Общие закономерности неорганической химии

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 14 из 14

1–5. Распространенность химических элементов на Земле изучает и объясняет геохимия. Кларки элементов приведены в справочнике [62] и в учебнике [1]. Интересный материал по этому вопросу имеется в учебном пособии Г. Реми [15].

6. Атомов 5∙10⁴¹, масса 3∙10 ¹⁶кг или 3∙10¹³ тонн.

7–8. Названия и формулы наиболее распространенных минералов приведены в справочнике [62], менее распространенных можно найти в химической энциклопедии [22] – в статьях, посвященных химическим элементам.

9–10. Названия и формулы силикатов и алюмосиликатов приведены в химической энциклопедии [22] (в статье «Кремний») и в учебных пособиях [6, 20, 21]. Массовые доли элементов в альбите: 8,8 % (натрий), 10,3 % (алюминий), 32,1 % (кремний), 48,9 % (кислород). Массовые доли элементов в ортоклазе: 14,03 % (калий), 9,71 % (алюминий), 30,22 % (кремний), 46,04 % (кислород).

11–15. Анализируйте сведения об этих минералах, которые приведены в справочнике [62].

16. В данном перечне приведено 10 минералов, и последним в перечне является алмаз; это наводит на правильный ответ.

17. В 1 см³ воздуха содержится 3,6∙10⁴ атомов радона, 1 моль радона содержится в 1,672∙10¹³ м³ воздуха.

18. 8,2∙10¹⁶ кг.

19. Читайте учебное пособие Б.Н. Некрасова, по которому обучалось старшее поколение химиков; недавно оно было переиздано [11].

20. Классификация элементов на легкие и тяжелые проводится по их атомной массе, а на их содержание на Земле влияет, помимо других причин, космическое излучение. Читайте об этом [22, статья «Геохимия»].

21–28. Выполняем самостоятельно.

29. 180 г и 243 г.

30. 235,5 л.

31. 1,9 кг.

32. 2,5 л.

33. 37 г.

34. 3,3∙10^–2 м.

35. 554,8 мл.

36. 52,9 мл.

37. 163,7 мл.

38. 13,2 л.

39. 0,224 л (CaCO₃); 0,267 л (MgCO₃).

40. –800 кДж/моль; 0,6 %.

41. Выполняем самостоятельно.

42. 21,6 г.

43. 18 г (алюминий), 112 л (фтор).

44–45. Выполняем самостоятельно.

46. 3,16 г.

47. Условия, указанные в задании, – стандартные.

48. 240 мл.

49. При максимальном восстановлении нитратов образуется аммиак, который в щелочах не растворяется.

50. В реакции серебра с соляной кислотой, содержащей цианид калия, образуется комплексное соединение.

51–60. Энергия Гиббса вычисляется по разности справочных значений [62] окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя.

61–65. Имейте в виду, что при гидролизе соединений, содержащих неметаллы, образуется две кислоты.

66–70. Гидролиз однотипных солей в периодах усиливается, а в группах ослабевает. Эта закономерность объясняется механизмом взаимодействия ионов с водой, содержащейся в первичных гидратных оболочках.

71. Константа гидролиза равна 1,6∙10^–11, а степень гидролиза 4∙10^–4 % (1 М), 1,3∙10^–3 (0,1 М) и 4∙10^–3 (0,01М).

72. К_г = 1,45∙10^–11; α_г = 3,8∙10^–4 %, 1,2∙10^–3 %, 3,8∙10^–3 %.

73. К_г = 3,33∙10^–7; α_г = 5,8∙10^–2 %, 0,18, 0,58 %.

74. К_г = 3,26∙10^–5 %; α_г = 0,57 %, 1,8 %, 5,7 %.

75. К_г = 0,83∙10^–6; α_г = 9,1∙10^–2 %, 0,29 %, 0,91 %.

76. К₁ = 2,08∙10^–4, α₁ = 4,565; К₂ = 2,22∙10^–8, α₂ = 4,71∙10^–2 %; рН = 11,66.

77. К₁ = 1,6∙10^–7, α₁ = 0,13 %; К₂ = 7,1∙10^–13, α₂ = 2,0∙10^–4; рН = 10,1.

78. К₁ = 3,1∙10^–6, α₁ = 63 %; К₂ = 1,0∙10^–9, α₂ = 3,3∙10^–2 %; рН = 12,8.

79. К₁ = 3,1∙10^–6, α₁ = 0,56 %; К₂ = 5,6∙10^–12, α₂ = 7,5∙10^–4 %; рН = 10,75.

80. К₁ = 5,0∙10^–13, α₁ = 22 %; К₂ = 5∙10^–5, α₂ = 2,2 %; рН = 12,34.

81. 56,8 г.

82. 27,3 г.

83. 4,1 л.

84. 72 %.

85. 0,35 В; 27 г.

86. 0,38 В; 19,7 л

87. Значения φº приведены для стандартных условий [62].

