Контрольная работа по общей и неорганической химии

ГБОУ ВПО Дальневосточный государственный медицинский университет

Минздравсоцразвития России

Кафедра общей, физической и коллоидной химии

Контрольная работа № 1 по общей и неорганической химии

Студентки    1    курса    105    группы

заочного отделения фармацевтического факультета

Берченко Людмилы Николаевны

№ зачётной книжки:11384                     Вариант № 84

Домашний адрес:

инд.680033, г. Хабаровск,

ул. Тихоокеанская, д.170-а, кв.92

Задание № 9

Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов периодической системы атомные массы выражаются дробным числом? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?

ИЗОТОПЫ (от изо... и греч. topos - место), нуклиды одного хим. элемента, т.е. разновидности атомов определенного элемента, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе химических элементов. Термин "изотопы" предложен в 1910 Ф. Содди для обозначения химически неразличимых разновидностей атомов, отличающихся по своим физическим (прежде всего радиоактивным) свойствам. Стабильные изотопы впервые обнаружены в 1913 Дж. Томсоном с помощью разработанного им т. наз. метода парабол - прообраза современной масс-спектрометрии. Он установил, что у Ne имеется, по крайней мере, 2 разновидности атомов с массовым числом 20 и 22. Названиями и символами изотопов обычно служат названия и символы соответствующих химических элементов; массовое число указывают сверху слева от символа. Например,  для обозначения природных изотопов хлора используют запись ³⁵Сl и ³⁷С1; иногда внизу слева указывают также порядковый номер элемента, т.е. пишут ³⁵₁₇Сl и ³⁷₁₇Cl. Только изотопы самого легкого элемента -водорода с маc. ч. 1, 2 и 3 имеют спец. названия и символы: протий (¹₁Н), дейтерий (D, или ²₁Н) и тритий (Т, или ³₁H) соответственно. Из-за большой разницы в массах поведение этих изотопов существенно различается. Стабильные изотопы встречаются у всех четных и большинства нечетных элементов . Число стабильных изотопов у элементов с четными номерами может быть равно 10 (напр., у олова); у элементов с нечетными номерами не более двух стабильных изотопов. Известно около 280 стабильных и более 2000 радиоактивных изотопов у 116 природных и искусственно полученных элементов. Для каждого элемента содержание отдельных изотопов в природной смеси претерпевает небольшие колебания, которыми часто можно пренебречь. Более значит. колебания изотопного состава наблюдаются для метеоритов и др. небесных тел. Постоянство изотопного состава приводит к постоянству атомной массы встречающихся на Земле элементов, представляющей собой среднее значение массы атома данного элемента, найденное с учетом распространенности изотопов в природе. Колебания изотопного состава легких элементов связаны, как правило, с изменением изотопного состава при различных процессах, протекающих в природе (испарение, растворение, диффузия и т.п.). Для тяжелого элемента Рb колебания изотопного состава разных образцов объясняются различным содержанием в рудах, минералах и др. источниках урана и тория - родоначальников естественных радиоактивных рядов. Различия свойств изотопов данного элемента называют изотопными эффектами. Важной практической задачей является получение из природных смесей отдельных изотопов - изотопов разделение. В научной литературе термин "изотопы" длительное время употреблялся не только в указанном значении, но и в единственном числе для обозначения разновидности атомов с определенным значением массового числа, т. е. для обозначения нуклида. В настоящее время такое использование термина "изотопы" неправильно.

Среди многочисленных изотопов различных элементов можно найти ядра разного заряда, но с одинаковой массой. Различные элементы, атомы которых обладают одинаковой массой, называют изобарами («равная тяжесть»).Ядра изобаров содержат равное число нуклонов, но различные числа протонов и нейтронов . Например, атомы ¹⁰₄Be, ¹⁰₅B, ¹⁰₆C представляют собой три изобара с атомной массой = 10. Массы изобаров могут несколько отличаться друг от друга, что связано с различием в энергиях связи их ядер. Изобары с наименьшими массами устойчивы относительно бета-распада, более тяжёлые — неустойчивы. Тяжёлый изобар с избытком протонов испытывает позитронный распад или К-захват, а с избытком нейтронов — электронный распад. Частный случай изобаров — зеркальные ядра (встречающиеся среди лёгких ядер), которые получаются заменой протонов на нейтроны и нейтронов на протоны, например ¹⁰₆С₄ и ¹⁰₄Be₆ или ⁷₃Li₄ и ⁷₄Ве₃.

