Приклади розв'язання типових задач

 

Приклад 1. При взаємодії 24 г речовини з 19,6 г фосфатної кислоти утворилося 32,8 г солі. Обчисліть молярну масу еквівалентів речовини та солі, що утворилася.

Розв'язання

1. За законом еквівалентів:

г/моль.

; г/моль.

2. За законом еквівалентів:

г/моль.

Відповідь: молярна маса еквівалентів речовини 40 г/моль; молярна маса еквівалентів солі 54,67 г/моль.

 

Приклад 2. Складіть електронну формулу атома елементу із порядковим номером 22. Зобразіть його електронно-графічну формулу.

Розв'язання

Електронні формули відображають розподіл електронів в атомі по енергетичних рівнях, підрівнях. Електронна конфігурація позначається групами символів n l ^x, де n – головне квантове число, l – орбітальне квантове число (s, p, d, f), х – кількість електронів на даному підрівні (орбіталі). Послідовність заповнення підрівнів така: 1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – (5d¹) – 4f – 5d – 6p – 7s – (6d^1-2) – 5f – 6d – 7p. Кількість електронів в атомі дорівнює його порядковому номеру в таблиці Д.І. Менделєєва. Для елементу № 22 (Титан) електронна формула має вид:

₂₂Ti 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s² Титан – d-елемент

Електронно-графічні формули відображають схеми розміщення електронів у квантових комірках, які є схематичним зображенням атомних орбіталей. В кожній квантовій комірці може бути не більше 2 електронів із протилежними спінами (принцип Паулі). Орбіталі даного підрівня заповнюються спочатку по одному електрону з однаковими спінами, а потім по другому електрону з протилежними спінами (правило Гунда):

Ti

s

p

d

f

n=4

­¯

n=3

­¯

­¯

­¯

­¯

­

­

n=2

­¯

­¯

­¯

­¯

n=1

­¯

Приклад 3. Скільки неспарених електронів у не збудженого атома Хлору? Приведіть графічну формулу. Запишіть електронну формулу йону Хлору із зарядом 1–.

Розв’язання

а) Хлор стоїть у ІІІ-му періоді, сьомій групі періодичної системи Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація зов­нішнього енергетичного рівня атому Хлору: 3s²3p⁵, а графічна формула:.

3s² 3p⁵

Хлор має 1 неспарений електрон.

Сl^– – йон має надлишок електронів у порівнянні з атомом Хлору. Електронна формула йону Сl^–: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Приклад 4. Чи можлива реакція за стандартних умов Cu(к) +ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к)?

Розв’язання

Розрахуємо енергію Гіббса реакції за законом Гесса:

ΔG = ΔG(CuO_(к)) – ΔG(ZnO_(к))

Знаходимо із додатку 1 стандартні енергії Гіббса для речовин: ΔG(ZnO_(к)) = –320,7 кДж/моль; ΔG(CuO_(к)) = –129,9 кДж/моль.

Обчислюємо: ΔG = –129,9 – (–320,7) = 190,8 кДж/моль.

Відповідь: DG > 0, реакція не протікає в прямому напрямку за стандартних умов.

Приклад 5. Як впливатиме підвищення температури і тиску на стан рівноваги в таких реакціях:

 

а) 2H₂О(г) = 2Н₂(г) + О₂(г), > 0

б) Н₂(г) + І₂(г) = 2НІ(г), > 0

Розв’язання

а) Пряма реакція супроводжується вбиранням теплоти, тому нагрівання сприяє прямій реакції і рівновага зміститься в бік продуктів. У ході прямої реакції збільшується кількість молекул у газовій фазі, тому тиск сприяє зворотній реакції і рівновага зміщується в бік вихідних речовин.

б) У процесі нагрівання рівновага зміститься в бік продуктів. Тиск не впливає на стан рівноваги, оскільки в ході реакції кількість молекул у газовій фазі не змінюється.

Приклад 6. В 1 кг води розчинено 55 г сульфатної кислоти. Густина розчину дорівнює 1,220 г/мл. Знайти: а) масову частку сульфатної кислоти у розчині; б) молярну концентрацію кислоти; в) моляльну концентрацію кислоти; г) молярну концентрацію еквівалентів кислоти (нормальність); д) молярну долю кислоти у розчині.

Розв’язання

а) Масову частку знаходимо за формулою:

ω , = + .

ω .

Обчислюємо: ω .

б) Молярну концентрацію кислоти знаходимо за формулою: ; ;

; звідси

;

;

в) Моляльну концентрацію кислоти знаходимо за формулою: ;

в 1000 .

г) Молярну концентрацію еквіваленту кислоти знаходимо за формулою:

;

моль/л.