88. Наиболее вероятная реакция характеризуется наиболее отрицательным значением энергии Гиббса, но в этом задании достаточно сравнить потенциалы полуреакций восстановления азотной кислоты.

89. При выполнении этого непростого задания имейте в виду: 1) наиболее вероятна такая реакция, которая характеризуется наибольшей разностью значений окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя; 2) реакция может протекать в несколько стадий.

90. 38,7 г.

91. Смотрите ответ к заданию 89. 1470 г; 560 л.

92. 496 г; 400 мл; 1,24 г/мл; 255 г.

93. 476,5 г, 425 мл, 1,12 г/мл, 76,5 г.

94. Окислителем является вода, а щелочь является средой.

95. При взаимодействии с расплавами щелочей в реакциях может участвовать атмосферный кислород.

96. 0,8 кг (Al); 2,4 кг (NaOH). При взаимодействии алюминия с расплавом щелочи в реакции участвует атмосферный кислород.

97. 280 г и 840 г.

98. 160 г (S), 380 г (F₂) и 355 (Cl₂).

99. В технической воде и атмосферной влаге содержатся растворенный кислород и углекислый газ.

100. 52,1 кДж; 7,6∙10^–10.

Глава вторая. Водород и галогены

101. Положение элемента в Периодической системе и его свойства определяются строением его атомов.

102. Возможно существование двух молекулярных ионов.

103. Вспоминаем силы Ван-дер-Ваальса.

104. При 2000 К энергия Гиббса равна 237,2 кДж, константа равновесия 6,3∙10^–7, степень атомизации 2∙10^–2 %; Т = 4408 К.

105. Первая стадия – образование атомарного водорода.

106. 365,6 л;1437 л.

107. Для получения гидрида кальция 25 моль,560 л и 50 г; для получения гидрида натрия – 21,7 моль, 487 л и 43,4г.

108–109. Гремучим газом называются смеси водорода с кислородом или воздухом любого состава, но наиболее опасна такая смесь, в которой количественное (мольное) отношение Н₂: О₂ соответствует стехиометрии образования воды, т.е. 2: 1.Именно для такой смеси необходимо проводить расчеты в этих заданиях.

110. Константа равновесия равна 3∙10^–3.

111–112. Гидриды наиболее подробно описаны в пособии [6].

113–114. Выполняем самостоятельно.

115. 1,19 % и 0,885 %.

116. 0,6 г. Плотность палладия имеется в справочнике [62].

117. Выполняем самостоятельно.

118. 1293,4 А∙ч; 500 л.

119. 3 м³ и 1 м³.

120. 57,6 л. Учтите, что один из реагентов имеется в недостатке.

121. 1067 л.

122. 11,2 м³.

123. Выше 983 К.

124. 1976,5 м³ и 1400 м³.

125. Теплотворной способностью называется количество тепла (кДж), выделяющееся при сгорании 1 м³. газообразного, 1 л жидкого или 1кг твердого топлива.

126. Сведения об этом процессе имеются в пособии Б.В. Некрасова [11] и в химической энциклопедии [22].

127. Эти устройства изучались в общей химии, они описаны в пособиях [2, 7].

128. 1 (HCl); 2,9 (CH₃COOH); 13 (KOH); 11,1 (NH₄OH).

129–130. Задания на проверку Вашей общей эрудиции.

131. Используйте данные о строении и свойствах атомов фтора.

132. Энергия связи приведена в [62]. Вопрос об изменении энергии химической связи при ионизации молекул решается в методе молекулярных орбиталей.

133. Имеет значение как термодинамика, так и кинетика реакций с участием фтора.

134. Никель и медь пассивируются; объясните механизм пассивации.

135. 53,3 г (S), 37,3 л (SF₆).

136–138. Выполняем самостоятельно.

139. ∆Gº₂₉₈ = –718,3 кДж/моль SiO₂.

140. ∆Gº₄₇₃ = –655,5 кДж.

141. 4,3∙10⁷ Кл.

142. 50,2∙10³ м³ (НF) и 86 л (Н₂SO₄).

143–144. Выполняем самостоятельно.

145. рН = 2,1.

146. 93,5 мл; 37г.

147. Изучайте электронную теорию кислот и оснований Льюиса [6, 19].

148. На этот вопрос в литературе нет ответа, поэтому Вы имеете возможность высказать свою точку зрения.

149. К_г = 1,5∙10^–11; α_г = 1,2∙10^–3 %; рН = 5,9.

150. 2,2∙10^–4 М; 1,7∙10^–3 г/100 г Н₂О.

151. Гидроксиды хлора, брома и йода – кислоты.

152–153. Выполняем самостоятельно.

154. В хлорной воде 0,94 %, в бромной – 3,46 %.

155. 851,8 л

156. Выполняем самостоятельно.

157. Это соединение описано в пособиях [1, 23].

158. Константа равновесия равна для хлора 8,5∙10^–8, брома – 4,2∙10^–4 и йода – 1,6∙10^–3.

