Старение на клеточном уровне

Старение на клеточном уровне

Тема «Строение атома»

Задание 1

Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3d-подуровне 2 электрона. В каком периоде, группе и подгруппе он находится, и как этот элемент называется?

Решение:

После завершения подуровня 4s заполняется электронами 3d-подуровень: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d². Общее число электронов в атоме, которое определяет порядковый номер элемента в периодической системе, - 22. Это титан ₂₂Ti. Из электронной формулы видно, что этот элемент находится в четвёртом периоде IV группе (четыре валентных электрона: 3d²4s²), побочной подгруппе (элемент d-семейства, т.к. последним заполняется d-подуровень).

Задание 2

Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23 по его положению в периодической системе.

Решение:

По периодической системе определяем, что элемент с порядковым номером 23 находится в четвёртом периоде и в побочной подгруппе V группы. Этот элемент ванадий (V). Электронная формула V: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³ или сокращённо [Ar] 3d³4s² (та часть, которая соответствует заполненным электронным уровням благородного газа, обозначается его символом в квадратных скобках, и рядом изображаются остальные электроны). Следовательно, V- это d-элемент. Элемент может легко отдавать 2 электрона с 4-го уровня, проявляя степень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)₂, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не образует, т.к. расположен в побочной подгруппе.

Атом ванадия может также отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (3 электрона) и т.о., проявлять высшую степень окисления +5 (численно равную номеру группы). Оксид, соответствующей высшей степени окисления, V₂O₅. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO₃ (соли её - ванадаты - устойчивые соединения).

Задание 3

Какое максимальное число электронов может находиться на s-, p, d- и f-энергетических подуровнях атомов?

Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням (первый, второй, третий и т.д.), которые, в свою очередь, состоят из подуровней, обозначаемых латинскими буквами (s, p, d и f - подуровней). Максимальное число электронов на каждом уровне равно 2n², где n - порядковый номер уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, а втором - не больше 8, на третьем - 18 и на четвертом - 32. По ряду причин, рассмотрение которых выходит за рамки школьного курса, максимальное число электронов на данном уровне достигается не всегда, поэтому экспериментально наблюдается не более 32 электронов на всех уровнях, начиная с четвертого.

На первом уровне могут находиться только s-электроны. Так как электронное облако s-электрона имеет сферическую симметрию, оно может быть ориентировано относительно трех координатных осей одним единственным способом; в таком случае говорят, что имеется одна s-орбиталь, на которой могут поместиться два электрона, отличающиеся знаком собственного магнитного момента («спин»).

На втором и последующих уровнях, помимо s-подуровня, есть еще p-подуровень. Электронное облако p-электрона имеет осевую симметрию, поэтому возможны три ориентации p-облаков вдоль трех координатных осей, что соответствует трем p-орбиталям. Поскольку одна орбиталь может вмещать два электрона, на каждом p- подуровне может находиться не больше 6 электронов. На третьем и последующих уровнях помимо s- и p-подуровней имеется еще d-подуровень. вмещающий 10 электронов, располагающихся на пяти d-орбиталях.

Тема «Химическая связь»

Задание 1

Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, HCl, HBr, HJ.

Решение:

В двухатомных молекулах приведённых соединений прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к йоду возрастает, то длина связи Н-галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность соединения при переходе от фтора к йоду уменьшается.

Задание 2

Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей H-O и О-Э в соединениях Э(ОН)_2, где Э - Mg, Ca, Sr и определить:

а) какая из связей H-O или О-Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности;

б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?

(χ_Mg=1,2, χ_O= 3,5, χ_Ca= 1,04, χ _Sr= 0,99, χ _H= 2,1)

Решение

Вычисляем разность электроотрицательностей для связей О-Э:

Δχ_Mg-О=3,5-1,2=2,3,Δ χ_Ca-О=3,5-1,04= 2,46, Δχ _Sr-О=3,5 - 0,99= 2,51.

Разность электроотрицательностей для связи О-Н составляет 1,4.

Таким образом:

а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О полярная, т.к. Δχ › 2 и характеризуется большей степенью ионности;

б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по наиболее ионной связи в соответствии со схемой: Э(ОН)₂ = Э²⁺+ 2ОН^-, следовательно, все рассматриваемые соединения будут диссоциировать по типу оснований.

