Задачник:
• содержит разнообразные по форме задачи,
вопросы, упражнения;
• включает как типовые качественные и расчёт
ные задачи (уровень 1), так и задачи повышен
ной сложности (уровень 2);
X
S
£
S
io
ХИМИЯ
Задачник
• помогает подготовиться к участию в олимпиа
дах от школьного уровня до регионального
этапа;
• содержит алгоритмы решения типовых задач и
ответы ко всем расчётным заданиям;
• дополняет материал учебника заданиями
межпредметной направленности и способству
ет формированию метапредметных компетен
ций;
• даёт возможность повторить все темы курса
химии основной школы и закрепить знания;
• позволяет подготовиться к успешному прохож
дению государственной итоговой аттестации.
Официальный интернет-магазин
издательства «Просвещение»
shop.prosv.ru
__ OS___
ПРОСВЕЩЕНИЕ
ИЗДАТЕЛЬСТВО
www.prosv.ru
классы
СМ
Q
>
Q
В. В. Еремин
А. А. Дроздов
ХИМИЯ
классы
Задачник
Учебное пособие
2-е издание, стереотипное
Москва
«Просвещение»
2023
УДК 373.167.1:54+54(075.3)
ББК 24я721
Е70
12+
Еремин, Вадим Владимирович.
Е70
Химия : 8—9-е классы : задачник : учебное пособие /
В. В. Еремин, А. А. Дроздов. — 2-е изд., стер. — Москва :
Просвещение, 2023. — 318, [2] с. : ил.
ISBN 978-5-09-109505-0.
Задачник содержит большое число задач, вопросов и упражнений.
Разнообразный по форме дидактический материал направлен на повторе
ние важнейших тем курса химии основной школы и закрепление знаний.
Сборник включает как типовые качественные и расчётные задачи
(1-й уровень), так и задачи повышенной сложности (2-й уровень). Многие
задания способствуют формированию метапредметных навыков. В сбор
нике приведены алгоритмы решения типовых задач, а также даны отве
ты ко всем расчётным заданиям.
Задачник будет полезен учителям для организации внеурочной дея
тельности — подготовки школьников к участию в олимпиадах от школь
ного уровня до регионального этапа. Авторы сборника, преподаватели
химического факультета МГУ, имеют огромный опыт обучения химии
как в средней школе, так и при подготовке к олимпиадам всех уровней.
Под руководством профессора, доктора физико-математических наук
Еремина Вадима Владимировича российские школьники неоднократно
побеждали во всероссийских и международных олимпиадах по химии.
УДК 373.167.1:54+54(075.3)
ББК 24я721
Перед вами сборник заданий, который поможет освоить школь
ный курс химии и, возможно, немного глубже узнать о тех пробле
мах, которые решает химия. В нём вы найдёте множество самых
разных заданий: вопросов и задач, качественных и расчётных,
простых и более сложных, стандартных и необычных. В решении
задач вам помогут примеры, приведённые в каждом разделе. С ме
тодами и приёмами решения самых простых и типовых задач вы
можете познакомиться и в школьных учебниках1. Всего в задачни
ке содержится более 180 примеров и более 1600 задач и упраж
нений.
Приведённые в книге задания условно разделены на два уровня.
К первому уровню отнесены задачи, которые не требуют специаль
ной подготовки и знания последующих разделов курса. Так, в те
мах «Воздух. Кислород», «Водород. Кислоты. Соли», «Основные
классы неорганических веществ и их взаимосвязь» в заданиях пер
вого уровня отсутствуют сложные задачи на расчёты по уравнени
ям реакций. Более сложные и оригинальные задачи, для решения
которых нужны небольшие усилия, отнесены нами ко второму
уровню. Некоторые из них требуют более глубокого знания матери
ала, чем предусмотрено в базовом школьном учебнике. Они рассчи
таны на тех, кто читает и изучает дополнительную литературу по
химии, участвует в работе химических кружков, готовится к олим
пиадам и другим творческим соревнованиям по химии.
Задачник составлен в поддержку школьным учебникам, но не
дублирует их. Поэтому, хотя последовательность изложения мате
риала близка к таковой в учебниках, но акценты расставлены не
сколько иначе. Так, например, большая глава, посвящённая сте
хиометрическим расчётам, является в задачнике одной из первых,
поскольку даёт основу для решения почти всех расчётных задач.
1 Химия : 8 класс : учебник / В. В. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дроз
дов, В. В. Лунин. — Москва : Просвещение, 2021. — 304 с.
Химия : 9 класс : учебник / В. В. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дро
здов, В. В. Лунин. — Москва : Просвещение, 2021. — 288 с.
3
В учебниках же стехиометрия вводится постепенно на протяжении
всего 8 класса и в начале 9 класса.
Несколько советов тем, кто приступает к решению задач. Самое
главное — внимательно и не спеша прочитайте условие задачи до
конца, чтобы понять, что вам дано и что требуется сделать. Только
после этого приступайте к решению. При количественных расчётах
рекомендуется сразу перейти от массы или объёма к количеству ве
щества, проверить расстановку коэффициентов в уравнениях реак
ций. Методы расстановки коэффициентов в окислительно-восста
новительных реакциях подробно рассмотрены на многочисленных
примерах в теме 10. При расчётах используйте целочисленные зна
чения относительных атомных масс элементов, за исключением
хлора, масса которого равна 35,5. После решения задачи не забы
вайте сверяться с ответами, помещёнными в конце книги.
Большое количество и разнообразие задач позволяют использо
вать данный сборник для самых разных целей: на уроках, при под
готовке к контрольным и проверочным работам или итоговой атте
стации, на дополнительных занятиях по химии, при подготовке к
олимпиадам различных уровней — от школьных до региональных.
Работать над заданиями можно самостоятельно или с учителем.
Чем больше задач вы решите, тем лучше будете знать химию и тем
выше будут ваши оценки в школе и результаты на олимпиадах.
Успехов в химии!
Авторы
Тема
п
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ химии
Вещества и их превращения
В Основные определения
Вещество — основное понятие химии. Веществом называют любую со
вокупность атомов, молекул или ионов с определёнными физическими
и химическими свойствами. Вещества подразделяют на индивидуаль
ные (чистые) и смеси.
Химическая реакция — превращение одних веществ (реагентов)
в другие (продукты), отличающиеся от них составом и/или строением.
Признаки химической реакции — изменение цвета, выделение или
поглощение газа, образование или растворение осадка, выделение
или поглощение теплоты.
Примеры решения задач
■ Пример 1-1. Определите, каким является каждое из перечи
сленных ниже явлений — физическим или химическим:
Решение. 1) При горении природного газа углеводоро
ды, входящие в его состав, реагируют с кислородом воздуха
и превращаются в углекислый газ и воду. Это химическое яв
ление.
2) При свечении электролампы происходит переход элек
трической энергии в световую, но химический состав ве
ществ в лампе не изменяется. Это физическое явление.
5
3) При фильтровании происходит механическое разделе
ние смеси веществ, осадок остаётся на фильтре, а раствор
проходит через фильтр. Химических превращений здесь нет,
это физическое явление.
4) Взрыв — это химическое явление, при котором за очень
короткое время образуется очень большое количество газов.
Сам взрыв — химическое явление, но его последствия — уве
личение давления и разлёт осколков снаряда — относятся
к физическим явлениям.
5) При брожении виноградного сока сложные органиче
ские вещества — углеводы — превращаются в более простые,
одним из которых является углекислый газ. Выделение
газа — признак химической реакции, брожение — химиче
ское явление.
6) Сжатие воздуха — чисто физическое явление, химиче
ский состав воздуха при этом не изменяется.
Ответ. Физические явления — 2, 3, 6; химические явле
ния — 1, 4, 5.
■ Пример 1-2. В неподписанных пробирках находятся образцы
пяти веществ: поваренная соль, сахарный песок, парафин, по
рошок мела и порошок малахита. Как распознать эти вещества?
Опишите последовательность действий.
Р е ш е н и е. 1) Порошок малахита — единственное цвет
ное вещество из перечисленных, он окрашен в зелёный
цвет.
2) Остальные вещества проверим на растворимость в воде.
Два вещества — сахар и поваренная соль — растворимы
в воде, два другие — парафин и мел — нерастворимы.
3) Нагреем белые порошки, растворимые в воде. С пова
ренной солью ничего происходить не будет, а сахар при на
гревании плавится и постепенно темнеет.
4) Парафин и мел можно различить по плотности: пара
фин легче воды и плавает на её поверхности, а мел в воде то
нет.
Ответ. Вещества различаем по цвету, растворимости
в воде, отношению к нагреванию и плотности.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
1.1.
Приведите примеры веществ, которые плавают на поверхности
воды и не тонут. Помните, что это может быть связано как с мень
шей плотностью вещества по сравнению с плотностью воды, так
и с отсутствием смачиваемости (высоким поверхностным натяже
нием).
1.2.
Какие из перечисленных веществ являются индивидуальными?
1) Столовый уксус;
2) сода;
3) нашатырный спирт;
4) соляная кислота;
5) серная кислота;
6) гремучий газ.
1.3.
Чёрный порошок X представляет собой простое вещество. Он не
растворим в воде и плавает на её поверхности. При сгорании на
воздухе образует газ, являющийся продуктом жизнедеятельности.
Назовите это вещество и элемент, который его образует.
1.4.
Какие из перечисленных веществ можно хранить в открытых склян
ках? Столовый уксус, поваренная соль, алюминиевая фольга, гази
рованная вода, спиртовой раствор иода. Что будет происходить
с этими веществами при хранении?
1.5.
При сжигании спичечной головки появляется характерный запах.
Каким веществом обусловлен этот запах?
1.6.
Как можно отличить водопроводную воду от дистиллированной
воды? Укажите два способа.
1.7.
При испарении какой воды — речной, морской, колодезной или до
ждевой — не остаётся твёрдого остатка?
1.8.
Какое вещество при комнатной температуре является жидким и
обладает высокой электропроводностью?
......... 7
1.9.
Назовите по одному газу, обладающему следующими свойствами:
1) легче воздуха;
2) поддерживает горение;
3) хорошо растворим в воде;
4) имеет цвет;
5) состоит из нескольких элементов.
1.10. Назовите по одной жидкости, обладающей следующими свойст
вами:
1) тяжелее воды;
2) хорошо горит;
3) неограниченно смешивается с водой;
4) имеет цвет;
5) состоит из нескольких элементов.
1.11. Назовите по одному твёрдому веществу, обладающему следующи
ми свойствами:
1) легче воды;
2) хорошо горит;
3) хорошо растворимо в воде;
4) имеет цвет;
5) имеет характерный запах.
1.12.
Можно ли назвать химической реакцией: а) кипячение воды; б) раз
ложение воды электрическим током? Обоснуйте свой ответ.
1.13. Какие явления из перечисленных ниже относятся к химическим?
8) переваривание пищи;
9) свёртывание крови.
1.14. Определите, каким является каждое из перечисленных ниже явле
ний — физическим или химическим:
1) измельчение мела;
2) расширение воздуха при нагревании;
3) горение природного газа;
4) разложение оксида ртути при нагревании;
5) подъём воздушного шара;
6) растворение натрия в воде.
1.15.
Приведите по одному примеру химических реакций, о протекании
которых можно судить по: а) изменению цвета; б) выделению газа;
в) образованию осадка; г) растворению осадка.
1.16.
Какие вещества из перечисленных ниже относятся к однородным
смесям, а какие — к неоднородным?
1) Воздух;
2) морская вода;
3) кровь;
4) бензин;
5) сталь;
6) молоко;
7) стекло.
1.17. Приведите по два примера смесей, которые можно разделить:
а) фильтрованием; б) с помощью делительной воронки; в) пере
гонкой.
1.18.
Как разделить смесь древесных опилок и поваренной соли? Опи
шите последовательность действий.
1.19.
В сахарницу с сахарным песком попали осколки разбившегося сте
клянного бокала. Как можно очистить сахарный песок от кусочков
стекла? Опишите последовательность действий.
9
Уровень 2
1.20. Приведите по одному примеру химических явлений со следующими
признаками.
1) Серебристо-белое вещество с металлическим блеском превра
щается в белый порошок.
2) Синее кристаллическое вещество превращается в вещество бе
лого цвета и бесцветную жидкость.
3) Вещество розового цвета с металлическим блеском превраща
ется в порошок чёрного цвета.
4) Вещество зелёного цвета превращается в порошок чёрного цве
та, бесцветный газ и бесцветную жидкость.
5) Порошок вещества тёмно-серого цвета с металлическим бле
ском и порошок вещества жёлтого цвета образуют вещество чёрно
го цвета.
В каждом случае укажите с помощью формул или названий исход
ные вещества и продукты реакции.
1.21. В химической лаборатории скопились отходы от эксперимента, со
стоящие из смеси порошков парафина, поваренной соли и меди.
Каким образом можно разделить эту смесь на индивидуальные
компоненты? Опишите последовательность действий.
1.22. Предложите способ разделения смеси кристаллов лимонной кис
лоты, порошка серы и медной стружки.
1.23.
Предложите способ разделения смеси древесных опилок, поварен
ной соли и речного песка. Опишите последовательность действий.
1.24.
Разделите смесь, состоящую из крошки оконного стекла, калийной
селитры и железных опилок. Опишите последовательность действий.
1.2.
Химические элементы. Атомы и молекулы
Основные формулы и определения
Атом — мельчайшая, химически неделимая частица вещества.
Химический элемент — определённый вид атомов, имеющих один и
тот же заряд ядра.
. 10.
Молекула — мельчайшая частица вещества, обладающая его химиче
скими свойствами и состоящая из атомов, соединённых между собой
химическими связями.
Все вещества состоят из атомов, но не все — из молекул. Вещества мо
лекулярного строения имеют постоянный состав, который не зависит от
способа их получения.
Простое вещество — вещество, состоящее из атомов только одного
элемента.
Сложное вещество (химическое соединение) — вещество, состоящее
из атомов разных элементов.
Атомная единица массы —1/12 массы атома углерода-1 2:
т(12С)
1 а. е. м = —rz— = 1,66 • 10-27 кг.
Относительная атомная масса — безразмерная величина, равная
Лт(атома)
= —- ---- - .
1а.е.м.
Относительная молекулярная масса — безразмерная величина,
.
равная отношению массы молекулы к I а. е. м:
.
ти(молекулы)
-----------------.
la.e.M.
Примеры решения задач
■ Пример 1-3. Чему равна масса молекулы углекислого газа:
а) в а. е. м.; 6) в граммах; в) в килограммах?
Р е ш е н и е. а) Относительная молекулярная масса угле
кислого газа:
МГ(СО2) = АГ(С) + 2АГ(О) =12 + 2*16 = 44, следовательно,
масса молекулы т(СО2) = 44 а. е. м.
6) 1 а. е. м. = 1 г/моль / ^A = 1,66 • 10-24 г, тогда ?п(СО2) =
= 44 • 1,66 • 1024 = 73 • 1024 = 7,3 • 1023 г.
в) 1 г = 10-3 кг, следовательно, тп(СО2) = 7,3 • 10~23 • 10-3 =
= 7,3- 10 26 кг.
Ответ, а) 44 а. е. м; б) 7,3 • 10 23 г; в) 7,3 • 10-26 кг.
.и
■ Пример 1-4. Во сколько раз молекула серы S8 тяжелее молеку
лы водорода?
Решение. Массы молекул, выраженные в а. е. м., чи
сленно равны их относительным молекулярным массам:
Mr(S8) = 8Ar(S) = 256, m(S8) = 256 а. е. м.; МГ(Н2) = 2АГ(Н) =
= 2, тп(Н2) = 2 а. е. м. Молекула серы тяжелее молекулы водо
рода в 256 / 2 = 128 раз.
Ответ. В 128 раз.
Пример 1-5. Кристаллик серебра в 8100 раз тяжелее атома се
ры. Сколько атомов серебра входит в состав кристаллика?
Решение. Масса кристалла: /п(кристалла) = 8100 • m(S) =
= 8100*32 = 259 200 а. е. м. Масса одного атома серебра:
zn(Ag) = 108 а. е. м. Число атомов в составе кристалла:
A(Ag) = иг(кристалла) / m(Ag) = 259 200 / 108 = 2400.
Ответ. 2400 атомов.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
1.25. Все вещества состоят из атомов. А какие из перечисленных веществ
состоят из молекул? Углекислый газ, сода, медь, алмаз, серебро,
мел, озон, графит, медный купорос, водород.
1.26. Какое вещество имеет наименьшую молекулярную массу?
1.27. Чему равна масса молекулы кислорода: а) в а. е. м.; б) в граммах;
в) в килограммах?
1.28.
Рассчитайте относительные молекулярные массы следующих ве
ществ:
KL;
СО;7 СОZ97; Cо4HО
R7; NZ?O;7 CОfiH1Z
1?Oоfi.
1
Z7
1.30. Расположите следующие вещества в порядке увеличения относи
тельной молекулярной массы: Н2, НС1, Н2О2, HN03, КОН, NH3,
Н3РО4.
12-
1.31. Расположите следующие вещества в порядке уменьшения относи
тельной молекулярной массы: СО2, СН4, СаСО3, BaSO4, AgNO3,
Са(ОН)2, HF, 02.
1.32. Во сколько раз атом водорода легче атома кислорода? Во сколько
раз молекула водорода легче молекулы кислорода?
1.33. Назовите три вещества, которые имеют относительную молекуляр
ную массу 28.
1.34. Назовите два вещества, которые имеют относительную молекуляр
ную массу 32.
1.35. Назовите два вещества, которые имеют относительную молекуляр
ную массу 44.
1.36.
Молекула белого фосфора тяжелее молекулы водорода в 62 раза.
Сколько атомов фосфора входит в состав молекулы?
1.37.
Рассчитайте массу одного атома углерода и одной молекулы фуллерена С60.
1.38. Выберите из приведённого ниже перечня вещество:
2) молекулярного строения, являющееся при комнатной температу
ре жидким;
3) молекулярного строения, обладающее характерным запахом и
состоящее из атомов трёх элементов.
Вещества: вода Н2О, ванилин С8Н8О3, поваренная соль NaCl, же
лезо Fe, сероводород H2S, сахароза С12Н22ОП, негашёная известь
СаО.
Уровень 2
1.39. а) Молекула вещества X состоит из атомов двух элементов — N
и О. Масса атома N равна 14 условных единиц (у. е.), а атома О —
16 у. е. Масса молекулы X составляет 92 у. е. Сколько атомов N и О
входят в состав молекулы X?
б) Вещество У состоит из тех же атомов, что и X, но молекула Y
в 2 раза легче, чем молекула X. Сколько атомов N и О входят
в состав молекулы Y?
13
1.40.
Витамин С (аскорбиновая кислота) — одно из основных веществ
в человеческом рационе. Его формула — С6Н8О6. Рассчитайте от
носительную молекулярную массу витамина С. Определите, какого
элемента в витамине С больше всего по массе.
1.41. Зелёные растения поглощают солнечную энергию с помощью ве
щества хлорофилла, формула которого — C55H72MgN4O5. Рассчи
тайте относительную молекулярную массу хлорофилла. Определи
те, какого элемента в хлорофилле больше всего по массе.
1.42. Кристаллик оксида титана(1У) в 1000 раз тяжелее атома серы.
Сколько всего атомов входит в состав кристалла?
1.43. Углеродная нанотрубка в 600 раз тяжелее молекулы метана. Сколь
ко атомов углерода входит в её состав? Других элементов в трубке
нет.
1.44.
Известны вещества, которые в твёрдом виде состоят из ионов,
а в жидком и газообразном — из молекул. Приведите пример тако
го вещества.
1.45.
При очень высоком давлении (больше 100 000 атмосфер) газо
образный кислород превращается в ярко-красное твёрдое вещест
во. Исследования показали, что это вещество состоит из молекул,
которые в 64 раза тяжелее молекул водорода. Установите формулу
красного кислорода.
ММ 1.3.
Химические формулы. Валентность
■ Основные определения
Валентность — число одновалентных атомов, с которыми может со
единиться данный атом в веществе или на которые он может заме
ститься.
Валентность (упрощённое определение) — число связей, образован
ных данным атомом в молекуле или в веществе.
Химическая формула — запись, характеризующая количественный
состав вещества (состав молекулы). Состоит из символов химических
элементов и индексов, показывающих число атомов каждого элемента
в молекуле (формульной единице).
Примеры решения задач
■ Пример 1-6. Медный купорос имеет формулу CuSO4*5H2O.
Атомов какого элемента в нём больше всего, а какого — меньше
всего?
Решение. Сложим вместе атомы сульфата меди и кри
сталлизационной воды и получим формулу медного купоро
са: CuSO9H10. Из этой записи видно, что в веществе больше
всего атомов водорода, а меньше всего атомов меди и серы.
■ Пример 1-7. Вещество состоит из атомов фосфора и иода,
причём атомов иода в 2 раза больше, чем атомов фосфора.
Установите молекулярную формулу вещества, зная, что фос
фор имеет валентность III, а иод — валентность I.
Решение. По условию, простейшая формула вещест
ва — Р12. Однако это не может быть молекулярной формулой,
так как здесь фосфор имеет валентность II, а не III. Дополни
тельная валентность фосфора появится, если соединить меж
ду собой два фрагмента Р12 и образовать связь Р—Р:
I
I
Р—Р
I
I
Ответ. Р214■ Пример 1-8. На рисунке изображена объёмная модель молеку
лы, состоящей из элементов, входящих во 2-й период таблицы
Менделеева.
Общая масса всех «тёмных» атомов относится к общей массе
всех «светлых» атомов как 9 : 8. Определите молекулярную фор
мулу вещества и рассчитайте его относительную молекулярную
массу.
15
Решение. Обозначим «тёмные» атомы X, а «светлые»
атомы Y, тогда молекулярная формула вещества — X3Y2.
Общая масса всех атомов X: т(Х) = ЗАГ(Х) а. е. м., а атомов
Y: m(Y) = 2Ar(Y) а. е. м. По условию, отношение масс равно
9 : 8:
3Ar(X)/2Ar(Y) = 9/8,
откуда Ar(X) = 3/4*Ar(Y). Среди элементов 2-го периода та
кое соотношение выполняется для углерода и кислорода:
X — С, Y — О. Формула вещества — С3О2, это субоксид угле
рода:
О=С=С=С=О
МГ(С3О2) = ЗАГ(С) + 2АГ(О) = 3 • 12 + 2 • 16 = 68.
Ответ. СД, Мг = 68.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
1.46. Перманганат калия имеет формулу КМпО4. Во сколько раз число
атомов неметалла в этом веществе больше общего числа атомов
металлов?
1.47. Какого элемента в перманганате калия больше всего по массе;
меньше всего по массе?
1.48. Железный купорос имеет формулу FeSO4*7H2O. Атомов какого
элемента в нём больше всего, а атомов какого — меньше всего?
1.49.
Рассчитайте относительную молекулярную массу медного купороса
CuSO4 • 5Н2О. Масса какого элемента в составе медного купороса
наибольшая, а масса какого — наименьшая?
1.50. В газообразном соединении кислорода с неизвестным элементом
масса атомов кислорода равна массе атомов элемента. Установите
формулу соединения.
1.51. Определите валентности элементов в следующих соединениях:
рядке увеличения валентности марганца в них. Не проводя рас
чётов, определите, какой из оксидов имеет наибольшую, а какой —
наименьшую относительную молекулярную массу.
1.53. В соединении валентность азота равна III, а лития — I. Составьте
формулу соединения лития с азотом.
1.54. В веществе валентность фосфора равна III, а кальция — II. Составь
те формулу соединения кальция с фосфором.
1.55.
В веществе валентность фосфора равна V, а серы — II. Составьте
формулу сульфида фосфора(У).
1.56.
В вашем распоряжении имеются три одновалентных атома Вг,
один атом О, два трёхвалентных атома N, один четырёхвалентный
атом С. Сколько атомов водорода потребуется для образования со
единений со всеми этими атомами?
1.57.
Ниже приведены формулы химических веществ, в которых пропу
щены некоторые элементы или индексы (в каждой формуле —
только один пропуск). Заполните все пропуски.
1.58.
1) А12...3
6)Na2CO
2) К...О4
7) N...3
3) Fe О4
8) ...Н4
4) Си(ОН)
9) Н2...2
5) ...2О5
10) ...2СО5Н2
Приведите по одному примеру веществ, молекулы которых состоят из:
1) трёх атомов одного и того же элемента;
2) трёх атомов и двух элементов;
3) пяти атомов и двух элементов;
4) пяти атомов и трёх элементов;
5) 60 атомов одного и того же элемента.
1.59. Составьте общую формулу гидридов элементов с валентностью п.
17
1.60. Составьте общую формулу оксидов элементов с валентностью п.
Отдельно рассмотрите случаи чётного и нечётного п.
1.61.
Кислотный остаток нитрат NO3 имеет валентность I. Составьте об
щую формулу нитратов «-валентных элементов.
1.62. Кислотный остаток сульфат SO4 имеет валентность II. Составьте об
щую формулу сульфатов n-валентных элементов. Отдельно рас
смотрите случаи чётного и нечётного п.
Уровень 2
1.63.
Вещество состоит из атомов углерода и водорода, причём атомов
водорода в 3 раза больше, чем атомов углерода. Установите моле
кулярную формулу вещества, зная, что валентность атома углерода
равна IV.
1.64.
Вещество состоит из атомов азота и водорода, причём атомов во
дорода в 2 раза больше, чем атомов азота. Установите молекуляр
ную формулу вещества, зная, что атом азота трёхвалентен.
1.65. На рисунке изображена объёмная модель молекулы, состоящей из
трёх атомов и имеющей относительную молекулярную массу 76.
Определите молекулярную формулу вещества.
1.66.
На рисунке изображена объёмная модель молекулы, состоящей из
элементов, входящих во 2-й период таблицы Менделеева.
Общая масса всех «светлых» атомов относится к общей массе всех
«тёмных» атомов как 7 : 6. Определите молекулярную формулу ве
щества и рассчитайте его относительную молекулярную массу.
18
1.67.
Предложите формулу соединения углерода с кислородом, в кото
ром массы элементов равны.
1.68. Некоторый элемент X образует химическое соединение состава
Х3Н5, в котором все химические связи одинарные, а все атомы X
имеют одинаковую валентность. Чему равна эта валентность? Напи
шите структурную формулу X и предположите, какой это может
быть элемент.
1.69. Соль Мора имеет формулу (NH4)2Fe(SO4)2 • 6Н2О. Атомов какого
элемента в соли больше всего, а атомов какого — меньше всего?
1.70. Атом элемента А (масса — 28 у. е.) может соединяться ровно с тре
мя другими атомами, а атом элемента В (масса — 2 у. е.) — только с
одним. Сколько весит (в у. е.) самая лёгкая шестиатомная частица,
составленная из этих элементов?
1.71.
На рисунке приведена структурная формула молекулы, состоящей из
элементов, входящих в одну и ту же группу Периодической системы.
Общая масса всех «светлых» атомов в 1,5 раза меньше общей
массы «тёмных» атомов. Определите молекулярную формулу ве
щества.
Я 1.4.
Уравнение реакции
Я Основные законы и определения
Закон сохранения массы в химических реакциях — общая масса
всех исходных веществ равна общей массе всех продуктов реакции.
Уравнение химической реакции — запись реакции, содержащая
формулы веществ со стехиометрическими коэффициентами перед ними.
Основные типы химических реакций — реакции соединения, раз
ложения, замещения и обмена.
. 19
Примеры решения задач
■ Пример 1-9. Выберите все верные утверждения о типах хими
ческих реакций.
1) В реакции разложения всегда образуются два вещества.
2) Реакция горения метана в кислороде — это не реакция заме
щения.
3) Простое вещество не может образоваться в реакции обмена.
4) В результате реакции разложения могут образоваться простые
вещества — металл и неметалл.
5) Все реакции разложения протекают с поглощением теплоты.
6) Если реакцию замещения провести в обратном направлении, то
это снова будет реакция замещения.
Р е ш е н и е. 1) Утверждение неверное. Бывают реакции
разложения, в которых образуется три вещества или более.
Пример — разложение малахита: (CuOH)2CO3 = 2СиО + СО2 +
+ Н2О.
2) Это правильное утверждение. Реакцию горения метана
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О нельзя по формальным признакам
отнести ни к одному из основных четырёх типов.
3) Правильно. В реакции обмена, по определению, участ
вуют только сложные вещества.
4) Правильно. Пример — разложение оксида ртути(П):
2HgO = 2Hg + О2.
5) Неверно. Большинство реакций разложения требуют
постоянного подвода теплоты, но есть и реакции разложе
ния, которые происходят с выделением большого количества
теплоты, например реакция разложения дихромата аммония
(«вулканчик»): (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4Н2О.
6) Это верное утверждение. Пример реакции замещения,
которая может протекать в прямом и обратном направле
нии — взаимодействие железа с парами воды: 3Fe + 4Н2О =
= Fe3°4 + 4Н2. В прямом направлении железо замещает водо-
20
род, в обратном направлении водород вытесняет железо из
оксида.
Ответ. 2), 3), 4), 6).
■ Пример 1-10. Оксид магния можно получить с помощью реак
ций соединения, разложения и замещения. Напишите уравнения
этих реакций.
Решение. Реакция соединения происходит при взаи
модействии простых веществ:
2Mg + О2 = 2MgO
Оксид магния образуется также при термическом разло
жении гидроксида магния или кислородсодержащих солей
магния:
Mg(OH)2 -4 MgO + Н2О
MgCO3 -4 MgO + СО2
Магний — довольно активный металл, обладающий боль
шим сродством к кислороду, он способен отнимать кислород
у многих оксидов, вступая при этом в реакцию замещения.
Например, он горит в атмосфере углекислого газа:
2Mg + СО2 -4 2MgO + С
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
1.72.
Перечислите важнейшие типы химических реакций. В каких из них
могут, а в каких не могут участвовать простые вещества? Ответ по
ясните и приведите примеры.
1.73. Из перечисленных реакций выберите все реакции соединения:
3) Н3РО4 + КОН —> К3РО4 + Н2О
4) К3РО4 + СаС12 —> Са3(РО4)2 + КС1
5) Р2О5 + С —> Р + СО
1.82. При распаде двух молекул фосфина образуется три молекулы во
дорода и два атома фосфора. Определите формулу фосфина. За
пишите уравнение реакции.
1.83.
При прокаливании оксида свинца(1У) образуется оксид свинца(Н)
и выделяется бесцветный газ. Запишите уравнение реакции.
23
1.84. При нагревании на воздухе оксид марганца(Н) превращается в ок
сид марганца(Ш). Запишите уравнение реакции.
1.85.
При нагревании оксид ксенона ХеО4 разлагается на простые веще
ства. Запишите уравнение реакции.
1.86. При нагревании сульфида ртути(II) на воздухе образуется простое
вещество и выделяется газ, который является продуктом сгорания
серы на воздухе. Запишите уравнение реакции. К какому типа она
относится?
1.87. При распаде молекулы какого вещества образуются две молекулы
оксида азота(1У)? Запишите уравнение реакции.
1.88.
Продуктом взаимодействия двух газов — водорода и хлора — явля
ется газ хлороводород. Запишите уравнение реакции. Изменяется ли
давление в закрытом сосуде в результате протекания этой реакции?
1.89.
Какое вещество образуется при сгорании в кислороде угарного
газа — оксида углерода(П)? Запишите уравнение реакции.
1.90.
Красный порошок оксида меди(1) при нагревании на воздухе стано
вится чёрным — он превращается в оксид меди(Н). Запишите урав
нение реакции. К какому типу она относится?
1.91.
При взаимодействии двух молекул оксида азота(Н) с молекулой
кислорода образуются две молекулы вещества X. Запишите урав
нение реакции. Назовите вещество X.
1.92.
Какое вещество вступило в реакцию с хлором, если продуктом этой
реакции является хлорид фосфора(У)? Запишите уравнение реакции.
1.93. Один из старинных способов получения водорода заключается в
пропускании водяного пара через нагретые до тёмно-красного ка
ления железные стружки. При взаимодействии пара с металлом
образуются водород и железная окалина Fe3O4. Составьте уравне
ние реакции взаимодействия железа с водяным паром.
1.94.
24
В реакциях соединения из нескольких веществ образуется одно.
Приведите уравнения реакций соединения простых веществ с кис
лородом, в которых сумма коэффициентов равна: а) 4; б) 5; в) 7;
г) 9. Коэффициенты должны быть целыми числами.
Чему равна минимально возможная сумма коэффициентов в урав
нении реакции соединения? Приведите пример такой реакции с
участием кислорода.
1.95. Заполните формулами и числами пропущенные места в уравнениях
химических реакций с участием кислорода.
2... + О2 = ...СО2
Выберите все верные утверждения о типах химических реакций.
1) Все реакции, в результате которых образуется простое вещест
во, — это реакции разложения.
2) Реакция горения метана в кислороде — это НЕ реакция заме
щения.
3) Простое вещество не может образоваться в реакции обмена.
4) Два простых вещества-металла могут вступать в реакцию соеди
нения.
5) Все реакции разложения протекают с поглощением теплоты.
6) Если реакцию разложения провести в обратном направлении, то
это будет реакция соединения.
7) Если реакцию замещения провести в обратном направлении, то
это будет реакция обмена.
1.97. Оксид лития можно получить с помощью реакций соединения и
разложения. Запишите уравнения этих реакций.
Уровень 2
1.98.
Молекула фуллерена состоит из 60 атомов углерода. Запишите
уравнение реакции горения фуллерена в кислороде.
1.99. Озон О3 — очень активное вещество, он легко реагирует со многи
ми веществами, отдавая им свои атомы кислорода. При пропуска
нии озона через раствор сероводорода H2S в воде происходит ре
акция соединения и образуется серная кислота H2SO4. Составьте
уравнение этой реакции.
25
1.100. При распаде одной молекулы вещества X образуются атом олова
и две молекулы водорода. Запишите уравнение реакции. Изобрази
те структурную формулу вещества X.
1.101. При разложении двух молекул азидоводорода образовались три
молекулы азота и одна молекула водорода. Определите формулу
азидоводорода и запишите уравнение реакции.
1.102. Газ хлор, подобно кислороду, состоит из двухатомных молекул. Мо
лекула какого вещества образуется при соединении одной молеку
лы угарного газа (оксида углерода(Н)) с одной молекулой хлора?
Запишите уравнение реакции. Изобразите структурную формулу
продукта, зная, что атом углерода в нём имеет валентность IV.
1.103. При сгорании на воздухе сероуглерода CS2 образуются такие же
продукты, как при сгорании смеси угля и серы. Запишите уравнение
реакции сгорания сероуглерода.
1.104. Новое экспериментальное ракетное топливо представляет собой
смесь тонкоизмельчённого льда и порошка алюминия, частицы ко
торого по размеру в 500 раз меньше толщины волоса. При поджи
гании происходит химическая реакция, в которой образуются ок
сид и простое вещество. Запишите уравнение этой реакции.
1.105. Синильная кислота — водный раствор циановодорода. Это вещест
во состоит из водорода, азота и углерода. Составьте формулу циа
новодорода, зная, что валентность углерода равна IV, а валентность
азота — III. Запишите уравнение реакции горения этого вещества
на воздухе, если известно, что продукты реакции — вода, углекис
лый газ и одно простое вещество.
1.106. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.
1) Fe + H2SO4 —> FeSO4 + Н2
2) Fe + О2 —> Fe2O3
3) Fe2O2 + С —> Fe + CO
4) Fe4O4 + Al —> Fe + ALO,
5)9 FeS + Op
Zu —> Fe,O,
Zu О + SO.
Zu
1.107. Завершите приведённые ниже уравнения реакций, поставив вместо
пропусков коэффициенты или химические формулы. Отнесите каж-
26
дую реакцию к одному из четырёх типов — соединения, разложе
ния, замещения или обмена.