159. По этим данным константа равновесия равна 4,9∙10^–7 (хлор), 2,1∙10^–5 (бром) и 3,1∙10^–3 (йод).

160. При 298 К энергия Гиббса реакций образования галогеноводородов равна: –189 кДж (HCl), –102,4 кДж (HBr), 1,8 кДж (HI); Т = 320 К.

161. 191 кДж/моль.

162. Выполняем самостоятельно.

163. 0,74 г; 3,65 г.

164. Сравните агрегатное состояние хлора и брома.

165. Роль катализатора обычно сводится к образованию химически активных промежуточных продуктов.

166. Влажный хлор содержит более сильный, чем он сам, окислитель (какой?).Осушитель должен связывать воду (взаимодействовать с водой), но не взаимодействовать с осушаемым газом.

167–168. Вы знаете, что кинетическим уравнением реакции называется выражение закона действующих масс для её скорости.

169. 970 К (1); 2178 К (2); 3589 К (3).

170–171. Выполняем самостоятельно.

172. –69,5 кДж (1); –17,4 кДж (2); 88,8 кДж (3).

173. 200 г.

174. 326,5 г.

175. Выполняем самостоятельно.

176. 40,2 % (HNO₃); 23,1 (HIO₃); 36,7 % (H₂O).

177. 28,9 % (H₂O₂); 1,6 % (HIO₃); 69,5 % (H₂O).

178. Выполняем самостоятельно.

179. Энергия Гиббса для реакций диспропорционирования равна: 52,1 кДж (Cl₂); 98,4 кДж (Br₂); 160,2 кДж (I₂). Константу равновесия вычисляем самостоятельно по уравнению, которое связывает эту величину с энергией Гиббса [6].

180–181. Выполняем самостоятельно.

182. 0,01 М. Прочитайте условие предыдущей задачи.

183. Раствор Na₂CО₃ содержит щелочь (вследствие гидролиза).

184. Выполняем самостоятельно.

185. Для реакции с холодным раствором щёлочи разность потенциалов полуреакций восстановления хлора (1,36 В) и его окисления (0,49 В) равна 0,87 В, следовательно, энергия Гиббса реакции диспропорционирования хлора в холодном растворе щёлочи равна –171, 4 кДж. Для реакции с горячим раствором щёлочи потенциал полуреакции окисления хлора в справочной литературе отсутствует, поэтому используйте потенциал полуреакции окисления хлорид-ионов (0,63 В).

186. 41,5 л.

187. 243 г; 34 л.

188. 7,95∙10⁴ А∙ч; 315,5 м³; 1128 кг.

189. 96 %.

190. 61,3 м³.

191. 1526 мл.

192. 84,6 мл (HCl); 5,6 л (Cl₂).

193. 49 г; 205,9 мл.

194. Выполняем самостоятельно.

195. 152,8 л (Cl₂); 3,0 л (раствор).

196. 412,4 л.

197. 2,9 кг (раствор); 342,5 г (MnO₂).

198. 28,7 г.

199. 18,9 м³.

200. 20 г (йод); 230 мл (спирт).

201–202. Выполняем самостоятельно

203–205. Используйте справочник [62] и другие, указанные в списке литературы.

206. Это очень лёгкое задание.

207. Уменьшение мольного объема свидетельствует о некотором уменьшении среднего расстояния между молекулами; почему оно уменьшается?

208. Для реакции атомизации фтороводорода при 273 К энергия Гиббса и константа равновесия равны –0,6 кДж и 1,3, соответственно, а при 1000 К эти параметры равны –73,0 кДж и 6500. Если у Вас получены такие же или близкие результаты, то вычисления проводятся правильно.

209. Выполняем самостоятельно.

210. Вспоминаем механизм электролитической диссоциации [19].

211. Укажите современное название; правильные, но устаревшие названия; неправильные названия.

212. 45,4 % (HCl); 68,8 % (HBr); 71,4 (HI).

213. 68,3 л (HCl); 380 мл (H₂O).

214–215. Последовательность решения: вычисляем массу растворяющегося газа; находим массу образующегося раствора; вычисляем массовую долю; находим в справочниках [59, 62] плотность и вычисляем объем раствора; определяем количество растворенного вещества; вычисляем молярную концентрацию.

216. 0,6 моль, 22 г.

217. 21 %; 6,4 М.

218. Уменьшилась до 3,9 %.

219. 25,6 мл (кислота); 224,4 мл (вода).

220. Для решения этой задачи необходимо найти в справочниках [59, 62] плотность данных растворов.

221. 132,2 мл.

222. В лабораторном практикуме [50] имеется работа «Качественные реакции», по которой можно определить, какая кислота находится в растворе; её концентрация равна 2 М.

223. 0,07 М.

224. 2,5 М.

