Контрольная работа по "Химии"

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 26 Января 2012 в 01:25, контрольная работа

Описание

При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите эквиваленты металла и его оксида. Чему равна атомная масса металла?

Работа состоит из  1 файл

Вариант 16 Химия Комсомольск.docx

— 48.68 Кб (Скачать документ)
При  окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите эквиваленты  металла и его оксида. Чему равна атомная масса металла?
Решение: 1. Схема уравнения реакции: 
16,74 г                                    21,54 г                     
Ме       +      O2  →     МеO  
Э (Ме)     Э (О) = 8 г/моль  
2. Масса кислорода, вступившая в реакцию: 
21,54 г – 16,74 г =  4,8 г 
3. По закону эквивалентов:

m (Ме)            -         m (O) 
Э (Ме)            -         Э (O) 
Э (Ме) = (16,74 г* 8 г/моль) / 4,8  г  =  27,9 г/моль 
4. Атомная масса металла: 
М (Ме) = Э (Ме)*В = 27,9*2 = 55,8 г/моль. 
5. Эквивалент оксида: 
Э (МеО) = Э  (Ме)  + Э  (О)  = 27,9  + 8 = 35,9 г/моль

Ответ: Эквивалент металла – 27,9 г/моль; эквивалент оксида металла – 35,9  г/моль; атомная масса металла - 55,8 г/моль.

 
 

36. Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента неверны:  
a) 1s22s22p53s1
б) 1s22s22p6
в) 1s22s22p63s23p63d4
г) 1s22s22p63s23p64s2
д) 1s22s22p63s23d2
Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?

ответ

Неправильно составлены электронные формулы под буквами: а, в, д. Потому что заполнение электронами  орбиталей должно происходить по правилу Клечковского, в атоме распределение электронов происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением. 
Составим последовательность заполнения орбиталей по этому правилу: 
1s < 2s <2p <3s <3p <4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и тд. 
Соответственно правильно составлены 1s22s22p6 (соответствует неону) и 1s22s22p63s23p64s2 (соответствует кальцию).
 

№56. Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III). 

Решение.

      Формулы оксидов и гидроксидов:

степень окисления +2 – CrO,    Cr(OH)2;

степень окисления +3 – Cr2O3,    Cr(OH)3;

степень окисления +6 – CrO3,    Cr(OH)6; 

Уравнения реакций, доказывающие амфотерность гидроксида хрома (III).

      Сr(ОН)3 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О

      Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6]  

Таким образом гидроксид хрома (3), легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т.е. проявляет амфотерные свойства. 

№76 Нарисуйте энергетическую схему образования молекулярного иона Н2 и молекулы Н2 по методу молекулярных орбиталей. Где энергия связи больше? Почему? 

Решение

   

                  а)     б)

На рисунке  а) показана схема образования иона Н2, а на рисунке б) схема образования молекулы Н2.

Энергия связи  молекулы водорода больше, так как  у нее оба электрона находятся  на связывающей молекулярной орбитали, а у иона один из электронов находится на разрыхляющей орбитали. 

№116. Вычислите ΔH0, ΔS0,  ΔG0T реакции, протекающей по уравнению

      ТiO2(к) + 2C(к) = Ti(к) + 2CО(г)

      Возможна  ли реакция восстановления ТiO2 углеродом при 1000 К и 3000 К?

Решение.

Выпишем абсолютные стандартные энтропии веществ участвующих  в реакции.

      ТiO2(к):        S1 = 50,3 Дж/(моль·К);

     Углерода  С(к):                          S2 = 5,69 Дж/(моль∙К);

      Титана  Ti(к):                          S3 = 30,7 Дж/(моль∙К);

     Окиси углерода СО(г):            S4 = 197,91   Дж/(моль·К)

Изменение энтропии в ходе реакции

   ΔS = ΣSпрод – ΣSисх =  S3 + 2 · S4 – S1 – 2 · S2 =

    = 30,7 + 2 · 197,91 – 50,3 – 2 · 5,69 = 364,84 Дж/(моль∙К)

Выпишем стандартные  энтальпии образования веществ  участвующих в реакции.

