Примеры решения типовых задач

КАЗАНСКИЙ (ПРИВОЛЖСКИЙ) ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ПО ОБЩЕЙ

И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

ЧАСТЬ I: ОБЩАЯ ХИМИЯ

Казань - 2011

Печатается по решению Редакционно-издательского совета ФГАОУВПО

«Казанский (Приволжский) федеральный университет»

методической комиссии химического института им. А.М. Бутлерова Протокол № 2 от 23 сентября 2011 г.

заседания кафедры неорганической химии Протокол № 2 от 15 сентября 2011 г.

Составители:

Р.Р.Амиров, Г.А.Боос, Т.И.Бычкова, Ф.В.Девятов, Н.Л.Кузьмина, М.П.Кутырева, Ю.И.Сальников, Н.А.Улахович, В.Г.Штырлин.

 

Научные редакторы:

д.х.н., проф. Ф.В.Девятов, д.х.н., проф. Н.А.Улахович

 

Рецензенты:

профессор кафедры неорганической химии КГТУ д.х.н., проф. В.К. Полов- няк, профессор кафедры аналитической химии КФУ д.х.н., проф. Э.П. Ме- дянцева

 

 

Название: Учебное пособие по общей и неорганической химии для самостоятельной работы студентов. Часть I: общая химия / Р.Р.Амиров, Г.А.Боос, Т.И.Бычкова, Ф.В.Девятов, Н.Л.Кузьмина, М.П.Кутырева, Ю.И.Сальников, Н.А.Улахович, В.Г.Штырлин.

 

Учебное пособие предназначено для студентов химических специаль- ностей и составлено в соответствии с программой по общей и неорга- нической химии для студентов химических факультетов университе- тов. Оно содержит вопросы, упражнения и задачи для самостоятель- ной работы студентов.

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Основные понятия и законы химии. Основные классы неорганических соединений                                                         5

1.1. Вопросы                                                                                    5

1.2. Примеры решения типовых задач                                          8

1.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы          13

2. Строение атомов элементов. Свойства атомов. Атомное ядро. Периодический закон. Явление радиоактивности. Ядерные превращения                                                                                    21

2.1. Вопросы                                                                                  22

2.2. Примеры решения типовых задач                                        25

2.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы        27

3. Химическая связь                                                                           31

3.1. Вопросы                                                                                  32

3.2. Примеры решения типовых задач                                        35

3.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы        38

4. Термодинамика химических процессов                                      43

4.1. Вопросы                                                                                   44

4.2. Примеры решения типовых задач                                         46

4.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы         50

5. Химическая кинетика. Химическое равновесие                         54

5.1. Вопросы                                                                                    54

5.2. Примеры решения типовых задач                                           55

5.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы         62

6. Растворы                                                                                           72

6.1. Вопросы                                                                                   73

6.2. Примеры решения типовых задач                                         76

6.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы         84

7. Реакции окисления – восстановления. Электрохимия               92

7.1. Вопросы                                                                                   91

7.2. Примеры решения типовых задач                                         94

7.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы         98

8. Физико-химический анализ                                                          99

8.1. Вопросы                                                                                  99

8.2. Упражнения и задачи для самостоятельной работы      100

9. Общие свойства металлов. Сплавы                                             105

9.1. Вопросы                                                                                105

9.2. Примеры решения типовых задач                                      108

9.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы       111

10. Комплексные соединения                                                             116

10.1. Вопросы                                                                                117

10.2. Примеры решения типовых задач                                       119

10.3. Упражнения и задачи для самостоятельной работы         125

Ответы к задачам                                                                                 129

Билеты тест-контроля                                                                         134

Литература                                                                                           141

Основные понятия и законы химии. Основные классы неорганических соединений

Важнейшие понятия. Основные понятия химии. Атом. Молеку- ла. Химический элемент. Изотопный состав химических элементов. Простое и сложное вещество. Химический эквивалент.