Молярну долю кислоти у розчині знаходимо за формулою:

Відповідь: а) 5,2%; б) 0,65 моль/л; в) 0,56 моль/л; г) 1,5 моль/л; д) 1%.

*1000 – перерахунок мілілітрів у літри

** , де Е – кількість еквівалентів.

Приклад 7. При 315 К тиск насиченої пари над водою дорівнює 8,2 кПа. На скільки зменшиться тиск пари при тій же температурі, якщо у 472 г води розчинити 28 г сахарози (С₁₂Н₂₂О₁₁).

Розв’язання

1) Визначимо молярну частку води

де – кількість молів води, =m(H₂O)/M(H₂O), – кількість молів сахарози, =m(С₁₂H₂₂O₁₁)/M(С₁₂H₂₂O₁₁)

2) Обчислимо тиск насиченої пари розчинника за законом Рауля: р₁ = N·р₀, де р₁ – тиск насиченої пари розчинника, р₀ – тиск насиченої пари розчинника над розчинником.

р₁ = 0,99·8,2 кПа = 8,118 кПа

3) Розрахуємо різницю тисків

_Δр = (р₀ – р₁) = 8,2 кПа – 8,118 кПа = 0,082 кПа.

Відповідь: тиск насиченої пари зменшиться на 0,082 кПа.

Приклад 8. Електроліз розчину сульфатної кислоти проводили 1,5 години при силі струму 6 А. Обчисліть масу води, що розклалася, об'єм кисню та водню (н.у.).

Розв’язання

Масу води, що розклалась, знаходимо із рівняння закону Фарадея:

m = M_E I t / F

При обчислені об ’ ємів газів представимо рівняння закону Фарадея у вигляді: V=V_E I t / F,

де V – об ’ єм газу, л; V_E – молярний об ’ єм еквівалентів, л/моль.

Оскільки при нормальних умовах молярний об ’ єм еквівалентів водню дорівнює 11,2 л/моль, а кисню – 5,6 л/моль і вважаючи, що 1,5 години = 5400 секунд, M_E(H₂O) = 9 г/моль, обчислюємо:

1) г;

2) л;

3) л.

 

Відповідь: маса води, що розклалась, 3,02 г; об'єм кисню 1,86 л; об'єм водню 3,76 л.

 

ОСНОВНІ ФОРМУЛИ ТА ЗАКОНИ

Ø Закон еквівалентів:

Ø Закон дії мас: для реакції aА + bВ → dD швидкість виражається рівнянням v = k×с^a(A)×с^b(B), де с(A), с(B)– молярні концентрації речовин (моль/л), k–константа швидкості.

Ø Формула Вант-Гоффа:

( –температурний коефіцієнт)

Ø Принцип Ле-Шательє: якщо на систему, що знаходиться у стані рівноваги, подіяти ззовні деяким фактором (концентрація, температура, тиск), то рівновага зміщується в бік тої реакції, що послаблює цей вплив

Ø Молярна частка: ; х₁ + х₂ = 1.

Ø Масова частка: 100 %;

Ø Об’ємна частка: 100 %.

Ø Молярна концентрація: (моль/л)

Ø Моляльна концентрація:

(моль/кг)

Ø Молярна концентрація еквівалентів: (моль/л),

де M_E – молярна маса еквівалентів розчиненої речовини, () – маса розчиненої речовини (розчинника), г; – молярна маса розчиненої речовини, г/моль; V – об'єм розчину, л; n₁(n₂) – кількість молів розчиненої речовини (розчинника).

 

Ø Осмотичний тиск (рівняння Вант-Гоффа):

Ø Зниження тиску пари розчинника над розчином, Dр (закон Рауля):

Ø Зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів відносно чистого розчинника

,

де К_кр – кріоскопічна стала розчинника, К_Е – ебуліоскопічна стала розчинника, С_m – моляльна концентрація розчину.

 

Для розчинів електролітів в рівняння, що описують колігативні властивості неелектролітів, вводять поправочний коефіцієнт Вант-Гоффа (і):

Ø , , ,

i = 1+ α (ν-1), де α - ступінь дисоціації; ν - кількість йонів на які розпадається електроліт.

 

Ø Водневий показник рН = –lg C(H⁺), рН + рОН = 14

 

 

Ø Формула Нернста (потенціал електроду І роду):

Ø Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічного елементу: ЕРС = _к – _а

Ø Закон Фарадея: , m = M_E I t / F,

де m – маса речовини, що утворилась чи піддалася перетворенню, г; M_E –молярна маса еквівалентів речовини, г/моль; I – сила струму, А; t – час, с; F – стала Фарадея (96485» 96500 Кл/моль), – кількість електронів, яка приймає участь в елементарному акті електрохімічної реакції.

ДОДАТКИ