225. Массы (кг): 10,1 (H₂); 359,9 (Cl₂); 630 (H₂); объемы (м³): 113,5 (Н₂), 113,5 (Cl₂), 0,63 (H₂O). Тепло выделяется как при образовании хлороводорода, так и при его растворении в воде; энтальпия образования хлороводорода равна
–91,8 кДж/моль; энтальпию растворения считайте равной –73,7 кДж/моль.

226. На первой стадии образуется гидросульфат, а на второй – сульфат натрия. Возможность замены реагентов зависит от того, что получают: хлороводород или соляную кислоту (это не одно и то же).

227. 134,6 л; 45 л.

228. 45,2 кг.

229. 53,6 кг.

230. Имейте в виду, что получают газообразные продукты и что азотная и серная кислоты, в отличие от ортофосфорной, – окислители.

231. 44 л (сероводород); 496 г (йод).

232. 105,6 г; 395 г.

233. Вопрос о взаимодействии меди и висмута с концентрированной соляной кислотой является спорным. Выскажите свои соображения, учитывая возможность образования комплексных соединений. Сравните с взаимодействием благородных металлов с царской водкой.

234. 22,7 г (FeCl₂); 4,35л (H₂); 43,1 г (HCl).

235. 28,1 % Al и 71,9 % Cu.

236. 40 % (Zn), 60 % Cu.

237. В уравнениях 1 и 2 восстановитель одновременно является солеобразователем.

238. Три аргумента не связаны с восстановительными свойствами веществ.

239. 17,9 л; 70,6 мл.

240. Выполнив необходимые расчёты, Вы придёте к выводу о том, что восстановительные свойства однотипных соединений в ряду HF – HC l– HBr – HI усиливаются: фтороводород кислородом не окисляется, а остальные соединения могут быть окислены.

241. Выполняем самостоятельно.

242. Если посуда не герметична, то имеется контакт с воздухом.

243. По 418,7 л газообразных NH₄ и НCl; 1,30 л (раствор аммиака); 1,92 л (соляная кислота).

244. Fe₃O₄ – двойной оксид.

245. 474,0 г.

246. Азеотропные растворы описаны в пособии [20].

247. Это связано с явлением поляризации [6].

248. В осадок выпадает 282,6 кг NaCl и 717,4 л H₂O; 26,5 кг NaCl.

249–250. При выполнении этих заданий Вы можете проявить свою эрудицию.

251. В реакции 6 продукт восстановления – NO.

252. Напишите по два уравнения на каждый анион.

253. Термодинамически неустойчивые соединения отличаются от устойчивых знаком стандартной энергии Гиббса образования.

254–256. Выполняем самостоятельно

257. Смотрите ответ к заданию 247.

258. Задание трудное. При его выполнение имейте в виду: 1) тип гибридизации орбиталей атома хлора во всех ионах один и тот же [1]; 2) в кислотах анионы испытывают сильное поляризующее действие Н⁺-катионов [6].

259. Два оксида являются ангидридами двух кислот каждый.

260–261. Выполняем самостоятельно

262. рН = 1 (HCl, HClO_3, HClO₄); 1,48 (HClO₂); 4,26 (HClO).

263. Изучите влияние концентрации, температуры, света и катализаторов [6].

264. 78,5 кг (Сl₂); 123,8 кг (KOH).

266–267. Хлорной известью называется смешанная соль CaCl₂∙Ca(ClO)₂, формулу которой принято записывать в виде CaOCl₂.

268. 302,7 м³; 171,6 кг.

269. Выполняем самостоятельно.

270. 141,4 мл (H₂SO₄); 76,6 г (BaSO₄); 455,6 г (раствор); 55,6 г (HClO₃); 12,2%.

271. 20 %.

272. Стандартный потенциал полуреакции ClO₃^– + 2H+ + e = ClO₂ + H₂O равен 1,15 В, потенциалы остальных полуреакций имеются в справочнике [62].

273. 56 л; 102,1 г

274. 22,7 л (Cl₂); 41,4 г(KClO₃); 22,7 л (CO₂);126 г (KCl).

275. Две реакции проводятся при нагревании.

276. 1714 кг (СаО); 2173 кг (Сl₂); 760 кг (KCl).

277. Восстановление хлора (+5) в этой реакции возможно только засчет внутримолекулярного перераспределения электронов.

278. 5,4 л.

279. 183 л.

280. 72 г

281. 806 г (KClO₃); 1474 г (KOH); 701 г (NaClO₃).

282. 469 (KClO₃); 1287 г (KOH).

283. –4700 кДж.

284. Концентрированная серная кислота – сильное водоотнимающеесредство.

285. Одна из реакций – реакция конпропорционирования.

286. 16,8 л.

287. 66,5 мл.

288. Наиболее вероятная ОВР – это реакция с наибольшей разностью потенциалов окислителя и восстановителя: ∆Gº = –n∙F∙∆φº, где ∆φº = φº_ок – φº_вос.

289. 460,8 мл; 4,07 г.

290. 6 %.

291. Задание трудное, но выполнимое. Рассмотрите окислительные свойства галогенов и возможность протекания вторичных процессов с их участием.