Задание 3

Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования? Какие характерные особенности имеет ионная связь. Ответ поясните на примерах ионных соединений.

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97%.

Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl.

Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить:

11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3р7

Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. - l е -> Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

Тема «Энергетика химических процессов. Термодинамика»

Задание 1

Определите возможность самопроизвольного протекания процесса в стандартных условиях. При какой температуре начнётся обратный процесс?

2Mg_(тв.) + CO_2(г) = 2MgO_(тв.) + C_(тв.)

Решение:

Возможность самопроизвольного процесса при определённой температуре определяется значением энергии Гиббса (∆G):

∆G = ∆H - T·∆S, где

∆H - изменение энтальпии, кДж/моль;

Т - абсолютная температура, К;

∆S - изменение энтропии, кДж/моль·К.

Если ∆G < 0, процесс идёт в прямом направлении, если ∆G > 0, то процесс идёт в обратном направлении. При ∆G = 0 устанавливается термодинамическое равновесие.

Чтобы вычислить значение ∆G , найдём ∆H_р-ции и ∆S_р-ции.

∆Нº_{298 р-ции} = Σ∆Нº_{298 прод. р-ции} - Σ∆Нº_{298 исх. в-в};

кДж/моль.

∆Sº_{298 р-ции} = Σ∆Sº_{298 прод. р-ции} - Σ∆Sº_{298 исх. в-в};

∆Sº_{298 р-ции} = 2·∆Sº₂₉₈(MgO) + ∆Sº₂₉₈ (C) - (2·∆Sº₂₉₈(Mg) + ∆Sº₂₉₈(CO₂)) =

·26,94 + 5,74 - (2·32,55 + 213,6) = - 219,08 Дж/моль·К= - 219,08·10^-3

кДж/моль·К;

∆G _р-ции = ∆H - T·∆S;

∆G _р-ции = - 808,97 - (- 298·219,08·10^-3) = - 743,68 кДж.

Т.к. значение ∆G < 0, то реакция идёт в прямом направлении.

Обратный процесс начнётся, когда ∆G = 0 , т.е. ∆H = T·∆S.

Т = ∆H / ∆S = - 808,97 / (- 219,08·10^-3 ) ≈ 3,7·10³ ≈ 3700 К.

Задание 2

Определить изменение энтропии ∆Sº₂₉₈ для реакции

Н₂О_(г) = Н_2(г) + ½О_2(г), если известно: ∆Sº₂₉₈ (Н₂О_(г)) = 188,7 Дж/моль·К,

∆Sº₂₉₈(Н_2(г)) = 130,5 Дж/моль·К, ∆Sº₂₉₈ (О_2(г)) = 205,0 Дж/моль·К.

Решение:

Для химических реакций направление изменения энтропии можно предсказать, зная состояние участвующих в реакции веществ. Для реакции

Н₂О_(г) = Н_2(г) + ½О_2(г)

объём продуктов реакции (1 моль Н₂ + 0,5 моль О₂) больше объёма исходных веществ (1 моль Н₂О). Следовательно, беспорядок в системе увеличивается, т.е. ∆S > 0. Подтвердим предположение расчётом. Для расчёта ∆S реакции из суммы энтропий полученных веществ вычитают сумму энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

∆S _р-ции = Σ∆S _{прод. р-ции} - Σ∆S _{исх. в-в.}

∆S _р-ции = (∆Sº₂₉₈ H_2(г) +0,5·∆Sº₂₉₈ О_2(г)) - ∆Sº₂₉₈ H₂O_(г) = (130,5 + 0,5·205,0)

188,7 = 44,3 Дж/моль·К.

Ответ: ∆S = 44,3 Дж/моль·К.

Задание 3

Определите стандартную энтальпию образования (ΔН⁰_{f 298}) РН₃, исходя из уравнения

РН₃ + 4О₂ = Р₂О₅ + 3Н₂О; ΔН⁰_{f 298} = - 2360 кДж

ΔН = ΔН_{(продукты)} - ΔН_{(исходные)}ΔН = ΔН_(Р2O5) + 3*ΔН_(H2O) - 2*ΔН_(PH3) -

4*ΔН_(O2) - 1492 - 285,8*3 + 2*H 298 (РН3) = -2360 кДж H 298 (РН3) = -

,3 кДж

Тема «Скорость химической реакции. Химическое равновесие»

Задание 1

Как изменится скорость химической реакции если уменьшить объем газовой смеси в два раза?