Агрегатное состояние вещества. Характерные особенности раз- личных агрегатных состояний вещества. Температурные условия их существования. Понятие о стандартных условиях.

Основные типы структур неорганических соединений. Вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Атомные, ионные, ме- таллические решетки. Полимерное строение вещества. Кристалличе- ское и аморфное состояние вещества. Графические формулы и их применимость к веществам с различной структурой.

Основные стехиометрические законы, их современная трактовка. Применимость стехиометрических законов к веществам с молекуляр- ной и немолекулярной структурой.

Нестехиометрические соединения. Факторы, определяющие воз- можность существования нестехиометрических соединений. Несте- хиометрические соединения: оксиды и сульфиды металлов, интерме- таллические соединения, фазы внедрения.

Классы неорганических соединений: классификация. Получение и свойства оксидов, гидроксидов, кислот и солей.

 

Вопросы

1.1.1. Какие вещества называются простыми, а какие сложными? Приведите примеры.

1.1.2. Перечислите основные положения атомно-молекулярного учения.

1.1.3. Что называется атомом, молекулой, элементом?

1.1.4. В каких случаях частицу вещества можно назвать и атомом и молекулой?

1.1.5. Что называется атомной и молекулярной массой?

1.1.6. В каких единицах выражается масса атома (молекулы) и атом- ная (молекулярная) масса?

1.1.7. Что такое моль?

1.1.8. Что называется аллотропией и чем она обусловлена?

1.1.9. Приведите примеры известных вам элементов, имеющих алло- тропные модификации.

1.1.10. Чем отличается простейшая формула вещества от истинной (молекулярной)?

1.1.11. Что означает число Авогадро и чему оно равно?

1.1.12. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из него.

1.1.13. Какие условия принимаются за нормальные?

1.1.14. Какой объем занимает моль любого газообразного вещества при нормальных условиях? Как называется этот объем?

1.1.15. Что называется абсолютной, а что относительной плотностью? Какими соотношениями они связаны с молекулярной массой?

1.1.16. Как на основании закона Авогадро можно вычислить молеку- лярную массу газообразного вещества?

1.1.17. Напишите формулу объединенного газового закона (Бойля- Мариотта и Гей-Люссака), уравнение Менделеева- Клапейрона?

1.1.18. Каков физический смысл универсальной газовой постоянной R?

1.1.19. Сформулируйте закон сохранения массы. Кем он открыт? Его значение для химии.

1.1.20. Сформулируйте закон постоянства состава. Кем он открыт?

1.1.21. Поясните оба закона с точки зрения атомно-молекулярного учения.

1.1.22. Соблюдается ли закон сохранения массы в ядерных процес- сах? Проявлением какого общего закона является закон со- хранения массы?

1.1.23. Какие соединения называются дальтонидами, а какие бертол- лидами?

1.1.24. Что называется эквивалентом вещества?

1.1.25. Как определяются мольные массы эквивалентов сложных ве- ществ: оксидов, оснований, кислот, солей?

1.1.26. Сформулируйте закон эквивалентов.

1.1.27. Как определяются мольные массы эквивалентов сложных ве- ществ (окислителя и восстановителя) в окислительно- восстановительных реакциях?

1.1.28. Что выражает собой химическое уравнение?

1.1.29. По каким внешним признакам можно судить о протекании химической реакции?

1.1.30. Приведите примеры различных типов химических реакций.

1.1.31. На какие классы делятся неорганические соединения?

1.1.32. Какие вещества называются оксидами? Приведите примеры оксидов.

1.1.33. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфо- терными? Приведите примеры.

1.1.34. Как составляются названия оксидов? Приведите примеры.

1.1.35. Какие оксиды являются солеобразующими, а какие – индиф-

ферентными? Приведите примеры.

1.1.36. Какими физическими свойствами обладают оксиды?

1.1.37. Какими химическими свойствами обладают основные, кис- лотные и амфотерные оксиды? Напишите уравнения соответ- ствующих реакций.