     TiO2(к):      ΔН1 = –943,9 кДж/моль;

      Окиси углерода СО(г):    ΔН4 = –110,52 кДж/моль;    

По закону Гесса находим изменение энтальпии  в ходе реакции

      ΔH = Σ ΔHпрод – Σ ΔHисх = 2 · ΔН4 – ΔН1 =

          =  –2 · 110,52 + 943,9 = 772,86 кДж/моль.

Тогда изменение энергии Гиббса при  температуре 1000 К

   ΔG°500 = ΔH – TΔS = 772,86 – 1000 · 0,36484 = 408,02 кДж/моль.

Так как ΔG°500 > 0 то эта реакция при указанной температуре не возможна. 

Тогда изменение энергии Гиббса при  температуре 3000 К

   ΔG°500 = ΔH – TΔS = 772,86 – 3000 · 0,36484 = –321,66 кДж/моль.

Так как ΔG°298 < 0 то эта реакция в при указанной температуре возможна.

№ 136

Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О (г) ↔ СО2(г) + Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO]исх = 0,10 моль/л; [Н2О] исх = 0,40 моль/л.

     Решение.

Равновесные концентрации определим из уравнения

откуда [СО2][Н2] =[СО][Н2О]

учитывая, что [СО] = [CO]исх – [СО2] и [Н2О] = [Н2О] исх – [СО2] и [СО2] = [Н2]

получим [СО2]2 = ([CO]исх – [СО2])( [Н2О] исх – [СО2])

[CO]исх2О] исх = [СО2] ([CO]исх + [Н2О] исх)

Откуда равновесные  концентрации

[СО2] = [Н2]=[CO]исх2О] исх /([CO]исх + [Н2О] исх) = 0,10 · 0,40 / (0,10 + 0,40) = 0,08 моль/л,

[СО] = [CO]исх – [СО2] = 0,10 – 0,08 = 0,02 моль/л,

2О] = [Н2О] исх – [СО2] = 0,40 – 0,08 = 0,32 моль/л. 
 

№156 Какую массу NaNO3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? 

Решение

      Массовая  концентрация раствора

            с = m / (m1 + m) ∙ 100%

      где m – масса растворенного вещества;

             m1 – масса растворителя. 

Откуда для  приготовления 20% раствора масса NaNO3 которую нужно растворить в 400 г воды

      m = m1 ∙ c / (100% – c) = 400 ∙ 20% / (100% – 20%) = 100 г.

Ответ: 100 г.

№176. Сколько граммов фенола C6Н5ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7˚? Криоскопическая константа бензола 5,1˚. 

Решение.

По закону Рауля, понижение температуры замерзания

     

    откуда находим  массу растворенного вещества

    где М = 6 · 12 + 16 + 6 = 94 г/моль – молекулярная масса  фенола;

          ΔТ = 1,7˚ – понижение температуры  кристаллизации;

          m1 = 125 г – масса растворителя;

                      К = 5,1˚ – криоскопическая константа. 

        г. 
 

№196. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями.

      а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+

      б) HCO3 + H+ = H2O + CO2

      в) Ag+ + Cl = AgCl

Решение

      а) ZnCl2 + H2S = ZnS + 2HCl

      б) NaHCO3 + HCl = H2O + CO2 + NaCl

      в) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3.

  №216. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 

Решенье

NaCN в большей степени подвергается гидролизу чем NaClO, так как синильная кислота менее сильная чем хлорноватистая. 

Уравнения гидролиза

CN + Н2О = (OH) + HCN

NaCN + Н2О = NaOH + HCN 

ClO + Н2О = (OH) + HClO

NaClO + Н2О = NaOH + HClO 

ZnCl2 в большей степени подвергается гидролизу чем MgCl2, так как гидроксид цинка более слабое основание, чем гидроксид магния. 

Уравнения гидролиза

Zn2+ + H2O = Zn(OH)+ + H+

ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl 

Mg2+ + H2O = Mg(OH)+ + H+

MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl 
 
 

Информация о работе Контрольная работа по "Химии"