NO₂ + CO = NO + CO₂,

Решение:

Запишем уравнение скорости химической реакции:

υ = k [NO₂] [CO]

В результате уменьшения объема в два раза вдвое увеличится концентрация и скорость станент равна:

υ₁ = k [2NO₂] · [2CO] = k ·4 [NO₂] · [CO]

υ₁/ υ = k ·4 [NO₂] · [CO] / k [NO₂] · [CO] = 4

Задание 2

Как возрастет скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до 40 ⁰С, если температурный коэффициент равен 3?

Решение:

По закону Вант-Гоффа зависимость скорости реакции от температуры описывается выражением

υ ₂ = υ₁· γ^Δt, где

υ ₂ - скорость химической реакции после изменения температуры;

υ₁ - начальная скорость химической реакции;

γ - температурный коэффициент реакции;

Δt - изменение температуры.

υ ₂ / υ₁= 3^40-10 = 3³ = 27

Задание 3

Обратимая реакция выражается уравнением

SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

В момент наступления равновесия концентрации веществ были: [SO₂] = 0,002 моль/л; [O₂] = 0,004 моль/л; [SO₃] = 0,003 моль/л.

Вычислите исходные концентрации кислорода и оксида серы (IV).

Решение:

Из химического уравнения видно, что исходные вещества вступают в реакцию в соотношении 2:1, при этом образуется 2 моль продукта. Следовательно, на образование 0,003 моль SO₃ необходимо такое же количество вещества, т. е. О,003 моль SO₂, а кислорода в два раза меньше - 0,003/2=0,0015 моль. Таким образом, исходная концентрация будет складываться из концентрации газа, вступившего в реакцию и его равновесной концентрации.

Так, для SO₂:

[SO₂]_исх= [SO₂]_равн + [SO₂]_вст.

[SO₂]_исх = 0,002 + 0,003 = 0,005 моль/л

Исходную концентрацию кислорода вычислим по формуле:

[O₂]_исх= [O₂]_равн + [O₂]_вст

[O₂]_исх = 0,004 + 0,0015 = 0,0055 моль/л

Задание 4

В какую сторону сместится равновесие реакции:

N₂ + O₂ ↔ 2 NO - 160,36 кДж

а) при повышении давления; б) при понижении температуры?

Решение:

Согласно принципу Ле-Шателье при внешнем воздействии на равновесную систему она стремится принять такое положение, при котором эффект этого воздействия был бы минимальным. Поэтому при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема, а понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции. Таким образом, равновесие в данной реакции при повышении давления смещается вправо (было 2 + 1 моль, стало 2 моль газа), а при понижении температуры смещается влево, т.е. в сторону обратной экзотермической реакции.

Задание 5

Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А (г) + В (г) = 2С (г) при уменьшении парциального давления всех веществ в системе в три раза и одновременном понижении температуры системы на 30 ⁰С? Температурный коэффициент реакции γ равен 2.

При уменьшении парциального давления одного из реагирующих веществ в 3 раза, скорость уменьшится в 6 раз,

температурный коэффициент;

скорость химической реакции при температурах , соответственно.

Учитывая то, что по условию задачи температурный коэффициент равен 2, а температура понизилась на 30 градусов, вычислим, как изменилась скорость химической реакции:

υt₂ / υt₁₌₂^-30/10=8

Скорость химической реакции уменьшилась в 8 раз.

Тема «Растворы. Способы выражения концентрации растворов»

Задание 1

В воде массой 600 г растворили аммиак объёмом 560 мл (н.у.). Определить массовую долю аммиака в полученном растворе.

Решение:

Определяем количество вещества аммиака (ν (NH₃)):

моль NH₃ - 22,4 л

х - 560·10^-3 л

х = ν (NH₃) = 0,025 моль.

Масса аммиака составляет (m (NH₃)):

m(NH₃)= M (NH₃) · ν (NH₃) = 17·0,025 = 0,425 г.

Определяем массу раствора:

m (р-ра) = m (NH₃) + m (H₂O) = 0,425 + 600 ≈ 600,4 г.