1) 2... + О2 = ...ВаО2
5) 2KOH + ... = K2SO4 + ...H2O
1.110. Ниже приведены уравнения химических реакций, в которых про
пущены некоторые вещества и коэффициенты. Заполните все про
пуски.
1.111. Соединение серы с водородом и соединение кислорода с водоро
дом имеют одинаковую относительную молекулярную массу. Чему
она равна? Запишите уравнение реакции между этими двумя веще
ствами, если известно, что в результате реакции образуются сера
и вода.
1.112. В одном из оксидов углерода число атомов углерода в 1,5 раза
больше числа атомов кислорода. Составьте структурную формулу
этого вещества, зная, что валентность углерода равна IV, а валент
ность кислорода — II. Запишите уравнение реакции сгорания этого
оксида на воздухе.
1.113. Семь простых веществ в обычных условиях состоят из двухатомных
молекул — Х2. Масса самой тяжёлой из этих молекул в 127 раз
больше массы самой лёгкой. Установите формулы обеих молекул.
Запишите уравнение реакции между ними, если известно, что про
дукт реакции также состоит из двухатомных молекул. Составьте
формулы трёх других простых веществ, молекулы которых состоят
из двух атомов.
1.114. Приведите уравнение реакции горения, в которой: а) из 3 молекул
образуются 3 молекулы; б) из 5 молекул получаются 4 молекулы.
1.115. Оксид алюминия можно получить с помощью реакций соединения,
разложения и замещения. Запишите уравнения этих реакций.
1.116. Угарный газ (оксид углерода(П)) можно получить с помощью реак
ций соединения, разложения и замещения. Составьте уравнения
этих реакций.
1.117. Какое вещество можно получить с помощью реакций соединения,
разложения, замещения и обмена? Приведите примеры таких реак
ций.
28
КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ
СООТНОШЕНИЯ В ХИМИИ
(ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ
СТЕХИОМЕТРИИ)
38 Основные формулы
Постоянная (число) Авогадро: ^A = 6,02214 • 1023 моль-1.
Количество вещества: у(моль) = N / NA = т / М.
Молярная масса: М = т / v,
М = Мг • 1 г/моль.
Молярная масса вещества АХВ^: ЛГ(АХВ^) = хЛГ(А) 4- уМ(В).
Примеры решения задач
■ Пример 2-1. Сколько молекул содержится в одном литре воды?
Решение. Масса одного литра воды:
т(Н20) = 1000 мл • 1 г/мл = 1000 г.
I способ (через количество вещества). Количество вещест
ва — удобная величина, через которую можно связать между
собой число атомов или молекул и массу вещества.
Молярная масса воды: М(Н2О) = 2 • 1 + 16 = 18 г/моль.
Количество вещества воды: v(H2O) = т / М = 1000 / 18 =
= 55,6 моль.
Число молекул: А(Н20) = уАа = 55,6 • 6,02 • 1023 =
= 3,35* 1025.
II способ (пропорция).
18 г (один моль) Н2О содержит 6,02 • 1023 молекул,
1000 г Н2О содержит х молекул.
х = 1000 • 6,02 • 1023 / 18 = 3,35 • 1025.
Ответ. 3,35 • 1025 молекул воды.
29
■ Пример 2-2. Сколько атомов водорода содержится в: а) 10 моль
аммиака; б) 100 г воды?
Р е ш е н и е. а) Формула аммиака — NH3. В одной моле
куле аммиака содержится три атома водорода, а в любом ко
личестве аммиака атомов водорода в 3 раза больше, чем
молекул. Следовательно, v(H) = 3 • v(NH3) = 30 моль, ^Н) =
= v • Na = 30 • 6,02 • 1023 = 1,81 • 1025.
б) В одной молекуле воды Н2О содержится два атома водо
рода, поэтому в любом количестве воды атомов водорода в
2 раза больше, чем молекул: v(H) = 2 • v(H2O).
Количество воды можно определить по массе: v(H2O) =
= т / М = 100 / 18 = 5,56 моль. v(H) = 2 • 5,56 = 11,12 моль.
МН) = 11,12 • 6,02 • 1023 = 6,69 • 1024.
О т в е т. а) 1,81 • 1025; б) 6,69 • 1024.
■ Пример 2-3. Вычислите массу кислорода, содержащегося
в 15,0 г серной кислоты.
Решение. / способ (через количество вещества).
Молярная масса серной кислоты: M(H2SO4) = 2*1 + 32 +
+ 4 • 16 = 98 г/моль.
Количество вещества: v(H2SO4) = т / М = 15,0 / 98 =
= 0,153 моль.
Согласно химической формуле H2SO4, в одном моле сер
ной кислоты содержится четыре моля кислорода, поэтому
v(O) = 4 • v(H2SO4) = 0,612 моль. Зная количество кислорода,
можно найти массу: т(О) = v • М = 9,79 г.
II способ (пропорция).
98 г (один моль) H2SO4 содержит 4 • 16 = 64 г О,
15 г H2SO4 содержит х г О.
х= 15 -64 /98 = 9,79 г.
Ответ. 9,79 г кислорода.
■ Пример 2-4. Имеются образцы натрия и калия равной массы.
В каком из них больше атомов и во сколько раз?
Решение. / способ. Прежде всего, заметим, что отно
шение числа атомов равно отношению количеств вещества
металлов:
зо.
^(Na) _ v(Na) • NA _ v(Na)
^(K) ’ v(K) • Na " v(K) '
Обозначим массу образцов m ги выразим количества вещест
ва, используя молярные массы элементов: v(Na) = иг / 23 (моль),
v(K) = тп / 39 (моль). Подставим эти количества в отношение:
т
v(Na) = 23 - 39 _ , 7
v(K)
т
23
39
II способ. Можно поступить более прямолинейно: взять по 100 г
каждого металла и сначала рассчитать число атомов, а затем — их от
ношение.
v(Na) = zn(Na) / M(Na) = 100 / 23 = 4,35 моль,
v(K) = zn(K) / M(K) = 100 / 39 = 2,56 моль,
MNa) = v(Na) • NA = 4,35 моль • 6,02 • 1023 = 2,62 • 1024,
A(K) = v(K) • Na = 2,56 моль • 6,02 • 1023 = 1,54 • 1024.
v(Na) _ 2,62 • 1024 _
v(K)
1,54 • 1024
’ '
Ответ. Атомов натрия больше в 1,7 раза.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Найдите количество вещества в 64 г: а) газообразного водорода;
б) метана; в) газообразного кислорода; г) меди; д) оксида серы(IV);
е) оксида серы (VI); ж) оксида железа(Ш).
2.5.
Сколько молекул содержится в 90 г глюкозы С6Н12О6?
2.6.
Сколько всего атомов содержится в 90 г глюкозы С6Н12О6?
31
2.7.
Где содержится больше молекул: в 6 г воды или в 6 г аммиака?
2.8.
Образец серной кислоты имеет массу 147 г. Рассчитайте количество
вещества (в молях): а) серной кислоты; б) атомов серы; в) атомов
водорода; г) атомов кислорода в этом образце.
2.9.
Сколько молей: а) воды; б) аммиака; в) метана; г) глюкозы С6Н12О6
содержат один моль водорода?
2.10. Сколько молекул и атомов кислорода содержится в 320 г жидкого
кислорода?
2.11. Рассчитайте массу воды, в которой содержится один моль атомов
водорода.
2.12. Сколько атомов водорода содержится в: а) 5 моль бензола С6Н6;
б) 5 г бензола; в) 5 л бензола (плотность 0,8 г/мл)?
2.13.
Образец железа содержит 1,2 • 1022 атомов. Найдите массу образца.
дите массу образца и число атомов кислорода в нём.
2.15. В образцах цинка и алюминия содержится одинаковое число ато
мов. Масса алюминия равна 81г. Рассчитайте массу цинка.
2.16. В образцах меди и алюминия содержится равное число атомов. Ка
кой металл тяжелее и во сколько раз?
2.17.
В образцах аммиака и сероводорода содержится равное число мо
лекул. Какой газ имеет большую массу и во сколько раз?
2.18. Имеются образцы серной и фосфорной кислот равной массы. В ка
ком из них больше молекул, а в каком — атомов?
Уровень 2
2.19. В образцах оксидов алюминия и магния содержится одинаковое
число атомов кислорода. Масса оксида магния равна 60 г. Рассчи
тайте массу оксида алюминия.
2.20. Где содержится больше водорода: в 6 г воды или в 6 г аммиака?
2.21. В некоторых порциях воды и серной кислоты содержится одинако
вое число атомов. Какое вещество тяжелее и во сколько раз?
2.22. Смешали 1 моль азотной кислоты и 3 моль воды. Атомов какого
элемента больше всего в полученном растворе?
32.
2.23.
В 14 г металла содержится 1,5 • 1023 атомов. Определите металл.
2.24.
В 9,60 г вещества содержится 9,03 • 1022 молекул. Чему равна мо
лярная масса этого вещества?
2.25. Сколько молекул содержится в одном кубометре воздуха? Примите
плотность воздуха равной 1,29 г/л, молярную массу воздуха —
29 г/моль.
2.26. Оцените число атомов в человеческом организме массой 70 кг, при
нимая, что основной компонент организма — вода.
2.27. Молярная масса гемоглобина равна примерно 65 000 г/моль. Мас
са гемоглобина в организме — около 150 г. Найдите число молекул
гемоглобина в организме.
2.28.
Рутений — довольно редкий элемент, его запасы в земной коре
оцениваются в 5000 тонн. Сколько атомов рутения имеется в зем
ной коре?
2.29. Оцените число атомов на Земле, приняв среднюю молярную массу
элементов равной 35 г/моль. Данные о массе Земли найдите само
стоятельно.
2.30.
Масса Солнца составляет около 2 - 1030 кг. Примерно 3/4 массы
приходится на атомы водорода, остальное — на атомы гелия.
Сколько всего атомов на Солнце? Во сколько раз число атомов на
Солнце больше числа атомов на Земле (см. предыдущую задачу)?
.2.
Химические формулы и расчёты по ним
И Основные формулы
Массовая доля элемента А в веществе А^В^:
Мольная (атомная) доля элемента А в веществе АХВ^:
X(A)=^(-100%).
Вывод простейшей формулы вещества:
i
'
со(А)
М(А)
со(В)
М(В)
а) по массовым долям элементов: х : у = 1Г/: -—-—-;
б) по мольным долям элементов: х z у = %(А) : х(В).
33
Примеры решения задач
■ Пример 2-5. Рассчитайте массовые доли водорода и кислорода
в воде.
Решение. В этой задаче водород и кислород — это эле
менты Н и О, а не простые вещества Н2 и О2. Массовая доля
определяется как отношение массы элемента к массе вещества:
^(Н) .
®(Н) = /п(Н2О) ’
=
1 '
/п(О)
тп(Н2О) '
Удобное свойство массовой доли состоит в том, что она не
зависит от общей массы вещества: массовые доли элементов
одинаковы и в капле, и в литре, и в бочке воды. Поэтому для
расчёта массовой доли можно взять любую массу вещества,
например один моль.
Масса одного моля воды: ?n(H2O) = v • М = 18 г. Согласно фор
муле воды Н2О, в одном моле воды содержатся два моля атомов
водорода и один моль атомов кислорода: m(H) = v • М = 2 • 1 =
= 2 г, т(О) = v • М = 1 ♦ 16 = 16 г. Массовые доли элементов:
®(Н) = ^ = 0,111 = 11,1% ; со(О) = 41 = 0’889 = 88,9% .
Ответ. 11,1% Н, 88,9% О.
■ Пример 2-6. Определите простейшую формулу химического
соединения, если массовые доли составляющих его элементов
равны: Н — 2,04%, S — 32,65%, О — 65,31%.
Решение. Простейшая формула отражает относитель
ные числа атомов в молекуле или, что то же самое, мольные
соотношения атомов. Поскольку простейшая формула не за
висит от массы вещества, возьмём образец вещества массой
100 г и найдём отношение количеств элементов (в молях) в
этом образце. Для этого следует разделить массу каждого
элемента на его относительную атомную массу:
v(H) : v(S): v(O) = f^v^M-^^M^^^ =2,04: 1,02:4,08.
Наименьшее из чисел (1,02) принимаем за единицу и на
ходим отношение:
v(H) : v(S) : v(O) = 2:1:4.
Оно означает, что в молекуле химического соединения на
2 атома водорода приходится 1 атом серы и 4 атома кислоро-
34
да, следовательно, простейшая формула искомого соедине
ния — H2SO4.
Ответ. H2SO4.
■ Пример 2-7. Определите молекулярную формулу вещества,
если оно содержит 40% углерода, 6,7% водорода и 53,3% кис
лорода по массе, а его молярная масса равна 60 г/моль.
Решение. I способ. Действуя так же, как и в предыду
щей задаче, можно найти относительные количества элемен
тов и определить простейшую формулу вещества:
v(C): v(H): v(O) =
=1:2:1.
Простейшая формула вещества — СН2О. Простейшей фор
муле соответствует молярная масса: М(СН2О) =12+2*1+
+ 16 = 30 г/моль. Молярная масса вещества равна 60 г/моль,
следовательно, истинная формула равна простейшей форму
ле, умноженной на 2, т. е. С2Н4О2.
II способ. Возьмём 1 моль вещества, масса которого равна
60 г, и найдём количества элементов (в молях) в этом образце
вещества:
т(С) = т • со = 60 • 0,4 = 24 г, v(C) = ^ = ^ = 2 моль;
т(Н) = т • со = 60 • 0,07 = 4 г, v(H) =
~ = 4 моль;
тп(О) = m • со = 60 • 0,533 = 32 г, v(O) = ^ = f| =2 моль.
Так, 1 моль вещества содержит 2 моль углерода, 4 моль во
дорода и 2 моль кислорода. Это означает, что молекулярная
формула вещества — С2Н4О2.
Ответ. С2Н4О2.
■ Пример 2-8. Неизвестное вещество состоит из двух элементов-
неметаллов, один из которых — водород. Массовая доля водо
рода в этом веществе равна 25%, а мольная доля — 80%. Уста
новите простейшую формулу вещества.
Решение. Начнём с мольной доли. Обозначим формулу
неизвестного вещества ЭХН . Возьмём один моль вещества
и запишем уравнение для мольной доли водорода:
35
Х(Н) = —= 80% = 0,8
М 7
v(3) + v(H)
х+у
100%
Решив уравнение, найдём: у = 4х. Это означает, что про
стейшая формула соединения — ЭН4.
Для того чтобы найти неизвестный элемент, используем
значение массовой доли водорода. Выражение для массовой
доли водорода в одном моле вещества:
1
7
=
^^
4
- 25% = 0 25
МЭ) + тп(Н)
М(Э) + 4
100%
’
’
Решив уравнение, найдём: М(Э) = 12 г/моль, это углерод.
Простейшая формула вещества — СН4. Разумеется, она сов
падает с истинной, это вещество — метан. Но напомним, что
по массовой или мольной доле можно определить только про
стейшую формулу.
Ответ. СН4.
■ Пример 2-9. Оксид неизвестного элемента содержит 47,1%
кислорода по массе. Установите формулу оксида.
Решение. Валентность элемента неизвестна, поэтому
для расчёта придётся использовать общую формулу всех ок
сидов. Пусть валентность элемента Э равна п, тогда формула
его оксида — Э2ОЛ (если п — чётное, то эта формула описыва
ет удвоенную простейшую формулу, но это не влияет на мас
совую долю). Возьмём один моль оксида и запишем выраже
ние для массовой доли кислорода в нём:
Из этого уравнения можно выразить молярную массу эле
мента: М(Э) = 9п. Дальше осуществим перебор по п:
п = 1, М(Э) = 9 г/моль, Э — Be, но он не бывает однова
лентным, не подходит.
п = 2, М(Э) =18 г/моль, не подходит.
п = 3, М(Э) = 27 г/моль, Э — А1, его валентность равна III —
подходит.
Ответ. А12О3.
36
■ Пример 2-10. Массовая доля кислорода в кристаллогидрате
сульфата меди находится между 60 и 62%. Определите формулу
кристаллогидрата.
Решение. Пусть формула соединения — CuSO4 • пН20.
Возьмём один моль кристаллогидрата и составим неравенст
во, записав формулу для массовой доли кислорода:
0,60 v(hcx. в-ва) -> у(продукта) -> тп(продукта).
Найдём количество вещества магния: v(Mg) = т / М =
= 18 / 24 = 0,75 моль. По основному закону химической стехио
метрии, отношение количеств реагирующих веществ (в мо
лях) равно отношению соответствующих коэффициентов в
уравнении реакции. Коэффициент перед О2 в 2 раза меньше,
чем коэффициент перед Mg, поэтому количество вещества
кислорода также в 2 раза меньше: v(O2) = l/2v(Mg) =
= 0,3 75 моль. Масса кислорода: m(O2) = vM = 0,3 75*32 =
= 12 г.
II способ. Согласно уравнению реакции, для сжигания
2 моль (2*24 = 48 г) Mg требуется 1 моль (32 г) О2, для сжига
ния 18 г Mg требуется х г О2.
х = 32 -18 /48 = 12 г.
Для расчёта массы продукта проще всего использовать за
кон сохранения массы:
?n(MgO) = zn(Mg) 4- m(O2) = 18 + 12 = 30 г.
Разумеется, тот же результат получается и при расчёте
с использованием количества вещества: v(MgO) = v(Mg) =
= 0,75 моль, m(MgO) = 0,75 • 40 = 30 г.
Ответ. 12 г О2, 30 г MgO.
43
■ Пример 2-12. Рассчитайте массу воды, которая образуется при
реакции между 10 г водорода и 96 г кислорода.
Решение. Запишем уравнение реакции:
2Н2 + О2 = 2Н2О
Если даны массы нескольких исходных веществ, то расчёт
по уравнению реакции проводят по тому из веществ, которое
находится в недостатке, т. е. первым заканчивается в реак
ции. Для того чтобы узнать, какое из веществ находится в не
достатке, сравнивают их относительные количества, т. е. ко
личества, которые делят на соответствующие коэффициенты
в уравнении реакции.
v(H2) = m/ M=10/2 = 5 моль, v(O2) = m/ M = 96/ 32 =
= 3 моль. Водорода дано больше, чем кислорода, однако с
учётом коэффициентов в уравнении реакции он находится
в недостатке, так как
2W =2,5 у(исх. в-ва) —>
—> у(продукта) —> ^(продукта) = v • Vm.
Найдём количество меди: v(Cu) zn /М 16 / 64 0,25 моль.
По основному закону химической стехиометрии, отношение
количеств реагирующих веществ (в молях) равно отношению
соответствующих коэффициентов в уравнении реакции. Ко
эффициент перед NO2 в 2 раза больше, чем коэффициент пе
ред Си, поэтому количество NO2 также в 2 раза больше:
v(NO2) = 2v(Cu) = 0,5 моль. Объём оксида азота(1У): V(NO2) =
= v-^ = 0,5-22,4= 11,2 л.
II способ (пропорция). Согласно уравнению реакции, из
1 моль Си (64 г) выделяется 2 моль NO2 (2 • 22,4 = 44,8 л),
.50.
из 16 г Си выделяется х л N02.
х= 16-44,8/64 = 11,2 л.
Ответ. 11,2 л NO2.
■ Пример 2-18. Какой объём кислорода требуется для сжигания
2 м3 пропана? Чему равен объём образующегося углекислого
газа?
Решение. Запишем уравнение реакции сгорания про
пана:
СЧОО
НЯ + 5ОZ? = ЗСОZ? + 4НZ ?О
Газы, участвующие в реакции, находятся при одинаковых
условиях, поэтому для расчёта их объёмов не надо находить
количество вещества, а можно применить следствие из зако
на Авогадро, согласно которому в газовых реакциях отноше
ние объемов реагирующих веществ равно отношению соот
ветствующих коэффициентов в уравнении реакции. По урав
нению сгорания,
для сжигания одного объёма С3Н8 необходимо 5 объёмов О2,
для сжигания 2 м3 С3Н8 необходимо х м3 О2.
х = 2 • 5 / 1 = 10 м3. Аналогично рассчитывается объём
углекислого газа:
при сжигании одного объёма С3Н8 образуется 3 объёма СО2,
при сжигании 2 м3 С3Н8 образуется у м3 СО2.
// = 2 • 3 / 1 = 6 м3. Аналогично рассчитывается объём угле
кислого газа.
Ответ. 10 м3 О2, 6 м3 СО2.
■ Пример 2-19. Плотность некоторого газа по воздуху равна 2.
Чему равна плотность этого газа по водороду?
Решение. Плотность одного газа по другому, или отно
сительная плотность газа, — это безразмерная величина,
равная отношению плотностей двух газов. Отношение плот
ностей газов равно отношению молярных масс:
ПА(В) = р(В) / р(А) = М(В) / М(А).
51
Если плотность некоторого газа по воздуху равна 2,23, то
его молярная масса равна: М(Х) = йВ03Д(Х) • М(возд) = 2*29 =
= 58 г/моль. Плотность этого газа по водороду равна отноше
нию молярных масс: Z>H2(X) = М(Х) / М(Н2) = 58 / 2 = 29.
Ответ. 29.
■ Пример 2-20. Фторид неизвестного металла представляет собой
летучее твёрдое вещество. Он содержит 32,4% фтора по массе.
При небольшом нагревании вещество возгоняется, а плотность
полученного газа равна 12,5 г/л при давлении 1 атм и температу
ре 70 °C. Установите формулу фторида.
Решение. По плотности газа найдём его молярную
массу:
„
pRT
12,5 • 8,314 • 343
.
м = —р— =-------- ГозГз---------- = 352 г/моль-
Содержание фтора в одном моле фторида: /n(F) =
= 352 • 0,324 = 114 г, т. е. 6 моль. Масса металла в одном моле
фторида: 352 - 114 = 238 г, это уран. Формула фторида: UF6.
Ответ. UF6.
■ Пример 2-21. Для получения водорода смешали 100 л метана
и 140 л паров воды. Вещества прореагировали полностью, в ре
зультате двух реакций образовалось три газообразных продукта.
Установите формулы продуктов и их объёмы. (Все объёмы изме
рены при одних и тех же температуре и давлении.)
Решение. При взаимодействии метана с парами воды
могут протекать две реакции:
СН4 + Н2О = СО + ЗН2
СН4 + 2Н2О = СО2 + 4Н2
Пусть в первую реакцию вступило х л, а во вторую —
(100 — х) л метана, тогда в первой реакции израсходовано х л
Н2О, а во второй — 2 ♦ (100 - х) л Н2О, всего 140 л.
х + 2 • (100 — х) = 140,
х = 60.
52
Объёмы продуктов: V(CO) = х = 60 л, У(СО2) = 100 - х = 40 л,
V(H2) = Зх + 4 • (100 - х) = 340 л.
Ответ. 60 л СО, 40 л СО2, 340 л Н2.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
2.119. Напишите формулы следующих газообразных веществ: а) углекис
лый газ; б) сернистый газ; в) угарный газ; г) водяной пар.
2.120. Какой объём занимает при нормальных условиях: а) 0,15 моль кис
лорода; б) 0,15 моль хлороводорода; в) 0,45 моль углекислого газа;
г) 0,45 моль метана?
2.121. Какой объём занимают при нормальных условиях: а) 48 г кислоро
да; б) 51 г сероводорода; в) 6,8 г аммиака; г) 11,2 г азота?
2.122. Сколько весят при нормальных условиях: а) 56 л воздуха; б) 1,12 л
фтороводорода; в) 13,44 л водорода; г) 28 л кислорода?
2.123. Какой объём занимают при нормальных условиях: а) 10 г водорода;
б) 10 моль водорода?
2.124. Рассчитайте массу одного кубометра воздуха, который содержит
21% кислорода, 78% азота и 1% аргона по объёму, при нормаль
ных условиях.
2.125. Сколько молекул находится при нормальных условиях: а) в одном
кубометре воздуха; б) в одном килограмме воздуха (молярная мас
са 29 г/моль)?
2.126. Сколько молекул содержится в 100 л водорода: а) при нормальных
условиях; б) при температуре 200 °C и давлении 200 кПа?
2.127. Напишите формулы восьми газов, которые легче воздуха при 30 °C.
2.128. Какое газообразное вещество тяжелее азота, но легче кислорода?
2.129. Рассчитайте относительную плотность по водороду и по воздуху:
а) гелия; б) метана; в) аммиака; г) азота; д) кислорода; е) углекис
лого газа; ж) сернистого газа; з) хлора; и) оксида хлора(1).
2.130. Где содержится больше аммиака при нормальных условиях — в 100 г
или в 100 л?
53
2.131. Имеются образцы двух газов, взятых при нормальных условиях:
16 л водорода и 20 л гелия. В каком газе содержится больше моле
кул и во сколько раз?
2.132. Рассчитайте объём аммиака, в котором содержится в 3 раза больше
молекул, чем в 100 л метана. Газы находятся при одинаковых темпе
ратуре и давлении.
2.133.Сколько литров оксида азота(Н) (в пересчёте на н. у.) выделится
при растворении 24 г меди в избытке разбавленной азотной кис
лоты?
2.134. Рассчитайте объёмы газов (в пересчёте на н. у.), которые выделятся
при растворении 22,4 г железа в следующих реакциях:
a) Fe + 2НС1 = FeCl2 + Н2Т
б) 2Fe + 6H2SO4(KOHIl) = Fe2(SO4)3 + 3SO2? + 6H2O (при нагрева
нии)
в) Fe + 4HNO3fna461 = Fe(NO3)3 + NOT + 2H2O
2.135. Рассчитайте объём водорода (при н. у.), который выделится при
растворении 13,5 г алюминия в следующих реакциях:
а) 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2Т
б) 2А1 + 2К0Н + 6Н2О = 2К[А1(ОН)4] + ЗН2Т
2.136. Определите объёмы углекислого и сернистого газов (при темпера
туре 25 °C и давлении 101,3 кПа), которые выделятся при растворе
нии 3,6 г углерода в избытке концентрированной серной кислоты.
2.137. При действии избытка соляной кислоты на сплав цинка и меди вы
делилось 4,48 л газа (н. у.). Рассчитайте массу сплава, если извест
но, что он содержит 70% цинка по массе.
2.138. При растворении железа в горячей концентрированной азотной
кислоте выделилось 16,8 л (н. у.) оксида азота(1У). Сколько грам
мов железа израсходовано?
2.139. Сколько граммов сульфида алюминия требуется для получения
2,24 л (н. у.) сероводорода с помощью реакции гидролиза?
2.140. Сколько граммов хлората калия образуется при растворении
26,88 л (н. у.) хлора в горячем растворе гидроксида калия?
54.
2.141. Сколько литров хлора (н. у.) потребуется для получения хлорида
железа(Ш) из 28 г железа?
2.142. При сгорании железа на воздухе образовалось 29 г оксида железа(П, III). Сколько литров кислорода (н. у.) израсходовано?
2.143. При обжиге сульфида меди(П) образовалось 5,6 л (в пересчёте на
н. у.) оксида серы(IV). Сколько граммов сульфида меди(II) вступило
в реакцию?
2.144. При взаимодействии железа с парами воды выделилось 11,2 л (в пе
ресчёте на н. у.) водорода. Сколько граммов оксида железа(Н, III)
образовалось?
2.145. Для полного восстановления раскалённого сульфата бария израс
ходовано 17,92 л водорода (в пересчёте на нормальные условия).
Сколько граммов сульфида бария образовалось?
2.146. При нагревании питьевой соды образовалось 5,6 л (н. у.) оксида
углерода(17). Сколько граммов соды израсходовано?
2.147. При длительном прокаливании основного карбоната меди получен
твёрдый остаток массой 25 г. Сколько литров углекислого газа
образовалось (в пересчёте на н. у.)?
2.148. При разложении карбоната аммония образовалась смесь газов,
объём которой после конденсации паров воды составил при нор
мальных условиях 33,6 л. Сколько граммов соли разложилось?
2.149. При сгорании натрия в атмосфере хлора образовалось 35,1 г хло
рида натрия. Сколько литров хлора (н. у.) израсходовано?
2.150. Сколько литров водорода и хлора необходимо для синтеза 50 л
хлороводорода? Объёмы газов измерены при одинаковых усло
виях.
2.151. Какой объём кислорода требуется для полного сжигания 100 л аце
тилена? Сколько литров углекислого газа при этом образуется?
Объёмы газов измерены при одинаковых условиях.
2.152. Какой объём воздуха, содержащего 20% кислорода по объёму, не
обходим для сжигания 500 л метана? Объёмы газов измерены при
одинаковых условиях.
2.153. При нагревании оксид азота(1) полностью разложился, при этом
образовалась смесь простых веществ общим объёмом 450 мл.
55
Сколько миллилитров газа израсходовано? Объёмы газов измере
ны при одинаковых условиях.
2.154. Сколько литров хлороводорода образуется при взрыве смеси, со
держащей 20 л водорода и 25 л хлора?
2.155. Какой объём аммиака можно получить из 200 м3 азота, если выход
реакции составляет 45%?
Уровень 2
2.156. При какой температуре молярный объём газов равен 30 л/моль
(давление 1 атм)?
2.157. Какой объём занимают 100 г кислорода при температуре 20 °C и
давлении 100 кПа?
2.158. В сосуде объёмом 20 л находится оксид серы(1У) при давлении
105 кПа и температуре 20 °C. Рассчитайте массу газа.
2.159. Гелий массой 100 г ввели в ёмкость объёмом 200 л и нагрели до
50 °C. Какое давление создаст гелий в ёмкости?
2.160. Рассчитайте объём 2,0 г газообразного калия при температуре
1000 °C и давлении 20 кПа.
2.161. Давление водяных паров при температуре 20 °C равно 2337 Па.
Рассчитайте массу воды, которая содержится в воздухе объёмом
100 м3.
2.162. Аммиак находится в замкнутом реакторе при температуре 27 °C.
Какую температуру надо создать в реакторе, чтобы увеличить дав
ление в 2 раза?
2.163. Имеются образцы двух газов, взятых при нормальных условиях:
16 л водорода и 20 л гелия. В каком газе содержится больше ато
мов и во сколько раз?
2.164. В каком из перечисленных газов содержится больше всего атомов
(все объёмы измерены при н. у.): а) 5 л азота; б) 11 л аргона; в) 4 л
сернистого газа; г) 3 л углекислого газа?
2.165. Какое вещество в 3 раза тяжелее метана (при одинаковых услови
ях)? Во сколько раз это вещество тяжелее воздуха?
2.166. Относительная плотность газа А по газу В равна 2,5. Чему равна
относительная плотность газа В по газу А?
56.
2.167. Относительная плотность некоторого газа по воздуху равна 1,93.
Рассчитайте относительные плотности этого газа по водороду и по
азоту.
2.168. Плотность некоторого газа равна 1,96 г/л при нормальных услови
ях. Определите молярную массу газа и его плотность по воздуху.
2.169. Оксид углерода и оксид азота имеют одинаковую плотность при
одинаковых условиях. Определите формулы оксидов.
2.170. При сгорании 25 л углеводорода образовалось 75 л оксида углеро-
да(17) и 100 л паров воды. Определите формулу углеводорода.
2.171. При сжигании углеводорода образовалось 8 л углекислого газа
и 10 л паров воды. Сколько литров кислорода израсходовано?
Объёмы газов измерены при одинаковых условиях.
2.172. Смешали 100 л кислорода и 100 л оксида углерода(П) и подожгли.
Определите общий объём смеси после окончания реакции и состав
смеси (в объёмных процентах).
2.173. Один моль сероводорода поместили в сосуд объёмом 30 л и нагре
ли до 800 °C (сера при этой температуре — газ). Давление в сосуде
оказалось равным 420 кПа. Сколько процентов сероводорода раз
ложилось на простые вещества?
2.174. Некоторый углеводород смешали в замкнутом сосуде со строго не
обходимым для реакции объёмом кислорода при 150 °C и смесь по
дожгли. После завершения реакции и приведения к первоначаль
ной температуре давление в сосуде не изменилось. Сколько атомов
водорода содержит молекула углеводорода?
2.175. При действии избытка концентрированной серной кислоты на
18,72 г твёрдого фторида щёлочноземельного металла выделился
газ объёмом 12,89 л при 50 °C и 100 кПа. Установите формулу фто
рида.
2.176. Органическое вещество состоит всего из двух элементов с равными
массовыми долями. При испарении 14,4 г этого вещества в вакууми
рованном сосуде объёмом 2,00 л при температуре 250 °C получено
давление 108,7 кПа. Установите молекулярную формулу вещества.
2.177. Фторид неизвестного металла представляет собой жёлтые кристал
лы. Он содержит 37,5% фтора по массе. При небольшом нагрева
нии вещество плавится, а затем испаряется. Плотность полученного
57
газа равна 10,2 г/л при давлении 1 атм и температуре 90 °C. Уста
новите формулу фторида.
2.178. Хлорид неизвестного металла — вещество молекулярного строе
ния, содержит 60,4% хлора по массе. При температуре 250 °C
и нормальном атмосферном давлении представляет собой газ
с плотностью 8,21 г/л. Установите формулу хлорида.
2.179. Для получения водорода смешали 200 л метана и 320 л паров воды.
Вещества прореагировали полностью, в результате двух реакций
образовалось три газообразных продукта. Установите формулы
продуктов и их объёмы. (Все объёмы измерены при одних и тех же
температуре и давлении.)
2.180. Бинарное соединение представляет собой бесцветный газ, плот
ность которого равна 5,00 г/л при 34 °C и 1,0 атм. При сильном на
гревании это соединение разлагается на два газообразных вещест
ва — простое (состоит из двухатомных молекул) и сложное, кото
рое в 3,03 раза тяжелее воздуха. Установите формулу газа и
напишите уравнение реакции разложения.
12.5.
Смеси веществ
■ Основные формулы
Массовая доля: ш(А) = m(A) / (т(А) + т(В) +...).
Мольная доля: х(А) = v(A) / (v(A) + v(B) + ...),
Объёмная доля (для газов): н2 • М(Н2) = 17-2 = 34 г/моль.
Пусть в смеси содержится х моль О2и у моль О3. Соотноше
ние между хну можно найти через среднюю молярную массу:
мг) / (vi + v2> = (32х + 48У) / {х +у) =
= 34 г/моль,
откуда х = 7у. Мольная доля кислорода в смеси:
МсР = (vi * АЛ + v2 ‘
v(O2) / [v(O2) + v(O3)] = х /(х +у) = 0,875 = 87,5% .
По закону Авогадро, объёмы газов прямо пропорциональ
ны их количествам, поэтому объёмная доля газа в смеси всег
да равна его мольной доле:
62.
ф(02) = V(02) / Иобщ = v(O2) / Уобщ = 0,875 = 87,5% .
Найдём массовую долю кислорода: m(O2) = v М = 32х =
= 32 • 7z/ = 224i/, /п(О3) = v М = 48t/, тп(смеси) = 224у + 48г/ =
= 272у. Массовая доля кислорода: со(02) = 224у / 272у =
= 0,824 = 82,4% .
Мы видим, что мольная, объёмная и массовая доли веще
ства в смеси не зависят от общего количества смеси (т. е. от
х + у).
Ответ. Мольная и объёмная доли О2 — 87,5%, массовая
доля О2 — 82,4% .
■ Пример 2-29. При каком молярном соотношении оксидов угле
рода получается смесь, которая в 2 раза тяжелее неона?
Решение. Средняя молярная масса смеси в 2 раза боль
ше молярной массы неона: Мср(С02, СО) = 2 • 20 = 40 г/моль.
Пусть в смеси содержится х моль СО2 и у моль СО. Тогда,
пользуясь определением средней молярной массы, можно за
писать соотношение:
Мср = (vi • М1 + v2 •
Ответ. 4,5.
