Характеристика свойств элемента и его соединений по электронной формуле и по положению в периодической системе элементов.

Экзаменационный билет №1

Характеристика свойств элемента и его соединений по электронной формуле и по положению в периодической системе элементов.

 

2. Найдите константу равновесия системы, в которой протекает процесс: 2Fe³⁺ + Sn²⁺ D 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺, если известно: j⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 В; j⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = +0,15 В Приведите процессы окисления, восстановления.

Сравнивая величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, видим, что Fe³⁺ — более сильный окислитель, чем Sn⁴⁺. Поэтому в системе будут идти следующие процессы:

Fe³⁺ + e^– ® Fe²⁺ — восстановление

Sn²⁺ – 2e^– ® Sn⁴⁺ — окисление

Суммарная схема процесса:

2Fe³⁺ + Sn²⁺ D 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Вычисляем ЭДС.

E = j⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) – j⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,77 – 0,15 = 0,62 В.

Вычисляем константу равновесия.

lg K = nE / 0,059

n — наименьшее общее кратное чисел электронов в полуреакциях окисления и восстановления.

lg K = 2 · 0,62 / 0,059 = 21,0

K = 10²¹.

3. Определите изменение внутренней энергии системы при испарении 250 г воды при 290 К, допуская, что пары воды подчиняются законам идеальных газов. Удельная теплота парообразования воды при этой температуре составляет 2451 Дж/К

Изменение внутренней энергии ΔU = Q – W, где Q — теплота, подведенная к системе, W — работа.

Определяем теплоту испарения 0,250 кг воды.

Q = m · L_исп = 0,250 · 2451 = 612,75 кДж.

Испарение происходит при постоянном давлении, поэтому работа испарения равна:

W = p(V₂ – V₁)

V₂ — объем газообразной фазы, V₁ — объем жидкой фазы.

Объемом жидкой фазы пренебрегаем, так как объем жидкости при температурах, далеких от критической, значительно меньше объема пара.

Объем газообразной фазы определяем по закону идеального газообразного состояния:

V₂ = nRT / p

Здесь T — нормальная температура кипения, равная для воды 373,15 К.

Найдем количество воды, учитывая молярную массу, равную 18,01 г/моль.

n = m(H₂O) / M(H₂O) = 250 / 18,01 = 13,88 моль.

W = pnRT / p = nRT = 13,88 · 8,314 · 373,15 = 43061 Дж = 43,06 кДж.

Изменение внутренней энергии:

ΔU = Q – W = 612,75 – 43,06 = 569,69 кДж.

Экзаменационный билет №2

1. Ковалентная химическая связь. Механизмы её образования, характеристика ковалентной связи.

 

Экзаменационный билет №3

Экзаменационный билет №4

Экзаменационный билет №5

Термодинамические функции состояния системы. Термодинамические законы и расчёты.

 

2. Какая масса NaOH необходима для полного растворения 6,54 г цинка в водном растворе? Сколько литров H₂(г) выделяется при этом (условия нормальные)?

Уравнение реакции:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = H₂­ + Na₂[Zn(OH)₄]

Zn + 2OH^– + 2H₂O = H₂ + [Zn(OH)₄]^2–

Найдем количество цинка.

n(Zn) = m(Zn) / M(Zn) = 6,54 / 65,4 = 0,1 моль.

По уравнению реакции щёлочи нужно вдвое больше, т. е. 0,2 моль. Её масса: m(NaOH) = n(NaOH) · M(NaOH) = 0,2 · 40 = 8 г.

Количество выделяемого водорода 0,1 моль, его объём:

V(H₂) = n(H₂) · Vм = 0,1 моль · 22,4 л/моль = 2,24 л.

Напишите электронную формулу и приведите электронно-графическую схему атома хлора в максимальной степени возбуждения. Какие значения может иметь положительная степень окисления хлора?

Электронная схема атома хлора:

₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Электронно-графическая схема атома хлора:

	s	p
n=1	­¯
n=2	­¯	­¯	­¯	­¯
n=3	­¯	­¯	­¯	­

При возбуждении часть электронов переходят на 3d-подуровень:

₁₇Cl* 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d³

Электронно-графическая схема атома хлора в возбужденном состоянии:

	s	p	d
n=1	­¯
n=2	­¯	­¯	­¯	­¯
n=3	­	­	­	­	­	­	­

Для хлора характерны положительные степени окисления от +1 до +7, из них наиболее устойчивы +1, +3, +5 и +7.