Задание № 27

Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ, величина, характеризующая способность атома к поляризации ковалентных связей. Если в двухатомной молекуле А — В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным, чем А.
Л. Полинг предложил (1932) для количеств. характеристики электроотрицательности использовать термохимохимические данные об энергии связей А—А, В — В и А — В - соотв. Е_АА, Е_вв и Е_АВ. Энергия гипотетической чисто ковалентной связи А — В (Е_ков) принимается равной среднеарифметической. или среднегеометрической значению величин E_AA и Е_ВВ. Если электроотрицательности атомов А и В различны, то связь А — В перестает быть чисто ковалентной и энергия связи Е_АВ станет больше Е_ков на величину Чем больше различие электроотрицательностей атомов А и В, тем больше величина Используя эмпирическую формулу (множитель 0,208 возникает при переводе значений энергии из ккал/моль в эВ) и принимая для атома водорода произвольное значение электроотрицательности равное 2,1, Полинг получил удобную шкалу относительно числовых значений электроотрицательности, часть которых отражена в таблице электроотрицательности элементов. Наиболее электроотрицателен самый легкий из галогенов - F, наименее - тяжелые щелочные металлы.
Для количеств. описания электроотрицательности, помимо термохимических данных, используют также данные о геометрии молекул (напр., метод Сандерсона), спектральные характеристики (напр., метод Горди).

Электроотрицательность зависит не только от расстояния между ядром и валентными электронами, но и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Атом с 7 электронами на внешней оболочке будет проявлять гораздо большую электроотрицательность, чем атом с 1 электроном. Фтор является "чемпионом" электроотрицательности по двум причинам. Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка (...2s² 2p⁵) расположена близко к ядру.

Электроотрицательность по Полингу –

Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный "блок" то обнаруживается закономерность. Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя - типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, иногда называют полуметаллами. Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей от левого верхнего к правому нижнему углу блока р-элементов в Периодической таблице. Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной "октетной" ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них - существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью.

Электроотрицательность возрастает тоже слева на право, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

При перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

Задание № 56

Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм её образования? Какие свойства ионной связи отличают её от ковалентной? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы.

Ионные соединения – обычно твердые и хрупкие вещества, плавящиеся при высоких температурах. Растворы ионных соединений проводят электрический ток, потому что при растворении они распадаются на заряженные ионы. Типичное ионное соединение – поваренная соль NaCl.

Рис. поваренная соль NaCl (ионная связь между атомами) – твердое кристаллическое вещество.

Прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью, при этом образуются разноименно заряженные тела, которые называются ионами. Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.
•• ••
Na• + •Cl•• =Na++[••Cl••]-
•• ••

Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности (взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной) и ненасыщаемости (каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот). Примером ионного соединения является поваренная соль FeCl2 и KCl
электролиз
FeCl2 →Fe+ Cl2
электролиз
2KCl→ 2K+ Cl2 (электролиз расплава). Иногда встречается утверждение, что ионная связь – это химическая связь, возникающая в результате кулоновского притяжения противоположно заряженных ионов. Действительно, электростатическое притяжение противоположных зарядов в ионных соединениях вносит заметный вклад в энергию связи. Но в то же время ковалентная составляющая химической связи никогда не выключается полностью даже в наиболее ионных соединениях. Таким образом, граница между полярными ковалентными и ионными соединениями достаточно условна. Например, чистая вода (полярное ковалентное соединение) все-таки обладает электропроводностью (правда, очень низкой), а если поваренную соль (ионное соединение) расплавить и нагреть до кипения в вакууме, то в парах будут присутствовать молекулы Na–Cl, а не отдельные ионы Na⁺ и Cl^–.