292. 22,3 мл.

293–294. Выполняем самостоятельно.

295. Протекают две последовательные реакции.

296. Учтите формальный показатель кислоты (число негидроксидных атомов кислорода в молекле [6]) и типгибридизации орбиталей в атоме хлора [1].

297. Фосфорный ангидрид – сильнейшее водоотнимающее вещество.

298. Ортоиодная кислота отличается от метаиодной двумя (а не одной!) молекулами воды.

299. С_м = 0,1 М; С_эк = 0,8 н.

300. Во всех реакциях Cl в степени окисления +7 восстанавливается до степени окисления –1.

301. Следует иметь в виду, что эти соединения получают в неводных средах.

302. Выполняем самостоятельно.

303. К_г = 3,3∙10^–7; α_г = 5,7∙10^–2 %.

304. Нет.

305–309. Выполняем самостоятельно.

310. Примером является схема в задании 852, но над стрелками необходимо указать, какие реагенты используются и при каких условиях проводятся реакции.

Глава третья. ХАЛЬКОГЕНЫ

311. При определении электронной валентности учитываются химические связи, образованные по обменному и по донорно-акцепторному механизму.

312. 16,0044. Отличие от справочной величины (15,999) объясняется явлением «дефект массы» [2].

313–314. Выполняем самостоятельно, используя метод МО.

315. 16; 1,103; 1,43 г/л.

316. α = 2,4∙10^–39 % (298 К); 0,12 % (2000 ºС); 86 % (5000 ºС).

317. «Напрашиваются» вода, песок и глина.

318. 7,0 л; 33,5 л; 14,3 г; 3,0 г.

319. Ректификация.

320. Четыре вещества: из трёх веществ кислород получают при нагревании и из одного – злектролизом.

321. 94,0 г (KMnO₄); 75,9г (NANO₃); 36,5 г (KClO₃); 30,3 г(H₂O₂). Перманганат калия нагревают в парáх воды.

322. 1053 г (KMnO₄); 408 г (KClO₃).

323. 15,2 г (H₂O) и 28,2 г(KMnO₄).

324. 480 A∙ч.

325. Три электролита.

326. Вспомните лабораторную работу «Окислительно-восстановительные реакции» и технологии получения серной и азотной кислот.

327. Кальций.

328. –393,5 кДж; –802,3 кДж; 30,5 кг; 27,9 м³.

329. 8 мл. Учтите содержание кислорода в воздухе [62].

330. Выполняем самостоятельно.

331. 316 мл.

332–335. Выполняем самостоятельно.

336. 15 л.

337. Информация о свойствах озона имеется в пособиях [1, 2, 5, 6, 11, 13, 15–18, 20–22], а также в задании 345.

338. 4 л; 22,2 %.

339. 75 % (О₂) и 25 % (О₃).

340–342. Выполняем самостоятельно.

343 – 344. Противоречия с законами химической термодинамики нет.

345. ∆Gº = –46 кДж/моль Н₂О₂.

346. Задание трудное (олимпиадное), но выполнимое.

347. –289,7 кДж.

348. 9,4 % объемных.

349. 12,7 г; 5,6 л.

350. Фреонами называются фторсодержащие соединения углерода [6].

351–355. Роль воды в жизни и деятельности человека огромна, поэтому мы должны знать ее строение и свойства. Плотность воды при различных температурах можно найти в химической энциклопедии [22], в статье «Вода».

356. В лабораторном практикуме [50] имеется работа «Жёсткость воды».

357. 15384,6 м³.

358. Для растворения одного грамма NaCl потребуется 2,8 мл воды, а для растворения одного грамма AgCl – около 530 л. Массовые доли насыщенных растворов равны 26,4 % (NaCl) и 1,9∙10^–4 % (AgCl). Молярные концентрации: 5,42 М (NaCl) и 1,34∙10^{–5 M} (AgCl).

359. Количество воды в одном литре равно 50,6 моль. Энтальпия растворения одного моля H₂SO₄ в 50 моль Н₂О равна около 70 кДж. Теплоемкость раствора считайте равной теплоемкости воды.

360. 100 % по первой ступени и около 11 % – по второй.

361. Na₂CO₃∙10 H₂O.

362. Na₂SO₄∙10 H₂O и BaCl₂∙2H₂O.

363. [Fe(H₂O)₆]Cl₃ или FeCl₃∙6H₂O.

364. 7 (чистая вода); 1,3 (раствор H₂SO₄); 12,4 (раствор NaOH).

365. 5,68∙10^–10.

366. 50 г и 68,8 л.

367. –0,413 В; 180 г; 131,8 л.

368. На 1 моль F₂, PtF₆ и AuF₅ выделяется 11,2 л; на 1 моль O₃ – 22,4 л.

369. Смотрите ответ к заданию 166.

370. Процесс водоподготовки подробно описан в химической энциклопедии [22], кратко – в пособии [2].

371. Степень окисления кислорода в некоторых соединениях может быть дробным числом.