■ Пример 2-31. Для синтеза серного ангидрида смешали SO2 и О2
в объёмном соотношении 1 : 1. В полученной после реакции газо
вой смеси объём кислорода оказался в 3 раза больше, чем объём
сернистого газа. Чему равен выход SO3? Во сколько раз атомов
кислорода в конечной смеси больше, чем атомов серы? Примите,
что продукт реакции остался в газовой смеси.
64
Решение. Согласно закону Авогадро, объёмные отно
шения равны мольным. Возьмём по одному молю SO2 и О2 (при
таком соотношении SO2 — в недостатке). Пусть в реакцию
2SO? + О? = 2SO4
вступило х моль SO2, тогда О2 израсходовано х/2 моль. Соста
вим таблицу.
SO2
откуда х = 0,8. В реакцию вступило 0,8 моль SO2, а теорети
чески — 1 моль. Выход равен 80% .
Все атомы из исходной смеси остались в конечной смеси,
поэтому
v(O) / v(S) - (2 + 2) / 1 = 4.
Ответ. 80% . В 4 раза.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
2.181. Элемент медь встречается в природе в виде двух изотопов с массо
выми числами 63 и 65. Используя значение относительной атомной
массы меди Ar(Cu) = 63,5, рассчитайте распространённость этих
изотопов в земной коре в атомных процентах.
2.182. Неизвестный элемент встречается в природе в виде пяти изотопов.
В таблице приведены их массовые числа и распространённость
в земной коре в атомных процентах.
Массовое число изотопа
Распространённость
изотопа, ат. %
58
60
61
62
64
69,3
26,1
1,0
3,0
0,6
Рассчитайте относительную атомную массу элемента (с точностью
до десятых) и установите, какой это элемент.
65
2.183. Бронза — это сплав, содержащий 90% меди и 10% олова (по мас
се). Рассчитайте общее число атомов в 1 кг бронзы.
2.184. Во сколько раз число атомов меди больше числа атомов олова в со
ставе бронзы (см. предыдущую задачу)?
2.185. В сплаве золота с серебром число атомов серебра в 1,3 раза больше
числа атомов золота. Определите массовую долю золота в сплаве.
2.186. Раствор содержит равные количества вещества азотной кислоты
и воды. Рассчитайте массовые доли веществ в растворе.
2.187. В смеси оксидов углерода общее число атомов в 2,5 раза больше
общего числа молекул. Рассчитайте массовые доли веществ в смеси.
2.188. В смеси оксидов углерода общей массой 32 г содержится 20 г кис
лорода. Рассчитайте массовую и мольную доли оксида углерода(IV)
в смеси. Почему массовая доля больше мольной?
2.189. Вычислите массовую долю нитрата натрия в водном растворе, если
известно, что в 150 г такого раствора содержится 1,2 • 1023 атомов
азота.
2.190. Смесь оксидов углерода общей массой 48 г пропустили через избы
ток раствора щёлочи, после чего масса раствора увеличилась на
32 г. Рассчитайте массовые доли веществ в исходной смеси.
2.191. Смесь азота и кислорода общей массой 100 г пропустили через
трубку с раскалённой медью, после чего масса твёрдого вещества
в трубке увеличилась на 23 г. Рассчитайте массовые доли веществ
в исходной смеси.
2.192. Раствор (200 г), содержащий 18,8 г смеси сульфидов натрия и ка
лия, обработали избытком раствора нитрата свинца(Н), при этом
образовалось 47,8 г чёрного осадка. Вычислите массовые доли ве
ществ в исходном растворе.
2.193. Смесь гидроксидов натрия и калия общей массой 36,8 г полностью
нейтрализует 200 г 19,6%-й серной кислоты. Определите массовые
доли гидроксидов в исходной смеси.
2.194. Сплав серебра и меди общей массой 23,6 г растворили в избытке
концентрированной азотной кислоты, при этом выделилось 11,2 л
бурого газа (в пересчёте на н. у.). Определите массовые доли ме
таллов в сплаве.
66
2.195. Для сжигания 100 л смеси метана и этана потребовалось 215 л кис
лорода. Найдите объёмные доли газов в смеси.
2.196. При неполном сжигании 24 г угля израсходовано 26,88 л кислорода
(в пересчёте на н. у.). Рассчитайте объёмные доли оксидов углерода
в полученной смеси. Считайте, что уголь представляет собой чистый
углерод.
2.197. Рассчитайте среднюю молярную массу и плотность по воздуху газо
вой смеси, содержащей 20 л азота и 80 л кислорода.
2.198. Газовая смесь состоит из равных объёмов водорода, оксида углерода(П) и азота. Чему равна средняя молярная масса этой смеси?
2.199. Молярное соотношение водорода и азота в смеси, предназначен
ной для синтеза аммиака, равно 3:1. Определите объёмную долю
водорода и среднюю молярную массу смеси.
2.200. Смесь оксидов углерода(17) и серы(17) имеет объём 100 л (н. у.)
и массу 232 г. Рассчитайте объёмную и массовую долю оксида углерода(1 V) в смеси.
2.201. Чему равна объёмная доля водорода в газовой смеси, полученной
при электролитическом разложении воды?
2.202. Определите объёмную долю кислорода в газовых смесях, получен
3) 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2T + O2T
2.203. При полном разложении нитрата серебра образовались серебро
и смесь газов общим объёмом 24 л. Чему равен объём кислорода в
этой смеси (в л)? Объёмы газов измерены при одинаковых условиях.
2.204. При полном разложении нитрата железа(И) образовались оксид
железа(Ш) и смесь газов общим объёмом 36 л. Чему равен объём
оксида азота(1У) в этой смеси (в л)? Объёмы газов измерены при
одинаковых условиях.
2.205. При растворении углерода в концентрированной азотной кислоте
образовалась смесь газов общим объёмом 20 л. Сколько литров
оксида азота(1У) содержится в этой смеси? Ответ приведите в виде
целого числа.
67
Уровень 2
2.206. При обработке смеси гидрокарбоната калия и карбоната кальция
избытком соляной кислоты выделилось 30,8 г углекислого газа.
Чему равна масса смеси?
2.207. Для поглощения смеси углекислого и сернистого газов требуется
минимально 35 г 12%-го раствора гидроксида калия. Чему равен
объём газовой смеси (н. у.)?
2.208. Какой объём водорода (температура 546 К, давление нормальное)
понадобится для полного восстановления одного моля смеси окси
да меди(1) и оксида меди(II)?
2.209. Газовая смесь состоит из 20 л азота и 10 л аммиака. Сколько моле
кул азота приходится на одну молекулу аммиака в этой смеси?
Сколько атомов азота приходится на один атом водорода?
2.210. Плотность смеси оксидов углерода по водороду равна 18. Найдите
объёмные доли газов в этой смеси.
2.211. При каком молярном соотношении гелия и кислорода получается
смесь, которая в 2,4 раза тяжелее гелия?
2.212. Смесь гелия с неизвестным газом имеет среднюю молярную массу
3 г/моль. Определите этот газ и найдите его объёмную долю
в смеси.
2.213. Смесь азота и углекислого газа имеет плотность по водороду 18.
К 100 л этой смеси добавили 100 л углекислого газа. Рассчитайте
плотность по водороду конечной смеси.
2.214. В смеси водорода и хлора, находящейся в закрытом сосуде, объём
ная доля водорода равна 60%. Рассчитайте среднюю молярную
массу смеси. Как изменятся общая масса и средняя молярная масса
смеси после освещения смеси?
2.215. Смесь оксида серы(1У) и кислорода в молярном соотношении 2 : 1
пропустили над катализатором при температуре 400 °C, при этом
реакция прошла с выходом 80%. Определите объёмные доли ве
ществ в полученной смеси и плотность смеси по воздуху.
2.216. При разложении неорганического вещества образуются твёрдое
вещество и смесь газов, имеющая плотность по водороду 21,6. На
пишите возможное уравнение реакции.
68.
2.217. При разложении неорганического вещества образуются вода и
смесь газов, имеющая плотность по водороду 13. Напишите уравне
ние реакции.
2.218. Смесь гидроксида натрия и карбоната натрия общей массой 50,0 г
обработали избытком соляной кислоты. Выделился газ, при пропу
скании которого через избыток известковой воды образовалось
5,0 г осадка. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исходной
смеси.
2.219. Смесь порошкообразных магния и алюминия общей массой 20,0 г
обработали избытком щёлочи. Выделился газ, который может пол
ностью восстановить 48,0 г оксида меди(Н). Рассчитайте массовые
доли (в %) веществ в исходной смеси.
2.220. Смесь сульфата бария и сульфита бария общей массой 70,0 г об
работали избытком соляной кислоты. Выделился газ, при пропу
скании которого через избыток известковой воды образовалось
24,0 г осадка. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исход
ной смеси.
2.221. Смесь сульфида железа(II) и сульфида меди(II) общей массой 11,0 г
обработали избытком разбавленной серной кислоты. Выделился
газ, который полностью прореагировал с 400 г 2,0%-го водного
раствора брома. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исход
ной смеси.
2.222. Для полной нейтрализации 200 г раствора, содержащего серную
и азотную кислоты, потребовалось 855 г 5,0%-го раствора гидрок
сида бария, при этом из раствора выпал осадок массой 34,95 г. Рас
считайте массовые доли (в %) кислот в исходном растворе.
2.223. Смесь карбонатов магния и бария обработали избытком соляной
кислоты. Выделился газ объёмом 5,60 л (н. у.). При действии избыт
ка серной кислоты на полученный раствор образовался осадок
массой 11,65 г. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исход
ной смеси.
2.224. Смесь сульфидов меди(И) и алюминия общей массой 60,0 г сожгли
в кислороде. Полученный твёрдый остаток может прореагировать
с 200 г 8,0%-го раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массовые
доли (в %) веществ в смеси сульфидов.
69
2.225. Смесь сульфита натрия и карбоната натрия общей массой 50,0 г об
работали избытком соляной кислоты. Выделившийся газ может
обесцветить 316 г 5,0%-го раствора перманганата калия, подкис
ленного серной кислотой. Рассчитайте массовые доли (в %) ве
ществ в смеси сульфидов.
2.226. Для полного растворения навески сплава меди с цинком потребо
валось 39,3 мл 88%-й серной кислоты (плотность 1,7 г/мл). Такая
же навеска сплава реагирует со 100 мл 2 М раствора гидроксида
натрия. Рассчитайте массовые доли металлов (в %) в сплаве. Запи
шите уравнения всех реакций.
2.227. Для полного растворения навески сплава серебра с медью потре
бовалось 43,5 мл 63%-й азотной кислоты (плотность 1,38 г/мл).
При добавлении к полученному раствору избытка щёлочи выпал
осадок, который высушили и прокалили. Масса полученного твёр
дого вещества составила 25,6 г. Рассчитайте массовые доли метал
лов (в %) в сплаве. Запишите уравнения всех реакций.
2.228. Смесь сульфида меди(1) и сульфида меди(II) общей массой 17,6 г
сожгли в избытке кислорода. Полученный при этом газ полностью
обесцветил 190 г 5%-го раствора перманганата калия, подкислен
ного серной кислотой. Определите массовые доли веществ в сме
си сульфидов. (Относительную атомную массу меди примите рав
ной 64.)
2.229. Навеску смеси оксида меди(Н) и оксида цинка разделили на две
равные части. Для полного растворения первой части потребова
лось 150 г 9,8%-й серной кислоты. Ко второй части добавили 0,5 М
раствор гидроксида натрия, смесь растворилась частично, при этом
было израсходовано 400 мл щёлочи. Определите массовые доли
оксидов в исходной смеси (в %).
2.230. Навеску смеси оксида магния и оксида алюминия разделили на две
равные части. Для полного растворения первой части потребова
лось 125 г 19,6%-й серной кислоты. Ко второй части добавили
0,5 М раствор гидроксида натрия, смесь растворилась частично,
при этом было израсходовано 200 мл щёлочи. Определите массо
вые доли оксидов в исходной смеси (в %).
2.231. Смесь хлорида натрия и хлорида аммония общей массой 40,0 г об
работали избытком гидроксида калия при нагревании. Выделился
.70.
газ, который может полностью восстановить 48,0 г оксида меди(II).
Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исходной смеси. Отно
сительную атомную массу меди примите равной 64.
2.232. Смесь оксида бария и пероксида бария общей массой 67,6 г обра
ботали избытком разбавленной серной кислоты. Осадок отделили,
а к надосадочной жидкости прилили избыток подкисленного рас
твора перманганата калия. Выделился газ объёмом 4,48 л (н. у.).
Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в исходной смеси.
2.233. Смесь аммиака и водорода разделили на две равные части. Первая
часть может полностью восстановить 8,8 г оксида меди(II), а вто
рая — полностью нейтрализовать 9,8 г 10%-й серной кислоты. Рас
считайте массовые доли (в %) веществ в исходной смеси.
2.234. Смесь гидроксидов натрия и бария растворили в воде и раствор
разделили на две равные части. Для полной нейтрализации первой
части потребовалось 210 г 30%-й азотной кислоты. При действии
избытка раствора сульфата натрия на вторую часть образовался
осадок массой 46,6 г. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ
в исходной смеси.
2.235. Смесь кремния и оксида кремния общей массой 14,0 г растворили
в избытке щёлочи. При этом выделился газ, который может полно
стью восстановить 32,0 г оксида меди(II). Рассчитайте массовые
доли (в %) веществ в исходной смеси. Относительную атомную
массу меди примите равной 64.
2.236. Смесь меди и оксида меди(Н) общей массой 32,0 г растворили
в концентрированной серной кислоте. При этом выделился газ, ко
торый может обесцветить 1000 г 4,0%-й бромной воды. Рассчитай
те массовые доли (в %) веществ в исходной смеси. Относительную
атомную массу меди примите равной 64.
2.237. Смесь серебра и оксида серебра общей массой 40,0 г растворили
в концентрированной азотной кислоте. Выделился бурый газ, для
поглощения которого потребовалось 50,0 г 12,0%-го раствора ги
дроксида натрия. Рассчитайте массовые доли (в %) веществ в ис
ходной смеси.
2.238. Смесь хлоридов натрия и кальция растворили в воде и раствор раз
делили на две равные части. Первую часть обработали избытком
раствора нитрата серебра, при этом выпал осадок массой 28,7 г.
71
К другой части добавили избыток раствора карбоната натрия, и
образовался осадок массой 5,0 г. Рассчитайте массовые доли (в %)
веществ в исходной смеси.
2.239. Смесь оксида и карбида кальция общей массой 4,8 г растворили
в большом количестве воды. Выделился газ, который полностью
реагирует с 500 г 3,2%-й бромной воды. Рассчитайте массовые
доли (в %) веществ в исходной смеси.
2.240. Оксид серы содержит 60% кислорода по массе. При сильном на
гревании этот оксид частично разлагается, в результате чего обра
зуется смесь трёх газов. Плотность этой смеси равна плотности од
ного из газов, входящих в её состав. Определите состав смеси
(в мольных процентах). Запишите уравнение реакции разложения
и определите, с каким выходом она произошла.
2.241. Бинарное соединение представляет собой твёрдое вещество, кото
рое при небольшом нагревании возгоняется, образуя газ с плотно
стью 4,00 г/л, при 56 °C и 1,0 атм. Это соединение весьма неустой
чиво и легко разлагается на два газообразных вещества — простое
(входит в состав воздуха) и сложное, причём образующаяся смесь
в 1,5 раза тяжелее воздуха. Установите формулу соединения и на
пишите уравнение реакции разложения.
72
Тема
ВОЗДУХ. КИСЛОРОД
Примеры решения задач
■ Пример 3-1* Сколько граммов перманганата калия, хлората ка
лия и пероксида водорода требуется для получения одного моля
кислорода?
Решение. Все реакции разложения данных веществ
протекают при нагревании (в присутствии катализатора пе
роксид водорода может разложиться и при комнатной темпе
ратуре):
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2Т
2КС1О3 = 2КС1 + ЗО2Т
2Н2О2 = 2Н2О + О2Т
Согласно этим уравнениям, для получения 1 моль кисло
рода надо взять 2 моль KMnO4 (т = 2 • 158 = 316 г), 2/3 моль
КС1О3 (т = 2/3 • 122,5 = 81,7 г) и 2 моль Н2О2 (т = 2 • 34 =
= 68 г).
Ответ. 316 г КМпО4, 81,7 г КС1О3, 68 г Н2О2.
■ Пример 3-2. При действии электрического разряда на кисло
род 15% газа превратилось в озон. Рассчитайте объёмные до
ли газов в полученной кислородно-озоновой смеси и плотность
смеси по воздуху.
Решение. Так как ни объёмные доли, ни относитель
ная плотность не зависят от абсолютного количества смеси,
можно взять 1 моль О2. По условию, 0,15 моль О2 вступит
в реакцию
ЗО2 = 2О3
и образуется 0,15 / 3*2 = 0,1 моль О3. В полученной смеси
содержится 1 - 0,15 = 0,85 моль О2 и 0,1 моль О3.
73
По закону Авогадро, объёмные доли газов равны их моль
ным долям: ф(О3) = 0,1 / (0,1 + 0,85) = 0,105 = 10,5%;
ф(О2) = 0,85 / (0,1 + 0,85) = 0,895 = 89,5%.
Средняя молярная масса смеси находится по определению:
VjMi+VaMz
Плотность смеси по воздуху: Ввозд = Мср / Мвозд = 33,7 / 29 =
=1,16.
Ответ. 10,5% Оо, 89,5% О?; Л
л = 1,16.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
3.1.
Напишите электронные конфигурации атомов кислорода и серы.
Что у них общего? Чем они различаются?
3.2.
Назовите пять природных соединений кислорода.
3.3.
В каком природном веществе массовые доли серы и кислорода
равны? Как получить это вещество?
3.4.
Воздух содержит 21% кислорода по объёму. Принимая молярную
массу воздуха 29 г/моль, рассчитайте массовую долю кислорода
в воздухе.
3.5.
Массовая доля серы в земной коре равна 0,03%, а кислорода —
49,13%. Во сколько раз атомов кислорода в земной коре больше,
чем атомов серы?
3.6.
Как можно поглотить кислород из воздуха? Предложите схему
опыта.
3.7.
Приведите по одному примеру реакций кислорода с представителя
ми разных классов неорганических веществ: а) металлом; б) неме
таллом; в) кислотным оксидом; г) основным оксидом; д) гидридом
неметалла; е) солью.
3.8.
Назовите три простых вещества — два металла и один неметалл,
с которыми кислород не реагирует.
74.
3.9.
Рассчитайте массу кислорода, который можно получить из 100 г
каждого из веществ: КМпО4, КС1О3, Н2О2. Какое из них наиболее
эффективно для лабораторного получения кислорода?
3.10. Смесь угля с кварцевым песком массой 250 г длительное время на
гревали в атмосфере кислорода. Масса твёрдого остатка после
опыта составила 200 г. Найдите состав исходной смеси в массовых
процентах.
3.11. В одном объёме расплавленного серебра вблизи температуры его
плавления может растворяться двадцать объёмов кислорода. Объ
ясните, почему при быстром охлаждении после плавления на возду
хе серебро получается пористым. Как необходимо проводить охла
ждение для получения однородного слитка?
3.12. Можно ли считать жидкий и твёрдый кислород разными аллотроп
ными модификациями? Ответ поясните.
3.13. Оксид железа(Ш) при сильном прокаливании превращается в оксид
железа(Н). Запишите уравнение реакции. К какому типу она отно
сится?
3.14. Оксид железа(И) при нагревании на воздухе превращается в оксид
железа(1Н). Запишите уравнение реакции. К какому типу она отно
сится?
3.15. При нагревании оксида золота(1Н) массой 80 г образовалось 1,4 г
кислорода. Какая часть оксида золота разложилась?
3.16. Какой объём займут при нормальных условиях 6,4 г кислорода?
Уровень 2
3.17. Сколько граммов оксида фосфора(У) образуется при сжигании в
кислороде 6,2 г красного фосфора?
3.18. Сколько граммов оксида серы(1У) образуется при сжигании 12,8 г
серы?
3.19. Сколько граммов оксида магния образуется при сжигании в кисло
роде 6 г магниевой стружки?
3.20. Сколько граммов воды образуется при сжигании в кислороде 9 г
водорода?
75
3.21. Сколько граммов алюминия надо взять для получения 30,6 г оксида
алюминия?
3.22. При нагревании пиролюзит МпО2 превращается в оксид Мп3О4.
Какой объем кислорода (н. у.) можно получить при прокаливании
34,8 г пиролюзита?
3.23.
Какой объём воздуха (21% О2, н. у.) требуется для сжигания по
рошка алюминия массой 5,4 г?
3.24. Сколько граммов фосфора можно сжечь в 1 л кислорода (н. у.)
с образованием оксида фосфора(У)?
3.25. Через смесь равных объёмов кислорода и водорода пропустили ис
кру, а затем охладили. Во сколько раз уменьшился объём газовой
смеси?
3.26. Через смесь 1 л метана и 5 л кислорода пропустили искру, а затем
охладили. Во сколько раз уменьшился объём газовой смеси?
3.27. Определите формулу вещества, которое при сжигании в кислороде
образует смесь сернистого и углекислого газов в объёмном отно
шении 2: 1.
3.28.
При пропускании смеси двух газов через раствор иодида калия по
следний вступил в реакцию, но объём смеси не изменился. Назови
те неизвестные газы. Запишите уравнение реакции.
3.29. Найдите ошибки в тексте.
«Лаборант наполнил резиновый шарик чистым озоном из озо
натора и привязал его к лапке штатива. При этом за неделю с
шариком никаких изменений не произошло».
3.30. Напишите уравнения реакций, в которых степень окисления кисло
рода изменяется следующим образом:
О 2 —> О0 —> О1 —> о1 —> о0 —> о0
3.31.
Есть ли ошибки в записи приведённых уравнений реакций?
3PbS + 4О3 = 3PbSO4
PbS + 2О3 = PbSO4 + О2
PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2
76.
3.32.
Рассчитайте состав озоно-кислородной смеси (в % по объёму),
плотность которой по углекислому газу равна 0,8.
3.33. Какой объём воздуха (21% кислорода по объёму) необходим для
полного сжигания 1000 л природного газа, содержащего 95% СН4
и 5% С2Н6 по объёму?
3.34. При сжигании смеси сероводорода H2S и дисульфана H2S2 массой
10 г образовалось 6,72 л (н. у.) сернистого газа. Определите массу
образовавшейся воды.
3.35. При сжигании железа на воздухе образуется оксид, в котором мас
совая доля кислорода равна 27,6%. Установите формулу оксида
и напишите уравнение реакции.
3.36. В лаборатории имеются по 1 кг перманганата калия, бертолетовой
соли, калийной селитры и 30%-го раствора пероксида водорода.
Какой из реактивов даёт при разложении наибольший объём кис
лорода?
3.37. Назовите неметалл, который при сжигании в кислороде образует
оксид в 2 раза большей массы, чем масса исходного простого веще
ства-неметалла.
3.38.
При действии электрического разряда на кислород получена смесь
газов, содержащая 9% более тяжёлого газа по объёму. Рассчитай
те выход реакции озонирования.
3.39.
Выведите химическую формулу соединения натрия с кислородом,
содержащего 59% натрия по массе.
3.40.
Выведите молекулярную формулу одной из модификаций оксида
фосфора, содержащей 43,6% кислорода по массе и имеющей мо
лярную массу 220 г/моль.
3.41. Раньше для поглощения кислорода из воздуха использовали оксид
бария. Это вещество способно обратимо поглощать кислород,
превращаясь в пероксид бария ВаО2. Какой объём кислорода
(н. у.) можно выделить из воздуха при однократном использовании
10 кг пероксида бария?
3.42.
При сгорании 1 моль метана выделяется 74,9 кДж теплоты. Сколько
теплоты выделится при сжигании 300 л (н. у.) метана?
77
3.43. При сжигании в кислороде 1 моль красного фосфора выделяется
1471,3 кДж теплоты. Запишите термохимическое уравнение ре
акции.
3.44. Сколько теплоты выделится при сгорании 6 г магния, если термохи
мическое уравнение реакции имеет вид
2Mg + О2 = 2MgO + 1205 кДж?
3.45. Запишите термохимическое уравнение реакции горения угля, если
известно, что при сгорании 1 г угля выделилось 33,5 кДж теплоты.
3.46. При разложении 4,9 г бертолетовой соли (КС1О3) было получено
1,28 л (н. у.) кислорода. Определите массовую долю выхода про
дукта.
3.47. При нагревании 10 г оксида ртути(Н) получили 7 г ртути. Определи
те массовую долю выхода продукта.
3.48.
Рассчитайте массовую долю пероксида водорода в водном раство
ре, если при добавлении катализатора (МпО2) к 200 г такого рас
твора из него выделилось 4,48 л кислорода (н. у.).
3.49. В кислороде, выделившемся при полном разложении 100 г 10%-го
раствора пероксида водорода, сожгли белый фосфор. Полученное
вещество белого цвета растворили в воде, охлаждённой льдом,
и нейтрализовали карбонатом натрия. К образовавшемуся раство
ру прилили раствор хлорида кальция. Какова масса образовавше
гося осадка (в расчёте на безводную соль)?
3.50. Сколько граммов оксида меди(Н) может образоваться при пропу
скании над раскалённой медной стружкой 20 л (н. у.) воздуха (20%
кислорода по объёму)?
3.51. Сколько граммов свинцового сурика (РЬ3О4) можно получить при
прокаливании 24 г оксида свинца(1У)?
78.
Тема
4
ВОДОРОД, кислоты, соли
Примеры решения задач
■ Пример 4-1. Сколько граммов железа вступило в реакцию
с соляной кислотой, если при этом выделилось 2,24 л водорода
(при н. у.)?
Решение. Уравнение реакции
Fe + 2НС1 - FeCl2 + Н2Т
показывает, что для выделения 2,24/22,4 = 0,1 моль Н2 тре
буется столько же молей железа, т. е. необходимо 0,1 моль х
х 56 г/моль = 5,6 г железа.
Ответ. 5,6 г.
■ Пример 4-2. Рассчитайте количество водорода, который может
быть получен из 10,5 г гидрида кальция в случае: а) термическо
го разложения твёрдого образца; б) реакции такого же образца
с водой.
Решение.
а) СаН2 X Са + Н2Т
Из 10,5/42 = 0,25 моль СаН2 образуется столько же молей Н2.
б) СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2Т
Из 0,25 моль гидрида образуется 0,5 моль Н2. Часть водо
рода «приходит» из воды.
Ответ, а) 0,25 моль; б) 0,5 моль.
■ Пример 4-3. Имеются два сосуда, заполненных смесями газов:
а) Н2 и С12; б) Н2 и О2. Как изменится давление в сосудах при
пропускании через эти смеси электрической искры?
79
Решение. При пропускании искры газы реагируют
по уравнениям:
Н2 + С12 = 2НС1
2Н2 + О2 = 2Н2О
Из первого уравнения видно, что 1 моль водорода и 1 моль
хлора образуют 2 моль хлороводорода. Следовательно, коли
чество вещества (в молях) газа после первой реакции остаёт
ся без изменения, объём газовой смеси также не меняется,
поэтому и давление в сосуде не изменится.
Количество вещества газа после окончания второй реакции
уменьшается в 1,5 раза, следовательно, уменьшается и давле
ние. В условии задачи намеренно не оговорено, приводится ли
смесь к нормальным условиям или нет. Для ответа на постав
ленный вопрос это несущественно. Допустим, что смесь оста
нется при высокой температуре, тогда образовавшаяся вода
будет находиться в парообразном состоянии, и давление после
реакции уменьшится для стехиометрической смеси в 1,5 раза;
если же смесь будет приведена к нормальным условиям, дав
ление ещё более уменьшится за счёт конденсации паров воды.
Ответ, а) Давление не изменится; б) давление умень
шится.
■ Пример 4-4. Установите формулы всех гидридов (общей фор
мулы ЭНХ), в которых содержится 12,5% водорода по массе.
Решение. Пусть молярная масса неизвестного элемен
та Э равна М г/моль. Возьмём 1 моль гидрида: его масса рав
на М + х г, и в нём содержится х моль водорода Н общей мас
сой х г. Массовая доля водорода:
со(Н)= ,/
-0,125,
откуда А = 7х. В гидридах х может принимать значения от 1
до 4.
х = 1, А = 7. Элемент — литий, гидрид — LiH.
х = 2, А = 14. Элемент — азот, гидрид NH2 не существует,
но известно вещество с такой же простейшей формулой, это
N2H4, гидразин.
х = 3, А = 21. Такого элемента нет.
х = 4, А = 28. Элемент — кремний, гидрид SiH4.
Ответ. LiH, N2H4, SiH4.
80
■ Пример 4-5. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на
18,7 мл 14,6%-й соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл),
пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди(Н). Чему равна
масса полученной твёрдой смеси?
Решение. При действии цинка на соляную кислоту
выделяется водород:
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2Т,
который при нагревании восстанавливает оксид меди(П) до
меди:
СиО + Н2 = Си + Н2О
Найдём количества веществ в первой реакции: m(p-pa НС1) =
= 18,7 • 1,07 = 20,0 г, т(НС1) = 20,0 • 0,146 = 2,92 г, v(HCl) =
= 2,92/36,5 = 0,08 моль, v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк
находится в недостатке, поэтому количество вещества выде
лившегося водорода равно: v(H2) = v(Zn) = 0,031 моль.
Во второй реакции в недостатке находится водород, по
скольку v(CuO) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции
0,031 моль СиО превратится в 0,031 моль Си и потеря массы
составит: m(CuO) - m(Cu) = 0,031 • 80 - 0,031 • 64 = 0,50 г.
Масса твёрдой смеси СиО с Си после пропускания водорода
составит 4,0 - 0,5 = 3,5 г.
Ответ. 3,5 г.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
4.1.
Как правильно открыть на воздухе сосуд, наполненный водородом?
Опишите порядок действий.
4.2.
Шар, наполненный водородом и выпущенный в помещении, снача
ла взлетает к потолку, но на следующие сутки опускается вниз. Дай
те объяснение этому факту.
4.3.
Назовите пять металлов, которые можно использовать для получе
ния водорода из соляной кислоты. Запишите уравнения реакций.
4.4.
Селен реагирует с водородом подобно сере. Запишите уравнение
реакции получения селеноводорода. К какому типу она относится?
81
4.5.
Неустойчивый газ силан SiH4 используют для получения особо чи
стого кремния. Предложите простейший способ, как это можно
осуществить.
4.6.
При полном разложении метана СН4 было получено 24 г угольной
сажи и 89 л водорода (плотность 0,08987 г/л). Найдите объём раз
ложившегося метана (плотность 0,7168 г/л).
4.7.
В лаборатории имеются реагенты: по 10 г алюминия, меди, магния,
цинка и серная кислота. Какой общий объём водорода (н. у.) можно
получить, используя эти реагенты? Какой из имеющихся в вашем
распоряжении металлов позволяет получить наибольшее количест
во газа?
4.8.
Приведите примеры пяти простых и пяти сложных веществ, вступа
ющих в реакцию с водородом.
4.9.
Смесь водорода с кислородом в закрытом сосуде объёмом 10 л
взорвали и охладили до начальной температуры. Давление в сосуде
уменьшилось в 10 раз. Определите объёмы газов. Давлением водя
ных паров пренебречь.
4.10. Смесь водорода с хлором взорвали в закрытом сосуде. Изменилось
ли давление в сосуде? Почему?
4.11. В каком объёмном соотношении необходимо смешать водород и
кислород, чтобы в реакцию вступила лишь треть от исходного коли
чества кислорода?
4.12. В каком объёмном соотношении нужно смешать водород и кисло
род, чтобы половина от исходного количества водорода осталась
после завершения реакции?
4.13. Сколько литров водорода (н. у.) необходимо сжечь для получения
одного литра воды?
4.14. Сколько молей водорода может быть получено при взаимодейст
вии 210 г гидрида кальция с водой?
4.15. Сколько литров водорода (н. у.) можно получить в результате элек
тролитического разложения 180 мл воды?
4.16. Какой объём водорода (н. у.) выделится при действии соляной кис
лотой на медно-алюминиевый сплав массой 10 г, содержащий 24%
меди по массе?
4.17.
82.
При действии соляной кислоты на сплав цинка с серебром массой
10 г после завершения реакции осталось твёрдое вещество массой
3,5 г. Определите объём выделившегося водорода (н. у.).
4.18. Сколько граммов меди может быть получено при восстановлении
1,6 г оксида меди(II) водородом?
4.19. Какие из кислот используют в лабораторной практике для получе
ния водорода: азотную, соляную, серную, фосфорную, уксусную,
кремниевую, угольную?
4.20. Приведите пример кислоты, которая не изменяет окраску индика
тора. С чем это связано?
4.21. Почему для вытеснения водорода из растворов кислот никогда не
используют металлы с высокой химической активностью, такие как
натрий или калий?
4.22.
Если соль, образующаяся при реакции между металлом и кислотой,
нерастворима в воде, она покрывает поверхность металла, и реак
ция прекращается. Приведите примеры таких металлов при получе
нии водорода из соляной и серной кислоты.
4.23.
При внесении в раствор нитрата металла X проволоки металла Y ро
зово-красного цвета на её поверхности образуются блестящие сере
бристые кристаллы металла X, а раствор приобретает голубую окра
ску. О каких двух металлах идёт речь? Запишите уравнение реакции.
Уровень 2
4.24.
Некоторые металлы способны поглотить большое количество водо
рода. Масса слитка палладия при нагревании в атмосфере водоро
да увеличилась на 2%. Найдите растворимость палладия в водоро
де, выраженную в литрах водорода (н. у.) на 100 г металла.
4.25. Твёрдый водород при —262 °C имеет плотность 0,08667 г/см3. Ка
ков молярный объём твёрдого водорода при этой температуре?
4.26.
В лаборатории водород получают взаимодействием алюминия как
с раствором соляной кислоты, так и с раствором щёлочи. Сколько
молей водорода образуется в каждом из этих случаев, если в реак
цию вступает по 10,8 г алюминия?
4.27. Какая масса гидрида калия необходима для получения 56 л водо
рода (н. у.) в реакции с водой?
4.28.
В воздухе объёмом 200 л сожгли 40 л водорода. Полученную газо
вую смесь охладили. Определите её состав в объёмных процентах.
Считайте воздух состоящим из азота (78 об.%), кислорода
(21 об.%) и аргона (1 об.%).
83
4.29. Что образуется при пропускании водорода над нагретыми до высо
кой температуры сульфатом бария, хлоридом меди(1), карбонатом
серебра, ортофосфатом кальция? Запишите уравнения реакций.
4.30. Установите формулу гидрида, который содержит 25% водорода по
массе. Чему будет равна массовая доля водорода в этом соедине
нии, если все атомы протия заменить на атомы трития?
4.31. Для полного восстановления меди из оксида меди(1) потребовалось
4,48 л водорода (н. у.). Рассчитайте массу полученного металла.
4.32.
В реакционном сосуде, предназначенном для синтеза аммиака,
смешаны равные количества азота и водорода. Как изменится дав
ление в сосуде после завершения процесса синтеза аммиака, если
реакция проходит с выходом 25%? Температура в ходе процесса
поддерживалась постоянной.
4.33.
При растворении в разбавленной серной кислоте магний-алюмини
евого сплава массой 5,1 г выделилось 5,6 л водорода (н. у.). Опре
делите состав сплава в массовых процентах.
4.34.
При растворении в соляной кислоте железо-цинкового сплава мас
сой 17,7 г выделилось 6,72 л водорода (н. у.). Определите состав
сплава в массовых процентах.
4.35.
На восстановление смеси оксида меди(Н) и оксида свинца(Н) мас
сой 82,9 г потребовалось 11,2 л водорода (н. у.). Найдите массовые
доли металлов в полученном сплаве.