Вычисляем массовую долю аммиака в растворе:

ω (NH₃) = m (NH₃) · 100 % / m (р-ра)

ω (NH₃) = 0,425 · 100 % / 600,4= 0,071%.

Задание 2

Вычислите: а) массовую долю вещества в процентах (С %); б) молярную (С_М); в) нормальную (С_Н); г) моляльную (С_m) концентрации раствора фосфорной кислоты H₃PO₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 мл воды, если плотность его 1,031 г/мл. Чему равен титр (Т) раствора?

Решение:

а) массовая доля вещества в процентах (С%) показывает число граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.

С% = m_{р. в-ва} · 100% / m_{р-ра ,}

где m_{р. в-ва} - масса растворенного вещества, г;

m_р-ра - масса раствора, г.

Найдем массу раствора (m_р-ра), которая складывается из массы растворенного вещества и массы растворителя:

m_р-ра = m_{р. в-ва} + m_р-ля

m_р-ля = V · ρ = 282·1=282 г

m_р-ра = 282 + 18 = 300 г

Подставляем найденные значения в выражение для определения массовой доли в процентах:

С % = 18 · 100 / 300 = 6 %

Процентная концентрация равная 6 % означает, что в 100 г раствора содержится 6 г растворенного вещества.

б) молярная концентрация (С_М) показывает число молей растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.

С_М = n_{р. в-ва} / V, где

n_{р. в-ва} - количество растворенного вещества, моль;

V - объем раствора, л

Найдем количество растворенного вещества (n_{р. в-ва}):

n_{р. в-ва} = m/М(H₃PO₄) = 18/97,99=0,184 моль

V раствора находим по формуле V= m_р-ра /ρ

V = 300/1,031=291 мл = 0,291 л

Подставляем найденные значения в выражение для определения молярной концентрации:

С_М = 0,184/0,291=0,63 М

Зная молярную массу растворённого вещества (М), г/моль, массовую долю вещества (С%), в процентах и плотность раствора (ρ), г/см³, молярную концентрацию легко рассчитать по формуле:

С_М = С % · ρ · 1000 .

М·100

С_М = 6 · 1,031 · 1000 / 97,99 · 100 = 0,63 М

в) нормальная концентрация (С_Н), показывает число эквивалентов растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.

С_Н = m / m_э·V, где

m - масса растворенного вещества, г;

m_э - эквивалентная масса вещества, г/моль;

V - объем раствора, л.

Вычислим эквивалентную массу фосфорной кислоты - m_э (H₃PO₄)

m_э (H₃PO₄) = М / 3 = 97,99 / 3 = 32,66 г/моль

С_Н = 18 / 32,66 · 0,291 = 1,89 н

Зная массовую долю вещества (С %), в процентах, его эквивалентную массу (m_э), в г/моль и плотность раствора (ρ), г/см³, нормальную концентрацию можно рассчитать по формуле

С_Н = С % · ρ · 1000

m_э ·100

С_Н = 6 · 1,031 · 1000/ 32,66 · 100 = 1,89 н

г) моляльная концентрация (С_m) показывает число молей растворённого вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

С_m = n · 1000/m, где

n - количество растворенного вещества, моль;

m - масса растворителя, г;

Подставляем значения массы растворителя и количества растворенного вещества, найденные ранее.

С_m = 0, 184 · 1000 / 282 = 0,65 m

Зная массовую долю в процентах (С %) и молярную массу растворенного вещества (М), г/моль, можно легко рассчитать моляльную концентрацию по формуле и С_m = С % ·1000

M·(100-С %)

С_m = 6 · 1000/ 97,99(100-6) = 0,65 m

д) Титр - число граммов растворённого вещества в 1 см³ (мл) раствора.

С_Н - нормальная концентрация;

m_э - эквивалентная масса вещества, г/моль.

Т = 1,89 · 32,66 / 1000 = 0,062 г/см³

) Так как в 291 мл раствора содержится 18 г кислоты, то в 1 мл содержится - x

мл - 18 г

мл - x

x = 0,062 г/см³

Задание 3

Сколько мл 2 М H₂SO₄ потребуется для приготовления 0,05 М H₂SO₄ объемом 500 мл? Рассчитайте титр и нормальную концентрацию 0,05 М раствора H₂SO_4.