1.1.38. Что представляют собой пероксиды? Приведите примеры.

1.1.39. Какими способами можно получить оксиды? Напишите урав- нения соответствующих реакций.

1.1.40. Как изменяется характер оксидов в периоде слева направо и в группе сверху вниз?

1.1.41. Какие соединения называются основаниями (гидроксидами)? Приведите примеры.

1.1.42. Чем определяется кислотность основания? Приведите приме- ры одно-, двух- и трехкислотных оснований.

1.1.43. Какие основания называются щелочами? Приведите примеры.

1.1.44. Какова номенклатура оснований? Приведите примеры.

1.1.45. Какими физическими свойствами обладают основания?

1.1.46. Какими химическими свойствами обладают основания? Напишите уравнения соответствующих реакций.

1.1.47. Какая реакция называется реакцией нейтрализации? В чем ее сущность? Приведите пример.

1.1.48. Какие основания называются амфотерными? Приведите при- меры. Напишите уравнения реакций, доказывающих их амфо- терность. Какими способами можно получить основания? Напишите уравнения соответствующих реакций.

1.1.49. Как изменяется характер основания в периодах слева направо и в группах сверху вниз?

1.1.50. Какие соединения называются кислотами? Приведите приме- ры.

1.1.51. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры одно-, двух-, трехосновных кислот.

1.1.52. Какова номенклатура кислородсодержащих кислот, бескисло- родных кислот? Приведите примеры.

1.1.53. На какие группы по силе делятся кислоты? Приведите приме- ры.

1.1.54. Какими физическими свойствами обладают кислоты?

1.1.55. Какими химическими свойствами обладают кислоты? Напи- шите уравнения соответствующих реакций.

1.1.56. Какими способами можно получить кислоты? Напишите уравнения соответствующих реакций.

1.1.57. Как изменяются свойства кислот в периодах слева направо и в группах сверху вниз?

1.1.58. Какие соединения называются солями? Приведите примеры.

1.1.59. Какие соли называются средними, кислыми, основными, двойными, комплексными. Приведите примеры.

1.1.60. Какими способами можно получить соли? Напишите уравне- ния соответствующих реакций.

1.1.61. Какими химическими свойствами обладают соли? Напишите уравнения соответствующих реакций.

1.1.62. В чем сходство и различие свойств солей: а) кислых и сред- них; б) основных и средних?

1.1.63. У каких кислот не может быть кислых солей? Какие основа- ния не дают основных солей?

Примеры решения типовых задач

1.2.1. Определите массу сульфата меди количеством вещества 0,5 моль.

Решение.   Молярная масса сульфата меди составляет: M(CuSO₄) = 160 г/моль

Определяем массу CuSO₄: m(CuSO₄)= n (CuSO₄)·M(CuSO₄); m (CuSO₄) = 0,5 моль•160 г/моль = 80 г.

1.2.2. Определите количество вещества атомного азота, содержаще- гося в нитриде кальция массой 29,6 г.

Решение. Молярная масса нитрида кальция составляет: M(Ca₃N₂)= 48 г/моль. Определяем количество вещества Ca₃N₂:

n (Ca 3 мNо 2  л) ь =

29, 6 г.

 

148 г / моль

= 0, 2

Количество вещества атомарного азота, исходя из простейшей формулы нитрида кальция, равно: n(N)=2·n (Ca₃N₂)= 2 · 0,2 моль = 0,4 моль.

1.2.3. Определите число молекул в 5 г водорода.

Решение. M(H₂) = 2 г/моль. Так как 1 моль вещества при н.у. содержит 6,02 ·10²³ (число Авогадро) молекул, следовательно:

2 г (H₂) – 6,02 · 10²³ молекул 5 г (H₂) – х молекул

5 6, 02 10              23

×   × 23

х =               = 15, 05 ×10молекул.