4.36. Смесь равных объёмов двух газов имеет плотность по метану 0,25.
Какие это газы?
4.37. Какой объём водорода (н. у.) выделится при обработке 10 г магния
раствором, содержащим 28 г серной кислоты?
4.38.
При обработке сплава никеля и алюминия массой 25 г горячим кон
центрированным раствором гидроксида калия образовалось 12 г
никеля Ренея (это очень мелкий порошок никеля, обладающий вы
сокой реакционной способностью и каталитической активностью).
Какой объём водорода (н. у.) выделился в результате реакции?
Определите массовую долю алюминия в исходном сплаве.
4.39.
Из приборов, изображённых на рисунках, выберите те, с помощью
которых можно получить и собрать: (1) газообразный водород по
реакции между цинком и соляной кислотой; (2) газообразный кис-
84
лород по реакции разложения пероксида водорода; (3) газообраз
ный водород по реакции кальция с водой; (4) газообразный кисло
род по реакции разложения перманганата калия.
Рис. 1
Рис. 2
85
Тема
5
В 5.1.
ВОДА. РАСТВОРЫ
Вода
Примеры решения задач
■ Пример 5-1. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при
поджигании 100,8 л (н. у.) стехиометрической смеси водорода
с кислородом, если теплота образования жидкой воды равна
285,8 кДж/моль.
Решение. Поскольку смесь водорода с кислородом сте
хиометрическая, в соответствии с уравнением реакции
2Н2 + Ог = 2Н2О(Ж) + Q
будем считать, что v(O2) = х моль, v(H2) = 2х моль, т. е.
Зх = 100,8/22,4; х = 1,5 моль.
В результате реакции из 1,5 моль кислорода и 3 моль водо
рода образуется 3 моль воды. Тепловой эффект реакции со
ставляет 3 • 285,8 = 857,4 кДж.
Ответ. 857,4 кДж.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
5.1.
Приведите по одному примеру жидкостей, которые: а) не смешива
ются с водой; б) смешиваются с водой в любых соотношениях. Объ
ясните, почему это происходит.
5.2.
Во сколько раз масса кислорода в воде больше массы водорода?
Зависит ли ответ от количества воды?
5.3.
Назовите четыре вещества, которые используют в качестве осуши
телей для поглощения паров воды. Напишите уравнения реакций
этих веществ с водой.
5.4.
При пропускании 2 л воздуха (н. у.) через склянку с концентриро
ванной серной кислотой масса склянки увеличилась на 0,2 г. Вычи
слите массовую долю водяных паров в воздухе.
5.5.
Приведите примеры металлов, реагирующих с водой при комнат
ной температуре, и металлов, реагирующих только с горячим водя
ным паром.
Уровень 2
5.6.
Выведите формулу кристаллогидрата сульфата натрия, если из
вестно, что массовая доля воды в нём составляет 55,9%.
5.7.
Рассчитайте, сколько литров стехиометрической смеси водорода с
кислородом (н. у.) было использовано при получении воды, если
при этом выделилось 380,8 кДж теплоты (теплота образования
жидкой воды равна 285,5 кДж/ моль).
5.8.
Равные объёмы воды и метана смешали в замкнутом сосуде и на
грели до 900 °C. Реакция конверсии прошла с выходом 50%. Опре
делите объёмные доли всех газов в полученной смеси.
5.9.
Кристаллическое вещество белого цвета образовано щелочным ме
таллом. При взаимодействии с водой 7,2 г этого вещества выдели
лось 6,72 л водорода (н. у.). Определите состав вещества и напиши
те уравнения реакций с соляной кислотой и бромом.
5.10. Сколько граммов оксида бария нужно добавить к 200 г 5%-го рас
твора гидроксида бария, чтобы увеличить массовую долю вещества
в растворе в 3 раза?
5.11. При обработке водой амальгамы натрия (амальгама — сплав на
трия и ртути) выделилось 1,12 л водорода (н. у.), а на дне сосуда
осталась капля жидкости массой 2,7 г. Найдите массу амаль
гамы.
5.12. Сколько литров водорода необходимо сжечь в кислороде, чтобы
выделившейся в ходе реакции теплоты хватило на разложение 1 кг
мела? Теплоты образования жидкой воды, оксида кальция, угле
кислого газа и карбоната кальция равны 285,8 кДж/моль,
635,1 кДж/моль, 393,5 кДж/моль и 1206,6 кДж/моль соответст
венно.
. 87
5.2.
Растворы. Растворимость
■ Основные определения
Раствор — однородная система, состоящая из двух или более компо
нентов.
Насыщенный раствор — раствор, находящийся в равновесии с чи
стым растворённым веществом.
Растворимость (коэффициент растворимости) — концентрация на
сыщенного раствора. Выражается в различных единицах, например
в граммах вещества на 100 г или на 1 л растворителя.
■ Основные формулы
Массовая доля растворённого вещества: ® = тп(в-ва) / /п(р-ра),
о)(%) = ш(в-ва) / т(Р'Ра) • 100%.
Связь растворимости (s г/100 г растворителя) с массовой
долей:
® = s / (s + 100),
з - 100® / (1 - ®).
Плотность раствора: р(раствора) = т(раствора) / ^(раствора).
Плотность воды: р(Н2О) = 1 г/мл = 1 кг/л = 1000 г/л.
Молярная концентрация (молярность) растворённого вещества
(моль/л):
С = у(вещества) / У(раствора).
Связь молярной концентрации с массовой долей вещества о:
С = 1000® • р(раствора) / М(вещества), где плотность раст
вора р выражается в г/мл, а молярная масса вещества —
в г/моль.
Примеры решения задач
■ Пример 5-2. Какой минимальный объём воды необходим для
растворения 100 г сульфата калия при 20 °C, если растворимость
соли при данной температуре составляет 111,2 г/л? Сколько
граммов раствора при этом образуется?
Решение. Составим пропорцию:
в 1000 мл воды можно растворить 111,2 г K2SO4,
в х мл воды — 100 г K2SO4,
.88.
х = 1000 • 100 / 111,2 = 899 мл воды. Масса воды равна 899 г.
Масса раствора составляет: 899 4- 100 = 999 г.
Ответ. 899 мл воды, 999 г раствора.
■ Пример 5-3. Какую массу соли и какой объём воды необходимо
взять для приготовления 100 г насыщенного при 18 °C раствора
сульфата натрия, если растворимость сульфата натрия при 18 °C
составляет 168,3 г/л?
Решение. Приведённое в условии значение раствори
мости означает, что в 1 л (1000 мл, или 1000 г) воды при дан
ной температуре может быть растворено 168,3 г сульфата на
трия. Рассчитаем массу такого насыщенного раствора:
тп(раствора) = 1000 + 168,3 = 1168,3 г.
Составим пропорцию:
в 1168,3 г насыщенного раствора содержится 168,3 г сульфа
та натрия,
в 100 г насыщенного раствора — х г сульфата натрия,
х = 100 • 168,3 / 1168,3 = 14,4 г сульфата натрия.
Определим массу воды. Для этого из массы раствора выч
тем массу соли:
тп(Н2О) = 100 - 14,4 = 85,6 г. Объём воды равен 85,6 мл.
Ответ. 14,4 г сульфата натрия, 85,6 г воды.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
5.13.
Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора хлорида калия, содержащего 54 г соли, если раствори
мость хлорида калия равна 329,5 г/л? Какова масса раствора?
5.14.
Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора сульфата магния, содержащего 10 г соли, если раствори
мость соли при данной температуре равна 337 г/л?
5.15. Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора хлорида кальция, содержащего 500 г соли, если раство
римость хлорида кальция при данной температуре составляет
731,9 г/л?
89
5.16.
Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора нитрата калия, в котором содержится 350 г соли, если
растворимость составляет 303,4 г/л?
5.17. Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора, содержащего 15 г гидроксида натрия, если раствори
мость гидроксида натрия равна 1070 г/л?
5.18. Какой объём воды необходим для приготовления насыщенного
раствора питьевой соды, содержащего 54 г вещества, если раство
римость соды в воде равна 95,7 г/л?
5.19.
Какой объём воды необходим для приготовления 100 г насыщенно
го при 20 °C раствора иодида лития, если растворимость иодида
лития при данной температуре составляет 1615 г/л?
5.20. Сколько граммов хлорида натрия и какой объём воды необходимо
взять для приготовления 250 г насыщенного при 18 °C раствора?
Растворимость хлорида натрия при 18 °C составляет 358,6 г/л.
5.21. Сколько граммов нитрата магния и какой объём воды необходимо
взять для приготовления 1000 г насыщенного при 18 °C раствора,
если растворимость нитрата магния при данной температуре со
ставляет 743,1 г/л?
5.22. Сколько граммов карбоната натрия и какой объём воды необходи
мо взять для приготовления 500 г насыщенного при 18 °C раствора,
если растворимость карбоната натрия при данной температуре со
ставляет 1080 г/л?
5.23. Сколько граммов безводного сульфата кальция и какой объём воды
необходимо взять для приготовления 250 г насыщенного при 30 °C
раствора, если растворимость сульфата кальция при данной темпе
ратуре составляет 2,1 г/л?
5.24. Сколько граммов бертолетовой соли и какой объём воды необхо
димо взять для приготовления 300 г насыщенного при 20 °C раство
ра, если растворимость бертолетовой соли при данной температуре
составляет 73 г/л?
5.25. Сколько граммов поваренной соли и какой объём воды необходи
мо взять для приготовления 200 г насыщенного при 20 °C раствора,
если растворимость поваренной соли при данной температуре со
ставляет 358,5 г/л?
90.
5.26. Сколько граммов сахара и какой объём воды необходимо взять для
приготовления 100 г насыщенного при 20 °C раствора, если раство
римость сахара при данной температуре составляет 2039 г/л?
Уровень 2
5.27. Насыщенный при 20 °C раствор нитрата серебра массой 150 г охла
дили до 0 °C (растворимость нитрата серебра при 20 °C 228 г / 100 г
воды, а при 0 °C 125 г/100 г воды), выпавшую в осадок безводную
соль отделили, а от оставшегося раствора отобрали порцию массой
20,6 г. Вычислите, какой объём смеси сероводорода и азота (при
н. у.), содержащей 40% сероводорода по массе, необходимо про
пустить через эту порцию раствора, чтобы полностью осадить со
держащиеся в ней ионы серебра.
5.28. Смешали 110 г насыщенного раствора сульфата меди(Н), 85 мл
воды и 15,0 г медного купороса (CuSO4 • 5Н2О). Из полученного
раствора отобрали порцию массой 100 г, внесли в неё цинковую
пластинку и выдерживали до тех пор, пока массовые доли солей не
стали равны. Вычислите массовую долю сульфата цинка в растворе,
оставшемся после удаления пластинки. Примите, что раствори
мость безводного сульфата меди(Н) равна 20 г / 100 г воды.
5.29. Смесь магния и оксида магния массой 14,4 г вступила в реакцию
с минимально необходимым количеством 25%-й соляной кислоты,
при этом выделилось 2,24 л (н. у.) газа. От полученного раствора
отобрали порцию массой 32,75 г, выпарили из неё 7,75 г воды
и остаток охладили до 4 °C. Вычислите массу выпавшего в осадок
шестиводного хлорида магния, если растворимость безводного
хлорида магния при 4 °C равна 53 г / 100 г воды.
В 5.3.
Массовая доля растворённого вещества.
Кристаллогидраты
Примеры решения задач
■ Пример 5-4. Сколько граммов хлорида натрия и воды необхо
димо взять для приготовления 250 г 10%-го раствора?
Решение. ш =
т
(растворённого вещества)
т (раствора)
. 91
m(NaCl) = оз • т(раствора) = 0,1 • 250 = 25 г.
Рассчитаем массу воды: т(Н2О) = 250 - 25 = 225 г.
Ответ. 25г хлорида натрия и 225 г воды.
■ Пример 5-5. В 380 мл воды растворили 20 г иодида калия.
Определите массовую долю соли в полученном растворе.
Решение. Определим массу полученного раствора, для
этого сложим массу соли и массу воды:
т(раствора) = 380 + 20 = 400 г.
ю(К1) =
m(KI)
/п(раствора)
400
= 0,05, или 5%
Ответ. 0,05, или 5% .
■ Пример 5-6. Сколько граммов шестиводного хлорида кальция
(СаС12 • 6Н2О) и воды необходимо взять для приготовления 250 г
5%-го раствора хлорида кальция?
Решение. Найдём массу безводной соли, необходимой
для приготовления заданного раствора:
т(СаС12) = со • т(раствора) = 0,05 • 250 = 12,5 г. Пересчита
ем массу безводной соли в массу кристаллогидрата:
М(СаС12) = 40 + 2 • 35,5 = 111 г/моль,
М(СаС12 • 6Н2О) = 111 + 6-18 = 219 /моль.
Составим пропорцию:
в 219 г СаС12 • 6Н2О содержится 111г СаС12,
в х г СаС12 • 6Н2О содержится 12,5 г СаС12.
х = 219 • 12,5 / 111 = 24,7 г (СаС12 • 6Н2О).
Масса воды: тп(Н2О) = 250 - 24,7 = 225,3 г.
Ответ. 24,7 г СаС12 ♦ 6Н2О и 225,3 г воды.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
5.30. Сколько граммов соды и воды необходимо для приготовления 500 г
3%-го раствора соды?
5.31. Сколько граммов нитрата калия и воды необходимо для приготов
ления 250 г 5%-го раствора?
5.32. Сколько граммов щавелевой кислоты и воды необходимо для при
готовления 370 г 2%-го раствора?
5.33. Сколько граммов калийной селитры (нитрата калия) и воды необхо
димо для приготовления 3 кг 20%-го раствора?
5.34. Сколько граммов гидроксида калия и воды необходимо для приго
товления 280 г 50%-го раствора?
5.35. Сколько граммов сахара и воды необходимо для приготовления
500 г 2%-го раствора сахара?
5.36. Сколько граммов хлорида натрия образуется при выпаривании
150 г 5%-го раствора?
5.37. Сколько граммов карбоната калия и воды необходимо для приго
товления 450 г 7%-го раствора?
5.38. Сколько граммов гашёной извести и воды необходимо для приго
товления 260 г 1%-го раствора?
5.39. В 180 мл воды растворили 20 г соды. Определите массовую долю
растворённого вещества.
5.40.
В 50 мл воды растворили 4 г бромида натрия. Определите массо
вую долю растворённого вещества.
5.41.
В 98 мл воды растворили 2 г лимонной кислоты. Определите массо
вую долю растворённого вещества.
5.42.
В 30 мл воды растворили 2 г сахара. Определите массовую долю
растворённого вещества.
5.43.
Растворимость сахара составляет 2039 г в одном литре воды. Опре
делите массовую долю сахара в насыщенном растворе.
5.44.
В 100 г воды при 20 °C может быть растворено 52,6 г аммиака.
Определите массовую долю аммиака в насыщенном растворе.
5.45. В 100 г воды при 20 °C и атмосферном давлении может быть рас
творено 0,17 г углекислого газа. Определите массовую долю угле
кислого газа в насыщенном растворе.
5.46.
В 250 г раствора содержится 35 г поваренной соли. Найдите массо
вую долю соли в растворе.
93
5.47. Определите массовую долю иодида лития в насыщенном при 18 °C
растворе, если растворимость иодида лития при 18 °C составляет
1615 г/л воды.
Уровень 2
5.48. Сколько граммов кристаллогидрата CuSO4 • 5Н2О (медного купо
роса) и воды необходимо для приготовления 200 г 5%-го раствора
сульфата меди?
5.49. Сколько граммов кристаллогидрата Na2CO3 • 10Н20 (стиральной
соды) и воды необходимо для приготовления 350 г 10%-го раство
ра карбоната натрия?
5.50. Сколько граммов железного купороса (FeSO4 • 7Н2О) и воды необ
ходимо для приготовления 200 г 25%-го раствора сульфата железа(П)?
5.51. Сколько граммов кристаллогидрата ВаС12*2Н2О и воды необхо
димо для приготовления 25 г 6%-го раствора хлорида бария?
5.52. Сколько граммов кристаллогидрата MgSO4 • 7Н2О (английской
соли) и воды необходимо для приготовления 2 кг 5%-го раствора
сульфата магния?
370 мл воды растворили 30 г алюмокалиевых квасцов
KA1(SO4)2 • 12Н2О. Определите массовые доли сульфатов калия
и алюминия в растворе.
5.53. В
5.54. Чему равна массовая доля азотной кислоты в растворе, в котором
содержится одинаковое число атомов водорода и кислорода?
Приготовление растворов
Примеры решения задач
■ Пример 5-7. Сколько граммов гидроксида калия и какой объём
воды нужны для приготовления 200 мл 52%-го раствора щёлочи
(плотность раствора 1,51 г/мл).
Решение.
1) Определим массу раствора:
/п(раствора) = рУ = 1,51 • 200 = 302 г.
94.
2) Определим массу КОН в растворе:
тп(КОН) = 302 • 52% / 100% = 15 7,04 г.
3) Определим массу воды: т(Н20) = 302 - 15 7,04 = 144,96 г.
4) Определим объём воды: плотность воды равна 1 г/мл,
следовательно, надо взять 144,96 мл воды.
Ответ. 157,04 г КОН и 144,96 г Н2О.
■ Пример 5-8. Какой объём воды надо добавить к 300 г 20%-й
серной кислоты для получения 15%-го раствора?
Решение.
1) Найдём массу вещества в исходном растворе:
m(H2SO4) = 300 • 20% / 100% = 60 г.
2) Рассчитаем массу нового, 15% -го раствора:
тп(раствора) = 60 / 15% • 100% = 400 г.
3) Определим массу воды, которую необходимо добавить
к раствору: т(Н20) = 400 - 300 = 100 г, этой массе соответст
вует объём 100 мл.
Ответ. 100 мл воды.
■ Пример 5-9. Сколько граммов хлорида натрия необходимо до
бавить к 200 г 3%-го раствора для получения 5%-го раствора?
Решение.
1) Определим массу NaCl в 3% -м растворе:
m(NaCl) = 200 • 3% / 100% = 6 г.
2) Найдём массу воды в этом растворе:
т(Н2О) = 200 - 6 = 194 г.
3) Найдём массу нового раствора, используя тот факт, что
в конечном растворе останется то же количество воды, одна
ко на её долю будет приходиться 100 — 5 = 95% массы раст
вора:
тп(раствора) = 194 / 95% • 100% = 204,2 г.
4) Рассчитаем, сколько граммов хлорида натрия необходи
мо добавить: m(NaCl) = 204,2 - 200 = 4,2 г.
Ответ. 4,2 г NaCl.
95
■ Пример 5-10. Приготовьте 500 г 30%-го раствора иодида калия,
используя 40%-й и 5%-й растворы.
Решение. Такие задачи удобно решать с помощью
«правила креста». Составим «крест». Запишем друг под дру
гом процентные концентрации исходных растворов, а правее
между ними процентную концентрацию того раствора, кото
рый необходимо приготовить (конечного раствора):
40%
30%
5%
Левая половина «креста» готова. Вычитая из концентра
ции более крепкого раствора (40%) концентрацию конечного
раствора (30%), получаем число (10%), которое помещаем
в правом нижнем конце «креста». Аналогично, вычитая из
концентрации конечного раствора (30%) концентрацию бо
лее разбавленного из исходных растворов (5%), получаем чи
сло (25%), которое помещаем в правом верхнем углу. Итак,
«крест» готов:
40% - 30% = 10
30% - 5% = 25
2 5%
40%
30%
5%
10%
Числа, стоящие в правой части «креста», используются
при расчёте масс исходных растворов, при смешении кото
рых образуется раствор с заданной концентрацией:
тп(40%-го раствора) = 500-25% /(25% + 10%) = 357,1 г.
т(5% -го раствора) = 500 • 10% / (25% + 10%) = 142,9 г.
Ответ. 357,1 г 40% -го раствора и 142,9 г 5% -го раствора.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
5.55.
96.
Сколько граммов карбоната натрия и какой объём воды необходимы
для приготовления 500 мл 10%-го раствора (плотность 1,1 г/мл)?
5.56. Сколько граммов гидроксида натрия и какой объём воды необхо
димы для приготовления 300 мл 20%-го раствора (плотность
1,11 г/мл)?
5.57. Сколько граммов бромида калия и какой объём воды необходимы
для приготовления 40 мл 20%-го раствора (плотность 1,16 г/мл)?
5.58.
Какой объём хлороводорода и какой объём воды необходимы для
приготовления 500 мл 36%-го раствора (плотность 1,183 г/мл)?
5.59. Какой объём аммиака (н. у.) необходим для приготовления 1 л
25%-го раствора, имеющего плотность 0,9 г/мл?
5.60.
Какой объём воды необходимо добавить к 200 г 10%-го раствора
хлорида натрия для получения 5%-го раствора?
5.61.
Какой объём воды необходимо добавить к 600 г 10%-го раствора
бромида калия для получения 6%-го раствора?
5.62.
Какой объём воды необходимо добавить к 50 г 20%-го раствора
азотной кислоты для получения 8%-го раствора?
5.63. Какой объём воды необходимо добавить к 200 г 16%-го раствора
хлорида натрия для получения 0,4%-го раствора?
5.64.
Какой объём воды необходимо добавить к 250 г 25%-го раствора
лимонной кислоты для получения 8%-го раствора?
5.65. Сколько граммов нитрата калия необходимо растворить в 300 г
5%-го раствора для получения раствора с массовой концентрацией
8 %?
5.66. Сколько граммов чистого иодида калия необходимо растворить
в 200 г 20%-го раствора для получения 30%-го раствора?
гидроксида натрия необходимо растворить
в 150 г 2%-го раствора для получения раствора с массовой долей
5 %?
5.67. Сколько граммов
5.68. Сколько граммов хлорида кальция необходимо растворить в 30 г
4%-го раствора для получения раствора с массовой долей 8%?
5.69. Сколько граммов лимонной кислоты необходимо растворить в
100 г 5%-го раствора для получения раствора с массовой долей
15%?
97
Уровень 2
5.70.
Приготовьте 300 г 20%-го раствора гидроксида калия, используя
30%-й и 5%-й растворы.
5.71.
Приготовьте 100 г 5%-го раствора хлорида натрия, используя 10%-й
и 1%-й растворы.
5.72. Приготовьте 400 г 10%-го раствора сульфата магния, используя
20%-й и 5%-й растворы.
5.73.
Приготовьте 200 г 20%-го раствора сахара, используя 30%-й и
5%-й растворы.
5.74.
Приготовьте 500 г 10%-го раствора хлорида кальция, используя
20%-й и 5%-й растворы.
■■■5.5.
Молярная концентрация
Примеры решения задач
■ Пример 5-11. Сколько граммов гидроксида натрия необходимо
взять для приготовления 2 л 1 М раствора?
Решение. Количество вещества гидроксида натрия:
v(NaOH) = с-У = 1 моль/л-2 л = 2 моль. Масса вещества:
zn(NaOH) = v • М = 2 моль • 40 г/моль = 80 г.
Для приготовления такого раствора нужно точно взвесить
80 г гидроксида натрия, поместить навеску в мерную колбу
на 2 л и налить воды до метки.
Ответ. 80 г.
■ Пример 5-12. Определите массовую долю азотной кислоты
в 4 М растворе (плотность 1,13 г/мл).
Решение. Массовая доля не зависит от количества рас
твора, поэтому возьмём 1 л раствора.
1) Найдём массу раствора:
тп(раствора) = 1000 мл -1,13 г/мл = ИЗО г.
2) Найдём массу азотной кислоты:
v(HNO3) = с • 7 = 4 моль/л • 1 л = 4 моль,
.98 .
w(HNO3) = v • M = 4 моль • 63 г/моль = 252 г.
3) Рассчитаем массовую долю азотной кислоты:
co(HN03) = 252 / ИЗО • 100% = 22,3% .
Ответ. 22,3% HNO3.
■ Пример 5-13. Определите молярность 20%-го раствора гидрок
сида калия (плотность 1,186 г/мл).
Решение. Молярность не зависит от количества рас
твора, поэтому возьмём 1 л раствора.
1) Найдём массу раствора:
т(раствора) = 1000 мл • 1,186 г/мл = 1186 г.
2) Найдём массу гидроксида калия:
т(КОН) = 1186 • 20% / 100% = 23 7,2 г.
3) Найдём количество вещества гидроксида калия:
v(KOH) = 237,2 / 56 = 4,24 моль.
4) Поскольку мы взяли 1 л раствора, его молярность чи
сленно совпадает с количеством вещества:
С(КОН) = 4,24 моль / 1 л = 4,24 М.
Если бы мы взяли не 1 л, а 100 г раствора, результат был
бы точно такой же (проверьте!).
Ответ. 4,24 М КОН.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
5.75. Определите молярную концентрацию хлорид-ионов в 2 М растворе
хлорида кальция.
5.76. Определите молярную концентрацию ионов водорода в 0,1 М рас
творе азотной кислоты.
5.77. Даны 1 М растворы иодида натрия и иодида кальция. Чему равны
молярные концентрации иодид-ионов в этих растворах?
5.78. Смешали 500 мл 5 М раствора соляной кислоты и 500 мл 1 М рас
твора соляной кислоты. Найдите молярную концентрацию конечно
го раствора, считая, что его объём равен 1 л.
. 99
5.79.
Из 1 л 2 М раствора сульфата меди выпарили 500 мл воды. Какова
молярная концентрация полученного раствора?
Уровень 2
5.80. Сколько граммов соли нужно взять для приготовления 400 мл 0,5 М
раствора хлорида калия?
5.81. Сколько граммов соли нужно взять для приготовления 200 мл 0,3 М
раствора сульфата натрия?
5.82. Сколько граммов соли нужно взять для приготовления 100 мл 2 М
раствора иодида калия?
5.83. Сколько граммов соли нужно взять для приготовления 2 л 0,5 М
раствора дигидроортофосфата натрия?
5.84. Сколько граммов соли нужно взять для приготовления 400 мл
0,05 М раствора перманганата калия?
5.85. Определите процентную концентрацию 1 М раствора серной кисло
ты (плотность 1,06 г/мл).
5.86. Определите процентную концентрацию 12 М раствора серной кис
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
И ИХ ВЗАИМОСВЯЗЬ
Примеры решения задач
■ Пример 6-1. Используя раствор сульфата меди(Н), цинк и кис
лород, получите оксид меди(Н).
Решение. Цинк, как более активный металл, вытесня
ет медь из растворов её солей. Вытесненную медь можно
окислить нагреванием её в кислороде:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Си
2Си + О2 = 2СиО
■ Пример 6-2. Расшифруйте схему
превращений, определите
неизвестный элемент М и напишите уравнения всех реакций, если
известно, что действие цинка на водный раствор, содержащий
9,75 г вещества Y, позволяет получить 6,21 г твёрдого простого
вещества М. Напишите уравнения всех указанных реакций.
Решение. Из схемы можно сделать вывод, что Y —
ацетат двухвалентного металла М. В ряду напряжений М
101
расположен правее цинка, поэтому происходит реакция за
мещения:
граммов сульфида ртути(П) выпадет
в осадок при длительном пропускании сероводорода через 300 г
5%-го раствора хлорида ртути(II)?
Решение.
1) Найдём количество вещества HgCl2:
v(HgCl2) = 300 • (5% /100%) / 272 = 0,055 моль.
2) Запишем уравнение реакции обмена:
HgCl2 + H2S = HgSl + 2НС1
3) Найдём количество вещества HgS: согласно уравнению
реакции, v(HgS) = v(HgCl2) = 0,055 моль.
4) Рассчитаем массу осадка: m(HgS) = 0,055 • 233 = 12,9 г.
Ответ. 12,9 г HgS.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
6.1.
Приведите примеры оксидов, реагирующих с соляной кислотой, но
не вступающих в реакцию с водой.
.103
6.2.
Приведите примеры оксидов, реагирующих с щелочами, но не всту
пающих в реакцию с кислотами.
6.3.
Неизвестный оксид реагирует с гидроксидом натрия, но не взаимо
действует с соляной кислотой и водой. Назовите такой оксид.
6.4.
Приведите три пары оксидов, вступающих в реакции друг с другом.
6.5.
Даны следующие вещества: нитрат натрия, нитрат серебра, оксид
меди(II), оксид углерода(1У), карбонат кальция, медь, магний. Ка
кие из этих веществ вступают в реакцию: а) с соляной кислотой;
6) с раствором гидроксида натрия? Запишите уравнения реакций.
6.6.
При действии на неизвестную соль соляной кислотой выпадает бе
лый осадок. При внесении в пламя соль окрашивает его в жёлтый
цвет. Назовите соль, приведите уравнение реакции.
6.7.
При действии на неизвестную соль нитратом серебра выпадает бе
лый творожистый осадок, нерастворимый в кислотах. При внесении
в пламя соль окрашивает его в фиолетовый цвет. Назовите соль,
приведите уравнение реакции.
6.8.
При действии на неизвестную соль соляной кислотой выделяется
газ. При внесении в пламя соль окрашивает его в жёлтый цвет. На
зовите соль, приведите уравнение реакции.
6.9.
Приведите пример реакции обмена, в результате которой образу
ются два нерастворимых в воде вещества.
6.10.
Как получить гидроксид цинка, имея в распоряжении цинк, соля
ную кислоту и гидроксид натрия? Предложите два способа.
6.11.
Как из нитрата цинка получить карбонат цинка, а из карбоната цин
ка — хлорид цинка? Запишите уравнения реакций.
6.12.
Получите из железа оксид железа(Ш), используя в качестве реаген
тов хлор и гидроксид натрия. Запишите уравнения реакций.
6.13.
Получите карбонат бария тремя разными способами. Запишите
уравнения реакций.
6.14.
Предложите способы получения гидроксида натрия из карбоната
натрия и карбоната натрия из гидроксида натрия. Запишите урав
нения реакций.
6.15.
Как получить из нитрата магния хлорид магния? Запишите уравне
ния реакций.
104
6.16.
Как получить медь, используя цинк, серную кислоту и оксид
меди(П)? Запишите уравнения реакций.
6.17.
Как химическим путём отличить осадки гидроксида алюминия и ги
дроксида магния?
6.18.
Как химическим путём отличить оксид цинка от белого тонкоизмельчённого кварца?
6.19.
Приведите пример кислоты и основания, которые не вступают друг
с другом в реакцию нейтрализации. Объясните причину.
6.20.
Приведите примеры кислоты и основания, не изменяющих окраску
индикатора.
6.21. Запишите формулы следующих солей: гидрокарбонат кальция, ги
Как получить из сульфата натрия гидросульфат натрия и как осуще
ствить обратный процесс? Запишите уравнения реакций.
6.23.
Как отличить друг от друга растворы сульфата и гидросульфата на
трия?
6.24.
При длительном пропускании углекислого газа через известковую
воду выпавший белый осадок вновь растворяется. Объясните это
явление. Запишите уравнения реакций.
6.25. Что наблюдается при смешении растворов хлорида магния и гидро
карбоната натрия? Запишите уравнение реакции.
6.26.
При сливании растворов сульфата меди(II) и гидрокарбоната на
трия выпадает голубой осадок, который при слабом нагревании
становится зелёным, превращаясь в основный карбонат меди —
малахит. Запишите уравнение реакции.
6.27.
При действии на раствор ацетата свинца(П) сульфидом или гидро
сульфидом натрия выпадает осадок одного и того же состава. За
пишите уравнения реакций.
105
6.28. Что произойдёт, если на раствор гидросульфата натрия подейство
вать магнием, раствором гидрокарбоната магния, раствором хло
рида бария? Запишите уравнения реакций.
6.29. Сколько граммов карбоната кальция осаждается при пропускании
углекислого газа через 200 мл 1%-го раствора гидроксида кальция
(плотность 1,007 г/моль)?
6.30. Сколько граммов сульфида меди(II) образуется при пропускании
сероводорода через 300 мл 20%-го раствора сульфата меди(II)
(плотность 1,15 г/мл)?
6.31. Какой объём 15%-го раствора карбоната натрия (плотность
1,16 г/мл) потребуется для нейтрализации 40 мл концентрирован
ной соляной кислоты (36,5% НС1, плотность 1,18 г/мл)? Какой
объём углекислого газа выделится при этом?
6.32.
Какой объём 21 %-го раствора азотной кислоты (плотность 1,12г/мл)
потребуется для полной нейтрализации 200 мл 20%-го раствора
гидроксида калия (плотность 1,19 г/мл)? Сколько граммов нитрата
калия при этом образуется?
6.33. Какой объём 10%-го раствора серной кислоты (плотность 1,07 г/мл)
потребуется для полной нейтрализации 400 мл 20%-го раствора
гидроксида калия (плотность 1,19 г/мл)? Сколько граммов сульфа
та калия при этом образуется?
6.34. Какой объём 10%-го раствора аммиака (плотность 0,98 г/мл) по
требуется для нейтрализации 200 мл 20%-й соляной кислоты (плот
ность 1,10 г/мл)? Сколько граммов хлорида аммония при этом
образуется?
6.35. Сколько граммов карбоната кальция образуется при взаимодейст
вии 300 г 20%-го раствора хлорида кальция с избытком раствора
карбоната натрия?
6.36. Сколько граммов цинка вступит в реакцию с 220 г 10%-й соляной
кислоты? Сколько граммов соли (в расчёте на ZnCl2 • 2Н2О) при
этом образуется?
6.37. Сколько граммов алюминия вступит в реакцию с 340 г 20%-й сер
ной кислоты? Сколько граммов сульфата алюминия при этом обра
зуется?
.106.
6.38. Сколько граммов сульфида меди(Н) образуется при пропускании
сероводорода через 210 г 15%-го раствора нитрата меди(Н)?
6.39.
Какой объём газа (н. у.) выделится при действии 200 г 3%-й соля
ной кислоты на 50 г мела?
6.40. Для нейтрализации приготовленного заранее раствора гидроксида
калия потребовалось 49 г 5%-го раствора серной кислоты. Сколь
ко граммов щёлочи находилось в растворе?
6.41. Чему равна масса осадка, который выпадет при добавлении избыт
ка раствора серной кислоты к 250 г 15%-го раствора нитрата ба
рия?
6.42. Сколько граммов иода можно получить при пропускании хлора че
рез 200 г 15%-го раствора иодида калия?
6.43. Хлор можно обезвредить с помощью раствора тиосульфата натрия.
Na2S2O3 + 4С12 + 5Н2О = 2NaHSO4 + 8НС1
Рассчитайте, какой объём хлора может быть поглощён 250 г 5%-го
раствора тиосульфата натрия.
6.44. Сколько граммов сульфата меди(II) может быть получено при обра
ботке оксида меди 120 г 5%-й серной кислоты?
6.45.
Газ, полученный при сжигании на воздухе 12,8 г серы, пропустили
через 320 г 10%-го раствора гидроксида натрия. К полученному
раствору прилили избыток раствора хлорида кальция. Сколько
граммов осадка образовалось?
6.46. Сколько граммов лития надо растворить в 100 г воды для получе
ния 12%-го раствора гидроксида лития?
6.46.
Как изменится масса железного гвоздя, внесённого в 20 г 1,6%-го
раствора сульфата меди(II)?
.107
СТРОЕНИЕ АТОМА
И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Тема
МП7.1.
Ядро атома. Изотопы
■ Основные формулы
|Э :A^Z+N
а-распад: А->А — 4, Z-+Z — 2
p-распад: A—>A,Z—>Z+1
Примеры решения задач
■ Пример 7-1. В природе существует только один стабильный
изотоп фтора. Используя периодическую таблицу, напишите
формулу этого изотопа.
