Контрольные задания Вариант 1

1. Какими свойствами обладает гидроксид кальция и алюминия? Написать реакции, подтверждающие эти свойства. Назвать все соединения.

2. Написать формулы веществ: гидрокарбоната кальция, фосфата аммония, оксида железа (III), гидроксида цинка, серной кислоты, дигидроксохлорида хрома (III).

3. Ангидридом какой кислоты является Р₂О₅:

• фосфористой;

• двуфосфорной;

• ортофосфорной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

S → H₂S → SO₂ → Na₂SO₃ → Na₂SO₄ → BaSO₄.

Вариант 2

1. Назвать следующие оксиды и определить, к какому типу они относятся: Cl₂O₇, Cr₂O₃, FeO. Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Протекают ли в растворах реакции:

CuSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + CuCl₂;

FeS + K₂SO₄ → FeSO₄ + K₂S?

Ответ мотивировать.

3. Какие из гидроксидов могут образовать основные соли: а) NaOH, б) Cu(OH)₂, в) Са(ОН)₂? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Mg(OH)₂ → Mg(NO₃)₂ → MgCO₃ → MgCl₂ → Mg → MgO.

Вариант 3

1. Какие из указанных кислот могут образовать кислые соли: а) H₂S, б) H₂SO₄, в) HNO₃? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Назвать следующие соединения: SO₂, КН₂PO₄, (MgOH)₂SO₄, K[Cr(ОH)₄(H₂O)₂], NaNO₂.

3. Ангидридом какой кислоты является Cl₂О₇:

• хлорной;

• хлорноватой;

• хлорноватистой?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Al → NaAlO₂ → Al₂(SO₄)₃ → Al(NO₃)₃ → Al(OH)₃ → Al₂O₃.

Вариант 4

1. Написать формулы соединений фосфата аммония-магния, оксида марганца (VII), сульфида водорода, гидросульфита бария, карбоната дигидроксохрома (III).

2. Как доказать амфотерный характер Zn, ZnO и Zn(OH)₂? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: SiO₂, SO₂, SO₃, NO₂, N₂O₃? Написать соответствующие уравнения реакций.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

NO₂ → HNO₃ → NaNO₃ → NaNO₂ → NO₂ → NaNO₃.

Вариант 5

1. Написать реакции превращения хлорида алюминия в основные соли, назвать все соединения.

2. Назвать следующие соединения: Zn(NO₃)₂, Al(OH)(NO₃)₂, Fe(OH)₂, NaHS, H₃BO₃, Na₂CrO₄, СО.

3. Написать формулы оксидов, соответствующих следующим гидроксидам и кислотам: H₂SiO₃, Fe(OH)₃, H₃AsO₄, Mn(OH)₂. Назвать все соединения.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Na₃PO₄ → NaCl → Na → Na₂O₂ → NaOH → Na₃PO₄.

Вариант 6

1. В сокращенном ионном уравнении

2H⁺ + ? = CO₂­ + H₂O

пропущена формула иона. Написать и назвать этот ион.

2. Ангидридом какой кислоты является Cl₂О:

• хлорной;

• хлорноватой;

• хлорноватистой?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? кислоты с основанием? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Сa₃(PO₄)₂ → Р → Mg₃Р₂ → РН₃ → Р₂O₅ → К₃PO₄.

Вариант 7

1. Ангидридом какой кислоты является SО₃:

• cероводородной;

• сернистой;

• серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

2. Назвать следующие соединения: (NH₄)₂HPO₄, Al(OH)₂Cl, KClO₃, HNO₂, Sn(OH)₂, Na₂Cr₂O₇, СО₂, NaAlO₂.

3. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах FeO и Cs₂O. Назвать все соединения.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

ВaCl₂ → Ba(NO₃)₂ → BaO → Ba(ОН)₂ → BaCl₂ → BaSO₄.

Вариант 8

1. Написать реакции превращения ортофосфата натрия в кислые соли, назвать эти соли.

2. Ангидридом какой кислоты является N₂О₅:

• азотной;

• азотистой;

• азотистоводородной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии оксида с кислотой? соли с солью? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Сa → СаО → Са(ОН)₂ → СаСО₃ → Са(НСО₃)₂ → СаСl₂.