Какую реакцию имеет раствор, полученный при смешении 100 мл 0,1 н раствора H₂SO₄ с 50 мл 0,5 н раствора KOH? Сколько образуется K₂SO₄?

Тема «Свойства растворов»

Задание 1

При растворении 2,76 г глицерина в 200 г Н₂О температура замерзания раствора понизилась на 0,279⁰ С. Определите молярную массу глицерина.

Решение

Согласно 2- закону Рауля:

Δ, где

ΔТзам. - изменение теплоты замерзания раствора, ºС;

Екр. - криоскопическая постоянная (для водного раствора Екр.=1,86ºС);

m₁ - масса растворенного вещества, г;

m₂ - масса растворителя, г;

М - молярная масса растворенного вещества.

элемент строение свойство реакция

Задание 2

Вычислите температуру кристаллизации 2% раствора этилового спирта С₂Н₅ОН. Криоскопическая постоянная воды 1,86⁰.

Пусть дан 1 кг воды в котором растворен этиловый спирт, тогда:

= 100*m(С₂Н₅ОН)/(m(С₂Н₅ОН) + 1000)m(С₂Н₅ОН) = 20,41 г_m = 20,41/46 = 0,44 моль/кгΔt = 0,44*1,86 = 0,82°С_зам. = 0 - 0,82 = -0,82°С

Тема «Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена»

Задание 1

Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах:

1)   между сульфидом натрия и сульфатом меди (II);

2)   между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия.

Решение. 1) Составим уравнение реакции в молекулярной форме:

Na₂S + CuSO₄ = CuS↓ + Na₂SO₄

(вещества, уходящие из сферы реакции указываем стрелками: ↑ - газ, ↓ - осадок)

При составлении ионного уравнения необходимо использовать таблицу растворимости солей и оснований в воде. Вещества, нерастворимые или малорастворимые в воде, газообразные вещества, малодиссоциирующие и комплексные соединения записываются в молекулярной форме.

2Na⁺ + S^2- + Cu²⁺ + SO = CuS↓ + 2Na⁺ + SO

Сокращаем одинаковые ионы из правой и левой части уравнения:

S^2- + Cu²⁺ = CuS↓ - сокращенное ионное уравнение.

Следуя аналогичным рассуждениям, записываем для второго примера:

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

2Fe³⁺ + 3SO+ 6Na⁺ + 6 OH^- = 2Fe(OH)₃↓ + 6Na⁺ +

Задание 2

Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O²⁺ + 2OH^- = Cd(OH)₂

H⁺ + NO₂^- = HNO₂

Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O2) CdCl2+ 2NaOH=Cd(OH)2+ 2 ) HCl+KNO2=HNO2+KCl

Тема «Водородный показатель. Значение рН растворов»

Задание 1

Определите концентрацию гидроксид-ионов [ОН^-], если концентрация ионов водорода [Н⁺] 0,1 н раствора уксусной кислоты CH₃COOH составляет 1,4∙10^-3 моль/л.

Решение:

Зная концентрацию одних ионов, можно вычислить концентрацию других по уравнению:

[Н⁺]=К_в/[ОН^-]. Отсюда,

[ОН^-]=К_в/[Н⁺]; [ОН^-]=1·10^-14/1,4∙10^-3 =7,1∙10^-12 моль/л.

Задание 2

Концентрация ионов водорода в растворе равна 1,3·10^-3 моль/л. Определить рН раствора.

Решение:

рН это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = - lg [H⁺] = - lg 1,3·10^-3 = - (lg1,3 + lg10^-3) =

3 - lg 1,3 = 3 - 0.11 = 2.89

Задание 3

Вычислить концентрацию ионов водорода, если рН раствора равен 5,28.

Решение:

Вычисляем логарифм ионов водорода:

рН = - lg [H⁺] ,

lg [H⁺] = - рН = -5,28 = .

Потенцируем выражение , находим по таблице антилогарифмов число, соответствующее ,72. Число 6 со шляпкой означает 10^-6. Отсюда [H⁺ ] = 5,25 · 10^-6 моль/л.

Задание 4

При скисании молока значение pH уменьшилось с 7 до 3. Во сколько раз увеличилась концентрация [H⁺] при этом?

Задание 1

Составьте уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в сокращенной ионной, ионной и молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой соли.