372. Выполняем самостоятельно.

373. MnO_1,6

374. 602 л.

375. Стехиометрические расчёты проводим по реакциям:

H₂SO₅ + H₂O = H₂SO₄ + H₂O₂; H₂S₂O₈ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + H₂O₂

376. 34 %.

377. 43,5 г.

378. 10,2 %.

379. 0,25 н.

380. 21,5 мл; 3,36 л.

381. 16,4 мл.

382. –120,4 (1) и –237,2 кДж/моль (2). Можно, но при особых условиях [11].

383. 31,9 л. Внимательно рассмотрите реакцию разложения пероксида водорода.

384. 25,8 % и 41,0 %.

385. 66,3 л.

386. 156,0 г (Na₂O₂); 42,5 г (NaNO₃); 60,0 г (NaOH); 62,0 г (Na₂O).

387. 71,8 л (окисляется); 215,4 л (связывается с образованием Na₂S).

388. 348,2 г; регенерируется 50 % кислорода.

389. 4,36 кг (Na₂O); 9,98 кг (КО₂). Смесь «ксилит» описана в отдельной статье в химической энциклопедии [22].

390. Некоторые сведения об этих малоизвестных соединениях имеются в [6].

391–392. Выполняем самостоятельно.

393. 46,7 м³ (H₂S); 23,25 м³ (SO₂).

394. Выполняем самостоятельно.

395. S₈

396–401. Выполняем самостоятельно.

402. По водороду 17, по воздуху 1,172, абсолютная 1,52 г/ л.

403. Эти данные не согласуются: а – 0,001 М; б – 0,1 М; в – 0,13 М.

404. α₁ = 0,1 %; α₂ = 1,6∙10^–4 %.

405. 1 г; 660 мл.

406. Расчетное значение Т = 448 К. Термодинамические константы двухатомной газообразной серы имеются в пособии [38].

407. 17,6 г.

408. 24,2 л (Н₂S); 2,0 л (Н₂); 7,6 %.

409. 15,0 г(Al₂S₃); 5,4 г (Al); 200 мл (HCl).

410. 4,2 л (H₂S); 0,3 л (Н₂).

411. 11,2 л; 22,4 л.

412. Смотрите ответ к заданию 166.

413. Смотрите ответ к заданию 288.

414. 2,43 л.

415. 2,44 л.

416. 11,2 %.

417. 170 мг или 0,112 л.

418. 714 л.

419. NaOH (7,5 %) + Na₂SO₃ (23,0 %) + H₂O (остальное).

420. Выполняем самостоятельно.

421. 494 кг.

422. Выполняем самостоятельно.

423. Степень гидролиза Na₂S cоставляет 63 % (1-я ступень) и 0,03 % (2-я ступень); степень гидролиза (NH₄)₂S – 100 % (1-я ступень) и 24 % (2-я ступень).

424. Сравните сульфиды этих металлов по взаимодействию с разбавленной серной кислотой и по значениям ПР.

425. Сравните значения ПР сначала РbS и CdS, а затем FeS и ZnS.

426-427. Выполняем самостоятельно.

428. Смотрите ответ к заданию 288.

429. Свойства веществ зависят от их состава и строения.

430. Иногда гидролиз бывает окислительно-восстановительным процессом.

431. Строение молекул этого вещества см в учебных пособиях [1, 6].

432. Прямая реакция преобладает над обратной до 1053 К, а практически необратима – до 787 К.

433. 313,5 кг; 219,4 м³.

434. 672 кг.

435. 94 %.

436. 762 кг.

437. 267 тонн.

438. –132,8 кДж.

439. Смотрите ответ к заданию 166.

440. 88,3 %.

441. 90 г; 13,72 г; 49 г.

442. 2,64 н.; 0,8 н.

443. 12 н.; 43,9 %.

444. 1) С_м = 0,42; С_эк = 0,84; С_m = 0,425; T = 0,041; 2) С_м = 18,02; С_эк = 36,05; С_m = 244,9; Т = 1,7664.

445. С_м = 0,965; С_эк = 1,93; С_m = 1,00; Т = 0,0946; ω = 8,925 %.

446. 70 мл; 35 мл.

447. 5,13 л.

448. 107,1 мл; 3,4 мл.

449. С_m = 2,5; ω = 20,4 %.

450. 17,8 г.

451. 50 мл; 25 мл.

452. 500 мл.

453. 26,2 %.

454. 31,85 %; 3,976 М.

455. 76 мл.

456. 3,85 л.

457. 21,4 %; 2,5 М.

458. 0,73 М.

459. 1,785 л.

460. 10 моль; 10 л.

461–463. Выполняем самостоятельно.

464. V = (SО₂) = 3,5 л. Подумайте о протекании вторичных реакций.

465. 1,4 г; 104 мл; 59,2 %.

466. 44,6 г.

467. 22,4 л; 67,2 л.

468. 275 г.

469. Смотрите ответ к заданию 288.