Экзаменационный билет №6

Экзаменационный билет №7

Экзаменационный билет №8

Экзаменационный билет №9

За 10 минут из раствора нитрата платины ток силой 5 А выделил 1,517 г Pt. Определите эквивалентную массу платины. Какой газ и в каком количестве при этом выделяется на аноде, приведите схему электролиза и процессы

Согласно законам Фарадея, масса (объем) вещества, выделяющегося на электроде, равна:

m = M_Э × I × t / F, или V = V_Э × I × t / F

M_Э – молярная масса эквивалента,

V_Э – молярный объем эквивалента,

F – число Фарадея,

I – сила тока (А),

t – время электролиза (с).

По условию m = 1,517 г; I = 5 A; t = 10 · 60 = 600 с.

Вычисляем молярную массу эквивалента платины.

M_Э = m · F / (I · t) = 1,517 · 96487 / (5 · 600) = 48,79 г/моль.

Молярная масса платины 195,1 г/моль. Значит, валентность платины в нитрате равна 195,1 / 48,79 = 4.

Катодный процесс: Pt⁴⁺ + 4e^– ® Pt⁰.

Нитрат-ионы на аноде не разряжаются. Вместо них окисляются молекулы воды:

2H₂O – 4e^– ® O₂­ + 4H⁺

Вычисляем объем кислорода, учитывая, что молярный объем эквивалента кислорода равен 5,6 л/моль.

V(O₂) = 5,6 · 5 · 600 / 96487 = 0,174 л.

Схема электролиза:

Pt(NO₃)₄ + 2H₂O = Pt + O₂ + 4HNO₃

Экзаменационный билет №10

Привести запись гальванического элемента, возникающего на посеребрённой стальной поверхности при нарушении целостности покрытия. Записать процессы коррозии во влажной атмосфере, указать продукты коррозии

Запишем величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов.

E⁰(Fe²⁺/Fe) = –0,44 В

E⁰(Ag⁺/Ag) = +0,80 В

E⁰(Fe²⁺/Fe) < E⁰(Ag⁺/Ag), поэтому железо будет анодом, а серебро — катодом.

Коррозия во влажном воздухе:

катод: 2H₂O + O₂ + 4e^– ® 4OH^– (восстановление)

анод: Fe⁰ – 2e^– ® Fe²⁺ (окисление)

Схема процесса:

2Fe + 2H₂O + O₂ = 2Fe(OH)₂

На воздухе Fe(OH)₂ подвергается дальнейшему окислению:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Таким образом, продукт коррозии — ржавчина Fe₃O₄, образуемая при высыхании гидроксидов железа.

Схема гальванического элемента:

(–) Fe | O₂, H₂O | Ag (+)

Экзаменационный билет №11

Экзаменационный билет №12

Экзаменационный билет №13

1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель. Условие образования осадка, произведение растворимости.

 

Экзаменационный билет №14

При какой температуре начинается процесс разложения карбоната кальция на оксиды? В какую сторону (увеличения или уменьшения) надо сдвинуть температуру, чтобы процесс протекал только в прямом направлении?

Уравнение реакции:

CaCO₃ = CaO + CO₂

Рассчитаем тепловой эффект этой реакции.

DH⁰ = DH⁰(CaO) + DH⁰(CO₂) – DH⁰(CaCO₃)

DH⁰(CaO) = –635,5 кДж/моль

DH⁰(CO₂) = –393,51 кДж/моль

DH⁰(CaCO₃) = –1206,9 кДж/моль

DH⁰ = –635,5 + (–393,51) – (–1206,9) = 177,89 кДж.

Рассчитаем изменение энтропии.

DS⁰ = S⁰(CaO) + S⁰(CO₂) – S⁰(CaCO₃)

S⁰(CaO) = 39,7 Дж/(моль×К)

S⁰(CO₂) = 213,68 Дж/(моль×К)

S⁰(CaCO₃) = 92,9 Дж/(моль×К)

DS⁰ = 39,7 + 213,68 – 92,9 = 160,48 Дж/К

Вычислим изменение энергии Гиббса при 298 К.

DG⁰ = DH⁰ – TDS⁰ = 177,89 – 298 × 0,16048 = 130,07 кДж.

При стандартных условиях DG⁰ > 0 и реакция разложения не идёт.

Рассчитаем температуру начала реакции. В этом случае DG⁰ = 0.

DH⁰ = TDS⁰

T = DH⁰ / DS⁰ = 177,89 / 0,16048 = 1108 К.

При температуре выше 1108 К процесс разложения карбоната кальция идет в прямом направлении.

Экзаменационный билет №15

Экзаменационный билет №16

1. Классификация окислительно-восстановительных процессов (на примерах). Условие самопроизвольного протекания и направленность этих процессов

 

Экзаменационный билет №17

Экзаменационный билет №18

Экзаменационный билет №19

Экзаменационный билет №20

1. Характеристика свойств элементов и их соединений: комплексообразующих, кислотно-основных, окислительно-восстановительных

 

2. При взаимодействии метана и сероводорода образуется CS₂(г) и H₂(г). Вычислите изменение энтальпии и энтропии процесса в стандартных условиях. Определите ориентировочную температуру начала процесса

Уравнение реакции:

CH₄(г) + 2H₂S(г) = CS₂(г) + 4H₂(г)

Найдем DH⁰ по следствию из закона Гесса.