Решение. Фтор — 9-й элемент Периодической систе
мы, порядковый номер запишем слева снизу от обозначения
элемента: 9F. Относительная атомная масса фтора: Аг =
= 18,9984 » 19. Так как изотоп фтора единственный, его мас
совое число практически совпадает с относительной атомной
массой: А = 19. Полное обозначение природного изотопа фто
ра: 199F.
■ Пример 7-2. Определите состав природного атома фтора.
Решение. Атом состоит из ядра и электронов. Судя по обо
значению ^F, массовое число ядра А = 19, число протонов в ядре
Z = 9, число нейтронов N = А — Z = 19 — 9= 10. Атом электронейтрален, поэтому число отрицательно заряженных электронов рав
но числу положительно заряженных протонов: п(е) = 9.
Ответ. 9 протонов, 10 нейтронов, 9 электронов.
108.
■ Пример 7-3. Определите состав атомов 17CI и 17CI. Укажите
сходства и различия этих атомов.
Решение. Состав атомов определим так же, как и в пре
дыдущей задаче. Для сравнения атомов составим таблицу.
Атом
??С1
f?ci
Массовое число А
35
37
Число протонов Z
17
17
Число нейтронов ^
18
20
Заряд атома
0
0
Заряд ядра
+ 17
+ 17
17
17
Число электронов
Из таблицы видно, что атомы двух изотопов хлора отлича
ются только массовым числом А и числом нейтронов N.
■ Пример 7-4. В природе хлор встречается в виде двух изото
пов: 35С1 и 37С1. Считая, что относительная атомная масса хлора
АГ(С1) = 35,5, определите содержание каждого изотопа в атом
ных процентах.
Решение. Возьмём 100 атомов природного хлора.
Пусть 7V(35C1) = х, тогда N(37C1) = 100 - х. Общая масса всех
атомов равна 100 • 35,5 = 3550 а. е. м.
35х + 37 -(100-х) = 3550,
откуда х = 75. Содержание изотопов в природном хлоре: 75%
35С1, 25% 37С1.
Ответ. 75% 35С1, 25% 37С1.
■ Пример 7-5. Напишите уравнения ос-распада изотопа урана-238
и p-распада изотопа свинца-214.
Решение. Нуклид уран-238 ^U характеризуется
массовым число А = 238 и зарядом ядра Z = 92. При а-распаде ядро урана теряет ос-частицу 2 Не, при этом массовое число
ядра уменьшается на 4, а заряд ядра уменьшается на 2. Обра-
109
зуется нуклид с массовым числом 234 и зарядом 90. Элемент
с порядковым номером 90 — это торий, Th. Уравнение ядерной реакции:
2ilU^ 29оТЬ+гНе
Нуклид свинец-214 ^РЬ характеризуется массовым чи
слом А = 214 и зарядом ядра Z = 82. При p-распаде ядро свин
ца теряет р-частицу (электрон), при этом нейтрон в составе
ядра превращается в протон. Массовое число ядра не изменя
ется, а заряд ядра увеличивается на 1. Образуется нуклид
с массовым числом 214 и зарядом 83. Элемент с порядковым
номером 83 — это висмут, Bi. Уравнение ядерной реакции:
^Pb-^Bi+J^
■ Пример 7-6. Составьте полные уравнения искусственных ядерных реакций:
a) ^N + ^—> ?С + р,
б) ^N+^Cf-^pb + Sn,
заменив знаки вопроса необходимыми числами.
Решение. В уравнениях ядерных реакций сумма мас
совых чисел (верхних индексов) и сумма зарядов (нижних
индексов) одинакова в левой и правой части.
а) Массовое число нейтрона — 1 Цп), протона — 1 ({/?),
азота — 14, углерода — х:
14 + 1 = х+ 1,
х = 14. В реакции образуется изотоп углерода ^С .
Элемент азот имеет порядковый номер 7 и заряд ядра +7,
элемент углерод — порядковый номер 6 и заряд ядра +6.
Сумма зарядов в ядерной реакции сохраняется: 7 + 0 = 6 + 1.
Полное уравнение ядерной реакции:
^N+o1"^ “C+Jp
б) Массовое число азота — 15, калифорния — 249, трёх
нейтронов — 3, дубния — у:
15 + 249 = у + 3,
у = 261. В реакции образуется изотоп дубния 261Db.
ио.
Элемент азот имеет порядковый номер 7 и заряд ядра +7,
элемент дубний — порядковый номер 105 и заряд ядра +105.
Сумма зарядов в ядерной реакции сохраняется: 7 + 98 = 105 +
+ 3*0. Полное уравнение ядерной реакции:
^N+^Cf^^Db + ain
С помощью этой реакции впервые были получены ядра
105-го элемента, позднее названного в честь подмосковного
города Дубна, где находится Институт ядерных исследова
ний.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
7.1.
Чему равен заряд: а) атома кислорода; б) ядра атома кислорода?
Сколько электронов содержит атом кислорода?
7.2.
Ядро атома химического элемента содержит 3 протона и 4 нейтро
на. Запишите обозначение этого ядра с указанием химического
символа, порядкового номера и массового числа.
7.3.
Ядро одного из элементов не содержит нейтронов. Определите
этот элемент, запишите подробную формулу ядра.
7.4.
Массовое число ядра атома равно 14. Можно ли определить, какой
это элемент?
7.5.
Определите состав атомов 2Н, 7Li, 39К.
7.6.
Определите состав ядер 3Не и 4Не. Укажите сходства и различия
этих ядер.
7.7.
Природный кислород состоит из трёх устойчивых изотопов: кисло
род-16, кислород-17, кислород-18. Что общего у всех этих изото
пов? Чем они различаются?
7.8.
Ядро атома содержит 20 нейтронов, а его массовое число равно 37.
Определите элемент и запишите формулу нуклида.
7.9.
Сколько нейтронов содержат нуклиды: 40Ат, 39К, 40Са?
7.10.
В природе встречается единственный изотоп фосфора. Используя
периодическую таблицу, напишите формулу этого изотопа и опре
делите состав его ядра.
in
7.11. Определите нуклиды, ядра которых содержат: а) 4 протона и 5 ней
тронов; 6) 14 протонов и 14 нейтронов; в) 53 протона и 74 нейтрона.
Напишите полные обозначения этих нуклидов с указанием химиче
ского символа, атомного номера и массового числа.
7.12. Приведите по два примера нуклидов, в которых: а) протонов боль
ше, чем нейтронов; б) число протонов и нейтронов одинаково;
в) протонов в 1,5 раза меньше, чем нейтронов.
7.13. Изотоп магния содержит столько же нейтронов, сколько ядро ато
ма натрия-23. Запишите формулу изотопа.
7.14.
Приведите пример нуклидов, которые имеют разный заряд, но оди
наковое массовое число.
7.15.
Приведите пример нуклидов, которые имеют разный заряд, но оди
наковое число нейтронов.
7.16. Что представляют собой а- и р-частицы, возникающие при радио
активном распаде?
7.17. Определите продукты а-распада: а) урана-233; б) франция-221;
в) висмута-212. Напишите уравнения распада.
7.18. Определите продукты p-распада: а) калия-40; б) свинца-209; в) вис
мута-212. Напишите уравнения распада.
Уровень 2
7.19. Природный водород состоит из изотопов 1Н (99,9885 ат.%) и 2Н.
Во сколько раз число атомов обычного водорода превышает число
атомов тяжёлого водорода?
7.20. У какого элемента два природных изотопа различаются по массе
в наибольшее число раз? Назовите этот элемент и его изотопы.
7.21. Из приведённого списка: '|С, ^С, ^N, ^О —выберите: а) изо
топы; б) атомы с одинаковым числом нейтронов в ядре; в) атомы
с одинаковым массовым числом.
7.22.
112.
В самом распространённом природном изотопе углерода содер
жится одинаковое число протонов и нейтронов, а в природном ра
диоактивном изотопе углерода число нейтронов на треть больше
числа протонов. Напишите обозначения обоих изотопов.
7.23. Природный бром состоит из двух изотопов с массовыми числами 79
и 81. Считая, что относительная атомная масса брома Аг(Вг) = 80,
определите содержание каждого изотопа в атомных процентах.
7.24. Природная медь состоит из двух изотопов с массовыми числами
63 и 65. Считая, что относительная атомная масса меди АГ(С1) = 63,5,
определите содержание более лёгкого изотопа в атомных про
центах.
7.25. Определите, какие нуклиды образуются в результате ядерных ре
акций:
б) ... + р^ jBe+^He
в) ...+ fH-»2|!Np + 2n
г) ...+ 2^РЬ-^ИСп + п
7.27. Ядро 228Ra испытывает два последовательных p-распада. Образу
ющееся ядро испускает а-частицу. Какой нуклид образуется в ре
зультате этих превращений?
7.28. Золото можно получить из менее благородного металла путём дей
ствия медленных нейтронов с последующим электронным захватом
по схеме:
АХ + п —>Л + ^
Л + 1Х + е —> 197Аи
Определите элемент X и массовое число А.
7.29.
Плутоний-239 испытывает а-распад с периодом полураспада
24 тыс. лет. Напишите уравнение распада. Какая часть плутония
распадётся за 72 тыс. лет?
7.30.
Нуклид 14С испытывает а-распад с периодом полураспада 5760 лет.
Напишите уравнение распада. За какое время распадается 75% от
исходной массы углерода-14?
из
7.31.
Радиоактивный нуклид 234U в серии последовательных а-распадов
превратился в нуклид 222Rn. Сколько а-распадов включает эта се
рия?
7.32. В ядерных реакторах золото превращается в свинец путём после
довательного захвата (присоединения) медленных нейтронов и по
следующих Р-распадов. Сколько захватов нейтронов и р-распадов
включает серия превращений ^эАи в 282РЬ?
7.33. Радиоактивный нуклид 2ieRa в серии последовательных р-распадов превратился в нуклид 2эоТЬ . Сколько p-распадов включает эта
серия?
7.34. Радиоактивный нуклид 235U в серии последовательных а- и р-распадов превратился в устойчивый нуклид 207РЬ. Сколько а- и
Р-распадов включает эта серия?
7.35. Можно ли изменить период полураспада ядра за счёт химических
превращений? Ответ обоснуйте.
7.36. Ядерная реакция происходит по схеме:
металл —> инертный газ + инертный газ.
Все ядра имеются в земной коре, массовое число исходного нукли
да равно 226. Определите исходный нуклид и напишите уравнение
ядерной реакции.
7.37.
Может ли молекулярный водород иметь молярную массу: а) 3 г/моль;
б) 4 г/моль; в) 6 г/моль? Если нет, то почему? Если да, то напишите
соответствующие формулы.
7.38.
Водород имеет два устойчивых природных изотопа с массовыми
числами 1 и 2, а кислород — три устойчивых природных изотопа
с массовыми числами от 16 до 18. Определите относительные атом
ные массы самой лёгкой и самой тяжёлой природной воды.
7.39.
Молекула «тяжёлого» углекислого газа в 2,4 раза тяжелее молеку
лы «тяжёлой» воды. В состав обеих молекул входит один и тот же
изотоп кислорода. Определите этот изотоп и напишите формулы
обоих веществ.
7.40. Химический элемент состоит из двух изотопов. Ядро более лёгкого
из них содержит 10 протонов и 10 нейтронов, в ядре второго изото
па на два нейтрона больше. На 9 атомов более лёгкого изотопа при
ходится один атом более тяжёлого. Найдите относительную атом
ную массу элемента с точностью до десятых.
114.
атома
WSS5W8
■ Основные формулы
п = 1,2,3,...
Z = 0, 1,..., и - 1
ml = -I, -I 4-1, ..., О, ..., / -1J
ms = ±]L/2
Энергетический уровень: [п]. Максимальное число электронов равно 2п2.
Энергетический подуровень:
{и, I].
Максимальное число электронов
равно 2 • (2/ + 1).
Орбиталь: [п91, т^.
Максимальное число электронов
равно 2.
Электрон в атоме: {п, I, ml9 ms}.
Примеры решения задач
■ Пример 7-7. Охарактеризуйте
углерода.
электронное строение атома
Решение. Углерод — 6-й элемент Периодической сис
темы; заряд ядра равен -1-6, атом содержит 6 электронов. Эти
электроны распределены по двум энергетическим уровням.
Первый уровень завершён, он содержит 2 электрона. Осталь
ные 4 электрона располагаются на втором, внешнем уровне.
Электронное строение атома углерода можно представить
схемой:
■ Пример 7-8. Напишите электронную конфигурацию атома угле
рода. Сколько электронных пар имеется в атоме углерода и какие
орбитали они занимают? Сколько в атоме неспаренных электро
нов и какие орбитали они занимают?
.115
Решение. Распределим 6 электронов атома углерода
по орбиталям в порядке увеличения энергии. Два электрона
на первом энергетическом уровне занимают ls-орбиталь. На
втором уровне есть одна 28-орбиталь и три 2р-орбитали. На
28-орбитали находятся 2 электрона, а оставшиеся 2 электро
на попадают на 2р-орбитали. Следовательно, электронная
конфигурация атома углерода — ls22s22p2.
Существуют два варианта распределения двух электронов
по трём 2р-орбиталям на внешнем уровне.
1) Два электрона могут занимать одну орбиталь, объеди
нившись в пару.
2) Каждый электрон может находиться на собственной ор
битали.
1ПГ
Согласно правилу Хунда, реализуется последний вариант
с двумя неспаренными электронами. Таким образом, атом
углерода в основном состоянии содержит две пары электро
нов на 1s- и 28-орбиталях и 2 неспаренных электрона на 2рорбиталях:
Ответ. ls22s22p2. Две пары электронов и 2 неспаренных
электрона.
■ Пример 7-9. Напишите электронную конфигурацию атома хло
ра. Сколько энергетических уровней заполнено электронами
в этом атоме? Сколько валентных электронов имеет атом хлора
в основном состоянии?
Решение. Хлор — 17-й элемент Периодической систе
мы; его атом содержит 17 электронов. На первом энергетиче-
116
ском уровне находятся 2 электрона, на втором — 8, на треть
ем — 7.
1) Первый энергетический уровень: ls-подуровень, одна
орбиталь, 2 электрона, 1s2.
2) Второй энергетический уровень: а) 28-подуровень, одна
орбиталь, 2 электрона, 2s2; б) 2р-подуровень, три орбитали,
6 электронов, 2р6. Всего — 8 электронов.
3) Третий энергетический уровень: а) 35-подуровень, одна
орбиталь, 2 электрона, 3s2; б) Зр-подуровень, три орбитали,
5 электронов, Зр5. Всего — 7 электронов.
Электронная конфигурация атома хлора:
а) в упрощённом виде (по уровням)
б) более подробная, с распределением по подуровням:
ls22s22p63s23p5;
в) самая подробная конфигурация, с распределением по
орбиталям
Электроны, находящиеся на третьем энергетическом уров
не, валентные. Их семь: 3s23p5.
Ответ. Три энергетических уровня, 7 валентных элек
тронов.
■ Пример 7-10. Напишите электронную конфигурацию иона маг
ния. Назовите один отрицательный ион, который имеет такую же
конфигурацию.
117
Решение. Электронная конфигурация атома магния:
ls22s22p63s2. Ион магния Mg2+ образуется при удалении двух
валентных электронов с внешнего подуровня 3s и имеет элек
тронную конфигурацию ls22s22p6. В этой конфигурации
полностью заселены два энергетических уровня — первый
и второй.
Такую же электронную конфигурацию могут иметь неме
таллы 2-го периода, если к их атомам добавить электроны до
полного заселения второго энергетического уровня. Атому
фтора (F: ls22s22p5) до завершения второго уровня не хватает
одного электрона. Если атом фтора примет этот электрон, он
превратится в отрицательный ион F-, который имеет элек
тронную конфигурацию ls22s22p6.
Ответ. ls22s22p6. Ион F".
■ Пример 7-11. Определите значения квантовых чисел, характе
ризующих валентный электрон в атоме натрия.
Решение. Натрий — первый элемент 3-го периода —
имеет электронную конфигурацию ls22s22p63s1 с одним ва
лентным электроном на орбитали 3s. Эта орбиталь находится
на третьем энергетическом уровне, поэтому главное кванто
вое число п = 3. Для любой s-орбитали побочное квантовое
число Z = О, магнитное квантовое число т1 = О. Спин электро
на s = 1/2, проекция спина ms может принимать любое из
двух значений: ms = ±1/2.
Ответ, п = 3,1 = 0, тп^ 0, s = 1/2, ms = ±1/2.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Указание. Во всех задачах предполагается, что атомы находятся в основ
ном электронном состоянии.
Уровень 1
7.41. Сколько электронов содержат: а) атомы углерода, кислорода,
кремния; б) ионы Н+, F , Na+, S2-?
7.42. Составьте электронную схему атома кислорода. Сколько в атоме
валентных электронов? Сколько электронов не хватает атому до
завершения внешнего уровня?
118
7.43. Составьте схемы электронного строения атомов азота и фосфора.
Что общего в этих схемах? Чем они различаются?
7.44. Составьте схемы электронного строения всех элементов 2-го перио
да. Укажите общее в этих схемах и различия между ними.
7.45.
Назовите три химических элемента, у которых на внешнем энерге
тическом уровне находится один электрон.
7.46. Атому элемента 3-го периода до завершения внешнего уровня
не хватает четырёх электронов. Определите этот элемент и составь
те электронную схему атома.
7.47. Назовите три химических элемента, которым до завершения внеш
него уровня не хватает двух электронов.
7.48. Химический элемент имеет порядковый номер 13 в периодической
таблице. Определите число уровней, на которых находятся элек
троны, и число электронов на внешнем уровне.
7.49.
В атоме химического элемента содержится 14 электронов. Сколько
из них находятся на внешнем энергетическом уровне?
7.50.
В атоме элемента два энергетических уровня заполнены электрона
ми, а на третьем находится 6 электронов. Какой это элемент?
7.51. В атоме элемента 2-го периода число электронов на внешнем уров
не равно числу электронов на внутреннем уровне. Определите этот
элемент и составьте электронную схему атома.
7.52.
В атоме элемента 3-го периода число валентных электронов в
2 раза меньше числа внутренних электронов. Определите этот эле
мент и составьте электронную схему атома.
7.53. Среди перечисленных элементов: Н, Be, Ne, Mg, Si, S, К, Ca — вы
берите три, атомы которых содержат: а) одинаковое число завер
шённых энергетических уровней; б) одинаковое число электронов
на внешнем уровне.
7.54. Составьте электронную схему элемента с порядковым номером 5.
Определите по схеме, в каком периоде и в какой группе находится
этот элемент.
7.55. Сравните электронное строение атома О и иона О2-. Чем они раз
личаются и что у них общего?
J19
7.56. Сравните электронное строение атома Mg и иона Mg2+. Чем они
различаются и что у них общего?
7.57. Сравните ионы F~ и NaT. Чем они различаются и что у них общего?
7.58. Атом элемента имеет электронную конфигурацию ls22s22p63s2.
Определите порядковый номер, номер периода и номер группы
элемента в периодической таблице.
Уровень 2
7.59. Чему равно максимально возможное число электронов на: а) треть
ем энергетическом уровне; б) Зр-подуровне; в) Зр2-орбитали?
7.60. Сколько орбиталей включают второй и третий энергетические уров
ни? Чему равно максимально возможное число электронов на этих
уровнях?
7.61.
Напишите электронную конфигурацию атома кислорода. Сколько
электронных пар и неспаренных электронов имеется на внешнем
энергетическом уровне?
7.62.
Напишите электронную конфигурацию атома алюминия. Сколько
энергетических уровней заполнено электронами в этом атоме?
Сколько валентных электронов имеет атом алюминия в основном
состоянии?
7.63.
Назовите элемент, который имеет три валентных электрона на тре
тьем энергетическом уровне, и напишите его полную электронную
конфигурацию.
7.64.
Напишите электронные конфигурации атомов галогенов от фтора
до иода. Укажите общее и различия в строении электронных обо
лочек этих атомов.
7.65.
Напишите электронные конфигурации атомов всех элементов 3-го
периода. Укажите общее и различия в строении электронных обо
лочек этих атомов.
7.66. Сколько неспаренных электронов содержат атомы: а) водорода;
б) бериллия; в) углерода; г) азота; д) кислорода; е) неона; ж) алю
миния; з) фосфора; и) иода?
7.67. Сколько всего пар спаренных электронов содержат атомы: а) гелия;
б) лития; в) углерода; г) кислорода; е) натрия; ж) серы; з) кальция;
и) брома?
.120.
7.68*
Сколько элементов 3-го периода имеют два неспаренных электрона?
7.69.
Назовите два элемента 2-го периода, атомы которых имеют два не
спаренных электрона на внешнем уровне. Напишите уравнение ре
акции между простыми веществами, образованными этими элемен
тами.
7.70.
Назовите два элемента 3-го периода, атомы которых не имеют не
спаренных электронов.
7.71.
В атоме элемента число неподелённых пар электронов на внешнем
уровне равно числу неспаренных электронов. Найдите все элемен
ты первых трёх периодов, обладающие этим свойством.
7.72. Напишите формулы всех элементов, которые в основном электрон
ном состоянии содержат одинаковое число s- и р-электронов.
7.73. Атом неизвестного элемента имеет 2х s-электронов и х р-электронов. Найдите xt определите элемент, запишите его электронную
конфигурацию.
7.74. Атом неизвестного элемента имеет х s-электронов и 2х р-электронов. Найдите х, определите элемент, запишите его электронную
конфигурацию.
7.75.
Напишите электронную конфигурацию иона S2 . Назовите один по
ложительный ион, который имеет такую же конфигурацию.
7.76.
Назовите два положительных и два отрицательных иона, которые
имеют такую же электронную конфигурацию, как и атом неона.
7.77.
Назовите два отрицательных иона, которые имеют одинаковую
электронную конфигурацию.
7.78.
Напишите электронные конфигурации ионов, из которых состоят:
а) хлорид натрия; б) фторид калия.
7.79.
Приведите два примера веществ, которые состоят из ионов, имею
щих одинаковую электронную конфигурацию.
7.80.
Вещество состоит из ионов, имеющих одинаковую электронную
конфигурацию. Масса положительного иона в 1,5 раза больше мас
сы отрицательного иона. Установите формулу вещества.
7.81. Сколько квантовых чисел (и каких) описывают: а) электронную ор
биталь; б) состояние электрона в атоме?
121
7.82. Определите значения квантовых чисел, характеризующих валент
ные электроны в атоме бериллия.
7.83.
На каком энергетическом уровне и на какой орбитали находится
электрон, для которого п = 3 и I = 0? Какую форму имеет эта орби
таль?
7.84. Чему равна общая сумма квантовых чисел и, I, т1 для всех валент
ных электронов атома N?
7.3.
Периодичность свойств элементов
Примеры решения задач
■ Пример 7-12. У какой частицы больше радиус: а) атом Li
и атом F; б) атом Na и атом Li; в) атом Na и ион Na+; г) атом С1
и ион С1? Объясните почему.
Решение, a) Li и F — элементы одного и того же, 2-го
периода. В периоде с увеличением порядкового номера радиус
уменьшается, поэтому радиус атома Li больше, чем радиус
атома F.
б) Na и Li — щелочные металлы, элементы одной и той же
группы. Na находится в 3-м периоде, Li — во 2-м. С увеличе
нием номера периода радиус растёт, поэтому большим радиу
сом обладает атом Na.
в) У иона Na+ электроны находятся на двух энергетиче
ских уровнях, а у атома Na — на трёх. Радиус частицы растёт
с увеличением числа энергетических уровней, поэтому ради
ус атома Na больше, чем радиус иона Na+.
г) У неметаллов радиус отрицательного иона всегда боль
ше радиуса атома, поскольку в состав электронной оболочки
входят дополнительные электроны. Радиус иона С1_ больше
радиуса атома С1.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
7.85. Сколько элементов содержит самый короткий период Периодиче
ской системы; самый длинный?
122
7.86.
Что такое период Периодической системы? Как определить номер
периода, в котором находится элемент, по его электронной конфи
гурации?
7.87. Что такое группа Периодической системы? Как определить номер
периода, в котором находится элемент, по его электронной конфи
гурации?
7.88. Сколько электронов находится на внешнем уровне атомов: а) ще
лочных металлов; б) щёлочноземельных металлов; в) халькогенов;
г) галогенов?
7.89.
Какие свойства элементов изменяются периодически при увеличе
нии порядкового номера: а) общее число электронов; б) число
электронов на внешнем уровне; в) число заполненных энергетиче
ских уровней; г) радиус атома; д) электроотрицательность?
7.90. Где в периодической таблице располагаются элементы с металли
ческими свойствами? Выберите металлы и неметаллы из перечи
сленных элементов: калий, азот, аргон, алюминий, иод, фосфор,
железо.
7.91.
Какой элемент в 3-м периоде имеет: а) наибольший радиус атома;
б) самую высокую электроотрицательность?
7.92. Какие величины возрастают, а какие величины убывают в ряду га
логенов от фтора к иоду?
7.93. Какие величины возрастают, а какие величины убывают в ряду эле
ментов 2-го периода от лития к фтору?
7.94. У какого из двух элементов неспаренный электрон сильнее притя
гивается к ядру и почему: а) литий и калий; б) фтор и натрий?
У какого из двух элементов металлические свойства выражены
сильнее?
7.95. У какой частицы больше радиус: а) атом Mg или атом S; б) атом Mg
или атом Са; в) атом Mg или ион Mg2+; г) атом S или ион S2-? Объ
ясните почему.
7.96. Напишите общие формулы высших оксидов и водородных соедине
ний элементов каждой группы Периодической системы.
7.97.
Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов элементов во 2-м
периоде при увеличении порядкового номера?
123
Уровень 2
7.98. Обозначив номер периода п, запишите в общем виде конфигура
цию валентных электронов: а) щелочных металлов; б) щёлочно
земельных металлов; в) халькогенов; г) галогенов.
7.99. Атом неметалла имеет электронную конфигурацию ls22s22p3.
Определите формулу высшего оксида и водородного соединения
этого элемента.
7.100. Атом металла имеет электронную конфигурацию ls22s22p63s2.
Определите формулу высшего оксида, гидроксида и сульфата
этого элемента.
7.101. Как изменяется радиус положительных ионов в ряду
Na+ — Mg2+ — Al3+?
7.102. Как изменяется радиус отрицательных ионов в ряду
N3- — О2- — F- ?
7.103. Приведите пример элемента, атом которого имеет больший радиус
и более высокую электроотрицательность, чем атом углерода.
124
Тема
8
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
^
Виды химической связи. Ковалентная связь
и
её характеристики
0ис5^ие>ягкда9ж«тайв®»в«л«аки№яичяяи«*я«ивгаи^
И Основные определения
Химическая связь — взаимодействие атомов, осуществляемое путём
обмена электронами или перехода электронов от одного атома к дру
гому.
Виды
химической связи
Ковалентная
Ионная
Метал
лическая
Меж
молекулярная
ж
Ван-дерваальсова
Водородная
Ковалентная связь — связь между атомами, образованная за счёт од
ной или нескольких общих электронных пар.
Характеристики ковалентной связи — кратность, полярность, длина,
энергия.
Электроотрицательность (ЭО) атома — его способность притягивать
к себе валентные электроны других атомов.
125
Примеры решения задач
■ Пример 8-1. Определите тип химической связи во фториде на
трия, в хлориде серы(II), кислороде (О2).
Решение. Фторид натрия NaF образован двумя эле
ментами с большой разницей электроотрицательностей: ще
лочным металлом натрием и галогеном фтором. Связь во фто
риде натрия ионная.
Хлорид серы(П) SC12 образован двумя неметаллами, раз
ность электроотрицательностей которых невелика. Это ве
щество состоит из молекул, в которых реализуется ковалент
ная полярная связь.
Кислород О2 — вещество молекулярного строения, кова
лентная связь в молекуле образована двумя одинаковыми
атомами, она неполярная.
связи в молекулах фтора и фтороводорода. Какие электроны
участвуют в образовании связей? Какова полярность образую
щихся связей?
Решение. В атоме F на внешнем уровне находится
7 валентных электронов, в атоме водорода — один. Электрон
ные конфигурации внешнего уровня: F — 2s22p5, Н — 1s1.
При сближении атомов Н и F образуется общая электронная
пара из неспаренного ls-электрона атома водорода и неспа
ренного 2р-электрона атома фтора:
H4-F:
•• —
•• >H:F: ••(Н—F:)
В образовавшейся молекуле атому F принадлежит 8 элек
тронов, за счёт чужого электрона он завершил свой внешний
уровень и достиг электронной конфигурации инертного газа
неона; атому водорода принадлежит 2 электрона, за счёт чу
жого электрона он завершил свой внешний уровень и достиг
электронной конфигурации инертного газа гелия. Общая
электронная пара связи Н—F заметно смещена к атому фто-
126
ра, так как электроотрицательность фтора (3,98) намного
больше, чем электроотрицательность водорода (2,20). Хими
ческая связь — ковалентная полярная.
При сближении двух атомов F каждый из них отдаёт по
одному неспаренному 2р-электрону в общее пользование
и образуется общая электронная пара:
:Г+ •?? —> :Е:Е: (:F.~5?)
После образования связи F—F каждый атом фтора имеет
на внешнем уровне восемь электронов (октет), из которых
два общих, а шесть (три пары) сохраняются в индивидуаль
ном пользовании. Химическая связь между одинаковыми
атомами — ковалентная неполярная.
Ответ. Н—F — ковалентная полярная связь, F—F —
ковалентная неполярная связь.
■ Пример 8-3. Сколько электронов содержится в молекуле аммиа
ка? Сколько из них участвуют в образовании химических связей?
Решение. Молекула NH3 состоит из одного атома N
и трёх атомов Н. Азот — седьмой элемент Периодической си
стемы, поэтому в атоме N содержится 7 электронов; в каждом
атоме Н — один электрон. Всего молекула NH3 содержит
7 + 3 = 10 электронов.
В молекуле NH3 — три ковалентные связи N—Н. Каждая
связь образована парой электронов, следовательно, шесть
электронов из десяти участвуют в образовании химических
связей. В каждой связи участвуют по одному 2р-электрону от
атома азота и по одному ls-электрону от атомов водорода:
.127
В образовании связи не участвуют две электронные пары
атома азота — 1s и 2s.
Ответ. 10 электронов. 6 электронов.
■ Пример 8-4. В каких из перечисленных молекул есть ковалент
ная неполярная связь? СН4, СО2, N2, НС1, С2Н6.
Решение. Ковалентная неполярная связь может обра
зоваться только между одинаковыми атомами. Это возможно
в молекулах как простых, так и сложных веществ. В при
ведённом перечне есть простое вещество N2, тройная связь
в его молекуле неполярная: N=N. Рассмотрим сложные ве
щества: в СН4 — только полярные связи С—Н, в СО2 — две
полярные связи С=О, в НС1 — одна полярная связь Н—С1.
А в молекуле С2Н6 (Н3С—СН3) есть как полярные связи С—Н,
так и одна неполярная связь между атомами углерода С—С.
Ответ. N2, С2Н6.
■ Пример 8-5. Укажите молекулу, в которой длина связи наи
большая: Н2, НВг, С12, Вг2.
Решение. Длина связи равна сумме радиусов атомов.
В первых двух молекулах есть атом Н с маленьким радиу
сом, поэтому мы их не рассматриваем. Сравним С12 и Вг2.
Атомы брома и хлора — электронные аналоги, Вг находится
в 4-м периоде, а С1 — в 3-м. Радиус атома брома больше, чем
радиус атома хлора (у брома больше занятых электронных
слоёв), следовательно, длина связи Вг—Вг больше длины
связи С1—С1.
Ответ. Вг2.
■ Пример 8-6. Определите пространственную структуру молеку
лы ВС13, используя представления об отталкивании электронных
пар.
Решение. В молекуле ВС13 — три химические связи
В—С1. Вокруг центрального атома бора расположены общие
три пары электронов, а своих неподелённых электронных
пар на внешнем уровне у атома бора нет. Электронные пары
128
отталкиваются друг от друга, поэтому молекула наиболее
устойчива, когда эти пары располагаются так, чтобы быть
максимально удалёнными в пространстве. В случае трёх пар
максимальное удаление достигается, если центральный атом
находится в центре равностороннего треугольника и все че
тыре ядра атома расположены в одной плоскости:
Так как треугольник равносторонний, угол между связя
ми ZC1BC1= 120°.
Ответ. ВС13 — равносторонний треугольник с атомом В
в центре.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
8.1.
Определите тип химической связи в хлориде калия, хлориде фосфора(Ш), азоте (N2).
8.2.
Определите тип химической связи в хлориде кремния(1У), хлориде
натрия, броме (Вт2).
8.3.
Сколько электронных пар и неспаренных электронов содержит:
а) атом фтора; б) молекула фтора?
8.4.
Объясните образование ковалентной химической связи в молеку
лах воды и кислорода. Какие электроны участвуют в образовании
связей? Какова полярность образующихся связей?
8.5.
Определите тип химической связи для веществ: Na, КС1, Cl2, IC1.
В случае ковалентной связи составьте электронную формулу моле
кулы.
8.6.
Определите тип связи для веществ с формулами: Са, CaS, F2, НС1.
В случае ковалентной связи составьте электронную формулу моле
кулы.
129
8.7.
В каких веществах из приведённого списка: Не, SiO2, CuSO4, NaF,
03 — нет ковалентных химических связей?
8.8.
Сколько электронов содержат следующие молекулы: HF; F2; N2;
О2; СО2; СН4; СС14? Сколько электронов участвуют в образовании
химических связей в этих молекулах?
XX
•• XX
Даны три электронные формулы: a) XIYS; 6) :ZJZxj в) :АххАх.
XX
•• XX
•• XX
Какие из перечисленных молекул: NH3, НС1, О2, F2, Н2, N2, НВг,
С12 — могут им соответствовать?
8.9.
8.10. Составьте электронные формулы молекул HF и OF2. Сколько хими
ческих связей образуется и какие электроны в них участвуют?
8.11. Составьте электронные формулы молекул N2 и СН4. Сколько хими
ческих связей образуется и какие электроны в них участвуют?
8.12.
Как изменяется полярность ковалентных связей в ряду:
a)' HF—НС1—НВг—Ш;''ООО
б) NH3—РН3—AsH3?
8.13.
Как изменяется прочность (энергия) связи Н—Э в ряду
Н2О—H2S—H2Se—Н2Те?
8.14. Как изменяется длина связи Н—Э в ряду NH3—РН3—AsH3?
8.15. Укажите молекулы, в которых есть ковалентная полярная связь:
НС1, SO2, F2, СН4, So, С2Н6.
8.16. Укажите молекулы, в которых есть ковалентная неполярная связь:
H2S, Р4, СО2, Н2О2, NF3, C2Clfi.
8.17. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, выберите молекулу
с самой полярной связью: Н2, НС1, HF, C1F, Cl2, F2.
8.18. Укажите молекулы, в которых есть двойная связь: СН4, СО2, NH3,
Н2О, О2, N2.
8.19.
Может ли двойная или тройная связь быть полярной? Приведите
примеры.
8.20. Используя шкалу Полинга, вычислите разность электроотрица
тельностей для каждой из связей: Li—Cl, Be—Cl, В—Cl, С—Cl,
N—Cl, О—Cl, F—Cl. Укажите наиболее и наименее полярную
связи.
130.
8.21.
Пользуясь таблицей электроотрицательностей, выберите более по
лярную молекулу в каждой паре: а) Н2, НС1; б) Н2О, H2S; в) NH3,
NCL.
О
8.22. Сколько химических связей в молекуле гидразина H2N—NH2?
Сколькоиз них полярных и неполярных?
8.23.
В какой из двух молекул длина связи больше: а) Н2, 12; б) НС1,
НВг; в) NH3, РН3; г) СН4, СС14?
8.24.
В какой из перечисленных двухатомных молекул: НВг, Вг2, HI,
12 — длина связи наименьшая?
8.25.