Решение:

Ацетат натрия CH₃COONa - соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, преводящее к образованию слабого электролита. В этом случае слабый электролит образуется при взаимодействии анионов слабой кислоты с водой:

CH₃COO^- + Н₂О = CH₃COOН + ОН^-

Это уравнение реакции в сокращенной ионной форме.

Видно, что в реакции накапливаются ОН^-ионы, обуславливающие щелочную среду (рН>7).

Дописываем к левой и правой частям уравнения формулы ионов натрия, получаем уравнение реакции в ионной форме:

Na⁺ + CH₃COO^- + Н₂О = CH₃COOН + Na⁺ + ОН^-

Уравнение в молекулярной форме имеет вид:

CH₃COONa + Н₂О = CH₃COOН + NaОН.

Задание 2

Составьте уравнение реакции гидролиза хлорида железа (III) в сокращенной ионной, ионной и молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой соли.

Решение:

хлорид железа (III) FeCl₃ - соль, образованная сильной кислотой HCl и слабым трёхкислотным основанием Fe(OH)₃. В этом случае гидролиз протекает в 3 ступени, причём гидролиз идёт преимущественно по I ступени, а при нагревании и разбавлении - по II ступени и частично по III ступени.

I ступень:

Fe³⁺ + H₂O = FeOH²⁺ + H⁺

Fe³⁺ + 3Cl^- + H₂O = FeOH²⁺ + H⁺ + 3Cl^-

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

II ступень:

FeOH²⁺ + H₂O = Fe(OH)₂⁺ + H⁺

FeOH²⁺ + 2Cl^- + H₂O = Fe(OH)₂⁺ + H⁺ + 2Cl^-(OH)Cl₂ + H₂O = Fe(OH)₂Cl + HCl

III ступень:

Fe(OH)₂⁺ + H₂O = Fe(OH)₃ + H⁺

Fe(OH)₂⁺ +Cl^- + H₂O = Fe(OH)₃ + H⁺ + Cl^-

Fe(OH)₂Cl + H₂O = Fe(OH)₃ + HCl

В растворе образуется избыток ионов водорода, т.е. реакция среды кислая (рН<7).

Задание 3

Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций гидролиза солей: сульфита калия, гидрокарбоната калия, гидрофосфата натрия, хлорида алюминия, сульфата цинка. Укажите реакции среды.

SO3 + H2O <=> KOH + KHSO3SO3^2- + H2O = HSO3^- + OH^-

Щелочная среда, гидролиз по первой ступени.

K₂CO₃ + HOH ⇄ KHCO₃ + KOH2K⁺ + CO₃^2- + HOH ⇄ K⁺ + HCO₃^- + K⁺

+ OH^-CO₃^2- + HOH ⇄ HCO₃^- + OH^-

Na2HPO4 = 2Na(+)+H(+)+PO4(2-)+(H(+)+OH(-))=2Na(+)+PO4(2-) +

H2O + H(+)

ион водорода окрашивает лакмус в красный цвет.

³⁺ + НОН AlOH²⁺ + Н⁺,³⁺ + 3Cl^- + H₂O AlОH²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + Cl^-,³ + H₂O AlOHCl₂ + HCl

Среда кислая

Zn²⁺ + Н₂ОZnOH⁺ + Н⁺

или в молекулярной форме:

2ZnSO₄ + 2Н₂О(ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Тема «Окислительно-восстановительные реакции»

Задание 1

Подберите коэффициенты в уравнении реакции

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

методом электронного баланса (МЭБ) и методом электронно-ионного баланса (МЭИБ). Укажите окислитель и восстановитель. К какому типу ОВР относится эта реакция?

Решение:

Определим вещества, в которых изменяется степень окисления элементов:

H₂S^-2 + K₂Cr⁺⁶₂O₇ + H₂SO₄ → S⁰ + Cr⁺³₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Составим полуреакции окисления и восстановления:

S^-2 - 2ē → S⁰ - окисление; S^-2 - восстановитель

Cr⁺⁶ + 6ē → Cr^{+3 -} восстановление; Cr⁺⁶ - окислитель

Процесс отдачи ē - окисление; атом, отдающий ē - восстановитель.

Т.к. окислитель и восстановитель находятся в составе разных веществ, то эта реакция относится к межмолекулярному типу ОВР.