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-анион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.
Типичные ионные соединения: NaCl, LiF.
Уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы:
Na⁺ + 1e → Na⁰
Cl^- → Cl⁰ + 1e

Li⁺ + 1e → Li⁰
F^- → F⁰ + 1e

Задание № 68

Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если 1,168*10^-3 кг его вытеснили из кислоты 438*10^-6 м³ водорода, измеренного при 17⁰С и давлении 98642 Па.

Решение: приведем объем вытесненного водорода к нормальным условиям, воспользовавшись объединенным газовым уравнением

V₀ = P.V.Т₀/P₀.Т = 98642.438.273/1,013.10⁵.298 = 401,5 мл

Эквивалентный объем водорода V_Э(H₂) = 11,2 л/моль при нормальных условиях, поэтому

m(Zn)/V(H₂) = M_Э(Zn)/V_Э(H₂); M_Э(Zn)= 1,168 г.11,2 г/моль/0,4015 л =  32,58 г/моль.

Ответ: молярная масса эквивалента Zn 32,58 г/моль

Задание № 94

Смешаны 0,8 дм³ 1,5 М NaOH и 0,4 дм³ 0,6 М NaOH. Какова молярная концентрация эквивалента и титр полученного раствора?

Решение: Молярная концентрация раствора С_м/ NaOH/- это отношение n /NaOH/ растворённого вещества NaOH к объёму раствора С_м/NaOH/= = моль/дм³, где n- число моль вещества, соответственно находим n₁- 0,8 дм³ 1,5 М NaOH ; и n₂ - 0,4 дм³ 0,6 М NaOH;

n₁ = C₁ * V₁ = 1.5 моль/дм³ * 0.8 дм³ = 1.2 моль-экв
n₂ = C₂ * V₂ = 0.6 моль/дм³* 0.4 дм³ = 0.24 моль-экв
n = n₁ + n₂ = 1.2 + 0.24 = 1.44 моль-экв

V = V₁ + V₂ = 0.8 + 0.4 = 1.2 дм³
С _M = n / V = 1.44 моль-экв / 1.2 дм³ = 1.2 моль/дм³

Т.к. n /вещества/ =  ,     то     С_M=  = моль/дм³ ,зная С_M /NaOH/ вычисляем массу растворенного вещества m /NaOH/ в растворенном объёме V   m/NaOH/ = C_M /NaOH/ *M/NaOH/ *V , М(NaOH) =

m =1.2 моль/дм³*40г/моль*1.2 дм³=

Эквивалентная или молярная концентрация эквивалента С_н это число эквивалента вещества в 1 дм³/1л/ раствора С_н или С /А/, где А растворенное вещество, число моль эквивалента вещества обозначается n ().                     n () =  = ;     С/А/ =  , моль/дм³, где - фактор эквивалентности, М/А/ - молярная масса эквивалента вещества А(NaOH-для данной задачи),следовательно: если фактор эквивалентности ƒ_э или  (формульная единица вещества) = эквивалент основания равен где  n (OH^-)- число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания), для NaOH , тогда С_H (NaOH) = (57,6 г)/(1*40г/моль*1.2 моль/дм³ ) = 0,12 моль/дм³

Титр раствора Т(А) показывает отношение массы растворенного вещества к объёму V его раствора: T (NaOH) = m (NaOH)/V(NaOH), тогда  

T (NaOH) =/1.2 дм³ = 48 г/ дм³ т.к. 1000см³ = 1дм³,тогда 48 г/ дм³ =48000 г/ см³

Ответ: молярная концентрация эквивалента 0,12 моль/дм³, титр раствора 48000 г/ см³

Задание № 109

Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования  NO, исходя из следующих термохимических уравнений:

4 NH₃(г)+5О₂(г) = 4 NО(г) +6H₂О (ж);                 ΔН=-1168,80 кДж.

4 NH₃(г)+3О₂(г) = 2 NО₂(г) +6H₂О (ж);                 ΔН=-1530,28 кДж.

Решение: Следствие из закона Гесса: «Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом коэффициентов реакции»:

DH⁰_х.р. = n × DH⁰_{продуктов} - n × DH⁰_{исходных веществ}.

