Контрольная работа по "Химии"

К_р=

V₁= k×C_co2

V₂= k×4×C_co2

 

Скорость реакции  увеличится в 4 раза. Для повышения выхода CO необходимо уменьшить давление, увеличение давления в системе вызовет уменьшение объема и увеличение концентраций газообразных веществ.

СТР. 20 1109

Какой объем 10%-ного раствора Na₂CO₃ (плотность 1.105 г/см³) требуется для приготовления 5 л 2%- ного раствора (плотность 1.02 г/см³)?

Для приготовления 5л 2%- ного раствора (плотность 1.02 г/см³) необходимо:

m(Na₂CO₃) = m_р×ω(Na₂CO₃)=V_р×ρ× ω(Na₂CO₃)

m(Na₂CO₃) = 5000×1.02×0.02=102 г.

Вычислим массу  m_р и V_р раствора с ω(Na₂CO₃)=10% в котором содержится 102г Na₂CO₃

m_р===1020г.

V_р= ==923.077 мл.

СТР. 20 1209

На нейтрализацию 31 см³ 0.16 н раствора щелочи требуется 217 см³ раствора H₂SO₄ Чему равны нормальность и титр раствора H₂SO₄?

С_н(А)×V(A) = С_н(В)×V(B),

С_н(А) и С_н(В) – нормальности веществ A и B (щелочи и кислоты) в соответствующих объемах растворов V(A) и V(B).

С_н(Щ)×V(Щ) = С_н(К)×V(К)

С_н(К) =

С_н(К) ==0.02 н

M_eq(H₂SO₄)= = =49 г/моль

Масса кислоты в  растворе:

m(К)= n_eq(к)×M_eq(К)

m(К)= 0.02×49=0.98 г

Т(К) = ==0.0045 г/мл

 

 

 

 

 

 

 

СТР. 22 1110

Какова концентрация  водородных ионов 1н HCN?

Из табл. 2 приложения  К_дис=7.9×10^-10

HCN = H⁺ + CN^-   слабый электролит

Концентрация ионов  водорода в слабом электролите равна: [H⁺] = α×С, где

α- степень диссоциации, С- молярная концентрация, моль/л

С_н=С_м=1 моль/л

α=       подставим в

[H⁺] = α×С = ×С===2.8×10^-5 моль/л

 

СТР. 22 1210

В растворе бензойной  кислоты HC₇H₅O₂ концентрация ионов водорода H⁺ равна 3×10^-3 моль/л. Вычислите концентрацию этого раствора.

Из табл. 2 приложения  К_дис=6.14×10^-5

 HC₇H₅O₂= H⁺ + C₇H₅O₂ ^-  слабый электролит

Концентрация ионов  водорода в слабом электролите равна: [H⁺] = α×С, где

α- степень диссоциации, С- молярная концентрация, моль/л

α=            С=

[H⁺] = α×С         C=

Приравняем  С  : == K_дис×α = α²×[H⁺]

α =   подставим : С== ==0.147 моль/л

СТР. 24 1111

Определить концентрации ионов [H⁺] и [OH^-] в растворе, водородный показатель которого равен 11.4

рН= - потенцируем это выражение:

[H⁺]= 10^-рН=10^-11.4=3.98×10^-12 моль/л

[OH^-] = = =2.51×10^-3 моль/л

 

 

СТР. 24 1211

Вычислить рН раствора, если концентрация ОН^- равна:

А. 2.52×10^-5 моль/л        Б. 10^-11 моль/л

рОН= -

А.   рОН= =5-0,40=4.6                  Б.  рОН= =11               

рОН + рН= 14                                                          рОН + рН= 14

рН= 14 – рОН                                                          рН= 14 – рОН 

рН=14-4.6=9.4                                                         рН=14-11=3

СТР. 25 1112

Вычислить растворимость Sb₂S₃ и концентрацию каждого из ионов.

ПР(Sb₂S₃) = 3×10^-27 из табл 3

Sb₂S₃ = 2Sb³⁺ + 3S^2-

ПР(Sb₂S₃)= [Sb³⁺]²×[S^2-]³

Р(Sb₂S₃) = [Sb₂S₃]=2 [S^2-]

[S^2-] =3 [Sb³⁺]

ПР(Sb₂S₃)= [Sb³⁺]²×[S^2-]³=[Sb³⁺]²×(3 [Sb³⁺])³=27×([Sb³⁺])⁵

[Sb³⁺] = ==2.56×10^-6 моль/л

[S^2-] =3 [Sb³⁺] = 2.56×10^-6 ×3 = 7.683 = 7.68×10^-6 моль/л

Р(Sb₂S₃) = [Sb₂S₃]=2 [S^2-] = 2×7.68×10^-6= 1.536×10^-5 моль/л

СТР. 25 1212

Вычислить растворимость  FeS  при 25^оС, испорльзуя справочные данные по произведению растворимости. ПР(FeS) =