DH⁰ = DH⁰(CS₂, г) – DH⁰(CH₄, г) – 2DH⁰(H₂S, г)

DH⁰(CS₂, г) = 88,7 кДж/моль

DH⁰(CH₄, г) = –74,85 кДж/моль

DH⁰(H₂S, г) = –21,0 кДж/моль

DH⁰ = 88,7 – (–74,85) – 2 · (–21,0) = 205,55 кДж

Найдем DS⁰.

DS⁰ = S⁰(CS₂, г) + 4S⁰(H₂, г) – S⁰(CH₄, г) – 2S⁰(H₂S, г)

S⁰(CS₂, г) = 151,0 Дж/моль×К

S⁰(H₂, г) = 130,52 кДж/моль

S⁰(CH₄, г) = 186,19 кДж/моль

S⁰(H₂S, г) = 205,7 кДж/моль

DS⁰ = 151,0 + 4 · 130,52 – 186,19 – 2 · 205,7 = 75,49 Дж/К.

DG⁰ = DH⁰ – TDS⁰

В состоянии равновесия DG⁰ = 0.

DH⁰ = TDS⁰

T = DH⁰ / DS⁰ = 205,55 / 0,07549 = 2722,9 К.

Ориентировочная температура начала реакции 2723 К.

3. Энергия активации реакции O₃(г) + NO(г) ® O₂(г) + NO₂(г) равна 10 кДж/моль. Каково значение температурного коэффициента процесса в интервале температур 300…310 К? Процесс подчиняется правилу Вант – Гоффа

Уравнение реакции:

O₃(г) + NO(г) ® O₂(г) + NO₂(г)

Энергия активации связана с константами скорости процесса при двух температурах:

По условию T₁ = 300 К; T₂ = 310 К

0,1293

1,1381.

Известно, что отношение скоростей (и констант скоростей) при двух температурах связано с температурным коэффициентом скорости g:

Вычисляем g.

1,1381.

Экзаменационный билет №1

Характеристика свойств элемента и его соединений по электронной формуле и по положению в периодической системе элементов.

 

2. Найдите константу равновесия системы, в которой протекает процесс: 2Fe³⁺ + Sn²⁺ D 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺, если известно: j⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 В; j⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = +0,15 В Приведите процессы окисления, восстановления.

Сравнивая величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, видим, что Fe³⁺ — более сильный окислитель, чем Sn⁴⁺. Поэтому в системе будут идти следующие процессы:

Fe³⁺ + e^– ® Fe²⁺ — восстановление

Sn²⁺ – 2e^– ® Sn⁴⁺ — окисление

Суммарная схема процесса:

2Fe³⁺ + Sn²⁺ D 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Вычисляем ЭДС.

E = j⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) – j⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,77 – 0,15 = 0,62 В.

Вычисляем константу равновесия.

lg K = nE / 0,059

n — наименьшее общее кратное чисел электронов в полуреакциях окисления и восстановления.

lg K = 2 · 0,62 / 0,059 = 21,0

K = 10²¹.

3. Определите изменение внутренней энергии системы при испарении 250 г воды при 290 К, допуская, что пары воды подчиняются законам идеальных газов. Удельная теплота парообразования воды при этой температуре составляет 2451 Дж/К

Изменение внутренней энергии ΔU = Q – W, где Q — теплота, подведенная к системе, W — работа.

Определяем теплоту испарения 0,250 кг воды.

Q = m · L_исп = 0,250 · 2451 = 612,75 кДж.

Испарение происходит при постоянном давлении, поэтому работа испарения равна:

W = p(V₂ – V₁)

V₂ — объем газообразной фазы, V₁ — объем жидкой фазы.

Объемом жидкой фазы пренебрегаем, так как объем жидкости при температурах, далеких от критической, значительно меньше объема пара.

Объем газообразной фазы определяем по закону идеального газообразного состояния:

V₂ = nRT / p

Здесь T — нормальная температура кипения, равная для воды 373,15 К.

Найдем количество воды, учитывая молярную массу, равную 18,01 г/моль.

n = m(H₂O) / M(H₂O) = 250 / 18,01 = 13,88 моль.

W = pnRT / p = nRT = 13,88 · 8,314 · 373,15 = 43061 Дж = 43,06 кДж.

Изменение внутренней энергии:

ΔU = Q – W = 612,75 – 43,06 = 569,69 кДж.

Экзаменационный билет №2

1. Ковалентная химическая связь. Механизмы её образования, характеристика ковалентной связи.