DH⁰_х.р. = DH⁰_{обр.прод} 4 NО(г) +DH⁰_{обр.прод} 6H₂О (ж) -  DH⁰_исх.в-в 4 NH₃(г)+ DH⁰_исх.в-в 5О₂(г) , если               

∆H(О_2(г)) = 0 ;  ∆H(NH_3(г)) = -46,19 кДж ;  ∆H(H₂О_(ж)) = -285,84 кДж

DH(NО_(г)) = (DH⁰_х.р.+ 4*∆H(NH_3(г)) + 5*DH⁰(О_2(г)) – 6*∆H(H₂О_(ж)))/4

∆H(NО_(г)) = (-1168,8+4*(-46,19) + 0 -6*(-285,84)) = 90,37кДж.

Ответ:90,37кДж.

Задание № 134

Какие и взаимодействия карбонатов BeCO₃, CaCO₃ или BaCO₃ - можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с CO₂? Какая реакция идёт наиболее энергично? Вывод сделайте, сличив ΔG⁰289 реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02кДж.

Решение: Для реакций, протекающих при постоянном давлении и температуре, введена термодинамическая функция DG - энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), определяющая влияние энтальпии и энтропии на ход реакции. По знаку и величине энергии Гиббса можно судить о направлении реакции. Если DG⁰ < 0, возможно самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении; если DG⁰ = 0, то в системе наступает состояние равновесия.

1) BeO + CO_2(г) = BeCO_3(к)
∆G_х.р.1 = -944,75 + 581,61 + 394,38 = 31,24 кДж

2) CaO + CO_2(г) = CaCO_3(к)
∆G_х.р.2 = -1128,37 + 604,2 + 394,38 = -129,79 кДж

3) BaO + CO_2(г) = BaCO_3(к)
∆G_х.р.3 = -1138,8 + 528,4 + 394,38 = -216,02 кДж

Первая реакция не идет при стандартных условиях, т.к. ∆G_х.р.1 > 0. Наиболее энергично протекает третья реакция, т.к. ∆G_х.р.2 > ∆G_х.р.3.

Задание № 151

Константа скорости реакции разложения N₂O, протекающей по уравнению 2N₂O=2N₂ + O₂ , равна 5*10^-4. Начальная концентрация N₂O=6,0моль/дм³ . Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N₂O.Ответ: 1,8 * 10^-2 ; 4,5 * 10^-3 .

Решение: При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные коэффициентам реакции. Аналитическая запись закона для реакции в общем виде следующая:

aA + bB D cC + dD,

V = k[A]^a × [B]^b,

Скорость реакции = k*[N₂O]² , где k - константа скорости реакции, а [N₂O] - концентрация N₂O. Подставляя данные задачи в формулу получаем скорость реакции:

V_{начальная} = 5*10^-4 * 6² = 180*10^-4 = 1,8*10^-2
V_{при 50%«разлож.»} = 5*10^-4 * 3² = 45*10^-4 = 4,5*10^-3

Задача 172.

Определите, будут ли при одной и той же температуре изотоническими (с одинаковым осмотическим давлением) водные растворы сахара C₁₂H₂₂O₁₁  и глицерина C₃H₈O₃, если массовые доли этих веществ в растворах 3%. Плотности растворов принять равными 1.

Решение:

4. Осмотическое давление. Осмос − явление односторонней диффузии через полупроницаемую перегородку, разделяющую раствор и

чистый растворитель или два раствора разной концентрации.

Давление, которое требуется создать, чтобы остановить осмос

из чистого растворителя в раствор, называется осмотическим

(принцип Вант-Гоффа).