2

Определите массовую долю каждого элемента, входящего в состав фосфата кальция. Ответ выразите в процентах.

Решение. Формула фосфата кальция–Ca₃(PO₄)₂. M((Ca₃(PO₄)₂)

=310 г/моль. Пусть масса фосфата кальция равна 310 г, тогда 310 г Ca₃(PO₄)₂ – 100%

3·40 г Са     _ ω (Са)

w (Ca) = 3× 40 ×100 = 38, 7% 310

310 г Ca₃(PO₄)₂ – 100%

2·31 г Р         - ω (Р)

 

310 г Ca₃(PO₄)₂ - 100%

8·16 г О         - ω (О)

 

 

w (P) = 2 × 31×100 = 20%; 310

 

w (O) = 8 ×16 ×100 = 41, 3% 310

 

1.2.5. При нормальных условиях 18 л газовой смеси, состоящей из аммиака и этана имеют массу 24 г. Сколько литров каждого из газов содержит смесь?

Решение. Пусть V(NH₃)= x л, V(C₂H₆)= y л. Массы газов рав- ны:

m (NH 3) =

x

22,4

´17 = 0,759 x (г).

m (C 2 H 6) =

y

22,4

´ 30 = 1,339 y (г).

Решаем систему, находим: x = 0,18 л; y = 17,82 л.

ì x  + обyъ = е 1 м 8 с (меси       )

î

í0, 759 x + м 1 а, 3 сс 3 а 9 yсм = е 2 си 4 (              )

Решаем систему, находим: x = 0,18 л; y = 17,82 л.

1.2.6. Каких атомов – азота или меди – больше в земной коре и во сколько раз? Массовые доли азота и меди в земной коре при- мерно равны между собой и составляют 0,01%.

Решение. Пусть масса земной коры М г, тогда m(N) = 0,01· M, m(Cu) = 0,01·M. Количество атомов пропорционально количе- ству моль:

оль

n (Cu) м = 0, 01×  M   = 1, 56 ×10-4  M

n (N) м = 0, 01 M

×

64

оль    = 7,14 ×10-4 M

14

n (N)

 

n (Cu)

= 4, 58

 

1.2.7. Вычислите: 1) относительную плотность оксида углерода (IV) по воздуху; 2) массу 1 литра (н.у.) оксида углерода (IV); 3) объем (н.у.) 1 г оксида углерода (IV).

Решение. 1) По формуле:

D возд.

М(СО)

=     2

М

находим относитель-

ную плотность, зная, что

(возд)

2

М(СО) = 44 г/моль, M_(возд.) = 29 г/моль.

Dвозд

= 44 = 1,52

29

2)    44 г СО₂ - 22,4 л.

 

х г       - 1 л

 

x = 44

22,4

 

= 1,96 г.

3) 44 г СО₂ – 22,4 л

1 г       - x л                        x = 0,51 л.

1.2.8. Найдите простейшие формулы веществ, содержащих: 1) 40% серы и 60% кислорода; 2) 50% серы и 50% кислорода. Решение. 1) Пусть образец вещества имеет массу 100 г. Обо- значим число                           атомов серы через х, а кислорода – через у. Тогда простейшая формула примет вид: S_xO_y. Рассчитываем массы элементов, содержащихся в 100 г соединения:

m(S) = ω(S) · m(S_x O_y) = 0,4 · 100 = 40 г, m(O) = ω(O) · m(S_x O_y) = 0,6 · 100 = 60 г.

Находим число атомов элементов в простейшей формуле со- единения как отношение количеств веществ элементов, со- держащихся в 100 г соединения:

x: y = nи (Sли): n (O) =   m (S )  :   m (O)  = 40 : 60 = 1, 25: 3, 75          1: 3

M (S) M (O) 32  16

Такое соотношение отвечает простейшей формуле SO₃.

2) m(S) = ω(S) · m (S_x O_y) = 0,5 · 100 = 50 г, m(O) = ω(O) · m (S_x O_y) = 0,5 · 100 = 50г.