Находим коэффициенты при восстановителе, окислителе и продуктах их окисления и восстановления. При этом исходим из того, что число ē, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

S^-2 - 2ē → S⁰ | 3

Cr⁺⁶ + 6ē → Cr⁺³ | 1

Подставим полученные коэффициенты в уравнение реакции.

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Подберем коэффициенты перед формулами H₂SO₄, K₂SO₄ и H₂O.

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Для проверки правильности подбора коэффициентов подсчитываем количество вещества атомарного кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части: (7+4·4)моль=23 моль. В правой части: (3·4+4+7)моль=23 моль. Следовательно, коэффициенты подобраны верно.

Для расстановки коэффициентов методом электронно-ионного баланса составляются отдельно уравнения для процесса восстановления и для процесса окисления с последующим суммированием их в общее уравнение.

. Составляем полуреакцию процесса окисления:

S-² - 2ē → S⁰

. Записываем уравнение реакции процесса восстановления с указанием ионов

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē → 2Cr³⁺ + 7H₂O

. Находим общий множитель

S^-2 - 2ē → S^{0 -} окисление; S^-2 - восстановитель 6

Cr₂O₇^2--окислитель

. Под чертой записываем сокращенное ионное уравнение с указанием коэффициентов.

S^-2 + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ → S⁰ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

. Расставляем коэффициенты в уравнении реакции:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Задание 2

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KMnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение:

Вещества, в состав которых входят атомы с низшей степенью окисления, являются только восстановителями. Соединения, содержащие атомы в своей высшей степени окисления, проявляют только окислительные свойства. А если вещество содержит атомы с промежуточной степенью окисления, то они могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.

Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю, а неметаллов обычно равна: -(8-номер группы, в которой находится элемент).

Степень окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH₃, H₂S - только восстановители; HNO₃, H₂SO₄, KMnO₄ - окислители; HNO₂, H₂SO₃, MnO₂ - окислители и восстановители.

Задание 3

Подберите коэффициенты и укажите окислители и восстановители; определите принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных реакций:

Cu₂O + H₂SO₄ → CuSO₄ + Cu + H₂O₂O₃ → Au + O₂

Au + O2 = Au2O3 <http://www.webqc.org/balance.php?reaction=Au%2BO2%3DAu2O3> => 4 Au + 3 O₂ = 2 Au₂O₃

Тема «Гальванические элементы»

Задание 1

Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение:

Схема данного гальванического элемента:

(-)Mg | Mg²⁺ || Zn²⁺ | Zn(+)

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний (стандартный электродный потенциал - 2,37 В) стоит в ряду напряжений металлов левее, чем цинк, поэтому он является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Mgº - 2ē = Mg²⁺ (1)

Цинк, потенциал которого - 0,763 В, - катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn²⁺ + 2ē = Znº (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Mg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

ЭДС = Еº_Zn²⁺|_Zn - Еº_Mg²⁺|_Mg = -0,763 - (-2,37) = 1,607 В.

Задание 2

Определите ЭДС элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1М раствор хлорида цинка и медным электродом, опущенным в 0,1М раствор нитрата меди (II).

Решение: Схема данного гальванического элемента:

(-)Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu(+)

Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е = Еº + lg а, где

Еº - стандартный электродный потенциал,

n - число электронов, принимающих участие в реакции,

а - активная концентрация гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.

Вариант 1.

Е (ЭДС) = Е_ок. - Е_вост.

ЕºCu²⁺ | Cu = + 0,337 В (табл.)

ЕºZn²⁺ | Zn = - 0,763 В (табл.)

Е_Zn = Еº_Zn²⁺_{| Zn} + lg а_Zn²⁺

Так как коэффициент активности f = 1, поэтому активную концентрацию можно заменить на молярную концентрацию См.

Е_Zn = Еº_Zn²⁺_{| Zn} + lg С_Zn²⁺

Е_Zn = - 0,763 + lg 10^-1 = - 0,7925 В.

Е_Сu = Еº_Cu²⁺_{| Cu} + lg С_Cu²⁺ = + 0,337 + 0,0295·(-0,3010) = +0,3458 В.