В какой из перечисленных двухатомных молекул: Н2, Cl2, C1F,
Вг2 — длина связи наибольшая?
8.26. Приведите два примера молекул или ионов, в которых хотя бы одна
химическая связь образована по донорно-акцепторному механиз
му. Назовите атом-донор и атом-акцептор.
Уровень 2
8.27. В каких веществах из приведённого списка: С (алмаз), К2СО3, KF,
BN, Си, SiO2 — все химические связи ковалентные?
8.28. В каком из водородных соединений ряда СН4—NH3—Н2О—HF
длина связи Э—Н самая большая?
8.29. Сопоставьте разности электроотрицательностей в гидридах щелоч
ных металлов от лития к цезию. Как меняется характер связи в ги
дридах?
8.30. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, определите наибо
лее полярную связь в каждой из перечисленных молекул:
Н
а) Н—О—С1
б) Н—С—С1
н
8.31.
Н
в) Н—С—О—Н
н
Приведите пример молекулы, в которой есть одновременно кова
лентная полярная и ковалентная неполярная связи.
8.32. В какой из двух молекул энергия связи больше: a) HF, HI; б) Н2О,
О2; в) О2, N2; г) N2, NH,?
131
8.33. Приведите по одному примеру молекул, у которых в образовании
ковалентных химических связей участвуют: а) все электроны моле
кулы; 6) больше половины электронов молекулы; в) ровно одна
треть от общего количества электронов молекулы.
8.34. Приведите по два примера частиц, которые могут быть: а) донора
ми; б) акцепторами — при образовании ковалентной связи.
8.35. Какие из перечисленных молекул могут образовывать между собой
водородные связи: Н2, HF, Н2О, H2S, СН4, КОН, СН3ОН, С6Н6?
Как водородные связи сказываются на физических свойствах этих
веществ?
8.36. Сероводород H2S при обычной температуре — газ, а вода Н2О —
жидкость. Метан СН4 при обычной температуре — газ, а метанол
СН3ОН — жидкость. Чем можно объяснить эти различия в свойст
вах?
8.37. Определите пространственную структуру молекул BeF2, BF3 и CF4,
используя представление об удалении электронных пар.
8.38. Определите геометрическую форму молекулы Н2О и валентный угол
НОН по следующим данным: длина связи r(O—Н) = 0,096 нм,
расстояние между ядрами атомов водорода г(НН) = 0,152 нм.
8.39. Определите геометрическую форму молекулы СО2 и валентный
угол ОСО по следующим данным: длина связи г(С=О) = 0,113 нм,
расстояние между ядрами атомов кислорода г(ОО) = 0,226 нм.
8.40. Определите форму молекулы OF2 и валентный угол FOF по следу
ющим данным: длина связи /{О—F) = 0,141 нм, расстояние между
ядрами атомов фтора r(FF) = 0,221 нм.
8.41. Определите геометрическую форму молекулы BF3 и валентный
угол FBF по следующим данным: длина связи г(В—F) = 0,130 нм,
расстояние между ядрами атомов фтора r(FF) = 0,225 нм.
8.42.
Молекула ВС13 представляет собой равносторонний треугольник,
в вершинах которого находятся атомы хлора, а в центре — атом
бора. Найдите валентный угол в этой молекуле.
8.43.
В молекуле XY3 длина связи X—У составляет 0,142 нм, а расстоя
ние между атомами Y равно 0,207 нм. Найдите угол между связями
УХУ. Какую геометрическую форму имеет молекула?
132
В 8.2.
Валентность и степень окисления
з*мвамвмиаанапмашавпи»1някя№я»«18ам№(ммяатдшм№стшзт1шмтипмяяавнаагйяя«№яте4янам&ка^
Я Основные определения
Валентность атома — число химических связей, образованных дан
ным атомом с другими атомами в молекуле.
Степень окисления атома — формальный заряд, который имеет атом
в молекуле или в веществе, если предположить, что все ковалентные
полярные связи имеют ионный характер.
Примеры решения задач
структурную формулу хлорметана
СН3С1. Определите валентности и степени окисления всех ато
мов в молекуле.
■ Пример 8-7. Напишите
Решение. В молекуле хлорметана СН3С1 центральный
атом углерода связан химическими связями с тремя атомами
водорода и одним атомом хлора:
Н
Н—С—С1
н
Углерод образует четыре химические связи, поэтому его
валентность равна IV, валентность атомов Н и С1 равна I.
Для определения степеней окисления элементов надо
определить, к каким атомам смещены химические связи.
Связи С—Н смещены к атому углерода, так как углерод более
электроотрицательный атом, чем водород, а связь С—С1 —
к атому хлора, так как хлор более электроотрицательный
атом, чем углерод. Смещение ковалентных полярных связей
можно изобразить стрелками в структурной формуле:
Н
Н->С->С1
t
н
133
Рассмотрим атом углерода. Каждая связь, смещённая
к нему, даёт вклад -1 в степень окисления; таких связей 3.
Каждая связь, смещённая от него, даёт вклад +1; такая связь
одна. Суммарная степень окисления атома углерода: 3 • (-1) +
+ 1 = -2.
Каждый атом водорода участвует в одной химической свя
зи, которая смещена от него; следовательно, степень окисле
ния каждого атома водорода равна +1. Единственная связь,
в которой участвует атом хлора, смещена к нему, давая сте
пень окисления -1.
Для наглядности полученные результаты валентности и
степени окисления удобно свести в таблицу.
Атом
Валентность
Степень
окисления
с
IV
-2
н
1
+1
С1
1
-1
Из этой таблицы видно, что валентность и степень окисле
ния — разные понятия. Если первое просто отражает способ
ность атома связываться с другими атомами, то второе содер
жит в себе информацию о распределении положительных
и отрицательных зарядов в молекуле.
■ Пример 8-8. Определите степени окисления элементов в следу
ющих соединениях: SF6; СО2; Н2О2; СН4; ВаН2; NaCl; СгО3;
NaNCk.
О
Решение. Применим правила определения степеней
окисления.
SF6. Фтор в соединениях всегда имеет степень окисления
-1. Шесть атомов фтора имеют общий заряд -6, а общий за
ряд молекулы должен быть равен О, поэтому сера имеет сте
пень окисления+6: S+6Fg1.
СО2. Кислород в оксидах имеет степень окисления -2. Для
того чтобы молекула имела заряд 0, углерод должен иметь
степень окисления +4: С+4О22.
134
Н2О2. Пероксид водорода — это перекисное соединение,
поэтому степень окисления кислорода в нём не равна -2. Сна
чала определим степень окисления водорода: кислород — не
металл, поэтому в соединении с ним водород имеет степень
окисления +1. Чтобы компенсировать положительные заря
ды атомов водорода, атомы кислорода должны иметь степень
окисления -1: ЩЮ^1.
СН4. Углерод — неметалл, поэтому в соединении с ним во
дород имеет степень окисления +1. Для того чтобы заряд мо
лекулы был равен 0, атом углерода должен иметь степень
окисления -4: С^Н^1.
ВаН2. Барий — металл, поэтому в соединении с ним водо
род имеет степень окисления -1. Заряд двух атомов водорода
равен -2, поэтому степень окисления атома бария равна +2.
Барий — металл главной подгруппы II группы, поэтому его
степень окисления равна номеру группы: Ва+2Н21.
NaCl. Натрий — металл главной подгруппы I группы, поэ
тому его степень окисления равна номеру группы, т. е. +1.
Степень окисления хлора равна -1. Это минимальная сте
пень окисления атома хлора: Na+1Cl-1.
СгО3. Хром — металл побочной подгруппы, поэтому он
в соединениях может иметь различные степени окисления.
В данном случае первой определяем степень окисления кис
лорода: в оксидах степень окисления кислорода равна -2.
Три атома кислорода имеют заряд -6, поэтому степень окис
ления хрома равна +6. Она совпадает с номером группы хро
ма, поэтому это высшая степень окисления хрома: Ст+6О32.
NaNO3. Натрий имеет степень окисления +1, кислород —
—2. Один атом натрия и три атома кислорода имеют общий
заряд: +1 + 3 • (-2) = -5, поэтому степень окисления азота
равна +5: Na+1N+5O32.
■ Пример 8-9. На основании электронной конфигурации атома
азота определите, какие характерные валентности может прояв
лять азот в соединениях.
На внешнем уровне находятся пять электронов: одна
пара и три неспаренных электрона. Эти неспаренные элек
троны могут образовать три электронные пары с неспарен
ными электронами других атомов, например с атомами во
дорода. При этом образуются три химические связи, валент
ность азота — III.
Вдобавок к трём связям, образованным по обменному ме
ханизму, ещё одна связь может получиться, если неподелённая пара 2з-электронов азота займёт свободную орбиталь
другого атома или иона, например Н+. Такая связь будет
иметь донорно-акцепторный характер, где донором выступа
ет атом азота, имеющий валентность IV (три связи — по об
менному механизму, одна — по донорно-акцепторному).
Пример — ион аммония NH4+.
Для того чтобы образовать пять химических связей, азоту
надо иметь пять неспаренных электронов. Этого можно было
бы добиться, если бы удалось распарить 2з-электроны и пере
вести один из них на ближайшую свободную Зз-орбиталь:
Такой перевод, однако, потребовал бы большой затраты
энергии, которую образование пятой связи не компенсирует;
поэтому в обычных соединениях азот не бывает пятивалент
ным.
Ответ. Ill, IV.
136
■ Пример 8-10. В каком из перечисленных соединений: СаС2, СО,
С2Н4, СН4, СС14 — углерод имеет низшую, а в каком — высшую
возможную степень окисления (с. о.)?
Решение. Углерод находится в IV группе Периодиче
ской системы, поэтому низшая возможная степень окисле
ния углерода равна -4 (номер группы минус 8), а высшая —
+4. Определим степени окисления углерода в указанных
соединениях. Во всех случаях применим общее правило:
сумма степеней окисления элементов в веществе должна
быть равна 0.
СаС2. Са имеет с. о. +2, а сумма степеней окисления долж
на быть равна 0, поэтому с. о. С равна -1.
СО. О в оксидах имеет с. о. -2, поэтому С должен иметь
с. о. +2.
С2Н4. Н в соединениях с неметаллами имеет с. о. +1, поэто
му С должен иметь с. о. -2.
СН4. Н в соединениях с неметаллами имеет с. о. +1, поэто
му С должен иметь с. о. -4. Это низшая возможная с. о. ато
ма С.
С1 — более электроотрицательный элемент, чем С, поэтому
С1 имеет отрицательную с. о. Единственная возможная отри
цательная с. о. С1 равна -1, поэтому С должен иметь с. о. +4.
Это высшая возможная с. о. атома С.
Ответ. Низшая степень окисления углерода — в СН4,
высшая — в СС14.
■ Пример 8-11. Какие из перечисленных элементов: N, F, В, As,
Р — в соединениях могут иметь валентность V?
Решение. Элементы 2-го периода N, F и В не могут
иметь валентность V, так как для этого необходимо 5 неспа
ренных электронов, а у элементов 2-го периода на внешнем
уровне всего 4 орбитали (одна s и три р). Максимально воз
можная валентность N и В равна IV (при этом образуются до
норно-акцепторные связи), а у F она равна I.
Напротив, As и Р могут быть пятивалентны, так как у них
есть d-подуровни на внешнем энергетическом уровне, и один
из s-электронов может перейти на этот подуровень, в резуль-
137
тате получится конфигурация с 5 неспаренными электрона
ми: 3s13p33d1 для Р, 4s14p34d1 для As.
Ответ. As, Р.
■ Пример 8-12. Приведите по одному примеру веществ, в которых
атом: а) хлора; 6) марганца — имеет минимальную и максималь
ную степень окисления.
Р е ш е н и е. а) Хлор — элемент главной подгруппы
VII группы. Это неметалл, поэтому его низшая степень окис
ления равна 7 - 8 = -1, а высшая совпадает с номером груп
пы, т. е. +7. Хлор имеет отрицательную степень окисления
в соединениях с менее электроотрицательными элементами,
например с металлами: Na+1Cl-1.
Положительную степень окисления хлор имеет в соедине
ниях с более электроотрицательными элементами: фтором
и кислородом. Составим формулу оксида хлора, в котором
хлор имеет степень окисления +7. Заряд атома кислорода
в оксиде равен -2, а атома хлора----- 1-7. Для того чтобы из
этих зарядов составить нейтральную молекулу, надо взять
семь атомов кислорода (общий заряд -14) и два атома хлора
(общий заряд +14): С12О7.
б) Марганец — элемент побочной подгруппы VII группы.
Это металл, поэтому его низшая степень окисления равна О,
что соответствует простому веществу Мп, а высшая совпада
ет с номером группы, т. е. +7. Высшую степень окисления
марганец проявляет в оксиде Мп2О7, соответствующей этому
оксиду кислоте НМпО4 и солях этой кислоты, среди которых
один из самых распространённых окислителей — перманга
нат калия КМпО4.
Ответ, a) NaCl, С12О7; б) Мп, КМпО4.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
8.44. Приведите примеры соединений водорода, в которых он проявляет:
а) положительную степень окисления; б) отрицательную степень
окисления.
.138.
8.45.
Приведите пример соединения кислорода, в котором он имеет по
ложительную степень окисления.
8.46.
Какие элементы проявляют в соединениях: а) только отрицательную
степень окисления; б) только положительную степень окисления?
8.47. Определите валентность и степень окисления азота в молекуле ам
миака и в ионе аммония.
8.48.
Напишите структурные формулы следующих молекул: О2, Н2О,
OF2, Н2О2. Определите валентности и степени окисления всех ато
мов в молекулах.
8.49. Напишите структурные формулы следующих молекул: N2, NH3,
N2O3, HNO3. Определите валентности и степени окисления всех
атомов в молекулах.
8.50. Напишите структурные формулы следующих молекул: СН4, CF4,
CH2F2, СО2. Определите валентности и степени окисления всех
атомов в молекулах.
8.51. Определите степень окисления водорода в следующих соединениях:
Н2О; HNO3; NaHCO3; NaH; D2O (D — «тяжёлый водород» 2H).
8.52. Определите степень окисления азота в следующих соединениях:
NH3; NH4C1; N2O; NO2; HN03; NH4NO3.
8.53. Определите степень окисления хлора в следующих соединениях:
Какие из перечисленных элементов: С, О, S, Se, Mg — в соедине
ниях могут иметь валентность VI?
8.55.
Приведите формулы оксида, кислоты и соли, в которых: а) углерод
имеет степень окисления +4; б) азот имеет степень окисления +3;
в) фосфор имеет степень окисления +5; г) сера имеет степень окис
ления +4.
8.56.
В каком из перечисленных соединений: NO, NO2, NH4C1, NF3,
HNO3 — азот имеет низшую, а в каком — высшую возможную сте
пень окисления?
8.57.
В каком из перечисленных соединений: BaS, SO2, K2SO3, S2C12,
K2S2O7 — сера имеет низшую, а в каком — высшую возможную
степень окисления?
.139
8.58. Дан перечень элементов: Н, С, F, Be, Na, S. Выберите из него все
элементы, низшая степень окисления которых равна —1.
8.59. Дан перечень элементов: Li, С, Cl, Mg, N, Р. Выберите из него
все элементы, которые в соединениях могут иметь степень окисле
ния +5.
8.60. Среди перечисленных соединений: FeCl3, КС1О3, Na2SO3, NO2,
Ва(ОН)2 — укажите те, в которых есть элемент со степенью окис
ления +4.
8.61. Среди перечисленных соединений: А12О3, NH3, N2O3, С2Н6,
Н3РО4 — укажите те, в которых есть элемент со степенью окисле
ния —3.
8.62. Составьте молекулярную и структурную формулы соединения угле
рода с водородом и фтором, в котором углерод имеет валент
ность IV и степень окисления 0.
Уровень 2
8.63. На основании электронной конфигурации атомов определите ха
рактерные валентности следующих элементов: В, С, О, Р, С1.
8.64. Приведите по одному примеру молекул, в которых степень окисле
ния водорода, углерода, азота равна их валентности.
8.65. Приведите по два примера молекул, в которых степень окисления
углерода, азота, кислорода и фтора отличается от их валентности.
8.66.
Может ли степень окисления элемента быть больше его валентно
сти? Если да, то приведите пример. Если нет, объясните почему.
8.67. Определите наименьшую возможную и наибольшую возможную
степени окисления следующих элементов: Na, Mg, Al, Si, P,
S, Cl.
8.68. Определите степень окисления железа в следующих соединениях:
FeO; Fe2O3; Fe3O4; Fe(OH)2; Fe2(SO4)3; K2FeO4.
8.69. Определите степень окисления марганца в следующих соединени
ях: KMnO4; K2MnO4; MnO2; MnSO4; Mn(OH)2; MnS; ВаМпО4.
8.70. Определите степень окисления благородного газа в следующих со
единениях: KrF2; XeF4; ХеО3; Ва2ХеО6.
140.
8.71.
Приведите формулы оксида, кислоты и соли, в которых: а) иод име
ет степень окисления +5; 6) хлор имеет степень окисления +7;
в) фосфор имеет степень окисления 4-5.
8.72. Какие из перечисленных элементов: С, Be, Al, S, Р — в соединени
ях с водородом могут иметь степень окисления —3?
8.73.
Приведите по одному примеру соединений, в которых атом: а) серы
имеет минимальную и максимальную степень окисления; б) хрома
имеет минимальную и максимальную степень окисления.
8.74. Составьте молекулярную и структурную формулы соединения азо
та с водородом, в котором азот имеет валентность III и степень
окисления —2.
8.75. Составьте молекулярную и структурную формулы соединений фос
фора с кислородом и водородом, в котором фосфор имеет валент
ность V и степень окисления +3.
8.76.
В молекуле некоторого соединения атомы хлора имеют разные
валентности. Предложите формулу одного из таких соединений,
изобразите его структурную формулу и определите степени окис
ления всех элементов.
Ионная связь. Металлическая связь.
Строение твёрдых веществ
Н Основные определения
Кристалл — твёрдое вещество с периодической структурой.
Элементарная ячейка — наименьший повторяющийся фрагмент
кристалла.
Координационное число — число ближайших соседей атома или
иона в кристалле.
Примеры решения задач
■ Пример 8-13. Пользуясь таблицей электроотрицательностей,
назовите по два соединения, в которых фтор образует: а) ионные
связи; б) ковалентные связи.
141
Решение, а) Фтор — самый электроотрицательный
элемент, его ЭО по шкале Полинга равна 4,0. Ионные связи
он образует со всеми щелочными и щёлочноземельными ме
таллами, так как у них ЭО не превышает 1,0. Примеры ион
ных соединений — LiF, CaF2.
б) Ковалентные полярные связи фтор образует со всеми не
металлами, например углеродом и серой. Примеры ковалент
ных соединений фтора: CF4, SF6.
■ Пример 8-14. Вещество — твёрдое, пластичное, имеет высокие
температуры кипения и плавления, практически не растворимо в
воде. Какой тип кристаллической решётки оно имеет?
Решение. Молекулярная решётка не подходит, так как
вещество тугоплавко. Нерастворимость в воде не позволяет
сделать дальнейший выбор, так как бывают ионные соедине
ния, нерастворимые в воде. Ключевым является слово «пла
стичное»: ионные соединения и многие соединения атомного
строения хрупкие (например, стекло), тогда как металлы
обладают свойством пластичности. Вещество имеет металли
ческую кристаллическую решётку.
Ответ. Металлическая.
■ Пример 8-15. Какое из этих веществ, содержащих хлор, имеет
наибольшую температуру плавления: НС1, СС14, СаС12, С12?
Решение. НС1 и С12 при обычных условиях — газы, их
температуры кипения и плавления меньше, чем у двух других
соединений. Остаются хлорид неметалла СС14 и хлорид метал
ла СаС12. Хлорид кальция СаС12 состоит из ионов, это твёрдое
тугоплавокое вещество. СС14 при обычных условиях — жид
кость молекулярного строения, это известный растворитель.
Таким образом, наибольшая температура плавления у СаС12.
Ответ. СаС12.
■ Пример 8-16. На рисунке изображена элементарная ячейка
железа. Она имеет форму куба, во всех вершинах которого на
ходятся атомы Fe. Ещё один атом железа занимает положение
в центре куба. Определите координационное число железа.
142
Сколько полных атомов железа приходится на одну элементар
ную ячейку?
Решение. Все атомы железа одинаковы, поэтому для
нахождения координационного числа можно выбрать любой
из них, например центральный атом куба. Он окружён ато
мами, находящимися в восьми вершинах куба, поэтому ко
ординационное число железа равно 8.
Для расчёта числа атомов на одну ячейку надо понимать,
что кристалл железа представляет собой очень большое чи
сло соприкасающихся элементарных ячеек, заполняющих
всё пространство:
Атом в центре куба принадлежит только данной ячейке,
а вот атом в вершине куба является общим для восьми сопри
касающихся кубов. Поэтому каждой ячейке принадлежит
ровно 1/8 атома железа, находящегося в вершине. Всего та
ких атомов 8, поэтому все вместе они дают вклад в ячейку:
8*1/8 = 1 атом. Всего на элементарную ячейку приходится
2 атома железа.
Ответ. Координационное число 8. На ячейку приходит
ся 2 атома железа.
143
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
8.77. Можно ли кристалл металла рассматривать как одну большую мо
лекулу? Почему?
8.78. Можно ли к веществу ионного строения применить понятие валент
ности; степени окисления?
8.79. Объясните, почему в ионных кристаллах нет молекул.
8.80. Почему ионные кристаллы не проводят электрический ток, а метал
лические проводят?
8.81. Назовите по два соединения кислорода, в которых он образует:
а) ковалентные связи; б) ионные связи.
8.82. Какое из перечисленных соединений кислорода: Н2О, СО2, А12О3,
Р2О5, SO3 — имеет наибольшую температуру плавления?
8.83. Среди перечисленных веществ: Н2, НВг, NaH, Na20, СаО, СО2,
СО, О2, NO2, K3N, NH3, N2, NF3, F2, OF2, MgF2 — выберите те,
в которых химические связи: а) ковалентные неполярные; б) кова
лентные полярные; в) ионные.
8.84. Среди перечисленных веществ: Na2SO4, KI, Н3РО4, NH4C1, SiO2,
Р2О5, НС1, CH3F, CH3COONa, CaO, (NH4)2SO4 — выберите те,
в которых химические связи: а) только ионные; б) только ковалент
ные; в) и ионные, и ковалентные.
8.85. Укажите тип кристаллической решётки (атомная, молекулярная,
ионная или металлическая) следующих веществ в твёрдом состоя
нии: Са, СаС12, НС1, Н2О, О2, SiO2, С (алмаз), СаСО3. Какими ча
стицами образованы кристаллические структуры этих веществ?
8.86. Уксусная кислота — бесцветная жидкость с резким запахом, при
охлаждении превращается в кристаллы, похожие на лёд. Какой тип
кристаллической решётки имеет твёрдая уксусная кислота?
8.87. Стиральная сода хорошо растворима в воде, плавится при высокой
температуре, не обладает запахом. Какой тип кристаллической
решётки она имеет?
8.88. Белое кристаллическое вещество плавится при высокой температу
ре и практически не растворимо в воде. В твёрдом виде оно не про-
144.
водит электрический ток, а в жидком обладает проводимостью. Ка
кой тип кристаллической решётки имеет это вещество?
8.89. Нитрид бора BN — твёрдое вещество, плавится при высокой тем
пературе, проводит тепло, но не проводит электрический ток ни
в твёрдом, ни в жидком состоянии. Какой тип кристаллической
решётки он имеет?
8.90.
Белый фосфор плавится при 44 °C, а красный фосфор — при зна
чительно более высокой температуре. Какой вывод можно сделать
о типах их кристаллических решёток?
8.91. Элементарная ячейка хлорида цезия имеет форму куба, в вершинах
которого находятся ионы С1 , а в центре — ион Cs+. Напишите фор
мулу соединения. Чему равно координационное число иона цезия;
иона хлора?
8.92.
На рисунке изображена элементарная ячейка алмаза. Определите
координационное число атомов углерода. Чему равны валентность
и степень окисления углерода в алмазе?
145
Уровень 2
8.93. Приведите пример ионного соединения, в котором есть ковалент
ные связи: а) в одном из ионов; 6) в обоих ионах.
8.94. На рисунке изображена элементарная ячейка натрия. Определите
координационное число атомов натрия. Сколько атомов натрия
приходится на одну элементарную ячейку?
8.95. На рисунке изображена элементарная ячейка магния. Определите
координационное число атомов магния. Сколько атомов магния
приходится на одну элементарную ячейку?
8.96. На рисунке изображена элементарная ячейка меди. Определите ко
ординационное число атомов меди. Сколько атомов меди прихо
дится на одну элементарную ячейку?
146.
8.97.
На рисунке изображена элементарная ячейка одного из оксидов
меди. По рисунку установите формулу соединения и определите,
сколько формульных единиц содержится в ячейке.
8.98. На рисунке изображена элементарная ячейка интерметаллического
соединения меди с золотом. По рисунку установите формулу соеди
нения и определите, сколько формульных единиц содержится
в ячейке.
147
8.99.
На рисунке изображена элементарная ячейка соединения натрия
с азотом. По рисунку установите формулу соединения и определи
те, сколько формульных единиц содержится в ячейке.
8.100. Твёрдый диоксид углерода («сухой лёд») имеет молекулярную кри
сталлическую решётку, элементарная ячейка которой изображена
на рисунке. Сколько молекул СО2 приходится на одну ячейку?
148.
Тема
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ
ДИССОЦИАЦИЯ. ИОННЫЕ
РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ
Электролиты
gaseftawKSfifesesae^^
1И Основные определения
Электролитическая диссоциация — процесс разложения вещества
на ионы в растворе или расплаве. Может протекать полностью или ча
стично.
Электролит — вещество, которое в растворе или расплаве диссоции
рует на ионы.
Степень диссоциации — величина, характеризующая полноту диссо
циации. Равна отношению числа частиц, распавшихся на ионы (АдИСС),
к общему числу частиц ^общ):
а = (^дисс /7Уобщ) • 100% .
Примеры решения задач
■ Пример 9-1. Напишите уравнения реакций диссоциации, приво
дящих к образованию следующих ионов: а) Н+ и NO3; б) А13+
и SO| ; в) Са2+ и НСО3.
Р е ш е н и е. а) Ионы Н+ и NO3 образуются при диссоциа
ции азотной кислоты:
HNOo —> Н+ + NO,
б) Ионы А13+ и SO^_ образуются при диссоциации соли —
сульфата алюминия. В любом веществе суммарный заряд по
ложительных ионов равен суммарному заряду отрицательных
ионов. Это означает, что на каждые два иона А13+ (суммарный
149
заряд +6) должно приходиться три иона SOf (суммарный
заряд -6), т. е. формула сульфата алюминия — A12(SO4)3. Его
диссоциация описывается уравнением:
A12(SO4)3 —> 2А13+ + 3SO2~
в) Ионы Са2+ и НСО3 образуются при диссоциации кислой
соли — гидрокарбоната кальция. На каждый ион Са2+ в этом
веществе приходится два иона НСО3, т. е. формула соли —
Са(НСО3)2.
Уравнение диссоциации:
Са(НСО3)2 —> Са2+ + 2НСО3
■ Пример 9-2. В воде растворили один моль соли, которая пол
ностью диссоциировала. Какая из перечисленных солей: хлорид
аммония, фосфат натрия, иодид алюминия, силикат натрия —
даст при этом наибольшее количество катионов?
Решение. Все вещества — растворимые соли, сильные
электролиты. Запишем уравнения диссоциации:
NH4C1 —> NH+ + Cb
Na3PO4 —> 3Na+ + РО3“
A1I3 —> Al3+ + ЗГ
Na,SiO3 —> 2Na+ + SiO2-
Из уравнений видно, что при одном и том же количестве
вещества каждой соли наибольшее количество положитель
ных ионов (катионов) образуется при диссоциации Na3PO4.
Ответ. Фосфат натрия.
■ Пример 9-3. При электролитической диссоциации вещества
образовалось в 3 раза больше отрицательных ионов, чем поло
жительных. Предложите возможную формулу вещества, напи
шите уравнение диссоциации.
Решение. Раствор в целом электронейтральный, а чи
сло отрицательных ионов в 3 раза больше, значит, заряд
каждого положительного иона в 3 раза больше заряда отри
цательного иона: М3+ и X-1. Из таблицы растворимости нахо
дим формулы трёхзарядных катионов: Al3+, Cr3+, Fe3+. Фор-
150
мулы однозарядных анионов: ОН-, Hal-, NO3, СН3СОО- и др.
Из этих ионов надо составить вещество, которое растворимо
в воде и является сильным электролитом, например А1С13.
Уравнение диссоциации:
A1CL —> А13+ + ЗС1■ Пример 9-4. В воде растворили 1 моль газа и в полученном рас
Решение. Число ионов в 2 раза превышает число моле
кул, следовательно, искомое вещество: 1) сильный электро
лит; 2) при диссоциации из одной молекулы образуется два
иона. Среди газов такими свойствами обладают только три
галогеноводорода — НС1, НВг и Ш.
НС1 —> Н+ + С1
НВт —> Н+ + Вг
HI —> Н+ + Г
Остальные газы кислотного характера (H2S, СО2, SO2,
HF) — слабые электролиты. Аммиак NH3 — газ основного
характера, но тоже слабый электролит.
Ответ. Любой галогеноводород, кроме HF.
■ Пример 9-5. В растворе нитрата меди(Н) объёмом 1,5 л содержит
ся 2,7 моль ионов. Определите молярную концентрацию нитрата
меди(Н) в растворе, если степень диссоциации соли равна 75%.
из одного моля Cu(NO3)2 образуется три моля ионов, поэтому
количество продиссоциировавшего Cu(NO3)2 в 3 раза мень
ше количества ионов: v(Cu(NO3)2) = 2,7 / 3 = 0,9 моль. По
условию, продиссоциировало 75% от исходного количества
соли:
0,9 моль — 75% ,
х моль — 100% .
.151
х = 0,9 х 100 / 75 = 1,2 моль. Молярная концентрация ни
трата меди(И) в растворе:
C(Cu(NO3)2) = v / V(p-pa) = 1,2 / 1,5 = 0,8 моль/л.
Ответ. 0,8 моль/л Cu(NO3)2.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
9.1.
Какие из перечисленных жидкостей проводят электрический ток:
чистая вода, газированная вода, водопроводная вода, морская
вода, водный раствор сахара, водный раствор спирта, водный рас
твор соды?
9.2.
Приведите пять примеров хорошо растворимых в воде веществ, ко
торые не распадаются на ионы.
9.3.
Могут ли при растворении в воде образоваться только катионы или
только анионы? Объясните.
Расставьте заряды ионов в формулах следующих веществ:
a) KI, К2СО3, KMnO4, CuSO4, К3РО4, Са3(РО4)2, A12S3;
б) HNO3, НВг, NaHCO3, NaHSO4, Mg(HCO3)2, СаНРО4;
в) КОН, Ва(ОН)2, А1(ОН)3, (CuOH)2CO3, FeOHCl2.
Назовите эти вещества.
9.8.
152
Приведите по одному примеру солей, при полной диссоциации од
ного моля которых образуется: а) 2; б) 3; в) 4; г) 5 моль ионов. На
пишите уравнения диссоциации.
9.9.
Назовите по три сильных и слабых электролита среди: а) кислот;
б) оснований.
9.10. При диссоциации вещества образовались сульфат-ион и катион:
а) М+; б) М2+; в) М3+. Приведите по два примера таких веществ
и напишите соответствующие уравнения диссоциации.
9.11.
При диссоциации соли образовались ион алюминия и анион: а) X ;
б) X2 . Приведите по два примера таких веществ и напишите соот
ветствующие уравнения диссоциации.
9.12.
При диссоциации вещества образовалось больше положительных
ионов, чем отрицательных. Приведите пять примеров таких ве
ществ.
9.13.
При диссоциации вещества образовалось больше отрицательных
ионов, чем положительных. Приведите пять примеров таких ве
ществ.
9.14. При электролитической диссоциации вещества образовалось
в 1,5 раза больше отрицательных ионов, чем положительных. Пред
ложите возможную формулу вещества, напишите уравнение диссо
циации.
9.15.
При электролитической диссоциации вещества образовалось в
3 раза больше положительных ионов, чем отрицательных. Предло
жите возможную формулу вещества, напишите уравнение диссоци
ации.
9.16. Даны уравнения диссоциации некоторых солей в общем виде:
Расставьте коэффициенты и завершите эти уравнения. Назовите ис
ходные вещества.
9.19. Изменится ли электропроводность воды при пропускании через
неё: а) водорода; б) хлороводорода; в) метана; г) углекислого газа?
9.20. Сколько молей ионов железа образуется при полной электролити
ческой диссоциации 0,12 моль сульфата железа(Ш)?
9.21.
В воде растворили 25,2 г азотной кислоты. Сколько молей катио
нов и анионов содержится в полученном растворе?
9.22. К воде добавили 60 г гидроксида натрия. Сколько молей катионов
и анионов содержится в полученном растворе?
9.23.
В воде растворили хлорид кальция массой 22,2 г. Чему равны мас
сы ионов кальция и хлорид-ионов в полученном растворе?
9.24. В соляной кислоте содержится 28,4 г хлорид-ионов. Чему равна
масса ионов водорода в этом растворе?
9.25.
В водном растворе карбоната калия содержится 0,6 моль ионов.
Сколько молей соли растворили?
9.26. В воде растворили 5 моль уксусной кислоты. Степень диссоциации
кислоты в полученном растворе равна 0,2%. Сколько молей ионов
водорода образовалось в растворе?
9.27. В воде растворили 2 моль фтороводорода HF. В растворе образо
валось 0,08 моль фторид-ионов. Чему равна степень диссоциации
фтороводорода?
9.28.
.154.
В воде растворили 3 моль слабой одноосновной кислоты. В раство
ре образовалось 0,075 моль ионов водорода. Чему равна степень
диссоциации кислоты?
9.29.
При диссоциации одного моля какой из перечисленных солей: хло
рид бария, нитрат аммония, сульфат железа(111), сульфит натрия —
образуется наибольшее количество анионов?
9.30.
Водный раствор хлорида аммония бесцветный, а дихромата аммо
ния — оранжевый. В какой цвет окрашен раствор дихромата калия,
если раствор сульфата калия бесцветный?
Уровень 2
9.31.
Приведите по одному примеру солей, растворы которых имеют:
а) красный; б) оранжевый; в) жёлтый; г) зелёный; д) голубой; е) си
ний; ж) фиолетовый цвет. Какой ион вызывает окраску в каждом
случае?
9.32. Какие из перечисленных веществ реагируют с водой с образовани
ем электролитов: N2; NO; N2O5; S; SO2; SO3; K; K2O; Cu; CuO; C;
CO; CO2? Если электролит образуется, укажите, сильный он или
слабый.
9.33.
Напишите уравнения ступенчатой диссоциации следующих веществ:
a) H2SO4; б) Н3РО4; в) Са(0Н)2; г) А1(0Н)3.
9.34.
При диссоциации вещества образовались сульфат-анион и два раз
ных катиона. Приведите два примера таких веществ и напишите
уравнения диссоциации.
9.35.
При полной диссоциации вещества образовались катион кальция
и два разных аниона. Приведите два примера таких веществ и напи
шите уравнения диссоциации.
9.36.
В растворе присутствуют ионы Н+, Cu2+, SO^-, С1_. Какие вещества
были растворены? Предложите два варианта ответа.
9.37.
В воде растворили 29 г нитрата аммония, 54 г сульфата калия, 58 г
нитрата калия. Такой же раствор может быть получен путём раство
рения в воде сульфата аммония, нитрата калия и сульфата калия. Ка
кие массы этих веществ необходимы для приготовления раствора?