470. 387 кг; 742,4 кг.

471. 37 %; 1: 2; 100 л.

472. 1) Сульфат; 2) Гидросульфат; 3) Сульфат.

473. FеSО₄∙7Н₂О.

474. 1653 мл; 725,6 г.

475. 1) Нет; 2) Да.

476. 16,1 % (Nа₂SО₄); 10,0 % (К₂SО₄); 0,5 % (Аg₂SО₄); 0,06 % (СаСО₃);
2,4∙10^–4 % (ВаSО₄).

477. 1152 К (СuSO₄).

478. 1) 612 К; 2) 1236 К; 3) 1583 К; 4) 3142 К.

479. 104,2 мл (объем NH₃); 1) 1219,1 г; 2) 301,2 г; 3) 25,2 %.

480. 5,68∙10^–5; 2,4∙10^–3 %; 4,6.

481. Выполняем самостоятельно.

482. 36 кДж/моль.

483. Интересное задание из числа олимпиадных.

484. Количественное 1: 1; массовое 1,225: 1.

485. В молекулах политионовых кислот содержатся цепочки атомов серы.

486. Смотрите условие задания 375 и ответ к нему.

487. Окислительно-восстановительная реакция возможна, если потенциал окислителя выше потенциала восстановителя.

488. Ион S₂О₈^2– восстанавливается до сульфат-ионов.

489. Уравнение реакции хлорсульфоновой кислоты с водой приводится в [6].

490. В задании приведены технические названия, а по номенклатурным правилам первое вещество называется дихлорид-оксид серы (IV), а второе – дихлорид-диоксид серы (VI). Относительно их принадлежности к галогенангидридам – самостоятельно.

491. Смотрите ответ к заданию 101.

492. Смотрите ответ к заданию 312.

493 -500. Выполняем самостоятельно.

501. α = 0,1 % (H₂S), 3,6 % (H₂Sе), 15 % (H₂Te); pH = 4,0 (H₂S), 2,4 (H₂Sе),
1,8 (H₂Te); вторую ступень диссоциации можно не учитывать.

502. SеO₃

503–504. Соединения селена(+4) и теллура(+4) обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

505. 545 г.

506. Смотрите ответ к заданию 288.

507–510. Выполняем самостоятельно.

Глава четвёртая. Главная подгруппа пятой группы

511. Смотрите ответ к заданию 101.

512. Понятие «изоэлектронные молекулы» относится к методу молекулярных орбиталей.

513. Степень окисления равна стехиометрической валентности элемента. Стехиометрическая и электронная валентность элемента в некоторых соединениях не совпадают, и в этом задании следует привести такие соединения. Они имеются среди соединений азота.

514. В химической термодинамике температура возможности процесса вычисляется для нулевого значения энергии Гиббса, при котором ∆Нº = Т∙∆Sº. Для процесса атомизации азота она равна 8879 К, кислорода 4206 К, водорода 4417 К. Причину разной температуры следует искать в строении молекул.

515. Вспоминаем или повторяем механизм образования химической связи между комплексообразователем и лигандами [23].

516. 1026 м³.

517. 357 г; 831 г (Fe) и 902 г (KNO₃).

518. 1) Mn(+7) восстанавливается до Mn(+2); 2) образуется желтая кровяная соль; 3) Cr(+2) окисляется до Cr(+3).

519. В этой реакции образуются, кроме азота, хлорид натрия и вода.

520. Более вероятна реакция с более отрицательным значением энергии Гиббса; 280 л.

521. На свойства азота влияют характеристики химической связи в его молекуле.

522–523. Вспоминаем принцип Ле Шателье.

524. а) 500 и 1500 л; б) 658,8 и 1976,5 м³; в)165 и 495 м³.

525. –16,7 кДж (25 ºС); К ≈ 10³ (25 ºС); 30,2 кДж (500 ºС); К = 10^–2 (500 ºС).

526. Этот способ описан Б.Н Некрасовым [11].

527. Около 21 л.

528. ∆Gº = 0 и K = 1 при Т = 621,3 К.

529. 239 г.

530. 7,54 кг NH₄Cl; 5,5 кг Са(ОН)₂.

531–534. Выполняем самостоятельно.

535. Смотрите ответ к заданию 166.

536. 34,7 %; 28,6 %.

537. 0,17 %; 11,1.

538. 0,05 М; 11,0.

539. 732 л.

540. Считайте, что при кипячении аммиак выделяется из раствора полностью.

541–543. Выполняем самостоятельно.

544. Растворение металлов в жидком аммиаке сопровождается необычным явлением [6].

545–546. Задание 546 выполняется с учётом сведений, содержащихся в предыдущем задании 545.

547. Данные основания – амфотерные.

548. Существует группа малорастворимых в воде оснований, которые растворяются в растворах аммиака (взаимодействуют с аммиаком) с образованием комплексных соединений; это гидроксиды некоторых d-элементов, которые вы найдёте в учебных пособиях самостоятельно.