Такое соотношение отвечает простейшей формуле SO₂.

x: y = n (S): иnл (иO) =   m (S):   m (O)  = 50: 50 = 1, 5625: 3,125            1: 2

M (S)   M (O)  32  16

1.2.9. Вычислите среднюю плотность по воздуху (D_возд.) газовой смеси, объемные доли газов в которой для метана (CH₄) и эти- лена (С₂Н₄) равны 52 и 48%.

Решение. М(CH₄) = 16 г/моль, М(С₂Н₄) =28 г/моль. Определяем среднюю молекулярную массу (М ср.) смеси:

М _ср. = 0,48 ·28 + 0,52 · 16 = 21,76

Плотность по воздуху (D _возд.) газовой смеси равна:

Dвозд =

Мср. (газов. смеси)

М (возд.)

= 21,76

29

 

= 0,75

1.2.10. При 17⁰С и давлении 1,04·10⁵ Па масса 0,624·10^-3 м³ газа равна 1,56·10^-3 кг. Определите молярную массу газа.

Решение. Рассчитаем молярную массу газа, используя уравне-

ние Менделеева – Клапейрона:

PV = m × RT M

Если давление измерять в Па, объем в м³, массу в г, R=8,3144 Дж/моль · К, тогда молярная масса газа равна:

моль =                               = 58  /  .

Mг =  mRT 1, 56 ×8, 3144 × (17 + 273)

PV  1, 04 ×105 × 0, 624 ×10-3

1.2.11. Какой объем при н.у. займут 0,4·10^-3 м³ газа, находящегося при 50⁰С и давлении 0,954 ·10⁵ Па?

Решение. По уравнению, объединяющему законы Бойля –

Мариотта и Гей – Люссака:

находим V_o = 0,32 л.

PV =  Po Vo T To

1.2.12. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его атом- ную массу, если 1,215 г его вытесняют из серной кислоты 1,12 л водорода (н.у.). Степень окисления металла в соединении

+2.

Решение. По условию задачи выделяется 0.05 моль водорода:

nм = оль 1.12 л

22.4 л / моль

= 0, 05 ,

что составляет 0,1 моль атомов водорода. Следовательно, мо- лярная масса эквивалента металла равна:

1.215 г

0,1 моль

= 12,15 г / моль.

Молярная масса эквивалента (Мэ) связана с атомной массой

элемента (Аm.м.) соотношением

Мэ =  Ат. м.,

z

где z – степень окисления элемента. Так как степень окисле- ния у металла = +2, то Аm.м. = 2· Мэ = 2·12,15= 24,3 г/моль (это - Mg).

1.2.13. На нейтрализацию 2,45 г кислоты затрачено 2,00 г гидроксида натрия. Определите молярную массу эквивалента кислоты. Решение. Согласно закону эквивалентов отношение масс кис- ло  ты к щелочи должно быть равно отношению их молярных

масс эквивалентов: 2, 45 г =

2, 00 г

Мэ   ,

40 г / моль

где Мэ – мольная масса эквивалента кислоты, 40 г/моль моль- ная масса эквивалента щелочи. Мэ = 49 г/моль.

1.2.14. К 10 г смеси магния с оксидом магния добавили раствор хло- роводородной кислоты. Какова массовая доля (%) оксида маг- ния в смеси, если в результате реакции получили 8 л. водоро- да?

Решение. Запишем уравнения реакций:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂                (1)

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂O             (2)

Рассчитаем число моль водорода, выделяющихся по реакции (1):

n(H 2) =

8л

22,4 л

= 0,357 моль.

моль

Находим количество (моль) магния по уравнению (1), если выделяется 0,357 моль водорода: n (Mg) = n (H₂) = 0,357 моль. Рассчитаем массу магния в смеси:

m(Mg) = n(Mg) · 24 ^г/_моль = 0,357 моль · 24 ^г/_моль = 8,57 г.