9.38.
В воде растворили по 0,1 моль следующих газов: НС1, СО2, SO2,
NH3, HF. В каком растворе больше всего ионов?
9.39.
Водный раствор содержит 0,3 моль ионов Na+, 0,1 моль ионов А13+
и бромид-ионы. Чему равно количество вещества бромид-ионов?
Fe3+, 0,5 моль ионов С1~ и сульфат-ионы. Чему равно количество
вещества сульфат-ионов?
9.41.
В одном литре водного раствора сульфата натрия содержится
0,3 моль ионов. Рассчитайте молярную концентрацию сульфата на
трия в растворе, предположив, что соль полностью диссоциирует.
9.42.
В двух стаканах с водой растворили навески гидроксида натрия
и гидроксида калия равной массы. В каком из растворов больше
гидроксид-ионов?
9.43.
В воде растворили 20,7 г карбоната калия и довели объём раствора
до 500 мл. Рассчитайте молярные концентрации ионов в получен
ном растворе.
9.44.
В воде растворили навески нитрата и сульфата калия и получили
два раствора, в которых число ионов калия одинаково. Какая из на
весок тяжелее и во сколько раз?
9.45.
В воде растворили 30 г уксусной кислоты. В полученном растворе
обнаружили 0,04 моль ионов. Определите степень диссоциации
кислоты.
9.46.
В одном литре водного раствора хлорида натрия с концентрацией
0,5 моль/л содержится 0,94 моль ионов. Определите степень дис
социации соли.
9.47.
В растворе хлорида бария объёмом 0,5 л содержится 1,32 моль
ионов. Определите молярную концентрацию хлорида бария в рас
творе, если степень диссоциации соли равна 88%.
9.48.
Найдите число гидроксид-ионов в 0,5 л раствора гидроксида калия
(молярная концентрация 2 моль/л), если степень диссоциации
основания равна 92%.
9.49.
Рассчитайте количество положительных и отрицательных ионов
(в молях) в 120 г 10%-го раствора нитрата аммония, если степень
диссоциации соли равна 90%.
9.50. Хлорид бария массой 41,6 г растворили в воде. В полученном рас
творе содержится 0,35 моль хлорид-ионов. Рассчитайте количество
ионов бария (в молях) и степень диссоциации хлорида бария в рас
творе.
.156.
9.51. В каком растворе содержится больше ионов водорода: в 1 л рас
твора уксусной кислоты (концентрация 1 моль/л, степень диссоци
ации 0,4%) или в 10 г 1%-й соляной кислоты (степень диссоциации
100%)?
9.52. Жидкий аммиак не проводит электрический ток, а его раствор в
воде (аммиачная вода) проводит. Объясните, почему, и напишите
соответствующее уравнение диссоциации.
9.53. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Будет
ли меняться электропроводность аммиака при добавлении к нему:
а) твёрдого оксида углерода(1У); б) жидкого сероводорода?
Кислотность среды
г«иал
ИИЕИИ
К Основные определения
Нейтральная среда: [Н+] = [ОН ].
Кислотная (кислая) среда: [Н+] > [ОН ].
Щелочная среда: [Н+] < [ОН“].
Водородный показатель pH — характеристика кислотности среды.
В кислотной среде pH < 7, в нейтральной pH = 7, в щелочной среде
pH > 7. Чем меньше pH, тем выше кислотность среды (больше ионов
Н+ и меньше ионов ОН ).
При увеличении [Н+] в 10 раз pH раствора уменьшается на 1.
При увеличении [ОН ] в 10 раз pH раствора увеличивается на 1.
Сильно
кислая
0
12
Нейтраль
ная
Слабо
кислая
3
4
5
6
Слабо
щелочная
8
9
10 11
Сильно
щелочная
12
13
14
pH
Примеры решения задач
■ Пример 9-6. Среди перечисленных веществ: BaCl2, NaOH,
в) Щелочную среду имеют водные растворы щелочей. Щё
лочи — сильные основания, диссоциируют полностью по
всем ступеням:
NaOH —> Na+ + ОН
Са(ОН)2 —> Са2+ + 2ОН■ Пример 9-7. Имеются три раствора одинаковой концентрации:
КОН, НС1, HNO2. Расположите их в порядке увеличения pH
раствора. Ответ подтвердите уравнениями электролитической
диссоциации.
Решение. Имеются растворы щёлочи КОН и двух кис
лот — сильной, НС1, и слабой, HNO2. При любой концентра
ции в растворах кислот pH < 7, в растворе щёлочи pH > 7.
Наименьший pH будет в самом кислом растворе — сильной
кислоты:
НС1 —> Н+ + ClКонкретное значение зависит от концентрации раствора.
Слабая кислота диссоциирует обратимо, поэтому ионов Н+
в её растворе будет меньше, чем в растворе сильной кислоты,
а pH будет больше:
HNO2 к+ + онОтвет. НС1 < HNO2 < КОН.
■ Пример 9-8. В воде растворили 1 моль КОН и добавили лак
мус. Изменится ли окраска раствора, если к нему прилить со
ляную кислоту, содержащую: а) 0,1 моль НС1; б) 1 моль НС1;
в) 1,2 моль НС1?
Решение. Во всех случаях протекает реакция нейтра
лизации:
КОН + НС1 = КС1 + н2о
В сокращённом ионном виде:
Н+ + он- = Н2О
Однако характер среды полученных растворов будет раз
ным в зависимости от того, какое вещество было в избытке.
а) В реакцию вступит по 0,1 моль КОН и НС1, в растворе
останется 1 - 0,1 = 0,9 моль КОН. Нейтрализация щёлочи
прошла не полностью, среда раствора останется щелочной,
лакмус не изменит свой цвет.
б) Кислота и щёлочь находятся в стехиометрических коли
чествах и полностью вступят в реакцию. После реакции в
растворе будет только 1 моль КС1, среда станет нейтральной,
лакмус изменит цвет с синего на фиолетовый.
в) Кислота дана в избытке. В реакцию с 1 моль КОН вступит
1 моль НС1, в растворе останется 1,2 — 1 = 0,2 моль НС1. Среда
раствора станет кислотной, лакмус изменит цвет на красный.
Ответ, а) Не изменится; б) изменится на фиолетовую;
в) изменится на красную.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
9.54.
В трёх неподписанных пробирках находятся водные растворы азот
ной кислоты, нитрата натрия и гидроксида натрия. Предложите ре
актив, с помощью которого можно распознать эти растворы. Опи
шите наблюдаемые явления.
159
9.55.
В трёх пробирках находятся растворы гидроксида бария, фосфор
ной кислоты и хлорида кальция. Как с помощью одного реактива
можно распознать эти растворы?
9.56. pH кофе равен 5, а лимонного сока — 2,5. В каком из напитков
больше ионов водорода?
9.57. pH аммиачной воды равен 11, а раствора гидроксида калия — 13.
В каком из растворов больше гидроксид-ионов?
9.58. pH дождевой воды равен 5,6. Каков характер среды этой жид
кости?
9.59. Среди перечисленных жидкостей: кофе, молоко, квас, газирован
ная вода, морская вода, кровь, желудочный сок, апельсиновый сок,
нашатырный спирт, уксус, нефть — укажите те, которые имеют:
а) сильнокислотную среду; б) слабокислотную среду; в) слабоще
лочную среду; г) сильнощелочную среду. При необходимости обра
титесь к справочным данным.
9.60. Имеются водные растворы гидроксида калия, сульфата калия и
серной кислоты. Расположите их в порядке увеличения pH рас
твора.
9.61.
Имеются водные растворы азотной, азотистой и сероводородной
кислоты одинаковой концентрации. В каком из растворов pH наи
меньший?
9.62.
Имеются водные растворы гидроксида натрия, нитратанатрия и ам
миака одинаковой концентрации. В каком из растворов pH наи
больший?
9.63. Из приведённого списка веществ: Li, Ba, SO2, СаО, NaCl, H2S,
NaOH, NH3, CuO — выберите те, которые при добавлении к воде
образуют раствор, имеющий: а) кислотную среду; б) щелочную сре
ду. Ответ объясните с помощью уравнений диссоциации.
9.64.
К 100 г 10%-го раствора серной кислоты прибавили 200 г раствора
такой же концентрации. Изменился ли при этом pH раствора?
9.65.
К 100 г 10%-го раствора серной кислоты прибавили 200 г 20%-го
раствора этой же кислоты. Изменился ли при этом pH раствора?
Если да, то как?
160
Уровень 2
9.66.
Изменится ли pH раствора серной кислоты, если к нему добавить:
а) гидроксид натрия; б) карбонат натрия; в) хлорид бария; г) соля
ную кислоту? Ответ подтвердите уравнениями ионных реакций.
9.67.
Изменится ли pH раствора гидроксида натрия, если к нему доба
вить: а) соляную кислоту; б) уксусную кислоту; в) хлорид меди(Н)?
Ответ подтвердите уравнениями ионных реакций.
9.68.
Имеются пять растворов одинаковой концентрации: КОН, KNO3,
НС1, H2SO4, Са(ОН)2. Расположите их в порядке увеличения pH
раствора. Ответ подтвердите уравнениями электролитической дис
социации.
9.69.
В воде растворили 1 моль H2SO4 и добавили лакмус. Изменится ли
окраска раствора, если к нему прилить щёлочь, содержащую:
а) 0,5 моль КОН; б) 1 моль КОН; в) 1,5 моль КОН; г) 2,5 моль КОН?
9.70. Соляную кислоту разбавили в 10 раз, при этом pH увеличился на 1.
Как и на сколько изменится pH соляной кислоты, если её разбавить
в 100 раз?
9.71. Раствор щёлочи разбавили в 10 раз. Как при этом изменился pH?
9.72. Может ли pH быть отрицательным; больше 14?
■ИИ 9.3.
Ионные реакции в растворах.
Гидролиз солей
игаямяаямашса1Бяа9шкшвва»йаз»4кпымавя1мммшжю№зв^
К Основные определения
Направление ионных реакций: в сторону связывания ионов.
Признаки ионных реакций:
• образование осадка;
• выделение газа;
• образование слабого электролита:
а)воды;
6) слабой кислоты (основания);
в) комплексного иона.
Гидролиз — обратимое или необратимое взаимодействие веществ
с водой.
161
Примеры решения задач
■ Пример 9-9. Напишите сокращённые ионные уравнения следу
Решение. 1) NaOH, H2SO4 и Na2SO4 — сильные элек
тролиты, они диссоциируют на ионы:
(2Na+ 4- 2ОН) + (2Н+ + SO2 ) = (2Na+ + SO2) + 2Н2О
В этом полном ионном уравнении можно сократить ионы,
непосредственно не участвующие в реакции: Na+ и SO^_, и в
полученном уравнении поделить все коэффициенты на 2:
Н+ + ОН = Н2О
2) НС1 и СиС12 разлагаем на ионы, так как это сильные элек
тролиты; Н2О и Си(ОН)2 записываем в молекулярной форме,
так как Н2О — слабый электролит, а Си(ОН)2 — осадок:
Cu(OH)2 + (2Н+ + 2С1) = (Cu2+ + 2С1) + 2Н2О
В полученном уравнении можно сократить
ионы СГ. Сокращённое ионное уравнение:
Cu(OH)2 + 2Н+ = Си2+ + 2Н2О
только
3) Эта реакция — типичная обменная реакция между со
лями, приводящая к образованию нерастворимой соли. Все
растворимые соли разлагаем на ионы, а нерастворимую соль
пишем в молекулярной форме:
(Ва2+ + 2NO3) 4- (Fe2+ + SO2 ) = BaSO4! + (Fe2+ + 2NO3 )
В левой и правой частях сокращаются ионы железа и нитрат-ионы:
Ва2+ + SO2- = BaSO4l
4) Эта реакция описывает растворение соли, образованной
слабой кислотой, в сильной кислоте. Осадок MgCO3, оксид
СО2 и слабый электролит Н2О на ионы не разлагаются:
MgCO3 + (2Н+ + 2NO3) = (Mg2+ + 2NO3) + CO2T + H2O
162.
Сокращаются только ионы NO3:
MgCO3 + 2Н+ = Mg2+ + СО2Т + Н2О
■ Пример 9-10. Напишите по одному уравнению реакций в молеку
лярной форме, описывающих взаимодействие следующих ионов:
Решение. 1) Ионы Н+ и ОН- реагируют с образованием
воды. Эту реакцию называют реакцией нейтрализации.
Ионы Н+ образуются при диссоциации сильных кислот,
а ионы ОН- — при диссоциации сильных оснований. Пример:
НС1 + NaOH = NaCl + Н2О
2) При реакции карбонат-ионов с ионами водорода образу
ется неустойчивая угольная кислота, которая распадается на
оксид углерода(1У) и воду:
СО2 + 2Н+ —> [Н2СО3] = СО2Т + Н2О
Карбонат-ионы образуются при диссоциации раствори
мых карбонатов — средних солей угольной кислоты, а ионы
водорода — при диссоциации сильных кислот. Пример урав
нения в молекулярной форме:
Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + СО2Т + Н2О
в) Ион серебра с гидроксид-ионом образует гидроксид се
ребра, который неустойчив и распадается на оксид серебра и
воду:
2Ag+ + 2ОН —> [2AgOH] = Ag2Ol + Н2О
Ионы Ag+ образуются при диссоциации растворимых со
лей серебра, а ионы ОН------ при диссоциации сильных осно
ваний:
2AgNO3 + 2КОН = Ag2Ol + Н2О + 2KNO3
■ Пример 9-11. Какие два вещества вступили в реакцию в вод
ном растворе, если при этом образовались следующие вещества
(указаны все продукты реакции без коэффициентов)?
Решение. 1) Образование воды свидетельствует о том,
что это реакция нейтрализации, т. е. реакция между кислотой
и основанием. Кислотный остаток — ион NO3, следовательно,
кислота азотная — HNO3. Остаток основания — ион Na+,
поэтому основание — гидроксид натрия, NaOH. Уравнение
реакции:
NaOH 4- HNO3 = NaNO3 + Н2О
При написании ионного уравнения реакции ионы Na+ и
NO3 в левой и правой части уравнения сокращаются:
Н+ 4- он- = Н2О
2) Осадок BaSO4 образуется из ионов Ва2+ и SO^~, которые
входили в состав разных веществ. Ионы Ва2+ входили в со
став бромида бария (второй ион — Вт-), а ионы SO|_ — в со
став сульфата калия (второй ион — К+). Уравнение реакции:
BaBr2 + K2SO4 = BaSO4l + 2KBr
При написании ионного уравнения реакции ионы К+ и Вг~
в левой и правой части уравнения сокращаются:
Ва2+ + SO2" = BaSO4i
3) Аммиак образуется при реакции солей аммония (в дан
ном случае — сульфата) со щелочами (в данном случае — ги
дроксида калия):
(NH4)?SO4 + 2КОН = 2NHJ + K2SO4 + 2Н?О
NH4+ + ОН = NH3T 4- Н2О
4) Это — обменная реакция между двумя солями, приво
дящая к образованию осадка. Исходные соли определяются
так же, как и в п. 2). Уравнение реакции:
2AgNO3 + (NH4)2S = Ag2SX + 2NH4NO3
164
При написании ионного уравнения реакции ионы NH4
и NO3 в левой и правой части уравнения сокращаются:
2Ag+ + S2- = Ag2Si
■ Пример 9-12. В трёх пробирках находятся растворы гидрокси
да натрия, сульфата магния и сульфата меди(II). Как распознать
эти растворы, не используя других реактивов?
Решение. Раствор сульфата меди(П) отличается от
двух других растворов голубым цветом. Оставшиеся раство
ры можно распознать по их отношению к сульфату меди(П).
Раствор гидроксида натрия образует с ним голубой осадок
Си(ОН)2:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2i + Na2SO4
Тогда как сульфат магния с сульфатом меди не реагирует:
CuSO4 + MgSO4 -h>
■ Пример 9-13. Как с помощью одного реагента различить вод
ные растворы НВг, NaF, КОН, А1С13? Напишите уравнения со
ответствующих реакций и укажите их признаки.
Решение. Удобный реактив для распознавания мно
гих веществ — нитрат серебра, который с различными иона
ми образует осадки разного цвета:
НВт + AgNO3 = AgBrl + HNO3
NaF + AgNO3 —h>
2K0H + 2AgNO3 = Ag2Ol + H2O + 2KNO3
A1C13 + 3AgNO3 = 3AgCU + A1(NO3)3
AgBr — желтоватый осадок, Ag2O — чёрно-бурый, AgCl —
белый. С фторидом натрия реакция не идёт, поскольку фто
рид серебра растворим в воде.
Ответ. AgNO3.
■ Пример 9-14. Даны следующие вещества: гидроксид натрия,
соляная кислота, фторид аммония, нитрат серебра. Напишите
уравнения всех возможных реакций, протекающих попарно меж
ду предложенными веществами в водном растворе.
165
Решение. Рассмотрим все возможные пары веществ.
1) NaOH + НС1. Реакция идёт, так как сильное основа
ние NaOH реагирует с сильной кислотой НС1. Признак реак
ции — образование слабого электролита Н2О.
NaOH + НС1 = NaCl + Н2О
2) NaOH + NH4F. Реакция идёт, так как образуется газ —
аммиак:
NaOH + NH4F = NaF + NH3T + H2O
3) NaOH + AgNO3. Реакция идёт, так как образуется оса
док Ag2O (но не AgOH, который неустойчив и в водном рас
творе распадается на Ag2O и Н2О):
2NaOH + 2AgNO3 = 2NaNO3 + Ag2Oj + H2O
4) HC1 + NH4F. Реакция идёт, так как сильная кислота
(НС1) вытесняет слабую (HF) из её соли (NH4F). Признак ре
акции — образование слабого электролита HF:
НС1 + NH4F = HF + NH4C1
5) НС1 + AgNO3. Реакция идёт, так как образуется осадок
AgCl:
НС1 + AgNO3 = AgCll + HNO3
6) NH4F + AgNO3. Реакция не идёт, так как оба возмож
ных продукта реакции (AgF и NH4NO3) растворимы в воде
и являются сильными электролитами. Ни одного признака
ионной реакции нет, а значит, и самой реакции нет.
Ответ. Пять реакций.
■ Пример 9-15. Даны водные растворы веществ: гидрокарбоната
натрия, хлората калия, нитрата кальция, бромоводорода, хло
рида алюминия. Из предложенного перечня выберите вещества,
между которыми возможна реакция ионного обмена. Запишите
молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения этой
реакции.
Решение. Гидрокарбонат натрия — соль слабой кисло
ты, поэтому он реагирует с веществами, в растворах которых
кислая среда, в данном перечне — НВг и А1С13.
1) Сильная кислота вытесняет слабую:
ЗНСО3 + Al3+ = ЗСО2Т + А1(0Ну
■ Пример 9-16. Назовите соль калия, раствор которой имеет ще
лочную среду, и соль азотной кислоты, раствор которой имеет
кислую среду. Напишите молекулярные и сокращённые ионные
уравнения реакций, которые происходят в растворах этих солей.
Решение. Щелочная среда образуется в растворах со
лей, образованных сильным основанием (по условию, это
соль калия, образованная КОН) и слабой кислотой. В качест
ве остатка слабой кислоты выберем карбонат-ион и рассмо
трим гидролиз карбоната калия, К2СО3. В растворе этой соли
карбонат-ион обратимо отнимает ион водорода у воды:
СО2- + НОН НСО3 + ОН
В молекулярном уравнении гидролиза к отрицательным
ионам добавляются ионы К+:
К2СО3 + Н2О ^ кнсо3 + КОН
Кислая среда будет в растворах солей, образованных сла
бым основанием и сильной кислотой (по условию, азотной).
В качестве остатка слабого основания выберем ион меди и
рассмотрим гидролиз нитрата меди(П), Cu(NO3)2. В раст
воре этой соли ион меди обратимо отнимает гидроксид-ион
у воды:
Си24 + НОН ^ Си(ОН)+ + Н+
В молекулярном уравнении гидролиза к положительным
ионам добавляются ионы NO3:
Могут ли в растворе одновременно находиться следующие ионы?
1) Ва2+, ОН-, К+, Ск
2) Cu2+, SO2~, ОН-, Na+
3) Al3+, SO2-, Н+, Вт
9.74.
Напишите уравнения реакций с участием гидроксида натрия, в ре
зультате которых: а) выделяется газ; б) образуется осадок; в) види
мых изменений нет.
9.75. Напишите уравнения реакций с участием серной кислоты, в резуль
тате которых: а) выделяется газ; 6) образуется осадок; в) выделяет
ся газ и образуется осадок; г) видимых изменений нет.
9.76. Напишите уравнения реакций с участием карбоната натрия, в ре
зультате которых: а) выделяется газ; б) образуется осадок; в) выде
ляется газ и образуется осадок.
9.77. Напишите полные и сокращённые ионные уравнения реакций:
дроксид калия, хлорид бария. Напишите уравнения всех возмож
ных реакций, протекающих попарно между предложенными веще
ствами в водном растворе.
9.80. Приведите пример растворимой в воде соли, при обработке кото
рой как нитратом бария, так и избытком щёлочи образуется оса
док. Напишите уравнения реакций.
9.81.
Назовите три растворимые в воде соли (разных кислот), при обра
ботке которых сильной кислотой выделяются газообразные про
дукты. Напишите уравнения реакций в полном и сокращённом ион
ном виде.
9.82. Назовите две растворимые в воде соли (разных кислот), при обра
ботке которых раствором щёлочи выделяется газ. Напишите урав
нения реакций в полном и сокращённом ионном виде.
9.83. Назовите соль, при обработке которой как сильной кислотой, так
и раствором щёлочи выделяется газ. Напишите уравнения реакций.
9.84. Напишите уравнение реакции, в результате которой из раствора вы
делятся два осадка. Исходные вещества: а) две соли; б) соль и осно
вание.
9.85. Завершите уравнения реакций:
6) ... + ... = Fe(OH)2l + BaSO4|
9.86. В двух пробирках находился раствор сульфида натрия. В первую
пробирку добавили раствор вещества X, а во вторую — раствор ве-
169
щества Y. В первой пробирке выделился газ, во второй образовал
ся осадок. Предложите возможные формулы для веществ X и Y
и напишите уравнения реакций.
9.87. В двух пробирках находился раствор хлорида аммония. В первую
пробирку добавили раствор вещества X, а во вторую — раствор ве
щества Y. В первой пробирке при нагревании выделился газ, во
второй образовался осадок. Предложите возможные формулы для
веществ X и Y и напишите уравнения реакций.
9.88.
Приведите пример вещества, которое может реагировать в водном
растворе с каждым из двух веществ: а) КОН, AgNO3; б) НС1,
Ca(NO3)2; в) CuSO4, SO2; г) HNO3, NaOH.
Напишите полные и сокращённые ионные уравнения реакций.
9.89. Как различить между собой следующие пары веществ: a) NaCl
и ВаС12; б) AgNO3 и KNO3; в) NH4C1 и NH4NO3; г) MgCl2 и
MgSO4; д) H2SO4 и CuSO4; е) Na2CO3 и СаСО3; ж) NH4C1 и K2SO4?
В каждом случае предложите реактив и напишите уравнения необ
ходимых реакций,указав их признак.
9.90.
Реакции, с помощью которых можно отличить данное вещество или
ион от других веществ или ионов, называют качественнь/ми. Ука
жите качественные реакции для: а) Н+; б) NH4; в) Ва2+; г) ОН-;
д) С1-, Вг-, I-; е) SO|“. Напишите сокращённые ионные уравнения
там, где это возможно.
9.91. Как определить примесь карбоната натрия в хлориде натрия? При
ведите уравнение реакции в молекулярном, полном и сокращённом
ионном виде.
9.92.
Как определить примесь карбоната аммония в карбонате натрия?
Приведите уравнение реакции в молекулярном, полном и сокра
щённом ионном виде.
9.93. Даны четыре вещества. Выберите из них то, которое не реагирует
с остальными в водном растворе. Из оставшихся веществ выберите
то, которое реагирует с двумя другими. Напишите уравнения реакций,
а) Нитрат калия, сульфат калия, сульфит калия, хлорид бария;
б) нитрат серебра, нитрат аммония, хлорид цинка, иодид магния;
в) углекислый газ, соляная кислота, сульфат калия, гидроксид калия;
г) фосфат калия, азотная кислота, хлорид натрия, нитрат кальция.
170
9.94.
К 20 г карбоната кальция добавили 400 мл раствора хлороводоро
да с молярной концентрацией 6 моль/л. Рассчитайте количество
ионов водорода (в молях) в полученном растворе.
9.95.
Каков характер среды в растворах нитрата калия, хлорида алюми
ния, сульфида натрия? Ответ подтвердите уравнениями.
9.96.
Напишите уравнения гидролиза карбоната натрия и хлорида меди(И)
по первой ступени в молекулярной и сокращённой ионной форме.
9.97. Объясните, почему раствор соды нельзя кипятить в алюминиевой
посуде.
9.98.
Приведите по два примера солей, растворы которых имеют: а) ней
тральную среду; б) кислую среду; в) щелочную среду. Какой цвет
имеет лакмус в этих растворах?
Уровень 2
9.99. Даны соли: хлорид кальция, нитрат серебра, ацетат свинца(Н), бро
мид меди(II). Напишите уравнения всех возможных реакций, проте
кающих попарно между этими солями в водном растворе.
9.100. Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравне
ния, соответствующие следующим типам реакций:
з) соль(^) 4- сильная кислота = соль 4- слабая кислота.
9.101. Среди перечисленных реакций укажите те, которые идут до конца
в водном растворе. Объясните, почему не идут остальные реакции.
13) Cu(NO3)2 + H2S = CuSl + 2HNO3
14) FeCl2 + H2S = FeSl + 2HC1
9.102. В двух пробирках находился раствор хлорида железа(Ш). В первую
пробирку добавили раствор вещества X, а во вторую — раствор ве
щества Y. В первой пробирке образовался бурый осадок и выде
лился газ, во второй — только бурый осадок, а газ не выделялся.
Предложите возможные формулы веществ X и Y, напишите пол
ные и сокращённые ионные уравнения реакций.
9.103. В двух пробирках находился свежеосаждённый гидроксид цинка.
В одну из пробирок добавили раствор кислоты X, а в другую —
раствор основания Y. В обеих пробирках осадок растворился.
Предложите возможные формулы веществ X и Y, напишите пол
ные и сокращённые ионные уравнения реакций.
9.104. С какими из перечисленных веществ может реагировать гидроксид
калия в водном растворе: НС1, CuO, NaNO3, SO2, Са(ОН)2, MgCl2,
А1(ОН)3? Напишите уравнения возможных реакций.
9.105. С какими из перечисленных веществ может реагировать азотная
кислота в водном растворе: H2SO4, MgO, CuSO4, Р2О5, CaCO3,
Fe(OH)3? Напишите уравнения возможных реакций.
9.106. Какие из перечисленных солей будут реагировать с соляной кисло
той: КВг, AgF, СаСО3, CuSO4, CuS? Напишите уравнения соответ
ствующих реакций.
9.107. С какими из перечисленных веществ (в водном растворе) может ре
агировать углекислый газ: SO2, Са(ОН)2, СаС12, Си(ОН)2, КОН,
Na2SO4? Напишите уравнения возможных реакций.
172
9.108. С какими из перечисленных веществ (в водном растворе) может ре
агировать гидроксид меди(II): СО2, Mg(0H)2, НС1, HN03, К2СО3,
А12О3? Напишите уравнения возможных реакций.
9.109. С какими из перечисленных веществ может реагировать сульфат
меди(П) в водном растворе: K2S, Fe(OH)2, НС1, Н3РО4, ВаС12,
NaOH? Напишите уравнения возможных реакций.
9.110. Какие два вещества вступили в реакцию в водном растворе, если
при этом образовались следующие вещества?
Напишите полные уравнения реакций.
9.111. В трёх пробирках находятся растворы гидроксида калия, сульфата
натрия и хлорида хрома(Ш). Как распознать эти растворы, не ис
пользуя других реактивов?
9.112. В трёх пробирках находятся растворы нитрата серебра, карбоната
калия и хлорида аммония. Как распознать эти растворы, не исполь
зуя других реактивов?
9.113. Реакции многоосновных кислот с основаниями могут приводить
к образованию солей, содержащих атомы водорода, — кислых со
лей. Напишите уравнения трёх реакций между фосфорной кислотой
и гидроксидом калия, которые приводят к образованию трёх раз
ных солей. Назовите эти соли. Объясните, почему в реакции между
одними и теми же веществами могут получаться разные продукты.
9.114. Напишите уравнения всех возможных реакций, протекающих в рас
творе между: a) NH3 и H2SO4; б) Са(0Н)2 и СО2; в) NaOH и H2S;
г) А1С13 и КОН.
9.115. Для каждого из наборов веществ напишите все возможные попар
ные реакции ионного обмена в молекулярном, полном и сокращён
ном ионном видах.
4) Сульфит натрия, соляная кислота, сульфат алюминия, бромид
калия.
5) Гидроксид калия, сульфат железа(1П), нитрат аммония, карбонат
кальция.
6) Сульфид аммония, нитрат алюминия, соляная кислота, сульфат
меди(П).
9.116. Как влияют на гидролиз солей температура и концентрация раство
ра? Ответ объясните.
9.117. Имеются три соли натрия: сульфат, гидросульфат, сульфид. Распо
ложите их в порядке увеличения pH водного раствора. Ответ обо
снуйте необходимыми уравнениями.
9.118. В трёх пробирках находятся растворы сульфата алюминия, фосфа
та калия и бромида натрия. Как с помощью одного реактива можно
распознать эти растворы?
9.119. В трёх пробирках находятся порошки сульфата марганца(П), суль
фида алюминия и карбоната кальция. Как с помощью одного реак
тива можно распознать эти вещества?
9.120. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, мож
но разделить на три типа: а) нерастворимые в воде (буква «Н» в
таблице растворимости); б) полностью гидролизующиеся водой
(прочерк в таблице растворимости); в) несуществующие из-за сво
ей неустойчивости (знак «?» в таблице растворимости). Приведите
по два примера солей каждого типа.
9.121. Напишите уравнение полного гидролиза ацетата алюминия. Каков
будет характер среды раствора, полученного после гидролиза?
9.122. Даны соли: K2SO4, К2СО3, K2S, CuCl2, Cu(NO3)2, CuS, A12(SO4)3,
A12S3, A1F3, (CH3COO)2Ca, Ca3(PO4)2, Cal2, NH4C1, (NH4)3PO4,
(NH4)2SO4. Из этих солей выберите те, которые: а) не гидролизуют
ся вообще; б) гидролизуются полностью; в) гидролизуются с обра
зованием кислой среды; г) гидролизуются с образованием щелоч
ной среды. Напишите уравнения гидролиза в молекулярной форме.
В случае частичного гидролиза ограничьтесь первой ступенью.
.174
10
Тема
ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
ШШШШШШЗШ^
110.1. Окислители
и восстановители
«тетштоткиж^гамтаимгяяввтивийиитда»
К Основные определения
Окисление — потеря электронов.
Восстановление — приобретение электронов.
Окислитель
КМпО4 (в кислой среде),
К2Сг2О7 (в кислой среде),
КС1О3, СаОС12 (хлорная известь), NaN02
Пероксиды и надпероксиды
Н2О2, Na2O2, КО2
175
Типичные сильные восстановители
Класс соединений
Вещества-восстановител и
Простые вещества
Щелочные металлы: Li, Na, К.
Щёлочноземельные металлы: Mg, Са, Ва.
Алюминий А1.
Водород Н2.
Углерод С
Оксиды
со
Соли
(NH4)2S, KI, FeCl,, SnCl,
Водородные соединения неметаллов
HI, H2S, PH3, NH3 (в газовой фазе)
Гидриды металлов
NaH, CaH2
Примеры решения задач
■ Пример 10-1. Приведите пример окислительно-восстановитель
ной реакции между оксидом и металлом. Назовите окислитель
и восстановитель в этой реакции.
Решение. Широко известный пример подобной реак
ции — взаимодействие алюминия с оксидами металлов (алю
мотермия). Алюминий имеет очень большое сродство к кис
лороду и способен при нагревании отнимать кислород у лю
бых оксидов, которые в результате реакции превращаются
в простые вещества, например:
Fe2O3 + 2А1 = 2Fe 4- А12О3
В этой реакции оксид железа(Ш) — окислитель, алюми
ний — восстановитель. Это легко понять, даже не определяя
степеней окисления: Fe2O3 отдаёт атомы кислорода и восста
навливается до металла; А1 принимает атомы кислорода
и окисляется до оксида:
+з [О]
Fe2O3 + 2А1 = 2Fe + А12О3
-3[О]
176
■ Пример 10-2. Определите элемент-окислитель и элемент-вос
становитель в реакциях:
1)Н2 + С12 = 2НС1
2) Си + 2Н28О4(конц) = CuSO4 4- SO2T
Решение. Определим степени окисления элементов
и найдём, какой из элементов в результате реакции увеличи
вает, а какой — уменьшает степень окисления:
1)
0
0
+1-1
Н2 + С12 = 2НС1
Хлор уменьшает степень окисления: С1° —> С11, он —
окислитель. Для того чтобы уменьшить заряд на единицу,
хлор должен принять один электрон. Водород — восстанови
тель, он увеличивает степень окисления на единицу, прини
мая один электрон. Уравнения полуреакций:
С1° + 2ё —> 2СГ
Н° — 2ё —> 2Н+
2)
О
+2+6-2
+1+6-2
+4-2
+1-2
Си + 2Н28О4(конц) = CuSO4 + SO2T + 2Н2О
В этой реакции степень окисления меняют только медь и
(частично) сера. Сера — окислитель: S+6 —> S+4, медь — вос
становитель: Си —> Си+2. Уравнения полуреакций:
S+6 + 2ё —> S4 4
Си0 — 2ё —+Си 20 2
Fe+2 — ё —> Fe+3
S-2 — 6ё —> S+4
177
■ Пример 10-3. Какие из приведённых реакций с участием соля
В выбранных реакциях укажите окислитель и восстановитель.
Решение. 1) Реакции с участием простых веществ
всегда являются окислительно-восстановительными (исклю
чение — превращение одной аллотропной модификации эле
мента в другую). В данной реакции степень окисления меня
ют цинк и водород:
Zn° — 2ё —> Zn+2
2H+1 + 2ё —> Н2
Цинк отдаёт электроны и является восстановителем, водо
род Н+1 в составе НС1 принимает электроны и является окис
лителем.
2) Эта реакция относится к реакциям ионного обмена, со
кращённое ионное уравнение: Ag+ + Cl- = AgCU. Степени
окисления элементов в реакции не изменяются.
3) Реакция основного оксида с сильной кислотой относит
ся к обменным реакциям, все элементы сохраняют степени
окисления.
4) Эта реакция описывает один из способов получения га
зообразного хлора. Степени окисления меняют элементы
марганец и хлор.
Мп+4 + 2ё —> Мпь2
2С11 - 2ё —> 2С1° (С12)
Марганец Мп+4 в составе МпО2 — окислитель, хлор С1-1
в составе соляной кислоты — восстановитель.
Из п. 1) и 4) видно, что соляная кислота может быть окис
лителем за счёт Н+1 и восстановителем за счёт С1 Ч
Ответ. 1), 4).
178
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
10.1.
Какие из перечисленных реакций являются окислительно-восста
новительными?
1) FeO + H2SO4 = FeSO4 + Н2О
2) Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
3) Fe2O4 + 3SO3 = Fe2(SO4)2
4) FeCO3 = FeO + CO2
5) 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
10.2. Какие из перечисленных реакций являются окислительно-восста
5) 2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + O2
10.3. Напишите уравнение окислительно-восстановительной
между двумя простыми веществами.