Вариант 9

1. Написать формулы соединений метахромита натрия, сульфата гидроксоалюминия, гидроарсената натрия, оксида хрома (VI), хлорной кислоты, фосфата кальция.

2. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида цинка и 2 моль ортофосфорной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: СO₂, SO₂, SO, NO, N₂O₅? Написать соответствующие уравнения реакций.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

К → К₂O → КOH → К₃PO₄ → КOH → КNO₃.

Вариант 10

1. Написать уравнения реакций, доказывающие кислотные свойства SeO₂, Mn₂O₇, CrO₃. Назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является N₂О₃:

• азотной;

• азотистой;

• азотистоводородной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Назвать следующие соединения: Са(H₂PO₄)₂, (Сr(OH)₂)₂SO₄, NaClO, NH₄NO₂, Sn(OH)₄, K₂MnO₄, SО₃.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Fe → FeCl₃ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → Fe → FeCl₂.

Вариант 11

1. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида алюминия и 1 моль серной кислоты? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является Р₂О₃:

• фосфористой;

• двуфосфорной;

• ортофосфорной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Написать формулы соединений хромата натрия, гидроксокарбоната хрома (III), гидроксида железа (III), оксида марганца (IV), хлорноватой кислоты, дигидрофосфата аммония.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

SiO₂ → Si → Mg₂Si → SiH₄ → SiO₂ → SiF₄.

Вариант 12

1. С какими веществами реагирует соляная кислота: а) N₂O₅; б) Zn(OH)₂; в) AgNO₃; г) H₂SO₄? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

2. Какое соединение образуется при реакции 1 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида углерода (IV)? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ba(OCl)₂, MgSO₄ ∙ 7H₂O, К₂Н₂Р₂О₇, СrOHSO₄, MnO, Н₂СО₃, SbONO₃.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Al → Al₂O₃ → NaAlO₂ → Al(OH)₃ → Al₂O₃ → Al.

Вариант 13

1. Как доказать амфотерный характер Al, Al₂O₃ и Al(OH)₃? Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Ангидридом какой кислоты является SО₃:

• сероводородной;

• сернистой;

• серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

3. Написать формулы соединений сульфида свинца (II), ортофосфата серебра, хлористой кислоты, гидроксосульфата алюминия, гидросульфита алюминия, оксида марганца (VII).

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Li → Li₂O → LiOH → Li₂SO₄ → LiOH → LiCl.

Вариант 14

1. Назвать следующие оксиды и определить, к какому типу они относятся: BeO, CO₂, CaO. Ответ подтвердить уравнениями реакций. Назвать все соединения.

2. Какое соединение образуется при реакции 2 моль гидроксида натрия и 1 моль оксида углерода (IV)? Написать соответствующее уравнение реакции и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ba(OCl₄)₂, CuSO₄ ∙ 5H₂O, CaНРО₄, FeOHCO₃, SnO₂, Н₂CrО₄, KMnO₄.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Zn → ZnBr₂ → Zn(NO₃)₂ → Zn(OH)₂  Na₂ZnО₂ → ZnSO₄.

Вариант 15

1. Ангидридом какой кислоты является SО₂:

• сероводородной;

• сернистой;

• серной?

Ответ подтвердить уравнением реакции.

2. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с металлом? соли с основанием? Написать соответствующие уравнения реакций и назвать все соединения.

3. Назвать следующие соединения: Ca(OCl₂)₂, Na₂CO₃ ∙ 10H₂O, К₂НРО₄, AlOHCl₂, Mn₂O₇, Н₂SiО₃, CaCrO₄.

4. Осуществить следующие превращения. Уравнения реакций написать в молекулярной и сокращенной ионной формах. Назвать получающиеся вещества.

Р → Сa₃P₂ → РН₃ → Р₂O₅ → Н₃PO₄ → NaН₂PO₄.

Работа 3

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ЭНТАЛЬПИИ

РАЗЛИЧНЫХ ПРОЦЕССОВ КАЛОРИМЕТРИЧЕСКИМ

МЕТОДОМ

Цель работы: сформировать навыки определения изменения энтальпии процессов растворения безводной соли и нейтрализации кислоты основанием калори­метрическим методом.

Основные теоретические положения

Энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические реакции и другие физико-химические процессы, входят в круг задач, изучаемых термодинамикой. Объектом изучения в термодинамике является система – тело или группа тел, мысленно (или фактически) обособляемых от окружающей сре­ды. Любая система обладает оп­ределенным запасом энергии, которая называется внутренней энергией U.

Внутренняя энергия системы складывается из суммы потенциальной энергии взаимодействия всех частиц системы между собой и кинетической энергии движения этих частиц. Абсолютное значение внутренней энергии системы определить достаточно сложно, поэтому пользуются величиной из­менения внутренней энергии U. Величина U не зависит от способа пере­хода системы из одного состояния в другое и определяется как разность между значениями внутренней энергии системы в конечном и начальном состояниях.

Изменение внутренней энергии в каком-либо процессе связано с об­меном энергией в форме теплоты q и работы А между системой и внешней средой. Теплота q – это мера энергии, передаваемая от одного тела к другому за счет разницы температур путем теплопроводности или излуче­ния. Работа А представляет собой ту энергию, которая передается от те­ла к телу за счет перемещения массы под действием силы. Единица изме­рения U, А и q в системе СИ – Джоуль (Дж). Поскольку значения данных ве­личин зависят от количества вещества в системе, их принято относить к единице количества вещества – Дж/моль. Используется также кратная единица – кДж/моль.

Количественную связь между U, А и q устанавливает первый закон термодинамики: при любом процессе приращение внутренней энергии U системы рав­но количеству сообщенной системе теплоты q минус работа А, совершаемая системой:

U = q – А. (5)

Если химический процесс протекает при постоянном давлении (P = const, например, в открытой колбе), а система может совершать только работу расширения, которая равна

А = Р  V,

то выра­жение (5) принимает вид

q_Р = U + Р  V. (6)

Величина V = V₂ – V₁, а U = U₂ – U₁ , тогда формула (6) примет вид

q_Р = (U₂ + Р  V₂) – (U₁ + Р  V₁).

Сумма U + P  V = H называется энтальпией системы.

Энтальпия Н – это энергия системы, включающая внутреннюю энергию и работу расширения. Единица измерения Н в системе СИ – Дж/моль. Аналогично U величина приращения энтальпии Н вычисляется по формуле

H = H_к – H_н ,

тогда первый закон термодинамики для изобарического процесса при­мет вид

q_Р = Н. (7)

Формула (7) означает, что теплота, сообщенная системе при постоянном давлении, расходуется на приращение энтальпии системы.

Тепловым эффектом Q какого-либо процесса называют количество теп­лоты, которое поглощается или выделяется при полном необратимом проте­кании процесса при условии, что давление и температура (или объем и температура) не изменяются. Тепловой эффект Q и термодинамическая теп­лота q связаны между собой соотношением

Q = –q.

Сравнивая это выражение с уравнением (7), можно заключить, что тепловой эффект какого-либо процесса, измеренный при постоянном давле­нии и температуре (Q_Р), равен изменению энтальпии процесса, который берется с обратным знаком:

Q_Р = –Н. (8)

Если в результате процесса теплота выделяется (Q_Р > 0 или Н < 0), то реакцию называют экзотермической. И наоборот, если в результате про­цесса теплота поглощается (Q_Р < 0 или Н > 0), то реакция эндотермичес­кая.

Основным законом термохимии (раздела химии, изучающего тепловые эф­фекты химических реакций и других процессов) является закон Гесса (1840), который гласит: тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется лишь природой и физическим состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Величина Н зависит от температуры. Для сравнения Н различных процессов их значения приведены к стандартным условиям (ст.у.): Р = 101 325 Па, Т = 298,15 К. Изменение энтальпии в стандартных условиях обозначают символом Н .