Е(ЭДС) = Е_ок. - Е_восст. = Е_Cu²⁺|_Cu - Еº_Zn²⁺|_Zn = + 0,3458 - ( - 0,7925) = 1,13 В.

Вариант 2. Если количество отданных электронов равно количеству принятых (n_окисл.= n_восст.), то можно использовать объединённое уравнение:

Е(ЭДС) = Е⁰ _ок. - Е⁰ _восст. +

Е(ЭДС) = Е⁰ _Cu²⁺|_Cu - Еº_Zn²⁺|_Zn +

Е(ЭДС)= + 0,337-(- 0,763)+0,059/2 lg 0,1/0,1=1,13 В

Задание 3

Вычислите ЭДС элемента при температуре 25 ⁰С, который состоит из никелевого электрода, погруженного в 0,5 М раствор сульфата никеля, и медного электрода, погруженного в 0,2 М раствор сульфата меди. Считайте диссоциацию солей полной.

Тема «Электролиз»

Задание 1

Как идет электролиз раствора сульфата меди (II)? В течение какого времени нужно проводить электролиз такого раствора при силе тока 10 А, чтобы получить кислород объемом 4, 48 л?

Решение:

Запишем схему электролиза:

Катод (-) Р-р CuSO₄ Анод (-)

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰ Cu²⁺ + SO₄^2- 2 H₂O - 4e → O₂ + 4H⁺

H₂O 4H⁺ + 2 SO₄^2- → 2 H₂SO₄

CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

По закону Фарадея:

V=V_э · I · t /F, где

V - объем газа, выделившегося при электролизе, л;

V_э - молярный объем эквивалента вещества, л/моль;

I - сила тока, А;

t - продолжительность электролиза, ч или с;

или 26,8 Кл/моль (если время - в часах)

t = V·F/ I· V_э

Подставляем значения, зная, что V_э кислорода равен 5,6 л/моль

t = 4,48 · 96500 / 10 · 5,6 = 7720 с = 2,1 ч

Задание 2

При пропускании тока через разбавленный раствор серной кислоты в течение 10 мин выделился гремучий газ объемом 652,2 мл (при температуре 18 ⁰С и давлении 9,8·10⁴Па). Вычислите силу тока.

Задание 3

При пропускании тока через раствор серебряной соли на катоде выделилось за 10 мин. 1 г серебра. Определите силу тока.

Решение

г-экв. серебра равен 107,9 г. Для выделения 1 г серебра через раствор должно пройти 96500 : 107,9 = 894 кулона. Отсюда сила тока

I = 894 / (10 • 60) 1,5A

Тема «Аналитическая химия»

Задание 1

Определить временную жесткость воды, если на титрование 200,0 мл ее израсходовали 5,50 мл 0,1015 н. раствора НС1.

Решение:

Вариант 1

Временную жесткость определяем по формуле:

Вариант 2

Определяем нормальность раствора гидрокарбоната кальция:

Cн₁· V₁ = Cн₂· V₂

200 · Х = 5,5 · 0,1015

Х = 0,00279 моль экв/л = 2,79 ммоль экв./л.

Задание 2

На титрование 10 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты пошло 10,55 мл гидроксида натри. Вычислите концентрацию раствора гидроксида натрия.

Решение:

Согласно закону пропорциональности эквивалентов:

С_н (NaOH) · V(NaOH) = C_н (H₂C₂O₄) · V(H₂C₂O₄)

С_н (NaOH) = C_н (H₂C₂O₄) · V(H₂C₂O₄) / V(NaOH)

С_н (NaOH) = 0,1 · 10/ 10,55 = 0,09478 моль/л

Задание 3

Определите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в реакции

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH = 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Решение:

Молекулярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя определяются исходя из электронов, получаемых или отдаваемых при данной реакции одной молекулой реагирующего вещества.

Для нахождения окислительно-восстановительных молекулярных масс эквивалентов необходимо молекулярную массу соединения разделить на число электронов, отдаваемых восстановителем или приобретаемых окислителем.

Запишем полуреакции окисления и восстановления:

1. SO₃^2- + 2OH^- - 2 e = SO₄^2- + H₂O_Э (Na₂SO₃) = 126,0436/2=63,0218 г/моль

. MnO₄^- + 1 e = MnO₄^2-

m_Э (KMnO₄) = 153,04/1 = 153,04 г/моль