реакции
10.4. Назовите самый сильный и самый слабый из известных вам окисли
телей.
10.5. Приведите по одному примеру окислителей и восстановителей, при
надлежащих к следующим классам веществ: а) оксид; б) кислота;
в) соль; г) простое вещество.
10.6.
Приведите по два примера газов-окислителей и газов-восстанови
телей. Напишите два уравнения реакций между этими газами.
10.7. Какое простое вещество может быть: а) только окислителем;
б) только восстановителем; в) в одних реакциях окислителем,
а в других — восстановителем? Напишите уравнения попарных ре
акций между этими тремя веществами.
10.8. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции меж
ду оксидом металла и неметаллом. Назовите окислитель и восста
новитель в этой реакции.
179
10.9. Приведите по одному примеру окислительно-восстановительных
реакций: а) соединения; б) разложения; в) замещения.
10.10. Какой элемент окисляется, а какой восстанавливается в приведён
7) Cl2 + КОН —> КС1О3 + КС1 + Н2О
8) Fe + H2SO4 —> FeSO4 + Н2Т
9) Fe + HNO3 —> Fe(NO3)3 + NOT + H2O
Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления.
10.11. Какие из приведённых реакций с участием воды являются окисли
4) SO3 + Н2О = H2SO4
Какую роль играет вода в выбранных реакциях — окислителя или
восстановителя?
10.12. Какие из приведённых реакций с участием углекислого газа являют
В выбранных реакциях укажите окислитель и восстановитель.
180.
10.13. Из перечисленных элементов: N"3, N+3, N+5, О-2, О-1, О0, S 2, S+4,
S+6, Cl-1, С1°, С1+7, Си0, Си+2 — укажите те, которые могут быть:
а) только окислителем; б) только восстановителем; в) и окислите
лем, и восстановителем.
Уровень 2
10.14. Определите элемент-окислитель и элемент-восстановитель в при
ведённых реакциях:
1) С12 + F2 —> C1F5
2) О2 + F2 ^ OF2
3) I2 + Cl2 + Н2О —> НЮ3 + НС1
4) NH3 + С12 —> NH4C1 + N2
Напишите уравнения полуреакций окисления и восстановления.
10.15. Среди перечисленных ниже превращений укажите процессы окис
Какую роль — окислителя или восстановителя — играет сернистый
газ в выбранных реакциях?
181
10.17. Какие из приведённых реакций с участием угарного газа являются
окислительно-восстановительными?
1)2СО + О2 = 2СО2
2) СО + СиО = Си + СО2
3) СО + КОН = НСООК
4) СО + 2Н2 = СН3ОН
Какую роль — окислителя или восстановителя — играет угарный
газ в выбранных реакциях?
10.18. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, в ко
торой есть два элемента-восстановителя.
10.19. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, в ко
торой есть два элемента-окислителя.
10.20. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, в
которой окислителем и восстановителем является один и тот же
элемент, находящийся в разных степенях окисления.
10.21. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, в ко
торой окислителем и восстановителем является одно и то же слож
ное вещество.
10.22. Приведите по одному уравнению реакции с участием пероксида во
дорода, в которой он является: а) окислителем; б) восстановителем;
в) и окислителем, и восстановителем.
10.23. Среди перечисленных веществ: Mg, Mg(OH)2, MgCO3, Mgl2 — вы
берите те, с которыми азотная кислота реагирует: а) как окисли
тель; б) как сильная кислота. Напишите уравнения всех реакций.
10.24. Среди перечисленных веществ: Си, СиО, NaF, H2S — выберите те,
с которыми концентрированная серная кислота реагирует: а) как
окислитель; б) как сильная кислота. Напишите уравнения всех реак
ций.
10.25. Среди перечисленных веществ: НС1, HNO3, О2, С — выберите те,
с которыми оксид железа(И, III) реагирует: а) как окислитель; б) как
восстановитель; в) как основный оксид. Напишите уравнения всех
реакций.
10.26. Запишите уравнения внутримолекулярной окислительно-восстано
вительной реакции с участием: а) пероксида водорода; б) перманга
ната калия; в) нитрата меди.
182
10.27. Запишите уравнение реакции диспропорционирования с участием
элемента: а) кислорода; б) хлора; в) азота; г) серы.
10.28. Запишите уравнение реакции сопропорционирования с участием
элемента: а) азота; б) серы; в) железа; г) меди.
10.29. Какие металлы и в какой последовательности будут вытесняться,
если цинковую пластинку опустить в раствор, содержащий нитраты
меди, железа(Н) и серебра? Напишите уравнения реакций.
ННИВ 10.2. Составление уравнений окислительно-
во-SL--^
й Основные определения
Влияние среды на продукты
окислительно-восстановительных реакций
Элемент,
степень окисления
Кислая среда
(H2so4)
Щелочная среда
(КОН)
Типичный металл
Пример: Fe+2
Соль
FeSO4
Гидроксид
Fe(OH)2
Амфотерный металл
Пример: А1+3
Соль
A12(SO4)3
Комплексный гидроксид
К[А1(0Н)4]
Типичный неметалл
Пример: Р+5
Кислота
Н3РО4
Соль
К3РО4
Примеры решения задач
■ Пример 10-4. Определите продукты реакции
РН3 + КМпО4 + H2SO4 —> ...
Решение. 1) Сначала определим окислитель и восста
новитель: восстановитель — Р-3 в составе РН3, окислитель —
Мп+7 в составе КМпО4.
2) Затем найдём новые степени окисления элементов фос
фора и марганца. КМпО4 — сильный окислитель, поэтому он
переводит фосфор из низшей степени окисления — Р-3 в выс
шую степень окисления — Р+5. Мп+7 в кислой среде всегда
переходит в Мп+2.
.183
3) Определим конкретные формулы продуктов. Р+5 в кис
лой среде существует в виде кислоты Н3РО4, Мп+2 — в виде
сульфата MnSO4. Элемент калий, который не меняет степени
окисления, также переходит в сульфат K2SO4.
Итоговый результат:
РН3 + KMnO4 + H2SO4 —> Н3РО4 + MnSO4 + K2SO4 + Н2О
■ Пример 10-5. Составьте уравнение реакции фосфина с перман
ганатом калия в сернокислом растворе, используя метод элек
тронного баланса.
Решение. Продукты реакции определены в предыду
щей задаче:
РН3 + KMnO4 + H2SO4 —> Н3РО4 + MnSO4 + K2SO4 + Н2О
Для расчёта коэффициентов составим электронный баланс
между окислителем и восстановителем. Запишем уравнения
полуреакций.
Окисление: Р-3 - 8ё —> Р+5
Восстановление: Мп+7 + 5ё —> Мп+2
Для того чтобы уравнять количество отданных и приня
тых электронов, первое уравнение умножим на 8, а второе —
на 5 и сложим их, при этом электроны сократятся:
5
8
Р 3 - 8ё —> Р+5
Мп+7 + 5ё —> Мп+2
5Р3 + 8Мп+7 = 5Р+5 + 8Мп+2
В балансе — по пять атомов Р-3 и Р+5 и по восемь атомов
Мп+7 и Мп+2:
5РН3 + 8КМпО4 —> 5Н3РО4 4- 8MnSO4
Для того чтобы уравнять 8 атомов К, в правую часть надо
добавить 4 молекулы K2SO4. Теперь в правой части 12 ато
мов S: 8 в составе MnSO4 и 4 в составе K2SO4. Чтобы уравнять
серу, в левую часть добавляем 12 молекул H2SO4. Наконец,
число атомов кислорода и водорода уравнивается добавлени
ем в правую часть 12 молекул Н2О:
5РН3 + 8КМпО4 + 12H2SO4 —> 5ЩРО4 + 8MnSO4 +
+ 4K2SO4 + 12Н2О
184.
■ Пример 10-6. Используя метод электронного баланса, составь
те уравнения окислительно-восстановительных реакций:
Решение. 1) Среда в данном растворе кислая, так как
SO2 — кислотный оксид. С1° в составе С12 — окислитель, вос
станавливается до CF1, который существует в виде НС1; S+4 в
составе SO2 — восстановитель, окисляется до S+6, которая в
кислой среде существует в виде H2SO4:
SO2 + Cl? + Н?О —> НС1 + H2SO4
2
С1§ +2^ —> 2С1’1
1
S+4 - 2ё —> S+6
2С1° + S+4 = 2С1"1 + S+6
SO2 £i+ С1
4 2 + 2Н
Zi 2О —> 2НС1 + H
о 2SO4
2) Мп+7 — окислитель, восстанавливается в кислой среде
до Мп+2; О 1 — восстановитель, окисляется до О0:
5Н2О2 + 2КМпО4 + 3H2SO4 = 5О2Т + K2SO4 + 2MnSO4 + 8Н2О
3) О0 — окислитель, восстанавливается до О-2; Fe+2 и S-2 —
восстановители, окисляются до Fe+3 и S+4:
FeS + О2 —> Fe20g + SO2
7
Og + 4ё —> 20 2
4
Fe+2 - ё —> Fe+3
4
S'2 - 6ё —> SM
Этот баланс отличается от предыдущих тем, что здесь три
элемента меняют степень окисления. В таких случаях обыч-
185
но между некоторыми из элементов существует стехиометри
ческое соотношение, задаваемое формулами исходных ве
ществ или продуктов. В данном случае такое соотношение
связывает железо и серу. В левой части уравнения есть суль
фид железа FeS, который содержит одинаковое число атомов
Fe и S; следовательно, и в балансе должно быть равное число
атомов Fe и S. Для этого мы просто складываем вторую и тре
тью строчки и рассматриваем их как одну полуреакцию окис
ления: FeS — 7е —> Fe+3 + S+4. После этого следует обычный
баланс между полуреакциями окисления и восстановления:
4Fe+2 + 4S 2 + 7О2 = 4Fe+3 + 4S+4 + 14O2
4FeS + 7О2 —> 2Fe2O3 + 4SO2
■ Пример 10-7. Напишите уравнения реакций, протекающих в
Решение. 1) Оксид серы(ГУ) в кислой среде может окис
ляться только до серной кислоты: SO2 —> H2SO4 (S+4 - 2е —>
—> S+6). Концентрированная азотная кислота обычно восста
навливается до оксида азота(ГУ): HNO3 —> NO2 (N+5 + е —>
—> N+4).
SO2 + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO2
2) Из двух продуктов реакции (1) только серная кислота
(вещество X) реагирует с хлоридом бария в водном растворе
по обменной реакции:
H2SO4 + ВаС12 = BaSO4i + 2НС1
Ответ. X — H2SO4.
■ Пример 10-8. Обнаружьте и исправьте ошибки в приведённых
Решение. 1) Медь не может вытеснить водород из сер
ной кислоты по двум причинам: а) медь находится в ряду на
пряжений правее водорода; б) H2SO4 — сильный окислитель,
поэтому она окисляет выделяющийся водород. Вместо водо
рода в этой реакции выделяется оксид серы(1У), который
образуется при восстановлении серной кислоты медью:
Си + 2H2SO4(koh4) = CuSO4 + SO2T + 2Н2О
2) Разбавленная азотная кислота — это не только сильная
кислота, которая способна растворять гидроксиды металлов,
но и сильный окислитель, который легко окисляет железо(П).
Продукт окисления — Fe+3 — в азотнокислой среде суще
ствует не в виде гидроксида, а в виде нитрата Fe(NO3)3. Раз
бавленная азотная кислота обычно восстанавливается до NO.
Уравнение реакции:
3Fe(OH)2 + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O
■ Пример 10-9. При взаимодействии свежеосаждённого гидрок
сида железа(Н) с водным раствором перманганата калия образо
валось 1,74 г оксида марганца(1У). Рассчитайте массу образовав
шегося соединения железа(Ш).
Решение. Гидроксид железа(П) окисляется перман
ганатом калия в водной среде до гидроксида железа(Ш),
при этом перманганат восстанавливается до оксида марганца(1У):
Fe(OH)2 + КМпО4 + Н2О —> Fe(OH)3l + Мп021 + КОН
v(MnO2) = m/ M= l,74/87 = 0,02 моль. По уравнению ре
акции, количество вещества Fe(OH)3 в 3 раза больше количе
ства вещества MnO2: v(Fe(OH)3) = 3v(MnO2) = 0,06 моль.
187
Масса гидроксида железа(Ш): m(Fe(OH)3) = vM = 0,06 • 107 =
= 6,42 г.
Ответ. 6,42 г Fe(OH)3.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
10.30. Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты
в уравнениях реакций из задачи 10.10.
10.31. Напишите по одному уравнению полуреакций восстановления, в
которых элемент-окислитель принимает: а) 1ё; б) 2ё; в) Зё; г) 5ё;
Д) 8ё.
10.32. Напишите по одному уравнению полуреакций окисления, в которых
элемент-восстановитель отдаёт: а) 1ё; 6) 2ё; в) Зё; г) 6ё; д) 8ё.
10.33. Используя метод электронного баланса, найдите коэффициенты
в уравнениях реакций:
10.35. Даны три вещества: хлор, бромоводородная кислота и алюминий.
Напишите уравнения всех окислительно-восстановительных реак
ций, протекающих попарно между этими веществами.
10.36. Даны три вещества: вода, натрий и хлор. Напишите уравнения всех
окислительно-восстановительных реакций, протекающих попарно
между этими веществами.
10.37. Напишите уравнения реакций:
1)Mg + H2SO4 —>Х + ...
2) X + СиО —> ... (при нагревании).
Определите неизвестное вещество X.
10.41. При сгорании натрия в атмосфере хлора образовалось 35,1 г хло
рида натрия. Сколько литров хлора (н. у.) израсходовано?
10.42. Для растворения меди израсходовано 70 г 63%-й азотной кислоты.
Сколько литров оксида азота(1У) (н. у.) образовалось?
10.43. Для полного восстановления раскалённого сульфата бария израс
ходовано 17,92 л водорода (н. у.). Сколько граммов сульфида ба
рия образовалось?
10.44. Оксид железа(Ш) массой 24,0 г восстановили углём до металла.
Единственный газообразный продукт реакции — углекислый газ.
Чему равен его объём в литрах (н. у.)?
189
Уровень 2
10.45. Определите, в виде каких соединений существуют в сернокислом
растворе следующие элементы: а) Мп+2; б) Сг+3; в) Р+5; г) S-2.
10.46. Определите, в виде каких соединений существуют в растворе КОН
(при избытке щёлочи) следующие элементы: a) Fe+2; б) А1+3; в) S+6;
г) CF1.
10.47. Определите продукты реакций окисления сульфата железа(II) пер
манганатом калия в сернокислой и щелочной средах.
10.48. Используя метод электронного баланса, найдите коэффициенты
в уравнениях реакций:
10.52. Напишите уравнения реакций, протекающих при действии концент
рированной азотной кислоты на: а) медь; 6) серебро; в) серу;
г) фосфор. Продукт восстановления HN03 во всех случаях — NO2.
необходим для полного растворения 20,7 г свинца? Сколько литров
оксида азота(1У) при этом выделится (н. у.)?
10.62. При растворении железа в горячей концентрированной азотной
кислоте выделилось 13,44 л бурого газа (в пересчёте на н. у.).
Сколько граммов железа прореагировало?
10.63. Рассчитайте массу дихромата калия, необходимого для окисления
6,72 л оксида серы (IV) (н. у.) в присутствии серной кислоты.
10.64. При восстановлении перманганата калия сульфитом калия в водном
растворе образовалось 5,22 г оксида марганца(М). Вычислите мас
сы веществ, вступивших в реакцию.
10.65. Сколько граммов осадка выпадет при действии избытка хлорида
бария на раствор, полученный при пропускании 6,72 л оксида
серы(IV) через бромную воду при нормальных условиях?
10.66. Раскалённый сульфат бария массой 34,95 г выдерживали в токе во
дорода до прекращения потери массы. На сколько граммов умень
шилась масса твёрдого вещества?
10.67. При длительном прокаливании нитрата алюминия получен твёрдый
остаток массой 25,5 г. Сколько литров оксида азота(№) образова
лось (в пересчёте на н. у.)?
10.68. При полном разложении нитрата меди образовалась смесь газов
объёмом 11,2 л (н. у.). Чему равна масса твёрдого остатка (в грам
мах)?
192.
Ш# 10.3. Электролиз и источники токо
К Основные определения
Электролиз — несамопроизвольная окислительно-восстановительная
реакция, происходящая под действием электрического тока.
Катод — электрод, на котором происходит восстановление. При элек
тролизе заряжен отрицательно, в источниках тока — положительно.
Анод — электрод, на котором происходит окисление. При электролизе
заряжен положительно, в источниках тока — отрицательно.
Примеры решения задач
■ Пример 10-10. Составьте уравнения электролиза хлорида ба
рия: а) в расплаве; б) в водном растворе.
Решение, а) В расплаве хлорид бария диссоциирует:
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида ба
рия:
ВаС12 —> Ва + С12
б) В водном растворе, кроме ионов Ва2+ и СЬ, присутствует
вода. Барий — активный металл, он находится в ряду напря
жений левее алюминия, поэтому на катоде восстанавливает
ся вода и выделяется водород. Хлорид-ион не содержит ато
мов кислорода, поэтому на аноде, как и в расплаве соли,
окисляется хлорид-ион и выделяется хлор.
При сложении уравнений полуреакций получаем сокра
щённое ионное уравнение электролиза:
2С1- + 2Н2О —> Н2 + С12 4- 2ОН
Если добавить в левую и правую часть по одному иону
Ва2+, которые в самом электролизе не участвуют, получим
молекулярное уравнение электролиза раствора хлорида ба
рия:
ВаС1? + 2Н?О —> НД + С1Д + Ва(ОН)?
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
10.69. Какой элемент является окислителем, а какой — восстановителем
при электролизе: а) раствора NaCl; 6) расплава NaCl?
10.70. Составьте уравнения электролиза хлорида калия: а) в расплаве;
б) в водном растворе.
10.71. Приведите по одному примеру солей, для которых электролиз рас
твора и расплава даёт: а) одинаковые продукты; б) разные продукты.
10.72. Составьте уравнения электролиза гидроксида калия: а) в расплаве;
10.74. Составьте уравнения электролиза водных растворов следующих ве
ществ: CuCl2; СаС12; H2SO4; AgNO3; KN03.
10.75. При электролизе водного раствора азотной кислоты образовалось
15 л кислорода. Сколько литров водорода получено при этом? Объ
ёмы газов измерены при одинаковых условиях.
10.76. Сколько граммов хлорида натрия требуется для получения 6,72 л
газообразного хлора (н. у.) методом электролиза?
10.77. При электролизе раствора хлорида натрия на катоде выделилось
3,2 г водорода. Какой газ выделился на аноде и чему равен его объ
ём (н. у.)? Чему равна масса щёлочи в полученном растворе?
10.78. При разряде свинцового аккумулятора протекает реакция:
РЬО2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4l + 2Н2О
Укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.
.194
Уровень 2
10.79. Какое вещество образуется на катоде при электролизе раствора
хлорида магния?
10.80. Может ли водород выделяться на аноде при электролизе? Приве
дите пример.
10.81. При электролизе расплава оксида алюминия на угольном аноде вы
деляется углекислый газ. Объясните это явление и составьте урав
нения реакций.
10.82. Сколько молей электронов требуется для полного разложения од
ного моля воды посредством электролиза?
10.83. При электролизе водного раствора нитрата натрия при 20 °C на ка
тоде выделилось 2 л газа. Сколько литров газа выделилось за это
же время на аноде?
10.84. Сколько килограммов алюминия можно получить при помощи
электролиза расплава оксида алюминия за время, в течение кото
рого масса угольного анода уменьшится на 3 кг?
10.85. При разряде свинцового аккумулятора протекает реакция:
РЬО2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4X + 2Н2О
Составьте уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде.
10.86. Как при электролизе раствора гидроксида натрия изменяется:
а) масса гидроксида натрия; б) масса раствора гидроксида натрия;
в) массовая доля гидроксида натрия? Объясните и приведите урав
нения электродных процессов.
10.87. Электролизу подвергли раствор, содержащий нитраты меди, сере
бра и азотную кислоту. Какие вещества и в каком порядке будут вы
деляться на катоде при электролизе? Что образуется на аноде? Со
ставьте уравнения всех полуреакций.
10.88. В водородно-кислородном топливном элементе электролитом яв
ляется полимер, проводящий ионы водорода. Топливом служит во
дород, окислителем — кислород. Составьте уравнения процессов
на электродах и уравнение суммарной реакции.
195
10.89. Изменятся ли процессы на электродах и суммарное уравнение ре
акции, если в водородно-кислородном топливном элементе заме
нить кислотный электролит на щелочной?
10.90. В высокотемпературных керамических топливных элементах с твёр
дыми оксидными электролитами с ионной проводимостью природ
ный газ окисляется кислородом с высокой степенью превращения
(75%). Суммарная реакция: СН4(г) + 2О2(г) —> СО2(г) + 2Н2О(г).
Составьте уравнения электродных процессов, учитывая, что провод
ником электричества служат ионы О2-.
10.91. При электролизе водного раствора соли на катоде и аноде выде
лился один и тот же газ. Что это за соль? Составьте уравнение элек
тролиза.
196
Тема
11
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОПИСАНИЕ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
11.1. Тепловые эффекты химических реакций
й Основные определения и формулы
Теплота реакции — количество теплоты, выделенное или поглощён
ное химической системой при протекании в ней химической реак
ции.
Теплота прямо пропорциональна количеству вещества, вступившего в
реакцию:
Q = v-Qm,
где Qm — теплота, относящаяся к молю вещества.
Экзотермическая реакция — реакция, в которой теплота выделяется
в окружающую среду. Для экзотермических реакций Q > 0, общая
энергия продуктов меньше общей энергии реагентов.
Реагенты
S
^
л
ф
и
о
Q>0
Теплота
выделяется
Продукты
Эндотермическая реакция — реакция, в которой теплота поглощает
ся из окружающей среды. Для эндотермических реакций Q < О, общая
энергия продуктов больше общей энергии реагентов.
197
Термохимическое уравнение — уравнение реакции, в котором при
ведена её теплота. При расчёте теплоты предполагается, что количест
во каждого вещества (в молях) равно коэффициенту в уравнении.
Закон Гесса: теплота реакции не зависит от её пути.
Примеры решения задач
■ Пример 11-1. Дано термохимическое уравнение реакции, про
текающей в водном растворе:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О +110 кДж
В результате реакции выделилось 66 кДж теплоты. Сколь
ко граммов гидроксида натрия вступило в реакцию?
Решение. Теплота прямо пропорциональна количест
ву вещества, поэтому на основе термохимического уравнения
составим пропорцию:
2 моль NaOH (80 г) — выделилось 110 кДж,
х г NaOH — выделилось 66 кДж.
х = 80-66/ 110 = 48 г.
Ответ. 48 г.
■ Пример 11-2. При полном сгорании образца дисульфида желе-
за(Н) выделилось 249,6 кДж теплоты. Рассчитайте массу обра
зовавшегося при этом оксида железа(Ш), если теплота сгорания
дисульфида железа(Н) равна 832 кДж/моль. Составьте термохи
мическое уравнение реакции сгорания.
Решение. Начнём с термохимического уравнения. Сго
рание дисульфида железа(П) описывается уравнением
198
4FeS2 4- 1102 — 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
В этом уравнении коэффициент перед FeS2 равен 4, поэто
му теплота Q должна соответствовать 4 моль FeS2:
Q = 4 моль • 832 кДж/моль = 3328 кДж
Термохимическое уравнение имеет вид
4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O4 4- 8SO2 + 3328 кДж
Это же уравнение можно записать и в расчёте на 1 моль
FeS2, но тогда все коэффициенты в уравнении и теплоту надо
поделить на 4:
FeS2 + 11/4 О2 = 1/2 Fe2O3 + 2SO2 + 832 кДж
Это тоже правильное термохимическое уравнение.
Для решения первой части задачи уравнение не требуется,
достаточно составить пропорцию, используя любое из двух
термохимических уравнений. Согласно первому из них:
при образовании 2 моль Fe2O3 (320 г) выделилось 3328 кДж,
при образовании х г Fe2O3 выделилось 249,6 кДж.
х = 320 • 249,6 / 3328 = 24 г.
Ответ. 24 г Fe2O3.
■ Пример 11-3. При растворении в воде 1 моль Na2SO4 выделя
ется 2,9 кДж теплоты, а при растворении 1 моль Na2SO4 • ЮН2О
Решение. Запишем схему всех трёх превращений в
виде цикла (такие циклы называют термохимическими):
Na2SO4.10H2O(TB)
\\®2 = -78Д кДж
Q3 — 7Х
Qi =4-2,9 кДж
Na2SO4(TB)
► Na2SO4(p_p)
Из схемы и из закона Гесса следует: Q! = Q2 + Q3, откуда
Q3 = 2,9 - (-78,7) = 81,6 кДж (кДж/моль). Образование кри
сталлогидрата из безводной соли всегда происходит с выделе
нием теплоты.
Ответ. 81,6 кДж/моль.
199
■ Пример 11-4. При сгорании 11,5 г смеси С5Н12 и гексана
с6н14 выделилось 564 кДж теплоты. Найдите массы углеводо
родов в смеси, если теплоты сгорания пентана и гексана равны
3540 кДж/моль и 4200 кДж/моль соответственно.
Решение. Пусть в смеси было х моль С5Н12 и у моль
С6Н14. Составим систему уравнений, выразив через хну мас
су смеси и теплоту её сгорания (теплоты сгорания отдельных
углеводородов суммируются):
72х + 86у = 11,5,
3540х + 4200р = 564.
х = 0,1, р = 0,05.
Массы углеводородов в смеси:
тп(С5Н12)= 0,1 • 72 = 7,2 г,
тп(С6Н14)= 11,5 — 7,2 = 4,3 г.
Ответ. 7,2 г С5Н12, 4,3 г С6Н14.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
Уровень 1
11.1.
Приведите по два примера экзотермических и эндотермических ре
акций.
11.2.
Какие из приведённых реакций являются экзотермическими, а ка
кие — эндотермическими?
4) СаСО3(тв) = СаО(тв) + СО2(г) — 179 кДж
5) 2Н2О2(ж) = 2Н2О(ж) + О2(г) + 196 кДж
6) N2(r) + О2(г) = 2NO(r) — 180 кДж
11.3. При сгорании одного моля водорода в кислороде с образованием
паров воды выделяется 242 кДж теплоты. Сколько теплоты погло
щается при разложении одного моля газообразной воды на водо
род и кислород?
200.
11.4. Теплота сгорания водорода с образованием жидкой воды равна
286 кДж/моль. Составьте термохимическое уравнение этой ре
акции.
11.5. Сколько теплоты выделится при сгорании 12,8 г серы в кислороде,
если теплота реакции S + О2 = SO2 равна 297 кДж?
11.6. Дано термохимическое уравнение:
СаСО3 = СаО + СО2 - 178 кДж
Сколько потребуется теплоты для полного разложения 800 г карбо
ната кальция?
11.7. Дано термохимическое уравнение реакции:
Fe + S = FeS + 95 кДж
Сколько граммов железа и серы вступило в реакцию, если в резуль
тате неё выделилось 28,5 кДж теплоты?
11.8. Дано термохимическое уравнение реакции:
3Fe + 2О2 = Fe3O4 +1118 кДж
Сколько теплоты выделится в результате реакции между 7 г железа
и 2 л кислорода (н. у.)?
11.9. Дано термохимическое уравнение:
2Na(TB) + Н2(г) = 2NaH(TB) +112 кДж
В реакции выделилось 28 кДж теплоты. Чему равна масса образо
вавшегося гидрида натрия?
11.10. Дано термохимическое уравнение:
СоН4 + ЗОо = 2СО9 + 2Н9О(ж) + 1400 кДж
Сколько литров этилена (н. у.) надо сжечь, чтобы получить 500 кДж
теплоты?
11.11. Дано термохимическое уравнение:
2Fe2O3 + ЗС = 4Fe + ЗСО2 — 470 кДж
В результате реакции поглотилось 705 кДж. Сколько граммов окси
да железа(Ш) вступило в реакцию?
11.12. При полном разложении образца дихромата аммония выделилось
159 кДж теплоты. Рассчитайте массу образовавшегося при этом ок
сида хрома(Ш). Термохимическое уравнение реакции имеет вид
(NH4)2Cr2O7 = Nn + Cr2Oo + 4Н2О + 477 кДж
201
11.13. Рассчитайте, какое количество энергии мы поглощаем, съедая 100 г
белого хлеба (в нём содержится 50 г углеводов, 8 г белков, 2 г жиров
и около 40 г воды). Энергетический запас (калорийность) углеводов,
белков и жиров составляет соответственно 3,8; 4,1 и 9,1 ккал/г.
11.14. Теплота сгорания углерода равна 393,5 кДж/моль. Сколько тепло
ты выделится при сгорании 100 г углерода? Сколько литров угле
кислого газа образовалось, если при сгорании углерода выдели
лось 78,7 кДж теплоты?
11.15. При разложении 17 г нитрата серебра поглотилось 15,8 кДж тепло
ты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.
11.16. При образовании 40 г 8О3(ж.) из сернистого газа и кислорода вы
делилось 85,5 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение
этой реакции.
11.17. При полном сгорании некоторого количества сульфида меди(1) вы
делилось 212 кДж теплоты. Рассчитайте объём (н. у.) образовавше
гося при этом оксида cepw(IV), если теплота сгорания сульфида
меди(1) равна 530 кДж/моль.
11.18. Дано термохимическое уравнение:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2 - 420 кДж
В результате реакции поглотилось 63 кДж теплоты. Сколько грам
мов оксида меди образовалось?
11.19. Даны теплоты реакций:
a) 2Na(TB) + Н2(г) = 2NaH(TB) +112 кДж
б) NaH(TB) + Н2О(ж) = NaOH(p_p) + Н2(г) + 128 кДж
Рассчитайте теплоту реакции 2Na(TB) + 2Н2О(ж) = 2NaOH(p.p) + Н2(г)11.21. Теплота сгорания метана равна 800 кДж/моль, а теплота сгорания
этана — 1500 кДж/моль. Сколько выделится теплоты при сгорании
1000 л (н. у.) природного газа, содержащего 90 об. % метана и 10
об. % этана?
.202.
11.22.Д, И. Менделеев в учебнике «Основы химии» писал: «...реакции
между цинком и слабой (много воды содержащею) серной кис
лотой развивают на 65 вес. ч. цинка около 38 тыс. кал. тепла,
а для 56 вес. ч. железа... отделяется около 25 тыс. кал. тепла
(образуется FeSO^». Составьте термохимические уравнения опи
санных реакций (1 кал « 4,2 Дж) и определите, сколько теплоты вы
делится при полном растворении 13 г цинка в растворе FeSO4.
Уровень 2
11.23. Как вы думаете, все ли реакции разложения эндотермические?
Все ли реакции соединения экзотермические? Приведите при
меры.
11.24. Рассчитайте теплоту превращения графита в алмаз, если извест
но, что теплоты сгорания графита и алмаза равны 393,5 и
395,4 кДж/моль соответственно.
11.25. При образовании двух молекул оксида азота(И) из азота и кислоро
да поглощается 3,0 • 10-19 Дж теплоты. Напишите термохимическое
уравнение этой реакции.
11.26. Теплоты сгорания метана СН4 и ацетилена С2Н2 равны 802 кДж/моль
и 1256 кДж/моль соответственно. Какой из двух газов даст больше
теплоты при сгорании: а) 1 кг каждого углеводорода; б) 1 м3 каждо
го углеводорода?
11.27. Теплота сгорания углерода равна 393,5 кДж/моль, а теплота раз
ложения карбоната кальция составляет —178 кДж/моль. Сколько
граммов углерода необходимо сжечь, чтобы выделившейся тепло
ты хватило для полного разложения 1 кг карбоната кальция?
11.28. При растворении в воде 1 моль CuSO4 выделяется 66,5 кДж тепло
ты, а при растворении 1 моль CuSO4 • 5Н2О поглощается 11,93 кДж
теплоты. Рассчитайте теплоту образования кристаллогидрата
CuSO4 • 5Н2О
из
безводной соли.
11.29. Теплота образования жидкой воды из водорода и кислорода рав
на 286 кДж/моль, а теплота образования паров воды из этих же
веществ равна 242 кДж/моль. Рассчитайте теплоту испарения
воды.
Рассчитайте теплоту реакции 6С(тв) + ЗН2(г) = С6Н6(ж).
11.31. При сгорании 17,92 л (н. у.) смеси пропена С3Н6 и пропана С3Н8
выделилось 1680,2 кДж теплоты. Определите состав смеси в объ
ёмных процентах. Найдите объём затраченного кислорода. Теп
лоты сгорания пропена и пропана равны 2060 и 2221 кДж/моль
соответственно.
11.32. Рассчитайте объёмные доли газов в смеси метана и ацетилена, если
при сгорании 44,8 л смеси (н. у.) выделилось 1876,4 кДж теплоты.
Определите относительную плотность этой смеси по водороду. Те
плоты сгорания метана и ацетилена равны 802 и 1256 кДж/моль
соответственно.
11.33. Предложите свой пример применения закона Гесса. Для этого со
ставьте реакцию, которую можно провести в одну или в две стадии,
и напишите соотношение между теплотами этих реакций.
11.34. В какой реакции выделяется больше теплоты: при сгорании молеку
лярного водорода (Н2) или при сгорании атомарного водорода (Н)
такой же массы? Подсказка. Учтите, что разложение молекулы на
атомы требует затраты энергии.
11.35. Для получения меди используется реакция восстановления оксида
меди(II) углеродом. Термохимическое уравнение этой реакции:
СиО + С = Си + СО - 52 кДж
Теплота, необходимая для этой реакции, обеспечивается горением
углерода в атмосфере кислорода. Сколько граммов углерода надо
сжечь для получения 256 г меди, если теплота сгорания углерода
равна 393,5 кДж/моль?
11.36. Для зимнего отопления квартиры площадью 50 м2 требуется один
миллиард калорий в месяц (1 кал = 4,184 Дж). Эта теплота произво
дится путём сжигания природного газа или угля. Считая, что при
родный газ — это чистый метан, а уголь — чистый углерод, рассчи
тайте, сколько кубометров углекислого газа (в пересчёте на н. у.)
ежемесячно выделяется в атмосферу при отоплении одной кварти
ры газом или углём. Теплоты сгорания метана и углерода равны
802 и 393,5 кДж/моль соответственно.
204
11.2. Химическоеравновесие
К Основные определения
Обратимая реакция — реакция, которая может в одних и тех же усло
виях протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Химическое равновесие — состояние системы, в которой протекают
обратимые химические реакции, но количества всех веществ не зави
сят от времени.
Принцип Ле Шателье — если на равновесную систему оказать внеш
нее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить эф
фект внешнего воздействия.
Примеры решения задач
■ Пример 11-5. Приведите примеры обратимых реакций, в кото
рых реагенты представляют собой: а) два газообразных вещест
ва; б) жидкое и газообразное вещества; в) твёрдое и газообраз
ное вещества; г) одно твёрдое вещество. Какие условия способ
ствуют протеканию прямой реакции в каждом случае?
а) Самая известная обратимая реакция между газами —
взаимодействие водорода с азотом:
N2(r) + 3H2(r)^±2NH3(r)
Эта реакция протекает с уменьшением числа молекул
в газовой фазе, поэтому ей способствует высокое давление
(300—400 атм). Для того чтобы реакция протекала с замет
ной скоростью, смесь нагревают до 500 °C и добавляют ката
лизатор.
б) При температуре 150—200 °C жидкая сера реагирует
с водородом, превращаясь в сероводород:
Последние комментарии
22 часов 34 минут назад
1 день 6 часов назад
1 день 21 часов назад
2 дней 1 час назад
2 дней 1 час назад
2 дней 1 час назад