FeS = Fe²⁺ + S^2-

Р(FeS) = [FeS] = [Fe²⁺]

[S^2-] = [Fe²⁺]

ПР(FeS) = [Fe²⁺]×[S^2-]=[Fe²⁺]²

Р(FeS) = ==2×10^-9 моль/л

Р(FeS) = [FeS] = [Fe²⁺]=[S^2-]=2×10^-9 моль/л

 

 

 

СТР. 26 1113

Составить молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

А. CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂

    CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂CO₃

Б.  Al(OH)₃ + OH^- = AlO₂^- +2H₂O

     Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ +2H₂O

B.  2J₂ + Pb²⁺ = PbJ₂

      2KJ + Pb(NO₂)₂ = PJ₂ + 2 KNO₃

СТР. 26 1213

Составить ионные и  молекулярные уравнения реакций:

A. Be(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Be(OH)₄

    Be(OH)₂ + 2Na⁺  + 2OH^- = 2Na⁺ + Be(OH)₄^2-

    Be(OH)₂ + 2OH^- = Be(OH)₄^2-

Б. Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

    Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SO4^2- = Cu²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

    Cu(OH)₂ + 2H⁺ = CuSO₄ + 2H₂O

СТР. 28 1114

Какие из солей: RbCl, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂ – подвергаются гидролизу? Составить ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Гидролизу подвергаются только те соли, которые образованы при участии, как минимум, либо слабой кислоты, либо слабого основания.

1. RbCl – т.к. соль образована сильным основанием RbOH и сильной кислотой HCl, то  

 гидролиз невозможен.

       Б.   Cr₂(SO₄)₃ – т.к. соль образована слабым основанием Cr(OH)₃ и сильной кислотой H₂SO₄, то  

              гидролиз возможен:

              Cr₂(SO₄)₃ + 6 H₂O = 2 Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄

              2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O = 2 Cr(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2-

              2Cr³⁺  + 6H₂O = 2 Cr(OH)₃ + 6H⁺

       В.   Ni(NO₃)₂ – т.к. соль образована слабым основанием Ni(OH)₂ и сильной кислотой HNO₃, то  

              гидролиз возможен:

              Ni(NO₃)₂ + 2H₂O = Ni(OH)₂ + 2HNO₃

              Ni²⁺ + 2NO₃ + 2H₂O = Ni(OH)₂ + 2H⁺ + 2NO₃^-

                 Ni²⁺ + 2H₂O = Ni(OH)₂ + 2H⁺

СТР. 28 1214

При смешении растворов CuSO₄ и K₂CO₃ выпадает осадок основной соли (CuOH)₂CO₃ и выделяется CO₂. Составить ионное и молекулярное уравнение происходящего гидролиза.

2CuSO₄ + 2K₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + CO₂ + 2K₂SO₄

2Cu²⁺ + 2CO₃^2- + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + CO₂

2Cu²⁺ + 2CO₃^2- + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + CO₂

СТР. 30 1115

Какие из приведенных реакций  являются окислительно-восстановительными?

1. Cu⁺²S⁺⁶O₄ + NaOH = Cu⁺² (OH)₂ + Na₂S⁺⁶O₄

Степень окисления атомов не меняется, реакция не является окислительно-восстановительной.

2. H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = H₃AsO₄ +MnSO₄ + K₂SO₄+H₂O

Степень окисления As повысилась с +3 до +5 - восстановитель;

Степень окисления Mn понизилась с +7 до +2 - окислитель.

5 |As⁺³ -2ē = As⁺⁵

     2 |Mn⁷⁺ + 5ē = Mn⁺²

5H₃AsO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5H₃AsO₄ +2MnSO₄ + K₂SO₄+3H₂O

              3.      P⁰ + HCl⁺⁵ O₃ + H₂0 = H₃P⁺⁵ O₄ + HCl^-1

Степень окисления P повысилась с 0 до +5 - восстановитель;

Степень окисления Сl понизилась с +5 до -1 - окислитель.

6 |P⁰ -5ē = P⁺⁵

     5 |Cl⁵⁺ + 6ē = Cl^-1

6P + 5HClO₃ + 9H₂0 = 6H₃PO₄ + 5HCl

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

СТР. 30 1215

Какие из приведенных реакций  являются окислительно-восстановительными?