Рассчитаем массу оксида магния в смеси: m(MgO) = 10 г – 8,57 г = 1,43 г.

Рассчитаем массовую долю оксида магния в смеси:

w (Mg) = 1,43 = 0,143 или 14,3%

10

1.2.15. Сколько моль гидроксида натрия потребуется для нейтрализа- ции раствора серной кислоты, содержащей 19,6?

Решение. Запишем уравнение реакции: 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Рассчитаем число моль серной кислоты:

n(H

2SO 4) =

19,6 г

98 г

= 0,2 моль

моль

Рассчитаем число моль гидроксида натрия в реакции нейтра- лизации:

n (NaOH) = 2 n (H₂SO₄) = 2·0,2 = 0,4 моль.

1.2.16. При разложении 8,2 г смеси карбонатов кальция и магния вы- делилось 2,116 л газа (н.у.). Определите массовые доли (%) карбонатов в смеси.

Решение. Запишем уравнения реакций:

CaCО ^t CaO + CO

(1)

3  =             2

=

MgCO₃ t MgO + CO₂         (2)

Пусть в исходной смеси содержалось х моль СаСО₃ и у моль MgCO₃, тогда масса будет равна: M(CaCO₃) = 100 ^г/_моль, M(MgCO3) = 84 г/моль

100 х + 84 у = 8,2.

Рассчитаем число моль СО₂, выделяющегося по реакции (1) и (2);

n (CO₂) = n (CaCO₃) = x

n (CO₂) = n (MgCO₃) = y

x + y = 2,116 = 0,0945 22,4

Решаем систему уравнений, получим:

ì100x + 84y = 8,2

î

íx + y = 0,0945

х = 0,0164; у = 0,0781

Рассчитаем массу солей:

m (CaCO₃) = n (CaCO₃)·M (CaCO₃) = 0,0164·100 = 1,64 г m (MgCO₃) = n (MgCO₃)·M (MgCO₃) = 0,0783·84 = 6,56 г.

Рассчитаем массовые доли СаСО₃ и MgCO₃:

w (CaCO) = 1,64 = 0,2 или 20%

3    8,2

w (MgCO) = 6,56 = 0,8 или 80%.

3    8,2

1.2.17. Через раствор, содержащий 60 г гидроксида натрия, пропусти- ли оксид углерода (IV), полученный при действии избытка хлороводородной кислоты на 200 г карбоната кальция, какая соль и в каком количестве образовалась?

Решение. Запишем уравнения реакций:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O    (1) NaOH + CO₂ = NaHCO₃                        (2)

Рассчитаем количество вещества карбоната кальция (М(СаСО₃)

= 100 ^г/_моль) и гидроксида натрия (М(NaОH) = 40 ^г/_моль):

n(CaCO3

) = 200 = 2 моль,

100

n(NaOH) = 60 = 1,5 моль.

40

По уравнению (1): n (CO₂) = n (CaCO₃) = 2 моль. Сравнивая ко- личества вещества СО₂ и NaOH, мы видим, что по уравнению

(2) образуется 1,5 моль NaHCO₃ и остается в избытке 2 – 1,5 = 0,5 моль СО₂. Рассчитаем массу соли: m (NaHCO₃) = n (NaHCO₃)· M (NaHCO₃) = 1,5·84 = 126 г

1.2.18. Составьте формулы средней, кислых и основной солей, образо- ванных мышьяковой кислотой и гидроксидом калция.

Решение. Запишем уравнения реакций:

3Сa(OH)₂ + 2H₃АsO₄ = Ca₃(АsO₄)₂ + 6H₂O Сa(OH)₂ + 2H₃АsO₄ = Ca(H₂АsO₄)₂ + 2H₂O Сa(OH)₂ + H₃АsO₄ = Ca(HАsO₄) + 2H₂O 3Сa(OH)₂ + H₃АsO₄ = (CaOH)₃АsO₄ + 3H₂O.