Помимо изменения энтальпии химических реакций различают несколько специальных видов тепловых эффектов:

1. Энтальпия образования вещества DН_f – это изменение энтальпии реакции образования 1 моль данного соединения из простых веществ, устойчивых при данных Т и Р. Энтальпия образования вещества в стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования и обоз­начается Н (Дж/моль). Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в ст.у., приняты равными нулю.

2. Энтальпия растворения – это изменение энтальпии процесса растворения вещества в определенном растворителе. Данная характеристика зависит от концентрации полученного раствора, температуры, природы раство­ряемого вещества и растворителя. Изменение энтальпии, которое наблюда­ется при растворении 1 моль вещества в 1000 г растворителя, называется интегральной энтальпией растворения DН_m.

Растворение большинства кристаллических веществ протекает в три стадии:

– разрушение кристаллической решетки (процесс сопровождается поглощением теплоты, DН_реш > 0);

– равномерное распределение частиц растворенного вещества между молекулами растворителя (диффузия), DН_дифф < 0;

– взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя – сольватация (сопровождается выделением теплоты, DН_сольв < 0).

Таким образом, энтальпия растворения складывается из трех характеристик: изменения энтальпии разрушения кристаллической решетки DН_реш , изменения энтальпии диффузии DН_дифф и изменения энтальпии соль­ватации DН_сольв (если растворителем является вода, то процесс называют гидратацией, DН_гидр):

DН_m = DН_реш + DН_дифф + DН_сольв .

В связи с этим величина DН_m может быть как положительной, так и отрицательной в зависимости от природы веществ. Теплоту растворения достаточно легко определить экспериментально.

3. Энтальпия нейтрализации – это изменение энтальпии системы при реакции нейтрализации кислоты основанием DН_нейтр. Для реакций нейтра­лизации водных растворов сильных кислот сильными основаниями характер­но постоянное значение DН_нейтр (закон постоянства теплоты нейтрализа­ции). Так, энтальпия нейтрализации, определенная в стандартных условиях DН для процесса нейтрализации 1 моль эквивален­тов любого сильного основания 1 моль эквивалентов любой сильной кислоты составляет -55,9 кДж/моль. Подобное обстоятельство связано с тем, что, согласно теории электролитической диссоциации, процесс нейтрализации сводится к образованию молекулы воды из ионов по реакции

Н⁺ + ОН^– = Н₂О, DН = -55,9 кДж/моль.

Энтальпия нейтрализации для процесса взаимодействия слабых кислот с сильными основаниями или слабых оснований с сильными кислотами не сохраняет постоянного значения, так как в этом слу­чае реакция нейтрализации сопровождается одновременной диссоциацией слабого электролита на ионы. DН_дисс , т.е. изменение энтальпии системы при распаде 1 моль электролита на ионы, может быть как положительным, так и отрицательным (это зависит от природы электролита). Поэтому DН_нейтр слабых кислот или слабых оснований может быть больше или меньше -55,9 кДж/моль. Например, изменение энтальпии нейтрализации фтороводородной кислоты гидроксидом калия равно -66,9 кДж/моль, а синильной кислоты едким натром – -53,9 кДж/моль.

Изменение энтальпии большинства химических реакций можно рассчи­тать теоретически, используя справочные данные о значениях стандартных энтальпий образования веществ. Согласно следствию из закона Гесса,

где DН° – изменение энтальпии химической реакции; – сумма энтальпий образования продуктов реакции, умноженных на соответству­ющие стехиометрические коэффициенты; – аналогичная сумма для исходных веществ.

Тепловые эффекты различных процессов измеряют в специальных при­борах, называемых калориметрами. При калориметрических опытах величина и знак теплового эффекта определяются по изменению температуры калори­метра Dt:

где Dt = (t_кон – t_нач) – разность между конечной и начальной температурами содержимого калориметра, К (С); C_w – суммарная теплоемкость системы, Дж/(г · град).

Теплоемкостью называют количество теплоты, которое необходимо со­общить системе для увеличения ее температуры на 1 градус.

Основным узлом калориметра является калориметрический сосуд, име­ющий изотермическую оболочку, которая необходима для точного учета теплообмена между калориметром и внешней средой. Калориметр также имеет теплоизолирующую крышку с отверстиями для ввода веществ, термометра и мешалки.