549. Возможны основно-кислотные и окислительно-восстановительные реакции.

550. Аммиак может быть восстановителем за счет азота (–3) и окислителем за счет водорода (+1).

551. Смотрите ответ к заданию 483.

552. 0,1 М.

553. –752,7 кДж. Для вычисления используем значения окислительно-восстановительных потенциалов.

554. Смотрите ответ к заданию 88.

555–556. Выполняем самостоятельно.

557. 131,25 тонн HNO₃ и 170000 м³ NH₃; 35 %.

558. 1,9 % и 4,8 %.

559. Можно использовать те кислоты, из которых выделяется в виде газа растворенное вещество.

560. Метод разделения очень простой.

561. 320 мл.

562. Что происходит с хлоридом аммония в водном растворе?

563. Реакции гидролиза.

564–565. Вы должны умето проводить такие расчёты, Вы их проводили при изучении общей химии.

566. 0,29 % – NH₄NO₂; 1,8 % – CH₃COONH₄); 100 % – (NH₄)₂CO₃.

567. Смотрите ответ к заданию 483.

568. Нитриды описаны в многих пособиях, например в [1, 2, 6].

569. Это вещество и его применение описано в пособиях [2, 6].

570–571. Выполняем самостоятельно.

572. По первой реакции образуется гидразин, а по второй – гидроксиламин.

573–575. Строение и свойства гидразина и гидроксиламина принято рассматривать в сравнение с аммиаком.

576. Окислительно-восстановительные свойства вещества обычно зависят не от степени окисления элементов (это формальная характеристикака), а от строения этого вещества.

577. В уравнениях реакций должны быть стехиометрические коэффициенты.

578–579. Это взаимосвязанные задания.

580. Это окислительно-восстановительные реакции.

581. Задание, в котором необходимо учесть все свойства гидразина.

582. –335,8 кДж

583. Реакция 3 – окислительно-восстановительная, реакции 1 и 2 – ионообменные.

584–585. Эти соединения описаны в учебниках и учебных пособиях для студентов как химических специальностей [1, 5, 6, 11, 13, 15, 16], так и нехимических [2].

586. Выполняем самостоятельно.

587. Один из оксидов является ангидридом двух кислот.

588. NO

589. 71,4 г.

590. Молекула NO в действительности является радикалом.

591. В реакции образования одного из оксидов энтропийный фактор положительный, поэтому реакция при температуре выше 7455 К возможна.

592. ∆Gº = 132 кДж; К = 3,5∙10^–4; [NO] = 1∙10^–2 моль/л.

593. Смотрите ответ к заданию 483.

594. Смотрите ответ к заданию 88.

595. 90,4 кдж/моль.

596. 106,4 г.

597. 712 мл; 236 мл.

598. Эти реакции описаны в пособии [20].

599–600. Выполняем самостоятельно.

601. 778 К.

602. Имеются сведения, что химическая связь в молекуле NO₂ и ее строение подобны молекуле озона [1].

603. 177 К.

604–608. Эти легкие задания выполняются самостоятельно.

609. Известно, что это реакция второго порядка, что следует из её механизма.

610. Строение описано в пособиях [1, 6], на температуру разложения влияет поляризующее действие катиона [6].

611. α = 7,1 %, рН = 2,15; α = 23 %; рН = 2,64; α = 71 %; рН = 3,15.

612. В среде сильных кислот HNO₂ является основанием.

613. 12 ч.

614. 20 мл.

615. 200 мл.

616. В трёх реакциях нитрит натрия – восстановитель, а в трёх других – окислитель.

617. Координационное число Fe(+3), Со(+3), Bi(+3) равно 6, а Cu(+2) – 4.

618. Механизм разложения и состав образующихся продуктов зависят от поляризующего действия катиона [6]..

619–620. Изучайте соответствующий материал в пособиях [1, 6].

621. 13 М.

622. Изучайте технологию получения HNO₃ [2, 6, 11].

623. 4,6875 кг.

624. 600 мл.

625. 33,3 мл.

626. 126 мл.

627. 27,2 %.

628. 6,4 М.

629. 6,3 %.

630. 0,2 М (HNO₃) и 0,04 М (NaOH). Раствора щелочи надо брать в 5 раз больше.

631. Смотрите ответ к заданию 483.

632. А на какие продукты она разлагается?

633–636. Выполняем самостоятельно.

637–638. Смотрите ответ к заданию 288.

639. 151,6 г(HNO₃) и 53,9 л (NO).

640–641. Выполняем самостоятельно.

642. Считаем, что реакции идут с образованием комплексных кислот HAuCl₄ и H₂PtCl₆; тогда 3,7 л и 4,9 л.

643. Смотрите ответы к заданиям 483 и 148.

644. С азотной кислотой взаимодействуют оба металла, поэтому

⇐ Предыдущая567891011121314

Поделиться:

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Тактические действия в защите

История Олимпийских игр

История развития права интеллектуальной собственности