H2
S + J- + ... S2-+JO3- + H+
Mn2++Br2 MnO4- + Br- + ...
Cr3++Fe3+ Cr2O72- + Fe2+ + ...
Cr(OH)63- + C1O- CrO42- + C1-+ ...
HC1 + H2SO4 C12 + H2SO3
H2S + H2O2 SO42- + H+ + H2O
Pb2++NO3- +H2O PbO2 + H++NO2-
C12 + J2 + H2O HC1 + HJO3
FeSO4 + HNO2 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + NO + ...
III Вопросы
Можно ли провести окисление Mn2+ до MnO4- действием С12, NO3-, S2O82-, JO3- ?
Будет ли азотистая кислота а) окисляться действием KMnO4 в нейтральных и кислых средах, б) восстанавливаться до NO сернистой кислотой? Для возможных случаев написать уравнения реакций.
Могут ли (и в каком направлении) протекать реакции, если смешать растворы a) KC1, KNO2, H2SO4; б) KJ, KNO2, H2SO4; в). HgCl2 и KJ?
могут ли одновременно существовать в растворе KJO3 и KJ; HJ и HClO; KBr и KMnO4?
Cмешаны подкисленные растворы а) KMnO4 и FeSO4; б) KNO3 и KMnO4 в)Fe2(SO4)3 и K2Cr2O7. Между какими из этих веществ будет протекать реакция и чем это определяется?
5. Химическая кинетика
Скорость реакции - это изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции в единицу времени. Средняя скорость реакции (v) в интервале времени от t1 до t2 определяется соотношением
v = (С2 - С1)/ (t2 - t1) = С/t,
где С1 и С2 - молярная концентрация любого участка реакции в моменты времени t1 и t2; знак ““ относится к концентрации исходных веществ, которые расходуются в результате протекания реакции (С ), а знак ““ - к концентрации продуктов реакции (С ).
Истинная скорость - это скорость реакции в данный момент времени t. Она определяется соотношением
v = dc/dt.
Все вещества в уравнениях реакции связаны стехиометрическим соотношением, поэтому для реакции, записанной в общем виде
аА + bB cC + dD, (1)
получаем
-1/аdC(А)/dt= -1/bdC(B)/dt = 1/сdC(С)/ dt =1/ddC(D)/dt.
Пример 1
Через некоторое время после начала реакции
3А + В 2C + D
концентрации веществ составили А = 0,03 моль/л; В = 0,01 моль/л; С = 0,08моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?
Решение
Запишем химическую реакцию и обозначим под ней концентрации веществ в начальный (t = 0) и текущий (t) моменты времени.
3А + В 2C + D
t = 0 x y 0 0
t 0,03 0,01 0,08
Предположим, что за время t концентрация веществ В изменилась на величину Z. Тогда, в соответствии с уравнением химической реакции, за тот же промежуток времени должно было прореагировать в 3 раза больше вещества А, что, в свою очередь, привело бы к изменению его концентрации на величину, равную 3Z. При этом концентрация вещества С должна была бы возрасти на величину 2Z, а концентрация вещества D - на величину Z. Таким образом:
2Z = 0,08 моль/л, откуда Z = 0,04 моль/л;
х = 0,03 + 3Z = 0,03 + 30,04 = 0,15 моль/л,
Ао = 0,15 моль/л;
у = 0,01 + Z = 0,01 + 0,04 = 0,05 моль/л,
Во = 0,05 моль/л.
Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции, - природа реагирущих веществ; их концентрация (давление, если в реакции участвуют газы); температура; присутсвие катализатора; площадь поверхности соприкосновения (для гетерогенных реакций).