1.    NaCr⁺³O₂ + Br₂⁰ + NaOH = Na₂Cr⁺⁶O₄ + NaBr^-1 + H₂O

Степень окисления Cr повысилась с +3 до +6 - восстановитель;

Степень окисления Br понизилась с 0 до -1 - окислитель.

1 |Cr⁺³ -3ē = Cr⁺⁶

3 |Br⁰ + 1ē = Br^-1

2NaCrO₂ + 3Br₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 4H₂O

 

2.     FeS^-2 + HN⁺⁵O₃ = Fe(NO₃)₂ + S⁰ +N⁺²O + H₂O

Степень окисления S повысилась с -2 до 0 - восстановитель;

Степень окисления N понизилась с +5 до +2 - окислитель.

1 |S^-2 -2ē = S⁰

     3 |N⁺⁵ + 3ē = N⁺²

3FeS + 8HNO₃ = 3Fe(NO₃)₂ + 3S +2NO + 4H₂O

СТР. 32 1116

Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составить схему и написать электронные уравнения электродных процессов и вычислитьЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных в первый  0,01 н раствор AgNO₃, 
а второй 0,1 н раствор AgNO₃.

Концентрационный элемент  – это гальванический элемент, состоящий из двух одинаковых металлических электродов, опущенных в растворы соли этого металла с различными активностями (концентрациями) а1 > а2. Катодом в этом случае будет являться электрод с большей концентрацией. Т.к. стандартные электродные потенциалы обоих электродов равны, для ЭДС концентрационного гальванического элемента получаем из уравнения Нернста 
Е = (RT/zF)•ln(a1/a2), 
где R - универсальная газовая постоянная  
Т - температура, в К 
z - заряд катиона металла 
F - число Фарадея.

Иногда различием в активностях и концентрациях пренебрегают, тогда вместо а1 и а2 подставляем концентрации С1 и С2.  
Т.о., подставляя Т=298 К, величины констант, и переведя натуральный логарифм в десятичный, получаем для ЭДС: 
Е = (2,3•8,31•298/1•96500)•ln(0,1/0,01) = 0,059(В) 
Ну а электродные процессы: это растворение серебра на аноде и восстановление его на катоде -  
А: Аg⁰ – ē = Аg⁺  
К: Аg⁺ + ē = Аg⁰ 

 

СТР. 32 1216

Рассчитать электродные  потенциалы магния в растворе его  соли при концентрациях иона Mg²⁺ 0.1; 0.01; 0.001 моль/л

По уравнению Нернста:

= φ⁰() +

Mg - 2ē = Mg²⁺, согласно этому z=2, [Ox] = [Mg²⁺], [Red] =1

φ⁰() = -2.36 (В) из табл. 4 приложения

1. =-2.36 + =-2.39 (В)
2. =-2.36 + =-2.42 (В)
3. =-2.36 + =-2.45 (В)

 

СТР. 34 1117

При электролизе раствора AgNO₃ масса серебряного анода уменьшилась на 5.4г. Сколько кулонов электричества  израсходовано на этот процесс?

 

M= k×Q = k×I×t

m=

Q=

M_eq = = =170 г/моль

Q= = =3065.3 Кл

 

СТР. 34 1217

Какие вещества и в каком  количестве выделяются на угольных электродах при электролизе раствора KBr в течение 1ч 35 мин и силе тока 15А.

 

M= k×Q = k×I×t

 

2KBr + 2H₂O = 2KOH + Br₂ + H₂

2Br^- + 2H₂O = 2OH^- + Br₂ + H₂

Катод: 2H₂O +2 ē = H₂ + 2OH^-

Анод: 2Br^- - 2ē = Br₂⁰

 

t= 1ч 35 мин = 5700с.

 

M_Br2===70.88 г.

 

M_H2===0.886 г.  V_H2 = ==9.92 л (н.у.)

 

 

 

 

 

СТР. 37 1118

 

Вода, содержащая только гидрокарбонат  магния, имеет жесткость 3.5 ммоль  экв/л. Сколько граммов гидрокарбоната магния содержится в 250 л этой воды?

 

Ж_вр =

= =73 г/моль

===63.875 г.

 

 

СТР. 37 1218

К 1м³ жесткой воды прибавили 132.5 г карбоната натрия. На сколько моль экв/л понизилась жесткость?

 

Ж_вр =

 

Ж_вр1 =

 

Ж_вр2 =

= =53 г/моль

 

Ж_вр2 - Ж_вр1 = -

Ж_вр2 - Ж_вр1 = =2.5 ммоль/л

жесткость понизилась на 2.5 ммоль/л.