P_осм = C_М·R·T

где С_М − молярная концентрация раствора (число моль вещества на 1 л

раствора); R − универсальная газовая постоянная; T − абсолютная темпера-

тура, если принять стандартными условия прохождения реакции, тогда Т = 298 К, R = 8,314 Дж/моль*К

Изотонические растворы имеющие одинаковое  осмотическое давление, согласно закону Вант-Гоффа должны иметь одинаковые молярные концентрации.

Молярная масса сахара 342 г/моль. Молярная масса глицерина равна 92 г/моль.

Принимаем, что масса раствора сахара равна 100 гр., m(р-раС₁₂Н₂₂О₁₁) = 100 гр. рассчитаем m (С₁₂Н₂₂О₁₁), массовая доля (w) показывает, сколько граммов вещества растворено в 100 граммах раствора:

m (С₁₂Н₂₂О₁₁) =               m (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 30 г

n (С₁₂Н₂₂О₁₁) =                    n (С₁₂Н₂₂О₁₁) =   0,0877193 

0,088 моль,          рассчитываем V выбранного образца раствора V 

V = 100 г = 0,1 л

определяем молярную концентрацию раствора С₁₂Н₂₂О₁₁            С _м =  

С (С₁₂Н₂₂О₁₁) _м =   = 0,88 моль/л ; подобным образом находим

С (С₃Н₈О₃) _м        m (С₃Н₈О₃) = 30 г

n (С₃Н₈О₃) =   0,032608 0,0326 моль        

С (С₃Н₈О₃) _м   =   3,26 моль/л 

Р_осм(С₁₂Н₂₂О₁₁) = 0,88 моль/л *298 К *8,314 Дж/моль*К = 2180 кПа

Р_осм(С₃Н₈О₃) = 3,26 моль/л *298 К *8,314 Дж/моль*К = 8076,8848087 кПа ,

Ответ: Р_осм(С₁₂Н₂₂О₁₁) =  2180 кПа; Р_осм(С₃Н₈О₃) = 8087 кПа растворы не имеют одинакового осмотического давления и не могут быть оба изотоническими.

Задача 194.

Растворимость Aq₂SO₄ при t ⁰ 0 равна 0,02 моль/дм³. Рассчитайте концентрацию ионов Aq⁺ и  SO₄^2- в насыщенном растворе соли, если кажущаяся степень ионизации Aq₂SO₄ 52%.

Степень электролитической диссоциации сильного электролита, определяемая опытным путем, называется  кажущейся или эффективной : α_каж (или α_эфф).

Степень диссоциации α = n / N, где n-количество продиссоциировавших молекул вещества, отсюда n = α * N= 0,52*0,02=0.0104 моль/л,
Ag₂SO₄  2Ag⁺ + SO₄^2-
следовательно концентрация С [Ag⁺] = 2*0,0104=0,0208 моль/л
концентрация С [SO₄^2-] = 0,0104 моль/л

Ответ : концентрация ионов [Ag⁺]= 0,0208 моль/л, концентрация ионов [SO₄²] = 0,0104 моль/л

Задача 214.

Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: FeCl₃ и KOH; NiSO₄ и (NH₄)₂S; MgCO₃ и HNO₃.

Решение:

FeCl₃ + 3KOH → 3KCl + Fe(OH)₃↓
Fe³⁺ + 3Cl^- + 3K⁺ + 3OH^- → 3K⁺ + 3Cl^- + Fe(OH)₃↓
Fe³⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓

NiSO₄ + (NH₄)₂S → (NH₄)₂SO₄ + NiS↓
Ni²⁺ + SO₄^2- + 2NH₄⁺ + S^2- → 2NH₄⁺ + SO₄^2- + NiS↓
Ni²⁺ + S^2- → NiS↓

MgCO₃ + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O + CO₂↑
MgCO₃ + 2H⁺ + 2NO₃^- → Mg²⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂↑
MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂↑