/
Автор: Свиридов В.В. Васильева Г.И. Попкович Г.А.
Теги: химия общая и неорганическая химия неорганическая химия задачи по химии
Год: 1982
Текст
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие.............................................., 3
Глава I. Атомно-молекулярное учение........................ 5
Глава II. Строение атомов и химическая связь .... ]2
§ 1. Электронная структура атомов...................12
§ 2. Периодический закон. Периодическая система. Пе-
риодические свойства атомов элементов .... ц
§ 3. Химическая связь. Валентность химических эле-
ментов .............................................19
§ 4. Межмолекулярное взаимодействие .... 33
Глава III. Химические реакции............................36
§ 1. Скорость химических реакций. Химическое рав-
новесие ............................................36
§ 2. Химическая термодинамика......................47
§ 3. Реакции в водных растворах.....................67
§ 4. Окислительно-восстановительные процессы . . 90
Глава IV. «- и р-Элементы..................................99
§ 1. Гелий и p-элементы VIII группы.................99
§ 2. Водород ......................................101
§ 3. р-Элементы VII группы.........................105
§ 4. р-Элементы VI группы..........................119
§ 5. р-Элементы V группы...........................136
§ 6. р-Элементы IV группы..........................158
§ 7. р-Элементы III группы.........................175
§ 8. «-Элементы I группы...........................183
§ 9. «-Элементы II группы..........................188
Глава V. d- и f-Элементы..................................193
§ 1. d- и f-Элементы III группы....................193
§ 2. d-Элементы IV группы..........................197
§ 3. d-Элементы V группы...........................201
§ 4. d-Элементы VI группы..........................203
§ 5. d-Элементы VII группы.........................211
§ 6. d-Элементы VIII группы........................219
§ 7. d-Элементы I группы...........................230
§ 8. d-Элементы II группы..........................237
Ответы 241
Приложение ...............................................331
Вадим Васильевич Свиридов, Галина Антоновна Попкович, Галина Игнатьевна
Васильева
ЗАДАЧИ, ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ
ХИМИИ
Редактор Л. Г Лепило. Младший редактор Л. Ф. Степанова. Художествен-
ный редактор С. В. Валенок. Технический редактор А. Я. Максимова.' Коррек'
тор Л. В. Лебедева
„Б № 626
Сдано в набор 18.08.81. Подписано в печать 27.04.82. Формат 84Х108'/л-
Бумага типографская № 1. Гарнитура литературная. Высокая печать. Усл. печ.
л. 18,48. Усл. кр.-отт. 19,38. Уч.-изд. л. 20,09. Тираж 15 000 экз. Заказ 440.
Цена 85 к.
Издательство БГУ им. В. И. Ленина Минвуза БССР и Госкомиздата БССР-
Минск, проспект Машерова, 11. Ордена Трудового Красного Знамени типогра*
фин издательства ЦК КПБ. 220041, Минск, Ленинский проспект, 79-
ББК 24.1я73
С 24
УДК 54(076.1)
Рецензенты:
кафедра неорганической химии
Киевского государственного университете
Соколовская Е. М.,
доктор химических наук, профессор
Свиридов В. В. и др.
С 24 Задачи, вопросы и упражнения по оС
ганической химии: [Учеб, пособие
спец, вузов]/В. В. Свиридов, Г. А
Г. И. Васильева—2-е изд., перераб.—
БГУ, 1982.—352 с., ил.
В пер.: 85 к.
Пособие включает вопросы, упражнения и зад!
делам общей и неорганической химии. Вопросы и yi
органической химии построены с привлечением пре;
турной химии и химической термодинамики. В отв*
чаев приводятся решения задач и пояснения к вон]
Предназначен для студентов-химиков. Представ!
для преподавателей и студентов пехимпческих спец
„ 1802000000—041
С ---М~Э17—82----39~82
© Издательство БГУ им. В.
ПРЕДИСЛОВИЕ
борник составлен в соответствии с программ й по
панической химии для химических факультетов унн-
1тетов. Вопросы, упражнения и задачи сборника тре-
широкого привлечения представлений структурн
и, химической термодинамики и отчасти кинетики,
ашему мнению, это должно активизировать работу
нтов и способствовать развитию у них творческой
лативы, становлению их логического мышления,
л же целью в сборнике основной упор сделан на
)сы, требующие анализа известных фактов, их об-
.ания и объяснения, а в упражнениях по составле-
/равнепий окислительно-восстановительных реакций
^смотрены случаи, когда требуется написание урав-
i реакций с наиболее вероятными продуктами, одно-
о не прогнозируемыми из данных об окислительно-
ановительных потенциалах.
эпросы, упражнения и задачи различны по форме
пени сложности. Это дает возможность преподава-
выбрать тот их минимум, который соответствует
оамме данной специальности.
учетом того, что основной центр тяжести при реше-
&адач приходится на внеаудиторные занятия (само*
гельную работу студентов), в сборнике приведены
ы решения типичных, а в ряде случаев — и наиболее
.них задач.
яд вопросов снабжен ответами и пояснениями
юднее особенно важно для студентов вечерних отде-
(й, самостоятельно изучающих предмет.
1риложение включает справочный материал, необхо-
□1Й для составления ответов. Численные ответы
юрнике приведены в предположении использования
1ых приложения.
3
Последовательность изложения Материала в Предла-
гаемом сборнике соответствует последовательности его
изложения в лекционном курсе, установившейся в тече-
ние ряда лет на химическом факультете Белорусского
университета,— все теоретические разделы рассматри-
ваются до начала изучения свойств конкретных элемен-
тов. Студентам учебных заведений, в которых материал
курса общей и неорганической химии изучается в другой
последовательности, полезно предварительно ознакомить-
ся с пояснениями к теоретическим вопросам первых раз-
делов сборника, поскольку они более подробны, чем по-
яснения к вопросам разделов фактической химии.
Во второе издание пособия внесены некоторые изме-
нения: единицы измерения даны в соответствии с систе-
мой СИ, переработан параграф «Химическая термодина-
мика», уточнены некоторые вопросы, а также ответы
к вопросам и пояснениям.
Авторы с благодарностью примут все замечания, по-
желания, предложения, которые просят направлять по
адресу: 220080, г. Минск, Университетский городок, Бел-
госуниверситет, химический факультет, кафедра неорга-
нической химии.
В. В. Свиридов
Г. А. Попкович
Г. И. Васильева
Глава I
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ
1. Какие из приведенных утверждений не отражают
или не совсем правильно отражают современные пред-
ставления о строении вещества: для ионных кристаллов
характерна немолекулярная структура; все вещества со-
стоят из молекул; в случае веществ с атомной, ионной
или металлической решеткой молекулой следует назы-
вать весь кристалл?
v- 2. Как согласуется существование нестехиометриче-
ских соединений с требованиями стехиометрических зако-
нов? Можно ли существование нестехиометрических со-
единений расценивать как свидетельство несостоятель-
ности законов постоянства состава, кратных отношений
и эквивалентов?
3. Чем обусловлена возможность образования несте-
хиометрических соединений? Могут ли иметь нестехио-
метрический состав соединения с молекулярной струк-
турой?
4. Можно ли соединению состава FeOi.u приписать
формулу Feo.eeO? Можно ли это соединение рассматри-
вать как смесь FeO и Fe2O3 в соответствующей про-
порции?
5. Насколько справедливо использование понятия
«моль» в применении к соединениям с немолекулярной
структурой; к нестехиометрическим соединениям?
6. Чем можно объяснить, что нестехиометрический со-
став имеют многие неорганические вещества, но абсо-
лютное большинство органических веществ стехиомет-
рично?
7. Молекулу иногда определяют как наименьшую час-
тицу вещества, сохраняющую все его свойства. В чем
неточность такого определения?
8. Используя табличные значения атомных масс водо-
5
рода и кислорода и число Авогадро, рассчитать массу
одного атома водорода и одной молекулы воды.
9. Не проводя расчета, определить, в каком из ве-
ществ, кислороде или озоне, содержится большее число
молекул, если взять одинаковые весовые количества ве-
ществ; одинаковые объемы веществ при равных условиях.
10. Одинаковые ли количества атомов содержатся
в 1 мл газообразных водорода, кислорода, аргона и озо-
на при нормальных условиях; при одинаковой темпера-
туре, но разном давлении; при одинаковом давлении, но
разной температуре?
И. В трех сосудах одинакового объема при одинако-
вых условиях находятся фтор, гелий и озон. Определить
соотношение числа атомов газов в сосудах.
12. До какой температуры следует нагреть газ, взя-
тый при нормальных условиях, чтобы количество его мо-
лекул в единице объема уменьшилось вдвое?
13. Вычислить, в каких массах кислорода и воды со-
держится по 1025 молекул. Дополнить условие задачи так,
чтобы можно было найти, в каких объемах кислорода
к воды содержится по J025 молекул. Произвести расчет.
14. Вычислить молекулярную массу газа, если извест-
но, что масса 280 мл его при температуре 21 °C и давле-
нии 2,026-105 Па равна 0,65 г.
15. Вычислить молекулярную массу газа, если из-
вестно, что масса 312 мл его при температуре 17 °C
и давлении 1,04-105 Па равна 0,78 г.
16. Масса 2 л газа равна 2,59 г. Дополнить условие
задачи таким образом, чтобы можно было вычислить
молекулярную массу газа.
17. Молекулярная масса сульфида некоторого эле-
мента главной подгруппы четвертой группы Периодиче-
ской системы элементов относится к молекулярной массе
бромида этого же элемента как 23:87. Определить атом-
ную массу и название элемента. Проанализировать воз-
можные варианты решения задачи.
18. Молекулярная масса оксида элемента (IV) отно-
сится к молекулярной массе хлорида того же элемента
как 2:7. Определить атомную массу и название элемента.
19. В каких случаях эквивалентная масса элемента
равна его атомной массе? Является ли значение эквива-
лентной массы химического элемента постоянной величи-
ной? Сравнить значения эквивалента марганца в оксидах
МпО, Мп20з, МпО2, Мп2О7; эквивалента мышьяка —
6
в оксидах As2O3, As2O/, эквивалента серы — в оксидах
SO2 и SO3.
20. Выразить значение эквивач нтной массы чер з
молекулярную массу для следут тих веществ: кислот
H3ASO4, Н4Р2О7) H2[SiF6], H3[Fe(CN)6]; оснований Fe(OH)3,
Ba (ОН)2-8Н2О, [Ni(NH )4](ОН)2; солей СгРО ,Са (РО4)2,
Mg2P2O7, FeOHSO4, Fe(OH)2Cl, Са(НСО )2, KHSO4.
21. Выразить значение эквивалентн i массы через
молекулярную массу вещества для:
1) фосфорной кислоты в реакциях
H3PO4+NaOH=NaH2PO4+H О;
H3PO44-2NaOH = Na2HPO4+^H2O,
H3PO4+3NaOH = Na РО4+ Н2О;
2) гидроксида меди в реакциях
Си (ОН)2+2НС1 = СиС12+2Н2О;
Си(ОН)2+НС1 = СиОНС1+Н2О.
3) основного хлорида железа в реакциях
Fe(OH)2C14-HCI = FeOHCl2+H2O.
Fe (ОН) 2С1Ч-2НС1=FeCh+2H.O;
Fe(OH)2Cl+NaOH = Fe(OH)j+NaCl,
4) сульфата хрома в реакциях
Сг2(5О4)з+6КОН = 2Сг(ОН) +3KiSO4;
Сг2(5О4)з+12КОН = 2К [Сг(ОН) Л-ЗКзЗО*;
5) сульфата марганца в реакциях
MnSO4+2KOH = Mn(OH)»+K SO4,
MnSO4+2Cl2+8KOH К MnOi-HKCl К SO4+4H.O.
2MnSO44-5K2S2Oa+8H2O 2НМ1О* 2Н SO4+1 KHSO4
22. Для реакции
2С4Н10+13Оа 8СО2+ЮН2О
заполнить пропуски в соотношениях
1) молей: 2 моль 4-. ..«=... + ...
2) граммов: 116 г 4-.........4~ • • •
3) молекул: 12,04»10"3 молекул 4- • • • = ••• + •••
4) объемов- 44,8 л 4~.........+ •••
23. Не проводя расчета, оценить, в каком случае рас-
ходуется больше кислорода при полном окислении
7
18 г магния или 18 г алюминия; в каком случае выделит-
ся больше водорода — при взаимодействии 1,12 г железа
с избытком соляной кислоты или 1,12 г алюминия с из-
бытком гидроксида калия?
V 24. Вычислить эквивалентную массу магния, если из-
вестно, что при сжигании 3,6 г магния образовалось 6 г
его оксида.
25. Вычислить эквивалентную массу металла (II),
если известно, что при взаимодействии 8 г его с концен-
трированной серной кислотой выделяется такой же объем
газа (сернистый газ), как и при взаимодействии 3 г маг-
ния с избытком соляной кислоты. Эквивалентная масса
магния равна 12 г.
26. 0,18 г одного металла вытесняют из раствора соли
0,56 г второго металла. При растворении 0,56 г второго
металла в кислоте выделяется 200 мл водорода, объем
которого измерен при температуре 0 °C и давлении
1,134-105 Па. Определить эквивалентную массу первого
металла.
27. При прокаливании в токе водорода двух оксидов
одного и того же металла найдено, что из 1 г первого
оксида образуется 0,126 г воды, а из 1 г второго — 0,226 г
воды. Вычислить эквивалентную массу металла.
28. На нейтрализацию 100 мл 0,1 моль/л раствора
ортофосфорной кислоты израсходовано 450 мл газооб-
разного аммиака (при н. у.). Вычислить эквивалентную
массу кислоты в этой реакции, если 3nh3= 17.
29. На образование 0,97 г оксида металла (III) израс-
ходовано 0,1 г кислорода, а на взаимодействие этого же
количества металла с хлором — 0,14 л хлора (при н. у.).
Вычислить эквивалентную массу хлора и атомную массу
металла.
30. В одинаковой ли мере обоснована запись струк-
турных (графических) формул для соединений с молеку-
лярной и ионной структурой?
31. Дает ли структурная (графическая) формула све-
дения о пространственном строении молекул?
32. Проанализировать возможность использования
структурных формул для описания строения H2SO4;
SO4”; Na2SO4; А1г (SO4)3.
33. Написать структурные формулы SO2CI2, РОС1з,
СОС12.
34. Установить истинную формулу органического ве-
щества, если известно, что при сжигании 4,6 г его было
8
получено 8,8 г углекислого газа и 5,4 г воды. Плотность
паров этого вещества по водороду равна 23.
35. Установить формулу вещества, состоящего из угле-
рода, водорода и кислорода, если известны отношения их
масс — 6:1:8 и плотность паров вещества по воздуху —
2,07.
36. Установить формулу одного из кристалл гидратов
сульфата натрия, если известно, что при его обезвожива-
нии потеря массы составляет 47% от массы кристалло-
гидрата.
37. При прокаливании 2,42 г кристаллогидрата нит-
рата меди масса вещества уменьшилась на 1,62 г. Уста-
новить формулу кристаллогидрата.
38. Вывести формулу для расчета объема кислорода,
измеренного при нормальных условиях, необходимого для
полного сгорания 1 г разных по составу углеводород в.
Проверить применимость этой формулы для случая сго-
рания СгНб, С2Н4, С2Н2.
39. Определить молекулярную формулу аллотропной
модификации кислорода, если известно, что плотность
этого вещества по оксиду углерода (II) равна 1,714.
40. Для установления формулы кристаллогидрата
двойного сульфата железа и аммония 19,28 г его раство-
рили в воде и к раствору добавили избыток крепкой ще-
лочи. При этом выделился газ, занявший при нормальных
условиях объем 896 мл, и бурый осадок, масса которого
после прокаливания равна 3,2 г. Установить форму у
исходного соединения.
41. Для установления формулы кристаллогидрата
двойного сульфата xK2SO4-£/Cr2(SOA)3>zH_O 39,92 г этого
соединения растворили в воде. К одной половине полу-
ченного раствора добавили избыток раствора нитрата
бария, ко второй — избыток раствора аммиака. В первом
случае образовалось 18,64 г, во втором — 4,12 г осадка.
Установить формулу исходного соединения.
42. Установить формулу карналлита xKCbyMgChX
XzHaO, если известно, что при прокаливании 5,55 г его
масса уменьшилась на 2,16 г, а при прокаливании осадка,
полученного действием раствора щелочи на раствор, со-
держащий 5,55 г карналлита, потери составили 0,36 г.
43. При сжигании некоторого газообразного углеводо-
рода в хлоре расходуется четырехкратный объем хлора.
Одним из продуктов реакции является углерод При сжи-
гании этого же газообразного углеводорода в кислороде
9
требуется пятикратный объем последнего. Установить
формулу углеводорода.
44. К 400 мл смеси некоторого углеводорода с азотом
добавили 900 мл (избыток) кислорода и подожгли. Объ-
ем полученной после сгорания смеси составил 1,4 л,
а после конденсации паров воды сократился до 800 мл.
Новое сокращение объема до 400 мл наблюдалось в ре-
зультате пропускания газов через раствор гидроксида
калия. Объемы измерялись при одинаковых условиях.
Установить формулу углеводорода.
45. 200 мл паров органического вещества, не содержа-
щего азот, серу и фосфор, подожгли с 900 мл кислорода,
взятого в избытке. Объем газов после реакции составил
1,3 л, после конденсации паров воды — 700 мл, после про-
пускания через раствор щелочи — 100 мл. Объемы всех
газов измерены при одинаковых условиях. Установить
формулу вещества.
46. К 300 мл смеси некоторого углеводорода с аммиа-
ком добавили избыток кислорода и подожгли. После пол-
ного сгорания объем вновь полученной смеси газов соста-
вил 1250 мл. После конденсации паров воды он сокра-
тился до 550 мл, после обработки щелочью — до 250 мл,
из которых 100 мл приходилось на долю азота. Объемы
газов измерены при одинаковых условиях. Установить
формулу углеводорода.
47. Некоторый газ реагирует с хлором, образуя азот
и хлороводород. Объемы вступивших в реакцию хлора
и образовавшегося азота относятся как 3:1. Установить
формулу вещества.
48. Через раствор щелочи пропустили 100 мл смеси
газов, полученных при обработке водяными парами рас-
каленного чистого угля. При этом объем газовой смеси
сократился на 5 мл. Вычислить объемный состав смеси
в процентах.
49. В каком объемном отношении следует смешать ме-
тан и водород, чтобы для полного сгорания любого объ-
ема этой смеси расходовался такой же объем кислорода,
взятого при тех же условиях? Изменится ли это отноше-
ние, если изменить условия, при которых измеряются
объемы смеси и кислорода?
50. В каком объемном отношении следует смешать
метан и угарный газ, чтобы для полного сгорания любого
объема этой смеси расходовался такой же объем кисло-
рода, взятого при тех же условиях?
10
51. Рассчитать, какой объем кислорода нужен для
сжигания А л смеси метана и оксида углерода (II), взя-
тых соответственно в объемном отношении 1:4. Объемы
газов измерены при одинаковых условиях.
52. К 3 л смеси NO и NO2 с относительной плотностью
смеси по водороду 18,2 добавили 2 л кислорода. Объемы
газов измерены при нормальных условиях. Определить
сокращение общего объема после добавления кислорода.
53. При сжигании 8,96 л смеси метана, оксида угле-
рода (II) и этана получено 13,44 л углекислого газа.
Определить молыюе содержание в смеси этана, если
объемы газов измерены при нормальных условиях.
54. Были смешаны 7 л оксида азота (II) и 3 л кисло-
рода. Определить объемный состав смеси в тот момент,
когда объем оксида азота уменьшился на V? при постоян-
ных давлении и температуре.
55. Смесь водорода с хлором в объемном отношении
3:2 поместили в закрытый стеклянный сосуд над водой
и рядом сожгли ленту магния. Как изменится давление
в сосуде, если известно, что при этом прореагирова-
ло 50%; 75% хлора? Упругостью водяных паров и раст-
воренного вещества можно пренебречь.
56. При растворении 11,5 г смеси алюминия, меди
и магния в соляной кислоте выделилось 7 л газа, изме-
ренного при температуре 0°С и давлении 0,81-105 Па.
Нерастворившийся остаток переведен в раствор концент-
рированной азотной кислотой. При этом выделилось
4,48 л (при н. у.) газа. Определить состав исходной смеси.
57. Сколько молей сульфата алюминия следует взять
на 1 моль сульфата цинка, чтобы в смеси веществ, полу-
ченных добавлением эквивалентного количества щелочи
к раствору смеси указанных солей, гидроксид цинка
составлял 20%?
58. Первоначальное давление смеси оксида углеро-
да (II) с кислородом, находящейся в сосуде объемом 2 л
при 819 К, составляло 0,81 «105 Па. Какое давление уста-
новится в сосуде к тому моменту, когда в нем в резуль-
тате реакции успеет образоваться 0,1 г диоксида угле-
рода?
59. Вычислить давление в сосуде объемом 1,985 л при
500 °C, в котором содержится 1,98 г фосгена, учитывая,
что фосген диссоциирует на 55% согласно уравнению
СОС1а=СО+С1а.
11
60. Вычислить степень термической диссоциации па-
ров серной кислоты на серный ангидрид и воду, если
плотность паров по водороду образовавшейся равновес-
ной смеси равна 35.
61. При некоторой температуре плотность диоксида
азота по водороду равна 25. Какой процент примеси в
нем оксида N2O4?
62. Определить плотность пара серного ангидрида по
водороду, если к моменту наступления равновесия 4%
его распались на сернистый газ и кислород.
63. Вывести общую формулу для расчета степени тер-
мической диссоциации газообразных веществ по плот-
ности исходного газа и образовавшейся равновесной
смеси.
Глава II
СТРОЕНИЕ АТОМОВ И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
§ 1. Электронная структура атомов
64. Как в рамках представлений волновой теории
строения атома обосновать справедливость формулы
N=2n2, определяющей емкость электронного слоя?
65. Расположить в ряд по мере усложнения их атом-
ных спектров элементы бериллий, водород, рубидий,
литий.
66. Чем объяснить, что для наблюдения спектров
испускания атомарного рубидия и ионов Rb+ необходимо
нагревать пары рубидия до различных температур? В ка-
ком случае необходим нагрев до более высокой темпе-
ратуры?
67. Могут ли быть характерными для каких-либо
реальных случаев относительные расположения энерге-
тических подуровней атомов, приведенные на схемах:
fj
Its -------------------------
-------------------------
Зр---------------------------
2)
Зс/-----------------------
4 s-----------------------
3р------------------------
12
68. Известнр, что по мере увеличения заряда ядра
относительное расположение (n— V)d- и ns-подуровней
атомов изменяется в соответствии со схемой:
------------------—— Z
Привести примеры соответствующих элементов. Как ска-
зывается на свойствах атомов изменение расположения
энергетических подуровней?
69. Какие из приведенных факторов могут быть
использованы для объяснения того, что заполнение элек-
тронами ns-орбиталей опережает заполнение (n—l)d-
орбиталей атомов: ns-электроны проникают в нижележа-
щие электронные слои сильнее, чем (n— 1) d-электроны;
ns-электроны связаны с ядром атома сильнее, чем
(n—1) d-электроны; (n—1) d-электроны сильно экрани-
руются плотным и симметричным 52р6-слоем?
70. Для каких из /-элементов, лантаноидов или акти-
ноидов, ближе по энергии (п—2)/- и (n—1)d-орбитали?
Как сказывается различие энергии этих орбиталей на
химических свойствах лантаноидов и актиноидов?
71. Различаются ли по энергии, максимальному числу
электронов и форме атомные орбитали 3dX!/, 3dy2, 3dx2_y2?
72. Имеются ли ошибки в записях электрон-
ных конфигураций невозбужденных атомов: ls22s2p5;
1 s22s2p63s2p54s1; 1 s22s2p63s2p6d54sl?
73. Привести полную электронную конфигурацию ато-
мов элементов со следующей конфигурацией их внешних
слоев: 3s2; 6s1; 7s2p2. У какого из этих элементов и почему
наиболее выражены металлические свойства?
74. Могут ли две различные электронные конфигура-
ции, ls22s2p63s2 и 1 s22s2p63s14s1, соответствовать одному
и тому же элементу? Если да, то какой это элемент?
75. Назвать элементы, у атомов которых заканчи-
вается заполнение (n—l)d-; ns-; пр-орбиталей.
76. Для какого элемента электронная структура атома
не укладывается в общее эмпирическое правило: «На
внешнем электронном слое атомов не бывает больше
8 электронов»? Почему аномалия в электронной струк-
туре атома этого элемента мало сказывается на его хими-
ческих свойствах?
13
77. Описать электронную конфигурацию атомов хро-
ма, иттрия, гафния, актиния, элемента с порядковым но-
мером 105.
78. Описать электронную конфигурацию атома вис-
мута и иона Bi3+; атома хрома и иона Сг2+; атома церия
и иона Се3+.
79. Сравнить электронную конфигурацию внешнего
слоя атомов элементов главной и побочной подгрупп
VII группы.
80. Охарактеризовать изменение электронных конфи-
гураций атомов и ионов в ходе следующих превращений:
Л1->А13+; РЬ->РЬ4+;
Se->Sc3+; Mn2+->Mn4+.
81. Какие вакантные орбитали, способные влиять на
химические свойства элементов, имеются у атомов тита-
на, криптона, урана?
82. Атомы каких элементов имеют в певозбужденном
состоянии электронные конфигурации, описываемые схе-
мами
ns пР
83. Для атомов р-элемеитов IV группы возможны со-
стояния, описываемые схемами
ns пР
Какое из состояний и почему характеризуется более
низкой энергией и соответствует певозбужденным
атомам?
§ 2. Периодический закон. Периодическая система.
Периодические свойства атомов элементов
84. Проанализировать, как влияют на свойства ато-
мов элементов следующие факторы: общее число элек-
тронов; форма электронных облаков; степень заселенно-
сти атомных орбиталей; размеры и протяженность орби-
талей; число неспаренных электронов на внешних
орбиталях; наличие вакантных орбиталей и их энергия;
структура предпоследнего электронного слоя.
85. На чем основывается деление элементов со сход-
ной электронной конфигурацией внешних слоев атомов
на полные и неполные аналоги? Выделить полные анало-
ги среди s-элементов I и II групп; среди р-элементов
V и VI групп Периодической системы.
86. Чем можно объяснить, что в каждой из групп
Периодической системы для s- и p-элементов наблюдает-
ся скачок в изменении химических свойств при переходе
от элементов II к элементам III периода и от элемен-
тов IV к элементам V периода?
87. Какова физическая сущность явления вторичной
периодичности свойств элементов?
88. Как объяснить правомерность включения элемен-
тов подгруппы гелия в нулевую и VIII группы; водо-
рода— в I и VII группы; тория — в семейство 5/-эле-
ментов?
89. Какую предположительно структуру должен иметь
VIII период Периодической системы? Повторит ли он
целиком VII период?
90. Какой смысл вкладывается в понятия: орбиталь-
ный, эффективный, ковалентный, металлический, вандер-
ваальсовский радиусы? Как можно объяснить, что чис-
ленные значения таких радиусов могут различаться?
91. Сопоставить смысл- понятий «атомный радиус»
и «радиус атома» (или «радиус свободного атома»). От-
личается ли по величине радиус свободного атома от
атомного радиуса?
92. Изменяется ли радиус атома при электронном воз-
буждении? Рассмотреть, как влияют следующие случаи
возбуждения (на примере конкретных атомов) на разме-
ры атомов:
1) ns2-^nslpl‘t 3) ns2p4->ns2p3rf1;
2) РххР}г* Рх> 4) (п— l)sape^10/wl-*(rt— QsVdWp1.
93. Насколько точно определение ковалентного ра-
диуса некоторого атома А как половины межъядерного
расстояния в молекуле А^, как части межъядерного рас-
стояния гд = (1ав—гв в молекуле ДВ?
94. Можно ли определить атомные радиусы азота,
хлора, серы, исходя из межъядерных расстояний в моле-
кулах N2, Ck, НС1, S8?
95. Назвать соединения азота, пригодные и непригод-
ные для определения ковалентного радиуса азота, исхо-
дя из межъядерных расстояний,
15
96. Как согласовать различие в длине двойных и трой-
ных связей между одинаковыми атомами с тем фактом,
что каждый элемент характеризуется определенным таб-
личным значением атомного радиуса?
97. Как перечисленные факторы влияют на величину
атомных радиусов: количество электронных слоев атома;
структура внешнего электронного слоя; форма облаков
валентных электронов; заряд ядра атома; координацион-
ное число химически связанного атома; эффективный за-
ряд ядра атома; порядковый номер элемента; эффект
экранирования ядра атома; тип образуемой атомом хи-
мической связи; кратность образуемой атомом связи; тип
кристаллической решетки простого вещества, образуемо-
го атомами элемента?
98. Как изменяются атомные радиусы элементов по
периоду и по группе? Монотонно ли они изменяются по
периоду? Почему при переходе от галогена к элементу
подгруппы гелия атомный радиус увеличивается?
99. Чем объяснить разный характер изменения вели-
чин атомных радиусов в различных подгруппах Периоди-
ческой системы? Сравнить изменение атомных радиусов
s- и d-элементов I группы; р- и d-элементов III группы;
р- и d-элементов IV группы.
100. Насколько обосновано с позиций современных
представлений об ионных радиусах следующее соотноше-
ние (для одного и того же элемента): гкатион’<Гатом
Г анион? '•
101. Сравнить величины ионных радиусов и пояснить
причину различий в их значениях для следующих изо-
электронных ионов: 0,133(F_); 0,136(О2-); 0,098(Na+);
0,074 (Mg2+); 0,057 нм (АР+).
102. Как объяснить закономерность изменения ион-
ных радиусов d-элементов IV периода?
103. От каких из перечисленных факторов зависит
величина ионизационного потенциала атома химического
элемента: радиус атома; атомная масса; заряд ядра ато-
ма; эффективный заряд ядра атома; структура внешнего
электронного слоя атома; заселенность орбиталей внеш-
него слоя атома; эффект экранирования; порядковый но-
мер элемента; положение элемента в Периодической
системе?
104. Расположить по мере возрастания ионизацион-
ных потенциалов следующие атомы: 1) 1s2; 2) ls22s2p2;
3) ls22s2p5; 4) ls22s2pe; 5) ls22s2pe3s*.
16
105. Чем объяснить, что при переходе от водорода
к литию ионизационный потенциал уменьшается более
резко, чем при переходе от лития к натрию; от натрия
к калию и т. д.?
106. Какое из значений — 13,6, выше чем 13,6 или
ниже чем 13,6 эВ — может иметь электрон в возбужден-
ном атоме водорода, если ионизационный потенциал во-
дорода равен 13,6 эВ?
107. Используя табличные данные, рассмотреть ха-
рактер изменения значений ионизационных потенциалов
в ряду /1, /2> h, Л для атомов натрия, алюминия, хлора
и объяснить наблюдаемую закономерность.
108. Почему разница в значениях первого и второго
ионизационных потенциалов у атома лития больше, чем
у атома бериллия?
109. Какой из атомов с электронной конфигурацией
1) ls22s2p4; 2) Is^pW; 3) ls22s2p63s2; 4) 1 s22s2pe3s2p1-
имеет наибольшее значение второго ионизационного по-
тенциала?
НО. Как объяснить последовательное уменьшение
экранирующего влияния электронов в ряду ns>np>
111. Для какого из элементов заряд и эффективный
заряд ядра равны?
112. Как можно объяснить, что при монотоннохм уве-
личении заряда ядра и общего количества содержащихся
в атоме электронов эффективный заряд ядра атомов
(2эфф) изменяется немонотонно? Сравнить:
Н Не Li Be В С N О F Ne
гэфф 1 1,345 1,26 1,66 1,56 1,82 2,07 2,00 2,28 2,52
Чем объяснить уменьшение эффективного заряда ядра
атома при переходе от гелия к литию; от бериллия к бо-
ру; от азота к кислороду?
113. Можно ли утверждать, что с увеличением поряд-
кового номера элементов их ионизационные потенциалы
повышаются; понижаются?
114. Чем обусловлена близость значений ионизаци-
онных потенциалов атомов железа, кобальта и никеля,
имеющих разную электронную конфигурацию?
115. Почему у ^-элементов ионизационные потенциа-
лы по периоду изменяются в меньшей степени, чем у
р-элементов?
17
116. Чем обусловлена немонотонность изменения
ионизационных потенциалов по периоду?
117. Почему у s-и p-элементов кривая, выражающая
зависимость ионизационного потенциала от заряда ядра
атома, поднимается значительно круче, чем у ^-эле-
ментов?
118. Чем объяснить, что в отличие от всех остальных
p-элементов, где в пределах подгруппы ионизационный
потенциал с увеличением заряда ядра атома элемента
уменьшается, для p-элементов III группы характерна бо-
лее сложная закономерность?
119. Объяснить наблюдаемую закономерность в изме-
нении ионизационных потенциалов элементов II периода:
Li Be В С N О F Ne
/,эВ 5,39 9,32 8,29 11,26 14,53 13,61 17,42 21,56
Будет ли иметь аналогичный характер зависимость иони-
зационного потенциала от заряда ядра для ряда нат-
рий — аргон?
120. Какие свойства атомов можно оценить с по-
мощью ионизационных потенциалов? Что можно сказать
о свойствах некоторых трех элементов, если для них ха-
рактерны ионизационные потенциалы 5,39; 9,75 и 13,6 эВ,
а самый низкий у химических элементов потенциал со-
ставляет 3,89 эВ (у цезия), самый высокий 24,58 эВ
(у гелия) ?
121. Каковы причины наличия у нейтральных атомов
большинства элементов положительного сродства к элек-
трону? Могут ли молекулы иметь положительное срод-
ство к электрону?
122. Какие из перечисленных факторов влияют на ве-
личину сродства атома к электрону: радиус атома; заряд
ядра атома; эффективный заряд ядра атома; порядковый
номер элемента; электронная конфигурация внешнего
слоя атома; атомная масса элемента?
123. Почему сродство атома ко второму электрону
всегда отрицательно? Как это согласовать с тем, что
в химии рассматриваются ионы О2-, S2- и т. д.?
124. Расположить в порядке увеличения сродства
к электрону атомы с конфигурациями ns1, ns2, ns2p5.
125. Может ли величина сродства к электрону быть
равной нулю; иметь отрицательное значение? Чем объяс-
нить, что у атомов щелочных металлов сродство к элек-
18
трону положительно, а у щелочноземельных отрица-
тельно?
126. Как объяснить характер изменения сродства
к электрону у атомов галогенов: 3,62 (F); 3,82 (С1);
3,54 (Вг); 3,24 эВ (I)?
127. Справедливо ли утверждение, что сродство к
электрону увеличивается с увеличением ионизационного
потенциала атома?
128. Как объяснить характер изменения сродства
к электрону атомов элементов двух первых периодов:
§ 3. Химическая связь.
Валентность химических элементов
129. Рассмотреть смысл каждого из приведенных тер-
минов, встречающихся в химической литературе, при опи-
сании химических связей и межмолекулярного взаимо-
действия: ковалентная,электровалентная, гомеополярная,
полярная, атомная, донорно-акцепторная, координацион-
ная, локализованная, делокализованная, водородная, ко-
ординативная, сопряженная, дативная, вандерваальсов-
ская, семиполярная, резонансная, гетерополярная, много,
центровая, трехцентровая связь. Сгруппировать терми-
ны-синонимы.
130. Сравнить роль, отводимую в теориях ВС и МО
эффектам промотировапия и спаривания электронов при
образовании атомами химической связи.
131. С какими из основных положений теории ВС,
условие спаривания электронов; условие образования
связи лишь за счет неспаренных электронов; двухэлек-
19
тронный и двухцентровый характер связи, не согласуются
химические связи в ионах NH^ и Н3О+; молекулах
H3N-BF3n В2Н6?
132. Проанализировать, как согласуются представле-
ния о гибридизации, донорно-акцепторных и многоцент-
ровых связей с основными положениями теории ВС.
133. Как согласовать теоретическую ограниченность
теории ВС и возможность удовлетворительного рассмот-
рения с ее помощью состава и строения большого числа
химических соединений?
134. Что обусловило сложившуюся в современной хи-
мии ситуацию, при которой в понятие «валентность эле-
мента» разные химики вкладывают неодинаковый смысл?
135. Почему объяснение возможной валентности атома
некоторого химического элемента путем сопоставления
энергии промотирования электронов при переходе атома
в валентное состояние и энергии возникающих химиче-
ских связей не может считаться вполне обоснованным?
136. Какие из перечисленных факторов учитываются
при обосновании возможности атомов проявлять перемен-
ную валентность: наличие у атомов неподеленных элек-
тронных пар; номер группы или номер периода, к кото-
рым принадлежит элемент; величина радиуса атома; на-
личие у атома вакантных tip-, nd-, (п—l)d-; nf-, (п—l)f-,
(п—2)/-орбиталей; энергия вакантных орбиталей; вели-
чина атомной массы?
137. В рамках теории ВС объяснить, почему у боль-
шинства р-элементов с переменной валентностью ее зна-
чение различается на два.
138. Для каких элементов, имеющих электронные кон-
фигурации внешнего слоя атома 3s2p2, 4s2p3, 5s2p4, 6s2p5,
характерны переменная четная и переменная нечетная
валентности?
139. Почему при одинаковой конфигурации внешнего
электронного слоя атомов азота и фосфора, кислорода
и серы, фтора и хлора элементы этих пар различаются
между собой по валентным возможностям?
140. Напишите электронные конфигурации основных
и валентных состояний атомов бериллия, бора, углерода
и азота, в которых эти атомы могут образовывать мак-
симальное число связей.
141. Могут ли считаться валентными электроны вто-
рой и третьей снаружи электронных оболочек атома?
20
142. Как изменяется склонность к проявлению макси-
мальной валентности у р- и d-элементов в пределах
группы?
143. Проанализировать (на примере р-элементов
II периода, d-элементов I и VIII групп, f-элементов), на-
сколько справедливо утверждение, что максимальная ва-
лентность элементов численно равна номеру группы.
144. Охарактеризовать валентные возможности ато-
мов элементов II периода и максимальное число связей,
которое они могут образовывать.
145. Почему для бора, азота и скандия, имеющих раз-
ные электронные конфигурации атомов, наиболее харак-
терны одинаковые валентные возможности (3)?
146. Сопоставить численное значение валентности
и число связей, образуемых центральным атомом, в ионах
и молекулах: Н3О+; NH4; Fe(C5H5)2; Fe(CO)5; Cr(C6H6)2;
(А1С1з)2.
147. Почему при достаточно высокой температуре ва-
лентность всех элементов понижается? При низкой или
высокой температуре могут существовать частицы ВеС1,
А1С1, CaCl, LIC1?
148. К какому виду образований, молекулы, свободные
радикалы, молекулярные ионы, можно отнести газообраз-
ные ВО, СО, NO, ВеН2, СН2, NH2, СН3, РН3, ОН, NO2,
С1О2, Н£, 07?
149. Можно ли отнести к числу свободных радикалов
частицы, в состав которых входят атомы d-элементов
с неспаренными электронами, например МпС12, СгС12,
СгС13?
150. Чем определяется значение координационного
числа атома? Каково максимальное значение координа-
ционного числа у атомов бора, углерода, азота?
151. Для атомов каких элементов характерны боль-
шие координационные числа? Почему координационные
числа увеличиваются при переходе от элементов малых
периодов к элементам больших периодов?
152. Чем отличается понятие «степень окисления» ато-
ма от понятий «валентность», «эффективный заряд хими-
чески связанного атома», «заряд иона»? Сравнить их зна-
чения на примере следующих молекул и ионов: NH3>
NHJ, N?H4, N8Hg+, HNO3, N07.
153. Определить степень окисления атомов кислорода
в О2, Оз, Н2О2, Na2O, КО2, КО3; степень окисления атомов
серы в K2S, K2S2, SO|~, S2O|-, S201-.
154. Заполнить таблицу
Соединение Валентность Степень окисления Координационное число
для атомов фосфора в РН3, PHt, Н3РО2, Н3РО3, Н3РО4.
155. На примере элементов второго периода проанали-
зировать возможности теории ВС в объяснении числа свя-
зей, которые могут образовывать атомы этих элементов.
156. Какие из факторов определяют способность
атомных орбиталей образовывать молекулярные орби-
тали: близость энергий АО; одинаковая симметрия АО
относительно оси связи; достаточная протяженность АО
и возможность их перекрывания при образовании МО;
наличие на АО одиночных электронов с противополож-
ными спинами; одинаковая форма АО?
157. В чем заключается различие ст-, л- и б-молскуляр-
ных орбиталей? Какие из этих видов МО формируются
в молекуле азота из ss-; рхрх-\ РуРу\ /^г-атомных орби-
талей?
158. Какие атомные орбитали (2s, 2рх, 2ру, 2pz) фтора
используются при образовании связывающих молекуляр-
ных орбиталей фтороводорода; фтора?
159. Из каких атомных орбиталей водорода и хлора
формируется связывающая молекулярная орбиталь в мо-
лекуле хлороводорода?
160. Какие из атомных орбиталей, фтора или брома,
вносят больший вклад в образование связывающих и ка-
кие в образование разрыхляющих молекулярных орбита-
лей молекулы BrF?
161. Используя метод МО, рассмотреть возможность
существования частиц НеН, HeF, НеН2, Не7, ВГ, F7, НГ.
162. В чем заключается преимущество метода МО по
сравнению с методом ВС в описании миогоцентровых
связей?
22
1G3. В каком состоянии, стационарном или возбуж-
денном, молекулы В2, N2 и О2 имеют следующие элек-
тронные структуры:
В2 [КК св)2 (а5 разр)2 (л^ св)2];
N2 [КК (Os св)2 (Оу разр)2 (лРу св)2 (лРг св)2 (арх св)2];
O2[Z(Z( (Os св)2 (оЛ разр)2 (орхг св)2 (лрг св)2 (лру cb)2J.i у разр)2]?
164. Описать электронную структуру молекул F2, С2,
СО, NO.
165. Объяснить, почему ионизационные потенциалы
молекул водорода, азота, углерода и оксида углерода
выше, чем ионизационные потенциалы атомов этих эле-
ментов, а ионизационные потенциалы молекул фтора,
кислорода и оксида азота (II) ниже, чем соответствую-
щих атомов. Сравнить:
н с N 0 F
I, эВ 13,59 11,26 14,53 13,61 17,42
нг Сг N, ог F» со NO
/, эВ 15.43J 11,96 15,63 12,17 15,83 14,05 9.47
166. Какие из условий ДОЛЖНЫ соблюдаться, чтобы
атомы разных элементов могли образовать металличе-
скую связь: небольшие межъядерные расстояния; высо-
кие координационные числа атомов; малое различие в
энергии валентных орбиталей атомов разных элементов;
близкие размеры атомных радиусов; близкие значения
ионизационных потенциалов атомов; низкие значения
ионизационных потенциалов атомов?
167. Как сказывается степень заполнения электрона-
ми валентной зоны на способности атомов образовывать
металлическую связь?
168. Как изменяется по ряду некоторых элементов
(Д, В, С, D, Е) их способность к образованию металли-
ческой связи:
А В С D С
[П]сир1-1
S н S и S S $ г
169. Чем объяснить, что литий и калий не взаимодей-
ствуют между собой с образованием интерметаллических
соединений?
23
170. Какие из разновидностей химической связи, о-,
л- или б-, образуются в результате перекрывания элек-
тронных облаков: s и s; s и рх, ру и ру; pz и р2; dxz и dxz,
pz и d?; dx2-y2 и dx2-y2?
171. Какие из перечисленных типов гибридизации, sp3,
sp3d, sp3dt, sp3d2f, sp3d2f2, наиболее характерны для атомов
элементов II, III и V периодов Периодической системы?
172. Одинаковую ли геометрическую конфигурацию
имеют молекулы хлоридов: ВС13, NC13, РС13, 1С13, А1С13,
TiCl3, СгС13?
173. Справедливо ли утверждение, что для молекул
одного типа, АВ, АВ2, АВ3 или ЛВ4 и т. д., характерна
одинаковая геометрическая конфигурация? Сравнить фор-
му молекул трех типов: ЛВ2(СОг, NO2, ОН2); AB3(NH3,
ВН3, TiCl3); ДВ4(СС14, SiCl4, TiCl4).
174. Какие из приведенных молекул и ионов имеют
форму плоского треугольника: NH3, ВН3, NO^-, BrOgf
СЮ- SOf- CQ2-?
175. Какие из молекул, H2Se, С2Н2, F2O, СО2, SO2,
HCN, ZnCl2, линейны, а какие — угловые?
176. Чем обусловлено сходство пространственной кон-
фигурации молекул СО2, CS2, CSe2?
177. Как и почему изменяется пространственная кон-
фигурация частиц при переходе от BF3 к BFF; от NH3
к NHt; от Н2О к Н3О+?
178. Проанализировать возможность объяснения фор-
мы молекул NH3 и Н2О с позиций образования связей
гибридными орбиталями атомов и с позиций представле-
ний о межэлектронном отталкивании в молекулах.
179. Учитывая эффект межэлектронного отталкива-
ния, рассмотреть, какую форму должны иметь молекулы
Н2Те, F2O, SO2, РС13. Согласуются ли полученные выводы
с предсказанием формы молекул на основании представ-
лений концепции гибридизации?
180. Для молекул какого из тетрахлоридов, SiCl4 или
РЬС14, должна быть сильнее выражена тенденция к
использованию d-орбиталей центрального атома в датив-
ных л-связях с атомами хлора?
181. Чем объяснить устойчивость мономерных моле-
кул N2, О2, СО, СО2 (образованы атомами элементов
II периода) и склонность к полимеризации молекул Рг>
S2, SiO, SiO2 (образованы атомами элементов III перио-
да или атомами кислорода и элементов III периода)?
24
182. Вычислить длину связи С—С1 в СС14 по извест-
ным длинам связей dc-c=0,154 нм и Jci-ci=0,199 нм.
183. Масса кристалла поваренной соли кубической
формы с длиной ребра 2,4 см равна 29,25 г. Используя
число Авогадро, определить, какой должна быть длина
связи Na—Cl в этом кристалле.
184. На основании приведенных данных сделать вы-
вод о зависимости длины связи (d) от ее кратности:
СВЯЗЬ d, нм связь d, нм
с-с 0,154 N—N 0,145
с=с 0,134 N=N 0,124
СЕС 0,120 NhN 0,109
Объяснить причину наблюдаемой закономерности.
185. Объяснить закономерность в изменении длин
связей (J) в приведенных рядах молекул:
лэ-э' нм dH-3’ нм ^-Э’ HM
f2 0,142 HF 0,092 H2O 0,097
Cl2 0,20 НС1 0,128 H2S 0,133
Br2 0,229 HBr 0,142 H2Se 0,147
I2 0,267 HI 0,162 H2Te 0,167
186. Как объяснить разную длину связи N—N в раз-
личных молекулах азотсодержащих веществ:
Na HN8 Na(CH3)a N2H4
dN_N,HM 0,11 0,113 и 0,124 0,124 0,147
187. Проанализировать, как зависит энергия химиче-
ской связи от ее длины; кратности; степени перекрывания
электронных облаков; разности электроотрицательности
атомов; степени ионности связи; количества электронов на
связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталях.
188. Объяснить, почему энергия двойной связи не
равна удвоенной энергии одиночной связи, а энергия
тройной связи — утроенной энергии одиночной или полу-
торной энергии двойной.
189. Используя представления теорий ВС и МО, объ-
яснить различие в энергии химических связей в молеку-
лах Ы2( 105,34 кДж/моль) и Н2 (431,63 кДж/моль). В обо-
их случаях связь образуется за счет ss-AO.
190. Как объяснить закономерности в изменении ве-
личин энергий связи в следующих рядах двухатомных
молекул: Li2—Cs2; Н2—12; HF—HI?
25
191. Как можно объяснить, что энергия связи Н—F
выше, чем энергия связей F—F и Н—Н, и больше сред-
него арифметического из их значений? Почему разность
между такой средней энергией и энергией связи Н—Г,
определенной экспериментально, по ряду HF—HI умень-
шается?
192. Как объяснить изменение величин энергии связи
в ряду двухатомных молекул элементов II периода с уче-
том величин атомных радиусов; числа валентных элек-
тронов у атомов и числа несвязывающих электронов;
формы электронных облаков; кратности связи; заселен-
ности электронами связывающих и разрыхляющих моле-
кулярных орбиталей?
193. Объяснить закономерность в изменении длины
и энергии связи в ряду частиц:
02 °2 °2
d, нм 0,121 0,112 0,13 0,148
Е, кДж/моль 493,24 628 407 203
194. Объяснить закономерность в изменении величин
энергии диссоциации молекулы и соответствующего мо-
лекулярного иона для ряда веществ:
н2 n2 о2
Е, кДж/моль 431,63 940,5 493,24
н2+ м+ о+
Е, кДж/моль 255 828 628
f2 со no
154,66 1070,1 [677,16
f+ со+ NO+
305 800—1000 1050—1080
195. На рисунке приведена примерная графическая
зависимость величин энергии связи двухъядерных ней-
тральных молекул и молекулярных ионов элементов II пе-
риода. Объясните характер наблюдаемой закономерно-
и/вег)вг с2 с2 n2 n; о2 о; f2
26
сти, т. е. причину увеличения энергии связи от 62 к N2, от
F2 к Ft; ее уменьшение от N2 к F2, а также возможные
причины близости энергии связей для С? и Nt, для О?
и Ft.
196. Для какой из частиц в каждом из трех приведен-
ных случаев энергия связи будет наибольшей: 1) CN,
CN- CN+; 2) CF, CF+; 3) NF, NF+?
197. Будет ли происходить термическая ионизация
атомов водорода при температуре, когда начинается дис-
социация химических связей в молекулах Н2, если £Н-н =
= 431,63 кДж/моль, а /н= 13,6 эВ?
198. Исходя из значений электроотрицательности (по
Полингу) элементов II периода и хлора, определить, хло-
риды каких рассматриваемых элементов являются непо-
лярными, полярными и ионными соединениями. Насколь-
ко надежна подобная оценка ионности связи?
199. Какие свойства элементов можно оценить по ве-
личинам их электроотрицательности? Где в таблице Мен-
делеева концентрируются элементы с высокой электроот-
рицательностью? Назвать элемент с самой низкой элек-
троотрицательностью.
200. С чем связаны принципиальные недостатки кон-
цепции электроотрицательности? Насколько обосновано
использование электроотрицательности элементов в ка-
честве их основной характеристики?
201. Как согласовать малую полярность связи в мо-
лекуле СО (дипольный момент молекулы равен 0.1D) со
значительным различием в электроотрицательности ато-
мов С и О (электроотрицательность по Полингу угле-
рода 2,5; кислорода 3,5)?
202. Используя шкалу Полинга, вычислить разность
электроотрицательностей для пар элементов С—Н,
С—О, С—F. Как согласовать полученные значения со
значениями дипольных моментов (р) одиночных связей
и дипольных моментов молекул, образуемых рассматри-
ваемыми элементами:
СВЯЗЬ
р. связи» D молекула р. молекулы» D
С—н 0,4 СН4 0
С-0 0,8 СО» 0
C-F 1,5 CF* 0
27
203. Чем объяснить уменьшение дипольных моментов
молекул в ряду галогеноводородов:
HF НС1 HBr HI
|Л, D 1,74 1,03 0,76 0,38
204. Для каких из приведенных молекул, BeF2, BF3,
CF4, NF3, OF2, CS2, COS, можно, не проводя расчетов,
оценить величину дипольного момента?
205. Как можно объяснить, что аммиак и трифторид
азота, имеющие одинаковую пирамидальную форму и со-
держащие атомы элементов с примерно одинаковым раз-
личием в электроотрицательности, существенно различа-
ются по величинам дипольных моментов: hnhs=1,5£>;
Pnf3=0,2Z)?
206. Какая из молекул типа 3F3, BF3, NF3 или PF3,
имеет нулевой дипольный момент? Какие из перечислен-
ных отличий в свойствах бора, азота и фосфора позво-
ляют объяснить этот факт: наибольшая атомная масса
у фосфора; бор и азот — элементы второго периода, фос-
фор— элемент третьего периода; молекула трифторида
бора — плоская, молекулы трифторидов фосфора и азо-
та—объемны; электроотрицательность азота значительно
выше, чем электроотрицательность бора и фосфора; атом
азота, в отличие от атомов бора и фосфора, не имеет
вакантных орбиталей внешнего слоя; тип гибридизации
атомных орбиталей у бора sp2, а у азота и фосфора —
зр3; степень ионности связи Э—F наибольшая в случае
В—F; радиусы атомов бора и азота меньше, чем радиус
атома фосфора; атомы фосфора и азота, в отличие от
атома бора, в молекулах 3F3 имеют неподеленные элек-
тронные пары; атом фосфора, в отличие от атомов бора
и азота, имеет вакантные nd-орбитали?
207. Расположить приведенные соединения и ионы в
ряд по мере увеличения степени ионности химической
связи, используя значения эффективного заряда хими-
чески связанного центрального атома:
CuCla CuBra ZnBr2 Fe(CO)t Crof~ [Cr (NH3)e]3+ [Fe (CN)e]3—
гЭфф +1,1 +1,0 +0,5 +0,4 +0,2 +1,2 +1,0
208. Почему элементы в высоких степенях окисления
не образуют ионных соединений?
209. С учетом значений ионизационных потенциалов,
сродства к электрону и электроотрицательности элемен-
тов оценить, какие частицы, молекулы или ионы, входят
28
в кристаллическую решетку XeF4, F20, GaCb, S Br4,
PBr3, BaO, NOCI, SrF2.
210. Как объяснить высокие координационные числа
в ионных соединениях (например, натрия в решетке
NaCl — 6, цезия в решетке CsCl — 8) ?
211. Ниже приведены значения положительного эф-
фективного заряда (2Эфф) на атоме металла для ряда
соединений в твердом состоянии:
^эфф ^эфф 2эфф ^эфф
NaF 0,97 КС1 0,98 MgO 1,48 ZnO 1,20
NaCl 0,90 KBr 0,96 MgS 1,16 Z S 0 84
NaBr 0,86 KI 0,92 CaO 1,62 FeS 0,60
Какова зависимость между степенью ионности и разно-
стью электроотрицательности элементов в да шом слу-
чае? Принципиально ли утверждение, что степень и нно-
сти связей нигде не достигает 100%?
212. Из каких частиц состоят твердый и га о браз-
ный хлорид калия?
213. Как изменяется поляризуемость и поляризующее
действие ионов в рядах: 1) Ве2+, Mg2+, Са‘>+, Sr-+, Ва-+;
2) Al34', Sc34-, Y3+, La3+; 3) О2", S2-, Se2-, Те2-; 4) Mg2+,
Na+, F-, O2-?
214. Учитывая высокую поляризующую способность
катионов, оценить, можно ли отнести к числу ионных
следующие соединения: AuCl3, TiCl4, \VFe, OsO4.
215. Учитывая поляризующее действие катионов,
объяснить различие в степени ионности связей в FeCl2
и FeCl3; FeCl2 и MgCl2; СаС12 и HgCl2.
216. При нагревании некоторого гипотетического ион-
ного кристалла А+В- он испаряется с образованием
ионов. Как сказывается следующее сочетание свойств А
и В на теплоте испарения такого вещества: сродство к
электрону А велико, ионизационный потенциал В мал;
ионизационный потенциал А мал, сродство к электрону В
велико; ионные радиусы А+ и В~ малы; ионные радиусы
А+ и В- велики; электроотрицательность В больше А?
217. Сформулировать общее правило, с помощью ко-
торого можно было бы сравнить или объяснить различие
в термической устойчивости следующих пар соединений:
LiBH4 и NaBH4; Li2O2 и Cs2O2; СаСО3 и ВаСО3.
218. Какие, высокие или низкие, значения температур
кипения и плавления, растворимости в воде, электропро-
29
водности в расплаве, степени электролитической диссо-
циации должны быть характерны для ионного соедине-
ния? Ответ аргументировать.
219. Для комплексных соединений K4[Mo(CN)8],
[Pt(NII3)/]Cl2, K2[PtCl6], [Cu(NH3)4]SO4, I\2[Co(CNS)4],
КДСо(ЬЮ2)б] указать комплексообразователь, его коор-
динационное число и степень окисления. Как называют-
ся эти соединения?
220. Координационное число комплексообразователя
А+4 равно 6. Написать формулы аммиачного и цианидно-
го комплексов, которые может образовать данный комп-
лексообразователь.
221. Составить координационные формулы следую-
щих соединений: PtCl4-KCl-NH3; K2SO4- A12(SO4)3;
CuSO4-5H2O; CuSO4-4NH3; Fe(CN)3-3KCN; HgI2-2KI;
CrCl3-5H2O; Sn(SO4)2-2H2O.
222. Определить степень окисления атомов комп-
лексообразователей в соединениях Fe4[Fe (CN) е]з;
[Pt(NH3)4]-[PtC14].
223. Какие из теорий химической связи в координа-
ционных соединениях используют следующие модельные
представления:
1) связь возникает в результате электростатического
взаимодействия ионов комплексообразователя и лиган-
дов, электронные оболочки которых могут деформиро-
ваться;
2) связь носит электростатический характер, причем
дополнительно учитывается изменение состояния элек-
тронов иона комплексообразователя под воздействием
лигандов, а изменение собственной электронной структу-
ры последних во внимание не принимается;
3) связь образуется в результате перехода электрон-
ных пар лигандов на вакантные орбитали иона комплек-
сообразователя;
4) связь образуется в результате перекрывания орби-
талей центрального атома и орбиталей лигандов (при
этом учитывается изменение в электронной структуре не
только комплексообразователя, но и лигандов) и их засе-
ления электронами, причем при образовании химической
связи рассматривается расщепление атомных уровней
комплексообразователя и лигандов на новые, характер-
ные для всего комплекса энергетические уровни?
Можно ли применить к рассмотрению одного и того же
комплекса все модельные представления? Если возмож-
30
но, то как объяснить пригодность существенно различных
моделей для описания одного и того же объекта?
224. Какими свойствами с точки зрения теории ВС
должны обладать типичные лиганды и комплексообразо-
ватели? С учетом этого сделать вывод, для каких из при-
веденных молекул и ионов характерны свойства лиган-
дов: Н2О, ОН, ОН-, Н3О+, F2, F-, Li+, Na, NO, NOT*
NH3, NHt, C2, CO, CO2.
225. Какие из лигандов могут быть монодентатными,
полидентатными, мостиковыми: NH3, Cl-, CN-, Н2О, ОН_,
с2оГ, NHa-CH2-CH2-NH2?
226. Почему различные комплексообразователи, обыч-
но проявляющие координационное число 6, как правило,
присоединяют только 3jj таких лиганда, как С2О4~
sol-, s2o|_?
227. Почему из двух молекул NH3 и РН3, имеющих
сходную структуру и неподеленные пары электронов
у центрального атома, свойства лиганда более характер-
ны для NH3?
228. Почему ионы со сходной электронной конфигура-
цией и одинаковым зарядом могут существенно разли-
чаться по склонности к комплексообразованию? Сравнить
ионы Ве2+ и Ва2+.
229. Какое место в Периодической системе занимают
элементы со свойствами типичных комплексообразовате-
лей? Чем это обусловлено?
230. Как зависит координационное число от электрон-
ной структуры и радиуса атома- или иона-комплексообра-
зователя, природы лигандов? Чем объяснить, что ионы
[AIF6]3“, [SiF6]2~, [BF4]- устойчивее, чем соответствующие
хлоридные комплексы (для алюминия известен только
[AICIJ-, хлоридные комплексы кремния и бора не полу-
чены) ?
231. Как с позиций теории ВС объяснить характер
химических связей и координационное число в комплек-
сах Fe(CO)5; [Co(NH3)0]Cl3; KJFe(CN)6]?
232. Чем объяснить различную пространственную
форму комплексных ионов, образованных разными комп-
лексообразователями:
ион-комплексообразователь:
Ag+, Cu+
Al3+, Zn2+, Со2+
Cr3+, Со3+, Ni2+
форма комплексного иона
линейная
тетраэдрическая
октаэдрическая?
31
233. Учитывая направленность гибридных орбиталей
комплексообразователя (sp3 и sd3— по осям тетраэдра;
sp3d— бипирамиды; sp3d2— октаэдра; sp3di— куба),
определить пространственную форму комплексных ионов
[BFJ- [Zn(OH)4]2-, [А1(ОН)4]-, [A1F6]3-, [CoCCNJg]3",
[PF6]", [Cu(NH3)4]2+, [PbClJ2-, [PbF8]4-.
234. На основе представлений теории ВС объяснить
характер связей в молекуле Сг(СО)в; координационное
число атома хрома; наличие на атоме хрома положитель-
ного эффективного заряда; пространственную форму мо-
лекулы, ее диамагнетизм.
235. Какие из связей могут образовываться в много-
ядерных карбонилах: Меч-СО; Ме->СО; Меч-СО->Ме;
Me—Me; Ме^СО?
236. Как объяснить парамагнетизм комплекса [FeF6]4~
и диамагнетизм [Fe(CN)6p~ с учетом одинаковых типа
гибридизации (sp3d2) и направленности (октаэдрическая)
орбиталей атомов железа в этих комплексах?
237. Как объяснить парамагнетизм комплексов
[NiCI4]2- и [Ni(NH3)4]2+ и диамагнетизм [Ni(CN4]2-?
238. Как сказываются на склонности комплексных
ионов к электролитической диссоциации и участию в ре-
акциях замещения связывание лигандов за счет (и—l)d-
или nd-орбиталей комплексообразователя; наличие ва-
кантных (n—l)d- и nd-орбиталей у комплексообразо-
вателя?
239. Для какого из случаев, сильного или слабого по-
лей, характерны приведенные схемы распределения по
орбиталям d-электронов комплексообразователя:
240. Показать па диаграмме, как снимается вырожде-
ние Sd-орбиталей в полях лигандов: октаэдрическом, тет-
раэдрическом, квадратноплоскостном.
241. Чем объяснить, что ион Со3+ в комплексе [CoFeP-
находится в состоянии с высоким спином, а в комплексе
[Со (NII3) 6p+ — с низким?
32
§ 4. Межмолекулярное взаимодействие
242. Чем отличается взаимодействие между атомами
или молекулами за счет вандерваальсовских сил от хими-
ческого взаимодействия?
243. Какие из перечисленных видов взаимодействия
между атомами, ионами или молекулами могут осущест-
вляться в атомных, молекулярных и ионных кристаллах:
ковалентные, ионные, водородные связи, металлическая
связь, вандерваальсовское и гравитационное взаимодей-
ствия?
244. Какого типа решетку, атомную, молекулярную
или ионную, имеют в твердом состоянии криптон, диоксид
углерода, тетрахлорид углерода, кремний, карбид крем-
ния, фторид калия, нитрид бора?
245. За счет каких связей может осуществляться взаи-
модействие между молекулами Н2 и О2; Н2 и Н2О; Н2О
и NH3; NH3 и NF3; NF3 и BF3; НС1 и HCI; HF и HF?
246. Какие из перечисленных веществ при переходе из
газообразного в конденсированное состояние сохраняют
молекулярную структуру: О2, Na2, С2, В2, NaCl, N2O5,
РС15? Какие изменения в структуре претерпевают при
этом остальные вещества?
247. Определить, для каких из перечисленных ве-
ществ характерна наибольшая энергия ориентационного,
индукционного и дисперсионного взаимодействия:
Не 0 Аг 0 со 0,12 НС1 1,03
поляризуемость, нм3 2-10~4 1,6-10~3 1.9-10-3 2,6 10~3
NH, Н.О
|А. D 1.5 1,84
поляризуемость, нм3 2,2-10~3 1,510~3
248. Как влияет характер межмолекулярного взаимо-
действия ла физические свойства вещества?
249. Чем объяснить близость температур кипе-
ния азота (—195,8°C), кислорода (—183°C) и фтора
(—187,9°C)? Почему намного отличается от них темпе-
ратура кппепня хлора (—34 °C)?
250. Какое влияние оказывает величина дипотя и по-
ляризуемость молекул вещества на теплоту его фазовых
переходов?
33
2 Зик. 440
251. Объяснить различие во вкладе отдельных видов
межмолекулярного взаимодействия в общую энергию
этого взаимодействия для приведенных в таблице ве-
ществ. Проанализировать зависимость температуры ки-
пения этих веществ от энергии их межмолекулярного
взаимодействия:
Молекулы Энергия взаимодействия, кДж/моль т , к кип
ориентаци- онного индукцион- ного дисперсион- ного общая
Аг 0 0 8,48 8,48 76
СО 0 0 8,74 8,74 81
НС1 3,3 1 16,8 21,1 188
NH3 17,5 1,55 14,7 29,55 239
Н2О 36,3 1,92 8,98 47,2 373
252. Можно ли образование водородных связей меж-
ду молекулами рассматривать как результат ориентаци-
онного взаимодействия сильнополярных молекул?
253. Между молекулами каких веществ могут образо-
вываться водородные связи: HF, HI, Н2О, Н2Те, NH3,
РН3, СН4, SiH4?
254. Чем объяснить разную энергию водородных
связей, образуемых молекулами различных веществ?
Сравнить:
связь F-H...F— О-Н...О— N-H...N- O-H...N-
Е, кДж/моль 25—33 12—30 12—20 16—30
255. Привести примеры соединений с внутримолеку-
лярной водородной связью.
256. Какие из перечисленных явлений можно объяс-
нить образованием прочной водородной связи: 1) каль-
ций взаимодействует с водородом с образованием гидри-
да кальция; 2) реакция взаимодействия хлора с водоро-
дом имеет цепной характер; 3) температура кипения Н2О
выше, чем H2S; 4) температура кипения С7Н16 выше, чем
СзНв; 5) температура кипения NH3 выше, чем РН3?
257. Объяснить причину различия межъядерных рас-
стояний водород — кислород в решетке льда (~0,1
и ~0,15 нм) и в димере уксусной кислоты (~0,1
и ~0,27 нм).
34
258. С учетом каких факторов можно объяснить зако-
номерности в изменении температур плавления простых
веществ в ряду галогенов; в ряду простых веществ, обра-
зуемых элементами II периода?
259. Какие из соотношений температур плавления
и кипения справедливы:
Тпл At2 > Т’пл 12 или
TKHnHAt > ТКИПН1 или
Тпл Н2Ро > ТПл Н2Те или
Тпл At2 < Т'пл 12>
^KnnHAt <7’КИПН1;
пл Н2Ро < Тпл Н2Те?
260. Как и почему изменяется агрегатное состояние
простых веществ при комнатной температуре в ряду
фтор — иод? Какое агрегатное состояние должен иметь
в этих условиях астат?
261. Как и почему изменяются температуры плавле-
ния и кипения в ряду инертных газов? Какое вещество
и почему имеет самую низкую температуру кипения
и плавления?
262. Какие из перечисленных факторов можно исполь-
зовать для объяснения повышения температуры плавле-
ния в ряду гидридов ЭН4 p-элементов IV группы: увели-
чение заряда ядра центрального атома в молекуле;
уменьшение энергии связи Э—Н; увеличение размера
молекул; увеличение поляризуемости молекул; измене-
ние эффективных зарядов на атомах Э и Н в молекулах
ЭН4?
263. Чем объяснить, что температура плавления воды
значительно выше температуры плавления фтороводоро-
да (—83°C), хотя дипольный момент молекулы Н2О
(1,84D) меньше, чем молекулы HF (1,91D)?
264. На примере гидридов p-элементов V—VII групп
проанализировать влияние межмолекулярной водородной
связи на температуру кипения веществ.
265. Можно ли на основании величин температур
плавления веществ судить, какие из неорганических ве-
ществ имеют молекулярную решетку? Рассмотреть на
примере:
Ne СН4 HI Н,О Р« PdCI, SiO, Si NaC
Тпл, к 24 89 222,3 273 317 1200 - 2000 1700 1073
266. Как можно объяснить, что многие твердые орга-
нические вещества имеют запах, а неорганические чаще
всего запаха не имеют?
35
2*
267. Почему теплота фазовых переходов одних соеди-
нений по порядку сопоставима с энергией химических
связей, других соединений — намного меньше энергии
химических связей? Сравнить, например, теплоты плав-
ления LiCI, NaCl, КС! (соответственно 20,1; 26,3;
28 кДж/моль), HF, Н2О, NII3 (4,56; 6,02; 6,5 кДж/моль),
Не, Н2, С12 (0,03; 0,12; 10,7 кДж/моль).
268. Одинаковы ли по природе связи, обусловливаю-
щие димеризацию хлорида алюминия; фтороводорода;
серной кислоты?
269. За счет каких сил осуществляется взаимодейст-
вие между частицами в кристалле фторида аммония?
270. Почему для многих полимерных веществ харак-
терно аморфное состояние?
Глава III
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
§ 1. Скорость химических реакций.
Химическое равновесие
271. Написать выражения зависимости скорости ре-
акций от концентрации реагирующих веществ для одно-
стадийных реакций:
1) Л(г)4-25(г) = С(г); 3) Л(ж)+2В(ж) = С(ж);
2) 2Л(ж)+В(г) = С(т); 4) А (р)+2В(р) =*С(р).
272. Написать выражение зависимости скорости ре-
акции от парциальных давлений реагентов для односта-
дийной реакции
2Л(г)+В(г)=С(г)+Р(г).
273. Какие факторы определяют значение константы
скорости химической реакции? Зависит ли константа ско-
рости, подобно скорости реакции, от природы реагирую-
щих веществ, их концентрации, давления, температуры,
катализатора? Может ли изменяться значение константы
скорости в ходе реакции?
274. Скорость химической реакции
2NO(r)+O2(r)=2NO2(r)
при концентрациях реагирующих веществ [NO]=0,3 моль/л
36
и [021=0,15 моль/л составила 1,2 - 10~3 моль/л-с. Найти
значение константы скорости реакции. Одинакова ли раз-
мерность констант для разных реакций?
275. При смешении газообразных веществ А и В про-
текает химическая реакция
2A4-B=2C+D.
Известно, что через некоторое время после начала реак-
ции концентрации веществ составили: [Л]=2 моль/л;
[£?]= 1 моль/л; [С]= 1,6 моль/л. Вычислить исходные кон-
центрации веществ А и В.
276. Реакция протекает согласно уравнению
Н2(г) + 12(г)=2Н1(г).
При некоторой температуре константа скорости этой ре-
акции равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих
веществ [Н2] = 0,04 моль/л; [12]=0,05 моль/л. Вычислить
начальную скорость реакции и скорость ее в тот момент,
когда концентрация водорода уменьшилась вдвое.
277. Реакция идет согласно уравнению
2NO(r)+Cl2(r) =2NOCI(r).
Концентрации исходных веществ до начала реакции со-
ставляли: [NO]=0,4 моль/л; [CIJ=0,3 моль/л. Во сколько
раз изменится скорость реакции по сравнению с перво-
начальной в тот момент, когда успеет прореагировать
половина оксида азота?
278. Как изменятся концентрации реагирующих ве-
ществ (исходные концентрации А и В одинаковы) к тому
моменту, когда скорость реакции, протекающей согласно
уравнению
Д(р)+В(р)=С(р),
уменьшится в 100 раз?
279. Графическая зависимость скорости реакции (ц)
от времени (т) чаще всего имеет вид, представленный на
рис. а. Реальны ли зависимости вида b и с:
37
280. Как изменится скорость реакции
А2(г)+О2(г)=2АО(г),
если реакционную смесь вдвое обогатить кислородом при
постоянном давлении?
281. Как изменится скорость реакции
Н2'4-12=2Н1,
если вдвое увеличить: а) давление в системе; б) объем
системы (без изменения количеств веществ); в) концен-
трацию иода в системе?
282. Во сколько раз следует увеличить давление газо-
вой смеси, чтобы скорость тримолекулярной реакции
2NO(r)+O2(r) = 2NO2(r)
увеличилась в 1000 раз?
283. Во сколько раз необходимо увеличить концентра-
цию вещества А, чтобы при уменьшении концентрации
вещества В в 4 раза скорость реакции
2А(г)+В(г) =С(г)
не изменилась?
284. Как перераспределить парциальные давления
в исходной газовой смеси при условии, что первоначаль-
ные парциальные давления газов равны и общее давле-
ние исходной смеси сохраняется постоянным, чтобы ско-
рость реакции
А(г)+2В(г) =С(г)
увеличилась в 10 раз?
285. Температурный коэффициент скорости некоторой
реакции равен 3. Как изменится скорость этой реакции
при повышении температуры от 80 до 130 °C?
286. На сколько градусов следует повысить темпера-
туру системы, чтобы скорость протекающей в ней реак-
ции возросла в 50 раз? Температурный коэффициент
скорости реакции равен 1,8.
287. Вычислить температурный коэффициент скорости
реакции, если константа скорости ее при 100 °C состав-
ляет 6-10-4, а при 150 °C — 7,2-10-2.
288. Температурный коэффициент скорости одной ре-
акции равен 3, второй — 4. При некоторой температуре
константа скорости второй реакции в 3 раза выше кон-
38
станты скорости первой. Насколько следует повысить
температуру, чтобы константа скорости второй реакции
в 5 раз превысила константу скорости первой?
289. При температуре 100 °C скорость одной реакции
в 2 раза больше скорости второй. Температурный коэф-
фициент скорости первой реакции равен 2, второй — 4.
При какой температуре скорости обеих реакций вырав-
няются?
290. В чем отличие «активных» молекул от неактив-
ных? Достаточно ли полным является следующий пере-
чень факторов, в сумме определяющих сущность такого
различия: повышенная скорость движения молекул; п -
вышенная их кинетическая энергия; электронное во буж-
дение?
291. Можно ли энергию активации (Еакт) оценить к к
суммарную энергию диссоциации химических свя ей
в исходных молекулах? Ответ согласовать с приведе -
ными экспериментальными данными. Энергия химичес-
ких связей в Нг, I2, CI2, NO и Вгг соответственно равна
431,63; 148,8; 238,26; 627; 188,1 кДж/моль.
Н2(г) + 12 (г) = 2HI (г)
Н2 (г) + С12 (г) = 2НС1 (г)
2NO (г) + Вг2 (г) = 2NOBr (г)
Е кт = 167,2 кДж мол ;
Еакт —250,8 кДж моль,
Еакт = 5,43 кДж/моль.
292. Возможны ли реакции с энергией активаш и, рав-
ной нулю? Равна нулю или только близка к нутю энер-
гия активации следующих реакций:
1) Ba2+(p) + SO2-(p) = BaSO4(T); 3) н+(р) ОН (р) НО ж
2) 2Н (г) + О (г) - Н2О (г); 4) Н (г) ОН ( ) Н.О ).
293. Какая из реакций в растворе:
1) Сг2О2~ + Вг~ + Н+-+Сг3++ Вг2 Н2О»
2) CraO|~ + Fe2+ + H+ ->Cr3+ + Fe3++H2O
имеет большую энергию активации^ >
294. Энергия активации одной реакции составляет
83,6 кДж/моль, второй— 167,2 кДж моль. Дтя какой ре-
акции и почему характерен более высокий температур-
ный коэффициент?
295. Зависит ли величина константы скорости реакции
от величины энергии активации?
39
296. Как объяснить, что тепловой эффект реакции не
зависит от ее энергии активации, т. е. от энергетических
затрат, обеспечивающих возможность протекания ре-
акции?
297. Как объяснить приведенные экспериментальные
данные:
реакции ^акт без катализатора, кДж/моль £акт с катализатором, кДж/моль
2Н1 = Н2+12 183,9 58,5 (Pt), 104,5 (Au)
2N2O = 2N2 + О2 244,5 135,8 (Pt), 121,2 (Au)
298. Какие из ионов, Си2+ или Са2+, могут катализи-
ровать реакцию окисления бромид-ионов дихромат-иона-
ми в кислой среде?
299. Какую роль в определении каталитической ак-
тивности твердых веществ играет величина поверхности,
наличие примесей и дефектов решетки? К чему сводится
роль физической и химической адсорбции при протека-
нии реакции на поверхности твердого катализатора?
300. При каких температурах, сравнительно высоких
пли низких, катализатор играет более существенную
роль? Учесть повышение концентрации веществ на по-
верхности катализатора и снижение энергии активации.
301. Чем объяснить, что экспериментально определен-
ная зависимость скорости реакции от концентрации для
реакции
СО+С12=СОС12,
v = k ([СО] • [С12]®/2—[С 12]1 /2 • [СОС12])
не согласуется с законом действующих масс?
302. Можно ли ожидать, что зависимость скорости
реакции
2MnO7 + 5S2- + 16Н+ = 2Мп2+ + 5S + 8Н2О
от концентрации будет выражаться формулой
v = k [МпО^р • [S2-]5 • [Н+]1в?
303. Чем объяснить, что зарождение цепи в смеси во-
дорода и хлора начинается с диссоциации молекул хлора
и образования атомов хлора? Почему этот акт предпоч-
тительнее акта диссоциации молекул водорода?
304. Какое влияние на скорость цепной реакции могут
оказывать давление; механические примеси; концентра-
ция реагентов?
40
305. В каком из сосудов, шарообразном или запаян-
ной узкой трубке, при условии одинаковой концентрации
реагентов скорость цепной реакции выше?
306. Рассмотреть возможные схемы процессов обрыва
цени цепной реакции
Н2'+С12=2НС1
в присутствии примесей — металлического натрия и окси-
да азота (II).
307. Написать уравнения отдельных стадий цепного
процесса фотохимического разложения бромоводорода.
Объяснить, почему бромоводород хранят в темных
склянках.
308. Первичным актом фотохимического процесса
диссоциации диоксида азота на оксид и кислород являет-
ся стадия электронного возбуждения молекул
h>
no2^no*.
Написать уравнения последующих стадий.
309. Какой характер, обратимый или необратимый,
имеет большинство химических реакций, протекающих
в водных растворах?
310. Почему в случае реакций, идущих в растворах
с образованием труднорастворимых, легколетучих или
малодиссоциированных веществ, можно говорить лишь
о практической необратимости процессов?
311. В чем заключается различие между истинным
и заторможенным равновесием? Можно ли считать по-
стоянство концентраций реагентов в обратимой системе
доказательством истинности равновесия?
312. Учитывая крайне низкую скорость реакции взаи-
модействия водорода и кислорода в стандартных усло-
виях, проанализировать возможность экспериментально-
го определения при стандартной температуре константы
равновесия
2Н2+О2=2НаО.
313. Записать выражения для констант равновесия
следующих обратимых реакций:
1) ВаО(т)+СО2(г) =ВаСОз(т);
2) Fe3O4 (т) +4Н2 (г) =3Fe(т) +4Н2О (г);
3) N2(r)'+3H2(r)=2NHs(r);
4) 4NH3 (г) +5О2(г) =4NO (г) +6Н2О (г).
41
314. Исходя из равенства скоростей прямой и обрат-
ной реакций, выразить константы равновесия через кон-
центрации реагирующих веществ в системах:
1) Н2(г), О2(г), Н2О(г); 3) Fe(T), FeO(-r), О2(г);
2) NO(r), NO2(r), O2(r); 4) СО(г), О2(г), CO2(r).
315. Вычислить константу равновесия реакции
Н2+12=2Н1
при 716 °C, если известно, что константа скорости обра-
зования иодоводорода при этой температуре равна
1,6-10-2 л/моль-с, а константа скорости его термической
диссоциации — 3 • 10~4 л/моль • с.
316. Совокупность каких из перечисленных факторов
определяет величину константы равновесия: природа
реагирующих веществ; их концентрация; общее давление;
наличие катализатора; температура; наличие инертных
примесей; путь, по которому система достигает равно-
весия?
317. Можно ли увеличить константу равновесия
2SO2(r)+O2(r)=2SO3(r),
введя в систему в качестве катализатора оксид азота;
платину?
318. Выразить константу равновесия реакции
N2(r)+3H2(r)=2NHs(r)
через константы равновесия реакций:
1) N2(r)+O2(r)=2NO(r);
2) Н2(г) + 1/2О2(г) =Н2О(г);
3) 2NH3 (г) +5/2О2 (г) = 2NO (г) +ЗН2О (г).
319. Определить зависимость между константами рав-
новесия реакций:
1) Fe3O4 (т)'+ Н2(г) = 3FeO (т) +Н2О (г);
2) FeO(T)+H2(r)=Fe(T)+H2O(r);
3) Fe3O4(T)+4H2(r)=3Fe(T)+4H2O(r);
4) Fe2O3 (т)+ЗН2(г) = 2Fe(т) +ЗН2О (г),
выразив константу равновесия каждой реакции через
константы равновесия трех остальных реакций.
42
320. Равновесие
С(т)+О2(г)=СО2(г)
трудно исследовать экспериментально, и поэтому его ха-
рактеристики определяются косвенно по константам дру-
гих реакций. Данные о равновесии какой системы, на-
ряду с
С(т)4-СО2(г)=2СО(г),
необходимо использовать для расчета Кр первого про-
цесса?
321. Константа равновесия обратимой реакции
А (г)+В(г) =C(r)+D(r)
равна 1. Вычислить равновесные концентрации всех ве-
ществ, если известно, что в начале реакции система со-
держала 60 моль вещества А и 40 моль вещества В.
Объем системы 10 л.
322. Вычислить константу равновесия в системе
2NO(r)'+O2(r)=2NO2(r),
если известно, что первоначально была приготовлена
смесь, содержащая 4 моль оксида азота и 2 моль кисло-
рода, а к моменту наступления равновесия в смеси оста«
лось 20% первоначального количества оксида азота.
Каково давление газовой смеси при равновесии, если
реакция протекает в замкнутом сосуде объемом 1 л и пер-
воначальное давление равнялось 2,026-105 Па, а темпе-
ратура поддерживалась постоянной?
323. Вычислить константу химического равновесия
обратимой реакции
А(г)+2В(г) =C(r)+D(r),
если исходные концентрации веществ равны [А]=6 моль/л,
[В] = 5 моль/л и к моменту наступления равновесия про-
реагировало 80% вещества В.
324. Вычислить константу равновесия обратимой
реакции
2SOa(r)+O2(r) =2SOs(r),
если равновесная концентрация [S03]=0,04 моль/л, а
исходные концентрации веществ [SO2]=1 моль/л, [О2]=
= 0,8 моль/л,
43
325. При некоторой температуре равновесные концен-
трации реагентов обратимой химической реакции
2Л(г)+В(г) =2С(г)
составляли [Л] = 0,04 моль/л, [5] = 0,06 моль/л, [С] =
= 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исход-
ные концентрации веществ А и В.
326. При некоторой температуре константа равнове-
сия обратимой реакции
2ДВ(г)=Л2(г)+В2(г)
равна 2. Какова степень термической диссоциации ве-
щества АВ при этой температуре?
327. Константа равновесия обратимой реакции
СО (г)'+Н2О (г) = СО2 (г)+Н2 (г)
при некоторой температуре равна 1. Сколько молей водя-
ного пара необходимо взять на каждый моль оксида угле-
рода (II), чтобы 50% последнего окислить в углекислый
газ?
328. Константа равновесия обратимой реакции
СО2(г)+Нг(г)=СО(г)+Н2О(г)
при некоторой температуре равна 1. В каких объемных
отношениях необходимо смешать углекислый газ и водо-
род, чтобы к моменту наступления равновесия 60% водо-
рода прореагировало? Как изменится давление в системе
к моменту наступления равновесия?
329. Химическое равновесие реакции
Л(г)+В(г)=С(г)+Д(г)
установилось при следующих концентрациях: [Д] =
= 6 моль/л, [В] = 2 моль/л, [С] = 4 моль/л, [Z)] = 3 моль/л.
В равновесную систему добавили 4 моль/л вещества В.
Вычислить новые равновесные концентрации веществ.
330. Если в закрытом сосуде объемом 1000 л нагреть
при некоторой температуре 508 г иода и 4 г водорода, то
после установления равновесия в сосуде образуется 256 г
иодоводорода. Каков будет выход его, если взять исход-
ную смесь, содержащую вдвое большее количество иода
при том же количестве водорода?
44
331. Константа равновесия реакции
СО+Н2О=СО24-Н2
при 1080 К равна 1. Вычислить состав равновесной смеси
(в мол. %), получающейся из двух объемов оксида угле-
рода и трех объемов водяных паров.
332. При 800 К константа равновесия реакции
СО-|-Н2О = Н2+СО2
равна 4,12. Смесь из оксида углерода (с массовым содер-
жанием 20%) и водяного пара (80%) нагрели до 800 К.
Вычислить состав смеси в процентах при достижении рав-
новесия и выход водорода, если был взят 1 кг водяного
пара.
333. Вывести соотношение между величинами Кс и Кр
для обратимой реакции
aA+bB*±cC+dD.
334. При каком условии для реакций в газовой фазе
Кс = Кр? Подтвердить ответ расчетом для реакции
Н2(г)Ч-12(г)=2Н1(г).
335. Вычислить Кр реакции
2Н2О(г) =2Н2(г)+О2(г),
если общее давление равновесной смеси Р, степень диссо-
циации водяного пара а, его исходная концентрация
1 моль/л.
336. Константа равновесия Кр, выраженная через
парциальные давления компонентов в паскалях, для ре-
акции
N2O4(r)=2NO2(r)
при некоторой температуре равна 1,3-105. Вычислить со-
став равновесной смеси в мольных процентах при общем
давлении 1,013-105 Па; 1,013* 106 Па.
337. При некоторой температуре и давлении
0,34 8* 105 Па степень термической диссоциации N2O4 на
NO2 составляет 63%. Вычислить константу равнове-
сия Кр.
338. В каком из случаев: а) Ди>0; б) До=0; в) Ди*<
<0 (где Ди — изменение объема при реакции) измене-
45
ние давления не оказывает влияния на состояние химиче-
ского равновесия?
339. В какую сторону будет смещаться равновесие
в системах
2NO+O2 = 2NO2+1166,2 кДж;
2Н1=Н2+12-25,1 кДж
при увеличении концентрации реагентов; при увеличении
давления; температуры?
340. В какую сторону сместится химическое равнове-
сие реакции
А(г)Ч-2В(г) =2C(r)+Q кДж,
если давление увеличить в 3 раза и одновременно повы-
сить температуру на 20 °C? Температурный коэффициент
скорости экзотермической реакции равен 2, а эндотерми-
ческой — 3.
341. В какую сторону сместится равновесие реакций:
1) H2S(r) =H2(r)+S(r)-20,1 кДж;
2) N2Oi(r) =2NO2(rJ—66,5 кДж;
3) 2СО(г)+О2(г) =2СО2(г)+565,13 кДж
при повышении температуры; при повышении давления?
342. В каком направлении произойдет смещение рав-
новесия в системе, состоящей из водорода, водяных паров
и кристаллических железа и оксида Fe3O4, при введении
в систему: водорода; прокаленного оксида кальция (его
объемом пренебречь); кристаллической соды (ее объемом
пренебречь)?
343. Рассчитать, как изменяются скорости прямой
и обратной реакций в равновесной системе
2А(г)+В2(г) =2АВ(г),
если уменьшить объем, занимаемый газами, в 3 раза.
Сместится ли при этом равновесие?
344. Доказать расчетом, что изменение давления сме-
щает равновесие
2SO2(r)+O2(r)=2SO3(r)
и не смещает равновесия
N2(r)+O2(r) =2NO(r).
46
345. В равновесную систему, состоящую из газообраз-
ных хлороводорода, кислорода, хлора и водяных паров,
был введен сухой воздух. В каком направлении сместится
равновесие? Каково будет направление смещения, если
в систему дополнительно ввести прокаленный хлорид
кальция (его объемом пренебречь)?
§ 2. Химическая термодинамика
346. Написать термохимическое уравнение реакции
сгорания твердой серы в N2O, если известно, что при сго-
рании 16 г серы выделяется 66,75 кДж тепла.
347. Написать термохимическое уравнение термиче-
ской диссоциации некоторого газообразного вещества АВ
на атомы А и В. Одинаков ли знак теплового эффекта
реакции для разных по' природе химических элементов
А и В?
348. Написать термохимические уравнения процессов
образования из простых веществ: 1) газообразной воды,
принимая во внимание, что при образовании моля водя-
ного пара выделяется 241,6 кДж тепла; 2) жидкой воды,
при образовании моля которой выделяется 285,49 кДж
тепла; 3) аммиака, при образовании 8,5 г которого выде-
ляется 22,99 кДж тепла.
349. Как согласуется закон сохранения массы ве-
ществ в химических реакциях и наличие энергетических
эффектов реакций с законом Эйнштейна Е=тс2?
350. Изобразить диаграмму изменения внутренней
энергии системы в ходе реакции
N2(r)+O2(r) =2NO(r),
учитывая, что в результате реакции поглощается
180,58 кДж тепла.
351. Изобразить диаграмму изменения внутренней
энергии системы в ходе реакции
Н2(г] + 1/2О2(г) =Н2О(г),
учитывая ее экзотермический характер.
352. К каким процессам, изохорным или изобарным,
следует отнести реакции:
1) N2(r)+O2(r)=2NO(r);
2) N2(r)'+3H2(r)«2NHs(r];
3) СОС12(г)=СО(г)+С12(г),
47
если они протекают: а) в открытом сосуде; б) в закрытом
сосуде?
353. Вычислить, насколько различаются тепловые
эффекты QP и Qy при температуре 300 К для процесса
Н2(г)=2Н(г).
354. Вычислить разность при 25 °C между тепловым
эффектом при постоянном давлении и тепловым эффек-
том при постоянном объеме для реакции
Н2(г)-Ы/2О2(г) =Н2О(ж).
355. Не проводя расчета, определить, для каких из
приведенных реакций разница в значениях Qp и Qv бу-
дет наибольшей:
1) С(т)+1/2О2(г)=СО(г};
2) С(т)+О2(г) = СО2(г);
3) 2С(т)+ЗН2(г) =С2Нв(г).
356. Насколько обоснованно можно пренебрегать раз-
ницей между значениями QP и Qv при стандартной тем-
пературе и температурах, значительно ниже и выше стан-
дартной?
357. По термохимическим уравнениям реакций
1) С32(ж)Ч-302(г) =CO2(r)+2SO2(r) + 1110,21 кДж;
2) СО2(г)=СО(г) + 1/2О2(г)-560,12 кДж
определить изменение энтальпии в каждом из случаев
и написать уравнения реакций, используя форму записи
тепловых эффектов, принятую в химической термоди-
намике.
358. Могут ли быть эндотермическими процессы обра-
зования молекул из атомов; процессы сгорания вещества?
Могут ли быть экзотермическими процессы диссоциации
молекул на атомы; на ионы?
359. Не проводя расчета, определить, как изменяется
энтальпия (указать знак Д77) при протекании реакций:
1) О(г)+2Н(г)=Н2О(г);
2) Ва2+ (г) + SO2“ (г) = BaSO* (т);
3) 2Na (т)+С12(г) =2NaCl(Tj.
360. Всегда ли в ходе плавления, испарения, раство-
рения и полиморфных превращений А// процесса больше
нуля?
48
361. Какое соотношение, |Д//| = |Д[/|, |Д//|<|ДС7|,
|ДЯ|> ДС7|, справедливо для каждой из приведенных
реакций:
1) 4NH3(r)'+3O2(r)=2N2(r)+6H2O(r);
2) S(T)+O2(r) =SO2(r);
3) 2SO2(r)+O2(r) =2SO3(r)?
362. Какая из двух энтальпийных диаграмм соответ-
ствует экзо- й какая эндопроцессу:
И Н исх
а) ДЯг
^конечн
^конечн
Нисх
Mit
363. Используя приведенную диаграмму, выразить ДЯ
реакции взаимодействия молекулярных водорода и кис-
лорода с образованием воды через ДЯ отдельных стадий:
2Н(г) + О(г)
Л /. -------------------
1 АН3
2Н (0 4-^02(0
Д/7»
1 Д//4
НИП+^ОИг)
д/Л
Н2О(г)
364. На диаграмме приведено соотношение энтальпий
веществ А и В. Определить знак изменения энтальпии
ЛЯХ Д//2
--------Нв
процессов: 1) 2) В-+А. Экзо- или эндотермически-
ми будут эти процессы? Как при этом изменяется внут-
ренняя энергия системы?
49
365. В каких случаях энтальпия образования моле-
кул, энтальпия их диссоциации на атомы и энергия хи-
мической связи в молекулах равны по абсолютному зна-
чению?
366. Составить энтальпийную диаграмму образования
газообразной и жидкой воды из простых веществ, учиты-
вая экзотермический характер процессов и то, что
| Д//ОбрН2О (ж) | > | Д//ОбРН2О (г) |.
367. Учитывая, что энтальпия плавления льда
равна 6,02 кДж/моль, а энтальпия парообразования
43,89 кДж/моль, составить диаграмму соотношения эн-
тальпий образования воды в разных агрегатных состоя-
ниях. Вычислить по диаграмме энтальпию перехода льда
в пар.
368. Сравнить величины энтальпий образования и эн-
тальпий фазовых переходов для молекулярных и ионных
веществ. Почему в первом случае различие, как правило,
более существенно, чем во втором?
369. Представить на энтальпийной диаграмме пе-
реход
5(т)+5(ж)+58(г)+52(г).
Исходя из диаграммы, привести соотношение энтальпий
реакций окисления серы в разных агрегатных состояниях.
370. Какие из перечисленных веществ можно отнести
к числу термодинамически стабильных:
О д^298 обр, кДж/моль А13О3(т) —1673,67 N2O3 (ж) +83,6 SiO2 (т) —877,8 О д^298 обр, кДж/моль С1О2 +103,25 SF6 — 1205,93 H2Se +85,69
371. Используя значения стандартных энтальпий об-
разования приведенных рядов оксидов, сравнить их по
термической устойчивости:
д^298 обр, кДж/моль д^298 обр, кДж/моль
MgO (т) — 600,67 GeO2 (т) — 539,22
ZnO (т) — 347,78 SnO2 (т) — 379,77
HgO(T) — 90,71 РЬО2 (т) — 276,30
372. Из значений стандартных энтальпий образования
тетрафторида кремния (—1563,32 кДж/моль), оксида
серы (IV) (—437,23 кДж/моль) и сульфида алюминия
50
< п ь /
(—722,72 кДж/моль) следует, что все три вещества тер-
модинамически стабильны. Как объяснить легкость про-
текания реакций взаимодействия этих веществ с водой?
373. Формой приложения какого фундаментального
закона природы к химическим процессам является закон
Гесса?
374. Можно ли рассчитать изменение энтальпии в хо-
де таких химических реакций и таких фазовых переходов,
которые практически неосуществимы в данных условиях?
375. Используя энтальпийную диаграмму, доказать,
что общий тепловой эффект реакций не зависит от числа
и характера промежуточных стадий.
376. Вычислить изменение энтальпии реакции
А120з (т) +3SO3 (г) = Al2 (SO4) з (т)
по следующим данным:
1) 2А1(т)4-3/2О2(г) =А120з(т) ДН°=-1673,67 кДж;
2) S(T)4-3/2O2(r)=SO3(r) Д/7 = —394,80 кДж;
3) 2А1(т)4-35(т)4-6О2(г)=А12(5О4)з(т) ДЯ=-3431,78 кДж.
377. Вычислить энтальпию перехода кислорода в озон
3/2О2(г)=Оз(г)
по следующим данным:
1) As2O3(T)+O2(r) =As2O5(t) Д№=-260,62 кДж;
2) ЗАз2Оз(т)4-2Оз(г) =3As2O5(t) Д/7°--1066,94 кДж.
378. Вычислить стандартную энтальпию образования
кристаллического оксида железа (III) по известным
стандартным энтальпиям реакций:
1) Fe2O3(T)4-3CO(r) =2Fe(T)4-3CO2(r) Д/7°-1673,67 кДж;
2) С(граф)4-1/2О2(г)=СО(г) Д/7°=-394,80 кДж;
3) С(граф)+О2(г) =СО2(г) ДЯ°-----3431,78 кДж.
379. Вычислить стандартную энтальпию образования
кристаллического сульфата цинка на основании следую-
щих данных:
1) ZnSO4(T)=ZnO(T)+SO3(r) Д7/°298 - 4-235,21 кДж;
2) 2ZnS(T)+3O2(r)=2ZnO(T)4-2SO2(r) Д/7°298 = —885,66 кДж;
3) ZnS(T) = Zn(T)4-S(T) Д^2Э8 = + 201,48 кДж;
4) 2SO2(r)4-O2(r) =25О3(г) Д//’98 =—195,96 кДж.
51
380. Вычислить энтальпию образования безводного
хлорида железа (II) на основании следующих данных:
1) Fe(T)+2HCl(p) = H2(r)+FeCl2(p) ДЯ°=-87,78 кДж;
2) FeCl2(T)4-aq = FeCl2(p) ДЯ° = -81,51 кДж;
3) HCl(r)4-aq = HCl(p) ДЯ°=-73,15 кДж;
4) Н2(г)+С12(г) = 2НС1(г) ДЯ°=-185,92 кДж.
381. Вычислить стандартную энтальпию образования
кристаллического As2O3 на основании следующих данных
(при 25 °C):
1) Аз2О3(т)+ЗН2О(ж) = 2H3AsO3(p) ДН°=+31,56 кДж;
2) АзС13(т)+ЗН2О(ж) =H3AsO3(p)4-3HCl (р)ДН° = -73,48 кДж;
3) As(T)4-3/2Cl2(r) =AsC13(t) ДН°=-298,41 кДж ;
4) HCl(r) + aq = HCl(p) ДЯ°=-72,35 кДж;
5) 1/2Н2(г) + 1/2С12(г)=НС1(г) ДЯ°=—92,96 кДж;
6) Н2(г) + 1/2О2(г)=Н2О(ж) ДН°=-285,49 кДж.
382. Вычислить энтальпию образования из простых
веществ газообразного аммиака и аммиака в водном
растворе, если известны следующие данные:
4ЫН3(г)4-ЗО2(г)=2Ы2(г)+6Н2О(ж) Д/7° = -1529,04 кДж;
NH3(r)4-aq=NH3(p) Д//°=-35,11 кДж;
Н2(г)4-1/2О2(г) = Н20(ж) ДД°----285,49 кДж.
383. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить изменение энтальпии в стандартных
условиях в реакции
4NH3 (г) +5О2 (г) = 4NO (r)-f-6H2O (г).
384. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить изменение энтальпии в стандартных
условиях в реакции
СаО(т)-]-ЗС(граф) =СаС2(т)+СО(г).
385. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить изменение энтальпии в стандартных
условиях в реакции окисления сероводорода до сернисто-
го газа.
386. При взаимодействии 3,6 г оксида железа (II) с
оксидом углерода (II) выделяется 0,71 кДж, а при сго-
рании 2,8 г оксида углерода — 28,29 кДж. Вычислить
стандартную энтальпию образования твердого оксида же-
леза (II).
52
387. Вычислить стандартную энтальпию образования
сульфида цинка, используя стандартные энтальпии обра-
зования веществ, если известно
2ZnS(т) +ЗО2(г) =2ZnO(T)'+2SO2(r) Д/7°-885,66 кДж.
388. Вычислить стандартную энтальпию образования
кристаллического среднего фосфата кальция, если изве-
стно, что при сгорании 12 г кальция выделяется
190,48 кДж, при сгорании 6,2 г фосфора — 154,66 кДж,
а при взаимодействии 168 г оксида кальция со 142 г окси-
да фосфора (V)—670,89 кДж тепла.
389. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить стандартную энтальпию сгорания аце-
тилена.
390. Вычислить энтальпию перехода ромбической се-
ры в моноклинную по энтальпиям сгорания ромбической
(—296,53 кДж/моль) и моноклинной (—296,86 кДж/моль)
серы.
391. Вычислить стандартную энтальпию образова-
ния карбида вольфрама WC по стандартным энталь-
пиям сгорания графита (—393,34 кДж/моль), воль-
фрама (—836,67 кДж/моль) и карбида вольфрама
(—1194,64 кДж/моль).
392. На примере реакции перехода графита в алмаз
убедиться, что величина изменения энтальпии в реакции
мало зависит от температуры. Для этого вычислить эн-
тальпию перехода графита в алмаз при 25 и 0°С, исполь-
зуя стандартные энтальпии сгорания графита и алмаза,
равные —393,34 и —395,01 кДж/моль соответственно.
Удельная теплоемкость графита 0,67 Дж/град-г, алма-
за— 0,47 Дж/град-г. Теплоемкость в интервале темпе-
ратур 0—25 °C можно считать практически постоянной.
393. Рассчитать, насколько различаются величины из-
менения энтальпии при стандартной температуре и при
1000 К для реакции
l/2N2(r)+3/2H2(r)=NH3(r),
используя следующие данные:
А^298 обр NH3 (г) =—45,98 кДж/моль;
С™’ 27,84 + 4,26-10—3 Т (Дж/моль.град);
С”2 -= 27,25 + 3,34-10—3 Т (Дж/моль-град);
С^Нз = 29,76+ 25,47-10 3 Т (Дж/моль-град).
53
394. По энергиям связей между атомами вычислить
стандартную энтальпию образования этана из простых
веществ. Энтальпия перехода С (граф) = С (г) равна
714,78 кДж/моль.
395. По энергиям связей вычислить энергию, выде-
ляющуюся при реакции
СН4(г)+С12(г)=СНзС1(г)+НС1(г).
1 396. Пользуясь значениями энергий связей, рассчи-
тать стандартную энтальпию образования этилена и аце-
тилена из простых веществ и оценить, устойчивы ли их
молекулы к распаду на атомы и простые вещества.
397. Разложение этилена может протекать нескольки-
ми путями:
1) ЗС2Н4 = 2СН4Ч-2С2Н2;
2) С2Н4=С2Н24-Н2;
3) С2Н4 = 2С(граф)4-2Н2.
Пользуясь значениями энергии связей Н—Н, С—Н,
С=С и С = С и стандартной энтальпией сублимации
графита, вычислить изменения энтальпии в этих реак-
циях^
398,?Вычислить изменение энтальпии в процессах:
1) H(r)+F(r)=HF(r);
2) H(r) + l/2F2 = HF(r);
3) l/2H2(r)-|-F(r) = HF(r)
по стандартной энтальпии образования HF и энергии
связей в Н2 и F2.
399. Процесс протекает по схеме
ДН1 дн3 дя3
АВ3 (г)-+ АВ2 (г) + В (г)—> АВ (г) + 2В (г)-+ А (г) + ЗВ (г).
Справедливо ли для данного случая соотношение Д7/1 =
=ДЯ2=ДЯ3? Можно ли эти значения энтальпий исполь-
зовать для определения энергии связи А—В?
400. Почему величина изменения энтальпии в реак-
ции, вычисленная по энергиям химических связей реа-
гентов, является приближенной?
401. По энергиям связей в молекулах азота и водоро-
да и стандартной энтальпии образования аммиака рас-
считать среднюю энергию связи N—Н в молекуле ам-
миака.
402. По стандартной энтальпии образования газооб-
разного сероводорода, энтальпии атомизации серы и дис-
54
социации молекулярного водорода вычислить среднюю
энергию химической связи Н—S в молекуле H2S.
403. Известно, что связь С^С прочнее связи С=С,
а связь Н—Н прочнее С—Н. Объяснить, почему возмож-
на реакция
С2Н24-Н2 = С2Н4.
404. По стандартным энтальпиям образования метана
и газообразного тетрахлорида углерода, стандартной суб-
лимации графита и энергиям связей Н—Н и Cl—С1 (см.
приложение) вычислить атомарные энтальпии образова-
ния СН4 и СС14, средние энергии связей С—Н и С—С1
и стандартную энтальпию образования СН3С1.
405. Считая связь N—N в молекуле гидразина оди-
ночной, а среднюю энергию связи N—Н в аммиаке и гид-
разине одинаковой и пользуясь значениями энергий свя-
зей Н—Н, N—Н и N—N, вычислить изменение энталь-
пии в реакции
2NH3(r)=N2H4(r)+H2(r).
406. По табличным значениям энергий связей в моле-
кулах водорода и хлора, ионизационному потенциалу во-
дорода (1312,52 кДж/моль) и сродству хлора к электрону
(363,66 кДж/моль) вычислить стандартную энтальпию
образования газообразных ионов водорода и хлора.
407. Вычислить значение энергий кристаллической ре-
шетки хлорида бария по известным значениям стандарт-
ной энтальпии образования кристаллического хлорида
бария (—859,41 кДж/моль), энтальпии диссоциации мо-
лекул хлора (238,26 кДж/моль), энтальпии атомизации
бария (192,28 кДж/моль), первого ионизационного по-
тенциала бария (500,76 кДж/моль), второго ионизацион-
ного потенциала бария (961,4 кДж/моль), сродства к
электрону атома хлора (363,66 кДж/моль).
408. Вычислить значение энергии кристаллической
решетки хлорида калия по известным значениям стан-
дартной энтальпии образования кристаллического хлори-
да калия, энтальпии атомизации калия, энтальпии дис-
социации молекул хлора (см. приложение), первого иони-
зационного потенциала калия (418 кДж/моль), сродства
к электрону атома хлора (363,66 кДж/моль).
409. Теплота атомизации и первый потенциал иониза-
ции серебра 275,88 и 727,32 кДж/моль. Энергия связи
в молекуле брома 192,28 кДж/моль, теплота испарения
33,44 кДж/моль. Вычислить энергию кристаллической
55
решетки бромида серебра, если сродство к электрону
атома брома 3,6 эВ, стандартная энтальпия образования
AgBr равна 100,32 кДж/моль.
410. Рассчитать стандартную энтальпию образования
гипотетического ионного монофторида магния, если при-
нять, что значение энергии решетки его такое же, как и
фторида натрия. Первые ионизационные потенциалы нат-
рия и магния равны 5,1 и 7,6 эВ, а теплоты атомизации
106,68 и 150,48 кДж/моль соответственно. Какова устой-
чивость монофторида к диспропорционированию? Стан-
дартные энтальпии образования фторида натрия и ди-
фторида магния равны соответственно —568,48 и
— 1103,52 кДж/моль.
411. Стандартные энтальпии образования газообраз-
ного аммиака и кристаллического хлорида аммония
—45,98 и —313,5 кДж/моль. Энергия решетки хлорида
аммония равна 681,34 кДж/моль. Вычислить сродство
аммиака к протону. Стандартная энтальпия образования
газообразного иона водорода 1529,88 кДж/моль, газооб-
разного иона хлора — 242,44 кДж/моль.
412. На примере стандартных энтальпий образования
в водном растворе ионов приведенных рядов сделать вы-
вод относительно того, от каких факторов зависит вели-
чина ДЯ°2М обр ионов в растворе:
ион в растворе — д//298 обр. кДж/моль ион в растворе д^298 обр’ кДж/моль
Li+ 530,86 А13+ 4702,5
Na+ 422,18 Sc3 + 4004,44
к+ 338,58 уЗ + 3665,86
Rb+ 313,5 F~ 484,88
Ве2+ 2512,18 С1~ 351,12
Mg2 + 1952,06 Вг“ 317,68
Са2+ 1613,48 Г 280,06
Sr2 + 1475,54
413. По стандартным энтальпиям ществ вычислить изменение энтальпии образования ве- в реакции, проте-
кающей в растворе при стандартных условиях:
3Fe (NO3) 2 (р) +4HNO3 (р) = 3Fe(NO3) 3 (р) +NO (г)'4-2Н2О (ж).
56
414. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить изменение энтальпии реакции, проте-
кающей в растворе при стандартных условиях:
Ba (NO3) 2 (р) +K2SO4 (р) = BaSO4 (т) +2KNO3 (р).
415. Вычислить энтальпию образования Mg(NO)2X
Х6Н2О по следующим данным:
1) Mg (т) + 2Н+ (р) + aq = Mg2+ (р) + Н2(г)
Д//° = —46,52 кДж/моль;
2) Н2 (г) + N2 (г) + ЗО2 (г) + aq = 2Н+ (р) + 2NO^ (р)
ДЯ° =409,01 кДж/моль;
3) Mg (NO3)2-6H2O (т) + aq = Mg2+ (р) + 2NOy (р) + 6Н2О (ж)
ДЯ° = 21,28 кДж/моль;
4) Н2(г)4-1/2О2(г) =Н20(ж) АН°= -285,49 кДж моль
416. Процесс образования хлорида аммония в раство-
ре можно представить идущим по двум путям:
1) NH3(r)+HCl(r) =NH4C1(t)
NH4Cl(T)4-aq = NH4Cl(p)
2) NH3(r) + aq = NH3(p)
HC1 (r) + aq = HCl(p)
NH3(p)+HCl(p)=NH4Cl(p)
Д/7°= —175,98 кДж моль
ДЯ°= 16,30 кДж моль;
Д№=—35,11 кДж моль,
ДЯ°=—72,73 кДж моль;
ДЯ°=—51,83 кДж моль
Вычислить стандартную энтальпию образования хлори-
да аммония в растворе. Необходимые для этого допол-
нительные данные взять из справочника. Есть ли необ-
ходимость проводить два расчета?
417. Как изменится энтропия при обратимом фазовом
переходе: твердое вещсство->жидкое—хаз-*твордое ве-
щество?
418. Сформулируйте закономерность в изменении ве-
личин энтропии в приведенных рятдх сходных веществ-
$298- Дж/мольград • s298- Дж моль-град s29«« Дж моль град
NO (г) 210,42 О (г) 160,80 S(t) 31,85
NO2 (г) 227,68 Оа (г) 204,86 Se (т) 43,89
N2O6 (Г) 342,76 О3 (г) 238,68 Те (т) 49,53
419. Вычислить изменение энтропии при плавлении
54 г серебра, если известно, что температура плавления
серебра 960°C, теплота плавления 104,5 кДж/моль.
57
420. В каком из приведенных случаев при нагревании
от 0 до 500 °C энтропия изменяется на наименьшую ве-
личину: а) Н2; б) HI; в) Н2, 12?
421. Не проводя расчетов, определить знак AS
1) в ходе превращений:
S(T)^S(>K)^S8(r)^S2(r)^S(r);
СНзСООН (т)^СНзСООН (ж)->СН3СООН (р)->
+СНзСОО~(р)Ч-Н+(р);
2) в ходе химических реакций:
2Р(т)+5/2О2(г) = Р2О5(т);
(N Н4) 2Cr2O7 (т) = N2 (г) -1-СггОз (т) 4-4Н2О (г) .
422. По стандартным энтропиям веществ вычислить
изменение энтропии в стандартных условиях в реакции:
2H2S (г) +зо2 (г) = 2SO2 (г)'+2Н2О (ж).
423. По стандартным энтропиям веществ вычислить
изменение энтропии в стандартных условиях в реакциях:
1) МёО(т)+Н2(г)=Мё(т)'+Н2О(ж);
2) С(граф)+СО2(г) =2СО(г);
3) FeO(T)4-CO(r)=Fe(T)4-CO2(r).
424. Вычислить изменение энтропии в стандартных
условиях для следующих реакций:
1) Н+(р)Ч-ОН-(р)=Н2О(ж);
2) Ag+(p)+Cl-(p)=AgCl(T);
3) HS-(P)=H+(P)+S2-(P).
425. Для некоторой реакции
2А2(г)4-В2(г) =2А2В(г)
ДЗ°<0. Значит ли это, что реакция термодинамически
невозможна?
426. Почему изобарно-изотермический потенциал мо-
жет рассматриваться как критерий при оценке направ-
ления самопроизвольно протекающей химической ре-
акции?
427. По стандартным изобарно-изотермическим по-
тенциалам образования газообразных сероводорода,
хлороводорода и иодоводорода, соответственно равным
—32,98, —95,18 и 1,29 кДж/моль, вычислить изменение
изобарно-изотермического термодинамического потен-
циала в реакциях:
1) H2S(r)+Cl2(r)=2HCi(r)4-S(T);
2) H2S(r)4-I2(r)=2HI(r)+S(T).
58
428. Вычислить изменение изобарно-изотермического
потенциала для реакций
1) СаО(т)4-СО2(г) =СаСО3(т);
2) SO2(r)4-l/2O2(r)=SO3(r);
3) 2ЫО(г)+О3(г)+Н2О(ж)=2НЫО3(ж);
4) 3Fe2O3 (т) +СО (г) = 2Fe3O4 (т) +СО2 (г)
в стандартных условиях по следующим данным:
о
д<3298 обр* кДж/моль
СаО (т) — 601,92 О3 (г)
СО2 (г) — 394,01 SO3(r)
СаСО3 (т) — 1127,68 NO (г)
SO2(r) — 300,08 Н2О(г)
о о
ДО298 обр* ДО298 Обр*
кДж/моль кДж моль
63,27 HNO3 (ж) — 79,84
-370,01 Fe2O3 (т) -740,28
86,61 СО (г) -137,14
— 236,96 Fe3O4 (т) —1013,23
429. По справочным данным вычислить изменение
изобарно-изотермического потенциала для реакции, про-
текающей в стандартных условиях:
2Pb (NO3) 2 (т) = 2РЬО (t)4-4NO2 (г) -f-O2 (г).
430. По изменению стандартных энтальпии и энтро-
пии вычислить изменение стандартного изобарно-изотер-
мического потенциала в реакции:
H2(r)+F2(r) =2HF(r).
431. По справочным данным вычислить изменение
изобарно-изотермического потенциала в стандартных
условиях для реакций:
1) ЗМпО2(т) =Мп3О4(т)+О2(г);
2) ВаСОз(т) =ВаО(т)+СО2(г);
3) 2Аи(т)+3/2О2(г) =Аи20з(т);
4) Fe2O3(T)H-3CO(r)=2Fe(T)+3CO2(r).
432. По стандартным энтропиям ромбической и моно-
клинной серы и стандартным энтальпиям сгорания этих
модификаций серы, соответственно равным —296,53 и
—296,86 кДж/моль, вычислить изменение изобарно-изо-
термического потенциала перехода при стандартных
условиях ромбической серы в моноклинную.
433. Па стандартным изобарно-изотермическим потен-
циалам образования MgCl2-6H2O (—2112,61 кДж моль),
Н2О (—236,96 кДж/моль) и ионов С1~ (—131 кДж моль),
59
а также изобарно-изотермическому потенциалу раство-
рения MgCl2-6H2O (—25,83 кДж/моль) вычислить изо-
барно-изотермический потенциал образования ионов маг-
ния при растворении гексагидрата хлорида магния.
434. Какую информацию о веществе можно получить,
используя величину изобарно-изотермического потенциа-
ла его образования?
435. Учитывая характер изменения величин Д6298 обр
галогенидов элементов по периоду, сформулируйте правило
изменения термической устойчивости галогенидов для при-
веденных на графике элементов:
436. Расположить перечисленные вещества в порядке
увеличения их термической устойчивости с учетом приве-
денных значений А60бр:
CaF,(T) СаСДт) СаО(т) Ca3N2(T)
Д<?298 обр» кДж/моль—1162,04 —66,88 —661,92 —367,84
437. На основании приведенных данных
MgCOa СаСОз ВаСОз
Д<?298 обр» кДж/моль —1028,28 —1126,51 —1137,80
MgO CaO BaO СОг
ДС?298 обр* кДж/моль —565,55 —603,59 —527,93 —394,01
расположить карбонаты магния, кальция и бария в ряд
по мере повышения их термической устойчивости. Как
объяснить наблюдающуюся при этом закономерность
с позиций структурной химии?
60
438. Зависимость изобарно-изотермических потенциа-
лов реакций
1) I-Ig(>K) + l/2O2(r)=HgO(T);
2) 2V(t)+5/2O2 (г) = V2O5(t)
от температуры может быть представлена графически:
Сравнить термическую устойчивость оксидов ртути
и ванадия.
439. Оценить термодинамическую возможность проте-
кания в стандартных условиях реакции
N2 (г) +2Н2О (ж) = NH4NO2 (т) ,
учитывая, что стандартные изобарно-изотермические по-
тенциалы образования воды и твердого нитрита аммония
равны соответственно —249,5 и —115,83 кДж/моль. Мо-
жет ли эта реакция протекать при высокой температуре?
440. Используя справочные данные, определить тер-
модинамическую возможность протекания в стандартных
условиях следующих реакций:
1) 2А1(т)+3/2О2(г) =А12О3(т); 3) Си(т)4-1/2О2(г)=СиО(т);
2) 2Ag(T)4-l/2O2(r)=Ag2O(T)j 4) 2Си(т)4-1/2О»(г)= Си»О(т).
441. Определить термодинамическую возможность
разложения при комнатной температуре следующих ве-
ществ:
NH*NOs (т) = N2O (г) 4-2НаО (г);
(NH4) 2СО3 (т) = 2NHS (г)Ч-СО2 (г) 4-Н2О (г).
442. Используя справочные данные, определить,
какая из реакций термодинамически возможна в стан-
дартных условиях:
1) СаСО3(т) =СаО(т)4-СО2(г);
2) СаО(т)4-СО2(г) =СаСО3(т);
3) Са(ОН)2(т)+СО2(г) =СаСОз(т)Ч-Н2О(ж).
61
443. В каком направлении должна протекать реакция
С6Н12=ЗС2Н4
при температуре 727 °C, если при этой темпера-
туре AGo6P с,Н12 = 401,61 кДж/моль и Дбобр с2н4 =
= 113,86 кДж/моль?
444. Определить направление реакции
С12(г>+21-(р)=2С1-(р)+12(т),
если AGo6pI_ = — 50,16 кДж/моль и AG°06p ci~ =
= —131,25 кДж/моль.
445. Можно ли оксиды бора и кремния восстановить
углем в стандартных условиях? Стандартные изобарно-
изотермические потенциалы образования оксидов бора,
кремния и диоксида углерода соответственно равны
— 1254, —836 и —392,92 кДж/моль.
446. Пользуясь справочными данными, определить,
какая из приведенных реакций термодинамически пред-
почтительнее:
1) 2H2S (г) +ЗО2 (г) = 2Н2О (г) +2SO2 (г)
или
2) 2H2S(r)+O2(r) =2H2O(r)+2S(T).
447. Используя справочные данные, определить, ка-
кая из приведенных реакций термодинамически предпоч-
тительнее
1) 5п(т)4-О2(г) =5пО2(т)
или
2) 5п(т)4-1/2О2(г) =5пО(т).
448. Возможно ли протекание следующих реакций при
а) стандартных условиях; б) высоких температурах:
1) N2+2H2O=NH4NO2 ДЯ298 = 37,62 кДж;
2) 2NO+O2=2NO2 ДЯ298 = — 601,92 кДж;
3) NO4-NO2 = N2O3 ДЯ298 = — 41,8 кДж;
4) 2С12+О2 = 2С12О ДЯ298 = 150,48 кДж;
5) СаСО3 = СаО4-СО2 ДЯ298 = 177,65 кДж.
449. Чем объяснить, что из двух реакций, термодина-
мически невозможных в стандартных условиях:
N2(r)4-l/2O2(r) =N2O(r) ДЯ298 = 81,51 кДж/моль;
l/2N2(r) + l/2O2(r) =NO(r) Д//298 = 90,29 кДж/моль,
только одна из них становится возможной при высокой
температуре?
62
450. Используя справочные данные и учитывая наибо-
лее характерные для металлов валентные состояния, рас-
положить металлы — алюминий, золото, медь, свинец, ни-
кель, кобальт, бериллий — в ряд по мере возрастания их
химического сродства к кислороду.
451. Учитывая, что стандартная энтальпия образова-
ния кристаллических веществ ниже стандартной энталь-
пии образования аморфных (например, для В2О3 они
равны —1251,07 и —1279,5 кДж/моль, для SiO2 —864,42
и —881,14 кДж/моль), следовало бы ожидать, что все
аморфные вещества должны самопроизвольно превра-
щаться в кристаллические уже в обычных условиях. Чем
объяснить, что процесс кристаллизации часто наблюдает-
ся лишь при нагревании аморфного вещества?
452. Почему при температурах, мало отличающихся
от 0 К, стремление к минимуму энергии может рассмат-
риваться как единственный принцип, определяющий на-
правление химического процесса?
453. Почему возможны случаи, когда реакции с ДС<
<0 практически не идут?
454. В каких температурных условиях термодинами-
чески возможны экзотермические реакции; эндотермиче-
ские реакции?
455. При каких температурах и почему преобладаю-
щую роль в определении величины изобарно-изотермиче-
ского потенциала и направления процесса играют энталь-
пийный и при каких температурах — энтропийный фак-
торы?
456. При какой температуре, низкой или высокой, воз-
можны экзо- и эндопроцессы для случаев: а) |Д//|>
> |TAS|; б) | ДЯ| < |TAS|?
457. Учитывая роль энтальпийного и энтропийного
факторов и температуры в определении величины изо-
барно-изотермического потенциала, выделить четыре ти-
па реакций, различающихся термодинамической возмож-
ностью и условиями протекания.
458. Почему даже наиболее термодинамически ста-
бильные вещества при достаточно высокой температуре
разлагаются?
459. Как с учетом роли термодинамических факторов
можно объяснить уменьшение валентности всех элемен-
тов при достаточном повышении температуры?
63
460. Можно ли подобрать катализатор для перечис-
ленных реакций в стандартных условиях:
1) N2(r)+O2(r) =2NO(r)
2) 2Н2(г)+О2(г) = 2Н2О(ж)
3) 2SO2(r)+O2(r) =2SO3(r)
4) 3H2(r)+N2(i) = 2NH3(r)
5) Ы2(г)4-2Н2О(ж) = ЫН4ЫО2(т)
AG298 = 86,61 кДж/моль;
AG298 ~ — 236,96 кДж/моль
AG298 = — 69,93 кДж/моль;
AG298 = — 16,64 кДж/моль;
AG298 = 260,83 кДж/моль?
461. Процесс превращения кислорода в озон
ЗОа (г) = 2О3 (г) АЯ298 = 288,42 кДж
термодинамически невозможен во всей области темпера-
тур (ДЯ>0; Д5<0; ДС>>0). Как объяснить возмож-
ность получения озона из кислорода при электрическом
разряде, в фотохимическом и радиационно-химическом
процессах?
462. Процесс получения пероксида водорода из воды
и кислорода
2Н2О(ж)+О2(г)=2Н2О2(ж) АЯ= 196,46 кДж
термодинамически невозможен при любой температуре
(ДЯ>0, Д5<0, Дб>0). Чем объяснить возможность
образования пероксида водорода при радиолизе воды?
463. Почему при взаимодействии водорода с кислоро-
дом обычно получается вода, а не пероксид водорода,
хотя стандартные изобарно-изотермические потенциалы
образования обоих веществ отрицательны? Ответ обосно-
вать расчетом.
464. Выше 2000 °C азот и кислород способны непосред-
ственно соединяться с большой скоростью с образова-
нием оксида азота (II) в количестве около 2% от общего
количества газовой смеси. Какая технологическая труд-
ность встречается при практическом использовании этой
реакции для фиксации азота из воздуха?
465. Почему термодинамически невозможная при
стандартных условиях реакция
N2+O2 = 2NO А/7= 180,58 кДж
протекает при комнатной температуре, если облучать
смесь азота и кислорода?
466. Наметьте общие принципы получения термоди-
намически нестабильных веществ.
64
467. При каком условии можно использовать реакции
в низкотемпературной плазме для синтеза различных
веществ?
468. Как изменяется изобарно-изотермический потен-
циал химической реакции по мере приближения системы
к состоянию равновесия?
469. Указать примерный интервал значений AG0, в ко-
тором реакция имеет обратимый характер.
470. Повышение температуры, как правило, способ-
ствует увеличению константы скорости химической реак-
ции. Справедливо ли аналогичное утверждение примени-
тельно к константе равновесия?
471. Пользуясь табличными данными, вычислить зна-
чение Кр при стандартных условиях в системе
РС15(г)=РС13(г)+С12(г)
и сделать вывод о термодинамической устойчивости в та-
ких условиях пентахлорида фосфора.
472. Вычислить Кр при температуре 25 °C для реакции
AI2O3 (т)'+3SO3 (г) =А12 (SO4) з (т).
Сделать вывод о направлении процесса.
473. Константа равновесия реакции
4НС1 (г) +о2 (г) = 2Н2О (г) 4-2С12 (г)
при 252 °C равна 490. Вычислить изобарно-изотермиче-
ский потенциал для этой реакции.
474. Константа равновесия реакции
Н2О (г) +СО (г) = СО2(г)Ч-Н2 (г)
при 1000 °C равна 1,36. В каком направлении пойдет ре-
акция, если парциальные давления всех веществ равны?
475. Исходя из справочных термодинамических дан-
ных, рассчитать, какие вещества будут преобладать в пе-
речисленных равновесных смесях при низких и высоких
температурах:
1) СО (г), С12(г), СОС12(г);
2) NH4NO3(t), N2O(r), Н2О(г);
3) AgCl(T), Н20(ж), Ag+(p),C!-(p);
4) СО(г), СО2(г), С(граф);
5) С (граф), Н2О(г), СО (г), Н2(г).
3 Зак. 440
65
476. Константа равновесия Кс реакции
СО(г)+С12(г) = СОС12(г)
при некоторой температуре равна 6. В каком направле-
нии будет протекать реакция при следующих исходных
количествах реагирующих веществ:
1) 1 моль СО, 1 моль С12, 4 моль СОС12;
2) 1 моль СО, 1 моль С12, 8 моль СОС12;
3) 2 моль СО, 0,25 моль С12, 3 моль СОС12.
477. Как, изменяя температуру и давление, можно по-
высить выход продуктов следующих обратимых реакций:
1) 2NO(r)4-O2(r)=2NO2(r)
2) N2O4(r)=2NO2(r)
3) 2SO2(r)+O2(r) =2SO3(r)
4) PCl5(r) = PCls(r) +С12(г)
5) СО2(г)+С(граф) = 2СО(г)
Д//298 = — 112,94 кДж:
ДН298 = 58,02 кДж;
ДД298 = — 196,25 кДж
ДД298 = 183,92 кДж;
Д#298 ~ 160,09 кДж?
478. На графике приведена зависимость величин изо-
барно-изотермического потенциала (AG) от температу-
ры (Т) для ряда реакций окисления:
1. 2Ag+l/2O2=Ag2O;
2. Cu+1/2O2 = CuO;
3. Н2'+1/2О2 = Н2О;
4. 2/5V+l/2O2= 1/5V2Os;
5. С4-1/2О2 = СО;
6. l/2Ti+l/2O2= 1/2ТЮ2;
7. 2/ЗА1+1/2О2= 1/3A12O3;
8. Mg4-l/2O2=MgO;
9. 1/2C+1/2O2=1/2CO2.
Определить, для восстановления каких металлов из их
оксидов в качестве восстановителя можно использовать
водород, для каких — углерод, алюминий, магний.
66
479. Вычислить температуру» ПРИ К0Т0Р°й константа
равновесия Кр реакции
1/2N2+3/2H2==NHs
равна единице. '
480. Вычислить температуру, ПРИ которой константа
равновесия Кр реакции
СО(г)Ч-Н2О(г) =СО2(г)+Н2(г)
равна единице.
481. Вычислить приблизительную температуру, начи-
ная с которой термодинамически возможен самопроиз-
вольный процесс разложения метана на простые ве-
щества.
482. Вычислить температуру, выше которой термоди-
намически возможен процесс диссоциации молекулярного
кислорода на атомы.
483. Вычислить температуру, выше которой термоди-
намически возможны самопроизвольные процессы разло-
жения воды на простые вещества и на атомарные водород
и кислород.
484. Начиная с какой примерно температуры, диоксид
азота самопроизвольно разлагается на оксид азота и кис-
лород?
§ 3. Реакции в водных растворах
485. Какие из перечисленных свойств воды опреде-
ляют ее способность выступать в роли универсального
растворителя: большой дипольный момент молекул воды
(1,847)); высокая диэлектрическая постоянная (равная
81); способность молекул к образованию межмолекуляр-
ных водородных связей; малая молекулярная масса воды
(18); угловая конфигурация молекулы воды (Z_HOH=
= 104,5°); способность молекул к донорно-акцепторному
и ион-дипольному взаимодействию?
486. Какие причины обусловливают изменение объе-
ма раствора при растворении в воде серной кислоты;
этилового спирта?
487. Какие из перечисленных факторов влияют на
величину энтальпии процесса растворения: агрегатное
состояние растворяемого вещества; энергия его кристал-
лической решетки; размеры молекул растворяемого ве-
щества и растворителя; образование в растворе сольва-
з*
67
тов; количества взятых для приготовления раствора ве-
ществ; температура?
488. Чем объяснить, что энтальпия растворения без-
водного сульфата меди имеет отрицательное значение
(—66,46 кДж/моль), а энтальпия растворения медного
купороса — положительное (11,7 кДж/моль) ?
489. Почему эндотермические процессы растворения
могут самопроизвольно протекать в стандартных усло-
виях, в то время как эндотермические химические реак-
ции, как правило, термодинамически возможны лишь при
повышенных температурах?
490. Энтальпии растворения CuSO4; CuSO4*H2O и
CuSO4-5H2O при 18 °C соответственно равны —66,46,
—39 и 11,7 кДж/моль. Рассчитать энтальпии образова-
ния гидратов при переходе CuSO4->CuSO4-H2O; CuSO4->-
->CuSO4• 5Н2О; CuSO4• H2O->CuSO4• 5H2O.
491. Энтальпии растворения MgSO4; MgSO4-H2O и
MgSO4-7H2O соответственно равны —84,77, —55,59 и
15,88 кДж/моль. Вычислить энтальпии образования гид-
ратов по следующим схемам: MgSO4->MgSO4-H2O;
MgSO4->MgSO4• 7Н2О; MgSO4- H2O->MgSO4• 7Н2О.
492. Вычислить энтальпию гидратации иона К+, если
известно, что энтальпия растворения бромида калия рав-
на 20,9 кДж/моль, энергия кристаллической решетки КВг
677,16 кДж/моль, а энтальпия гидратации иона Вг~
—317,68 кДж/моль.
493. Вычислить энтальпию гидратации хлорида нат-
рия, если известно, что энтальпия растворения его равна
33,4 кДж/моль, а энергия кристаллической решетки
752,4 кДж/моль.
494. Рассчитать энтальпию растворения твердого хло-
рида лития в большом количестве воды, считая энергию
решетки LiCl равной 844,36 кДж/моль, энтальпию гидра-
тации иона L1+ —526,68 кДж/моль и энтальпию гидрата-
ции иона С1~ —351,12 кДж/моль.
495. Вычислить энтальпию растворения иодида цезия
исходя из того, что энтальпии гидратации ионов цезия
и иода примерно одинаковы и равны —280,06 кДж/моль,
а энергия кристаллической решетки иодида цезия равна
601,92 кДж/моль.
496. Можно ли отнести к числу химических соедине-
ний гидраты: СгС13-6Н2О; CuSO4-5H2O; Na2CO3-10Н2О;
СН4-пН2О? Рассмотреть природу связей, возникающих
68
между молекулами воды и частицами вещества в гид-
ратах.
497. Как объяснить, что хлорид калия из водного
раствора кристаллизуется в форме безводной соли, а хло-
риды бериллия, магния, хрома — в форме кристаллогид-
ратов (ВеС12-4Н2О; MgCl2-6H2O; СгС13-6Н2О)?
498. Может ли раствор быть одновременно насыщен-
ным и разбавленным; концентрированным и ненасы-
щенным?
499. Проанализировать, как влияют перечисленные
факторы на растворимость одного вещества в другом:
высокая энергия кристаллической решетки растворяемого
вещества (если берется вещество в твердом состоянии);
относительно сильное вандерваальсовское взаимодействие
между молекулами растворяемого вещества; молекулами
растворителя; молекулами растворенного вещества и мо-
лекулами растворителя; возможность образования водо-
родных связей между частицами растворенного вещества
и растворителя; возможность образования донорно-акцеп-
торных связей между частицами растворенного вещества
и растворителя; возможность электростатического взаи-
модействия между частицами растворенного вещества
и растворителя; количества растворяемого вещества и
растворителя; температура и давление.
500. Почему в воде плохо растворяются такие газы,
как водород и кислород, но хорошо растворимы хлорово-
дород и аммиак?
501. Можно ли предсказать сравнительную раствори-
мость хлороводорода в воде и бензоле; тетрахлорида
углерода в воде и бензоле; иода в воде и бензоле?
502. Растворимость нитрата натрия при 30 °C состав-
ляет 40 г на 100 г раствора. Сколько нужно взять воды,
чтобы растворить 10 г этой соли?
503. Растворимость сульфата меди при 20 °C состав-
ляет 17,2 г на 100 г раствора. Сколько необходимо взять
воды для растворения 20 г медного купороса?
504. Растворимость дихромата калия при 80 °C состав-
ляет 41,2 г, при 20 °C — 10,7 г на 100 г раствора. Сколько
дихромата калия выделится при охлаждении 30 г насы-
щенного раствора от 80 до 20 °C?
505. При температуре 60 °C растворимость карбоната
натрия составляет 31,6 г, а при 0°С — 6,75 г на 100 г
раствора. Сколько кристаллической соды выделится при
охлаждении 500 г насыщенного раствора от 60 до 0°С?
69
506. Сколько воды и кристаллической соды необхо-
димо взять для приготовления такого количества насы-
щенного при 32 °C раствора, который при охлаждении
до 0 °C выделит 14,3 г кристаллической соды? Раствори-
мость безводной соды при 0 и 32 °C соответственно равна
6,75 и 30,8 г на 100 г раствора.
507. Каким будет процентный выход нитрата калия,
содержащего 2% нерастворимых примесей, после двух
перекристаллизаций этой соли, если насыщение раствора
проводилось при 80°, а кристаллизация — при 10 °C?
Растворимость нитрата калия при 80 и 10 °C соответ-
ственно равна 62,8 и 17,3 г на 100 г раствора.
508. Вычислить, какие количества воды и хлорида
натрия, содержащего 5% нерастворимых примесей, нуж-
но взять для получения 50 г чистого препарата, если на-
сыщение раствора проводить при 20 °, а охлаждение —
при 10 °C. Растворимость хлорида натрия при 20 и 10 °C
соответственно равна 26,4 и 26,3 г па 100 г раствора.
Считать, что при упаривании удаляется 50% воды.
509. Перечислить общепринятые в химической прак-
тике выражения концентраций растворов.
510. Сколько воды и кристаллической соды необхо-
димо взять для приготовления 100 г 0,5%-ного раствора
карбоната натрия?
511. Сколько медного купороса необходимо добавить
к 270 г воды, чтобы получить 10%-ный раствор сульфата
меди?
512. Сколько гексагидрата хлорида кальция необхо-
димо добавить к 200 мл 5%-ного раствора хлорида каль-
ция (р~1 г/см3), чтобы получить 20%-ный его раствор?
513. В каком объеме 10%-ного раствора сульфата
меди (р=1,05 г/см3) следует растворить 25 г медного
купороса, чтобы получить 20%-ный раствор сульфата
меди?
514. Сколько кристаллической соды и 10%-кого раст-
вора карбоната натрия следует взять для приготовления
400 г 20%-ного раствора карбоната натрия?
515. Сколько воды нужно добавить к 200 мл 6,5%-ного
раствора (р~1 г/см3), чтобы получить 2%-ный раствор
некоторого вещества?
516. До какого объема необходимо разбавить 100 мл
36%-ного раствора соляной кислоты (р=1,18 г/см3),
чтобы получить 20%-ный раствор (р=1,1 г/см3)?
70
517. Какие объемы воды и 80%-ного раствора серной
кислоты (р = 1,74 г/см3) необходимо взять для приготов-
ления 500 мл 10%-ного раствора (р= 1,07 г/см3)?
518. Какие объемы 50%-ного (р= 1,51 г/см3) и 10%-
ного растворов гидроксида калия (р=1,1 г/см3) необхо-
димо взять для приготовления 1 л 20%-ного раствора
(р = 1,19 г/см3)?
519. Какой объем 5%-ного раствора гидроксида нат-
рия (р= 1,05 г/см3) необходимо добавить к 100 мл 20%-
ного его раствора (р=1,22 г/см3), чтобы получить
15%-ный раствор?
520. Вычислить процентную концентрацию раствора,
полученного при сливании 100 мл 10%-кого (р = 1,05 г/см3)
и 150 мл 20%-ного (р = 1,12 г/см3) растворов азотной кис-
лоты.
521. Какие объемы 20%-ного (р = 1,14 г/см3) и6%-ного
растворов серной кислоты (р = 1,04 г/см3) необходимо
взять, чтобы приготовить 5 л 10%-ного раствора (р =
= 1,07 г/см3)?
522. В 2 л этилового спирта (р = 0,79 г/см3) раство-
рили 4 л сероводорода (объем измерен при нормальных
условиях). Какова процентная концентрация полученно-
го раствора?
523. Сколько литров аммиака, измеренного при нор-
мальных условиях, необходимо растворить в 200 мл воды
для получения 10%-ного раствора аммиака?
524. Растворимость сероводорода при 0°С и 1 атм
составляет 0,462 л на 100 г воды. Какова процентная кон-
центрация получающегося раствора? Под каким давле-
нием следует растворять сероводород, чтобы получить его
3%-ный водный раствор?
525*. Смешали 300 мл 1,2 М. и 200 мл 2 М. раствора
некоторого вещества. Вычислить молярную концентра-
цию полученного раствора.
» 526. К 100 мл 0,3 н. раствора сульфата натрия доба-
вили 200 мл 0,54 М. раствора этой соли. Вычислить нор-
мальность полученного раствора.
527. Во сколько раз следует разбавить 6 н. раствор
фосфорной кислоты, чтобы получить 1 М раствор?
528. В каком объемном отношении необходимо сме-
шать 1 н. и 0,01 н. растворы одного и того же вещества,
чтобы получить 0,1 н. раствор?
* В этой и последующих задачах изменением объема при сме-
шении разбавленных растворов можно пренебречь.
71
529. Сколько нитрата калия следует добавить к 200 мл
0,1 н. раствора KNO3, чтобы довести концентрацию раст-
вора до 0,15 н.?
530. Имеется 10%-ный раствор серной кислоты (р =
= 1,07 г/см3). Вычислить молярность, нормальность, мо-
ляльность раствора, мольную долю и мольный процент
в нем серной кислоты.
531. Имеется 0,01 н. раствор гидроксида бария (р~
~1 г/см3). Вычислить молярность, моляльность, процент-
ную концентрацию раствора, мольную долю и мольный
процент в нем Ва(ОН)2.
532. Смешали 100 мл 10%-ного раствора гидроксида
калия (р = 1,08 г/см3) и 200 мл 20%-ного раствора гидро-
ксида натрия (р=1,22 г/см3). Вычислить мольную долю
и мольный процент каждого гидроксида в полученном
растворе.
533. Мольная доля карбоната натрия в растворе (р =
= 1,11 г/см3) составляет 0,003. Вычислить молярность
и нормальность раствора.
534. Имеется раствор гидроксида натрия, в котором
мольный процент NaOH равен 2. Вычислить процентную
и молярную концентрации раствора (р~1 г/см3).
535. Рассчитать молярность и нормальность раствора
фосфорной кислоты с мольной долей кислоты 0,082, если
плотность раствора ~ 1,2 г/см3.
536. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «Смешали А г а%-ного раствора и В г 6%-ного
раствора некоторого вещества. Рассчитать процентную
концентрацию полученного раствора».
537. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «Сколько воды нужно добавить к А г а%-ного раст-
вора некоторого вещества, чтобы понизить концентрацию
на 6%?»
538. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «Сколько граммов соли нужно добавить к А г а%-
ного раствора ее для получения 6%-ного раствора?»
539. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «В каком соотношении масс необходимо смешать
А % - и В%-ный растворы некоторого вещества для полу-
чения С%-ного раствора?» Иными словами, дать мате-
матический вывод «правила креста».
540. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «В каком объемном отношении необходимо сме-
шать А- и В-нормальный растворы некоторого вещества
72
для получения С-нормального раствора?» Будет ли эта
формула справедливой, если нормальную концентрацию
в ней заменить молярной?
541. Вывести формулы для пересчета: а) процентной
концентрации в молярную, нормальную и моляльную;
б) молярной — в процентную концентрацию.
542. Вывести формулу для расчета при решении задач
типа: «Какой объем а %-ной концентрированной кислоты
с плотностью раствора р необходимо взять для приготов-
ления В мл б-нормального ее раствора?»
543. Какой объем 96%-ной серной кислоты (р =
= 1,84 г/см3) необходимо взять для приготовления 250 мл
0,1 М. раствора; 500 мл 0,1 н. раствора; 100 г 0,2 моляль-
ного раствора?
544. Какой объем 32 %-ной соляной кислоты (р =
= 1,16 г/см3) необходимо взять для приготовления 200 мл
0,1 н. раствора; 500 мл 0,5 М раствора?
545. Какое количество гидроксида натрия необходимо
взять для приготовления 200 мл 0,5 М. раствора; 100 мл
2 н. раствора?
546. Какие объемы 36%-ного раствора соляной кис-
лоты (р = 1,18 г/см3) и воды необходимо взять для приго-
товления 500 г 0,5 моляльного раствора?
547. Какие количества воды и гидроксида калия необ-
ходимо взять для приготовления 100 г раствора, содержа-
щего 5 мол. % КОН?
' * 548. Какие количества воды и глауберовой соли необ-
ходимо взять для приготовления 500 г раствора с
0,01 мольной долей сульфата натрия?
549. Какой объем 92 %-кого раствора серной кислоты
(р = 1,83 г/см3) необходимо добавить к 300 мл ее раство-
ра, в котором мольный процент H2SO4 равен 0,8, а плот-
ность 1,03 г/см3, чтобы получить 5-моляльный раствор?
550. В каком соотношении масс необходимо смешать
0,01 н. раствор серной кислоты (р~1 г см3) и ее раствор
с мольной долей кислоты 0,1, чтобы получить 10%-иый
раствор?
551. Какой объем 40%-ного раствора азотной кислоты
(р = 1,25 г/см3) необходимо добавить к 500 мл ее раствора,
содержащего 0,028 мольной доли кислоты (р= 1,05 г см3),
чтобы получить 20%-ный раствор?
552. Смешали 100 мл 0,2 н. раствора серной кислоты
(р= 1 г/см3) и 200 мл раствора ее с мольной долей HaSO*.
73
равной 0,29 (р = 1,6 г/см3). Рассчитать процентную кон-
центрацию полученного раствора.
553. В каком соотношении масс необходимо взять мед-
ный купорос и 0,1-моляльный раствор сульфата меди,
чтобы получить раствор, содержащий 0,02 мольных доли
сульфата?
554. Какие объемы 2 М. раствора Mg(NO3)2 и 1 М.
раствора Cr(NO3)3 необходимо взять для приготовления
51,2 г смеси оксидов магния и хрома, содержащей
10 мол. % Сг2О3?
555. До какого объема нужно разбавить 30 мл 20 % -
ного раствора хлорида меди (р = 1,29 г/см3), чтобы полу-
чить 0,5 М раствор (р ~ 1 г/см3) ?
556. Какой объем воды следует добавить к 1 л
50%-ной серной кислоты (р= 1,4 г/см3), чтобы получить
1 н. раствор (р= 1,03 г/см3)?
557. Какая из схем наиболее полно отражает сущ-
ность процесса диссоциации НС1 в водном растворе и ка-
кие схемы принято использовать в современной химиче-
ской литературе:
1) НС1=Н++С1-;
2) НС1=Н +С1';
3) НС1(р)=Н+(р)+С1-(р);
4) НС1+Н2О = НзО++С1-;
5) НС14-пН2О = [Н3О(Н2О)т]++[С1(Н2О)А]-;
6) HCl+aq = H+(aq)+Cl-(aq)?
558. Какие из веществ, с ионными, полярными, кова-
лентными связями, могут диссоциировать в водном раст-
воре на ионы?
559. Какие особенности структуры растворенных ве-
ществ обусловливают их поведение как электролитов?
560. Какие особенности структуры молекул раствори-
теля определяют возможность диссоциации растворенных
в нем веществ?
561. Как можно представить механизм процесса элек-
тролитической диссоциации?
562. Какой особенностью обладают амфотерные гид-
роксиды? Как можно двояким образом объяснить амфо-
терные свойства гидроксидов?
563. Рассмотреть характер изменения кислотно-основ-
ных свойств гидроксидов элементов в зависимости от их
положения в Периодической системе.
74
564. Как изменяются кислотно основные свойства в ря-
дах: 1) Мп (ОН) 2, Мп(ОН)3, Мп (ОН) 4, Н2МпО , НМпО ;
2) Сг(ОН)2, Сг(ОН)3, Н2СгО4?
565. Написать уравнения процессов электролитиче-
ской диссоциации, происходящих в растворах следующих
веществ: H2SO3) Н3РО4, KHSO3, Na3PO4, Na2HPO4,
NaH2PO4, (NH4)2CO3, NH4HCO3, учитывая возможность
ступенчатой диссоциации.
566. Одинакова ли концентрация иопов водорода в
растворах разных одноосновных кислот одинаковой нор-
мальной концентрации?
567. Почему в случае сильных электро титов исполь-
зуют понятия «эффективная концентрация ионов», ка-
жущаяся степень диссоциации», «активность ионов?»
568. В каких случаях в выражения закона действую-
щих масс и константы равновесия вместо концентраций
ионов вводят их активности?
569. Проанализировать, как влияют перечисленные
факторы на степень электролитической диссоциации ве-
щества: степень ионности химической связи в диссоции-
рующем соединении; энергия химической связи в нем;
энергия межмолекулярного взаимодействия растворен-
ного вещества и растворителя; энергия гидратации обра-
зующихся ионов; энергия кристаллической решетки раст-
воряемого вещества; количество растворителя; темпера-
тура; молекулярная масса растворенного вещества
570. Как изменится степень диссоциации в раств ре
слабого электролита при нагревании раствора; при дли-
тельном его упаривании?
571. Как изменяется истинная и кажущаяся степень
диссоциации при разбавлении растворов H2SO4, NaCl,
NH4C1, СЫзСООН?
572. Как влияет на степень диссоциации уксусной кис-
лоты введение в раствор ионов водорода; ацетат-ионов;
разбавление раствора?
573. Почему при добавлении ацетата натрия в смесь
цинка и соляной кислоты выделение водорода замед-
ляется?
574. Можно ли написать выражения дня констант дис-
социации следующих веществ: НС1, NaOH, KaSCX, H2SO4,
H2S, ZnCl2, HgCl2?
575. Написать выражения для констант диссоциации
угольной, сероводородной и ортофосфорной кислот, учи-
тывая все стадии диссоциации.
75
576. Выразить константы полной диссоциации уголь-
ной и фосфорной кислот через константы диссоциации их
промежуточных стадий.
577. Почему значение константы каждой следующей
ступени диссоциации слабых электролитов меньше, чем
предыдущей?
578. Написать уравнения следующих реакций в ион-
ной форме:
1) РЬ(СН3СОО)2+НС1-> 4) CH3COOH+Zn(OH)2->
2) А1(ОН)3+КОН-> 5) СгС1з+Ва(ОН)2->
3) Са(СН3СОО)2-|-ЫазРО4->
579. Написать в молекулярной форме уравнения реак-
ций, соответствующие следующим ионным уравнениям:
1) Са2+ + СО|~ -* СаСО3; 3) А1 (ОН)з+Н+->А13++Н2О;
2) А13++ОН-->А1(ОН)3; 4) А1(ОН)з+ОН"->[А1(ОН)в]3-.
580. Подобрать по 2 молекулярных уравнения реак-
ций к каждому ионному:
1) Fe3++3OH-=Fe(OH)3;
2) nh+ +;он~ = NH3 + Н2О.
581*. Какова концентрация (моль/л) ионов Na+
в 0,1 М растворе NaCl и 0,01 н. растворе Na2SO4, если
считать диссоциацию этих солей полной?
582. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в
растворе гидроксида калия, считая его диссоциацию пол-
ной, если известно, что в 10 мл раствора содержится
0,028 г гидроксида калия.
583. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов, счи-
тая диссоциацию полной, в 1%-ном растворе гидроксида
бария (р= 1,026 г/см3).
584. Вычислить нормальную и процентную концентра-
ции раствора хлорида железа (III), в котором при полной
его диссоциации суммарная концентрация всех ионов
(Fe3^ и С1~) составляет 0,8 моль/л. Плотность раствора
~ 1 г/см3.
585. Необходимо приготовить раствор, в 1 л которого
содержалось бы 0,05 моль сульфата натрия, 0,1 моль хло-
рида калия и 0,05 моль хлорида натрия. Сколько молей
* В сильно разбавленных растворах (C<g;0,l М) различием в ве
личинах концентрации ионов и их активности можно пренебречь;
в растворах менее разбавленных (С^0,1 М), пользуясь концентра-
циями ионов, можно провести лишь ориентировочные расчеты.
76
хлорида натрия и сульфата калия следует взять для при-
готовления 200 мл идентичного по составу раствора?
Можно ли получить аналогичный раствор исходя из суль-
фата натрия и хлорида калия?
586. Один литр раствора должен содержать 0,3 моль
нитрата калия, 0,1 моль ортофосфата натрия и 0,1 моль
нитрата натрия. Нужно приготовить 2,5 л идентичного по
составу раствора, имея лишь твердые ортофосфат калия
и нитрат натрия. Сколько молей указанных веществ сле-
дует для этого взять?
587. В объемном отношении 3:3:4 смешали 0,3 и.,
0,1 М и 0,6 н. растворы ортофосфорной кислоты. Вычис-
лить концентрацию ионов водорода в полученном раст-
воре, принимая во внимание, что степень диссоциации
кислоты по первой ступени в нем равна 20%. Диссоциа-
цию кислоты по остальным ступеням можно не учитывать.
588. Смешали 300 мл 0,1 н. и 200 мл 2 М растворов
муравьиной кислоты. Вычислить нормальную и молярную
концентрации получ’енного раствора. Дополнить условие
задачи так, чтобы можно было найти концентрацию ионов
водорода. Произвести расчет.
589. Вычислить эффективную концентрацию ионов
Си2+ и в 0,1 н. растворе сульфата меди, если кажу-
щаяся степень диссоциации соли равна 40%.
590. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,2 н.
растворе хлорноватистой кислоты, учитывая, что степень
диссоциации ее в этом растворе равна 0,045%.
591. В некотором объеме слабой одноосновной кис-
лоты содержится 2-10е молекул кислоты, 4-103 ионов во-
дорода и 4-103 ионов кислотного остатка. Вычислить сте-
пень диссоциации кислоты.
592. Вычислить количества ионов и молей ионов водо-
рода, содержащихся в 1 мл 0,1 н. раствора азотистой кис-
лоты, степень диссоциации которой в этом растворе 6%.
593. Вычислить степень диссоциации уксусной кис-
лоты в 0,01 н. растворе, если известно, что в 500 мл этого
раствора содержится 3,13-1021 частиц (молекул и ионов)
594. Вычислить степень диссоциации уксусной кис-
лоты в растворе, если известно, что в 1 мл этого раствора
содержится 5,94* 1019 молекул и 1,2* 1018 ионов.
595. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 н
растворе уксусной кислоты.
77
596. Вычислить концентрацию нитрит-ионов и ионов
водорода в 0,47 %-ном растворе азотистой кислоты (р~
~ 1 г/см3).
597. Вычислить концентрацию ионов водорода в'
0,98%-ном растворе ортофосфорной кислоты (р~ 1 г/см3),
принимая во внимание только первую стадию ее диссо-
циации.
598. Концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе
борной кислоты составляет 7,6*Ю-6. Вычислить констан-
ту первой стадии диссоциации кислоты.
599. Какой объем воды необходимо добавить к 500 мл
0,1 н. раствора уксусной кислоты, чтобы степень диссо-
циации ее увеличилась в 2 раза?
600. Имеются 0,1-молярные растворы муравьиной и
уксусной кислот. В каком растворе концентрация ионов
водорода больше и во сколько раз?
601. Рассчитать концентрацию ионов водорода в раст-
воре, в одном литре которого содержится 0,1 моль му-
равьиной кислоты и 0,2 моль формиата калия, считая, что
последний диссоциирует в растворе нацело.
602*. Как изменится концентрация ионов водорода,
если к 0,5 л 0,1 н. раствора циановодородной кислоты
добавить 3,25 г цианида калия?
603*. Сколько хлорида аммония следует прибавить
к 1 л 0,1 М раствора аммиака, чтобы концентрация ионов
ОН- стала равной 10-5 моль/л?
604*. Сколько молей ацетата натрия необходимо до-
бавить к 300 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты, чтобы
понизить концентрацию ионов водорода в растворе
в 100 раз?
605. Вычислить степень диссоциации и концентрацию
ионов водорода в 0,2 М растворе уксусной кислоты. Как
изменятся значения этих величин, если к 1 л такого раст-
вора кислоты добавить 0,2 моль ацетата калия, кажу-
щаяся степень диссоциации которого равна 90% ?
606. Смешали равные объемы 0,25 М раствора аммиа-
ка и 0,1 н. раствора гидроксида калия. Вычислить концен-
трацию ионов аммония в полученном растворе, считая,
что КОН диссоциирует полностью.
607. К 300 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты доба-
вили 200 мл 0,1 н. раствора ацетата натрия. Кажущаяся
* В задачах № 602—604 изменением объема раствора при до-
бавлении соли можно пренебречь, диссоциацию соли считать полной.
78
степень диссоциации NaCH3COO в полученном раство-
ре 90%• Вычислить концентрацию в растворе ионов во-
дорода.
ct V
608. Вывести формулу -7г-= (где С\ и С2—нормаль-
ные концентрации, a Vi и V2— объемы кислоты и щело-
чи, вступающие в реакцию нейтрализации). Справедли-
ва ли формула, если Ci и С2— молярные; процентные
концентрации?
609. Рассчитать нормальность раствора кислоты, на
титрование 10 мл которого потребовалось 20 мл 0,1 н.
раствора щелочи.
610. На нейтрализацию 10 мл раствора, содержащего
в одном литре 11,2 г щелочи, было израсходовано 20 мл
0,1 н. раствора кислоты. Вычислить эквивалент щелочи.
611. На нейтрализацию 1,28 г кислоты израсходовано
10 мл 1 и. раствора щелочи. Вычислить эквивалент кис-
лоты.
612. На нейтрализацию 0,943 г Н3РО3 израсходовано
10 мл 2,3 н. раствора щелочи. Определить основность кис-
лоты и написать ее структурную формулу. Почему в усло-
вии задачи можно не указывать природу щелочи?
613. Энтальпия нейтрализации соляной кислоты гид-
роксидом натрия в растворе равна —57,27 кДж моль.
Энтальпия нейтрализации вещества А гидроксидом нат-
рия равна АН. Считая, что в данном растворе вещество А
практически недиссоциировано, вычислить энтальпию
диссоциации вещества, если: 1) А — HCN; 2) А — НС1О;
3) А — СН3СООН. Энтальпии нейтрализации HCN, НС1О
и СН3СООН равны соответственно —10,45; —41,13
и —55,59 кДж/моль.
614. Проанализировать, как влияют на процесс дис-
социации воды
НаО (ж) = Н+ (р) 4- ОН~ (р) ДЯ’эв = 55,59 кДж/моль
следующие факторы: повышение температуры; введение
в воду ионов водорода, ионов гидроксида; увеличение ко-
личества воды?
615. Каково соотношение величин pH и рОН в воде
и разбавленных водных растворах электролитов?
616. Может ли водородный показатель водного раст-
вора иметь следующие значения: рН=0; рН>0; рН<0;
рН=14; рН>14?
617. Во сколько раз концентрация гидрокснд-ионов в
79
растворе с рН = 12 больше концентрации ионов во-
дорода?
618. Как изменится концентрация ионов водорода,
если pH раствора понизится с 9 до 6; увеличится от 4
до 8?
619. Константа диссоциации воды при 22 °C равна
1,86-10-16. Рассчитать концентрации и количества ионов
водорода и гидроксид-ионов в чистой воде.
620. Вычислить pH 0,1 М раствора соляной кислоты,
считая ее диссоциацию полной.
621. Вычислить pH 0,1 М раствора гидроксида ка-
лия, считая диссоциацию полной.
622. Вычислить pH 0,1 М раствора серной кислоты,
приняв, что кажущаяся степень ее диссоциации рав-
на 90%.
623. Вычислить pH 0,171 %-ного раствора гидроксида
бария, считая диссоциацию полной, а плотность раствора
равной 1 г/см3.
624. Вычислить pH раствора, полученного растворе-
нием 54,3 мл 98%-ной серной кислоты (р= 1,841 г/см3)
в 5 л воды. Диссоциацию кислоты в растворе считать пол-
ной, а плотность полученного раствора равной 1 г/см3.
625. Вычислить pH 0,2 М раствора сернистой кислоты,
приняв степень диссоциации кислоты равной 28% и учи-
тывая лишь первую стадию диссоциации.
626. Вычислить pH 0,1 М; 0,01 н. растворов уксусной
кислоты.
627. Вычислить pH 0,46%-ного раствора муравьиной
кислоты. Плотность раствора принять равной 1 г/см3.
628. Вычислить pH раствора, полученного растворе-
нием 1,12 л (н. у.) аммиака в 500 мл воды.
629. Вычислить pH раствора, полученного растворе-
нием в 1 л воды 0,44 г углекислого газа, учитывая лишь
первую стадию диссоциации угольной кислоты.
630. Как изменится pH 0,2 М раствора соляной кис-
лоты после добавления к нему равного объема воды?
631. Как изменится pH раствора после добавления
к 300 мл 0,3 н. раствора КОН 200 мл воды?
632. Для каких электролитов справедливо утвержде-
ние, что значение pH повышается на единицу при разбав-
лении раствора в 10 раз?
633. Сколько воды следует добавить к 200 мл соляной
кислоты с pH = 2, чтобы изменить величину pH на еди-
ницу?
80
634. Насколько изменится pH 0,2 М раствора уксус-
ной кислоты после разбавления раствора вдвое?
635. Какова степень диссоциации муравьиной кислоты
в ее 0,46%-ном растворе, если рН=3? Плотность раство-
ра принять равной 1 г/см3.
636. Вычислить молярность и нормальность раствора
серной кислоты, если известно, что pH=2,2.
637. Сколько граммов уксусной кислоты нужно доба-
вить к 2 л ее раствора с pH=3,5, чтобы понизить pH раст-
вора до 3?
638. Вычислить pH раствора, полученного при добав-
лении 0,5 л воды к 1,5 л азотистой кислоты с pH=2.
639. Какой объем 0,1 н. раствора щелочи необходимо
добавить к 10 мл 0,5 н. раствора кислоты, чтобы довести
величину pH до 7?
640. Вычислить pH раствора, полученного прибавле-
нием к 200 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты 10 мл
6%-ного раствора гидроксида натрия (р = 1,07 г/см3).
641. Смешали равные объемы растворов сильных кис-
лот с рН = 1 и pH=2. Вычислить pH полученного раст-
вора.
642. Смешали равные объемы растворов щелочей
с рН= 12 и рН= 11. Вычислить pH полученного раствора.
643. Смешали равные объемы растворов сильных кис-
лоты и щелочи с рН=2 и рН=11. Вычислить pH полу-
ченного раствора.
644. Смешали 50 мл раствора щелочи с pH = 12
и 150 мл раствора сильной кислоты с рН=3. Вычислить
pH полученного раствора.
645. В каком объемном соотношении необходимо све-
шать растворы сильной кислоты с рН=3 и щелочи с рН =
= 12, чтобы получить раствор с рН= 10?
646. В каком объемном соотношении необходимо сме-
шать растворы сильной кислоты с рН=5 и щелочи с рН =
= 9, чтобы получить раствор с рН=8?
647. Вычислить pH раствора, в 1 л которого содер-
жится 6 г уксусной кислоты и 4,1 г ацетата натрия. Дис-
социацию соли считать полной.
648. Вычислить pH раствора, полученного при добав-
лении 0,1 моль NH4C1 к 1 л 0,01 н. раствора аммиака.
Изменением объема раствора при добавлении соли пре-
небречь. Диссоциацию соли считать полной.
649. Вычислить pH раствора, полученного при смеше-
нии 600 мл 0,47%-кого раствора азотистой кислоты и
81
100 мл 4,25%-ного раствора нитрита калия. Плотности
растворов принять равными 1 г/см3.
650. Написать выражения для произведения раствори-
мости AgCl, Ag2CO3> А1(ОН)3, Са3(РО4)г- Можно ли с по-
мощью произведения растворимости характеризовать
растворимость NaCl, КЬгСО3, АЦБО^з?
651. Изменяется ли величина ПР вещества при добав-
лении к его насыщенному раствору сухого осадка это-
го же вещества; при введении в насыщенный раствор од-
ного вещества другого вещества с одноименным ионом?
652. Как изменяется концентрация ионов бария при
добавлении к насыщенному раствору сульфата бария
твердого сульфата натрия; хлорида бария?
653. Исходя из термодинамических данных, рассчи-
тать величину ПР карбоната кальция. Сравнить ее с таб-
личным значением ПРсасо3-
654. Как обосновать неприменимость характеристики
ПР к хорошо растворимым веществам и труднораствори-
мым неэлектролитам?
655. Используя табличное значение ПР сульфида
свинца, вычислить изобарно-изотермический потенциал
процесса
Pb2+(p)4-S2-(p] = PbS(T).
656. Используя табличное значение ПРдцонь» вы-
числить изобарно-изотермический потенциал процесса
растворения этого гидроксида в воде.
657. Какие из перечисленных факторов влияют на
численное значение ПР: температура раствора; концент-
рация ионов вещества в растворе; величина поверхности
труднорастворимого осадка; молекулярная масса трудно-
растворимого вещества; энтальпия образования трудно-
растворимого вещества и энтальпия образования его
ионов в растворе; энергия гидратации ионов в растворе;
энергия кристаллической решетки труднорастворимого
вещества?
658. Учитывая величины ПР труднорастворимых ве-
ществ, оценить, в какую сторону сдвинуто равновесие
в следующих системах:
1) CaSO4+Na2CO3^CaCO3+Na2SO4;
2) ВаЗО^+ЫагСОз^ВаСОз+ЫагЗСЬ.
659. Растворимость сульфата бария составляет
1,05-10-5 моль/л. Вычислить его произведение раствори-
мости.
82
660. Вычислить ПР иодида свинца, если известно, что
растворимость его при комнатной температуре равна
0,058 г на 100 г раствора.
661. Растворимость ортофосфата серебра равна
6,4-10—4 г на 100 г раствора. Вычислить его произведе-
ние растворимости.
662. Произведение растворимости карбоната серебра
равно 6,15-10-12. Вычислить растворимость этой соли
в молях на литр и в граммах на 100 г раствора.
663. Произведение растворимости сульфата кальция
равно 6,1-10-5. Вычислить количества ионов С а2*
и SO*- в 10 мл насыщенного раствора CaSO4.
664. Произведение растворимости ортофосфата каль-
ция равно 1-Ю-25. Вычислить объем воды, который необ-
ходим для растворения 1 г этой соли.
665. Пользуясь величинами ПР для солей Agl, PbS,
ВаСО3) Ag2CO3, РЬС12, Са3(РО4)2, сравнить их раствори-
мость.
666. Будет ли выпадать осадок, если произведение
концентрации ионов вещества в растворе больше произ-
ведения растворимости данного вещества; меньше этой
величины; равно ей?
667. Будет ли выпадать осадок при добавлении
к 100 мл 0,02 н. раствора сульфата калия 100 мл 0,01 н.
раствора хлорида кальция?
668. Будет ли выпадать осадок при смешивании
100 мл 0,02 М раствора нитрата свинца с 200 мл 0,2 н.
раствора соляной кислоты? \
669. Будет ли выпадать осадок при смешивании
500 мл 0,01 н. раствора хлорида бария и 250 мл 0,1 н.
раствора фтороводородной кислоты?
670. Будет ли выпадать осадок при добавлении к
20 мл 0,5%-ного раствора хлорида цинка (р~ 1 г/см3)
18 мл 0,1 н. раствора аммиака?
671. Во сколько раз растворимость хлорида серебра
в чистой воде выше, чем в 0,1 н. растворе хлорида натрия?
672. Йо сколько раз различается растворимость кар-
боната серебра в воде и в 0,1 М растворе карбоната
натрия?
673. Во сколько раз уменьшится растворимость суль-
фата стронция после добавления к 1 л его насыщенного
раствора 0,1 моль сульфата натрия, кажущуюся степень
диссоциации которого можно считать равной 50%?
83
674. Какое вещество будет выпадать в осадок при
добавлении к раствору, содержащему в 1 л 0,01 моль
сульфата натрия и 0,001 моль карбоната натрия, равного
объема 0,001 М раствора хлорида кальция?
675. Какое или какие вещества будут выпадать в оса-
док, если к 1 л раствора, содержащего по 0,001 моль нит-
ратов железа (II) и свинца, добавить 0,5 л 0,01 М раст-
вора сульфида натрия?
676. Сколько молей ионов стронция будет оставаться
в растворе после выпадения осадка, если слить равные
объемы 0,01 н. раствора нитрата стронция и 0,02 н. раст-
вора сульфата натрия?
677. Сколько серебра останется в растворе после
осаждения хлорида серебра, если к 200 мл 0,1 н. раствора
нитрата серебра добавить 300 мл 0,1 н. раствора хлорида
натрия?
678. Рассмотрите условия растворения труднораство-
римых осадков. Как перевести в растворимое состояние
осадки ВаСОз, Zn(OH)2, AgO, BaSO4?
679. Как влияет величина pH на образование трудно-
растворимых осадков ВаСОз, BaSO4, РЬС12, РЬСО3, РЫ2?
680. Чем объяснить, что сульфид железа (II) раство-
рим, а сульфид меди нерастворим в соляной кислоте, но
оба растворимы в азотной?
681. Почему карбонат кальция растворим в соляной
и уксусной кислотах, а оксалат кальция — только в соля-
ной кислоте?
682. Привести примеры гидролиза солей по катиону
и аниону. Привести пример соли, способной гидролизо-
ваться как по катиону, так и по аниону. Какие соли
в растворе не подвергаются гидролизу?
683. Подвергаются ли гидролизу соли КС1О2, Lil,
CsNO3, BeSO4?
684. Написать молекулярные и ионные уравнения
гидролиза солей CuSO4, Fe(NO3)3, Ма2СОз, КзРО4.
685. Привести примеры солей, гидролизующихся
практически нацело.
686. Какие факторы способствуют практически пол-
ному протеканию гидролиза?
687. Рассмотреть механизм гидролиза, учитывая, что
в водном растворе содержатся гидратированные ионы.
За счет образования и разрыва каких связей идет про-
цесс гидролиза?
84
688. Как зависит гидролизуемость соли от радиуса,
заряда, поляризующего действия и поляризуемости ка-
тиона и аниона?
689. Почему многозарядные катионы, например РЬ*+,
Sn4+ и др., в водном растворе могут существовать лишь
при низких значениях pH?
690. В каких случаях гидролиз может осложняться
процессами полимеризации продуктов и обра ования
многоядерных комплексов? Рассмотреть на примерах
гидролиза хлоридов железа (III), олова (II), сурьмы
(III) и силиката натрия.
691. При добавлении каких электролитов к водному
раствору сульфита натрия гидролиз этой соли усили-
вается? Какие электролиты способны подавить гидролиз
сульфита натрия?
692. Какие условия необходимо соблюдать при при-
готовлении водных растворов легкогидролизующихся
солей?
693. Сформулировать общее правило, по воляющее
оценить, водные растворы каких солей имеют нейтраль-
ную, кислую или щелочную среду.
694. Можно ли считать, что нейтральная реакция
среды водного раствора соли однозначно свидетельствует
об отсутствии гидролиза соли? В каких случаях водн е
растворы солей сильных кислот и сильных основан и мо
гут иметь рН<7?
695. Какую реакцию среды обнаруживают вод ые
растворы следующих солей: CsBr, BeCU, Fe(NO ) -9НМО,
КС1 • MgCl2 • 6Н2О, KjSO*• Cr2(SO4)3• 24Н2СР
696. Чем объяснить (привести расчет), что в вод ом
растворе среднего ортофосфата натрия среда щелочная;
гидрофосфата — слабощелочная; дигидрофосфата — сла-
бокислая?
697. Почему водные растворы сульфида и гидросуть-
фида натрия одинаковой молярной koi центрации имеют
разные pH: pH в растворе сульфида выше, чем в раство-
ре гидросульфида?
698. Как объяснить, что водный раствор гидрокарбо-
ната натрия имеет слабощелочную среду, а водный раст-
вор гидросульфита натрия слабокислую, хотя обе
соли — соли слабых кислот?
699. Можно ли предсказать, какой из водных раство
ров одинаковой молярной концентрации, FeCl3 или
Fe(NO3)3, имеет более низкое значение pH?
85
700. Определить реакцию среды в разбавленных раст-
ворах NH4CH3COO, (NH4)2CO3, NH4HCO3, (NH4)2S.
701. В каком растворе в каждой из указанных пар со-
лей при одинаковой их концентрации величина pH ниже:
СгС12 или СгС13; СгС13 или NaCrO2; NaCrO2 или Na2CrO4;
BeSO4 или MgSO4; BeSO4 или Na2BeO2; Na3SbO4 или
Na3SbO3?
702. Почему при смешении водных растворов суль-
фата алюминия и сульфида натрия, а также растворов
нитрата алюминия и карбоната калия в осадок выпадает
одно и то же вещество?
703. Почему при действии водного раствора сульфида
натрия на раствор соли магния выделяется сероводород;
при действии растворов хлорида аммония на раствор си-
ликата натрия образуется осадок кремниевой кислоты?
704. Почему в водных растворах нельзя получить сред-
ние ацетаты олова (II),железа (III) и висмута; сульфиды
магния, алюминия и хрома (III); сульфиты олова (II),
алюминия и железа (III); средние карбонаты меди (II),
ртути, алюминия, олова (II) и железа (III); средние си-
ликаты висмута, ртути и т. д.? Какие продукты могут вы-
падать в осадок в каждом из случаев?
705. Написать в ионной форме уравнения реакций,
протекающих в водных растворах:
1) MgCl2-f-Na2CO3—>•
2) CuSO4+Na2CO3->
3) SnCl2+Na2CO3->
4) KCr(SO4)2+Na2S->
5) Pb(NO3) 24-Na2S->•
6) A1C13+(NH4)2S^
706. Какие из пар солей в водных растворах взаимно
усиливают гидролиз: FeCl3 и Na2SO3; А1(СН3СОО)3
и MgCl2; Cr2(SO4)3 и Na2S; A1(NO3)3 и ZnCl2; A1(NO3)3
и Na2S; A1(NO3)3 и Na2CO3? Написать уравнения реак-
ций, мотивирующие ответ.
707. Влияет ли порядок сливания и температура раст-
воров при получении труднорастворимых и легко гидро-
лизующихся солей на их состав? Почему при осаждении
карбонатов тяжелых металлов целесообразнее использо-
вать растворы гидрокарбонатов, а не карбонатов натрия
или калия? Существует ли при этом опасность образова-
ния кислых солей и загрязнения ими осадков?
708. Какие условия (температура, концентрация
исходных растворов, порядок их сливания) должны быть
выбраны при получении карбонатов цинка, никеля? Ка-
кой раствор, карбоната или гидрокарбоната натрия, сле-
86
дует взять при этом? Будет ли влиять на состав осадка
избыток одного из исходных растворов?
709. Чем определяется возможность гидролиза труд-
норастворимых солей? Подвергаются ли гидролизу соли
PbS, FeS, Cr2S3?
710. Почему кристаллогидрат хлорида цинка рекомен-
дуется сушить в токе хлороводорода?
711. Как зависит степень гидролиза от концентрации
раствора, температуры; введения в раствор щелочи и кис-
лоты?
712. При комнатной температуре в 0,1 М растворах
цианид натрия, ацетат натрия и цианид аммония гидро-
лизованы соответственно на 1,2; 0,007; примерно 30%.
Чем объяснить разную степень гидролиза этих солей?
713. Используя значения констант диссоциации соот-
ветствующих кислот, оценить, не проводя расчетов, какая
из солей наиболее подвержена гидролизу в водном раст-
воре:
KHCOO КСНзСОО KCN KF KNO2 КСЮ КВгО
К 2-10“4 1,8-Ю-5 510~10 Ы0~4 5 10—4 3-10-8 2 10“9
714. Написать выражения для констант гидролиза со-
лей NaClO, KCN, NH4NO3, ZnSO4) А1С13, К2СО3, Na3PO4.
715. Выразить константы гидролиза солей СиС12
и ЫагЗОз через ионное произведение воды и константы
диссоциации электролитов.
716. Вывести математические соотношения, устанав-
ливающие связь между степенью гидролиза, константой
гидролиза и концентрацией раствора для соли с одноза-
рядными катионом и анионом.
717. Вычислить константу гидролиза, степень гидро-
лиза соли и pH в 0,1 М растворе ацетата натрия.
718. Вычислить степень гидролиза соли и pH в 0,1 н.
растворе карбоната калия, учитывая только первую ста-
дию гидролиза.
719. Вычислить pH раствора, полученного при раство-
рении 2,14 г хлорида аммония в 500 мл воды. Изменением
объема при растворении можно пренебречь. Диссоциа-
цию соли считать полной.
720. Сравнить величины pH в 0,1 М растворах карбо-
ната (учитывая лишь первую стадию гидролиза) и гидро-
карбоната натрия.
87
721. Как изменится степень гидролиза, если 0,01 М
раствор ацетата натрия нагреть от 25 до 60 °C? При этих
температурах
К25°С=10_14 /<25»С j 8.10-5
rijU СПзСОиН ’ ’
К®0“С = 9>55.10-14; /(60 с = 1 54. ю-5.
722. Написать уравнения диссоциации в водном раст-
воре следующих соединений: K4[Fe (CN)6]; Кз[Ре(СЫ)6];
[Cu(NH3)4]SO4; K2[PtCl4]; [Pt (NH3) 4]C12; [Pt(NH3)2Cl2]Cl2.
723. Написать ионные уравнения реакций, идущих
е образованием комплексных соединений серебра, при
действии водных растворов NH3, KCN, Na2S2O3 на осадок
AgCl. Координационное число Ag (I) равно 2.
724. В чем состоит различие в характере диссоциа-
ции в водном растворе соединений [Ni (NH3)4]SO4 и
(NH4)2[Ni(SO4)2]?
725. Имеются водные растворы следующих веществ
одинаковой молярной концентрации: K2[Pt (NO2)J;
[Pt (NH3) 3NO2]NO2; [Pt (NH3) J (NO2) 2; Кз[Со (CN) 6];
(NH4)2[Fe(SO4)2]; [Pt(NH3)2Cl2]. Расположить эти ве-
щества в ряд по мере увеличения электропроводности их
растворов.
726. По данным химического анализа весь хлор из
CoCl2(NO3)-5NH3 осаждается в виде хлорида серебра.
Электропроводность раствора свидетельствует о дис-
социации в растворе моля вещества на 3 моль ионов.
Написать координационную формулу соединения.
727. Чем обусловливается устойчивость комплексных
ионов в растворе? Как можно объяснить, что ионы
[Co(NH3)6]3+ устойчивее [Co(NH3)6]2+; [Cu(CN)4]2r“ устой-
чивее [Си(NH3)4]2+; [A1F4]~ устойчивее [A1C1J-?
728. Написать выражения для констант нестойкости
комплексных ионов, входящих в состав следующих соеди-
нений: [Co(NH3)6]Cl3; [Co(NH3)5NO2]Cl2; K4[Fe(CN)6];
Ba[Cu(CN)3CNS].
729. Какие свойства комплексных ионов можно ха-
рактеризовать по величине их константы нестойкости?
730. Какие из перечисленных факторов оказывают
влияние на величину константы нестойкости комплекс-
ного иона: размеры частиц комплексообразователя и ли-
ганда; заряд (степень окисления) иона или атома комп-
88
лексообразователя; температура раствора; природа иона,
находящегося во внешней сфере комплекса; концентра-
ция ионов, образующихся при диссоциации комплексно-
го иона; введение в раствор одноименного иона?
731. Объяснить причины различия в значениях кон-
стант нестойкости ряда комплексных ионов:
[Ag(CN)2]~ [AgBr„]- [AgCIj]- [Ag(CH2COO)2]-
^нест 8-10-22 7,8-10-8 1,76-10-5 2,2-10-1
732. Можно ли считать, что комплексы с большой кон-
стантой нестойкости одновременно будут и термически
неустойчивыми?
733. Вычислить концентрацию ионов Cd2+ в 0,1 М
растворе [Cd(NH3)4]SO4.
734. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,01 н.
растворе K[Ag(CN)2]-
735. Концентрация каждого из комплексных ионов,
[Cu(CN)2]~, [Ag(CN)2]~, [Au(CN)2]“, в растворе соответ-
ствующей соли составляет 0,1 моль/л. В каком раство-
ре концентрация цианид-ионов наименьшая?
736. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1 М раст-
воре [Ag(NH3)2]NO3, который дополнительно содержит
1 моль/л аммиака.
737. Будет ли выпадать осадок хлорида серебра при
смешивании равных объемов 0,02 н. растворов хлорида
калия и нитрата диамминсеребра?
738. Будет ли выпадать осадок сульфида меди при
добавлении к 200 мл 0,01 М раствора IQCufCN)*] 300 мл
0,1 М раствора сульфида калия?
739. Объяснить, почему при добавлении раствора
KCNS к раствору (NH4)2SO4-Fe2(SO4)3 появляется окрас-
ка, характерная для Fe(CNS)3, а при добавлении к раст-
вору Кз[Ре(СМ)в] окраска не наблюдается.
740. Объяснить, почему при добавлении раствора
иодида калия к раствору [Ag(NH3)2]NO3 выпадает осадок
иодида серебра, а при добавлении раствора иодида калия
к раствору K[Ag(CN)2] осадок не образуется.
741. На основании расчета объяснить, почему осадок
гидроксида меди (II) растворяется в концентрированном
растворе аммиака, а сульфид меди в нем нерастворим.
742. Определить, будет ли растворяться в концентри-
рованном растворе аммиака хлорид серебра.
89
J
§ 4. Окислительно-восстановительные процессы /
743. Составить электронные и электронно-ионные
уравнения полуреакций окисления и восстановления для
следующих процессов:
1) K2S+KMnO4+H2SO4->S+MnSO4+K2SO4+H2O;
2) ЫагВОз+КгСггС^+НгЗС^-^ЫагЗСЛ+Сгг (SO4) 34-K2SO4-|-H2O.
744. Составить ионные и молекулярные уравнения
реакций, подобрать коэффициенты:
1) BiO^ + SOj~ + H+->Bi3+ + SOj“+...
2) Со2++С1О-+ОН-->Со(ОН)з+...
3) Mn07 + H2S + Н+ Мп2+ + SO2 + ...
745. Составить ионные уравнения реакций и подо-
брать коэффициенты:
1) FeSO4+KMnO4'+H2SO4->MnSO4+Fe2(SO4)3+ ...
2) Na2S+K2Cr2O7-|-H2SO4->Сг2(SO4) s-f-S-f- ...
3) Na2SO3+KMnO4+H2O-»-Na2SO4'4-MnO2+ ...
746. Закончить уравнения реакций, расставить коэф-
фициенты, выделить реакции диспропорционирования
(самоокисления-самовосстановления), внутримолекуляр-
ного окисления-восстановления и компропорционирова-
ния (межмолекулярного окисления-восстановления, когда
окислителем и восстановителем являются производные
одного и того же элемента, но в разных степенях окисле-
ния атомов):
1) КС1Оз-»-КС1+О2;
2) КСЮз->КС1+КС1О4;
3) PbS+H2CWPbSO4+H2O;
4) KI+KIO3+H2SO4^I2+ ...
5) Na2S+Na2SO3+H2SO4->-S+ ...
6) KMnO4+MnSO4+H2O->-MnO2+ ...
7) С12-ЬКОН->-КС1Оз+ ...
8) Р+КОН+НгО-^КНгРОг+РНз;
9) S+KOH^K2SH-K2SOs+ ...
10) Si+KOH+H2O-»-K2SiO3+H2;
11) КМпО4-*-К2М.пО4+МпО24-О2;
12) КМОз-’-КМОгЧ-Ог;
13) Cu(NO3)2->-CuO+NO2+O2.
д 4
747. Закончить уравнения реакции и расставить коэф-
фициенты:
1) CU2S+HNO3-►Си (NO3) 2+H2SO4-I-NO2-I- • • •
2) As2S^+HNO3+H2O->-H3AsO4-|-H2SO4+NO;
3) AgNOs—*-Ag+NO2+O2;
4) Te+NaOH->Na2Te+Na2TeO3+...
5) NO2+KOH->-KNO^4-...
6) K2MnO4+H2SO4->KMnO4+MnO2+...
748. Учитывая степени окисления атомов элементов,
оценить (не проводя расчета) возможность протекания
окислительно-восстановительных реакций между следую-
щими веществами: HNO3 (конц) и РэО5; HNO3 (конц)
и НС1О4; НВгО3 и Н3РО4; HI и H2S; NH3 и НС1.
749. Выразить эквивалентную массу через молекуляр-
ную массу для сульфата марганца (II) в реакциях
взаимодействия его со щелочью; с хлором в щелочной
среде (окисляется до КгМпО4); с персульфатом калия
в кислой среде (окисляется до НМпО4).
750. Вычислить окислительно-восстановительный экви-
валент перхлората калия, если в реакции он восстанав-
ливается до свободного хлора; до хлорида калия.
751. Определить нормальность 0,1 М раствора нитри-
та калия, если он является восстановителем, окисляясь
при этом до нитрата; если он является окислителем, вос-
станавливаясь при этом до оксида азота (II).
752. В 1 л раствора содержится 10,05 г хлорной кис-
лоты. Рассчитать нормальность раствора в реакциях
взаимодействия НСЮ4 с NaOH; с SO2 (НС1О4 восста-
навливается до НС1).
753. Вычислить эквивалентную массу FeSO4 в реак-
ции его взаимодействия с КМпО4, если известно, что на
титрование 100 мл 0,1 М подкисленного раствора сульфа-
та железа ушло 20 мл 0,1 М раствора перманганата.
754. Составить ионные уравнения химических реакций,
отвечающих окислительно-восстановительным цепям:
1) Zn/ZnSCMCuSCVCu; 3) Sn SnSO4 H2SO4 П (Pt),
2) (Pt)H2/H2SO4IIIIg2SO4 Hg; 4) Mg MgCUI NiC ,/Ni
755. Написать уравнение реакции, протекающей в
гальваническом элементе, составленном из пластин цин-
ка и серебра, погруженных в растворы их нитратов, если
растворы разделены пористой перегородкой.
91
756. Составить схемы окислительно-восстановитель-
ных цепей для осуществления электрохимическим путем
реакций:
1) Fe+Cd(NO3)2 = Fe(NO3)2+Cd; 3) Cd+Cu2+ = Cu-|-Cd2+;
2) Zn4-Fe2+ = Fe+Zn2+; 4) 2Ag++H2 = 2Ag4-2H+.
757. Составить схемы окислительно-восстановитель-
ных цепей для двух гальванических элементов, один из
которых содержит медный анод, второй — медный катод.
758. Составить схемы окислительно-восстановитель-
ных цепей для осуществления электрохимическим путем
реакций:
1) KMnO4+FeSO4-|-H2SO4->-MnSO4 4-Fe2 (S О4) 3-]-K2SO4-]-H2O;
2) КгСггОт+КгЗОз+НгЗС^-^Сгг (SO4)3l_|-K2SO4-]-H2O;
3) Нг+Ог-^-НгО.
759. Можно ли сконструировать гальванический эле-
мент, если: 1) оба различных металлических электрода
опустить в раствор одной и той же соли; 2) оба одинако-
вых металлических электрода опустить в раствор одной
и той же соли; 3) отсутствует пористая перегородка или
сифон, соединяющий оба электродных пространства?
760. Указать окислитель и восстановитель в химиче-
ской реакции, протекающей в гальваническом элементе,
составленном из погруженных в растворы солей соответ-
ствующих металлов пластин цинка и магния; цинка и же-
леза.
761. Указать направление потока электронов во внеш-
ней цепи гальванических элементов:
1) Mg/Mg(NO3)2||Pb(NO3)2/Pb; 2) Pb/Pb(NO3)2llAgNO3/Ag.
762. Какие из приведенных факторов влияют на поло-
жение металла в ряду напряжений: величина сродства
к электрону атомов; величина ионизационного потенциа-
ла атомов; энергия кристаллической решетки металла;
энтальпия гидратации ионов металла; концентрация
ионов металла в растворе?
763. В каких случаях сравнительная активность ме-
таллов может оцениваться по величинам ионизационных
потенциалов их атомов и в каких случаях — по величи-
нам стандартных потенциалов металлов?
764. Почему литий, металл химически менее актив-
ный, чем натрий и калий, в ряду напряжений стоит впе-
реди этих двух металлов?
92
765. Почему приводимые в химической литературе
разных стран значения электродных потенциалов могут
различаться по знаку?
766. Можно ли составить ряд напряжений для неме-
таллов?
767. Какие из перечисленных факторов способствуют
понижению значения электродного потенциала металла:
разбавление раствора; введение в раствор агентов, спо-
собных образовывать комплексные соединения с ионами,
содержащимися в растворе; повышение температуры
раствора?
768. Как согласуются между собой значения элек-
тродных потенциалов, вычисленные с учетом концентра-
ции ионов в растворе и активности ионов?
769. Вычислить значение электродного потенциала
водорода в воде; в 0,05 М растворе серной кислоты;
в 0,05 М растворе гидроксида калия.
770. Начертить кривую зависимости электродного по-
тенциала водорода от концентрации его ионов в растворе.
771. Составить таблицу электродных потенциалов
алюминия в растворах с активными концентрациями
А13+? 1; 0,1; 0,01; 0,0001; 0,00001 моль/л и начертить кри-
вую зависимости электродного потенциала от концентра-
ции ионов.
772. Вычислить потенциал электрода, представляю-
щего собой платиновую пластину, насыщенную водоро-
дом и опущенную в раствор кислоты с рН=3.
773. Вычислить, как изменится электродный потен-
циал цинка, если концентрация раствора сульфата цин-
ка, в который погружена цинковая пластинка, уменьшит-
ся от 0,1 до 0,01 н.
774. Вычислить кажущуюся степень диссоциации хло-
рида цинка в 0,065 М растворе, если электродный потен-
циал цинка в этом растворе равен — 0,80 В.
775. Предложить металлы для конструирования галь-
ванического элемента, который бы имел возможно наи-
большее значение э. д. с.
776. Вычислить э. д. с. гальванического элемента
Ni/NiSO4||CoSO4/Co,
если [N12+] = 0,001 моль/л и [Со2+] = 0,1 моль/л.
777. Вычислить э. д. с. концентрационного элемента,
составленного из двух водородных электродов, погружен-
ных в растворы кислот с pH = 2 и pH=4.
93
778. Рассчитать, можно ли, изменяя концентрации
ионов Fe2+ и Cd2+ в растворах, изменить на обратное на-
правление тока в гальваническом элементе
(—)Fe/Fe2+||Cd2+/Cd(+)\
779. Вычислить растворимость хромата серебра в
моль/л, используя значение электродного потенциала се-
ребра в насыщенном растворе хромата серебра, равное
0,59 В.
780. Вычислить ПР хлорида серебра по величине
электродного потенциала серебра в насыщенном раство-
ре его хлорида, равном 0,51 В.
781. Используя значения стандартных электродных
потенциалов, дайте ответы на следующие вопросы: будет
ли металлическое серебро растворяться в разбавленной
серной кислоте; какой из металлов, олово или кобальт,
будет энергичнее взаимодействовать с разбавленной со-
ляной кислотой?
782. Какие металлы (учитывая их положение в ряду
напряжений) не растворимы в воде, но могут растворять-
ся в водных растворах щелочей?
783. Почему цинк, железо и некоторые другие ме-
таллы, расположенные в ряду напряжений левее водо-
рода, не растворяются в воде?
784. Почему медь, не растворимая в чистой воде, раст-
воряется в водном растворе щелочных цианидов? Что
в данном случае играет роль окислителя?
785. Как можно двояким путем вычислить изобарно-
изотермический потенциал и константу равновесия окис-
лительно-восстановительной реакции, протекающей в
гальваническом элементе?
786. Вычислить изобарно-изотермический потенциал
реакции, протекающей при стандартных условиях в галь-
ваническом элементе
Fe/Fe2+||Cu2+/Cu.
787. Вычислить константу равновесия реакции, про-
текающей при стандартных условиях в гальваническом
элементе
Mg/Mg2+||Ag+/Ag.
788. Используя значения электродных потенциалов
металлов, оценить, обратимы ли реакции:
1) Fe+CdSO4 = Cd+FeSO4;
2) Zn+CdSO4 = Cd+ZnSO4.
94
789. Как зависит величина окислительно-восстанови-
тельного потенциала от концентрации окисленной и вос-
становленной форм?
790. Вычислить значение окислительно-восстанови-
тельного потенциала системы
Сг3++е Сг2+
для случая, когда [Сг2+] = 0,01 моль/л и [Сг3+]=
= 0,001 моль/л.
791. Объяснить, как и почему изменяется величина
окислительно-восстановительного потенциала системы
Со3+4-е=Со2+
при введении в раствор цианид-иопов.
792. На примере системы
МпО7 + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н2О
проанализировать, как зависит величина окислительно-
восстановительного потенциала от pH раствора, для чего
вычислить значения потенциала в растворах с pH, рав-
ным .Т, 3; 1. Концентрации ионов МпОГ и Мп2 при-
нять равными 1 моль/л.
793. Как будет влиять понижение pH раствора на ве-
личину окислительно-восстановительного потенциала си-
стем:
1) Сг2О2- + 14Н+ Н бе = 2Сг3 4- 7Н2О,
2) Sn4+4-2e=Sn2+;
3) СгО|“ 4- 2Н2О 4- Зе = СгО^ 4- 4ОН“?
794. Как зависят значения окислительно-восстанови-
тельных потенциалов кислорода в кислой и щелочной
средах от pH раствора?
795*. Сравнить окислительную способность ряда кис-
лородных соединений марганца, использхя значения стан-
дартных окислительно-восстановительных потенциалов:
МпО7 4-8Н+ 4-5е = Мп2+4-4НаО Е 1,51В,
МпО|“ 4-4Н+4-2е - МпО, 4-2Н2О Е° 2,26 В,
МпО74-411+4-Зе МпО84-2Н,О Е 1,69 В;
МпО7 4- 2НаО 4- Зе MnOt4-4OH- Е 0,60 В,
* Все вопросы, ответы на которые треб) ют использования стан-
дартных окислительно восстановительных потенциалов, предполагают
характеристику веществ и реакций в стандартных условиях
95
MnO2+4H++2e=Mn2++2H2O £°=1,23 В;
MnO2+2H2O+2e=Mn(OH)2+2OH- £°=-0,05 B.
796. Сравнить, используя значения стандартных окис-
лительно-восстановительных потенциалов, восстанови-
тельную способность в ряду двухзарядных ионов: Со2+,
Сг2+, Fe2+, Mn2+, Pb2+, Sn2+.
797. Какое из соединений, дихромат калия, диоксид
свинца в кислой среде или азотная кислота, является бо-
лее сильным окислителем?
798. Какое из веществ, хлорид олова (II) или хлорид
хрома (II), обладает более сильными восстановитель-
ными свойствами в кислой среде?
799. Сравнить окислительную способность следующих
соединений железа (III): FeCI3; Ks[FeCN)6]; Fe(OH)3.
800. Может ли перманганат калия окислить в кислой
среде производные Cr (III) до Сг (VI)?
81)1. Можно ли с помощью свободного хлора окислить
бромид-ионы до свободного брома; до гипобромит-ионов;
до бромат-ионов?
802. Подобрать восстановитель и среду для перевода
ионов Сг2О?“ в Cr3+; Sn4+ в Sn2+; РЬОз- в PbOf-.
803. Подобрать окислитель и среду для перевода
иодид-ионов в ионы Ю~; ЮГ; в 12.
804. Проанализировать возможность взаимодействия
ионов СЮГ и МпОГ; С1ОГ и МпОГ; С1ОГ и МпО|~.
805. Может ли концентрированная азотная кислота
окислить свободный хром до ионов Сг2О7-; свинец — до
РЬО2; олово — до SnO2?
806. Может ли дихромат калия окислить в растворе
оксид азота (II) до азотной кислоты?
807. Может ли сульфат железа (II) окисляться до
сульфата железа (III) под действием кислорода в кис-
лой и щелочной средах?
808. Чем объяснить, что перманганат способен в раст-
ворах с pH=54-6 окислять иодиды (но не бромиды и
хлориды), в растворах с рН=3 — иодиды и бромиды (но
не хлориды) и только в растворах с рН<3 — хлориды?
809. Пользуясь значениями стандартных окислитель-
но-восстановительных потенциалов, определить направле-
ние следующих окислительно-восстановительных реакций:
1) 2Fe2+ + 2Hg2 + = 2Fe3+ + Hg|+;
96
2) 5Fe2 + + МпО^ + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O;
3) 5Co2+ + MnO7 + 8H+ = 5Co3+ + Mn2+ + 4H2O.
810. Можно ли использовать PbO2 в качестве окисли-
теля для осуществления в стандартных условиях реакций*
1) 107 + ЗН2° — 2е = Н5Юв + Н+;
2) Мп2+ + 4Н2О — 5е = МпО^ + 8Н+;
3) Со2+—е=Со3+;
4) 2Сг3+ + 7Н2О — бе = Сг2О2~ + 14Н+.
811. Определить направление, в котором будет проте-
кать реакция
6Вг- (р) + 107 (Р) + 6Н+ (Р) = ЗВг2 (ж) + 1-(р) + ЗН2О (ж),
если концентрация [Вг~] = 0,1 моль/л; [Вг2]=1 моль/л;
[I-] = 0,1 моль/л; [ЮГ] = 0,001 моль/л, а pH раствора
равен 1.
812. Определить направление окислительно-восстано-
вительной реакции
2Со3+4-РЬ2+=2Со2++РЬ4+,
если концентрации [Со3+]= 1 • 10~4 моль/л; [Со2+]=
= 1-10~2 моль/л; [Pb2+]= 1 • 10-6 моль/л; [РЬ4+]=
= 1-10г-2 моль/л.
813. Э. д. с. реакции
Сг2+ (р)-+Fe3 + (р) = Cr>+ (р) 4-Fe2+ (р)
при стандартных условиях составляет 1,178 В. Вычислить
значение константы равновесия и оценить, будет ли про-
цесс обратимым.
814. В стандартных условиях реакция
i Fe2+4-l/2Cl2=Fe3+4-CI-
в растворе идет слева направо. Можно ли, изменяя кон-
центрации веществ в растворе, изменить направление
реакции на обратное?
815. В какую сторону сместится при увеличении pH
раствора равновесие:
1) Na2SO3+Br2H-H2O=Na2SO4+2HBr;
2) ЗК2МПСЦ+2Н2О=MnO2+2KMnO4-HKOH;
3) K2CraO7'-|-7I I2SO4-|-6KI - 4K2SOA-|-Cr2 (SO*)34-ЗЫ-7Н3О’
4 Зак. 440
97
816. Какой наиболее вероятный продукт образуется
при окислении ионов Мп2+ в кислой среде под действием
хлора, если концентрации веществ в растворе равны
1 моль/л?
817. Определить, возможно ли количественное окисле-
ние иодид-ионов до свободного иода дихромат-ионами
в кислом растворе.
818. Оценить, в какой мере протекает окисление
иодида калия в щелочном растворе под действием хлора.
819. Можно ли характеризовать реакции, протекаю-
щие в твердой или газообразной фазе, используя окисли-
тельно-восстановительные потенциалы?
820. В каких случаях при электролизе водных раство-
ров солей на катоде выделяется водород, а на аноде —
кислород?
821. Какие процессы протекают на платиновых элек-
тродах при электролизе водных растворов ортофосфор-
ной кислоты; соляной кислоты; гидроксида калия; двой-
ного сульфата калия и хрома (III)?
822. Как изменяются концентрации хлорида и суль-
фата калия после пропускания электрического тока через
раствор, содержащий эти соли?
823. Одинаковыми ли будут продукты электролиза
водных растворов солей: хлоридов калия и бария; нитра-
та натрия и сульфата магния; сульфата и нитрата меди;
бромида и сульфида натрия; нитрата ртути и нитрата
серебра?
824. Написать ионно-электронные уравнения реакций,
протекающих на электродах при электролизе водных
растворов сульфата никеля (электроды угольные и ни-
келевые); хлорида меди (электроды угольные и медные);
нитрата цинка (электроды платиновые и цинковые).
825. Чем обусловлено явление перенапряжения при
разряжении ионов на электродах?
826. Электролизу подвергается расплав бромидов цин-
ка, меди (И) и висмута. В какой последовательности вос-
станавливаются металлы, если концентрация каждого из
ионов в расплаве равна 1 моль/л и электродные потен-
циалы металлов в расплаве бромидов равны: £zn/zn2+ =®
= — 0,50 В; £cu/cu2+= — 0,06 В; £bi/bi3+ = 0,19 В?
827. Водный раствор содержит смесь нитратов ме-
ди (II), железа (II) и свинца (II) одинаковой концен-
трации. В какой последовательности будут выделяться
металлы при электролизе раствора?
98
828. Имеется раствор, содержащий ионы кобальта,
никеля и молибдена, концентрации которых равны:
[Со2+] = 1 моль/л; [Ni2+] = 1 • 10-2 моль/л и [Мо34-] =
= 1 • 10-6 моль/л. В какой последовательности будут выде-
ляться металлы при электролизе раствора?
829. Написать уравнения реакций, протекающих в ка-
тодном и анодном пространствах при электролизе креп-
кой азотной кислоты.
830. Написать уравнения реакций, протекающих в ка-
тодном и анодном пространствах при электролизе разбав-
ленного и насыщенного растворов гидросульфата натрия.
831. Написать уравнения реакций, протекающих в ка-
тодном и анодном пространствах при эпектролизе раст-
воров хлората калия, манганата калия.
832. Вычислить процентную концентрацию раствора,
образовавшегося в результате электролиза 400 мл 10° -
ного раствора гидроксида натрия (р=1,1 г/см3), если
известно, что при этом выделилось 56 л (при н. у.) кис-
лорода.
833. 10 г гидроксида калия, содержащего примесь хло-
рида калия, растворены в воде, и раствор подвергнут
электролизу. При этом на аноде выделилось 224 мл (при
н. у.) хлора. Вычислить процентное содержание примеси
в гидроксиде кадия, считая электролитическое разложе-
ние веществ полным.
834. Через 2 л 6 %-ного раствора (р = 1,05 г см3) гид-
роксида калия пропущен электрический ток. В результа-
те концентрация раствора изменилась (увеличилась или
уменьшилась?) на 2%. Какие вещества и в каких коли-
чествах выделились при этом на электродах?
Глава IV
s- и р-ЭЛЕМЕНТЫ
§ 1. Гелий и p-элементы VIII группы
835. Составить общую характеристику химических
свойств элементов подгруппы гелия с учетом следующих
факторов: электронной структуры атомов; валентных воз-
можностей и степеней окисления атомов; радиусов ато-
мов; ионизационных потенциалов атомов; наиболее ха-
рактерных типов связей; химической активности простых
веществ; основных типов химических соединений.
4*
99
836. Учитывая закономерность в изменении энергии
межмолекулярного взаимодействия в ряду инертных га-
зов, оценить, какой из газов имеет самую низкую темпе-
ратуру сжижения.
837. Объяснить закономерность в изменении величин
энтальпии испарения веществ ряда гелий — радон:
Не Ne Ar Кг Хе Rn
Д/7°сп, кДж/моль 0,092 1,84 6,27 9,66 13,67 17,97
838. Как объяснить тот факт, что при сравнительно
монотонном увеличении вандерваальсовских радиусов
атомов (га) в ряду гелий — радон межатомные расстоя-
ния (d) в кристаллах этих веществ и молярные объемы
(V) веществ в жидком состоянии изменяются немоно-
тонно:
Не Ne Аг Кг Хе Rn
гв, нм 0,14 0,154 0,188 0,202 0,216 0,22
d, нм 0,357 0,32 0,382 0,394 0,436 —
V, см3/моль 31,7 16,8 24,2 32,2 48,6 55,5
839. На различии каких свойств веществ базируются
основные принципы разделения инертных газов?
840. Можно ли гидраты аргона и других инертных га-
зов, например Дг-6Н2О, Хе-6Н2О и т. д., отнести к числу
химических соединений?
841. Являются ли химическими соединениями следую-
щие вещества: Хе-2С6Н5ОН; Хе-2СбН5СН3; Ип-2СбН5ОН?
842. Чем обусловлено повышение устойчивости клат-
ратов в ряду аргон — ксенон?
843. Как можно объяснить, что аргон, криптон, ксенон
и радон, имеющие одинаковые конфигурации внешнего
электронного слоя атомов, различаются по способности
к образованию химических соединений и их количествен-
ному составу?
844. Чем объяснить, что атомы криптона, ксенона и
радона в своих соединениях проявляют лишь четные сте-
пени окисления?
845. Как объясняют теории ВС и МО возможность
существования частиц НеН, НеН+, HeF, Het? При каких
условиях возможно их образование?
846. Почему химия криптона, ксенона и радона — это
в основном химия фторидных и кислородных соединений?
100
Чем объяснить, что криптон и его аналоги не образуют
гомонуклеарных молекул Э2 и хлориды этих элементов
мало устойчивы?
847. Энергия химической связи Хе — F в ряду фто-
ридов XeF4— XeFe изменяется следующим образом:
133—138 (XeF4), 125 (XeF6), 100 кДж/моль (XeFe). Как
изменяется термическая устойчивость этих фторидов?
848. Чем объяснить разную химическую активность
изоэлектронных молекул F2 и атомов Аг (те и другие со-
держат по 18 электронов)?
849. Известны ли соединения ксенона с решеткой ион-
ного типа?
850. Чем обусловлены сильные окислительные свой-
ства фторидов ксенона?
851. Какие продукты получаются при взаимодействии
XeF4 и Н2; XeF4 и Na; XeF4 и Н2О; XeFe и SiO2?
852. Закончить уравнения реакций:
1) Pt+XeF4+HF->H2[PtF6H-...
2) KI+XeF4->
3) ХеОзЧ-Оз+КОН^
4) ВагХеОв-»-
853. Газообразные молекулы НеН энергетически
устойчивы относительно Не и Н, но нестабильны относи-
тельно Не и Н2. Объяснить этот факт.
854. Ксенон может образовать кислоту Н4ХеОб, кото-
рая до сих пор мало изучена. Какой, сильной или слабой,
должна быть эта кислота?
855. Как можно объяснить пространственное строение
следующих молекул: молекула ХеО4 имеет тетраэдриче-
скую форму; XeF4 — форму плоского квадрата; XeF2 —
линейную форму?
856. При образовании атомов гелия из атомов водо-
рода и протонов дефект массы составляет 0,03037 г/моль.
Рассчитать энергию, эквивалентную этой массе, в
кДж/моль. Сравнить ее с энергией химических превраще-
ний (101—102 кДж/моль).
§ 2. Водород
857. Сопоставив ионизационные потенциалы, сродство
к электрону, электроотрицательность, характерные типы
химических связей и общие физические свойства водоро-
101
да и p-элементов VII группы, а также водорода и s-эле-
ментов I группы, оценить, насколько обосновано включе-
ние водорода в VII и I группы Периодической системы.
858. В чем причина уникальности свойств водорода
и отсутствия элементов — аналогов его?
859. Какие валентности и степени окисления харак-
терны для водорода? Определить степень его окисления
в ионах HF7, ВН7, NH^.
860. Химические связи каких типов образуют атомы
водорода в газообразных, полимерных и металлических
гидридах?
861. В виде каких ионов может входить водород в со-
став ионных соединений?
862. Как объяснить с учетом величины ионизацион-
ного потенциала невозможность образования ионов Н+
в составе химических соединений? При каких условиях
существуют ионы Н+?
863. Могут ли молекулы, атомы или ионы водорода
выступать в роли донора или акцептора; входить в коор-
динационную сферу как лиганды или комплексообразо-
ватель?
864. Какие из форм, в которых может находиться во-
дород, Н, Н+, Н“, Н2, Нг, НГ, Нз", стабильны при стан-
дартных условиях в виде изолированных частиц; в со-
ставе химических соединений?
865. Какие известны формы водорода, различающиеся
взаимной ориентацией спинов ядер атомов в молекулах?
Способны ли эти формы водорода к сосуществованию
и взаимному переходу?
866. Чем обусловлены низкие температуры плавления
и кипения водорода (соответственно —259,1 и —252,6°C)?
Правильно ли утверждение, что водород — это вещество
с самой низкой температурой плавления?
867. Используя приведенные стандартные энтальпии
образования ряда гидридов, оценить, с какими из пере-
численных веществ, углеродом, кремнием, азотом, фос-
фором, серой, медью, мышьяком, водород не может не-
посредственно взаимодействовать:
сщ
ДЯ298 обр* кДж/моль —74,78
СиН
ДЯ298 обр* кДж/моль 296,78
102
SIH4 nh8 РН8 H.S
83,6 —45,98 17,14 —20,06
AsH8
171,38
868. Может ли молекулярный водород проявлять
окислительные свойства?
869. Как могут быть классифицированы по строению
и свойствам гидриды элементов Периодической системы?
870. В каком из перечисленных гидридов, LiH, ВеН2,
ВН3) СН4, NH3, Н2О, HF, связь Э—Н имеет наибольшую
степень ионности? Какую зависимость можно проследить
между термической устойчивостью указанных гидридов
и степенью ионности связи в них?
871. Объяснить закономерность изменения энергий
(Е) химической связи Э—Н в следующих рядах гид-
ридов:
Li—Н Ве-Н в-н с-н N-H о-н F-H
Е, кДж/моль 234 220 ±30 288 414 389 460 560
Na—Н Mg—н AI-H Si-H Р-Н S-H С1-Н
Е, кДж/моль 196 213 + — 20 280 309 263 342 426
872. Какой из гидридов термически наиболее устойчив:
LifAlHJ; NalAlHJ; К[А1Н4]; CslAlHJ?
873. Какого типа реакции могут протекать при раство-
рении гидридов металлов и неметаллов в воде?
874. По значениям энергий связей участвующих в ре-
акции веществ вычислить изменение энтальпии реакций:
н2 (г) +Fa (г) = 2HF(г): н2 (г)+12(г) = 2HI (г).
875. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ (пренебрегая зависимостью теплового эффекта
реакций горения от температуры) расположить в ряд гид-
риды бора, кремния, фосфора, селена, серы и углерода
в порядке их значимости как топлива с точки зрения ве-
личины теплоты сгорания на единицу массы (I кг): 1)для
воздушно-реактивных двигателей, где топливо представ-
ляет собой лишь одно горючее; 2) для ракетных двигате-
лей, где топливо состоит из горючего и окислителя (кис-
лорода).
876. В ракетных двигателях можно использовать ре-
акции
Н2 (г) +F2 (г) - 2HF(r); 2На (г) +Оа(г) -2Н1О(г).
Рассчитать тепловой эффект (на 1 кг смеси) при стан-
дартных условиях для каждой из реакций и сравнить
такие смеси по их эффективности. С учетом полученных
данных и свойств начальных и конечных продуктов оце-
нить перспективность использования каждой смеси.
103
877. Какие из перечисленных свойств водорода обус-
ловливают перспективность его использования в качестве
горючего для ракетных двигателей: широкое распростра-
нение в природе; простота производства; нетоксичность
водорода и продуктов его сгорания; низкие молекулярные
массы продуктов сгорания; большая теплотворная спо-
собность и низкие температуры плавления и кипения?
878. Оценить термодинамическую возможность вос-
становления металлов из приведенных оксидов при дей-
ствии водорода:
^298 обр’ кДж/моль ^298 обр кДж/моль
СиО —154,7 тю. —942,6
РЬО —219 А12О3 — 1673,6
FeO —268,8 Н2О (ж) —285,5
MgO —600 Н2о (г) —241,6
879. Атомная масса природного водорода состав-
ляет 1,00797. Этот водород является смесью изотопов
Н (А = 1,00782) и ?D (А = 2,01410). Каков процент дей-
терия в природном водороде?
880. Какие из реакций, схемы уравнений которых при-
ведены ниже, лежат в основе технических методов полу-
чения водорода:
электролиз
1) Н2О------->Н2 + О2;
2) Н2О---—+Н2 + О2;
t
3) СН4-------> С + Н2;
t кат
4) СН4 4- О2-» СО2 Н2;
5) Fe + H2O-t Fe3O4 + Н2;
t
10) МеНд. -> Me + Н2;
t
11) С + Н2ОСО + Н2;
t
12) СН4 + Н2О -> СО + Н2?
6) Me + Н2О—> Me (ОН)Х + Н2;
7) Me + Н2 SO4---> Me (SO4)X -j- H2;
8) Me + KOH (p)----> К [Me (OH) J + H2;
9) Si + KOH + H2O —> K2SiO3 + H2:
881. Какие из перечисленных свойств водорода вызы-
вают необходимость соблюдения особых мер предосто-
рожности при работе с ним: малая молекулярная масса
и малая плотность; высокая диффузионная способность
104
молекул; взрывоопасность смеси с кислородом; сильная
восстановительная активность; способность при нагрева-
нии реагировать с активными металлами? В чем состоят
меры предосторожности при работе с водородом?
882. Почему смесь водорода и кислорода, взятая в со-
отношении 2: 1, взрывоопасна, а смеси со значительно
большим или меньшим (>67 или <6 объемных %) со-
держанием водорода не взрываются?
883. Оценить примерно температуру, выше которой
термодинамически возможен процесс диссоциации моле-
кулярного водорода на атомы.
884. По величине ионизационного потенциала водо-
рода и энергии химической связи в его молекуле вычис-
лить величину энтальпии образования газообразного
иона водорода.
885. В каком из случаев быстрее обесцветится раствор
перманганата:
1) KMnO4-]-H2+H2SO4->MnSO4-|-K2SO4i-]-H2O;
2) KMnOi+Zn-^SOi-^MnSOi-H^SOi+ZnSOi+bW?
886. Можно ли сушить водород концентрированной
серной кислотой?
887. При электролизе растворов каких из перечислен-
ных солей может выделяться водород: FeSO4, Zn(NO3)2,
СаС12, Ba(NO3)2, FeCl3, Ga(NO3)3, Pb(CH3COO)2?
888. Как можно из тяжелой воды получить DC1,
D2SO4, D2O2, ND3?
§ 3. р-Элементы VII группы
889. Проанализировать закономерности в изменении
радиусов атомов, ионизационных потенциалов, сродства
к электрону, электроотрицательности атомов, а также
энергии химической связи и термической устойчивости
молекул Э2 в ряду галогенов.
890. Почему при сходстве в конфигурации внешнего
электронного слоя атомов всех галогенов фтор в отличие
от остальных галогенов не проявляет переменной валент-
ности?
891. Как можно объяснить, что бром и астат в степени
окисления 4-7 образуют малостабильные соединения?
Сравнить в этом плане бром и астат с хлором и иодом.
105
892. Какие степени окисления характерны для атомов
галогенов? Почему в отличие от остальных галогенов для
фтора не характерны положительные степени окисления?
893. Как можно объяснить, что для атомов хлора, бро-
ма и иода более характерны нечетные степени окисления,
чем четные?
894. Расположить галогены в порядке повышения ста-
бильности соединений, образуемых атомами в высших и
низших степенях их окисления.
895. Вычислить по приведенным значениям иониза-
ционных потенциалов (/) и сродства к электрону (е) для
водорода и галогенов электроотрицательность галогенов,
приняв электроотрицательность водорода равной 2,1:
н F С1 Вг I
I, эВ 13,6 17,43 13,01 11,84 10,45
е, эВ 0,8 3,62 3,82 3,54 3,24
В чем ограниченность такого метода расчета?
896. Могут ли атомы галогенов образовывать ионные,
полярные, ковалентные связи? Как согласуется эта спо-
собность атомов с величинами их ионизационных потен-
циалов и сродства к электрону? Какие связи, ковалент-
ные, полярные или ионные, образуются в молекулах C1F,
BrF, CIBr, IBr?
897. Расположить в ряд по мере увеличения степени
ионности следующие связи: С1—Н, С1—Cl, С1—Br, С1—S,
С1—Р.
898. Чем обусловлена способность атомов галогенов
выступать в роли «мостиков» в полимерных галогенидах
и многоядерных комплексах?
899. Могут ли атомы, ионы или молекулы галогенов
входить в координационную сферу комплексных соеди-
нений?
900. Почему молекулы галогенов не содержат более
двух атомов, хотя известны ионы 1з"?
901. Как можно с позиций теории ВС и МО объяс-
нить низкие значения энергий связей в молекулах галоге-
нов и особенно низкую энергию связи в молекуле F2?
902. Среди всех галогенов фтору присущ ряд особен-
ностей: аномально низкие значения энергии сродства
к электрону и энергии связей F—F; плавиковая кисло-
та в отличие от остальных галогеноводородпых кислот
слабо диссоциирует в растворе; температуры кипения
106
и плавления HF аномально высоки; суще твуют устойчи-
вые дифториды, в то время как ионы НЭ7 других гало-
генов нестабильны; фториды серебра в отличие от других
галогенидов серебра хорошо, а фториды кальция и бария,
наоборот, труднорастворимы. Чем обусл влены эти осо-
бенности фтора?
903. Степень термической диссоциации м лекул хло-
ра, брома и иода при 1000 К и стандартном давлении со-
ответственно равна 3,5* 10~*, 2,3-1СН и 2,8-10-2. Вычис-
лить константы равновесия этих процессов. Какие вы-
воды относительно прочности связей в молекулах галоге-
нов можно сделать, используя константы дисс циации
молекул при указанных условиях?
904. Как объяснить разное агрегатное состояние гало-
генов при стандартных условиях и наблюдаемую законо-
мерность в изменении температур плавления и кипения
при переходе от фтора к астату?
905. В чем проявляются признаки металличн сти в
физических и химических свойствах иода? Обладают ли
металлическими свойствами астат и бром?
906. В каких из перечисленных соединений иода
можно допустить существование его в катионной форме:
ШО3,1(NO3)3, IPO4, IF,?
907. Чем объяснить, что бром и иод лучше раствори-
мы в органических растворителях, чем в воде?
908. Какие меры предосторожности необходимо соб-
людать при работе с фтором; хлором? Какие из перечис-
ленных мер необходимо соблюдать при работе с бромом*
работу проводить в вытяжном шкафу; остерегаться вды-
хать пары брома; беречь глаза от паров брома, работать
в перчатках; работать в очках; иметь противогаз, в случае
вдыхания паров брома — нюхать разбавленный раствор
аммиака; дышать свежим воздухом?
909. Взрывоопасны ли смеси фтора и водорода; фтора
и кислорода; фтора и хлора; хлора и водорода; хлора
и кислорода?
910. С учетом величин ионизационных потенциалов,
сродства к электрону и энергии связей в молекулах гало-
генов объяснить характер изменения химической актив-
ности свободных галогенов в ряду фтор астат?
911. Почему некоторые реакции с бромом, как, напри-
мер, реакция взаимодействия брома с порошкообразным
алюминием, протекают энергичнее, чем с хлором?
107
912. Как и почему изменяется окислительная способ-
ность свободных галогенов в ряду фтор — астат? Могут
ли они проявлять восстановительные свойства?
913. Если аналогично ряду активностей металлов со-
ставить ряд активностей неметаллов, то в какой последо-
вательности должны располагаться в нем галогены?
914. Пояснить, почему меньшее, чем у хлора, значение
сродства к электрону у фтора не противоречит следую-
щим фактам: фтор — наиболее активный неметалл; эф-
фективный заряд атома фтора в соединениях более отри-
цателен, чем в аналогичных соединениях хлора; связь
Н—F более полярна, чем связь Н—С1?
915. Пользуясь стандартными окислительно-восстано-
вительными потенциалами, рассчитать константы равно-
весия и оценить полноту протекания следующих реакций:
1) Вг2(ж)+21-(р) =2Вг-(р) + 12(т);
2) С12(г)+21-(р)=2С1-(р)'+12(т);
3) ЗС12 (г) + I- (р) + ЗН2О (ж) = 6С1- (р) + 10^ (р) + 6Н+ (р).
916. Справедливы ли схемы уравнений реакций:
Г2+Н2О=НГ+НГО; Г2+2КОН = КГ+КГО+Н2О
для всех галогенов и при разных температурах?
917. Чем объяснить, что фтор энергичнее остальных
галогенов взаимодействует с водородом; что фтор практи-
чески не реагирует при обычной температуре с медью, ни-
келем, магнием, хотя менее активные металлы в этих
условиях могут легко превращаться во фториды?
918. Исключительная химическая активность фтора
может быть проиллюстрирована способностью его реаги-
ровать с таким устойчивым веществом, как диоксид крем-
ния: аморфный SiO2 в атмосфере фтора самовоспламе-
няется. Привести термодинамическое обоснование воз-
можности протекания этой реакции.
919. Можно ли по величинам электроотрицательности
элементов оценить, какая из двух реакций:
3/2F2 (г)'+Р (т) = PF3 (г); 3/2С12 (г)+Р (т) = PC 13 (г)
более экзотермична? Сравнить полученный вывод с выво-
дом, сделанным на основе учета Д/Уаэв этих реакций.
920. Какие химические реакции могут протекать, если
через раствор бромида натрия пропустить газообразный
фтор?
108
921. Каким из перечисленных способов можно увели-
чить скорость взаимодействия хлора с некоторым жидким
веществом: освещением смеси видимым светом; увеличе-
нием концентрации хлора; увеличением объема жидко-
сти; механическим перемешиванием жидкости; увеличе-
нием объема всей системы хлор — жидкое вещество;
введением в систему инертного газа; введением в систе-
му твердого вещества; введением в систему другой инерт-
ной жидкости; нагреванием всей смеси?
922. Закончить уравнения реакций:
1) С12+Са(ОН)2->
2) С12+КОН->
3) С12+ВГ2+НгО->-
4) С12'-Н2+Ва(ОН)2+
5) 12+Вг2+Н2О->
6) С12+К1+КОН->
7) 12Ч-Н2О2->
8) Cl2+FeCl3+NaOH->Na2FeO44- ...
9) Br2+KCrO2+KOH->K2CrO4+ ...
10) I2+H2SO3+H2O->H2SO4+...
923. Как можно объяснить, что золото, не взаимодей-
ствующее на холоде с водой и сухим хлором, способно
взаимодействовать с влажным хлором?
924. Используя окислительно-восстановительные по-
тенциалы, определить термодинамическую возможность
протекания при стандартных условиях следующих ре-
акций:
1) 2NO+2H2O+C12=2HNO2+2HC1;
2) 2NO+2H2O+Br2 = 2HNO24-2HBr;
3) 2NO+2H2O+I2=2HNO2+2HI.
925. Какие из реакций, схемы которых приведены
ниже, лежат в основе промышленных и лабораторных
методов получения свободных галогенов: 1) 2Г~—при
электролизе расплава; 2) 2Г~—при электролизе раст-
вора; 3) 2Г~ -+ Г2 при химическом окислении; 4) ГОГ -* Га
при химическом восстановлении?
926. Закончить уравнения реакций:
1) КМпО4+НС1->-
2) МпО2+НС1->
3) РЬО2+НС1->
4) Са(С1О)2'+НС1->
5) КС1О34-НС!->
6) К2Сг2О7+НС1->СгС13+...
7) KBr+KMnO44-H2SO4->MnSO4+ ...
8) NaI+K2Cr2O7+HCI(pa36)-*CrCl3+ ...
927. В промышленных условиях для получения брома
используют озерную и морскую рапу, щелоки от перера-
ботки калийных солей и буровые воды, содержащие бро-
миды. С помощью каких веществ бром выделяют из этих
продуктов?
109
928. Учитывая приведенные характеристики галогено
водородов: HF НС1 НВг HI
ДЯ298 обр» кДж/моль —268,4 —92,79 —35,95 25,92
Ен—г» кДж/моль 561,37 427,19 359,9 294,3
®дисс» % (0»1н., 25° С) 8 92,6 93,5 95
дип. момент, D 1,91 1,08 0,82 0,38
объяснить понижение термической устойчивости и увели-
чение силы кислот в ряду HF—HI.
929. Объяснить характер изменения температур плав-
ления и кипения, а также теплот испарения в ряду гало-
геноводородов.
930. Как и почему изменяется восстановительная спо-
собность в ряду галогеноводородов? Можно ли использо-
вать фтороводород в качестве восстановителя?
931. Написать уравнения реакций взаимодействия
кристаллических NaF, NaCl, NaBr и Nal с концентриро-
ванной серной кислотой и объяснить причину различия
в характере протекающих при этом процессов.
932. Что происходит с иодоводородной кислотой на
воздухе? Сравнить поведение в этих условиях соляной
и плавиковой кислот.
933. Почему для получения хлора используют концен-
трированную соляную кислоту и твердый перманганат
калия? Можно ли использовать для этой цели растворы
разбавленной соляной кислоты и перманганата?
934. Почему способность к образованию водородных
связей быстро падает в ряду молекул HF—HI?
935. Какие из приведенных фактов можно объяснить
образованием водородных связей: водород и фтор реаги-
руют в темноте; водород и хлор реагируют при освеще-
нии; температура кипения и плавления фтороводорода
выше, чем хлороводорода; плавиковая кислота — слабая,
в то время как соляная—сильная; плавиковая кислота
кроме фторидов образует устойчивые дифториды, соля-
ная — стабильных дихлоридов не дает; хлороводород в
химических реакциях может обладать восстановитель-
ными свойствами, фтороводород восстановителем не
является?
936. Насколько применим к отдельным галогеноводо-
родам каждый из общих принципов их получения: синтез
из простых веществ; действие кислоты на галогениды ме-
110
таллов; гидролитическое разложение галогенидов неме-
таллов?
937. Какие химические реакции лежат в основе про-
мышленных и лабораторных методов получения фторово-
дорода? Из какого материала изготавливается аппара-
тура для его получения?
938. Почему для получения хлороводорода пользуют-
ся концентрированной серной кислотой и твердой пова-
ренной солью? Можно ли в качестве исходных веществ
взять хлорид калия и концентрированную азотную кис-
лоту; раствор поваренной соли и разбавленную серную
кислоту?
939. Написать схему цепной реакции получения хло-
роводорода. Какую роль в ней играет освещение? Может
ли цепной процесс взаимодействия Н2 и С12 иницииро-
ваться под действием рентгеновских лучей?
940. Почему формулу плавиковой кислоты записы-
вают как HF и как H2F2?
941. В чем заключается своеобразие химических свя-
зей в ионе HF7? Почему малостабильны ионы НОГ?
942. Почему жидкий фтороводород не проводит элек-
трический ток, а раствор фтороводорода в воде и раствор
фторида калия во фтороводороде проводят?
943. Какие частицы присутствуют в растворах сер-
ной, хлорной, азотной кислот, если растворителем их
является жидкий фтороводород?
944. Чем объяснить, что электролитическая и терми-
ческая диссоциации молекул HF характеризуются раз-
ным по знаку энергетическим эффектом:
HF(p)=H+(p)+F-(p) ДЯ°98 = —13,33 кДж/моль;
HF(r)=H(r)+F(r) ДЯ’98 = 561,4 кДж/моль?
945. Построить график зависимости степени ионности
химической связи в молекулах галогеноводородов от раз-
ности электроотрицательности галогена и водорода, если
известно, что степень ионности связи в HF, HG1, НВг
и HI соответственно равна 60; 20; 11 и 4%. Проанализи-
ровать полученную зависимость.
946. Сосуд заполнили сухим хлороводородом при нор-
мальных условиях, затем горло сосуда опустили в воду,
и вода по мере растворения хлороводорода заполнила
целиком сосуд. Вычислить процентную концентрацию по-
лученного раствора соляной кислоты.
111
947. Используя термодинамические характеристики,
рассчитать приблизительную температуру, начиная с ко-
торрй становится возможной реакция получения хлоро-
водорода согласно уравнению
2С12+2Н2О = 4НС1+О2.
Как будет влиять повышение температуры и давления на
смещение этого равновесия?
948. Как изменится давление в системе, первоначаль-
но содержащей бромоводород и кислород, если к момен-
ту наступления равновесия
4НВг(г)+О2(г) =2Н2О(г)+2Вг2(г)
прореагировало 10% исходного количества кислорода,
а равновесные концентрации [НВг] = 0,6 моль/л; [О2] =
= 0,36 моль/л?
949. По энергиям связей Н—Н, С1—С1 и стандартной
энтальпии образования НС1 определить энергию связи
Н—С1. Сравнить полученную величину с табличным зна-
чением. Объяснить возможные причины различия.
950. Используя термодинамические данные, оценить,
обратимы ли в стандартных условиях реакции:
Га+Н2=2НГ(Г=Р, Cl, Br, I).
951. При 298 К константа равновесия реакции
Н2(г)+12(г)=2Н1(г)
равна 808. Вычислить процент разложения HI при этих
условиях.
952. При некоторой температуре плотность фторово-
дорода по водороду равна 14. Считая, что при этой темпе-
ратуре фтороводород состоит из молекул HF и (НЕ)г,
вычислить процентное содержание этих форм.
953. Вычислить pH 0,1 М растворов HF, НС1, НВг,
HI. Нужно ли для получения ответа проводить 4 отдель-
ных расчета?
954. Вычислить pH раствора, полученного при раство-
рении в 1 л воды 1,792 л НС1 (объем измерен при н. у.).
955. Во сколько раз необходимо разбавить раствор со-
ляной кислоты, чтобы повысить значение pH на единицу?
956. Во сколько раз необходимо разбавить раствор
плавиковой кислоты с pH = 2, чтобы повысить значение
pH на единицу?
957. Выпадает ли осадок, если к 200 мл 0,02 н. раст-
вора хлорида бария добавить 100 мл 0,1 н. раствора фто-
роводородной кислоты?
112
958. Сравнить растворимость иодида свинца в во
и 0,1 н. растворе иодоводородной кислоты.
959. В каком из хлоридов элементов II периода, L1C1
ВеСГг, ВС1з, CCk, NCI3, С12О, C1F, связь наименее по-
лярна?
960. Какая структура (молекулярная, атомная, поли-
мерная, ионная) свойственна для каждого из перечислен-
ных галогенидов: А1С13, ВеС12, CaF2, SiCk, CsCl? Как
изменяется структура этих веществ при переходе их из
твердого в газообразное состояние?
961. Сравнить пространственное строение м лекут
и ионов: BeF2 и [BeF4]2-; А1С13 и [AICk]-; PF5 и [PFe]~.
962. Чем отличается строение кристаллов фт рид в
и других галогенидов металлов от строения кристаллов
галогеноводородов?
963. Почему соли галогеноводородных кислот в отли-
чие от галогеноводородов, как правило, имеют высокие
температуры плавления?
964. Выявись закономерность изменения температур
кипения в зависимости от энергии кристаллической ре-
шетки (Е) в ряду приведенных соединений и объяснить ее-
Nad NaBr Na! KCI KBr KI
Е, кДж/моль 760,8 718,9 660,4 685,5 65- 606
Т °C 1 кип > 1440 1390 1300 142 1380 1330
RbCl RbBr Rbl
Е, кДж/моль 652 622,8 585,2
7\ип» °C 1380 1360 131
965. Объяснить наблюдаемую закономер ость в изме-
нении стандартной энтальпии гидратации в ряду галоге-
нид-ионов F-, С1~, Вг~, I- (соответствен о —484,9,
—351,1; —317,7; —280 кДж моль).
966. Подвергаются ли гидролизу соли СаСЬ, NaBr,
AIF3, Znl2?
967. Концентрированная соляная кислота обладает
восстановительными свойствами. Характерны ли восста
новнтельяые свойства для растворов ее солей?
968. Для каких галогенов термодинамически воз-
можна в стандартных условиях реакция
4Г +О»+2НаО 2Г»+4ОН ?
113
969. Используя окислительно-восстановительные по-
тенциалы, определить, можно ли окислить дихроматом
калия в кислой среде хлорид, бромид и иодид калия.
970. Закончить уравнения реакций:
1) 1“+МпО7 + Н2О->МпО2+... 3) I~+BiO^+H+->Bi3+4-...
2) Вг“ + СгО*- + Н+ -> Сг3+ + ...
971. По стандартным энтальпиям образования окси-
дов галогенов определить, возможен ли в стандартных
условиях синтез из простых веществ следующих оксидов:
F2O; С12О; СЮ2; С12О7; 12О5.
972. Почему оксиды фтора могут получаться в смеси
кислорода и фтора при тихом электрическом разряде
и сильном охлаждении? Можно ли ожидать, что в ана-
логичных условиях будут образовываться оксиды брома,
хлора?
973. Вычислить стандартную энтальпию образования
оксида фтора F2O по энергиям связей в молекулах фтора,
кислорода и оксида.
974. Какую форму, угловую или линейную, имеют
молекулы F2O и С12О? Объяснить различие в степени
окисления атомов фтора и хлора в этих оксидах.
975. Взаимодействуют ли с водой и щелочами оксиды
С12О, С1О2, С12О7, 12О5? Написать соответствующие урав-
нения реакций.
976. Закончить уравнения реакций:
1) HgO+C12->Hg2OC12-b . . •
2) КС1О3+Н2С2О4->К2СОз+СО2+ ...
3) HC104+P205->
4) С1О2+Са(ОН)'2->
5) НЮз->
6) СЮ2+О3-►
977. Соотнести гидроксиды НСЮ, НС1О2, НСЮз,
НС1О4 и оксиды С12О, С1О2, С10з и С12О7 как кислоты
и их ангидриды.
978. Сравнить устойчивость, реакционную способ-
ность, окислительные и кислотные свойства в ряду кис-
лот НСЮ—НС1О4.
979. Какие из перечисленных факторов позволяют
объяснить нарастание кислотных свойств и ослабление
окислительной активности в ряду НСЮ—НСЮ4: измене-
ние пространственной конфигурации молекул; увеличение
114
кратности связи Cl—О; увеличение степени ионности свя-
зи Н—О; ослабление прочности связи Н—О; увеличение
стабильности положительной степени окисления атома
хлора в молекуле кислоты?
980. Учитывая тип гибридизации валентных орбиталей
атома хлора, описать пространственное строение ионов
С1О-; С1ОГ; СЮГ.
981. По величинам окислительно-восстановительных
потенциалов определить возможность восстановления
НС1О4 до НС1О3; Cl2; НС1.
982. При каких условиях происходит распад хлорно-
ватистой кислоты в соответствии со следующими урав-
нениями:
1) НС1О = НС1+О;
2) 2HC1O = C12O+H2O;
3) ЗНС1О = 2НС1+НС1О3?
983. Как и при каких условиях разлагается хлорная
кислота? Какие меры предосторожности необходимо соб-
людать при работе с ней?
984. Какой состав имеет хлорная вода? Какие моле-
кулы и ионы содержатся в ней? Какие процессы происхо-
дят при добавлении щелочи к хлорной воде?
985. Закончить уравнения реакций:
1) HC10+H2S->-
2) HC10+S02+H20->
3) HC1O+KI-*
4) НС10з4-НС1-»-
5) HC10J+Ag-»-AgC10J+ ...
6) HC1034-Fe->Fe(C103)3+...
t
7) НС10з->
8) KC1O*4-H2SO*(kohu)->
9) HC1O*+H2SOJ->H2SO*+ ...
10) HC1O*+C-»-
986. Сравнить pH 0,01 M растворов хлорноватистой,
хлористой и хлорной кислот.
987. Как изменится pH раствора хлорноватистой кис-
лоты, если к 200 мл ее раствора с pH=4,5 добавить
300 мл воды?
988. Вычислить pH раствора, полученного смешением
100 мл 0,01 н. раствора хлорноватистой кислоты и 10 мл
0,1 н. раствора гипохлорита натрия.
989. Вычислить степень гидролиза соли в 0,01 н. раст-
воре гипохлорита калия и pH этого раствора.
990. Как изменяется устойчивость, окислительная спо-
собность и кислотные свойства в ряду кислот хлорнова-
тистая — иодноватистая?
115
991. В чем проявляется амфотерность гидроксидов
иода?
992. Написать уравнения реакций взаимодействия
иода с концентрированной азотной кислотой; с перокси*
дом водорода.
993. Сравнить силу кислот, окислительную способ-
ность и устойчивость в ряду НСЮз—НЮ3.
994. Можно ли кристаллогидраты иодной кислоты
НЮ4-Н2О; 2Н1О4-Н2О и НЮ4-2Н2О рассматривать как
многоосновные кислоты H3IO5; Н412О9 и Н5Юб?
995. Как можно объяснить, что из всех галогенов
только один иод образует многоосновные кислоты?
996. Какие из перечисленных факторов: увеличение
радиуса атома; увеличение характерного координацион-
ного числа атома; уменьшение энергии аг-связи между
атомами галогена и кислорода; влияние вакантных
(n—1)/-атомных орбиталей у иода; изменение типа гиб-
ридизации валентных орбиталей атома галогена от sp3-
к sp3d2-t позволяют объяснить изменение состава моле-
кул кислот от НС1О4 к Н5Юв?
997. Как можно объяснить, что Н510б легко образует
устойчивые кислые соли?
998. Как изменяется устойчивость, окислительные
свойства и сила кислот в ряду НС1О4—ШО4?
999. Сравнить силу кислот, окислительную способ-
ность и устойчивость молекул в рядах НВгО—НВгО3—
НВгО4 и НЮ—НЮз—НЮ4.
1000. Какова пространственная конфигурация ионов
ЮГ; ЮГ; ЮГ?
1001. Закончить уравнения реакций:
1) С12+12+Н2О^
2) At+HC10+H20-»-
3) HI+HIO3+
t
4) HBrO->-
5) HIO+H2S->-
6) HBrO-f-SO2+H2O->-
7) HBrO34-HBr->-
t
8) HBrO3->-
1002. Как можно объяснить, что кислородсодержа-
щие кислоты хлора, брома и иода обладают более силь-
ными окислительными свойствами и менее устойчивы,
чем соответствующие им соли?
1003. Какие продукты образуются при взаимодейст-
вии бертолетовой соли с 1) соляной кислотой; 2) крепкой
серной кислотой; 3) разбавленной серной кислотой;
116
4) щавелевой кислотой; 5) персульфатом калия; 6) щаве-
левой кислотой в присутствии разбавленной серной кис-
лоты? Написать уравнения реакций.
1004. Различаются ли продукты, получающиеся при
нагревании бертолетовой соли без катализатора и с ка-
тализатором? Написать уравнения реакций.
1005. Оценить термодинамическую возможность про-
текания при комнатной и повышенной температурах сле-
дующих реакций:
1) ЗКС1О4+КС1 = 4КС1О3; 2) 2КС1О3 = 2КСЦ-ЗО2.
1006. Вычислить изменение энтальпии при стандарт-
ных условиях реакции
5КС1О3 (т) +6Р (кр) = 5КС1 (т) +ЗР2О5 (т).
Объяснить причины взрыва, который может происхо-
дить при ударе или растирании смеси бертолетовой соли
с красным фосфором.
1007. Сравнить гидролизуемость солей в рядах:
1) КСЮ—КС1О2—КС1О3-КС1О4; 2) КСЮ-КВгО-КЮ.
1008. Какова реакция среды в водных растворах со-
лей: Са(С1О)2; NaClO2; KBrO3; Na5IO6?
1009. Действием каких галогенов можно вытеснить
бром из раствора бромида калия; раствора бромата
калия?
1010. При пропускании хлора через раствор иодида
калия раствор желтеет, а затем обесцвечивается. Что
происходит при этом?
1011. С помощью каких реакций можно осуществить
следующие превращения: 1) KCl-^Clr-^KClOa-^KClO*-*
->С12-*-КС1; 2) К^КЮз^КзНаЮв-Иа-Яг?
1012. Используя окислительно-восстановительные по-
тенциалы систем
10^ + 6Н+ 4 бе - I" 4- ЗН2О
10“ 4- 6Н 4- 5е = 1 /21а 4- ЗН2О
10“ 4- 5Н+ 4- 4е = НЮ 4- 2НаО
SO*” 4- 4Н+ 4- 2е = H2SO34-HaO
£° 1,08 В;
£° = 1,19В;
1,14В;
Е =0,17В,
определить наиболее вероятный продукт восстановления
иодат-ионов под действием сернистой кислоты в кислой
среде.
Ц7
1013. Используя приведенные окислительно-восстано-
вительные потенциалы
0,3 В IB 1,5В
At“ —> At — -> HAtO —> AtO^,
определить наиболее вероятный продукт окисления
ионов At- дихромат-ионами в кислой среде.
1014. Какие из веществ, КМпО4, К2СГ2О7, КС1О3, О2,
можно использовать для окисления бромид-ионов в кис-
лой среде до свободного брома?
1015. По величинам окислительно-восстановительных
потенциалов определить возможные продукты окисления
иода в реакции
KI+KMnO4+H2SO4^MnSO4+ ...
1016. Среди химических веществ, представляющих
опасность при работе с ними, обычно выделяют вещества:
ядовитые; взрывоопасные; огнеопасные; вызывающие
сильные ожоги и поражения кожных покровов или дыха-
тельных путей; образующие взрывчатые смеси с возду-
хом; образующие твердые взрывчатые смеси, способные
взрываться при детонации или растирании; самовозго-
рающиеся; радиоактивные; образующие взрывоопасную
пыль. К какой из этих групп можно отнести свободные
фтор, хлор и бром; концентрированную соляную кислоту;
плавиковую кислоту; хлорную кислоту; бертолетову
соль; хлорную известь?
1017. Закончить уравнения реакций:
1) С12+Ва(ОН)2->-
2) СаОС12+НС1->-
3) Ca(C10)2-f-C024-H20->-
4) CaOCl2+NaBr+HCl->-
5) Ca(C10)2+NaI+H2S04^
6) NaC10+K2S+H2S04-»-S+ ...
7) NaBr+NaBrO3+H2SO4->-
8) NaIO3+SO24-H2O->-
9) kio3+ci2+koh^
10) KC1O3+S^
11) NaClO3+MnO2+NaOH^Na2MnO4+ ...
12) nh4cio4+c->co+n2+ci2+ ...
1018. Закончить уравнения реакций:
1) С1О^ + 1“ + н+-> 4) C1O“ 4- Cr3++ OH“->CrO^“ + • • •
2) BrO^" + Fe2+ + h+ -* 5) BrO^“ + Ia -*
3) СЮ7 + S + H2O -> 6) I- + H2O2 ->
118
1019. В пределах каждого ряда расположить в поряд-
ке возрастания термической устойчивости следующие
межгалоидные соединения: 1) C1F, CIF3, C1F5; 2) IF, IF3,
IF5, IF7; 3) C1F5, BrF5, IF5; 4) FC1, BrCl, IC1.
1020. Почему не получены фториды хлора, брома и
иода с четным числом атомов фтора?
1021. Как объяснить различие в агрегатном состоянии
при обычных условиях C1F, BrF, BrCl (газообразные)
и IC1, IBr (твердые вещества)?
1022. Рассчитать среднюю энергию химических связей
С1—F, Вг—F и I—F в молекулах CIF3, BrF3 и 1С1з, учи-
тывая энергии химических связей в молекулах галогенов
(см. приложение) и изменения энтальпии реакций:
Cl2(r)+3F2(r) =2ClF3(r)
Br2(»)+3F2(r)=2BrFj(r)
12(т)+ЗС12(г)=21С13(т)
ДЯ298 = —309,3 кДж;
ДЯ298 = — 627 кДж;
ДЯ298 = — 183,9 кДж.
1023. Стандартная энтальпия образования ClF(r)
равна 55,59 кДж/моль. Воспользовавшись значениями
энергии диссоциации молекул фтора и хлора, вычислить
энтальпию диссоциации C1F на атомы. Сравнить рассчи-
танное таким образом значение энергии связи в молекуле
C1F с величиной, рассчитанной как среднее арифметиче-
ское из энергий связей в молекулах хлора и фтора.
Объяснить причину различия.
1024. Почему растворимость иода в водном растворе
иодида калия выше, чем в чистой воде?
1025. Как и почему в ряду хлор — иод сдвинуто рав-
новесие реакции
Г,(р)+Г- (р)^Г3- (р)?
1026. Написать уравнения реакций гидролиза моно-
фторида и трифторида хлора; моноиодида хлора.
1027. Закончить уравнения реакций:
1) C12+fA
t
2) ClF+Fa->-
3) IFs+KOH-»-
4) IFT4-HaO-*
§ 4. р-Элементы VI группы
1028. Объяснить закономерности в изменении величин
ионизационных потенциалов, сродства к электрону и элек-
троотрицательности атомов p-элементов VI группы.
119
1029. Охарактеризовать возможные валентные состоя-
ния и степени окисления p-элементов VI группы с учетом
электронной конфигурации внешнего слоя атомов.
1030. Как изменяется устойчивость соединений эле-
ментов в высших степенях окисления их атомов по ряду
кислород — полоний?
1031. Могут ли атомы кислорода иметь положитель-
ные степени окисления: +2; +1; выше чем +2?
1032. С учетом величин ионизационных потенциалов
и сродства к электрону проанализировать, какого типа
связи, ионные, полярные, ковалентные, наиболее харак-
терны для атомов p-элементов VI группы.
1033. Могут ли ионы О2-, S2-, Ch, S- существовать
в газообразном состоянии и входить в решетку твердых
оксидов и сульфидов? При ответе учитывать величины
сродства к первому и второму электронам, которые равны
для кислорода 1,48 и —7,3 эВ; для серы 2,07 и —3,4 эВ.
1034. Чем можно объяснить наблюдаемую закономер-
ность в изменении энергии связи между одинаковыми ато-
мами Э—Э в ряду кислород — теллур: 138 (О—О),
— 213 (S—S), — 184(Se—Se), - 138 кДж/моль (Те—Те)?
1035. Чем объяснить склонность серы к образованию
гомоцепей, что малохарактерно для кислорода?
1036. В каких условиях могут существовать двухатом-
ные молекулы кислорода, серы, селена и теллура? Чем
объяснить различие в устойчивости О2 и остальных мо-
лекул?
1037. Оценить термодинамически склонность серы к
полимеризации, используя стандартные энтальпии обра-
зования ромбической и газообразной серы:
S (ромб) S (монохл) Ss (г) S< (г) S2(r) S (г)
Д^298 обр> кДж/моль 0 0,29 125,4 132,7 129,6 272,5
1038. Объяснить наблюдаемую закономерность в из-
менении температур плавления и кипения простых ве-
ществ в ряду кислород — полоний. Почему температуры
плавления и кипения серы значительно выше соответ-
ствующих температур для кислорода? Почему при пере-
ходе от фтора к хлору не наблюдается такого сильного
различия в температурах плавления и кипения?
1039. Как изменяются электрические свойства про-
стых веществ в ряду кислород — полоний? Какие из этих
веществ обладают свойствами полупроводников?
120
1040. В природном кислороде атомное отношение изо-
топов 160:170:180 = 3500:1:5. Какова атомная масса при-
родного кислорода?
1041. Чем обусловлена аллотропия кислорода? Про-
анализировать возможность использования для описания
структуры молекулы озона следующих структурных
формул:
,о+ о+ 7/О\ .О О
О О--------О 0 0 0 0 О О--------о
1042. Какие известны аллотропные и полиморфные
модификации серы?
1043. Как можно получить кислород в атомарном со-
стоянии? При каких условиях он может существовать?
1044. Известно, что при быстром охлаждении распла-
вов серы и селена образуются аморфные твердые ве-
щества, причем аморфная сера значительно легче кри-
сталлизуется, чем аморфный селен. Кислород в отличие
от серы и селена не может находиться в аморфном со-
стоянии, как бы быстро ни охлаждали его до твердого
состояния. Объяснить эти факты.
1045. Как изменяется реакционная способность про-
стых веществ в ряду кислород — теллур?
1046. Используя стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы систем
1/2О2 + 2Н+4-2е = Н2О Е° = 1,23 В;
S + 2Н+ + 2е = H2S f° = 0,I4B;
Se + 2Н++ 2е = H2Se = —0,36 В;
Те + 2Н++ 2е = Н2Те Е = —0,69 В,
сравнить окислительно-восстановительные свойства в кис-
лой среде простых веществ ряда кислород — теллур.
1047. С какими простыми веществами кислород непо-
средственно не соединяется?
1048. Может ли при комнатной температуре протекать
реакция взаимодействия кислорода с водородом; азотом?
1049. Известно, что при определенных условиях кис-
лород может окислять благородные металлы. Какие это
условия?
1050. Назвать несколько цепных реакций с участием
кислорода.
1051. Чем обусловлены взрывчатые свойства жидкого
озона?
121
1052. Проанализировать причину склонности к взры-
вам смесей жидкого кислорода со многими легко окис-
ляющимися веществами. Сравнить взрывчатые свойства
этих смесей и смесей тех же веществ с озоном.
1053. Может ли озон существовать в воздухе, содер-
жащем в значительной концентрации SO2, СО2, HF? Ка-
кие загрязнения в атмосфере Земли способны угрожать
существованию ее озонового слоя?
1054. Иодокрахмальная бумажка, смоченная водой,
в присутствии озона синеет. Что является причиной это-
го? Написать уравнение реакции.
1055. Назвать ряд способов (не менее восьми) полу-
чения кислорода, которые могут быть использованы в ла-
бораторных условиях. Почему не все они имеют промыш-
ленное значение?
1056. Рассмотреть механизм электрохимического по-
лучения кислорода. Можно ли получить кислород путем
электролиза растворов солей, кислот, щелочей?
1057. При каких химических реакциях в качестве по-
бочного продукта образуется озон?
1058. Для процесса
ЗОа (г) = 2О3 (г) A#298 = 285,1 кДж
во всем возможном интервале температур AG>0(A//>
>0, AS<0). Объяснить возможность превращения кис-
лорода в озон при облучении и электрическом разряде.
1059. Сравнить окислительную способность молеку-
лярного кислорода, атомарного кислорода и озона в кис-
лой среде, если их стандартные окислительно-восстанови-
тельные потенциалы равны соответственно 0,815, 2,42
и 2,07 В. Объяснить различие в химической активности О,
О2 и Оз.
1060. Закончить уравнения реакций:
1) O34-PbS-> 4) Оз+СгС1з+КОН-И<2СгО1+...
2) Оз+К1+Н2О-»- 5) Оз+МпОг+НаОН-^ЫагМпО^...
3) O34-NO2->-N2O5+...
1061. Учитывая стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы систем
NO7 + 4Н++ Зе = NO + 2Н2О Е° = 0,96В;
SO2“ + 8Н++ бе = S + 4НаО Е° = 0,36В,
сделать вывод о том, может ли сера окисляться азотной
кислотой до серной кислоты.
122
1062. Каково отношение простых веществ, образуе-
мых p-элементами VI группы, к серной, соляной, азотной
кислотам? Написать соответствующие уравнения реакций.
1063. Закончить уравнения реакций:
t
1) Те+Н2О->- 4) S+F2—
2) Se+NaOH->- 5) S+C12—
3) S+Ba(OH)2-»
1064. Проанализировать причины изменения эффек-
тивного заряда атома кислорода в рядах оксидов:
— 0.8 —0,35 —0.24 -0.1 1 -0,05
1) Li2O ВеО В2ОЭ СО2 N2O5
— 0.81 —0,35 —0,31 —0,23 —0,13 —0,06 —0,01
2)Na2O MgO А12О3 SiO2 Р2О5 SOs С12О7 .
Какую зависимость между величиной эффективного за-
ряда на атоме кислорода и кислотно-основным характе-
ром оксида можно проследить?
1065. Используя стандартные изобарно-изотермиче-
ские потенциалы образования, охарактеризовать законо-
мерность в изменении термической устойчивости гидри-
дов ряда вода — теллуроводород. Как можно объяснить
наблюдаемую закономерность с позиций структурной
химии?
1066. Используя значения Дб2э8 обр. оценить возмож-
ность получения гидридов p-элементов VI группы при
взаимодействии простых веществ в обычных условиях.
Возможен ли синтез гидридов Н2Э из простых веществ
при высокой температуре?
1067. Предложить общий метод получения халькоге-
новодородов.
1068. Как можно объяснить закономерность в измене-
нии величин валентного угла в молекулах Н2Э в ряду
Н2О—Н2Те?
1069. Проанализировать причины, обусловливающие
изменение температур кипения в ряду халькогеноводоро-
дов. Какие физические свойства, кроме температуры ки-
пения, изменяются сходным образом в рассматриваемом
ряду гидридов?
1070. Сравнить окислительно-восстановительные свой-
ства халькогеноводородов в газообразном состоянии и
в водных растворах. Могут ли вода и халькогеноводород-
ные кислоты выступать в роли окислителей?
123
1071. Почему вода является лучшим растворителем
неорганических соединений, чем жидкий сероводород?
1072. Иногда увеличение кислотности в ряду Н2О—
Н2Те объясняют следующим образом: при переходе от
Н2О к Н2Те увеличивается радиус отрицательного иона,
а чем больше последний, тем меньше энергия отрыва по-
ложительно заряженного иона водорода от молекулы
и тем в большей степени идет диссоциация молекул.
В чем недостаток подобного объяснения? Как правиль-
нее объяснить характер изменения кислотности в ряду
Н2О—Н2Те?
1073. Существует ли аналогия в закономерностях
изменения свойств в рядах халькогеноводородов и гало-
геноводородов?
1074. В чем заключается различие в структуре льда
и жидкой воды?
1075. Чем объяснить, что разные вещества образуют
клатраты одинакового состава (например, Аг-6Н2О;
СН4-6Н2О; С12-6Н2О и т. д.)?
1076. Какие из перечисленных факторов определяют
более высокую по сравнению с кислородом и водородом
температуру кипения воды: молекула воды угловая,
валентный угол равен 104,5°; молекула воды полярна;
в молекуле воды две химические связи; между молеку-
лами воды образуются водородные связи; молекула во-
ды трехатомна?
1077. Сгруппировать по типам приведенные уравнения
реакций, протекающих в водных растворах:
Сг2++Н2О->
Сг3++Н2О->-
Nis++H2O->-
Ti4++H2O->
[Al(H2O)e]3++H2O->
РС15+Н2О->-
F24-H2O-h
nh3+h2o^
cn~+h2o^
SiF44-H2O->-
Ar+H2O-»-
NaCl+H2O-»
CI2+H2O->-
CO2+H2O->
[Fe(NHs)e]3+4-H2O->-
H++H2O->
h-+h2o->
OH“+H2O->-
1078. Вычислить pH 0,34%-ного раствора (p=l г/см3)
сероводородной кислоты, учитывая лишь первую стадию
ее диссоциации.
124
1079. Используя стандартные энтальпии образования
воды и озона, рассчитать тепловой эффект реакции
ЗН2(г)+О3(г)=ЗН2О(ж).
1080. Можно ли получить пероксид водорода при не-
посредственном взаимодействии водорода с кислородом?
При ответе учесть, что стандартные изобарно-изотермиче-
ские потенциалы образования газообразного и жидкого
пероксида водорода равны —105,42 и —120,26 кДж/моль.
1081. Проанализировать термодинамическую возмож-
ность в стандартных условиях и при повышенной темпе-
ратуре реакций:
Н2О (ж) +1 /2О2 (г) = Н2О2 (ж);
Н2О(г) + 1/2О2(г) = Н2О2(г).
1082. Как можно получить пероксид водорода элек-
трохимическим способом? Назвать несколько лаборатор-
ных способов его получения.
1083. Чем обусловлена неустойчивость пероксида во-
дорода? Привести термодинамическое обоснование. По-
чему разбавленные растворы пероксида водорода более
устойчивы, чем концентрированные?
1084. Как можно объяснить склонность к взрывному
разложению безводного или содержащего малые коли-
чества воды пероксида водорода?
1085. Пероксид водорода в обычных условиях — жид-
кость, имеет сравнительно высокую температуру кипения,
хорошо смешивается с водой, является хорошим ионизи-
рующим растворителем. Какие из перечисленных факто-
ров обусловливают эти свойства пероксида водорода: мо-
лекулярная масса Н2О2 равна 19, дипольный момент
молекулы 2,1D; ДЯгэв обр н2о, (ж) = — 186,85 кДж/моль;
Д#298обр н2о. (г) = — 120,26 кДж/моль; молекула имеет
сложную пространственную конфигурацию; молекулы об-
разуют межмолекулярные водородные связи?
1086. Учитывая окислительно-восстановительные по-
тенциалы систем
НаО2+2Н+4-2е=2НаО
Н2О2-2е=Оа4-2Н+
£°=» 1,77В;
£”-0,688,
рассмотреть, как влияет среда раствора на окислитель-
ные и восстановительные свойства пероксида водорода.
125
1087. Как доказать, что пероксид водорода является
слабой кислотой?
1088. К какому классу химических соединений можно
отнести пероксиды Na2O2, ВаО2, ZnO2?
1089. Рассмотреть природу связей в пероксидах
СаО2-2Н2О2; ВаО2-8Н2О.
1090. Написать уравнения реакций взаимодействия
пероксида водорода с перманганатом калия в кислой
среде; иодидом калия в кислой среде; хромитом калия
в щелочной среде. Рассмотреть на примерах перечислен-
ных реакций особенности окислительно-восстановитель-
ных реакций с участием пероксида водорода.
1091. Будет ли реагировать пероксид водорода со сле-
дующими веществами: Agl, KF, CaSO4, K2SO3, Mg(C104)2?
1092. Закончить уравнения реакций:
1) ВаОг+НзРО*-»
2) H2O24-NaI->-
3) H2Oa+PbS-»
4) Na2O24-NaBr4-H2SO4->-
5) Н2О2+СгС1з+КОН-)-К2СгО4+ ...
6) H2O2+KMnO4->MnO2+...
7) H2O2+Mgl2+H2SO4->-
8) НзОг+КгСггОт+НС^СгОзЧ- . •.
9) H2O2+As2S3+NH3-»-(NH4)3AsO4+ ...
10) НгОг-рОз—*“
1093. Какие из элементов образуют наиболее стабиль-
ные пероксиды?
1094. Привести примеры и написать структурные фор-
мулы пероксокислот.
1095. Можно ли для получения сероводорода исполь-
зовать реакции взаимодействия сульфидов с азотной кис-
лотой; уксусной кислотой?
1096. Какой из осушителей, концентрированная сер-
ная кислота, твердая щелочь или безводный хлорид каль-
ция, можно использовать для осушения сероводорода?
1097. Написать уравнения реакций окисления возду-
хом газообразного и растворенного в воде сероводорода.
Отличаются ли продукты окисления?
1098. Какой продукт получится, если через разбавлен-
ный раствор аммиака длительное время пропускать силь-
ную струю сероводорода? Изменится ли состав продукта,
126
если затем к раствору добавить концентрированный раст-
вор аммиака?
1099. Растворимость сероводорода в 100 г воды при
температуре 20 °C составляет 0,447 г. Вычислить pH на-
сыщенного раствора сероводорода (р~ 1 г/см3).
1100. Могут ли сосуществовать в смеси пероксид во-
дорода и сероводород?
1101. Учитывая стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы, оценить возможность использова-
ния гидридов H2S, H2Se и Н2Те в качестве восстановите-
лей в процессе Fe^-^Fe. Какие продукты образуются при
пропускании сероводорода в раствор сульфата желе-
за (II)?
1102. Какое из веществ, Na2S или Na2Te, и почему
легче окисляется?
1103. Какие процессы происходят на инертных элек-
тродах при электролизе водных растворов сульфида ка-
лия и сульфида аммония?
1104. Подвергаются ли гидролизу следующие соли:
CaS, KHS, Na2Se, CuS, HgS? Как зависит гидролизуе-
мость этих солей от их растворимости?
1105. Какие из сульфидов, A12S3, Cr2S3, Na2S, ZnS,
PbS, в растворе подвергаются гидролизу? Почему не все
сульфиды, в состав которых входят многозарядные ка-
тионы (т. е. соли слабых оснований), гидролизуются
в растворе?
1106. При каких из рассматриваемых условий может
быть получен сульфид алюминия: при сливании разбав-
ленных растворов солей алюминия и щелочного сульфида;
при сливании концентрированных растворов тех же солей;
при сливании концентрированных охлажденных растворов
тех же солей; при сплавлении порошка алюминия и серы;
при пропускании сероводорода в раствор соли алюминия?
1107. При пропускании углекислого газа через раствор
соли, содержащей серу, выделился газ, при действии кото-
рого на раствор соли свинца образуется осадок, плохо
растворимый в кислотах. Какова химическая природа
исследуемой соли?
1108. Чем объяснить, что многие сульфиды тяжелых
металлов имеют непостоянный состав?
1109. Как объяснить уменьшение ширины запрещен-
ной зоны в ряду халькогенидов цинка: 3,2(ZnS);
2,8(ZnSe); 2,2 эВ (ZnTe)?
127
1110. Соединение селена Ag2Se сопутствует природ-
ным сульфидам. С целью получения селена на смесь дей-
ствуют вначале нитратом натрия и серной кислотой, а за-
тем пропускают сернистый газ. Написать уравнения про-
текающих при этом реакций.
1111. Закончить уравнения реакций:
1) H2S+KMnO4+H2SO4^MnSO4+ ...
2) Н25+К2Сг2О7+НС1(разб)-»-СгС13+ ...
3) K2Se+NaBiO3+H2SO4-»-Bi2(SO4)3+ ...
4) Ыа2Те4-Н25О4(конц)->-
5) Na2S4-H2SO4(KOHix)->-
6) А12Те34-Н2О-*-
1112. Как объяснить, что соединения серы состава
H2Sn (п>2) более устойчивы, чем аналогичные соедине-
ния кислорода, селена и теллура? Написать структурную
формулу молекулы Н2ЭП.
1113. Одинаковы ли продукты, образующиеся при вве-
дении раствора пентасульфида натрия в концентрирован-
ную соляную кислоту и при обратном порядке смешива-
ния растворов этих веществ?
1114. Как осуществить следующие превращения:
S->H2S->-(NH4)2S->(NH4)2Sn->-H2Sn->H2S->S?
1115. Закончить уравнения реакций:
1) Са(ОН)2+...->CaS4+...
2) H2S2-pO2—*•
3) Na2S24-SnS->
4) (NH4)2S24-H2SO4(kohu)->
5) Na2S3+KMnO4+H2SO4-»-
6) Na2S3+NaC103+H20-»
7) (NH4)2S5+HNO3(kohu)->-
8) Na2S5+CI24-H2O-»NaHSO4+ ...
9) CaS3+KCIO+H2O->-
10) BaS4+O3+H2O-»-
1116. Объяснить, почему в ряду диоксидов SO2, SeO2(
ТеО2 растет энтальпия сублимации (соответственно 33,4;
96,1 и 259,2 кДж/моль).
1117. Чем обусловлена полимерная структура диокси-
дов селена и теллура?
128
1118. Как и почему изменяются в ряду SO2—Р0О2
кислотный характер оксидов и их окислительно-восста-
новительные свойства?
1119. Какие из диоксидов в ряду SO2—РоО2 раство-
ряются в воде в соответствии со схемой
ЭО24-Н2О=Н2ЭОз?
1120. Как объяснить, что восстановительные свойства
производных селена (IV) выражены слабее, чем се-
ры (IV)?
1121. Какова процентная концентрация раствора сер-
нистой кислоты, полученной растворением 1,12 л сернис-
того газа (объем измерен при н. у.) в 200 мл воды? Вы-
числить pH этого раствора (р = 1 г/см3), учитывая лишь
первую стадию диссоциации кислоты.
1122. Какие типы химических реакций характерны
для сернистого газа? Написать уравнения соответствую-
щих реакций.
1123. Закончить уравнения реакций:
1) ТеОг+КОН-*-
2) ТеОг+Н!-*-
3) PoO2+HNO3->-
4) SO24-HNO3->-
5) БОг+БеОг-*-
6) НгЗ-рБОг-*
7) ЗОгЧ-Вгг-ЬНгО—►
8) БОг+КМоО^ЬНгО-►
9) SOiH-KaCrjOj-l-HjSOi—►
10) РвБг-рОг-*
1124. Можно ли для осушения сернистого газа исполь-
зовать концентрированную серную кислоту, щелочь, на-
тронную известь?
1125. Рассчитать, используя соответствующие термо-
динамические характеристики соединений, константу рав-
новесия реакции
NO2 (г) 4-SO2 (г) = NO (г)+SO3 (г)
в стандартных условиях и оценить полноту превращения
веществ.
1126. Какими способами, увеличением давления в си-
стеме, повышением температуры, введением катализато-
ра, увеличением концентрации кислорода, увеличением
концентрации диоксида серы, можно увеличить выкод
SO3 в реакции
2SO2(r)+O8(r) 2SO3(r) Д/Г- 196,5 кДж?
б Зак. 440
129
1127. Определить термодинамическую возможность
окисления в стандартных условиях диоксида серы в три-
оксид под действием озона.
1128. По величинам стандартных изобарно-изотерми-
ческих потенциалов образования газообразных диоксида
и триоксида серы, соответственно равным —299,7 и
—369,9 кДж/моль, следует допустить, что при окислении
серы предпочтительнее образование триоксида. Как объ-
яснить, что в реальных условиях окисления серы образу-
ется сернистый газ, а не SO3?
1129. Чем можно объяснить, что в обычных условиях
мономерные молекулы SO3 неустойчивы (легко идет про-
цесс их полимеризации) ?
ИЗО. Написать структурную формулу молекулы
(SO3)3. Что обусловливает возможность образования
двух модификаций твердого триоксида серы (стекловид-
ной и асбестовидной) ?
1131. Как изменяется устойчивость и окислительные
свойства в ряду оксидов SO3—SeO3—ТеО3?
1132. Исходя из термодинамических данных, оценить,
какой из оксидов, SO2 или SO3, обладает большим срод-
ством к воде?
1133. Закончить уравнения реакций:
1) SO34-HF-> 4) SO3+KI->
2) SOs+HBr-»- 5) SeO34-HCl->
3) SO3+H2S-*
1134. Какова молярная концентрация и pH раствора
сернистой кислоты, полученной растворением в 100 мл
воды сернистого газа, выделившегося при взаимодейст-
вии 3,2 г меди с концентрированной серной кислотой?
1135. Используя стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы сернистой кислоты в разных
средах:
H2SO3 + 4Н+ + 4е = S + ЗН2О £° = 0,45В;
HaSOa + Н2О — 2е = SQ2-+ 4Н+ £° = 0,17В,
оценить ее способность выступать в роли восстановителя
и окислителя.
1136. Почему в выражение для первой константы дис-
социации сернистой кислоты входит концентрация раст-
воренного сернистого газа:
_ [Н+] - [HSO^-J J
Д1 ~ [H2SO3 + SO2] •
130
tl3t Используя стандартные окислиФелЬнй-восстано-
вительные потенциалы систем
H2SO3 + Н2О — 2е = SO4- + 4Н+ £° = 0,17В;
H2SeO3 + 4Н++ 4е = Se + ЗН2О £° = 0,74В,
оценить возможность окисления сернистой кислоты селе-
нистой; сернистого газа в растворе диоксидом селена.
1138. По величинам окислительно-восстановительных
потенциалов определить, могут ли сосуществовать в раст-
воре H2SeO3 и KI; H2SeO3 и H2Se; H2SeO3 и 12.
1139. Написать молекулярные и ионные уравнения
гидролиза Кг5О3 и Rb2TeO3.
1140. Какая соль в каждой из пар гидролизуется силь-
нее: Na2SO3 или NaHSO3; Na2SO3 или Na2SeO3; Na2SO3
или Na2S?
1141. Какова реакция среды в растворах NaHSO3
и NaHS? Ответ подтвердить расчетом.
1142. Закончить уравнения реакций:
1) K2SO3+O2-> 5) H2SeO4+HCl-»
2) Na2SO3+K2S-|-H2SO4->- 6) Na2SeO3-|-SO2-|-H2O->-
3) K2SO3+KMn04+H2S04->- 7) Na2SeO3+Cl2+H2O->-
4) H2SeO3+HC103->-
1143. Рассмотреть пространственную конфигурацию
молекулы серной кислоты и сульфат-иона.
1144. Какова природа связей в гидратах H2SO4-nH2O?
1145. Объяснить различие в окислительных свойствах
растворов серной кислоты, концентрированной и разбав-
ленной, и сульфатов. Сравнить продукты взаимодействия
разбавленной и концентрированной серной кислоты с
цинком.
1146. Как можно объяснить, что сера (VI) не образует
ортогидрат, т. е. кислоту, по составу аналогичную Н6ТеОб?
1147. При каких условиях в случае диссоциации сер-
ной кислоты образуются ионы: H3SOt и НЗОГ; НзО+
и HSO7; Н3О+ и S0l“?
1148. Какие химические реакции лежат в основе кон-
тактного и нитрозного методов получения серной кис-
лоты? Рассмотреть термодинамические и кинетические
особенности протекания этих реакций.
1149. Почему при производстве- серной кислоты SO3
поглощают не водой, а крепкой серной кислотой?
6* 131
(Старый промышленный метод получений ёбЛя-
ной кислоты основывался на реакции взаимодействия
концентрированной серной кислоты с поваренной солью.
Можно ли серную кислоту получить, действуя соляной
кислотой на сульфат натрия?
1151. Для получения каких минеральных удобрений
используется серная кислота?
1152. Олеум перевозят в железных цистернах. Можно
ли заменить их свинцовыми или медными? Почему олеум
не растворяет железо? Какой состав имеет олеум?
1153. Чем объясняется сильное водуотнимающее дей-
ствие концентрированной серной кислоты?
1154. Вычислить молярность, нормальность и моляль-
ность 4,7%-ного раствора (р=1,03 г/см3) серной кислоты.
1155. В 1018 г воды растворили 80 г серного ангид-
рида. Рассчитать все известные виды концентраций полу-
ченного раствора.
1156. Смешали серную кислоту и воду в мольном от-
ношении 1 : 1. Вычислить моляльность раствора и моль-
ный процент H2SO4.
1157. Сколько мл 50 %-ной серной кислоты (р =
= 1,4 г/см3) необходимо взять для приготовления 500 мл
0,5 н. раствора?
1158. Можно ли получать селеновую кислоту спосо-
бами, аналогичными промышленным способам получения
серной кислоты?
1159. Как можно объяснить, что селеновая кислота
обладает более сильно выраженными окислительными
свойствами, чем серная и теллуровая? Сравнить их отно-
шение к концентрированной НС1.
1160. Имеются разбавленные растворы серной и селе-
новой кислот. Как различить эти кислоты?
1161. Как можно объяснить структурное сходство тел-
луровой НбТеО6 и иодной H5IO6 кислот, а также их солей,
например Na6TeOe и Na5IO6?
1162. Закончить уравнения реакций:
1) H2SO4(K0Hii)+Mg->H2S+... 5) H2SeO4-|-HCI->
2) H2SO4(kohii)+KC1-*-
3) H2S04(kohu)+KI->
4) H2SeO4+Au->
6) HeTeOe->
7) TeO2-j- H2O2—*-HeTeOe+ .. •
8) H2SeO4-|-Zn->-
1163. Предложить методику получения кристалличе-
ского гидросульфата натрия.
132
1164. Как изменяется термическая устойчивость в ря-
ду сульфатов бериллия — бария? Привести объяснение.
1165. Какие процессы происходят при постепенном на-
гревании следующих кристаллических веществ на воз-
духе: FeSO4; FeSO4-7H2O; (NH4)2[Fe(SO4)zJ; NaHSO4;
Na2SO4- 10H2O? Отличаются ли по характеру от рассмот-
ренных процессы, протекающие при нагревании этих со-
лей в атмосфере азота?
1166. Какая соль лучше растворима в сильных кисло-
тах — сульфат или сульфит бария? Написать уравнения
соответствующих реакций.
1167. Можно ли получить сульфат бария из сульфита
бария, используя реакции обмена в растворах?
1168. Используя значения ПР, расположить в ряд по
мере уменьшения растворимости следующие соли: BaSO4,
CaSO4, SrSO4, Ag2SO4, T12SO4.
1169. Перечислить возможные названия солей: CaSO4,
KHSO4, Ag6TeO6.
1170. Охарактеризовать общие условия образования
дисерной (пиросерной) кислоты.
1171. Какие процессы происходят при нагревании гид-
росульфата калия; смеси сульфата калия с серной кис-
лотой?
1172. Закончить уравнения реакций:
г
1) Zn-j-H2S2O7-^’H2S_|_ ... 3) K2S2O7-I-AI2O3—»•
2) Mg+H2S2O7->S+ ... 4) H2S207+H2O—
1173. Какие продукты получаются при электролизе
растворов разбавленной и концентрированной серной
кислоты; разбавленного раствора сульфата; насыщенно-
го раствора гидросульфата калия?
1174. Можно ли окислить серную кислоту до пероксо-
дисерной действием озона? Для ответа использовать сле-
дующие данные:
S2O|~ + 2е = 2SO^“ Е° = 2,05В;
О3 + 2е + 2Н+ = НаО 4- Оа Е° = 2,07В.
1175. Можно ли назвать гидролизом следующие про-
цессы:
H2S2Oe+2H.O = 2HaSO4+HaOa; H,SO5-|-HaO H2SO4-|-HaO2?
1176. Почему кислота H2SO5 одноосновная, a H2S2O8
двухосновная?
133
1177. Охарактеризовать окислительно-восстановитель-
ные свойства пероксокислот серы и пероксосульфатов.
1178. Закончить уравнения реакций:
1) H2SO5+KI-> 4) H2S2O8+CaBr2->
2) K2S2O8+K2S2+H2O-> 5) Na2S2O8+FeSO4-»Fe2(SO4)3+...
3) K2S2O8+K2SO3-|-H2O-*-
1179. Закончить уравнения реакций в ионной форме:
О S2o2- + Мп1 2++Н2О - Мп07+... 4) HSO^+S2o2“+ н2о-
2) S2O2~ + Сг3 4+ + Н2О-> Сг2О2—+ • • • 5) HSOJT _|_ Вг~ Н+
3) hsojt + s2~ -+
1180. Рассмотреть особенности строения тиосульфат-
иона и его пространственную конфигурацию.
1181. Известны ли соединения, которые можно пред-
ставить как продукты замещения в сульфат-ионе всех че-
тырех атомов кислорода атомами серы?
1182. Сравнить устойчивость H2SO4 и H2S2O3; H2SO4
и H2SO5. Как сказывается на устойчивости соединений за-
мена атома кислорода в ионе SO4~ на атом серы или
группу ОГ?
1183. Как различить следующие соли: Na2S, Na2SO3,
Na2S2O3, Na2S2O8, Na2SO4?
1184. Какое практическое применение находит тио-
сульфат натрия?
1185. Закончить уравнения реакций:
1) Na2SO3+S->
2) H2S4-SO2+NaOH->
3) Na2S2-|”O2—
4) Na2S2O3+HCl-*-
5) Na2S2O34-Cl24-H2O-►
6) K2S2O34-Br2-|-H2O->
7) Na2S2O3-)-I2->
1186. Закончить уравнения реакций:
1) s2o2- 4- сю- + ОН- -*
2) S2O2- + MnO7 + H+ -> Mn2+ + ...
3) S2O2- + S2O2- + H2O ->
1187. Чем можно объяснить, что селен и теллур не
образуют соединений типа тиосульфатов?
1188. Написать общую для молекул политионовых
кислот структурную формулу.
134
1189. Какие свойства, окислительные или в танови-
тельные, более характерны для политионовых кисл т и их
солей?
1190. Написать структурные формулы м т кулы гид-
росернистой кислоты и ее аниона. Определить т п ь
окисления в них атомов серы и охарактериз ва ь к сли-
тельно-восстановительные свойства кислоты и е сол й
1191. Используя стандартные окислительно-восста-
новительные потенциалы, сравнить восстан вител у
активность в кислой среде ионов S2~, SO*-, S,Oj~.
1192. Какие из перечисленных кисл т серы, H2S О*
H2S4O6, H2S5O6, НгЗвОв, H2S2O7, H2S О , H2S2OS, HjSjOi,
можно отнести к числу изополикислот?
1193. Закончить уравнения реакций:
1) МагЗгОзЧ-НгО!-*•
2) МпОг+ЗОг-►
3) BaS2Oe-|-H2SO4-►
4) NajSiOi+KiCr СЬ4-Н SOk-*
5) K2SfcO +С12+Н2О—
6) NajSjO*-|-O 4-Н О-*
1194. Закончить уравнения реакций:
1) s4o|- 4- мпо- + н+ -> 3) s,o2-+а, + он- -
2) S4O2- 4- Zn 4- Н+ -> 4) S,O’- + СЮ- 4- Н,0 -
1195. Как осуществить превращения-
S—^NajSOj—►NaaSjOj—►NaiS^Oe—►NajSO*’
1196. Чем можно объяснить, что максима, ая сте-
пень окисления серы по отношению к различ «ым га т ге-
нам неодинакова? Сравнить: SF«, SCI*, S Brj
1197. Охарактеризовать наиболее вероят е состоя-
ния гибридизации атомов серы в молекулах SE», SC ,
SOCI2, SO2C12 и пространственную конф гурацию эт х
молекул.
1198. Какие из перечисленных га тоге ндов об. ад ют
свойствами галогеноангидридов SCIj, SOCb, SOjCU»
SFe, PoCI2?
1199. Чем обусловлена химическая инер ость гек а
фторида серы? Сравнить отношение SF«. SeF« м TeFe
к воте.
1200. Чем объяснить, что в обыч ых ус овиях
сера не взаимодействует с фтором, хотя ДО м р sf4
300,96 кДж/моль?
134
1201. Для каких соединений типа ЭГ6 (3 = S, &е,_Те;;
r=F, Ci, Br, I) возможно взаимодействие по схеме'
ЭГв+2Г- = [ЭГ8]2-?
1202. Какие продукты образуются при добавлении'
к водному раствору перманганата калия диоксодихлори-
да серы (хлористого сульфурила)?
1203. При некоторой температуре константа равнове-
сия Кр, выраженная через парциальные давления компо-
нентов в паскалях, для реакции
SO2Cl2(r) = SO2(r)+Cl2(r)
равна 103. Вычислить степень диссоциации диоксодихло>-
рида серы, если исходное давление составляло 105 Па-
1204. Закончить уравнения реакций:
1) PCl5+SO2->-
2) SO2+Cl2->
3) SO3+HC1^
4) H2SOi(KOHii.)-|-PC15->
5) SeCl2+H2O->Se-HUSeO3+ .....
6) TeI4+KI->
7) PoCk+KCl-»
§ 5. р-Элементы V группы
1205. С учетом электронной структуры внешнего слоя:
атомов рассмотреть возможные валентные состояния!
и степени окисления атомов p-элементов V группы.
1206. Как в рамках теории ВС согласовать валентные
возможности атомов азота и их степени окисления в N2O,
N2O4, N2O5, HNO3, ЮГ, HN3?
1207. Стабильность соединений р-элементов V группы
в высшей степени окисления их атомов понижается в
ряду фосфор — висмут, но производные сурьмы (V) бо-
лее устойчивы, чем аналогичные соединения мышьяка.
Объяснить наблюдаемую закономерность. Сравнить в;
этом плане p-элементы V—VII групп. Можно ли наблю-
даемую закономерность расценивать как проявление вто-
ричной периодичности свойств элементов?
1208. Чем объяснить увеличение координационного
числа от 4 у азота (максимальное) и фосфора (наиболее
характерное) до 6 у сурьмы?
1209, С учетом первых трех ионизационных потенциа-
лов азота (14,5; 29,6; 47,4 эВ) и суммарного значения
сродства атома азота к трем электронам (—23,7 эВ) оха-
136
ракте^йзо'вать сОонность атомов азота к образованию
в составе химических соединений ионов N^- и N3-.
1210. Охарактеризовать склонность атомов р-элемен-
тов V группы к образованию связей по донорно-акцеп-
торному механизму и к образованию координационных
соединений.
1211. Рассмотреть, как сказывается изменение иони-
зационных потенциалов в ряду p-элементов V группы на
металлических и неметаллических свойствах соответ-
ствующих простых веществ. Объяснить закономерность
в изменении их температур плавления и кипения.
1212. Сравнить закономерность в изменении металли-
ческих свойств элементов в главных подгруппах V—VII
групп Периодической системы.
1213. Почему двухатомные молекулы Р2, As2 и Sb2
в обычных условиях нестабильны, в то время как моле-
кулы N2 относятся к числу наиболее устойчивых?
1214. Какое из приведенных распределений электро-
нов по молекулярным орбиталям соответствует невозбуж-
денной молекуле азота:
1) [/СТС(ст8 св)2(ст8 разр)2(лр св)2(стр св)2(лр разр)2];
2) [КК(о8 св)2(ст8 разр)2(лр св)4(стР св)2];
3) [/С/С(сг8 св)2(ст8 разр)2(лр св)4(стР св)1^ разр)1]?
1215. Почему для азота малохарактерно образование
гомоцепей со связями N—N?
1216. Объяснить закономерность в изменении энергии
связей Э—Э в ряду азот—висмут: 160,5 (N—N), 214,4
(Р—Р), 134,2 (As—As), 126,2 (Sb—Sb), 100 кДж/моль
(Bi—Bi). Для каких из связей, Э—Н, Э—F, Э—С1,
Э—О (Э — p-элемент V группы), характерна аналогич-
ная закономерность в изменении энергии связи?
1217. Почему для азота в отличие от фосфора, мышья-
ка и сурьмы не характерна аллотропия?
1218. Охарактеризовать термодинамическую возмож-
ность самопроизвольных превращений аллотропных мо-
дификаций фосфора, используя следующие данные:
Р(бел) ₽4 (г) Р(красн) Р (черн)
Д^298 Обр’ КДЖ/МОЛЬ 0 58,9 —18,4 -43,1
S298, Дж/моль-град 44,3 279,6 22,8 22,6
1219. Почему в стандартных условиях самопроизволь-*
но осуществляется превращение
137
Р (бел) -> Р (красн) ДН^эв = — 18 >4 кДж/м°ль,
но не идет самопроизвольно процесс
Р (красн) -+ Р (черн) ДЯ°98 = — 25 кДж/моль?
1220. Как можно осуществить перевод красного фос-
фора в белый?
1221. Почему белый фосфор кристаллизуется намного
легче, чем красный? Почему белый фосфор плавится при
более низкой температуре, чем красный?
1222. Написать структурную формулу молекулы бе-
лого фосфора. Какую пространственную конфигурацию
имеет эта молекула?
1223. Написать уравнение реакции получения азота
путем восстановления нитрата; путем окисления аммиака.
1224. Отличается ли по составу газ, полученный про-
пусканием воздуха, очищенного от углекислого газа, че-
рез трубку с раскаленными медными стружками, от полу-
ченного при разложении NH4NO2?
1225. Учитывая химическую природу элемента, устой-
чивость различных степеней окисления его атомов и их
характерные координационные числа, объяснить форму
существования в природе фосфора.
1226. Объяснить, почему при достаточно высокой тем-
пературе (1400—1600 °C) возможно протекание сильно-
эндотермического процесса
Са3 (РО4)2 (т) + 5С (т) + 3SiO2 (т) = 3CaSiOs (т) -|-5СО (г) +
4-2Р(г) ДЯ°98 = 1696кДж.
Какую роль в этом процессе играет диоксид кремния и
может ли протекать реакция в его отсутствие?
1227. Можно ли для получения свободного фосфора
из фосфатов использовать в качестве восстановителя
углерод, магний, алюминий? Выбор восстановителя
обосновать термодинамически.
1228. Предложить общий принцип получения мышья-
ка, сурьмы и висмута из их природных соединений.
1229. Как согласовать малую химическую активность
свободного азота с высокой электроотрицательностью
элемента, малым радиусом атома и сравнительно высо-
кими энергиями связей, образуемых атомами азота и ато-
мами других элементов?
1230. Проиллюстрировать характер изменения метал-
лических свойств простых веществ в ряду фосфор — вис-
138
мут на примере взаимодействия этих веществ с азотной
кислотой, концентрированной и разбавленной.
1231. С учетом окислительно-восстановительных по-
тенциалов приведенных систем определить, могут
ли металлические мышьяк, сурьма и висмут растворять-
ся в воде:
2As+3H2O-6e=As2O3+6H+ £°=0,234В;
2Sb+3H2O-6е= Sb2O3+6H+ £° = 0,152В;
2Bi+3H2O-6e = Bi2O3+6H+ £°=0,317В.
1232. Как взаимодействуют с «царской водкой» фос-
фор и мышьяк? Написать уравнения реакций.
1233. Почему посуду, в которой проводились опыты
с фосфором, рекомендуется обрабатывать раствором
медного купороса?
1234. Как по химическим и физическим свойствам от-
личить мышьяк от сурьмы; сурьму от висмута? Какие
химические реакции лежат в основе широко используе-
мого в практике метода открытия мышьяка?
1235. Свободный фосфор образует взрывоопасные
смеси со многими веществами-окислителями (КСЮз,
КМпО4, Br2, HNO3 (конц), пероксиды, озониды). Чем
обусловлена взрывчатость этих смесей? Почему особую
опасность представляют подобные твердые смеси при их
растирании?
1236. Закончить уравнения реакций:
1) P+NaOH-»
5) As+NaC10+H,CU-
2) P+NH4ClOi-»-N2+Cl2+... 6) As+K2Cr2O7-|-H2SO*->
3) P+H2O2+NaOH->Na2H2P2Oe+... 7) Sb+Br2-|-KOH-*
4) As+H2SO4-> 8) Bi+H2SO4(KOHu)->
1237. Объяснить закономерности в изменении приве-
денных характеристик в ряду аммиак — стибин:
U1 кДж/моль о—"Г1 О дн298обр.кДж/моль ZH3H '‘эн,.
NH3 0,101 390,4 —46,4 107,З3 1.47
РН3 0,142 328,5 5,4 93,3’ 0,58
AsH3 0,152 279,2 66,5 92’ 0,22
SbH3 0,171 254,6 145 91° 0.12
1238. С учетом вышеприведенных характеристик
объяснить, почему в ряду NH3— BiH3 понижается устой-
139
чивость соединений, растет их реакционная способность,
повышается восстановительная активность.
1239. Почему из всех гидридов 9H3(NH3—BiH3)
только аммиак может быть получен путем прямого син-
теза? Дать термодинамическое обоснование, сравнив в
стандартных условиях процессы синтеза NH3 и РН3. Как
влияет на последний процесс повышение температуры?
1240. Какие из указанных химических реакций могут
быть положены в основу общего для всех гидридов ЭН3
метода получения:
1) Э+Н2-> 4) ЭГ3+Н2О->
2) Ме3Э2+Н+-> 5) 32O3+Zn+HCl->
3) Ме3Э2+Н2О-> 6) ЭН + + ОН“
1241. Стандартный изобарно-изотермический потен-
циал образования аммиака равен —16,63 кДж/моль. Вы-
числить константу равновесия Кр при 25 °C для реакции
l/2N2(r)+3/2H2(r)=NH3(r).
Сравнить полученное значение Кр с константой равнове-
сия при 500°C, если Кр°° = 1,3-10-5. Объяснить, учиты-
вая значения констант, почему промышленный синтез
аммиака проводится при такой температуре? Какие фак-
торы следует учитывать при выборе условий синтеза
аммиака?
1242. Оценить термодинамическую возможность осу-
ществления в стандартных условиях и при повышенной
температуре процесса
2N2+6H2O = 4NH3+3O2.
1243. Жидкий аммиак, обладающий высокой диэлек-
трической проницаемостью, может использоваться как
неводный растворитель. Как объяснить, что в растворе
жидкого аммиака кислоты СН3СООН и НСЮ4 диссо-
циируют нацело, в то время как в водном растворе одна
из кислот является слабым электролитом?
1244. Объяснить различие в величинах энтальпий
образования газообразных и растворенных в воде NH3
и NH+-
4 •
NH„ (г)
NHs(p) NH^(r)
NH^(p)
^298обр» кДж/моль —45,98 —80,96 627,96 —132,96
140
1245. Как согласовать встречающуюся в литературе
форму записи уравнения
NH3 (г) + Н2О (ж) NH4OH (р) NH+ (р) + ОН- (р)
с тем, что: 1) только часть молекул растворенного аммиа-
ка взаимодействует с молекулами воды с образованием
ионов аммония и гидроксида, основное же количество мо-
лекул связывается с молекулами воды водородными свя-
зями; 2) установлено образование гидратов NH3-H2O,
2NH3-H2O, NH3-2H2O, но они не содержат ни ионов
NHt и ОН-, ни дискретных молекул NH4OH; 3) соеди-
нение NH4OH должно было бы быть соединением ионного
типа, содержащим комплексный ион NHt, и в разбавлен-
ном растворе диссоциировать полностью; 4) образование
NH4OH из NH3 и Н2О термодинамически неоправдано:
NH3 (г) + Н2О (ж) = NH4OH дс°298 > 0.
1246. Какие меры безопасности следует соблюдать
при работе с аммиаком, фосфином, арсином?
1247. Пятна от фруктов можно выводить «нашатыр-
ным спиртом», получаемым путем разбавления 25%-ного
раствора аммиака водою в объемном отношении 1 : 5.
Вычислить процентную и молярную концентрации тако-
го раствора.
1248. Вычислить pH 0,2 М раствора аммиака.
1249. Вычислить pH раствора, полученного при раст-
ворении 1,12 л аммиака (н. у.) в 1 л воды.
1250. Вычислить, как изменится pH раствора, если
1 М раствор аммиака вдвое разбавить водой.
1251. Для приготовления раствора с рН=10 исполь-
зуют 0,1 М. водный раствор аммиака и твердый хлорид
аммония. Сколько граммов последнего потребуется для
получения 1 л раствора с указанным pH? Изменением
объема раствора при добавлении хлорида пренебречь.
1252. Почему при добавлении небольших количеств
кислоты или щелочи к раствору, содержащему аммиак
и соль аммония (буферный раствор), значение pH прак-
тически не изменяется?
1253. Какие вещества следует использовать в качест-
ве осушителя газообразного аммиака? Можно ли для
этих целей использовать серную кислоту, безводный хло-
рид кальция, фосфорный ангидрид?
141
1254. Используя стандартные изобарпо-изотермиче-
ские потенциалы образования NH3 (—16,64 кДж/моль),
NO (124,22 кДж/моль) и Н2О (—228,44 кДж/моль),
оценить, какой из процессов:
4NH3 (г) +ЗО2 (г) = 2N2 (г) +6Н2О (г);
4NH3 (г)+5О2 (г) = 4NO (г)+6Н2О (г)
предпочтительнее при сжигании аммиака? Как обеспечи-
вается преимущественное протекание второго процесса?
1255. Какие вещества могут получиться при пропуска-
нии через раствор аммиака следующих газов: СО2, NO2,
NO, SO2?
1256. Почему в отсутствие воды затрудняется взаимо-
действие аммиака и хлороводорода?
1257. В каких случаях водный раствор аммиака нель-
зя использовать для осаждения труднорастворимых гид-
роксидов металлов?
1258. Какие из приведенных соединений могут
быть названы аммиакатами: NaNH2, Mg3N2, NH4C1,
[Cu(NH3)4]SO4, CaCl2-6NH3? Охарактеризовать природу
химических связей в аммиакатах.
1259. Почему в отличие от аммиака фосфин плохо
растворяется в воде и не создает в растворе щелочную
среду?
1260. Как объяснить, что из солей фосфония устой-
чивы лишь производные сильных кислот: РН4Вг, РН41,
РН4С1О4, PH4HSO4? Устойчива ли соль PH4NO3?
1261. Предложите наиболее рациональную, по Ваше-
му мнению, методику получения SbH3 из Sb2S3; AsH3 из
As2S3.
1262. Привести примеры уравнений реакций диспро-
порционирования фосфора и его соединений.
1263. Сравнить химические свойства фосфороводоро-
да, сероводорода и хлороводорода. Какие сходные свой-
ства обнаруживают эти соединения и чем они разли-
чаются?
1264. По величинам стандартных окислительно-восста-
новительных потенциалов оценить возможность исполь-
зования арсина в качестве восстановителя в реакциях
с йодатом калия и свободным иодом. Каковы наиболее
вероятные продукты этих реакций?
1265, Какие продукты образуются при пропускании
аммиака и арсина в раствор нитрата серебра? Написать
142
уравнения реакций. Почему получающиеся продукты
неоднотипны?
1266. Написать все возможные полуреакции окисле-
ния фосфороводорода в водном растворе. Как влияет
среда раствора и сила окислителя на природу продукта
окисления фосфина?
1267. Вычислить степень термической диссоциации
арсина, если известно, что при его хранении в условиях
постоянных температуры и давления объем газа увели-
чился от 50 до 62 мл. Объемом твердого мышьяка и упру-
гостью его паров можно пренебречь.
1268. В чем проявляется сходство в свойствах солей
аммония и солей калия и рубидия? Чем это обусловлено?
1269. Почему молекулы NH4 в отличие от ионов NH*
крайне неустойчивы?
1270. Объяснить различие в устойчивости солей аммо-
ния и фосфония (NH4F устойчив в стандартных условиях;
PH4F разлагается уже при 0°С).
1271. Привести примеры реакций термического разло-
жения солей аммония, протекающих обратимо и необра-
тимо.
1272. При термическом разложении каких из перечис-
ленных солей, хлората, бромида, карбоната, сульфата,
фосфата, нитрита, хромата аммония, можно получить
аммиак?
1273. На основании термодинамических данных оце-
нить, какой из двух процессов термического разложения
нитрата аммония предпочтительнее в стандартных
условиях:
NH4NO3 (т) = NHS (г) 4-HNO3 (г);
NH4NO3 (т) = N2O (г)+2НаО (г).
1274. Как объяснить, что при хранении в хи-
мических лабораториях склянок с НС1 и HNO3 на их гор-
лышках появляется белый налет, а на горлышках скля-
нок с H2SO4 такой налет не образуется?
1275. Как разделить смесь NaCl и NH4C1?
1276. Какую среду имеют водные растворы солей
NH4NO3; (NH4)2SO4; NH4NO2; NH4CH3COO; (NHihCOa?
1277. Вычислить pH 2,14%-ного раствора хлорида
аммония (р~ 1 г/см3).
1278. Вычислить степень гидролиза нитрата аммония
в его 0,1 н. растворе.
143
1279. Закончить уравнения реакций и указать реак-
ции замещения, присоединения и окисления аммиака:
1) NH4NO3i
2) NH4NO2>
3) NH3(r)+Ca->
4) NH3(»)+Na->
5) NH3(r)+H3PO4(p)->
6) NH3(r)4-CaCl2(T)->
7) CoC12+H2O2+NH3+NH4C1->
8) NH3(p)+CaOCl2->
9) PH3+KMnO4+H2SO4->
10) P+KOH->
11) PH4I+HC103->
12) SbHa+KC103+K0H->-
13) AsH3+Br2+KOH->
1280. Для каких из водородных соединений азота,
NH3, N2H4, NH2OH, HN3, и почему характерны следующие
свойства: присоединение в водном растворе ионов водо-
рода; щелочная среда водных растворов; взаимодействие
с кислотами с образованием солей; восстановительная
активность в водных растворах; способность входить
в роли лигандов в координационные сферы комплексов?
1281. Закончить схемы, записав наиболее вероятные
продукты:
-з
1) NH3 -► окисление;
—2
2) восстановление N2H4 -+ окисление;
— 1
3) восстановление NH2OH -» окисление;
-1: о
4) восстановление HN3 -► окисление.
1282. Учитывая строение молекул N2H4 и NH2OH,
охарактеризовать их способность к донорно-акцепторно-
му взаимодействию, ассоциации, самоионизации, взаимо-
действию с кислотами и водой.
1283. Какие из приведенных характеристик гидразина
обусловливают возможность использования его в качест-
ве горючего компонента ракетного топлива:
7’пл=2°С, 7’кип = 114°С;
N2H4 + Н2О = N2H+ + ОН- К = 8 • 10“7
Ы2(г)+2Н2(г) = М2Н4(ж) A#298 = 50,16 кДж/моль;
И2Н4(ж)-)-О2(г) = N2(r)-)-2Н2О(г) ДЯ298=—622,8 кДж/моль?
1284. Как объяснить, что гидразин проявляет более
высокую восстановительную активность в щелочной сре-
де, чем в нейтральной или кислой?
144
1285. Как объяснить, что ионы N2Hf сравнительно
устойчивы в водном растворе, а ионы М2Нб+ немедленно
гидролизуются?
1286. Какие из перечисленных веществ могут полу-
чаться при добавлении гидразина к раствору соли
меди (II): Cu(OH)2, Cu2O, Си, [Cu(N2H4)2]2+?
1287. Какой из разбавленных растворов одинаковой
молярной концентрации имеет наименьшее значение pH:
NH3, NH2OH, N2H4, HN3?
1288. Вычислить pH 0,1 M растворов NH2OH и N2H4.
1289. Можно ли использовать гидразин и гидроксил-
амин в качестве восстановителей ртути из растворов ее
солей при переработке отходов ртути? Ответ составить
с учетом следующих данных:
Hg2+4-2e=Hg
HgO4-2H+4-2e=Hg4-H2O
N2H44-4OH--4e=N24-4H2O
2NH2OH4-2OH—2e=N24-4H2O
2NH2OH4-4OH--4e= N2O+5H2O
2NH3OH+—2e= N24-4H+4-2H2O
£°=0,85B;
E°=0,926В;
E°=—1,16В;
E°= — 3,04B;
E°= —l,05B;
£°=—0,05B.
1290. Как согласуются приведенные структурные фор-
мулы азотистоводородной кислоты (а) с реальной струк-
турой ее молекулы, установленной электронографиче-
ски (б)
а) Н — N = N+-N-S Н —N—— N+=Nj
Н — N-NL2.N; Н — N = N—N;
1291. Почему в ионе N3” обе связи азот—азот имеют
одинаковую длину (0,115 нм), а в молекуле HN3 — раз-
ную (0,113 и 0,124 нм)?
1292. Можно ли получить азотистоводородную кисло-
ту при непосредственном взаимодействии азота и водо-
рода? Ответ дать с учетом термодинамических характе-
ристик веществ.
145
1293. Написать уравнения реакций взаимодействия
HN3 и KI; HN3 и НСЮ.
1294. Как объяснить, что многие азиды легко взры-
ваются; что они более термически устойчивы, чем азо-
тистоводородная кислота?
1295. Стандартная энтальпия образования азотисто-
водородной кислоты составляет 293,8 кДж/моль. Какое
количество энергии освобождается при взрыве 10 г HN3?
1296. Закончить уравнения реакций:
1) NH2OH+KMnO4+H2SO4-> 6) N2H4+K3[Fe(CN)e]+KOH->
2) NH2OH-HC14-K2Cr2O74-HCl-> 7) N2H4+HNO2->
3) NH2OH+Ti2(SO4)3+H2O-> 8) N2H4+K2Cr2O7+H2SO4->
4) N2H4-H2SO4+K2S2Oa+KOH-> 9) HN3+Mg->
5) N2H4-HCl+K2Cr2O7+HCl-> 10) HN3+KMnO4+H2SO4->
1297. Закончить уравнения реакций:
1) NH3OH++Br2+H2O-> 3) NH3OH++Sn2++H+->Sn4++...
2) N2H^ 4- CtfXf -> 4) HN3+Zn->
1298. Оценить термодинамическую возможность пря-
мого синтеза оксидов азота из простых веществ в стан-
дартных условиях и при повышенной температуре. Поче-
му из всех эндотермичных оксидов азота только NO мо-
жет образовываться из простых веществ при достаточно
высокой температуре?
1299. Чем объяснить устойчивость в стандартных
условиях эндотермичных оксидов N2O, NO, NO2, N2O5?
1300. Проанализировать, насколько значительна роль
в определении трудностей синтеза NO из азота и кисло-
рода (метод «сжигания воздуха») каждого из следую-
щих факторов: необходимость нагрева до высокой (выше
2000 °C) температуры; малый выход NO вследствие низ-
кой константы равновесия реакции синтеза; легкость
окисления NO в NO2; необходимость быстрой «закалки
системы» (из-за сдвига равновесия в сторону разложе-
ния NO при медленном охлаждении), т. е. необходимость
быстрого попеременного нагревания и охлаждения систе-
мы; большой расход электроэнергии.
1301. Можно ли подобрать катализатор, в присутствии
которого происходило бы окисление азота кислородом
при температуре ниже 2000 °C?
1302. Некоторый объем воздуха был нагрет до темпе-
ратуры 2500 °C, а затем медленно охлажден. Изменился
ли при этом его состав?
146
1303. Какое влияние па состав продуктов реакции
оказывает скорость продувания смеси азота с кислоро-
дом через трубку, нагретую до 3000 °C?
1304. При 2000 К для реакции
N2(r)+O2(r) =2NO(r)
Кс=2,3-10-4. Вычислить концентрацию получающегося
оксида азота, если исходные концентрации азота и кис-
лорода составляли по 1 моль/л.
1305. Какие из возможных методов получения NO
используются в лабораторных условиях:
t
1) N2+O2->NO; 3) NO2—>-NO+...
2) HNO3+Me->NO+... 4) HNO2(p)->NO+...
1306. Используя представления теорий ВС и МО,
объяснить высокую прочность молекулы NO (Е=
= 627 кДж/моль).
1307. Рассмотреть пространственную форму молеку-
лы диоксида азота. Объяснить причины ее полярности
(р = 0,ЗЗО) и парамагнетизма.
1308. Чем обусловлена способность N2O поддержи-
вать горение? Дать термодинамическое обоснование.
1309. Оценить термодинамически, могут ли гореть
в атмосфере NO фосфор, железо, медь.
1310. Одним из видов топлива для ракетных двигате-
лей может служить смесь диоксида азота и гидразина,
способных взаимодействовать согласно уравнению
N2O4 (ж) +2N2Ha (ж) =3N2 (г) 4-4Н2О(г).
Вычислить тепловой эффект сгорания в расчете на 1 кг
смеси (стандартные энтальпии образования жидких N2O4
и N2H4 соответственно равны —19,44 и 50,37 кДж моль).
Дать обоснование использования этой смеси.
1311. Вычислить степень термической диссоциации
N2O4 и парциальные давления газов в смеси, образовав-
шейся после хранения 2,76 г N2O4 в сосуде объемом 1 л
при 27 °C. Воздух из сосуда был предварительно отка-
чен. Равновесное давление в сосуде 105 Па.
1312. Самоионизация жидкого диоксида азота идет в
соответствии со схемой
ИД(ж) r±NO+4- NO3”.
К какому типу следует отнести реакцию в жидком N2Q4
между AgNOa и NOC1?
147
1313. При каких условиях процесс растворения диок-
сида азота в воде может протекать в соответствии с каж-
дой из схем:
1) NO2+H2O->HNO3+HNO2;
2) NO2+H2O->HNO3+NO;
3) NO2+H2O->HNO3?
1314. Охарактеризовать кислотно-основные свойства
всех оксидов азота на примере их отношения к щело-
чам. Написать уравнения реакций растворения в щелоч-
ном растворе диоксида азота.
1315. Оксид N2O3 может реагировать с водой с обра-
зованием либо азотистой, либо азотной кислоты. Напи-
сать уравнения этих реакций и указать, при каких усло-
виях они происходят.
1316. Написать уравнения реакций, которые могут
протекать при пропускании NO и NO2 в раствор сульфа-
та железа (II).
1317. Объяснить пространственное строение молекулы
HNO3 и иона NO”
и оценить кратность связи между атомами азота и кис-
лорода, приняв во внимание, что длины одиночной и
двойной связей азот — кислород равны соответственно
0,136 и 0,112 нм.
1318. Стандартный изобарно-изотермический потен-
циал образования жидкой азотной кислоты составляет
—79,84 кДж/моль. Почему азот и кислород воздуха в
обычных условиях и при повышенной температуре не
взаимодействуют с водородом с образованием азотной
кислоты?
148
1319. Учитывает ли нижеприведенная схема все воз-
можные пути химической фиксации азота из воздуха:
N2
+о2
NO
+О2 +О24-Н20
—NO2---------
HNO3
+ н2 +о2 +о2 4-о24-н2о
—>NH3—>NO-^NO2------------*HNO3
1320. Какие химические процессы составляют основу
новых методов фиксации азота при невысоких темпера-
турах?
1321. Одна из наиболее активных для восстановления
молекулярного азота при комнатной температуре систем
содержит V(OH)2. Рассмотреть возможный химизм фик-
сации азота с помощью этой системы.
1322. Оценить термодинамическую возможность фик-
сации азота воздуха по пути:
N2+2H2O = NH4NO2; 2N2+O2+4H2O=2NH4NO3.
1323. Почему при получении азотной кислоты из се-
литры необходимо использовать концентрированную сер-
ную кислоту и твердую селитру? Почему реакционную
смесь следует нагревать?
1324. Почему нельзя путем упаривания увеличить
концентрацию 70 %-ного раствора азотной кислоты?
1325. Почему при хранении концентрированная азот-
ная кислота быстро желтеет? Написать уравнение реак-
ции.
1326. Стандартный окислительно-восстановительный
потенциал системы
2NO^“ + 4Н+ + 2е = 2Н2О + 2NO2
составляет 0,8 В. Увеличится или уменьшится величина
потенциала с увеличением концентрации азотной кисло-
ты? Как это будет сказываться на окислительной спо-
собности азотной кислоты?
1327. Какие из соединений азота, NH3, N2H4, NH2OH,
HN3, NO, N2O3, NO2, N2O5, могут получаться в качестве
продуктов восстановления азотной кислоты металлами^*
1328. Можно ли получить водород при взаимодейст-
вии азотной кислоты и металла?
1329. По стандартным окислительно восстановитель-
ным потенциалам оценить, может ли азотная кислота
окислить железо до Fe (III); олово до Sn (IV); свинец
до Pb (IV).
149
1330. Чем обусловлена более сильная, чем у самой
азотной кислоты, окисляющая способность «царской вод-
ки»? Написать уравнение реакции взаимодействия кон-
центрированных азотной и соляной кислот.
1331. В каких условиях азотная кислота может дис-
социировать в соответствии со схемами:
HNO3 NO+ + NCXf + Н2О;
HNO3 NO^ + Н+;
HNO3 - NCXf + Н+.
1332. Ион NO^ можно представить как продукт иони-
зации молекулы NO2. Как объяснить его образование при
реакции
HNO3 + 2НСЮ4 = NO+ + 2С1О7 + Н3О+?
1333. Какая общая реакция протекает при растворе-
нии в воде нитрата, сульфата и перхлората нитрония?
1334. Сравнить свойства (устойчивость, силу, окисли-
тельно-восстановительную активность, возможность вза-
имного вытеснения из солей) наиболее широко применя-
емых кислот: HNO3, H2SO4 и НС1.
1335. Какие азотсодержащие вещества будут нахо-
диться в растворе, если в 1 л воды ввести по 1 моль:
1) N2H4 и Н+; 2)NO7, NH3 и Н+? 3)NO7, МпО? и Н+?
1336. Привести примеры реакций диспропорциониро-
вания и внутримолекулярного окисления-восстанов-
ления азотистой кислоты или ее солей.
1337. В какой среде, кислой или щелочной, окисли-
тельная функция солей азотистой кислоты выражена
сильнее, если
NO+H2O-f=HNO2+H+
NO + 2ОН- — е = NO~ + Н2О
1338. Учитывая нижеприведенные окислительно-вос-
становительные потенциалы, оценить, какую роль будет
играть азотистая кислота в реакциях с иодид- и перман-
ганат-ионами:
HNO2 + Н2О — 2е =NO^-|-3H+
HNO2 + Н+ + е = NO + Н2О
21“ — 2е = 12
МпО^ + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н8О
£°=0,99В;
Е°= —0,46В?
£° = 0,94В;
Е° = 0,99В;
Е° = 0,54В;
£°₽ 1,51В.
150
1339. Какую электронную структуру можно припи-
сать иону NO+ в соединениях нитрозония? Почему ионы
NO+ неустойчивы в водном растворе?
1340. Какие различия в структуре NOCIO4 и NOC1
обусловливают солеподобнйй характер первого соеди-
нения и наличие у второго свойств типичного хлорангид-
рида?
1341. Как определить, какая из кислот, азотная, азо-
тистая или азотистоводородная, находится в водном
растворе?
1342. Как объяснить, что азотная кислота и нитраты
тяжелых металлов менее устойчивы, чем нитраты щелоч-
ных металлов?
1343. Написать уравнения реакций термического раз-
ложения солей Ca(NO3)2, Pb(NO3)2, AgNO3, NH4NO3,
Mn(NO3)2.
1344. Какую среду имеют разбавленные растворы со-
лей KNO3, KNO2, KN3?
1345. Какие из молекул и ионов, N2O, NO, NO2, HNO3,
HNO2, NO^, NOF, NO2', могут входить в координацион
ную сферу комплексов? В каких случаях в название
комплексного соединения как составная часть входит
термин нитро-, нитрато-, нитрито-, нитрозо-?
1346. Какую опасность при работе представляют ок-
сиды азота и концентрированная азотная кислота? Оди-
наковы ли меры безопасности при работе с этими веще-
ствами?
1347. Представляют ли опасность в обращении ка-
кие-либо смеси, содержащие твердые нитраты? Горючи
ли подобные смеси?
1348. Закончить уравнения реакций:
1) NO+KMnO4->-MnO2+...
2) NO+CrCl2+HCl->-CrCls+ ...
3) HNOs(KOHu)+FeSO4+H2SO4->-
4) HNO3(kohu)+AsH3-»-
5) HNO3(kohu)+Cu2S-»-
6) KNOa+C+S-»-
7) NaNOa+MnOj+KOH -
- K2MnO4+...
8) KNO2+KI+H2SO4-^
9) KNO2+Zn+KOH-*NHa+ ...
10) NaNO2+PbO2+H2SO4-»- •
1349. Существуют ли в стандартных условиях устой-
чивые молекулы состава Э2О3, где 3 = N, Р, As, Sb, Bi?
Чем отличаются по структуре твердые N2O3, Р2О3, Bi2O3?
1350. Проиллюстрировать на примерах конкретных
реакций амфотерный характер оксидов Э2О3 мышьяка
и сурьмы.
151
1351. Закончить уравнения реакций:
РгОл+НгО-^НзРОз; РгОз-рНгО—^НзРО^-]- ...
Охарактеризовать условия протекания каждой из них.
1352. В литературе встречаются следующие формулы
гидроксидов элементов (III): Э(ОН)3, Н3ЭО3, НЭО2,
Н3[Э(ОН)6], Н[Э(ОН)4], Э2О3 • пН2О. Какие из этих
форм записи могут быть использованы в применении к
гидроксидам каждого из элементов ряда азот — висмут?
1353. Чем объяснить, что при взаимодействии фос-
форного ангидрида с водой первоначально образуется
полимерная НРО3, затем Н4Р2О7 и только в качестве ко-
нечного продукта — Н3РО4?
1354. При сгорании 10 г фосфора на воздухе образо-
валось 22,91 г оксида, который при взаимодействии с во-
дой образовал 31,63 г некоторого гидроксида фосфора.
Установить его формулу.
1355. Учитывая значение характерного для атомов
фосфора координационного числа и неустойчивость для
фосфора рл-связей, рассмотреть структуру фосфорных
кислот. Объяснить основность кислот.
1356. Соотнести гидроксиды Н3РО2, Н3РО3, Н4Р2О6,
Н3РО4, НРО3, Н4Р2О7, Н4Р2О8 и оксиды Р4О6, Р2О4, Р4О10
как кислоты и их ангидриды.
1357. Почему фосфорная кислота в отличие от азот-
ной и мышьяковой не обладает окислительными свойст-
вами?
1358. Чем обусловлена высокая стабильность иона
РО34~? Одинаковы ли причины малой устойчивости в вод-
ном растворе ионов РОГ и Р^з-? Учесть координацион-
ное число атома фосфора в ионе, долю л-связанности меж
ду атомами кислорода и фосфора, степень окисления ато-
мов фосфора.
1359. На нейтрализацию 7,33 г фосфорноватистой
кислоты ушло 4,444 г едкого натра. Учитывая эти дан-
ные, написать структурную формулу фосфорноватистой
кислоты.
1360. Какие из кислот фосфора, Н3РО2, Н3РО3,
Н4Р2О6, Н3РО4, НРО3, Н4Р2О7, Н4Р2О8, обладают восста-
новительными свойствами?
1361. Используя значения стандартных окислитель-
но-восстановительных потенциалов, определить возмож-
ность восстановления серебра из раствора его соли с
помощью фосфористой кислоты.
152
1362. Написать уравнения реакций получения орто-
фосфорной кислоты из фосфата (технический способ);
фосфора; оксида фосфора (V); хлорида фосфора (V).
1363. Охарактеризовать свойства (термическую ус-
тойчивость, силу, летучесть, окислительную способность)
ортофосфорной кислоты.
1364. Рассмотреть принципы получения удобрений,
содержащих калийные соли азотной и ортофосфорной
кислот.
1365. Вычислить pH 1,96%-ного раствора Н3РО4 (р~
~1 г/см3), принимая во внимание лишь первую стадию
ее диссоциации.
1366. Вычислить pH раствора', полученного при вне-
сении в 1 л воды 2,2 г Р2О3, принимая во внимание лишь
первую стадию диссоциации образующейся кислоты. Из-
менением объема при растворении можно пренебречь.
1367. Как можно объяснить, что для азота, сурьмы
и висмута в отличие от фосфора и мышьяка нехарактер-
ны гидроксиды состава Н3ЭО4?
1368. Проанализировать закономерности в изменении
устойчивости, окислительно-восстановительных и кислот-
но-основных свойств в рядах однотипных гидроксидов
p-элементов V группы.
1369. В водном растворе полифосфат-ионы медленно
гидролизуются с образованием фосфат-ионов. Какие про-
межуточные продукты и в какой последовательности мо-
гут образовываться в процессе гидролиза?
1370. Охарактеризовать условия, необходимые для
перевода фосфата металла в полифосфат.
1371. Чем различаются структуры тримета-(NaPO3)3,
тетрамета-(NaPO3) 4 и полиметафосфата натрия
(NaPO3)n?
1372. Используя значение стандартных окислительно-
восстановительных потенциалов, определить направле-
ние и оценить, будет ли обратима реакция
Н AsO2+12+2Н2О = Н3 AsO4+2HI.
1373. Какую среду имеют разбавленные водные рас-
творы среднего, гидро- и дигидрофосфата калия?
1374. Какая из солей, фосфат или сульфат кальция,
менее растворима в воде и в кислотах? Ответ пояснить.
1375. Почему ортофосфат серебра осаждается лишь
в нейтральной или слабокислой среде?
153
1376. Объяснить, почему присутствие ацетата натрия
влияет на характер продуктов взаимодействия в раство-
ре солей алюминия и железа (III) с Na2HPO4.
1377. К 100 мл раствора, 0,001 н. относительно содер-
жащихся в нем нитратов кальция и магния, добавили
10 мл 0,001 н. раствора К3РО4. Какое вещество выпало
в осадок?
1378. Охарактеризовать общие условия получения со-
единений висмута (V).
1379. Закончить уравнения реакций, иллюстрирующих
окислительные свойства соединений висмута (V):
1) NaBiO3+NaI+H2SO4->- 3) NaBiO3+HCl(pa36)-»
2) NaBi03+HCl(KOHu)->- 4) NaBiO3+HNO3-»
1380. Закончить уравнения реакций:
1) P2H4+KMnO4+H2SO4->
5) NaAsO2+I2+Na2CO3->
2) H3PO3+AgNO3+H2O-»
6) Ag3AsO4-f-Zn-|-H2SO4—>
3) НзРОз+КМпО*-»
7) BiCl3+K2SnO2+KOH-»
4) H3PO2-|-AgNO3-|-H2O->
1381. Закончить уравнения реакций:
1) H2POy + Cu2+ + OH"
2) P + IOf+ OH"->
3) HPOj“ + H2SO4 ->
4) HPO2" + Hg2+ + H2O->
5) PC13 + ClOf + H2O
6) AsH3+Au3++OH“ -> Au + ...
7) AsO3 4 5 1 6" + S2~ + H+ ->
8) I" + H2Sb2O2" + H+ ->
9) Bi + NCEf + H+
10) BiO^ + Cr3++ H+->
11) AsO3~ + I2 + H2O->
12) Bi3++ Br2 + OH"
1382. Какие из галогенидов, РС1з, AsF5, SbBr3, Bil3,
относятся к галогенангидридам и какие—к солям?
1383. Какую пространственную конфигурацию имеют
молекула AsCl3 и ионы AsCl? и SbCll-?
1384. Объяснить закономерность в изменении темпе-
ратур плавления фторидов типа 3F3 в ряду фторидов
азота — висмута:—206,5 (NF3), —151 (PF3), —5,95(AsF3),
292(SbF3), 730°C(BiF3).
1385. Среди галогенидов азота по устойчивости и хи-
мической индифферентности выделяется NF3(NC13 взры-
вается при температуре ~90 °C, NI3 — при комнатной
154
температуре). Чем объяснить различие в устойчивости
галогенидов азота?
1386. Объяснить различие в продуктах гидролиза хло-
ридов азота, фосфора, висмута:
NCl3+H20->-NH3+HC10;
РС13+Н2О->-Н3РО3+НС1;
BiCl3+H2O->-BiOCH-HCl.
1387. Какой из приведенных процессов гидролиза об-
ратим:
РС13(ж)+ЗН2О(ж)=Н3РОз(р)+ЗНС1(р) Дб298=—228,23 кДж/моль;
А5С13(ж)4-ЗН2О(ж)=Н3АзО3(р)+ЗНС1(р) AG298=—27,59кДж/моль;
5ЬС13(т)4-Н2О(ж)=5ЬОС1(т)+ 2НС1(р) AG^ = -36,78 кДж/моль.
1388. Результаты исследования системы КС1—BiCl3
представлены в виде диаграммы плавкости:
л#ол. % КОС
Какого состава галогенокомплексы образуются при
взаимодействии BiCl3 и КС1?
1389. Сравнить гидролизуемость следующих соедине-
ний: AsCl3 и NaAsO2; AsCl3 и BiCl3; SbCl3 и SbCU.
1390. Какие продукты образуются при сливании рас-
творов хлорида сурьмы (III) и карбоната натрия; хло-
рида сурьмы (V) и сульфида аммония?
1391. В технике РОС13 получают в результате взаи-
модействия хлора со смесью фосфата кальция и угля.
Написать уравнение соответствующей реакции.
1392. Почему термодинамически невозможная в стан-
дартных условиях реакция взаимодействия азота и фтора
155
(AG298 = 87,78 кДж/моль, Kp98^10-14) может протекать
при электрическом разряде?
1393. Галогениды сурьмы образуют устойчивые комп-
I I I
лексы типов: Ме2 [SbF6], Me [Sbr4], Me[Sbro]. Характерно
ли образование аналогичных комплексов для азота и
фосфора?
1394. Проанализировать причины неустойчивости пен-
тахлоридов азота, мышьяка, висмута. Учесть, что РС15
и SbCls сравнительно стабильны.
1395. Пентахлорид фосфора диссоциирует согласно
уравнению
РС15 (г) = РС13 (г) + С12 (г) A#298 = кДж/моль.
В каких условиях, при комнатной температуре или на
холоде, в закрытом или открытом сосудах, следует хра-
нить пентахлорид?
1396. Чем объяснить неустойчивость мономерного
фосфонитрилхлорида? Рассмотреть особенности строения
тримера, тетрамера и полимера фосфонитрилхлорида.
1397. Склонность фосфора образовывать полимерные
вещества связана с его способностью образовывать цепи
Р—Р, Р—О—Р, Р—N—Р. Одинаковы ли причины, обус-
ловливающие устойчивость этих цепей? Проиллюстриро-
вать разнообразие полимерных веществ в химии фос-
фора.
1398. Какие из реакций, схемы уравнений которых
приведены ниже, могут быть использованы для получе-
ния сульфидов мышьяка, сурьмы и висмута состава
32S3:
Э(т)+S(t)-►
33+(p)-|-S2_(p)->
33+(p)+H2S(p)->
эЙ + 5<р_)+онГр|-
3+5(p)+S2-(p)-*
3S|- (р) + н+ (p)->
3S3- (p) + H+ (p) ->
33+(p)+H2S(p) -
1399. Сульфиды мышьяка, сурьмы и висмута (III)
практически не растворимы в воде (величины ПР соот-
ветственноравны 9,5- 10-16; 2,9 • 10-59 и 1,1 • 10-27).В чем
можно растворить эти сульфиды? Рассмотреть особенно-
сти реакций, лежащих в основе процессов их раство-
рения.
156
1400. Для отделения полония от висмута, находящих-
ся в смоляной урановой руде, ее обрабатывают соляной
кислотой и пропускают сероводород. Какое свойство
сульфидов полония и висмута обеспечивает возможность
их разделения?
1401. Как можно объяснить, что получены тиосоеди-
нения фосфора, мышьяка и сурьмы (такие, например,
как тиоарсенаты и тиоарсениты), но неизвестны соеди-
нения аналогичного состава азота и висмута?
1402. Закончить уравнения реакций:
1) AS2S3-I-O2-I-H2O-► 3) AS2S3-I-H2O2-I-NH3—>
2) As2S3+HNO3+H2O->-
1403. Каким из приведенных нитридов приписывается
ионная структура: Li3N, Ca3N2, BN, ZrN, C13N?
1404. Учитывая нестабильность в обычных условиях
ионов N3-. охарактеризовать возможность образования
ионных бинарных соединений азота с металлами.
1405. Какие нитриды отличаются жаро- и коррозион-
ной устойчивостью? Чем обусловлены эти свойства нит-
ридов?
1406. Разделить перечисленные нитриды на отдельные
группы в зависимости от их отношения к воде: Mg3N2,
Ba3N2, VN, W2N, BN, C13N.
1407. Написать уравнения реакций взаимодействия
фосфида кальция с водой; соляной и хлорноватистой
кислотами.
1408. Какой общий принцип получения нитридов, фос-
фидов и арсенидов s-металлов Вы можете предложить?
1409. По общему виду приведенных диаграмм плав-
кости систем с сурьмой и висмутом проанализировать,
какого типа продукты они могут образовывать при взаи-
модействии с металлами.
157
§ 6. р-^лементы IV группы
1410. Учитывая, что суммарное сродство к четырем
электронам атома углерода приблизительно равно
—32 эВ, а суммарная величина первых четырех иониза-
ционных потенциалов составляет 148 эВ, сделать вывод
о склонности атома углерода к образованию ионных свя-
зей. Можете ли Вы назвать соединения, в которых до-
пускается существование ионов С4+ или С4-?
1411. Какая форма, катионная или анионная, более
характерна для германия, олова и свинца в их соедине-
ниях?
1412. Проанализировать, как влияют на термическую
устойчивость и реакционную способность предельных уг-
леводородов следующие факторы: высокая энергия связи
С—С (~334 кДж/моль), отсутствие на атомах углерода
заметного эффективного заряда, координационная и ва-
лентная насыщенность атомов углерода («закрытый»
характер связей С—С).
1413. Можно ли резкое понижение химической устой-
чивости водородных соединений со связями Э—Э при
переходе от углерода к кремнию (сравнить, например,
С2Нб и Si2H6) объяснить только уменьшением энергии
этих связей (соответственно от 347 до 222 кДж/моль)?
1414. Почему в отличие от углерода для кремния, гер-
мания, олова и свинца нехарактерны кратные связи
Э=Э и Э=Э?
1415. Объяснить закономерности в изменении приве-
денных в таблице значений энергии связей (кДж/моль):
Связь с Si Ge Sn Связь с Si Ge Sn
э-э 347 222 118 163 Э-F 485 564 — —
Э-0 355 451 — Э-Cl 338 380 338 318
э-н 414 318 309 297 Э—Вг 284 309 279 272
Почему прочность связей Э—О и Э—Г (T=F, CI, Вг) по-
вышается, а связей Э—Э и Э—Н понижается при пере-
ходе от углерода к кремнию?
1416. Одной из характерных особенностей химии
кремния можно считать широкую распространенность
его соединений со связями Si—О—Si («силоксановые»
158
связи). Чем объяснить устойчивость цепей Si—О—Si и
неустойчивость цепей С—О—С?
1417. Заполнить таблицу, вписав в нее характерный
для атомов с каждым из координационных чисел (к. ч.)
тип гибридизации атомных орбиталей:
С Si Ge Sn Pb
к. ч. 2; 3; 4 4; 6 4; 6; 8 4; 6; 8 4; 6; 8
тип гибридизации
Как объяснить увеличение координационных чисел в ря-
ду углерод — свинец?
1418. Как изменяется термодинамическая стабиль-
ность соединений элементов (IV) в ряду углерод — сви-
нец? Чем это обусловлено? Влияет ли стабильность со-
единений элементов (IV) на их окислительную и восста-
новительную способность?
1419. Какие из перечисленных факторов позволяют
объяснить способность углерода существовать в виде
трех аллотропных модификаций (алмаз, графит, кар-
бин): для атомных орбиталей углерода характерны три
типа гибридизации (sp; sp2; sp3); атомы могут обра-
зовывать стабильные рл-связи (отсюда устойчивы крат-
ные связи углерод — углерод); для атомов углерода
характерны координационные числа 2, 3, 4; число валент-
ных электронов равно числу атомных орбиталей; радиус
атома углерода невелик.
1420. Возможно ли образование трех аллотропных
модификаций кремния, по структуре аналогичных алма-
зу, графиту и карбину?
1421. Почему межъядерные расстояния углерод —
углерод неодинаковы в решетках алмаза (0,154 нм),
графита (0,141 нм) и карбина (0,128 нм)?
1422. Почему молекулы Сг существуют только при
высокой температуре (выше 3000°C)? Какой процесс
происходит при конденсации паров углерода?
1423. По величинам энтальпий сгорания алмаза
(—394,1 кДж/моль), графита (—396,3 кДж/моль) и кар-
бина (—356,1 кДж/моль) вычислить энтальпию перехо-
дов одной модификации в другую и сделать вывод о том,
какая из аллотропных модификаций углерода наиболее
устойчива при стандартных условиях.
1424. Как объяснить наличие у графита следующих
свойств: серый цвет, металлический блеск, электропро-
159
водность, мягкость, легкая расслаиваемость, и отсутст-
вие подобных свойств у алмаза?
1425. Какие полиморфные модификации известны
для олова? Сравнить характер химических связей в кри-
сталлах этих модификаций, их структуру и электриче-
ские свойства.
1426. Как можно объяснить возникновение носителей
зарядов — электронов и дырок — в кристаллах кремния
и германия?
1427. Какого типа проводники — р- или п-образу-
ются при введении в кристалл германия примесей сурь-
мы; фосфора; индия; галлия; селена?
1428. Могут ли образовывать твердые растворы крем-
ний и германий; кремний и свинец?
1429. Какие, окислительные или восстановительные,
свойства характерны для простых веществ, образуемых
p-элементами IV группы?
1430. Какие продукты включения образуются при
взаимодействии графита с фтором; концентрированной
серной кислотой; калием?
1431. Сравнить химические свойства углерода и крем-
ния на примере отношения этих веществ к концентриро-
ванным HNO3; H2SO4; КОН.
1432. Написать уравнения реакций растворения в ще-
лочи хлора, серы, фосфора и кремния. В чем сходство
и различие этих процессов?
1433. Чем объясняется высокая реакционная способ-
ность кремния относительно водных растворов щелочей,
в то время как в растворах кислот, даже обладающих
окислительными свойствами, кремний обычно не раство-
ряется?
1434. Почему не растворяющийся в концентрирован-
ной азотной кислоте кремний растворяется в смеси
HNO3 и HF? Какую роль играет HF в такой смеси?
Сходны ли по химизму воздействия на вещества смесь
концентрированных HF и HNO3 и смесь концентрирован-
ных НС1 и HNO3?
1435. На примере реакций взаимодействия простых
веществ с концентрированной и разбавленной азотной
кислотой проиллюстрировать нарастание металлических
свойств в ряду углерод— свинец.
1436. Почему свинец, стоящий в ряду напряжений
левее водорода, практически не растворяется в таких
разбавленных сильных кислотах, как соляная, бромово-
160
дородная, серная? Как влияет повышение концентрации
этих кислот на процесс растворения?
1437. Какие твердые продукты получаются в раство-
рах и могут быть выделены из растворов, образующихся
при действии на олово разбавленных и концентрирован-
ных соляной, серной и азотной кислот?
1438. Закончить уравнения реакций:
1) Ge+KClO3+KOH->-
2) Ge+NaOH+H2O2->-
3) Sn+KOH+H2O-»
4) Pb+KOH+H2O->
5) Ge+HNOs+HCl-»
6) Sn+HNOs+HCl-»
7) РЬ4-Н25О4(конц)->-
1439. Определить, используя значения стандартных
электродных потенциалов металлов, идет ли практически
до конца процесс вытеснения оловом свинца из его
солей.
1440. Оценить термодинамическую возможность ис-
пользования магния, водорода и алюминия в качестве
восстановителей при получении германия из его диок-
сида.
1441. Для получения олова из_белой жести (промыш-
ленные отходы, консервные банки) применяют следую-
щий цикл обработки: воздействуют 10%-ным раствором
хлора в тетрахлориде углерода, полученный продукт
вносят в воду, затем отделяют осадок, высушивают его
и прокаливают в токе водорода, оксида углерода или
смеси этих газов. Написать уравнения протекающих при
этом реакций.
1442. Какие химические реакции лежат в основе про-
мышленных методов получения олова и свинца?
1443. Используя значения стандартных электродных
потенциалов металлов, определить, какие металлы вы-
тесняют олово и свинец из растворов их солей и могут
быть использованы при гидрометаллургическом получе-
нии олова и свинца. Можно ли для вытеснения их из ра-
створов солей использовать водород?
1444. Как изменяются температуры кипения в ряду
метан — гидрид свинца? Чем объяснить, что фосфин ки-
пит при более низкой температуре, чем аммиак, а си-
лан — при более высокой, чем метан?
1445. Почему для метана нехарактерны ни кислот-
ные, как, например, для фтороводорода, ни основные,
как для аммиака, свойства? Может ли метан взаимодей-
ствовать с кислотами и щелочами?
6 Зак. 440
161
1446. Используя приведенные данные, сравнить
устойчивость гидридов типа ЭН4 и их реакционную спо-
собность: СН4 SiH4 GeH4 SnH4
£э.н, кДж/моль 414 318 309 297
ДС298обр’ кДж/моль —51 57,3 112,9 187,7
Оценить возможность синтеза этих гидридов из простых
веществ при стандартных условиях и высокой темпера-
туре.
1447. Какие из перечисленных факторов объясняют
резкое увеличение химической активности при переходе
от метана к силану: уменьшение энергии связи Э—Н;
увеличение длины связи Э—Н; появление у атома крем-
ния вакантных Sd-орбиталей; появление на атомах крем-
ния положительного и на атомах водорода отрицатель-
ного эффективных зарядов; понижение термодинамиче-
ской устойчивости соединений?
1448. Почему кремний неспособен образовывать та-
кое большое количество соединений с водородом, как
углерод? Учитывая особенности образуемых атомами
кремния химических связей, сделать вывод относитель-
но возможности получения силанов непредельного ряда.
1449. Какие из реакций получения гидридов ЭН4, схе-
мы которых приведены ниже, могут быть использованы
для получения SiH4 и SnH4:
Э+Н2->
п
Ме2Э4-Н2О->-
II
Ме2Э-|-Н+->
Mg3 (сплав) 4-Н+-»-
ЭС14+ЫА1Н4->
3Cl2-f-HCl-|-Mg->
H2[3Cl0]+HCl+Mg->
3(SO4)2+H2SO4+Mg+
1450. Оценить термодинамическую возможность про-
текания в стандартных условиях реакций
1) СН4 (г) +2Н2О (ж) = СО2 (г) -МН2 (г) ;
2) SiH4 (г) +2Н2О (ж) = SiO2 (т) +4Н2 (г).
1451. Используя соответствующие термодинамиче-
ские характеристики и пренебрегая зависимостью вели-
чины теплового эффекта от температуры, вычислить теп-
ловой эффект реакции сгорания метана и силана. Дать
сравнительную оценку практической возможности ис-
пользования этих веществ в качестве топлива.
162
1452. Закончись уравнения реакций:
1) SiH4+H2O-> 3) C2H2+KMnO4+H2SO4-><O2+ ...
2) Si2He+H2O-b 4) GeH4+AgNO3+H2O-bAg+...
1453. Как, используя представления теорий ВС и
МО, объяснить следующие свойства оксида углерода
(II): высокую энергию (1066 кДж/моль) и малую длину
связи (0,1129 нм) в молекуле; малую полярность молекул
(|л = 0,1180); эффективный отрицательный заряд на
атоме углерода; химическую инертность?
1454. Как объяснить сходство следующих свойств ок-
сида углерода (II) и азота соответственно: 7’Пл=—204и
-191 °C; Ткии=—210 и -196 °C; Есв= 1065,9 и
919,6 кДж/моль; с/Св = 0,1128 и 0,1095 нм; оба вещества
в обычных условиях газообразны, мало растворимы в
воде и химически инертны.
1455. Что обусловливает способность молекул окси-
да углерода (II) выступать в роли донора электронной
пары и входить в координационную сферу комплексов?
1456. С какими металлами может реагировать оксид
углерода (II)? К какому классу соединений относятся
продукты реакции? Как они взаимодействуют с кислота-
ми? Написать уравнения реакций.
1457. Если считать, что молекулы карбонилов ме-
таллов образуются за счет химических связей типа
Ме-<-СО, то как объяснить отсутствие на атомах метал-
лов отрицательного и наличие положительного эффек-
тивного заряда?
1458. Рассмотреть особенности структуры молекул
карбонилов хрома, железа, никеля и кобальта.
1459. Написать уравнения реакций, лежащих в осно-
ве лабораторных методов получения СО из НСООН;
Н2С2О4; K4[Fe(CN)6].
1460. Какие вещества и в какой последовательности
используются в системе, предназначенной для очистки
СО от примесей СО2, О2 и Н2О?
1461. Угарный газ и водород обладают рядом сход-
ных свойств: оба газообразны, бесцветны, практически
нерастворимы в воде, кислотах и щелочах, хорошие вос-
становители, сгорают в кислороде. Как разделить их
смесь?
1462. Взрывоопасна ли смесь Ьксида углерода с кис-
лородом; воздухом; парами воды; водородом; хлором?
6*
163
1463. Какие из перечисленных Мер необходимо Пред-
принять при отравлении оксидом углерода: вдыхать чис-
тый воздух; дышать чистым кислородом; выпить раствор
питьевой соды; соблюдать покой?
1464. Вычислить теплотворную способность водяного
газа (в кДж/м3) в стандартных условиях, если объем-
ный состав газа принять равным: 40% СО и 50% Н2
(остальное СО2 и N2).
1465. Используя значения стандартных энтальпий об-
разования оксида углерода (II) и газообразного углеро-
да, а также значение энергии связи в молекуле кислоро-
да, вычислить энергию диссоциации молекул оксида
углерода на атомы.
1466. Закончить уравнения реакций и указать усло-
вия их протекания:
СО+С12-> CO+Ni->
CO+Fe2O3->- CO+PdCl2+H2O->-
1467. Какие химические реакции лежат в основе ла-
бораторных и промышленных методов получения угле-
кислого газа?
1468. Хранящийся в стальных баллонах углекислый
газ может содержать следующие примеси: пары воды;
оксид углерода (II); кислород; азот; реже — следы се-
роводорода и сернистого газа. Как очистить углекислый
газ? Предложить принципиальную схему очистительной
системы.
1469. Почему углекислый газ можно использовать
в качестве огнетушительного средства? Что ограничива-
ет подобное использование его?
1470. Какие процессы происходят при взаимодейст-
вии углекислого газа с водой? Какие молекулы и ионы
находятся в образующемся при этом растворе? Напи-
сать уравнения реакций.
1471. Какова пространственная форма молекулы
Н2СО3 и иона СОз“?
1472. Вычислить pH насыщенного раствора углекис-
лого газа в воде. Растворимость СО2 при нормальных
условиях составляет 170 мл в 100 г воды.
1473. Могут ли ионы СОз- входить в координацион-
ную сферу комплексов? Привести примеры таких соеди-
нений. Устойчивы ли эти соединения?
164
1474. Почему при приготовлении труднорастворимых,
но легкогидролизующихся карбонатов не рекомендуют
использовать избыток растворимого карбоната?
1475. Какое влияние на состав осадка оказывает по-
рядок сливания растворов при приготовлении легкогид-
ролизующихся карбонатов?
1476. Написать уравнения реакций, которые могут
протекать при смешивании водных растворов 2п(МОз)2
и К2СО3; Zn(NO3)2 и КНСО3. Какие вещества могут вы-
падать в осадок? Выбрать оптимальные условия для по-
лучения среднего карбоната цинка.
1477. Отразится ли на составе осадка природа аниона
растворимой соли свинца (МОГ, СН3СОО~); природа
осадителя (NaHCO3, Na2CO3, КНСО3) и температура
растворов при получении карбоната свинца?
1478. Рассмотреть особенности процессов, протекаю-
щих при сливании горячего раствора соды и растворов,
содержащих ионы Ве2+; Cu2+; Со2+; Ni2+.
1479. Как объяснить, что карбонаты щелочных и ще-
лочноземельных металлов термически более устойчивы,
чем карбонаты (/-металлов?
1480. Вычислить pH 0,1 М раствора карбоната нат-
рия, учитывая только первую стадию гидролиза соли.
1481. Вычислить pH 0,1 М раствора гидрокарбоната
натрия.
1482. Почему в водных растворах щелочных карбо-
натов pH всегда выше, чем в растворах гидрокарбона-
тов той же молярной концентрации?
1483. Не проводя расчета, определить среду водного
раствора карбоната аммония.
1484. В каком количестве воды можно растворить
1 г РЬСО3?
1485. Сравнить свойства и структуру оксидов СО2 и
SiO2.
1486. Как объяснить, что диоксид кремния имеет
высокие температуры плавления (1700°C) и кипения
(2200°C), в то время как диоксид углерода возгоняется
уже при —78,5°C?
1487. Как объяснить существование нескольких мо-
дификаций SiO2 (известны а- и 0-кварц, тридимит, а- и 0-
кристобалит и др.)?
1488. Процесс кристаллизации аморфного диоксида
кремния термодинамически возможен:
165
SiO2(аморф) SiO2(кварц) AGggg ~ кДж/моль.
Почему диоксид кремния трудно кристаллизуется и лег-
ко образует стекловидные формы?
1489. Какие реакции можно использовать для пере-
вода диоксида кремния в растворимое соединение крем-
ния?
1490. Учитывая соответствующие термодинамические
характеристики, оценить возможность использования
цинка и магния в качестве восстановителей при полу-
чении свободного кремния из его диоксида.
1491. Какая из кислот кремния может существовать
в мономерной форме в сильно разбавленных растворах?
Что происходит при концентрировании раствора? Рас-
смотреть схему процесса конденсации кремниевой кисло-
ты в водном растворе.
1492. Какие из приведенных химических реакций
(Г — галоген, R — органический радикал) можно ис-
пользовать для получения поликремниевых кислот:
1) SiO2-f-H2O->- 4) Si(/?)4-f-H2O->
2) SiH4-f-H2O->- 5) Na2SiOs+HCl->-
3) Sif4-f-H2O->•
1493. Что придает силикагелю слабо выраженные
кислотные свойства?
1494. Как объяснить существование большого коли-
чества силикатов самого разнообразного состава?
1495. Можно ли стекла различного химического со-
става считать различными химическими соединениями?
Каковы общие особенности строения стекла? Почему
стекло плохо кристаллизуется?
1496. Какие продукты могут получаться при слива-
нии водных растворов хлорида бария и метасиликата
калия?
1497. Привести примеры коллоидных растворов со-
единений кремния. Как их приготовить?
1498. Учитывая изобарно-изотермические потенциа-
лы реакций
GeO2-f-Ge=2GeO AGr = 37,6 кДж;
SnO2-|-Sn = 2SnO AG^ = 16,7 кДж;
РЬО2-ЬРЬ=2РЬО AG°r = —154,7 кДж,
сравнить устойчивость монооксидов и диоксидов герма-
ния, олова и свинца.
166
1499. Какие из реакций, схемы которых приведены
ниже, можно использовать для получения оксида олова
(II) при нагревании:
.. с I ~ ~ ~ (на воздухе)
1) Sn + О25) SnC2O4-----------------------------г
2) Sn
3) Sn (ОН)/" ”ЗДУП
6) SnC2O4
(в инертной атмосфере)
е __ (в инертной атмосфере)
/ J —— - . — —
4) Sn (NO,),18 mie'IT"°l> Т“”<Х> 8) SnO, + CO м.
1500. Чем можно объяснить, что реакции получения
SnO нельзя проводить при температуре, выше некото-
рой определенной, даже если процесс вести в инертной
атмосфере?
1501. Используя справочные данные, определить,
можно ли восстановить свинец из оксида свинца (II)
при действии водорода, меди, цинка; можно ли окислить
монооксид свинца до диоксида при действии кислоро-
дом.
1502. Закончить уравнения реакций:
1) Pb(NO3)2+NaClO+NaOH-> 5) РЬС14+Н2О->
2) Na2[Pb(OH)4]+Na2O2-> 6) Na2[PbCl6]4-H2O->
3) PbO-f-CaOCl2-> 7) Na2[Pb(OH)6]4-CO2->
4) Pb304+NaC10-> 8) РЬ3О4+НЫО3(разб)->
1503. Закончить уравнения реакций:
1) PbO2+NaOH-»Na2[Pb(OH)6]
(на холоде)
2) РЬО2+НС1--------->-РЬС14 (или Н2[РЬС1в]) + ...
3) РЬО2+НС1-»РЬС12+С12+ ...
4) PbO2-f-CaO-»-Ca2PbO4
5) PbO2+H2SO4->PbSO4+ ...
Какие из них иллюстрируют амфотерный характер диок-
сида свинца?
1504. Какие оксиды термически более устойчивы:
GeOa или SnOa, РЬО или РЬОа?
1505. Какую степень окисления имеют атомы свинца
в оксиде РЬ3О4?
1506. Как перевести в растворимые в воде соедине-
ния оксиды олова и свинца (ЭО и ЭОг)?
1507. По стандартным окислительно-восстановитель-
ным потенциалам оценить термодинамическую возмож-
167
ность окисления суриком в кислом растворе иодид-
ионов до свободного иода; ионов хрома (III) до дихро-
мат-ионов.
1508. Закончить уравнения реакций:
1) РЮ2 + S0f" + Н+ -> 2) Pb3O4 + Mn2+ +SO2" + Н+->МпО7
1509. Написать уравнения реакций: 1) получения ок-
сида олова (II) из хлорида олова (II) и из станнита нат-
рия; 2) получения оксида свинца (II) из нитрата свинца
(II) и плюмбита калия; 3) взаимодействия диоксида
свинца и сернистого газа; 4) взаимодействия диоксида
свинца и подкисленного раствора иодида калия; 5) вза-
имодействия сурика и концентрированной серной кис-
лоты.
1510. Как доказать, что РЬО2 — оксид, а ВаО2— пе-
роксид?
1511. Какие из перечисленных формул пригодны для
описания гидроксидов германия, олова и свинца (IV):
Э(ОН)4, ЭО(ОН)2, Н4ЭО4, Н2ЭОз, Н2[Э(ОН)6], эо2-
. пН2О?
1512. Как изменяется устойчивость, восстановитель-
ная активность, кислотно-основные свойства в ряду гид-
роксидов Ge(OH)2—РЬ(ОН)2?
1513. Как объяснить амфотерность гидроксидов гер-
мания, олова и свинца? Насколько справедливы схемы
уравнений:
2н+ + эо^~ н2эо2 э (он)2 э2+ + гон-
ги* + 30f- Н2ЭО3 Н4ЭО4 Э (ОН)4 Э4++ 4ОН-?
1514. Почему для получения гидроксида свинца (II)
обычно используется избыток водного раствора аммиа-
ка, но не избыток щелочи?
1515. Выпадет ли осадок гидроксида свинца (II), ес-
ли к 10 мл 0,2 н. раствора нитрата свинца (II) добавить
10 мл 0,1 и. раствора аммиака?
1516. В чем заключается различие в структуре и
свойствах а- и 0-оловянных кислот? Можно ли приписать
одной из этих форм формулу H2[Sn(OH)6]?
1517. Какие из перечисленных продуктов, Э(ОН)2,
Э (ОН) NO3, хЭ (ОН)2 • уЭ (NO3) 2, К2[Э (ОН) 4], К4[Э (ОН) 6],
К[Э(ОН)3], получаются при реакциях в растворе между
Pb(NO3)2 и КОН; между Sn(NO3)2 и КОН?
168
1518. Какие из указанных гидроксидов проявляют бо-
лее основные свойства: Ge(OH)2 или Sn (ОН)2; Sn(OH)2
или Pb(OH)2; Sn(OH)2 или SnO2-nH2O?
1519. Вычислить pH суспензии гидроксида свинца
(П).
1520. Сравнить гидролизуемость следующих соедине-
ний олова: SnCl2 и SnCl4; SnCl2 и Na2SnO2; Na2SnO2 и
Na2SnO3.
1521. При приготовлении растворов солей олова ре-
комендуется вести растворение соли в заранее подкис-
ленной воде, так как добавление кислоты в раствор, где
уже прошел гидролиз, не всегда вызывает исчезновение
мути, образующейся при гидролизе. Почему в этом слу-
чае может быть затруднено смещение равновесия гид-
ролиза?
1522. Написать уравнения гидролиза солей Pb(HSO4)2
и SnSO4.
1523. Почему в водных растворах ионы Sn4+ и РЬ4+
существуют только в сильнокислой среде?
1524. Как можно объяснить, что ионы РЬ4+ менее
устойчивы, сильнее гидролизуются, более склонны к ком-
плексообразованию и переходу в анионную форму, чем
ионы РЬ2+?
1525. Закончить уравнения реакций:
1) Na2PbO2+HCl-> 4) Na2SnO2+Cl2+NaOH-bH2O->
2) Na2PbO3+HCl+H2O->- 5) Na2[Sn(OH)6]+CO2->
3) Na2SnO2-f-Bi(OH)s-»-Bi-|-...
1526. В какой среде идет легче окисление Э(П)->-
->3(IV) и восстановление Э(1У)->Э(П) (Э — элемент
подгруппы германия)?
1527. Какие соединения олова и свинца используют-
ся в лабораторной практике в качестве окислителей; вос-
становителей?
1528. Какие окислительно-восстановительные процес-
сы происходят при зарядке и разрядке свинцового акку-
мулятора? Написать уравнения реакций.
1529. Закончить уравнения реакций:
1) Sn2++C10-+0H-+H20^ 3) РЬ2++С1а+ОН-->
2) Pb2+ + S2O|“ + ОН~ ->
169
1530. Вычислить окислительно-восстановительный по-
тенциал системы
Sn4+-}-2e=Sn2+
для [Sn2+] = 0,01 моль/л и [Sn4+] = 0,2 моль/л. В каких,
разбавленных или концентрированных, растворах для
ионов Sn2+ сильнее выражены восстановительные свой-
ства?
• 1531. Определить, как влияет среда раствора на окис-
лительную и восстановительную способность производ-
ных олова (II) и (IV), если известно, что
при pH = 0 Sn4+ + 2e = Sn2+ Е° = —0,15 В;
при pH = 13 [Sn (OH)e]2-+2e=[Sn (ОН)4]2—[- 2ОН~ £с=—0,96 В.
1532. Могут ли существовать совместно в растворе
ионы: Sn2+ и F2+; Sn2+ и Fe3+; Pb2+ и Fe3+; [Sn(OH)4]2-
и [Pb (OH)6]2—, Pb2+ и [Pb(OH)6]2-?
1533. При отравлениях для вывода свинца из организ-
ма применяется раствор сульфата натрия (~ 10%-ный).
Каков принцип действия такого раствора?
1534. Используя значения стандартных изобарно-
изотермических потенциалов образования газообразных
CF4, СС14, СВг4 и СС14, соответственно равные —887,4;
— 60,6; 69,4 и 260,4 кДж/моль, сравнить устойчивость
тетрагалогенидов углерода и оценить возможность их
синтеза из простых веществ. Чем объяснить наблюдае-
мый порядок изменения величин изобарно-изотермиче-
ского потенциала образования тетрагалогенидов угле-
рода?
1535. Чем обусловлена неустойчивость тетрагалогени-
дов свинца (PbF4 и РЬС14 разлагаются при нагревании,
РЬВг4 и РЬ14 не получены)?
1536. Чем обусловлена исключительная химическая
инертность фторуглеродов?
1537. Как объяснить существенное различие в темпе-
ратурах плавления хлоридов германия, олова и свинца
типа ЭСЬ (в обычных условиях твердые вещества) и ти-
па ЭС14 (жидкости)? Какие из хлоридов относятся к
числу солей, какие — к хлор ангидридам?
1538. Почему CF4 и СС14 в отличие от хлоридов и
фторидов всех остальных p-элементов IV группы в обыч-
ных условиях не подвергаются гидролизу? При каких
условиях идет гидролиз СС14?
170
1539. Гидролиз каких тетрагалогенидов р-элементов
IV группы в обычных условиях протекает согласно схеме
ЭГ4+Н2О^ЭО2 • пН2О+НГ?
Какие дополнительные продукты могут образовываться
при гидролизе рассматриваемых тетрагалогенидов?
1540. Сравнить гидролиз тетрафторида и тетрахло-
рида кремния. Объяснить различие в ходе этих процес-
сов. Наблюдается ли такое же различие в продуктах
гидролиза галогенидов остальных p-элементов IV
группы?
1541. Как могут быть получены тетрагалогениды
кремния? Сравнить особенности получения SiF4, SiCl4,
SiBr4 и Sil4; SiCl4 и CC14.
1542. Почему при растворении олова в соляной кис-
лоте получается хлорид олова (II), а не хлорид олова
(IV)? Как можно получить хлорид олова (IV)?
1543. В каком объеме насыщенного раствора хлори-
да свинца (II) содержится 1 г РЬС12?
1544. Определить, используя величины окислительно-
восстановительных потенциалов, в каком из случаев до-
стигается более полное восстановление олова (IV) в
кислой среде:
1) SnCl4+2CrC12 = SnCl2+2CrCl3:
2) SnC]4+2TiCl3 = SnCl2+2TiCl4.
1545. На восстановление 20 мл подкисленного 0,2 н.
раствора дихромата калия было затрачено 40 мл рас-
твора хлорида олова (И). Рассчитать нормальность
раствора хлорида олова и его эквивалентную массу.
1546. Закончить уравнения реакций:
1) SnCl2+KC103+K0H+H20-> 5) 5пС12+Н25О4(конц)-*
2) SnCl2+NaBiO3+HCl(pa36)-»- 6) SnCl2+HgCl2-»-
3) SnCl24-Cl2+KOH->- 7) SnCl2+FeCl3-*
4) SnCl2+NH2OH-H2O+NaOH-»- 8) SnCl4+Na2COj-|-H2O-»-
1547. Как объяснить, что среди комплексных галогеА
нидов кремния стабильны только фториды, германия —
фториды и хлориды, олова — все галогениды?
1548. Как объяснить, что координационное число
центрального атома в комплексных фторидах олова и
свинца выше (до 8), чем в соединениях кремния и гер«
мания (6)?
171
1549. Наметить методику получения возможно более
концентрированного раствора гексафторокремниевой
кислоты, используя в качестве исходных веществ диок-
сид кремния и фторид кальция. Можно ли получить без-
водную H2[SiF6]?
1550. Охарактеризовать свойства гексафторокремние-
вой кислоты. Как взаимодействует эта кислота с цин-
ком?
1551. Тетрахлорид олова образует комплексы (аддук-
ты) с НС1, Н2О, NH3, HF, NO и т. д. Написать коорди-
национные формулы этих соединений.
1552. Написать уравнения реакции взаимодействия
иодида свинца и иодида калия. Почему добавление во-
ды к раствору полученного соединения способствует об-
разованию осадка? Каков состав этого осадка?
1553. Закончить уравнения реакций:
1) H2[SiFeH-BaCl2->-
2) Na2[SiFe]+H2SOt->-
3) SnCl4-|-HCl->-
4) SnCl2 + HNO2+ HC1 ->
5) PbCl2+Cl2+HCl->-
6) K2SnO3+HCl->-
7) H2[SnCl6]+KOH->
1554. Сравнить среду в растворах галогенидов олова
одинаковой молярной концентрации: SnCl2, SnCl4 и
Na2[SnCl6].
1555. Какие из реакций можно использовать для по-
лучения гексахлоросвинцовой кислоты:
1) РЬО2+НС1->-
2) РЬС14+НС1->-
3) РЬС12+НС1->
4) РЬС12+НС1+С12->-
5) РЬО+НС1->-
6) РЬО+НСЦ-С12->-
7) РЬ+НС1->-
8) РЫ-НС1+С12->-
1556. Как объяснить, что термодинамически невоз-
можная в стандартных условиях реакция
С (т) + 2S (т) = CS2 (г) Дб298 = 65,83 кДж/моль
идет при высокой (900—1000 °C) температуре?
1557. Как объяснить мономерное состояние сероугле-
рода и полимерное — дисульфида кремния? Сравнить с
диоксидами углерода и кремния.
1558. Какие из приведенных реакций могут быть ис-
пользованы для получения дисульфида кремния:
t
1) Si+S—>- 3) SiCl4+H2S(p)->-
2) H2S+Si—> 4) Na2SiO3(p)+H2S(r)->
172
1559. Какие сульфиды, 3S или ЭБг, получаются при
нагревании смесей твердых веществ: Ge и S; Sn и S;
РЬ и S?
1560. Почему для получения сульфидов олова из рас-
творов по обменной реакции используют кислые раство-
ры солей?
1561. Какие продукты получаются в результате сле-
дующих реакций:
1) CS2+NaOH->- 3) CS2+K2S-»-
2) CS2+O2-»- 4) Na2CS3+HCl->
1562. Закончить уравнения реакций:
1) GeSH-HNO3(Koim)->
2) PbS+H2O2->-
3) GeS+(NH4)2S2->
4) GeS+O2->
1563. Растворяются ли сульфиды олова и свинца в
разбавленных и концентрированных кислотах: соляной,
серной, азотной, уксусной? Написать уравнения реакций.
1564. Как объяснить неустойчивость тиостаннитов,
тиоплюмбатов и тиоплюмбитов (тиостаннаты устой-
чивы) ?
1565. Дисульфид олова растворяется в растворе суль-
фида натрия, в концентрированной соляной кислоте, в
растворе гидроксида калия. Однотипны ли по химизму
протекающие при этом процессы?
1566. Закончить уравнения реакций:
1) GeS2+K2S->-
2) SnS+K2S-|-O2-|-H2O->-
3) ЫагЗпЗз+СОг+НгО-»-
4) H2[SnCl6]+H2S->-
t
5) Sn+S+NazCOj—>
t
6) SnS+S-|-Na2CO3—>
t
7) SnO2-|-S-|-Na2CO3—►
8) Na2SnS3-|-HCl->-
1567. Как объяснить, что молекулы циановодорода
и его ассоциатов имеют линейную форму?
1568. Учитывая, что
2С (т) + N2 (г) = (CN)2 (г) ДС-гэв = 297,2 кДж/моль,
объяснить, почему циан получается (в небольших коли-
чествах) при электрическом разряде на воздухе, если
используются угольные электроды. Может ли получать-
ся циан при прокаливании угля в атмосфере азота?
173
1569. Учитывая значения констант диссоциации
Кйсм = 5-10-10 и ДнаСОз = 4• 10-7, рассмотреть, как влияет
углекислый газ воздуха на водные растворы щелочных
цианидов. Почему цианиды нужно хранить в плотно за-
крытых сосудах?
1570. Какое взаимодействие между молекулами HCN
в растворе может рассматриваться как одна из причин
образования двух ее таутомерных форм?
1571. Какие особенности структуры иона CN- обус-
ловливают его способность входить в состав многих ком-
плексных соединений?
1572. Какие продукты, цианид железа (III), гидрок-
сид железа (III), гексацианоферрат (III) калия, можно
получить, варьируя соотношение сливаемых объемов
водных растворов KCN и FeCU?
1573. Вычислить степень гидролиза соли и pH в
0,65%-ном растворе цианида калия.
1574. Как изменится концентрация ионов водорода
в растворе синильной кислоты с pH = 5, если к 300 мл ее
раствора добавить равный объем воды?
1575. Какие из перечисленных мер предосторожности
необходимо соблюдать при работе с синильной кислотой
и ее солями: работать в вытяжном шкафу; часто провет-
ривать помещение; избегать открытого огня; работать в
перчатках; работать в противогазе; работать в предохра-
нительных очках?
1576. Какие вещества получаются при взаимодействии
сухого аммиака с твердой углекислотой; при пропуска-
нии углекислого газа через водный раствор аммиака?
1577. Закончить уравнения реакций:
1) H2C2O4-|-KNO3-»-
2) CO(NH2)24-KNOj->-N2+...
3) С2Н5ОН+КМпО4->СНзСООК+МпО2+...
4) C6Hi2Oe+KMnO44-H2SO4->-MnSO4-|~CO2-|- ...
5) СзН7ОН+КМпО4+Н25О4->СО2+...
6) H2C2O4-hKMnO4+H2SO4^CO2+MnSO4+ ,..
7) СзН7ОН+К2Сг2О74-Н2ЗО4->-СО2+ ...
8) HCOONa+KMnO4-»-MnO2+Na2CO3+NaHCO3+ • • .
9) CO(NH2)2+KBrO4-NaOH->Na2CO3-}-N2+ ...
1578. Как различаются карбиды, а также силициды
металлов по типу химической связи?
174
1579. Чем обусловлена способность углерода к обра-
зованию при взаимодействии с J-металлами карбидов
внедрения нестехиометрического состава?
1580. Чем различаются по структуре и свойствам кар-
биды кальция и вольфрама? Как различаются карбиды
этих металлов по действию на них воды и кислот?
1581. Предложить несколько способов получения кар-
бида кремния.
1582. Структуру карборунда можно представить как
структуру алмаза, в которой половина атомов углерода
замещена атомами кремния. Как это сказывается на
твердости, тугоплавкости, химической активности карбо-
рунда? Сравнить с алмазом.
1583. При сплавлении свинца с магнием образуется
интерметаллическое соединение, содержащее 19% по
массе магния. Определить формулу этого соединения.
1584. Закончить уравнения реакций:
1) Ве2С+Н2О->
2) СаС2+Н2О->
3) Мп3С+Н2О-►
4) Ca2Si+HCl->
5) MoSi2+HF+HN03->-MoF6+ ...
§ 7. р-Элементы III группы
1585. Чем обусловлена аномалия в изменении атом-
ных радиусов и ионизационных потенциалов в ряду р-эле-
ментов III группы по сравнению с s- и р-элементами
остальных групп Периодической системы?
1586. Только один из p-элементов III группы образу-
ет устойчивые в обычных условиях соединения Э(1).
Какой это элемент и как увязывается устойчивость ука-
занных соединений Э(1) с общей закономерностью из-
менения по группе устойчивости соединений в высших и
низших степенях окисления их атомов?
1587. Как подразделяются элементы III группы на
металлы и неметаллы? Сравните в этом плане р-элемен-
ты остальных групп.
1588. Как объяснить резкое изменение свойств яри
переходе от бора к алюминию?
1589. Какие из перечисленных факторов можно ис-
пользовать для иллюстрации сходства химии бора и
алюминия: способность элементов к образованию соеди-
175
нений со связями Э—О—Э и Э—N—Э; способность эле-
ментов к образованию комплексных соединений; кислот-
но-основный характер гидроксидов; свойства простых
веществ.
1590. Какие из перечисленных факторов можно ис-
пользовать для иллюстрации сходства химии бора и
кремния: склонность атомов обоих элементов к образо-
ванию полярных связей; способность атомов к образова-
нию фторидных комплексов; сходство типов (ионные,
ковалентные, внедрения) боридов и силицидов; высокая
устойчивость соединений со связями Э—О—Э и низкая—
со связями Э—Э; способность оксидов существовать в
стеклообразном состоянии; кислотный характер гидрок-
сидов; склонность гидроксидов к полимеризации; суще-
ствование боратов и силикатов разного состава; одина-
ковый характер процессов гидролиза галогенидов; суще-
ствование гидридов одинакового состава Э2Н6; низкая
устойчивость гидридов?
1591. Какие из перечисленных факторов обусловли-
вают сходство химии бора и кремния: наличие у атомов
вакантных орбиталей с относительно низкой энергией
(2р—В; 3d—Si); близкие размеры атомов (гв = 0,088 нм,
/"si=0,117 нм); одинаковый тип гибридизации (sp3); спо-
собность к акцептированию электронных пар других ато-
мов; близкие значения ионизационных потенциалов
(/в=8,29 эВ, /Si=8,15 эВ); одинаковые значения наибо-
лее характерных координационных чисел; неустойчивость
ионов Эп+ и Эп_?
1592. В последнее время химия бора начала интен-
сивно разрабатываться в связи с практическим примене-
нием ряда его соединений в качестве огнеупорной кера-
мики, абразивных материалов и ракетного горючего.
Назвать эти соединения.
1593. Как влияют на прочность гетероцепей В—О—В
и В—N—В следующие факторы: высокая электроотри-
цательность азота и кислорода; повышенная кратность
связей В—О и В—N за счет л-связывания по дативному
механизму (В-«-Э); малые радиусы атомов бора, азота
и кислорода?
1594. Привести примеры реакций, иллюстрирующих
склонность атомов бора к комплексообразованию.
1595. Объяснить, используя представления теории
МО, возможность существования молекулы В2, наличие
в ней единичной связи и парамагнитные свойства.
176
1596. Почему при конденсации паров бора образует-
ся полимерный продукт и не сохраняются молекулы В2?
1597. Какие из веществ, уголь, водород, магний, алю-
миний, можно использовать в качестве восстановителя
при получении бора из борной кислоты? Дать термоди-
намическое обоснование. Почему таким путем трудно
получить чистый бор?
1598. Рассмотреть особенности химических связей в
молекуле В2Н6. Почему процесс димеризации молекул
ВН3 нельзя объяснить образованием межмолекулярных
водородных связей?
1599. Почему молекулы галогенидов бора ВГ3 не-
склонны к полимеризации, как это характерно для ВН3?
1600. В каких условиях, в газовой фазе, в водном рас-
творе, в неводном растворе, можно осуществить процесс
ВгНб+2Н- = 2[ВН4]-?
1601. По стандартным энтальпиям образования рас-
считать тепловые эффекты реакций сгорания в кислоро-
де В2Н6, С2Н6 и Si2H6. Учитывая теплотворную способ-
ность этих гидридов, условия их получения и хранения,
оценить принципиальную возможность их использования
в качестве топлива.
1602. Написать уравнения реакций гидролиза В2Н6,
Ыа[ВН4].
1603. Чем объяснить склонность оксида бора к суще-
ствованию в аморфном и стеклообразном состояниях?
1604. Какие кислоты характерны для бора? Рассмот-
реть особенности строения этих кислот.
1605. Какие процессы происходят при постепенном
прокаливании ортоборной кислоты? Написать уравнения
соответствующих реакций.
1606. Написать уравнение реакции нейтрализации
борной кислоты раствором гидроксида натрия. Соль ка-
кого состава может быть выкристаллизована из этого
раствора?
1607. Проанализировать возможность применения к
полиборным кислотам следующих характеристик: поли-
мерные кислоты, конденсированные кислоты, изополи-
кислоты, многоядерные комплексы.
1608. Сравнить способность бора и кремния образо-
вывать изополикислоты. Чем объяснить такую способ-
ность этих элементов?
177
1609. Какой тип гибридизации атомных орбиталей
характерен для’^атома бора в ионах (ВО2)лЛ (ВО2)3~ и
В4О|“?
1610. Какие ионы могут находиться в разбавленном
растворе тетрабората натрия? Ответ обосновать.
1611. Написать уравнения следующих реакций:
1) азотная кислота вводится в разбавленный раствор
буры; 2) трифторид бора пропускается через раствор
карбоната натрия; 3) прокаливается смесь дифторида
кальция, оксида бора и ортофосфорной кислоты.
1612. Привести примеры следующих соединений бо-
ра: борида, борана, бората, пербората, борила.
1613. Объяснить закономерность в изменении приве.-
денных характеристик в ряду галогенидов бора:
£В-Г’ кДж/моль Дн298 обр’ кДж/моль дн’ х субл’ кДж/моль
BFS 635,4 1128,6 21
ВС13 434,7 405,5 25
BBr3 405,5 338,6 33
Big 351 209 —
1614. Для реакции: какого из галогенидов бора характерны
ВГз+Г-=[ВГ4]-; Br3+NH3=rsB-NH3;
ВГз+НГ=Н[ВГ4]; ВГз+Н2О=ГзВ-ОН2?
1615. Сравнить пространственную конфигурацию мо-
лекул BFS, BFg-NHg и иона BF7. Как изменяется тип
гибридизации атомных орбиталей бора при переходе от
BFS к BFg'NHgj от BFg^K BF7?
1616. Объяснить, почему хлорид бора сильно дымит
на воздухе.
1617. Какие из галогенидов бора гидролизуются в со-
ответствии с уравнениями:
ВГз+ЗН2О=Н3ВОз+ЗНГ;
4ВГз+ЗН2О=НзВОз+ЗН[ВГ4]?
1618. Какие из приведенных формул не соответствуют
реально существующим соединениям бора: В2Н3(СН3)з,
В2Н(СН3)5, B3N3H6, [Н3О][ВН4]?
178
1619. Проанализировать, насколько применима каж-
дая из приведенных структурных формул для описания
свойств боразола:
1620. Чем объяснить сходство в структуре и физиче-
ских свойствах боразола и бензола:
угол dCB, нм Тпл> °C 7КИП, С р, г см* м. у ед.
B3N3H6 120° 0,144 —58 63 0,86 (5 °C) 81
С6Н6 120° 0,140 5,5 80 0,88(15 С) 78
Имеется ли сходство в химических свойствах этих
соединений?
1621. Закончить уравнения реакций:
1) В+КОН+НгОа-»
2) B4-HN03(kohu)->
3) B+Ce(SO4)2+H2O->Ce2(SO4)3+...
4) B4-AuC13-|-H2O-»-Au+...
5) B2He+Cl2-»-
6) B2Ha+K2Cr2O7+H2SO4->
7) BiHio+KMnOi-^MnOa-b ...
8) Na[BH4]+H2SO4(pa36)-H
9) B2O3-|-C-|-Ch—►
10) BaClt+HClO-|-H3O-».
11) KlBFil+Na-и
179
1622. Метод алюмотермии широко используется для
получения многих чистых металлов: железа, хрома, мар-
ганца, титана и др. Можно ли методом металлотермии
получать алюминий?
1623. По стандартным энтальпиям образования ве-
ществ вычислить, какое количество тепла выделяется при
реакции (в расчете на 1 кг алюмотермической смеси) по-
лучения железа из Fe3O4. Зависимостью теплового эф-
фекта от температуры пренебречь.
1624. Рассчитать, используя соответствующие термо-
динамические характеристики, энтальпию реакции взаи-
модействия алюминия с углекислым газом в стандарт-
ных условиях. Сделать вывод о возможности сгорания
алюминия в углекислом газе.
1625. Учитывая стандартные электродные потенциа-
лы алюминия в кислой и щелочной средах, оценить воз-
можность его растворения в кислотах; воде и щелочах.
Охарактеризовать коррозионную устойчивость алюминия
в этих растворах и на воздухе.
1626. Какой процесс наблюдается при действии воды
на амальгамированный алюминий? Что происходит с
ним на воздухе?
1627. Почему практически нерастворимый в воде алю-
миний может растворяться в водных растворах NH4C1
и Na2CO3 ?
1628. Закончить уравнения реакций:
1) А1 ф Сг2Оу—+ Н+-> 3) А1 ф ОН“ + Н2О -
2) А! МпО^ + Н+ - 4) Al + NO2 + ОН” + Н2О
1629. В чем проявляется различие в структуре и свой-
ствах водородных соединений алюминия и бора? Рас-
смотреть природу химических связей, обусловливающих
полимеризацию в обычных условиях мономерных моле-
кул А1Н3.
1630. Тетрагидридоалюминат лития бурно реагирует
с водой с образованием осадка и газа. Написать уравне-
ние реакции.
1631. Одинаково ли относится к воде и кислотам про-
каленный при различных температурах оксид алюминия?
1632. Каким требованиям должны удовлетворять хи-
мические реакции, которые можно было бы использовать
для перевода кристаллического оксида алюминия в со-
единение, растворимое в воде.
180
1633. Какие из перечисленных свойств оксида алю-
миния обусловливают трудности получения из него ме-
таллического алюминия: наличие трех (а-, 0-, у) поли-
морфных модификаций, тугоплавкость (7’пл=2050 °C,
Т’1(ИП=2250°C), высокая твердость (по шкале Мооса для
А12О3—9, для алмаза — 10), малая растворимость в воде
(а-А12О3 труднорастворим даже в кислотах), термодина-
мическая устойчивость (AG298 обр = — 1588,4 кДж/моль)?
1634. Какие из приведенных группировок атомов мо-
гут входить в структуру гидроксида алюминия:
А1—ОН; А1—О—А1; А1=О;
/\ I
Al А1; А1ч-ОН2 Al—ОН...О-А1
1635. Проанализировать возможность использования
для описания алюмогеля следующих формул: А120з,
А1(ОН)3, Н[А1(ОН)4], Н3[А1(ОН)б], А1ООН, А12О3-пН2О.
1636. Как объяснить различное действие избытка вод-
ных растворов NH3 и NaOH на раствор A12(SO4)3?
1637. Вычислить pH водной суспензии гидроксида
алюминия.
1638. Какие из перечисленных ионов преобладают
в кислой и щелочной среде водных растворов со-
лей алюминия: Al3+, [Al(Н2О)6]3+, [А1 (ОН) (Н2О)5]2+
[А1(ОН)2(Н2О)4]+ [А1(ОН)4(Н2О)2]-, [А1(ОН)5Н2О]2-,
[А1(ОН)6]3-, [А1(ОН)4]-?
1639. В каком агрегатном состоянии хлорид алюми-
ния состоит из мономерных и димерных молекул, а в ка-
ком имеет ионную решетку?
1640. Безводный хлорид алюминия сильно дымит на
воздухе, а в воде растворяется с шипением. Объяснить
причину этих явлений. Рассчитать тепловой эффект про-
цесса растворения хлорида алюминия.
1641. Получается ли безводный хлорид алюминия
при термической дегидратации на воздухе его кристал-
логидрата?
1642. Оценить, учитывая величины стандартных изо-
барно-изотермических потенциалов образования газооб-
разных монофторида ( — 21 кДж/моль) и трифторида
( — 585,2 кДж/моль) алюминия, направление реакции
AlF3(r)+2Al(T)=3AlF(r)
181
в стандартных условиях. Как влияет на направление
процесса повышение температуры?
1643. Характерны ли реакции следующих типов для
всех галогенидов алюминия:
А1Гз+2Н2О=А1 (ОН) гГ+2НГ; А1Г3+ЗГ- = [А1Г0]3-;
А1Гз+НГ=Н[А1Г4]; A1F3+NH3=Г3А1 • NH3;
А1Гз+Г- = [А1Г4]-; А1Г3+/?=Г3А1-Я
(/? — молекула органического соединения, обладающая
донорными свойствами).
1644. Написать в ионной форме уравнения гидролиза
солей: KA1(SO4)2, Na[Al(OH)4], К[А1С14].
1645. Почему из водных растворов нельзя получить
сульфид, карбонат и цианид алюминия?
1646. Какие процессы происходят на катоде и аноде
при электролизе растворов сульфата алюминия; иодида
алюминия?
1647. Наметить методику лабораторного получения
оксида алюминия из нитрата алюминия; сульфата алю-
миния из оксида алюминия; алюмината калия из квас-
цов; основной соли алюминия из хлорида алюминия.
1648. Написать уравнения реакций, которые происхо-
дят: 1) если металлический алюминий вводится в ще-
лочной раствор нитрата калия; 2) нитрид алюминия
вводится в горячий раствор гидроксида калия; 3) нитрат
алюминия вводится в концентрированный раствор суль-
фида натрия; 4) карбид алюминия растворяется в кон-
центрированном растворе щелочи.
1649. Известно, что некоторые элементы (обозначим
их A, D, Е, G, L) образуют соединения типов:
гидриды ОКСИДЫ хлориды анионы комплексные соединения
АН3 АО и АО2 АС13 АОГ о AH3-DF3
(DH3)2 D2O3 DC13 DO7 DF3-HF
ЕН3 Е4О3 и E4O1Q ЕС13 и EC1S ЕО-1“ EH4I
GHa GO2 и GO3 GCI4 GOf- KL (GO4)2
(LH3)„ lzo3 (LC13)2 LO7 LF3-3NaF
Назвать эти элементы.
1650. Чем объяснить, что таллий в отличие от алюми-
ния растворяется в воде, хотя его электродный потен-
циал (£т1/т13+ = 0,72 В) более положителен по сравне-
182
нию с электродным потенциалом алюминия (^А1/А1э+ =
= — 1,66В)?
1651. Почему таллий, активнее, чем алюминий, взаи-
модействующий с водой, в щелочах в отличие от алюми-
ния растворяется лишь в присутствии окислителя?
1652. Чем обусловлено сходство химии таллия и ще-
лочных металлов и в чем оно проявляется?
1653. Рассмотреть закономерность в изменении основ-
ных свойств в ряду гидроксидов Ga(OH)3—Т1(ОН)3.
В чем проявляются амфотерные свойства гидроксидов
этого ряда?
1654. Расположить в ряд по склонности к гидролизу
соли Т1С1, T1(NO3)3, Ga2(SO4)3, Ga(CH3COO)3. Напи-
сать ионные уравнения всех стадий гидролиза последней
соли.
1655. В каком объеме насыщенного раствора содер-
жится 0,5 г Т1С1?
1656. Какой химический процесс может протекать,
если в раствор, содержащий ионы индия (III) и тал-
лия (I) с концентрациями [1п3+]=1 О'3 моль/л и [Т1+]=
= 1 моль/л, внести металлический индий?
1657. Соединения какого из p-металлов III группы
сильнотоксичны (по характеру действия похожи на со-
единения свинца и мышьяка) и поэтому требуют особой
осторожности при работе с ними?
1658. Закончить уравнения реакций:
1) In2S3+HNO3->
2) TICI3+H2S-»-
3) T12SO4+KMnO4+H2SO4-i-
5) Т1+НС1->
6) Tl+HNO3(pa36)->
7) T1+HNO3(kohu)->-
4) Т1С1+НС1О-»
§ 8. s-Элементы I группы
1659. Как согласовать характер изменения величин
ионизационных потенциалов атомов щелочных металлов
и величин электродных потенциалов этих металлов в ря-
ду Li—Cs:
Li Na К Rb Cs
I, эВ 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89
£°э/э+’ B — 3>01 —2.7 —2,92 —2,98 —2,92
183
1660. Как объяснить, что ионизационный потенциал
франция (3,98 эВ) выше, чем цезия (3,89 эВ)?
1661. Что служит основанием для деления s-элемен-
тов I группы на литий; натрий; калий и остальные эле-
менты?
1662. Чем объяснить, что многие характеристики ато-
мов и ионов, а также ряд свойств металлов довольно
резко изменяются от лития к натрию?
1663. В чем проявляется отличие химии лития от хи-
мии остальных щелочных металлов? Рассмотреть на при-
мере условий получения и устойчивости оксидов и пе-
роксидов; растворимости карбонатов, гидрокарбонатов
и фосфатов; склонности к образованию кристаллогидра-
тов солей.
1664. Чем обусловлено сходство химии лития и маг-
ния и в чем оно проявляется?
1665. Объяснить закономерность в изменении приве-
денных характеристик металлов в ряду литий — цезий:
р, г/см’ тпл. °C т °г 1 кип» ь Д^298 возг* кДж/моль
L 0,53 179 1350 159,3
Na 0,97 98 900 92
К 0,85 63 776 90,4
Rb 1,5 39 689 82,1
Cs 1,9 29 666 78,2
1666. При каких условиях существуют двухатомные
молекулы щелочных металлов? Определить, используя
представления теории МО, кратность связи в таких мо-
лекулах. Чем объяснить уменьшение устойчивости моле-
кул в ряду Li2—Css?
1667. Можно ли чисто химическим путем получить
щелочные металлы в свободном состоянии из их соеди-
нений? Записать уравнения соответствующих реакций.
1668. Какие условия должны обязательно соблюдать-
ся при электролитическом получении щелочных метал-
лов?
1669. В природе франций встречается в ничтожных
количествах в полиметаллических урановых рудах
(~4- 10-12 г Fr на 1 т урана). Можно ли в процессе вы-
деления франция осадить его из раствора химическим
путем или выделить электролитическим путем?
184
1670. Написать уравнения всех реакций, которые про-
текают при хранении металлических лития и калия на
воздухе при комнатной температуре.
1671. Насколько обоснована постановка вопроса о
том, какой из щелочных металлов наиболее активен?
Сравнить положение лития и цезия в ряду напряжений
и их отношение к воде, кислороду и азоту.
1672. Чем объяснить, что при температуре выше
700 °C металлический натрий (менее активный металл)
способен вытеснять калий (более активный металл) из
его соединений? Может ли такой процесс найти практи-
ческое применение при получении чистого калия?
1673. Что ограничивает широкое использование ще-
лочных металлов' (очень сильных восстановителей) при
металлотермическом получении менее активных метал-
лов?
1674. Почему щелочные металлы не применяются для
восстановления менее активных металлов из водных
растворов их солей?
1675. Известно, что литий применяется в металлур-
гии для удаления следов углерода из металлических
сплавов. Можно ли заменить его натрием или калием?
1676. Какие общие черты можно выделить в химизме
процессов: горение натрия в кислороде, парах серы и
хлоре; взаимодействие натрия с водой; взаимодействие
натрия с серной кислотой; вытеснение натрием водоро-
да из аммиака?
1677. При взаимодействии 4,6 г сплава рубидия с не-
которым другим щелочным металлом образуется 2,24 л
водорода (объем измерен при н. у.). Какой щелочной
металл был взят?
1678. Охарактеризовать особенности структуры и
свойств гидридов щелочных металлов, сравнив их с гид-
ридами ранее изучавшихся элементов.
1679. Как получить гидрид лития из оксида лития?
Дать термодинамическое обоснование возможности или
невозможности процесса образования гидрида лития
при взаимодействии его оксида с водородом.
1680. Как можно получить оксиды лития, натрия и
калия? В каком случае можно использовать реакцию
прямого окисления металла кислородом?
1681. Какие ионы находятся в узлах кристаллической
решетки пероксидов Na2O2 и КО2; озонида КО3?
185
1682. Чем объяснить повышение термической устой-
чивости в ряду пероксидов лития — цезия?
1683. На чем основано использование пероксидов ще-
лочных металлов для регенерации кислорода в замкну-
тых системах, в которых накапливается углекислый газ?
1684. Для окисления веществ при повышенных тем-
пературах используется окислительная смесь пероксида
и карбоната натрия (в отношении масс 1:1). Какова
роль каждого из компонентов смеси?
1685. Закончить уравнения реакций:
1) Na2O2 + KI + H2SO4 -> 7) RbO2 + КI + H2SO4
2) Na2O2 + Fe (OH)2 H2O -> 8) KO2+KMnO4+H2SO4->MnSO4+. •.
3) Na2O2 + KMnO4 + H2SO4 9) KO2 + H2S (p)
t
4) KO2 + H2SO4 -> 10) NaO2 + Na ->
5) KO2 + CO2 - 11) KO3 + H2O ->
6) KO2 + Na2SO3 + H2SO4 12) KO3 + KI + HaSO4 ->
1686. Охарактеризовать сродство к воде оксидов ще-
лочных металлов, если величины изобарно-изотермиче-
ских потенциалов реакций
1/2Э2О (т) + 1/2Н2О (ж) =ЭОН (т)
для лития, натрия, калия, рубидия и цезия соответ-
ственно равны —46,8; —77,6; —101,4; —104,5 и
— 104,5 кДж/моль. Можно ли ожидать, что скорость ре-
акции взаимодействия оксида с водой тем выше, чем бо-
лее отрицательное значение имеет величина Дб?
1687. Как согласовать усиление основных свойств в
ряду гидроксидов лития — цезия с тем, что все эти гид-
роксиды являются ионными соединениями?
1688. Какие из приведенных процессов находят прак-
тическое применение для получения гидроксидов щелоч-
ных металлов:
1) Э(т)+Н2О(ж)->
2) Э2О(т)Н-Н2О(ж)->-
3) Э2О2(т)4-Н2О(ж)->
5) ЭН(т)+Н2О'(ж)->
6) Э3Ы(т)+Н2О(ж)->
7) Э3Р(т)+Н2О(ж)->
4) Э2СО3(р)+Са(ОН)2(р)->
8) электролиз раствора соли?
1689. Почему растворы гидроксидов натрия и калия
разрушают стеклянную посуду, особенно при длитель-
ном кипячении? Написать уравнения реакций.
186
1690. Из какого материала должны быть изготовле-
ны тигли для расплавления щелочей? Используются ли
для этой цели фарфоровые, платиновые, корундовые,
кварцевые, железные тигли?
1691. Какие меры предосторожности следует соблю-
дать при работе с твердыми щелочами и их концентриро-
ванными растворами?
1692. Какого типа решетка (молекулярная, атомная
и т. д.) характерна для металлического калия, оксида,
гидроксида, хлорида, сульфата и карбоната калия?
1693. Из каких частиц состоят галогениды щелочных
металлов в твердом, жидком и газообразном состояниях?
1694. Как изменяется термическая устойчивость гало-
генидов натрия в ряду NaF—Nal? Учесть величины стан-
дартных энтальпий образования этих веществ.
1695. Каков химический состав соды каустической,
кристаллической, кальцинированной, питьевой?
1696. Можно ли как метод получения сульфата ка-
лия рекомендовать растворение металлического калия в
серной кислоте?
1697. Предложить методику перевода в водном раст-
воре хлорида калия в сульфат калия и сульфата калия
в хлорид калия, по которой в каждом случае можно бы-
ло бы выделить из раствора кристаллы чистого про-
дукта.
1698. Привести три способа получения карбоната
натрия из сульфата натрия.
1699. Каким образом в технике получают поташ? По-
чему его нельзя получать способом, аналогичным ам-
миачному способу получения соды?
1700. Какие соединения щелочных металлов приме-
няются для осушки газов?
1701. Как относятся к нагреванию карбонаты и гид-
рокарбонаты калия и натрия? Написать уравнения воз-
можных реакций. Как без нагревания гидрокарбонат
калия превратить в карбонат?
1702. Приведенные схемы заполнить таким образом,
чтобы получить уравнения реакций, идущих до конца:
1) NaOHH- ... =NaCl+...
2) Na2CO3+ ... =NaCl+ ...
3) Na2SO4+ ... =NaNO3+ ...
4) Pb(NO3)2+ ... =NaNO3+ ...
187
§ 9. s-Элементы II группы
1703. На примере изменения атомных и ионных ра-
диусов и ионизационных потенциалов s-элементов I и II
групп проиллюстрировать явление вторичной периодич-
ности свойств элементов.
1704. К каким из s-элементов II группы приложима
следующая характеристика: элементы входят в состав
соединений в виде двухзарядных катионов; у них слабо
выражена способность к комплексообразованию; метал-
лы химически весьма активны; атомы в газообразном
состоянии не образуют молекул; элементы образуют
устойчивые пероксиды; при растворении в воде оксидов
образуются щелочи; гидриды имеют ионную структуру?
1705. В чем проявляется отличие химии бериллия от
химии остальных элементов главной подгруппы II груп-
пы; сходство химии бериллия и химии алюминия? Чем
объясняются особенности химии бериллия?
1706. Как можно объяснить, что для s-элементов
II группы более характерно образование комплексов,
чем для s-элементов I группы?
1707. Как можно объяснить, что ион Ве2+ является
лучшим комплексообразователем, чем ионы остальных
s-элементов II группы? Привести примеры комплексных
соединений бериллия.
1708. Какие из s-металлов II группы можно полу-
чать путем электролиза водных растворов их солей?
1709. Используя значения стандартных изобарно-изо-
термических потенциалов образования оксидов, сделать
вывод о возможности или невозможности алюмотерми-
ческого получения s-металлов II группы.
1710. Охарактеризовать (в общем виде) условия по-
лучения металлического магния электролитическим, ме-
таллотермическим и углетермическим способами.
1711. Как объяснить, что бериллий, магний и щелоч-
ноземельные металлы имеют более высокие температу-
ры кипения и плавления и большую плотность, чем ще-
лочные металлы?
1712. Бериллий (совместно с препаратом радия) ис-
пользуется как источник нейтронов, образующихся при
ядерных реакциях:
1) jBe-f-^He- 2)jBe + 24-
Закончить уравнения этих реакций.
188
1713. Объяснить, почему магний не Взаимодействует
с водой при комнатной температуре, но реагирует при
нагревании; почему магний может растворяться в вод-
ном растворе хлорида аммония.
1714. Какой из s-металлов II группы может раство-
ряться в щелочи? Чем это объяснить?
1715. Насколько характерна каждая из реакций, схе-
мы которых приведены ниже, для s-металлов II группы:
ЭН-О2->-ЭО;
Э+С->-ЭС2;
34-N2+33N2;
3-f-H2->-3H2;
34-NaOH->Na23O2+H2;
3+F2+3F2.
1716. По диаграммам плавкости установить форму-
лы интерметаллических соединений в системах Mg—Ge
и Си—Mg:
Ge,°0 по атомному
содержанию
Mj, °о по массовому
содержанию
1717. Чем отличаются по структуре гидриды берил-
лия и магния от гидридов щелочноземельных металлов?
Как эти различия сказываются на химических свойствах
гидридов бериллия и магния?
1718. Учитывая величины стандартных изобарно-изо-
термических потенциалов образования твердых гидри-
дов бериллия, магния и кальция, соответственно равные
115,62; —36,78 и —136,27 кДж/моль, сделать вывод о
возможности или невозможности прямого синтеза этих
соединений из простых веществ.
1719. Найти ошибку в расчете, согласно которому
для получения при комнатной температуре 400 л (при
н. у.) водорода из гидрида кальция требуется 750 г гид-
рида.
189
1720. Проанализировать роль пёречйсЛеннЫх факТб*
ров в объяснении полимерной структуры гидрида берил-
лия: в молекуле ВеНг атом бериллия координационно не-
насыщен; связь Be—Н имеет ковалентный характер;
вследствие малых атомных радиусов бериллия и водоро-
да длина связи Be—Н невелика; молекула ВеНг элект-
ронодефицитна.
1721. В каких условиях, в газовой или твердой фазе,
в водном или неводном растворе, возможна следующая,
приводящая к получению гидрида бериллия, обменная
реакция:
BeCl2+2LiH = BeH2-|-2LiCl?
1722. Закончить уравнения реакций:
СаН24-Н2О-> СаН24-НС1->
СаН2-|-О2—► СаН2-|-С12—►
1723. Чем объяснить, что наиболее отрицательное зна-
чение энтальпии образования в ряду твердых ВеО—ВаО
имеет СаО:
ВеО MgO СаО . SrO ВаО
дя298обр> кДж/моль—598,16 —600,67 —634,94 —589,31 —555,94
1724. Какой вывод об изменении свойств оксидов в
ряду ВеО—ВаО можно сделать на основании следую-
щих данных:
ВеО(т)+СО2(г) =ВеСО3(т)
СаО(т)Ч-СО2(г) = СаСО3(т)
ВаО(т)+СО2(г) =ВаСО3(т)
ВеО(т)+5Оз(т) = BeSO4(T)
СаО(т)Ч-5О3(т) =CaSO4(T)
ВаО(т)Ч-5Оз(т) =BaSO4 (т)
Дб298 ~ 20 кДж/моль;
Д^298 = — 130 кДж/моль;
ДО298 ~ — 216,94 кДж/моль;
ДС298 = —140 кДж/моль;
ДС298 ~ — 331,89 кДж/моль;
Дб298 — — 434 кДж/моль?
1725. Кислотно-основные свойства оксидов типа ЭО (т)
принято характеризовать по их способности участвовать
в реакциях:
1) ЭО(т)+Н2О(ж)+Э2+(р)+ОН-(р);
2) ЭО(т)+Н+(р)->Э2+(р)+Н2О(ж);
3) ЭО (т)4-ОН- (р) +Н2О (ж)->[Э(ОН)4]2- (р).
Свойства каких оксидов в ряду ВеО—ВаО можно опи-
сать схемами: 1) и 2); 2); 2). и 3)? Имеется ли среди
190
рассматриваемых оксид, способный реагировать в соот-
ветствии со всеми схемами?
1726. На чем основано применение водной суспензии
жженой магнезии (15: 1000 массовых частей) в случаях,
когда человек нечаянно выпил растворы серной или со-
ляной кислот? Можно ли в таких случаях MgO заменить
ВеО и ВаО?
1727. Чем объяснить повышение устойчивости в ряду
пероксидов бериллия — бария?
1728. Написать уравнения реакций взаимодействия
пероксида бария с кислотой; водой; иодидом калия в
присутствии соляной кислоты; диоксидом марганца при
сплавлении; раствором нитрата серебра. К какому типу
реакций следует отнести реакции взаимодействия перо-
ксида бария с кислотой, водой? Какие свойства проявля-
ет пероксид бария в остальных реакциях?
1729. Константа равновесия реакции, используемой
в одном из промышленных методов получения кислорода
2ВаО(т)+О2(г)=2ВаО2(т),
равна 0,066 (697 °C); 0,186 (737 °C); 0,497(794 °C);
1,22 (835°C); 0,945 (853°C). Начертить график зависи-
мости константы от температуры. При каких температу-
рах оксид бария поглощает кислород и при каких тем-
пературах образующийся продукт отщепляет кислород?
1730. Как и почему изменяются термическая устой-
чивость, растворимость и кислотно-основные свойства в
ряду гидроксидов бериллия — бария?
1731. Можно ли для получения гидроксидов каждого
из s-элементов II группы использовать обменные реак-
ции в растворе, действуя при этом щелочами или аммиа-
ком на их соли?
1732. Написать молекулярные уравнения реакций:
Ве(ОН)2(т)+ОН-(р)-> Ве(ОН)2(т)+Н+(р)->
t
Ве(ОН)2(т)+ЫаОН(т)^
1733. Почему не всегда выпадает осадок, если к раст-
вору соли хлорида магния добавить водный раствор
аммиака, содержащий хлорид аммония? Написать урав-
нения реакций, объясняющие происходящие явления.
1734. Будет ли выпадать осадок гидроксида магния,
если смешать 5 мл 0,001 М раствора аммиака и 10 мл
0,001 М раствора сульфата магния?
19!
1735. Какой состав имеет натронная известь? Какие
из перечисленных газов, С12, SO2, О2, Н2, H2S, NH3, СН4,
можно сушить натронной известью?
1736. Какая общая особенность характерна для про-
цессов, протекающих в растворе при условии избытка
добавляемых к соли бериллия щелочей, щелочных фто-
ридов и карбонатов?
1737. Какое различие в свойствах соединений магния
и бериллия используется для разделения Ве(ОН)2 и
Mg(OH)2; ВеСО3 и MgCO3; BeF2 и MgF2?
1738. При выдерживании 4,44 г кристаллогидрата
хлорида бария в колбе объемом 8,88 л при температуре
327 °C избыточное давление составило 2,08*105 Па.
Установить формулу кристаллогидрата.
1739. Используя значения стандартных энтальпий об-
разования, установить характер изменения термической
устойчивости карбонатов в ряду ВеСО3—ВаСО3. Распро-
страняется ли характерная для карбонатов зависимость
устойчивости от положения элемента в Периодической
системе на другие соли рассматриваемых элементов?
1740. Соли каких s-элементов II группы подвергают-
ся в растворе гидролизу по катиону?
1741. Написать молекулярные и ионные уравнения
гидролиза следующих солей: BeSO4, Be(NO3)2, Na2BeO2.
1742. Чем обусловлены трудности получения среднего
карбоната бериллия из водных растворов? Распростра-
няются ли эти трудности на карбонаты остальных s-эле-
ментов II группы? Написать уравнения реакций, проте-
кающих в водных растворах при добавлении соды к хло-
ридам бериллия, магния и кальция.
1743. Лабораторный метод получения углекислого
газа основывается на реакции взаимодействия мрамора
с соляной кислотой. Почему при этом не используется
серная кислота?
1744. Учитывая значения ПР, установить, какой оса-
док начнет выпадать первым, если к раствору, содержа-
щему ионы Са2+ и Ва2+ в одинаковой концентрации, до-
бавлять по каплям разбавленный раствор сульфата ам-
мония?
1745. Предложить методику синтеза сульфата бария,
пригодную для получения чистого и возможно менее дис-
персного осадка.
1746. Почему при пропускании углекислого газа че-
рез раствор хлорида или нитрата бария осадок карбо-
192
ната бария не выпадает, а при действии углекислого
газа на баритовую воду — выпадает?
1747. Какие соединения кальция применяются в ка-
честве строительных материалов или входят в их состав?
Чем объясняется возможность подобного применения со-
единений кальция?
1748. Какие соединения щелочноземельных металлов
обладают свойствами вяжущих материалов?
1749. Чем обусловлена жесткость воды? Какие мето-
ды устранения жесткости воды Вы знаете?
1750. Почему для устранения временной жесткости,
обусловленной солями магния, требуется большее коли-
чество извести, чем для устранения временной жестко-
сти, обусловленной солями кальция?
1751. Вывести общую формулу для расчетов типа
«Какова жесткость воды А в мг-экв/л ионов кальция,
если на титрование В л воды пошло D мл С нормально-
го раствора соляной кислоты?»
1752. Сколько соды нужно добавить к 100 л воды,
чтобы устранить общую жесткость, равную 3,8 мг-экв/л?
Глава V
d- и / ЭЛЕМЕНТЫ
§ 1. d- и /-Элементы III группы
1753. Среди d-элементов Периодической системы
d-элементы III группы выделяются своей постоянной ва-
лентностью (соединения Э(1,П) малоустойчивы), после-
довательным увеличением атомных радиусов, понижени-
ем ионизационных потенциалов и нарастанием химиче-
ской активности металлов по группе. Чем это объ-
яснить?
1754. Чем обусловлены высокие значения координа-
ционных чисел атомов рассматриваемых d-элементов в
комплексных соединениях? Сравнить координационные
числа В (3, 4); А1 (4, 6); Sc, Y, La (4, 6, 7, 8, 9).
1755. Какая форма соединений, катионная или ани-
онная, более характерна для скандия и его аналогов?
1756. Сравнить свойства элементов подгруппы скан-
дия и подгруппы галлия.
7 Зак. 440
193
1757. Оценить термодинамическую возможность ис-
пользования магния в качестве восстановителя металли-
ческого иттрия из хлорида иттрия. Как влияет темпера-
тура на эту реакцию?
1758. С учетом стандартных электродных потенциалов
(£°э/э3+), соответственно равных для скандия, иттрия,
лантана и актиния —2,08; —2,25; —2,37 и —2,60В, рас-
смотреть отношение этих металлов к воде и кислотам.
Почему не все рассматриваемые металлы достаточно
активно растворяются в воде при обычной температуре?
Можно ли получить металлический лантан путем элект-
ролиза водного раствора его соли?
1759. Как относятся металлы подгруппы скандия к
водороду? Сравнить структуру и свойства гидридов алю-
миния, галлия и лантана. В чем проявляется существен-
ное различие свойств гидридов алюминия и лантана?
1760. Охарактеризовать возможность использования
для получения оксидов d-элементов III группы приведен-
ных реакций:
Э+О2^
Э(ОН)3->-
9(NO3)3->-
t
Э2 (С2О4) з-*
э+н2о->
t
Эг(СОз) з->-
1761. Чем можно объяснить, что величины энтальпий
образования оксидов элементов подгруппы скандия луч-
ше укладываются в общую закономерность изменения
этих величин по группе, чем величины энтальпии обра-
зования элементов подгруппы галлия?
1762. Учитывая характер изменения кислотно-основ-
ных свойств гидроксидов в ряду d-элементов III группы,
указать, какой из этих элементов способен образовы-
вать гидроксокомплексы.
1763. Что будет наблюдаться в растворе с рН = 1, со-
держащем ионы (1 моль/л), при добавлении к 1 л
этого раствора 0,11 моль ионов ОН-?
1764. Сравнить гидролизуемость солей: ScCl3 и LaCl3;
ScCl3 и Na3[Sc(OH)e]; Na3[Al(OH)e] и Na3[Sc(OH)e].
1765. Почему из водных растворов нельзя получить
карбонат алюминия, но можно получить карбонат скан-
дия?
1766. Составить формулы комплексных соединений
скандия с фторид-, оксалат- и сульфат-ионами.
194
1767. Закончить уравнения реакций:
1) Sc+H?SO4->
2) У+НС1-> ‘
3) Lancia->
4) La-|-N2-*
5) La2O3+NH4Cl(p)->-
6) La-t-НгО->
1768. Максимальная валентность 4/-элементов равна
4. Как можно объяснить это с позиций спиновой теории
валентности, учитывая, что атомы 4/-элементов содер-
жат до 9 неспаренных электронов?
1769. Какова роль каждого из приведенных факторов
в определении сходства химии лантаноидов: все элемен-
ты входят в одну и ту же группу Периодической систе-
мы; два внешних электронных слоя атомов имеют оди-
наковую конфигурацйю; 4/-орбитали экранированы дву-
мя внешнйми электронными слоями; атомы близки по
размерам; атомы имеют близкие ионизационные потен-
циалы?
1770. Чем объяснить, что для всех лантаноидов наи-
более характерна степень окисления +3? Атомы каких
из этих элементов могут иметь степень окисления
+2, +4?
1771. Чем обусловлено сходство в химических свой-
ствах лантаноидов (/-элементы) и лантана (J-эле-
мент) ?
1772. Как объяснить, что лантаноиды (4/-элементы)
по химическим свойствам различаются между собой на-
много меньше, чем актиноиды (5/-элементы)?
1773. Сделать вывод о способности лантаноидов реа-
гировать с водой и кислотами в обычных условиях, учи-
тывая их стандартные электродные потенциалы:
Се Pr Nd
Lu
£’/эЗ+, В —2,48 —2,47 —2,4 ... —2,25
1774. Насколько справедливо утверждение, что с хи-
мической точки зрения лантаноиды имеют некоторое
сходство со щелочноземельными металлами? При под-
готовке ответа для элементов Ba, La, Се заполнить таб-
лицу-
Элемент га, нм 1. эВ £э/эя+. В Отноше- ние к Н,О Отноше- ние К Оз Свойства гидро- ксида
7
195
1775. С учетом стандартных потенциалов Е°2_|_/эз+ (для
Sm, Yb и Ей они равны соответственно —0,9; —0,58 и
—0,43В) и £334734+ (для Се и Рг они равны соответствен-
но 1,61 и 2,86 В) сделать вывод о способности ионов рас-
сматриваемых элементов восстанавливать водород воды или
окислять кислород воды до свободных.
1776. Оксиды и гидроксиды каких типов характерны
для лантаноидов?
1777. Какие продукты получаются при сжигании це-
рия в кислороде?
1778. Как изменяется сила оснований в ряду
Се(ОН)3—Lu(OH)3?
1779. Какие продукты получаются при взаимодейст-
вии Се(ОН)3 с кислородом воздуха?
1780. Какого типа реакции протекают при взаимо-
действии СеО2-иН2О с кислотами и щелочами?
1781. Для какого иона в ряду Се3+—Lu3+ равновесие
[Э(Н2О) пр++Н2О^[Э(Н2О) (ОН)р++Н3О+
сильнее сдвинуто вправо?
1782. Какие из галогенидов лантаноидов проявляют
восстановительные свойства? Привести примеры соот*
ветствующих уравнений реакций.
1783. С помощью каких восстановителей можно по-
лучить сульфат самария (II) из сульфата самария (III),
чтобы при этом продукт реакции не загрязнился продук-
тами окисления восстановителя?
1784. Закончить уравнения реакций:
1) SmCl2+KMnO44-H2SO4->
2) EuSO4+K2Cr2O7-(-H2SO4-»-
3) YbCl2+KC10+H2S04->-
4) Се+Н2О->-
5) Ce(OH)4+KI+H2SO4->-
6) Ce(SO4)2+H2O2-»
1785. Закончить уравнения реакций и написать их
в молекулярной форме:
1) Ce3++Ag+4-OH-->- 2) CeO2+SO|“+H+->-
1786. Как объяснить, что максимально возможная
валентность 5/-элементов выше, чем 4/-элементов?
Сравнить Nd (III) и U (II, III, IV, VI); Pm (III) и
Np (до VII); Sm (II, III) и Pu (до VII).
1787. Для каких из 5/-элементов характерны посто-
янные валентность и степень окисления атомов? Мож-
196
но ли ожидать высокую (до VII) валентность для пос-
ледних семи элементов в семействе 5/-элементов?
1788. Для каких элементов характерна и в чем выра-
жается их способность проявлять свойства как f-, так и
{/-элементов?
1789. Написать формулы кислотных гидроксидов 5f-
элементов. Обладают ли амфотерными свойствами гид-
роксиды Ат (ОН) 4 и Ат(ОН)з?
1790. Какое различие в химии плутония и америция
можно положить в основу методики их разделения?
1791. Масса колбы с газообразным фторидом урана
равна 45,2 г, масса той же колбы с кислородом 13,2,
с воздухом 12,9 г. Установить формулу фторида урана.
1792. Как изменяется гидролизуемость ионов Рп3+,
Pu4+, PuOt, PuOi+?
1793. Добавить недостающий реагент в схемах урав-
нений реакций:
1) ин3+...->иО2 3) UH3-|-...-4JF*
2) ин3+...-+-UCI4 4) иНз+...->иС1з
1794. Закончить уравнения реакций:
t
1) UO3->- 4) UOa+NaOH-»
кипячение
2) ио8 + НаО------> 5) UOj+HF->
3) иОз+НМО3-> 6) UO2+HNO3->
1795. Закончить уравнения реакций:
1) иС1з+О2+КОН^
2) иО2С124-СгС124-НС1->
3) KzNpOi+Oa+KOH-^
4) Ba3(NpO5)2-|-HCl->
5) NpO2Cl2+SnCl2-»-
6) PuO2C12+H2O2+H2SO4-»-
§ 2. tZ-Элементы IV группы
1796. Проанализировать роль перечисленных факто-
ров в определении исключительной близости химических
свойств циркония и гафния: одинаковая конфигурация
внешних электронных слоев атомов; наличие у атомов
вакантных (n—1) {/-орбиталей; наличие у атомов ва-
кантных (n—1)f-орбиталей; близкие значения атомных
и ионных радиусов; близкие значения ионизационных
потенциалов; близкие значения электроотрицательности
элементов.
197
1797. В чем причина близости атомных и ионных ра-
диусов циркония и гафния?
1798. Чем объяснить, что соединения титана в низ-
ших валентных состояниях более устойчивы, чем анало-
гичные соединения циркония и гафния?
1799. По ряду своих химических свойств торий (акти-
ноид) похож на цирконий и гафний (d-элементы IV груп-
пы). Объяснить причину этого сходства, приняв во вни-
мание электронную структуру атомов тория, циркония и
гафния и их валентные возможности.
1800. Как объяснить, что цирконий и гафний, имею-
щие сравнительно невысокие значения первых иониза-
ционных потенциалов и отрицательные значения стан-
дартных электродных потенциалов, в обычных условиях
химически инертны и коррозионно устойчивы?
1801. Почему для химии титана, циркония и гафния
малохарактерны ионы типа Э4+? Могут ли такие ионы
образовываться и быть устойчивыми в водном растворе?
1802. Существование каких из ионов, Ti4+, [Ti (Н2О)б]4+,
TiO2+, [Ti(OH)2(H2O)4]2+, [TiCl6]2-, или полимерных со-
единений, содержащих цепи
I I I /ОНЧ |
—Ti—О—Ti— и —Tiz ;Ti—,
I I I'НО'|
наиболее вероятно в водном растворе тетрахлорида ти-
тана? Как влияет среда раствора на устойчивость этих
ионов?
1803. Чем обусловлена склонность титана, циркония
и гафния к образованию соединений внедрения и соеди-
нений непостоянного состава?
1804. Чем, помимо высокой термодинамической ста-
бильности соединений циркония и гафния, обусловлены
трудности получения этих металлов в чистом состоянии?
1805. Для получения металлического титана исполь-
зуют методы металлотермии, электролиза, термического
разложения соединений. Оценить термодинамическую
возможность использования алюминия для восстановле-
ния титана из его диоксида; натрия — для восстановле-
ния титана из тетрахлорида; цинка — для восстановле-
ния титана в водном растворе. Привести примеры соеди-
нений титана, которые бы можно было использовать для
получения титана электролитическим путем; путем тер-
мического разложения соединений.
198
1806. Какие физические и химические свойства тита-
на и циркония обусловливают их сравнительно широкое
использование?
1807. При каких условиях титан, цирконий и гафний
могут взаимодействовать с галогенами, кислородом, се-
рой, углеродом, азотом? Написать уравнения соответст-
вующих реакций с участием циркония.
1808. Какой из металлов, относящихся к подгруппе
титана, растворяется в концентрированных соляной и
серной кислотах? Написать уравнения реакций.
1809. Чем объяснить, что гафний, не растворимый в
соляной кислоте (кислота сильная), растворяется в пла-
виковой кислоте (кислота слабая)?
1810. Объяснить химизм действия смеси концентри-
рованной азотной и плавиковой кислот на металличе-
ские цирконий и гафний.
1811. При одинаковых ли условиях протекают реак-
ции взаимодействия титана и циркония со щелочами?
Написать уравнения соответствующих реакций.
1812. Какого типа кристаллическая решетка (моле-
кулярная, ионная и т. д.) характерна для диоксидов
титана, циркония и гафния?
1813. Чем объяснить высокую прочность связей
Э—О и Э—Г (Г — галоген) для d-элементов IV группы?
Как это сказывается на свойствах диоксидов и тетрага-
логенидов рассматриваемых элементов?
1814. Какие оксиды титана можно получить при на-
гревании на воздухе Ti; TiO; Ti2O3; смеси Ti и TiO2;
смеси С и TiO2?
1815. Предложить методику получения диоксида ти-
тана, который бы образовывал возможно более однород-
ный тонкий слой на подложке.
1816. Закончить уравнения реакций:
t
TiO2-f-KOH-> TiCh+I-hSOi (конц)->
t t
TiO2+K2CO3-> TiO2+HF+
Исходя из этих реакций, охарактеризовать кислотно-
основные свойства диоксида титана.
1817. Как перевести оксиды TiO2 и ZrO2 в раствори-
мые в воде соединения? Написать уравнения реакций.
1818. Написать общие схемы уравнений получения
гидроксидов титана, циркония и гафния (IV) из их тетра-
галогенидов.
199
1819. Чем объяснить различие в химической активно-
сти свежеполученной титановой кислоты и длительно
старившейся в растворе?
1820. Как изменяется кислотно-основный характер,
устойчивость и окислительно-восстановительные свойст-
ва гидроксидов титана в ряду Ti(OH)2—Ti(OH)3—
TiO2 • nH2O?
1821. Как согласовать устойчивость мета- и ортотита-
натов металлов, например MgTiO3, Mg2TiO4, с неустой-
чивостью ионов TiO3- и TiO4- в растворе?
1822. Учитывая, что имеющиеся в продаже Ti-содер-
жащие реактивы—это обычно TiCl4 и TiO2, предложить
методику лабораторного синтеза титаната калия с обос-
нованием условий проведения реакций и условий вы-
деления чистого вещества.
1823. Насколько характерно для титана, циркония и
гафния образование каждого из следующих типов фто-
ридов: 3F4, (3F4)n, [3F6]2-, [3F8]4-? В каком агрегатном
состоянии эти фториды существуют в обычных усло-
виях?
1824. К какому классу соединений, солям или гало-
геноангидридам, следует отнести тетрахлорид титана?
Какие из перечисленных свойств TiCl4 определяют его
принадлежность к этому классу соединений: невысокие
температуры плавления и кипения (—21,4 и 136,5°C);
нулевой дипольный момент молекулы; тетраэдрическая
форма молекулы; малый эффективный заряд атома ти-
тана (+0,25); вещество сильно дымит на воздухе, в во-
де растворяется с шипением, при этом раствор разогре-
вается; водный раствор TiCl4 можно приготовить, лишь
обеспечив в нем сильнокислую среду?
1825. Чем объяснить порядок изменения температуры
плавления (°C) в ряду галогенидов титана: 284 (TiF4);
-24,1 (TiCl4); 38,3(TiBr4); 155(TiI4)?
1826. Как объяснить, что тетрахлорид титана плавит-
ся при более низкой температуре (—24,1 °C), чем трихло-
рид титана (сублимируется при ~430 °C)?
1827. В какой мере и для каких условий применимы
приведенные схемы уравнений гидролиза к описанию
процесса гидролиза каждого из тетрагалогенидов титана,
TiF4, TiCl4, TiBr4, Til4:
Т1Г*+Н2О-^Т1О2-пН2О+НГ; Т1Г4+Н2О->Т1ОГ2+НГ;
Т1Т*+Н2О-^Н2[Т1ОГ4]; Tir4+H2O->H2[Tire]+TiO2 • nH2O?
200
1828. Рассмотреть последовательные стадии гидроли-
за ZrCl4.
1829. Подкисленный соляной кислотой раствор три-
хлорида титана (фиолетового цвета) в открытом сосуде
постепенно обесцвечивается. Сохраняется ли цвет раство-
ра T1CI3 в плотно закрытом сосуде?
1830. Можно ли приготовить водные растворы тетра-
и трихлорида титана путем растворения этих веществ в
воде? Какие меры предосторожности следует соблюдать,
вливая в воду тетрахлорид титана?
1831. Сравнить гидролизуемость следующих соедине-
ний: TiCl2 и TiCl4; ZrOCl2 и ZrCl4; TiCl4 и ZrCl4; TiOSO4
и ZrOSO4.
1832. Какими общими свойствами обладают галоге-
ниды элементов подгруппы титана и подгруппы гер-
мания?
1833. Высокой твердостью обладают» вещества со
структурой алмаза: алмаз, карбид кремния, нитрид бора.
Какие из веществ, образуемых d-элементами IV группы,
также должны быть очень твердыми?
1834. Закончить уравнения реакций:
1) CaH2+TiO2-»-TiH2+... 4) Т1С1,+О2+НС1->-
2) Na+Ka[ZrFe]-> 5) TiO2+BaCOs->
3) TiO2-|-C+Cl2->-
§ 3. d-Элементы V группы
1835. Учитывая приведенные характеристики, объяс-
нить, почему ниобий и тантал по свойствам ближе друг
к другу, чем к ванадию:
Га, НМ I, эВ валентность
V (3d34s2) 0,136 6,74 (II, III), IV, V
Nb (4d45s!) 0,147 6,88 (I, II, Iiu IV) ,v
Та (5d36s2) 0,149 7,88 (I, II, III, IV), V
1836. Почему химия ванадия намного богаче и слож-
нее химии его аналогов — ниобия и тантала?
1837. Почему существование таких соединений танта-
ла, как TaN и Ta2N; ТаС и Та2С; ТаВ, ТаВ2 и Та3В4, нель-
зя расценивать, как свидетельство переменной валентно-
сти этого элемента, в то время как факт переменной ва-
201
лентности ванадия можно иллюстрировать существова-
нием соединений VO, V2O3, VO2, V2O5?
1838. Проанализировать, насколько значительна в хи-
мии ванадия роль каждого из следующих разделов: хи-
мия катиона V2+; химия катиона V4+; химия оксованадия
VO2+; химия ванадатов (IV); химия ванадатов (V).
1839. В каком валентном состоянии ванадий в наи-
большей мере склонен образовывать ионные связи?
1840. Одинакова ли причина неустойчивости в водном
растворе ионов V2+ и V4+?
1841. Сравнить основные свойства элементов подгруп-
пы ванадия со свойствами p-элементов V группы; элемен-
тов подгруппы титана; элементов подгруппы хрома. Чем
объяснить сходство в свойствах d-элементов разных групп
Периодической системы?
1842. Какие из приведенных типов фторидов харак-
терны для ванадия, ниобия и тантала: 3F5, (3Fs)n,
[3F6]-, [3F7]2-, [3F8]3-? Возможно ли образование анало-
гичных хлоридов, иодидов?
1843. Какие химические реакции лежат в основе про-
мышленных методов получения металлов подгруппы ва-
надия? Чем обусловлены общие трудности получения этих
металлов высокой степени чистоты?
1844. Как объяснить, что даже незначительные при-
меси кислорода, азота и углерода в металлических вана-
дии, ниобии и тантале резко снижают их пластичность,
ковкость, тягучесть?
1845. Где применяются ванадий, ниобий, тантал? Ка-
кие свойства этих металлов обусловливают их примене-
ние?
1846. В чем растворяются ванадий, ниобий и тантал?
Написать уравнения реакций.
1847. Чем объяснить, что взаимодействие ванадия и
тантала с галогенами при нагревании ведет к образова-
нию разных по составу продуктов:
V+F2->VF5; Ta+F2->TaF5;
V+C12->VC14; Ta-f-Cl2->TaCl5;
V-J-Br2-*-VBr3; Та-]-Вг2-»-ТаВг5?
V+I2->VI3;
1848. Чем объяснить различие в характере продуктов,
образующихся при следующих реакциях:
V+C12->VC14: V+HCl+HNOs-^VCk;
V+HCl(r)->VCl2; V+HC1O4->VO2C1O4?
202
1849. На основании приведенных схем, иллюстрирую-
щих отношение оксидов ванадия к кислотам и щелочам,
сделать вывод о кислотно-основных свойствах этих окси-
дов:
VO (т) +Н+ (p)->V2+ (р); VO2 (т) +Н+ (р) ->VO2+ (р);
V2O3(T)+H+(p)->V3+(p): VO2 (т) + ОН-(р) -V4O|-(p).
1850. Закончить уравнения реакций:
1) V2O5-|-HCl->- 3) Ta2O5+KF-|-HF->
2) V2O5+KOH->-
1851. От каких факторов зависит состав ванадат-ионов
в водном растворе? Как эти факторы влияют на равнове-
сие
VQ3- V10O^ (V3O|-; V2Oy— и т. д.)?
1852. Написать уравнения реакций получения гидрок-
сидов ванадия и тантала (V). Проявляют ли они амфо-
терные свойства?
1853. Написать уравнения реакций взаимодействия
сульфата оксованадия (IV) и перманганата калия; суль-
фата оксованадия (IV) и крепкой азотной кислоты.
1854. Чем обусловлена неустойчивость водного раст-
вора дихлорида ванадия? Что с ним может происходить
при хранении на воздухе и в отсутствие кислорода?
1855. Какие из галогенидов ванадия, ниобия и тантала
относятся к числу солей? Для какого из этих элементов
наиболее характерны кластерные галогениды?
1856. Закончить уравнения реакций:
1) NH4VO3+ (NHi)2S+H2O->(NH4) 3vs4+ ...
t
2) Та2О5-|-С12->ТаС15-|- ...
3) NaVO3+Zn-|-HCI->
4) Na3VO4-hH2O2->-Na3VO5+ ...
5) NaVO3+KI+H2SO4->-
6) NaVO3+FeSO4+H2SO4-»-
§ 4. дГ-Элементы VI группы
1857. Чем обусловлена близость атомных и ионных
радиусов молибдена и вольфрама? Как она сказывается
на характере изменения свойств в ряду хром—вольфрам?
2^3
1858. Какая форма, катионная или анионная, харак-
терна для d-элементов VI группы в низших и выс-
ших степенях их окисления?
1859. У каких из d-элементов VI группы и почему в
большей мере выражено сходство с d-элементами сосед-
них групп?
1860. Используя диаграмму, оценить термодинамиче-
скую возможность восстановления при разных темпера-
1. i/3W+1/2O2=i/3WO3;
2. Н2+1/2О2=Н2О;
3. С-Р/2О2=СО;
4. 2/зСг-Ь1/2О2=1/зСг2О3;
5. 2/3А1+‘/2О2 = 1/зА12О3
турах хрома и вольфрама из их оксидов под действием
водорода, угля и алюминия.
1861. Определить, используя справочные данные, в
области какой температуры становится термодинамиче-
ски возможной реакция восстановления углем триоксида
молибдена, если при этом образуется углекислый газ.
1862. Водные растворы каких солей хрома (II, III или
VI) можно использовать для электролитического получе-
ния металлического хрома?
1863. Написать уравнения реакций, протекающих на
катоде при электролизе водных растворов СгС13 и
Сгг (5О4)з.
1864. Как объяснить повышение температур плавле-
ния и кипения, а также теплот сублимации в ряду метал-
лических хрома, молибдена и вольфрама (тип решетки
металлов одинаковый)?
1865. Какие закономерности в изменении плотности
d-металлов можно отметить, сопоставив плотность метал-
лов V—VII групп?
1866. Объяснить, учитывая стандартные потенциалы
хрома и водорода:
Сг-2е=Сг2+ Е°---0,91В;
204
Сг—Зе-=Сг3+ Е°=—0,74В;
Сг (пассивир)— 2е=Сг2+ Е°= 1,19В;
Сг2+—е=Сга+ Е°=—0,41В;
2Н++2е=Н2 Е°=—2,1В;
2Н+(10-т М)+2е=Н2 Е°----0,41В,
почему хром в обычных условиях нерастворим в воде,
а при его растворении в кислотах с выделением водорода
вначале образуются соединения Сг (II), а не Сг (III)?
1867. Объяснить причину пассивирования хрома азот-
ной кислотой; «царской водкой»; при анодном окислении;
под действием кислорода при комнатной температуре.
Почему хром не пассивируется в смеси азотной и плави-
ковой кислот? Почему явление пассивирования можно
предотвратить с помощью вибрации, ультразвука и меха-
нической очистки поверхности?
1868. Написать уравнения реакций взаимодействия
хрома с разбавленной и крепкой серной кислотой; молиб-
дена — с концентрированной азотной кислотой; вольфра-
ма — со смесью азотной и плавиковой кислот.
1869. Как относятся хром, молибден и вольфрам к ще-
лочам? Какие реакции происходят при сплавлении этих
металлов с окислительно-щелочными смесями (KNO3+
+ КОН; КСЮз + КОН; NaNO3+Na2CO3)? Написать
уравнения реакций взаимодействия хрома с такими сме-
сями.
1870. Чем объяснить различие в составе продуктов,
образующихся при взаимодействии хрома, молибдена и
вольфрама с галогенами при повышенных температурах:
Cr+F2->CrF4(CrF5);
Сг С1 г-*- С гС 1 з;
Сг-|- Вг2->СгВг3;
Сг-|-12->Сг12 (Сг1з);
Mo-j-F2-*-MoFe;
Мо-ЬС12-»МоС15;
Мо+Вг2-»-МоВг4;
Mo+I2->MoeIi2;
W+F2->WF8;
W+Cl2->WCle;
W+Br2->WBr5;
W-|-I2->WeIi2?
1871. Почему при непосредственном окислении хрома
не образуется оксид СгО3, имеющий ДОв298обр=
=—504,5 кДж/моль?
1872. Объяснить закономерность в изменении следую-
щих характеристик твердых триоксидов:
СгО» МоО,
ДЯгэвобр» кДж/моль —593,9 —744
Тпл, °C 197 791
wo,
—842,2
1473
205
1873. Какого типа оксиды, ЭО, Э2О3, Э2О5, ЭО2, ЭО3,
ЭО5, характерны для хрома, молибдена и вольфрама?
Написать структурную формулу оксида ЭО5.
1874. Какие из реакций, схемы которых приведены
ниже, могут быть использованы для получения СГ2О3:
Cr (NO3)3 > СгоД СгО2С124 К2Сг2О7->
(NH4)2Cr2O7- Сг + оД Сг(ОН)Д CrO3 + NH34
1875. Какие из реакций, схемы которых приведены
ниже, могут быть использованы для получения Мо2О3:
Mo + оД Мо(ОН)Д
Н2МоО Д МоО3 + Н Д
МооД
МоО2С1Д
1876. Написать уравнения реакций, протекающих при
взаимодействии триоксидов хрома и молибдена с газооб-
разным хлороводородом (при нагревании) и концентри-
рованными соляной и серной кислотами.
1877. Как изменяются устойчивость, кислотно-основ-
ные и окислительно-восстановительные свойства в рядах
оксидов и гидроксидов хрома: СгО—Сг2О3—СгО3;
Сг (ОН)2—Сг (ОН)з—Н2СгО4?
1878. Как изменяется сила кислот и их устойчивость
в ряду хромовая — вольфрамовая кислоты? Объяснить
характер этого изменения.
1879. Рассмотреть возможные причины, обусловлива-
ющие переменное содержание воды в гидроксиде
Сг2О3-пН2О. Какую формулу приписывают гидроксиду
хрома (III) с упорядоченной решеткой?
1880. Почему свежеполученный гидратированный ок-
сид хрома (III) химически более активен, чем прокален-
ный?
1881. Для получения чистого гидроксида хрома (III)
рекомендуют осаждать его из разбавленных растворов
небольшим избытком щелочи. Какие осложнения могут
возникнуть, если не придерживаться этой рекомендации?
Можно ли в качестве осадителя использовать раствор
аммиака?
1882. Как влияет pH раствора на состав хромат-,
молибдат- и вольфрамат-ионов? В какой среде могут
существовать ионы Сг2О^_, МоО^-, Мо8О2(Г? Рассмотреть
206
схему процесса обратимого превращения Сг2О?- в СгО?-
в растворах.
1883. Почему в водных растворах дихроматов щелоч-
ных металлов рН<7?
1884. Вычислить, учитывая значение константы рав-
новесия
2СгО|“ + 2Н+ = Сг2О^“ + Н2О К = 4,2-1014,
при каком pH в 1 М. растворе соли хрома (VI) концент-
рации хромат- и дихромат-ионов одинаковы; при каком
pH 99% хрома содержится в виде дихромат-ионов.
1885. Проанализировать, какие из перечисленных
свойств характерны для солей хрома (II, III и VI): в со-
став солей хром входит в катионной форме, в анионной,
в катионной и анионной формах; соли склонны к реак-
циям присоединения с образованием двойных солей,
комплексных соединений; соли в растворе гидролизуют-
ся; в щелочном растворе ионы переходят в форму гидрок-
сокомплексов; соли обладают окислительными, восстано-
вительными или теми и другими свойствами.
1886. Какие свойства, окислительные или восстанови-
тельные, характерны в растворе для ионов [Сг(Н2О)6]2+,
[Сг (Н.О).Р+, [Сг (ОН).]3", СгОГ, Сг2О?“?
1887. Учитывая перечисленные свойства фторидов
хрома; CrF2 и СгРз — твердые нелетучие вещества, плохо
растворимые в воде, температуры плавления их равны со-
ответственно 1102 и 1100 °C; CrF4— твердое вещество,
сублимируется при 200 °C, гидролизуется; CrF5 — твер-
дое вещество, сублимируется около 100 °C, гидролитиче-
ски разлагается водой; CrF6—нестабилен (изучен мало),
сделать вывод о том, какие из этих фторидов хрома мож-
но отнести к числу солей.
1888. Можно ли считать солями галогениды WFg,
WC16, WBr6, если для них характерны летучесть, низкие
температуры плавления и кипения, растворимость в орга-
нических соединениях, легкая гидролизуемость?
1889. Привести примеры солей хрома (II). Как полу-
пить эти соединения? Каковы общие условия их хране-
ния?
1890. На чем основано использование солянокислого
раствора хлорида хрома (II) в качестве поглотителя кис-
лорода? Написать уравнение протекающей при этом ре-
акции.
207
1891. Сравнить восстановительные свойства соедине-
ний хрома (II) в кислой и щелочной средах, учитывая,
что
[Сг (Н2О) в]3++е=[Сг (Н2О) в]2+ Е°- 0,41 В;
Cr(OH)s+e=Cr(OH)2+OH- £°=-1,16В.
В какой среде Сг (II) окисляется кислородом воздуха?
Способен ли Сг (II) окисляться водой?
1892. Предложить методику получения сульфида хро-
ма (III). Можно ли для этой цели использовать обмен-
ные реакции в водном растворе?
1893. Написать возможные координационные форму-
лы соединения СгС13«6Н2О. Какой тип изомерии они
иллюстрируют? Почему водные растворы трихлорида
хрома могут иметь разную (фиолетовую или зеленую)
окраску?
1894. Какой тип изомерии можно иллюстрировать с
цомощью соединения, имеющего общую формулу
Сг (CN)3-Co(CN)3-6NH3?
1895. Написать координационные формулы и выра-
жения для констант нестойкости следующих соединений
хрома: CrCl3-5NH3; CrCl3-4NH3-H2O; Сг2(С2О4)з*
•ВаС2О4-4Н2О. Назвать эти соединения.
1896. Для быстрого осаждения хлора из водного раст-
вора, в котором было растворено 20 г гексагидрата хло-
рида хрома (III), потребовалось 75 мл 2 н. раствора ни-
трата серебра. На основании этих данных написать коор-
динационную формулу гексагидрата хлорида хрома.
1897. Почему ион [Cr(NH3)6]3+ в водном растворе
устойчив лишь в присутствии избытка аммиака и соли
аммония? Что происходит в их отсутствие? Написать
уравнение соответствующей реакции.
1898. Можно ли с целью получения хрома методом
гидроэлектрометаллургии подвергать электролизу раст-
воры [Cr(NH3)s]Cl3, Na3[Cr(OH)s]?
1899. Сравнить гидролизуемость соединений хрома:
СгС12 и CrCl3; NaCrO2 и Na2CrO4; СгС13 и NaCrO2; СгС13
и СгО2С12.
1900. Используя окислительно-восстановительные по-
тенциалы полуреакций
Сг2О*~ 4- 14Н+ 4- бе = 2Сг3+ 4- 7Н2О Еа = 1,33 В;
СгО2- 4- 4НаО 4- Зе = Сг (ОН)8 4- 5ОН“ £° = — 0,13 В,
208
сделать вывод об окислительной способности хрома (VI)
в кислой и щелочной средах.
1901. Охарактеризовать, учитывая различную устой-
чивость соединений d-элементов VI группы в высшей сте-
пени их окисления, сравнительные окислительные свой-
ства этих соединений в ряду хром — вольфрам.
1902. На чем основано моющее действие хромпика?
Почему хромовая смесь чаще используется при работе
с органическими веществами, чем с неорганическими?
1903. Хромовую смесь чаще всего готовят по рецепту:
1 часть дихромата, 1,5 части воды и равный объем кон-
центрированной серной кислоты. Вычислить процентную
концентрацию и количество К2СГ2О7, необходимое для
приготовления 200 г хромовой смеси.
1904. Определить направление реакций:
2Cr3+ + 2NO7 + ЗН2° = СгаО|“ + 2NO + 6Н+;
2Cr3+ +b3SaO|“ + 7НаО = CraO3~ + 6SO|“ + 14Н+.
1905. Какой осадок выпадает при сливании растворов
дихромата калия и нитрата серебра?
1906. Почему при добавлении хлорида бария к раст-
ворам хромата и дихромата калия выпадает осадок одно-
го и того же состава?
1907. Рассмотреть возможные реакции, протекающие
при действии на хромат калия растворов соляной и сер-
ной кислот.
1908. Используя стандартные изобарно-изотермиче-
ские потенциалы образования (NH^CrC^, NH3, СгО3,
Сг2О3 и НгО, соответственно равные —994,84; —16,46;
—505,78; —1057,54 и —228,39 кДж/моль, определить, ка-
кой из процессов термического разложения хромата ам-
мония термодинамически более вероятен:
1)' (NH4) 2СгО4 (т) = 2NH3 (г) -ЬСгОз (т) +Н2О (г);
2) 2 (NH4) 2СгО4 (т) = 2N2 (г) +CraOs(т) +2NHS(г)+5Н2О(г).
1909. Вычислить изменение энтальпии реакции
(NH4) аСг2О? (т) = Na (г) +СгаОз (т) +4НаО (г)
по стандартным энтальпиям образования веществ
(A//°298o6p(NH4)2cr2o7 = —1805,76 кДж/моль). Чем объ-
яснить, что реакция идет с разбрасыванием раскаленных
продуктов реакции (в демонстрационных опытах —
«вулкан»)?
209
1910. Как объяснить повышение коррозионной устой-
чивости некоторых металлов после обработки их поверх-
ности раствором дихромата калия?
1911. Как объяснить неустойчивость дибромодиоксо-
и дииододиоксохрома? Сравнить их с дифтородиоксо-
и дихлородиоксохромом.
1912. К какому классу соединений относится соеди-
нение (NH4)3H4[P(Mo2O7)6]?
1913. Почему для молибдена и вольфрама более ха-
рактерно образование кластерных соединений, чем для
хрома? Какие из галогенидов молибдена и вольфрама,
низшие или высшие, существуют в форме кластерных со-
единений?
1914. Как объяснить наличие положительного эффек-
тивного заряда на атоме хрома в молекуле карбонила
хрома? Какие орбитали атома Сг и молекул СО участву-
ют в образовании связей в молекуле карбонила?
1915. Почему сходство в химии хрома и серы можно
проследить только для высших степеней окисления ато-
мов? Сравнить: СгО3 и SO3; Н2Сг2О7 и H2S2O7; Н2СгО4
и H2SO4; СгО2С12 и SO2C12. Можно ли отметить аналогич-
ное сходство для S (VI) и W (VI)?
1916. Закончить уравнения реакций:
1) CrSO4+H2O->
2) СгС124-Н2О4-О2->-
3) CrCl3-f-HCl-f-Zn->-
4) Сг2О34-КС1О3+К2СОз->
5) Сг2(5О4)з4-С12+КОН->
6) Cr(NO3)3+K2S2O8-|-H2O->
7) СгС1Н-Н2О2+КОН->
8) NaCrO24-PbO2+NaOH->-
9) Fe(CrO2)24-K2CO3-f-O2-*-
10) K2Cr2O7+K2S2O4+H2SO4->
11) Na2CrO4-f-NaBr-f-HCl->-
12) КгСггОт+Н!->
13) КгСг^+НгС^+КгСгС^
14) K2Cr2O7+C2H5OH-|-H2SO4->
15) Na2CrO4+H2O2+H2SO4->СгО34- ...
16) K2Cr2Oi24-H2SO4-»-
17) Na2Cr2O7+H2O2+H2SO4->H2Cr2O12+ ...
210
1917. Закончить уравнения приведенных реакций в
ионной форме:
1) Сг3+ + СЮ" + ОН" -
2) Сг (ОН)3 + Вг2 + ОН-
3) Сг3+ + S2O|“ + Н2О
4) СгО' + С1О^ + ОН"
б) [Сг(ОН)8]3- + С12 + ОН- +
6) Сг202- + 52“+Н2О->
7) CrO|- + H2S + H+->
8) Сг2О|— + 1“ + Н+ -
9) Cr2Oy“ + N2H+ + Н+ +
10) СгО|— + Zn + Н+ ->
1918. Закончить уравнения реакций:
1) MOS2+HNO3 (конц)-> 3) МоС15+Н2О->
t
2) WO3+H2-> 4) K2WO4+H2S->
§ 5. J-Элементы VII группы
1919. Учитывая электронную структуру атомов, их ра-
диусы и ионизационные потенциалы, а также наиболее
характерные валентные состояния, сделать вывод о том,
к какому из элементов, марганцу или рению, ближе по
химическим свойствам технеций.
1920. Чем объяснить, что рений по свойствам, с одной
стороны, напоминает платиновые металлы, с другой —
имеет аналогию с вольфрамом? В чем выражается это
сходство? Касается ли оно наиболее характерных степе-
ней окисления, типов химических связей, склонности к об-
разованию координационных соединений, химической ак-
тивности металлов?
1921. Чем объяснить, что при большом различии в
свойствах соединений марганца и хлора в низших ва-
лентных состояниях соединения этих же элементов в выс-
ших валентных состояниях имеют сходство? Сравнить
С12О и МпО (первый оксид газообразен, имеет кислотный
характер, легко растворяется в воде, малоустойчив, силь-
ный окислитель, ему соответствует кислота HCIO; второй
оксид — твердое вещество, труднорастворим в воде, ус-
тойчив, слабый восстановитель, ему соответствует осно-
вание Мп(ОН)2); С12О7 и Мп2О7 (оба—ангидриды кис-
лот НЭО4, легко реагируют с водой, сильные окислители,
разлагаются со взрывом, в обычных условиях — жидко-
сти).
211
1922. Можно ли увеличение координационных чисел
в ряду марганец—рений объяснить исключительно уве-
личением атомных радиусов элементов?
1923. Почему степень окисления d-элементов VII груп-
пы по хлору ниже, чем по кислороду?
1924. В каком валентном состоянии атомы марганца
в наибольшей мере склонны к образованию ионных свя-
зей? Какие из перечисленных ионов устойчивы в решетке
твердых веществ и в водном растворе: Мп2+; Мп3+; Мп4+;
[Мп(Н2О)б]2+; [Мп(Н2О)в]3+; [Mn(H2O)6]4+; [Мп(ОН)в]*-;
[Мп(ОН)6]3—, [Мп(ОН)6]2-?
1925. Сравнить ионы, образуемые марганцем в разном
валентном состоянии, по их склонности к участию в сле-
дующих химических превращениях в водном растворе:
гидролиз; восстановление в кислой среде; окисление в
щелочной среде; диспропорционирование; переход в ще-
лочной среде катионов в анионную форму.
1926. Применимы ли для получения металлического
марганца методы гидро- и электрометаллургии? Рас-
смотреть возможность использования при этом цинка и
магния; возможность электролиза водных растворов
сульфата марганца и перманганата калия.
1927. Как согласовать положение марганца, технеция
и рения в ряду напряжений (Мп... Н... Тс... Re) с поряд-
ком изменения величин ионизационных потенциалов этих
элементов, соответственно равных 7,43; 7,28 и 7,87 эВ?
1928. Используя значения стандартных окислительно-
восстановительных потенциалов, сделать вывод о возмож-
ности или невозможности окисления металлического мар-
ганца до марганцевой кислоты под действием азотной
кислоты.
1929. Оценить термодинамическую возможность про-
текания в стандартных условиях реакций:
1) Мп(т)+Н2О(ж)=МпО(т)+Н2(г);
2) Мп(т)+Н2О(ж) =МпО2(т)+Н2(г).
1930. Как относится металлический рений к соляной,
серной и азотной кислотам?
1931. Различаются ли по составу оксиды, образую-
щиеся при прокаливании на воздухе марганца и рения?
1932. Почему нельзя получить марганцевый ангидрид
путем прямого синтеза из простых веществ, хотя
Дбт обрмп.о, ж — 540 кДж/моль?
212
1933. Как объяснить, что Мп2Оу более легкоплавок
(в обычных условиях — жидкость), чем МпО и М.пО2
(оба твердые вещества)?
1934. Какая из реакций может быть использована для
получения МпО2:
t
1) Мп+О2-»-
t
2) MnO+O2->
t
3) Mn2O7->
t
4) МпО+КС1Оз->
5) Mn+HNO3->
6) MnCl4+H2O->
7) Мп(ОН)2+С12+КОН->
t
8) Мп20з+КС103-►
9) KMnO4+H2O2+H2O-►
10) K2MnO4+H2O->
1935. Написать уравнения реакций, протекающих при
сплавлении смеси диоксида марганца, бертолетовой соли
и щелочи; при внесении металлического цинка в раствор,
содержащий хлорид марганца и цианид калия.
1936. Написать уравнения реакций, в которых соеди-
нение марганца (IV) является восстановителем; окисли-
телем.
1937. Почему окислительные свойства МпО2 выраже-
ны сильнее в кислой среде, чем в щелочной?
1938. Используя окислительно-восстановительные по-
тенциалы систем
МпО24-4Н++2е=Мп2++2Н2О Е°=1,23В;
ТсО24-4Н+4-2е=Тс2+4-2Н2О Е°=1,14В;
S2- + 4НаО — 8е = SOj- + 8Н+ £°= 1,15 В,
оценить возможность окисления диоксидами марганца и
технеция сульфид-ионов до сульфат-ионов.
1939. Охарактеризовать свойства гидроксида марган-
ца (II), учитывая возможность протекания следующих
реакций:
Mn(OH)2+H2SO4(pa36)->MnSO4-|-...
Мп (ОН) 2+NH4Cl (р)-»-МпС12+...
кипячение
Мп (ОН), + КОН (конц)------► К4[Мп(ОН)в]
кипичение иа воздухе
Мп (ОН), + КОН------------------► Мп3О4 + ...
30+50 °C
Мп (ОН), + КОН + О,--------► К3[Мп (ОН),] + ...
Мп (ОН), + Na,S (р) -+ MnS + ...
Мп (ОН), -+ МпО + ...
f иа воздухе
Мп(ОН),----------► Мп3О4 (Мп,О3. МпО,) + ...
213
1940. Как изменяется характер диссоциации в водных
растворах гидроксидов марганца с увеличением степени
окисления его атомов? Объяснить характер этого измене-
ния. Сравнить характер изменения свойств гидроксидов
марганца и хлора.
1941. Перечислить свойства, общие для хлорной, мар-
ганцевой и рениевой кислот.
1942. Какой объем концентрированного (25%) раст-
вора аммиака (р = 0,91 г/см3) необходимо добавить
к 100 мл 0,1 н. раствора сульфата марганца (II), чтобы
выпал осадок?
1943. Выпадет ли осадок при смешении равных объ-
емов 0,01 н. растворов нитрата марганца (II) и сульфида
калия?
1944. Какой продукт получится, если к раствору хло-
рида марганца (II) добавить раствор щелочи, взятый
в избытке; в недостатке? Будут ли различаться продукты,
если осаждение вести на воздухе и в инертной атмо-
сфере?
1945. Какую среду имеют водные растворы MnSO4,
Мп(СН3СОО)2, К2МпО3, К2МпО4, КМпО4?
1946. Предложить методику получения карбоната
марганца из металлического марганца, учитывая гидро-
лизуемость и легкое окисление в растворе на воздухе со-
лей марганца (II).
1947. Воспользовавшись справочными данными, ука-
зать, будет ли образовывать сульфат марганца твердый
раствор с сульфатами цинка; ртути; железа (II).
1948. Почему аммиачный комплекс марганца (II) по-
лучается только при действии сухого аммиака на твер-
дую соль марганца? Что происходит при пропускании ам-
миака в раствор соли марганца (II)?
1949. Какой из продуктов, [Мп(Ь1Нз)б]2+, Мп(ОН)2,
Мп3О4, МпО2, образуется при добавлении на воздухе
концентрированного раствора аммиака к водному раство-
ру K4[Mn(CN)6]?
1950. Почему сравнительно устойчивые сухие манга-
наты щелочных металлов при растворении в воде разла-
гаются? Охарактеризовать химизм протекающего в раст-
воре процесса.
1951. Сравнить устойчивость твердых манганатов
и перманганатов щелочных металлов при нагревании
и устойчивость их в водных растворах.
214
1952. Почему растворы КМпО4 рекомендуется хра-
нить в темной посуде? Что происходит в подкисленном
растворе КМпО4 при длительном хранении?
1953. Какие продукты получаются при действии на
перманганат калия концентрированных серной и соляной
кислот? Написать уравнения реакций.
1954. Если на раствор соединения марганца, имеюще-
го зеленую окраску, подействовать хлором, раствор ста-
нет фиолетовым. Написать уравнение реакции.
1955. Написать уравнения реакций, в которых соеди-
нение марганца (VI) проявляет восстановительные; оки-
слительные; окислительные и восстановительные свой-
ства.
1956. Используя стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы, сравнить окислительную способ-
ность перманганата в кислой, нейтральной и щелочной
средах. В какой среде перманганат-ионы способны окис-
лить хлорид-ионы?
1957. Вычислить значение окислительно-восстанови-
тельного потенциала системы
Мп07 + 8н+ + 5е = Мп2+ + 4НаО
в растворе с рН=1, содержащем [Мп07] = [Мп2+] =
= 1 моль/л.
1958. Вычислить нормальность 0,1 М раствора пер-
манганата калия, используемого для окисления сульфи-
да натрия в кислой, нейтральной л щелочной средах.
1959. Какой объем 0,2 М раствора перманганата ка-
лия потребуется для полного окисления в нейтральной
среде сульфита калия, содержащегося в 10 мл 0,2 н. раст-
вора K2SO3?
1960. Каким количеством 0,1 М раствора КМпО4 мож-
но заменить 200 мл 5%-ного раствора К2СГ2О7 (р=
= 1,04 г/см3) в окислительно-восстановительных реакци-
ях, протекающих в кислом растворе? Изменится ли соот-
ношение количеств КМпО4 и К2СГ2О7, если использовать
оба раствора для окисления веществ в щелочной среде?
1961. Используя стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы, определить направление реакции
6МпО7 + 10Сг3+ + 11НаО = 5СгаО|~ + 6Мп2+ + 22Н+.
1962. Вычислить константу равновесия и оценить, об-
ратима ли реакция
MnO7 + 5Fe2+ + 8Н+ = Мп2+ 4- 5Fe3+ + 4НгО.
215
1963. Можно ли с помощью перманганата калия окис-
лить в растворе K4[Fe(CN)e] до Кз[Ре(СМ)6]?
1964. По величинам окислительно-восстановительных
потенциалов оценить возможность протекания следую-
щих реакций:
1) MnSO4+PbO2+HNO3->HMnO4+ ...
2) MnSO4+KClOs+H2O->HMnO4-|- ...
3) MnSO4+Br24-H2O->HMnO4-|-...
1965. Указать наиболее вероятный продукт, образую-
щийся при окислении ионов Мп2+ в кислой среде под
действием ионов ВгОз".
1966. Используя значения окислительно-восстанови-
тельных потенциалов, оценить, в какой среде, кислой или
щелочной, МпОг легче получить из производных марган-
ца (II); в какой среде МпОг является более сильным
окислителем; в какой среде МпОг легче окислить.
1967. Используя стандартные окислительно-восстано-
вительные потенциалы, подобрать окислитель для окис-
ления МпОг в кислой и щелочной средах.
1968. До какого из продуктов, С12, СЮ-, С1ОГ или
С1О7, могут быть окислены ионы С1- под действием диок-
сида марганца в кислой среде?
1969. Вычислить константу равновесия реакции
ЗМпО2- 4- 4Н+ = 2МпО7 + Мп0» + 2Н2°
в стандартных условиях. Учитывая ее величину, сделать
вывод об устойчивости манганатов в кислой среде.
1970. Считая концентрации ионов в растворе равными
1 моль/л и учитывая значения окислительно-восстанови-
тельных потенциалов, вычислить константу равновесия
реакции
Мп3+ (р) 4-2Н2О (ж) = Мп2+ (р) Ц-МпО2 (т) -|-4Н+ (р)
и оценить склонность ионов Мп3+ к диспропорционирова-
нию в кислой среде.
1971. Используя схему процессов в щелочной среде:
— 1,65В 4-0.1В —0,2В
Мп (т)----► Мп (ОН)2 (т)-> Мп (ОН)з (т)-► МпОа (т)
+0.8В 4-0,ЗВ „ _2— , . 4-0,56В
МпОз (т) --»- Мп04 (Р)--► Мп04 (Р) ’
216
подобрать окислители для перевода Мп в Мп (ОН)2;
Мп(ОН)2 в Мп (ОН)3; Мп (0Н)3 в МпО2; МпО2 в МпО*-;
МпО4“ в МпОГ.
1972. Какие свойства более характерны для ренатов,
окислительные или восстановительные? Привести приме-
ры реакций.
1973. Дать сравнительную оценку окислительных
свойств соединений рения в кислой 1) и щелочной 2)
средах, используя схемы:
4-0,ЗВ . , 4-0.2В 4-0,4В 4-0,7В
1) Re (т)---- Re3 + (р)-> ReOa (т)---► ReO3 (т)--> ReO7 (р)
| -f-О,25В f | 4-0,5В J
—0,6В —0,5В —0,5В „ —0,7В
2) Re(T)---->Re(OH)s(T)--ReO2(T)-----^ReO|~ (р)--> ReO^p)
1974. Чем объяснить, что устойчивость галогенидов
марганца понижается по мере увеличения его степени
окисления? Сравнить: Мп (II)—известны и устойчивы
все галогениды типа МпГг; Мп (III)—получен только
MnF3, который легко разлагается при нагревании; Мп
(IV) — получены MnF4 (исключительно реакционноспо-
собен) и МпС14 (разлагается уже при —10°C); Мп (V,
VI, VII) — галогениды неизвестны. В то же время извест-
ны ReF4(r=F, Cl, Вг, I), КеГ5(Г=Р, С1, Вг), ReF6(r=F,
С1), КеГ7(Г=Р).
1975. Какая из реакций, схемы которых приведены ни-
же, может быть использована для получения МпС14:
Мп+НС1(р)->
Мп+С12->
t
МпО2+НС1 (конц) —►
Мп+НС1 (конц) +HNO3 (конц)->
МпС12+НС1+КС1О3->
К2[МпС16]-|-Н2О->-
Кг[МпС1в]Д-
в эфире
МпО2+НС1(г)--------►
1976. Для каких из d-элементов VII группы и в каком
валентном состоянии атомов характерно образование
кластерных галогенидов? Сравнить в этом плане галоге-
ниды марганца и рения.
1977. Как сказывается на термодинамической устой-
чивости низших кластерных галогенидов образование свя-
зей металл — металл?
1978. Как согласовать способность 4d- и 5б/-элементов
V—VIII групп к образованию устойчивых низших кла-
стерных галогенидов с их склонностью к образованию
217
устойчивых соединений в высших степенях окисления ато-
мов?
1979. Закончить уравнения реакций:
1) MnSO4+CaOC12+NaOH->
2) MnSOi+Br2+NaOH->-
3) MnSOt+PbO2-|-HNO3->
4) MnSO4+K2S2O8-|-H2O->
5) MnO2+H2SO4->
6) MnO2-|-N2H4-H2SO4-|-H2SO4-»-
7) МпзО4+КМОз4-К2СОз->•
8) K2MnOt+C12->-
9) K2MnO4+H2O->
10) K2MnO44-H2SO4—>
11) KMnO4+NaNO2-f-Ba (OH) z—*-
12) KMnO4+MnCl24-H2O->
13) Ba (МпО4) гЧ-НгЗОз—>
14) КМпО4+СзН5 (ОН) з+Н25О4->СО2-|- ...
15) KMnO4+C2H5OH-|-H2SO4->CH3CHO-|- ...
16) КМпО4+С2Н5ОН->СНзСНО-|- ...
1980. Закончить уравнения
в ионной форме:
реакций и написать их
I) МпВгг+НгОг+КОН-^
2) MnSO4+NaBiO3+HNO3->
3) КМпО4+Сг2(5О4)з+Н2О->-
4) KMnO4+Kl+H2SO4->
5) KMnO4+KH-H2O->
6) КМпО4+К1(+КОН)-»-
1981. Закончить уравнения реакций:
1) Мп2++ С1О“ + ОН“ -
2) Мп2+ + ВгО“ + Н2О
3) МпОа + 1“ + Н+
4) МпО^ + Fe + Н+
5) МпО7 + S2O2“ + ОН-
6) МпО^ + Н2О2 + он-
1982. Закончить уравнения реакций:
1) Re4-H2O24-NH3->(NH4)2ReO4-|- . ..
2) Ре2Оз4-Н2О2—>HReO4-|- ...
3) ReOa+HNOa+HoO-»-
4) NaReO44-C2H5OH->CH3CHO-f- ...
218
§ 6. d-Элементы VIII группы
1983. Принято двояким образом подразделять d-эле-
менты VIII группы: 1) на семейства железа и платино-
вых металлов; 2) на триады Fe-Ru-Os, Co-Rh-Ir nNi-Pd-
Pt. Какие из перечисленных факторов при этом кладутся
в основу того и другого деления: аналогия в структуре
двух внешних электронных слоев атомов; близость раз-
меров атомов; близость ионизационных потенциалов;
близкие значения наиболее характерных валентных со-
стояний и степеней окисления атомов; одинаковые значе-
ния максимальных валентных состояний и степеней оки-
сления атомов; аналогия в химических свойствах элемен-
тов и их соединений?
1984. Как изменяются максимально возможная и наи-
более характерная степени окисления атомов d-элемен-
тов VIII группы Периодической системы по горизонтали
и вертикали?
1985. Как объяснить, что железо, кобальт и никель,
различающиеся по количеству электронов на (п—l)d-
орбиталях атомов, близки по наиболее характерным и оп-
ределяющим их химию валентным состояниям?
1986. Чем обусловлена близость химических свойств
железа (II), кобальта (II) и никеля (II)?
1987. Как объяснить, что малоустойчивые степени
окисления атомы рассматриваемых элементов обычно
имеют в координационных соединениях, например,
+1 +1 +з
K2[Ni(CN)s], K3[Co(CN)J, Ks[Co(CN)6],
Na [Fe(NO)a SaO3].nHaO, Csa [CoF6]?
1988. Чем обусловлена склонность атомов и ионов же-
леза, кобальта и никеля к образованию координацион-
ных соединений?
1989. Как объяснить различие в значениях наиболее
характерных координационных чисел для Fe(6); Со(6);
Ni (4)?
1990. Оценить термодинамическую возможность полу-
чения кобальта и никеля из их оксидов методом алюмо-
термии.
1991. Проанализировать термодинамическую возмож-
ность восстановления ионов Ni2+ и Со2+ гидразином в ра-
створах с разным pH. Чем объяснить, что в тех случаях,
когда реакция при стандартных условиях термодинамиче-
219
ски возможна, при комнатной температуре она практиче-
ски не идет (но идет при нагревании раствора)?
1992. Известно, что реакции восстановления ионов
Ni2+ и Со2+ до металлов гидразином, гипофосфитом и бо-
рогидридом автокаталитичны. Как это объяснить?
1993. Как осуществить восстановление ионов Ni2+ и
Со2+ гидразином, гипофосфитом и борогидридом в ще-
лочной среде, имея в виду, что в щелочной среде эти ионы
образуют труднорастворимые гидроксиды?
1994. Какие из методов, схемы реакций которых при-
ведены ниже, обеспечивают получение химически чисто-
го железа:
t электролиз
Fe3O4+C—>- FeSO4(p)-------->
Fe(CO)5—>- Fe2+(p)4-Zn(T)->-
Fe3O4-f-Cr—> FeO-f-CO-»-?
1995. Вычислить изменение энтальпии в реакции
Fe3O4 (т) 4-4СО (г) = 3Fe (т) +4СО2 (г).
Как повлияет на это равновесие повышение температуры?
1996. Используя соответствующие термодинамические
характеристики, вычислить константу равновесия реак-
ции
Fe3O4 (т) +4Н2 (г) = 3Fe (т) 4-4Н2О (ж)
при стандартных условиях. Как влияет на это равнове-
сие повышение температуры?
1997. Определить, исходя из значений электродных по-
тенциалов железа и водорода, растворимо ли металличе-
ское железо в воде и кислотах.
1998. Как объяснить, что железо, не растворяющееся
в воде, может растворяться в водных растворах солей
Mg2+, Sb3+, А13+, но не растворяется в водных растворах
солей Г*гЬ (ОН) 6]3—; [А1 (ОН)6]3“?
1995. Какие процессы происходят при коррозии желе-
за? Влияет ли на коррозию присутствие в воздухе газов
О2, Н2, СО2?
2000. Какой металл разрушается первым при корро-
зии, протекающей на поврежденной поверхности железа:
оцинкованного, луженого, никелированного? Рассмотреть
механизм коррозии во всех случаях.
2001. Насколько применима схема процесса взаимо-
действия металла с кислотой
Me (т) 4-2Н+ (р)-*-Ме2+ (р) -f-H2 (г)
220
к реакциям взаимодействия железа, кобальта и никеля
с НС1, HF, НСЮ, HNO3, H2SO4 (разбавленной и концен-
трированной)?
2002. Написать уравнение реакции взаимодействия
железа с крепкой азотной кислотой на холоде и при на-
гревании.
2003. Каково отношение железа, кобальта и никеля
к водороду? Какие процессы протекают при растворении
водорода в этих металлах?
2004. Почему формулы оксидов железа FeO и Fe3O4
в значительной степени идеализированы?
2005. Чем объяснить разнообразие встречающихся
формул гидроксида железа (III): Ре(ОН)з; FeOOH;
HFeO2; Fe2O3-3H2O; Fe2O3-nH2O?
2006. Какие из реакций, схемы которых приведены ни-
же, используются для получения оксида и гидроксида ко-
бальта (III):
t
Co-f-Ог—>
t
Co0-f-02—>
t
Co(NO3)2—*
COC2O4—>
t
5) Co203-nH20—>
Co2(SO4)j+H2O+
CoF3-f-KOH->
кипячение
[Co(NH3)6]Cl3-f-KOH----->-
Co (ОН) г+КОН+окислитель-»-
Со5О44-КОН+окислитель->
6)
7)
8)
9)
Ю)
1)
2)
3)
4)
2007. При каких условиях следует получать гидрокси-
ды Fe(OH)2, Со(ОН)2 и Ni(OH)2, чтобы избежать их за-
грязнения продуктами побочных реакций? Наметить ме-
тодику приготовления чистого Со(ОН)2.
2008. Подобрать два окислителя, которые могут быть
использованы для получения Ре(ОН)з из Fe(OH)2 таким
образом, чтобы продукт реакции не загрязнялся тверды-
ми продуктами восстановления окислителя. Написать со-
ответствующие уравнения реакций.
2009. Написать уравнения реакций взаимодействия
гидроксидов железа (III), кобальта (III) и никеля (III)
с концентрированными и разбавленными соляной и азот-
ной кислотами. Для какого из элементов эти реакции
протекают в соответствии со схемами
ЭаО3 • пН2О4-НС1->ЭС134-НаО;
Э2О3 • nH2O4-HNO3->3 (NO3) j-f-HaO?
2010. Сравнить кислотно-основные свойства гидрок-
сидов железа в ряду Fe(OH)2—Fe(OH)3—H2FeO4 (о
22.1
свойствах неизвестного в свободном состоянии H2FeO4
можно судить по свойствам его солей).
2011. Написать уравнения реакций окисления в ще-
лочной среде гидроксида кобальта (II) гипохлоритом
натрия и бромом.
2012. Вычислить pH водной суспензии гидроксида ни-
келя (II).
2013. Как различаются pH водных суспензий Fe(OH)2
и Fe(OH)3?
2014. Учитывая значения ПР гидроксида кобальта
(II) и константу нестойкости аммиачного комплекса ко-
бальта, определить, растворим ли в концентрированном
растворе аммиака осадок Со(ОН)2.
2015. Какое основание сильнее, [М1(МНз)б](ОН)2 или
Ni(OH)2? Объяснить причину этого различия.
2016. Что произойдет, если к водным растворам суль-
фатов железа (II), кобальта (II) и никеля (II) на возду-
хе прилить избыток раствора аммиака?
2017. Можно ли хранить гидроксиды железа (II)
и (III) в атмосфере углекислого газа; водяных паров; во-
дорода; сернистого газа?
2018. Какой продукт образуется при пропускании хло-
ра через суспензию гидроксида железа (III) в концент-
рированной щелочи? Написать уравнение реакции.
2019. Как получить гидроксокобальтаты (II и III)?
При каких условиях могут быть получены безводные ко-
бальтаты (III)?
2020. Учитывая величины окислительно-восстанови-
тельных потенциалов для процессов в кислом (а) и ще-
лочном (б) растворах:
— 0,44В +0.77B
a) Fe----> Fe2+------> Fe3+;
— 0,88В —0,56В
б) Fe----> Fe(OH)a---► Fe (ОН)3;
-0,28В +1.82B
а) Со----> Со2+------> Со3+;
— 0,42В +0,2B
б) Со—-->• Со(ОН)а---► Со (ОН)3;
— 0,45В +1.68B
a) Ni----- Ni2+------> NiOa;
—0,66В +0.49B
б) Ni----> Ni (ОН)а--> NiOa,
оценить: возможно ли диспропорционирование ионов Э2+
в растворе; в каком растворе, кислом или щелочном, лег-
222
че осуществить перевод соединений Э (II) в соединения
Э (Ш); какие из соединений и в какой среде способны
окисляться кислородом воздуха.
2021. Почему соль Co2(SO4)3 (обычно получается пу-
тем анодного окисления) неустойчива в водном растворе?
Можно ли хранить раствор этой соли в инертной атмос-
фере; в запаянной ампуле?
2022. По константам равновесий
Fe2+4-Co3+^Fe3+-f-Co2+ К=1,Ы018;
Cu+4-Co3+^Cu2+4-Co2+ К=1,6-1025
вычислить константу равновесия
Cu+4-Fe3+^Cu2+4-Fe2+
и сделать вывод о возможности окисления меди (I) под
действием соединений железа (III).
2023. Реакция, протекающая при разрядке никель-же-
лезного аккумулятора, выражается уравнением
Fe-f-2Ni (ОН) 3=2N i (ОН) 2-f-Fe (ОН) 2.
При коротком замыкании цепи вся накопившаяся энергия
выделяется в виде тепла. Рассчитать тепловой эффект
реакции.
2024. Написать ионные уравнения гидролиза FeSO4,
FeCl3, Fe(CH3COO)3, NiSO4, Co(NO3)2.
2025. Какие соли железа, Fe (II) или Fe (III), сильнее
гидролизуются? Какие продукты, помимо FeOH2+,
Fe(OH)+ и Fe(OH)3, могут образовываться при гидроли-
зе солей железа (III)?
2026. Сравнить гидролизуемость солей FeCl2 и FeCl3;
FeCl3 и NaFeO2; NaFeO2 и Na2FeO4.
2027. Константа гидролиза соли FeCl3 по первой ста-
дии равна приблизительно 10-3. Вычислить степень гид-
ролиза соли по этой стадии в 0,1 М растворе.
2028. Почему водные растворы всех солей железа
(III) обычно имеют цвет от желтого до красновато-корич-
невого, хотя твердые соли окрашены по-разному (на-
пример, Fe(NO3)3 • 9Н2О—кристаллы фиолетового;
Fe2(SO4)3 • Н2О— почти белого; FeCl3 (безводный) —
темно-красного цвета)?
2029. Можно ли приготовить путем осаждения из ра-
створа карбонаты железа (II) и железа (III)?
2030. Какие химические реакции Протекают в раство-
ре FeSO4 при хранении его на воздухе? Возможны ли
223
аналогичные процессы в твердом FeSO4-7H2O? Как пре-
дохранить соли железа (II) от окисления?
2031. Как объяснить изменение окраски безводного
хлорида кобальта (II) при добавлении воды (синий цвет
на розовый) и при действии концентрированной соляной
кислоты (восстанавливается синий)?
2032. Почему не получены такие соли железа (III),
как иодид и цианид? Одинаковы ли причины, препятству-
ющие их образованию?
2033. Определить, образование какого хлорида желе-
за, FeCl3 или FeCl2, наиболее вероятно при взаимодейст-
вии железа с хлором.
2034. С помощью каких из перечисленных реакций
можно получить безводный хлорид железа (III):
Fe+HCl->
FeCl2+Cl2->
Fe-f-Cl2->
Fe2(SO4)3(p)+BaCl2(p)->
Fe2O3-f-C-f-Cl2—>
t
FeS2-f-Cl2—►
2035. Насколько обоснованно используются в литера-
туре различные формулы хлорида железа (III): FeCl3,
Fe2Cl6, (FeCl3)n, FeCl3.6H2O, [Fe(H2O)6]Cl3?
2036. Могут ли в растворе сосуществовать ионы Fe2+
и Sn2+, Fe3+ и Sn2+, Fe2+ и МпОГ, Fe3+ и МпОГ, Fe2+
и Сг2О7-, Fe3+ и Сг20Г? Какие комбинации невозможны
и почему?
2037. Какие из перечисленных реакций могут приве-
сти к образованию сульфидов FeS или FeS2:
Fefr)+S (т)—>-
Fe(T)4-H2S(r)->
Fe2+(p)4-H2S(r)->
Fe*+(p)+S2-(p)->
Fe3+ (p)4-H2S2(x<)->
Fe3+(p) + S2-(p) +
Fe (ОН) 3 (суспензия)-f-H2S2 (ж)->
2038. Образуется ли осадок сульфида железа (II), ес-
ли через 0,01 н. раствор сульфата железа (II) пропускать
до насыщения сероводород?
2039. Написать уравнения реакций, которые могут
протекать при действии раствора сульфида натрия на
раствор, содержащий смесь FeCl2 и FeCl3.
2040. Привести примеры реакций получения раство-
римых и нерастворимых в воде ферритов. Одинаковы ли
по составу эти продукты?
224
2041. Какими свойствами обладают ферраты? Приве-
сти пример окислительно-восстановительной реакции с
участием феррата.
2042. Почему щелочные ферраты, сравнительно устой-
чивые в сухом состоянии, разлагаются в водном раство-
ре? Написать уравнение реакции взаимодействия ферра-
та калия с водой.
2043. Различаются ли по характеру химические связи
в соединениях Fe(CO)5, Кз[Ге(СЙ)б], [Co(NH3) ]Вг3,
[Fe(H2O)6]Cl3?
2044. Написать структурные формулы карбонилов же-
леза Fe(CO)s и Fe2(CO)9. Какой из них и почему можно
отнести к числу кластерных соединений?
2045. Можно ли объяснить, учитывая природу хими-
ческих связей в молекуле карбонила никеля, характер-
ные для этого вещества сравнительно низкую температу-
ру плавления, легкую летучесть, малую растворимость
в воде и отсутствие электропроводности в жидком со-
стоянии?
2046. Типичным представителем «-комплексов железа
является ферроцен. Способны ли к образованию «-комп-
лексов кобальт и никель? Какой особенностью должны
обладать молекулы или ионы лигандов, чтобы быть спо-
собными образовывать «-комплексы?
2047. Чем объяснить наличие на атоме железа в мо-
лекуле ферроцена положительного эффективного заряда
(по расчетам его величина 0,6-j-l,3)?
2048. Большинство координационных ионов железа
и кобальта имеет форму октаэдра. Чем это обусловлено?
Какой тип гибридизации должен быть наиболее харак-
терным для атомов рассматриваемых элементов’
2049. Как объяснить различие величин окислительно-
восстановительных потенциалов в следующих полуреак-
циях восстановления Со (III) в Со (II):
[Со (N Н3) e]3++e=[Со (NH3) в]2+ Е°= 1,0В;
Со (ОН) Н-е=Со (ОН) 2-1-ОН- Г5-0,17В;
[Со (Н2О) в]3++е- [Со(Н20) в]2+ Г-1,84В’
2050. Как объяснить различную термическую устойчи-
вость [Ni (NH3)4]C12 и KulNi (CN)4J?
2051. Какие структурные изомеры может образовать
[Co(NH3)3Cl3]?
2052. Чем объяснить, что нон [Ре(СМ)б]3~ парамагни-
тен, а поп [Fe(CN)(,r диамагнитен’
8 Зак 440
225
2053. Определить степень окисления атомов кобальта
и значения х и у для соединений [Co(NH3)6]Clx и
[Co(NH3)6]Clv, если известно, что первое вещество ди-
амагнитно, а второе — парамагнитно.
2054. Известны два изомера состава CoBrSO4 • 5NHs.
Разбавленный раствор одного изомера дает осадок при
добавлении соли бария, второго — при добавлении соли
серебра. Написать координационные формулы изомеров.
2055. Написать уравнения реакций, протекающих при
добавлении раствора цианида калия к водным растворам
FeCl2 и FeCh. Справедлива ли в обоих случаях общая
схема:
Fe"+4-nCN-->Fe(CN)n|
Fe(CN) n-f- (6-n) CN-->[Fe(CN) e]f-")-
2056. Закончить уравнение реакции:
Co(CN)24-KCN4-H20->K3[Co(CN)e14-...
Почему, несмотря на отсутствие активного окислителя,
происходит окисление кобальта?
2057. Для осаждения хлора, содержащегося в 0,05 моль
каждого из двух изомеров комплексов общего состава
СоС1з*х1ЧНз, в одном случае ушло 0,15 моль, во втором—
0,1 моль нитрата серебра. Написать координационные
формулы этих изомеров.
2058. Вычислить, используя значение константы не-
стойкости иона [Co(NH3)6]3+, степень его диссоциации
и концентрацию ионов Со3* в 0,1 М растворе.
2059. Как различаются концентрации ионов Fe2+ и
Fe3+ в 0,1 М растворах K4[Fe(CN)6] и Кз[Ре(СН)6]?
2060. Рассчитать концентрацию ионов Со3+ в раство-
ре, полученном при добавлении на воздухе в 1 М раствор
сульфата кобальта (II) избытка концентрированного
раствора аммиака.
2061. Вычислить константы нестойкости аммиачного
и этилендиаминового комплексов никеля и сравнить их
по устойчивости в растворе:
1) Ni2+4-6NH3=[Ni(NH3)6]2+ AG°=—52 кДж/моль;
2) Ni2+-f-3En = [Ni(En)3]2+ AG°=-114,5 кДж/моль.
2062. Определить направление реакции
[Ni (Н2О) 6]2+-f-6NH3=^[Ni (NH3) 6]2++6Н2О
при некоторой температуре Т, если ДЯг реакции равно
—79,4 кДж/моль, а Д5г реакции равно—92 Дж/моль-град.
226
2063. Объяснить, почему при добавлении щелочи к
водному раствору [Ni(NH3)6]С12 выпадает осадок гид-
роксида никеля, а при добавлении щелочи к раствору
K2[Ni(CN)4] осадок не образуется?
2064. Можно ли, вводя в раствор аммиачного комп-
лекса кобальта раствор KCN, осуществить перевод
[Co(NH3)6F в [Co(CN)6r?
2065. Учитывая значения окислительно-восстанови-
тельных потенциалов, подобрать несколько окислителей
для перевода желтой кровяной соли в красную.
2066. Закончить уравнения реакций:
1) FeS2+HNO3->
2) FeCl3-f- (NHaOH)2SO4->
3) Fe2(SO4)3-f-NH2OH->
4) FeSO44-H2SO4-f-HNO3->
5} Fe(OH)34-Cl2-f-KOH->
6) К2РеО44-НС1->
7) K2FeO4+NH34-H2O->N2-f-...
8) K4[Fe(CN)e]+KMnO4-f-H2O->
9) K4[Fe(CN)6]+O2+CO2+H2O->
10) K4[Fe(CN)6]+O3+H2O->
11) K3[Fe(CN)e]+KI+
12) CoC124-K2S2O8+KOH->
13) CoBr2+024-KOH+H20->
14) CoCl2+NH3+NH4Cl+H2Or*
15) K4[Co(CN)e]-f-H2O->
16) Ki[Co(CN)6]4-O2+H2O-»-
2067. Закончить уравнения реакций и написать их в
ионной форме:
1) FeSO4+K2Cr2O74-H2SO4-)-
2) FeSO44-KBrO3-f-H2SO4->
3) K4[Fe(CN)6]+KMnO44-H2SO4->
4) K4[Co(CN)6]4-NaC10-f-H20->
2068. Закончить уравнения реакций и написать их в
молекулярной форме:
1) Fe3+ + HaS -
2) Fe3+ + S2O*- ->
3) Fe1 2+ + Bra 4- H+ ->
4) Fe2+ + NO^ + H+
2069. В чем проявляется сходство химии шести эле-
ментов семейства платиновых металлов?
2070. Какие из перечисленных факторов обусловлива-
ют близость свойств платиновых металлов: все являют-
ся элементами VIII группы; радиусы атомов d-элементов
одного периода близки вследствие d-сжатия; радиусы
атомов d-элементов V и VI периодов близки вследствие
f-сжатия; значения ионизационных потенциалов атомов
близки; атомы имеют одинаковую структуру внешнего
8е
227
электронного слоя и различаются лишь количеством
d-электронов на предпоследнем слое?
2071. Какие пары элементов, особо близких по свой-
ствам, можно выделить среди платиновых металлов? Чем
обусловлена эта близость?
2072. Чем объяснить различие в значении наиболее ха-
рактерных положительных степеней окисления атомов
элементов семейства платиновых?
2073. Почему химическая активность металлов резко
понижается при переходе от элементов семейства железа
к элементам семейства платиновых металлов, хотя иони-
зационные потенциалы при этом изменяются мало?
2074. Чем объяснить, что химическая активность
d-металлов понижается по периоду и по группам Перио-
дической системы и в результате наименее активные,
благородные металлы (Pd, Pt, Au и т. д.) концентриру-
ются в VIII и I группах V—VI периодов системы?
2075. Назвать наиболее активные из платиновых ме-
таллов. Какой из них растворяется в азотной кислоте?
2076. Почему химия платиновых металлов — это в ос-
новном химия комплексных соединений? Чем обусловле-
но большое разнообразие координационных соединений
этих элементов?
2077. Какие из соединений родия (III или IV) более
устойчивы в водном растворе, если
Rh4+-f-e=Rh3+ £°=1,43В?
Какие свойства, окислительные или восстановительные,
характерны для менее устойчивых соединений родия?
2078. По приведенным величинам окислительно-вос-
становительных потенциалов определить возможность и
полноту восстановления металлического палладия из
водных растворов его солей, используя в качестве вос-
становителя СО:
Pd2+4-2e=Pd Е°=0,99В;
[PdC14]2-4-2e=Pd4-4Cl~ Е°=0,73В;
CO-f-НгО-2е=СО2+2Н+ Е° = -1,16В.
2079. Как можно объяснить, что при извлечении на
воздухе палладия, находившегося в атмосфере водорода,
происходит быстрое окисление содержащегося в палла-
дии водорода, которое может сопровождаться значитель-
ным разогреванием?
228
2080. Известно, что палладий и платина — хорошие
катализаторы реакций гидрирования и дегидрирования
органических соединений (т. е. присоединения и отщепле-
ния водорода). Чем объяснить это их свойство?
2081. Почему даже незначительные количества при-
месей углерода, азота и водорода в d-металлах способны
вызвать заметное повышение их хрупкости и твердости?
2082. Можно ли, не опасаясь коррозии, использовать
платиновые электроды при электролизе водных раство-
ров H2SO4, НО, NaCl, расплава КОН?
2083. Почему сплавление со щелочами проводят
обычно в серебряных или железных, но не платиновых
тиглях? В каких случаях нельзя пользоваться платиновой
посудой?
2084. Почему платиновые тигли или чашки лучше про-
каливать в электропечах, а не на газовых горелках?
2085. Написать уравнение реакции, протекающей при
сплавлении металлического рутения с нитратом калия и
щелочью.
2086. Чем объяснить разную степень окисления ос-
мия в продуктах, получаемых при взаимодействии его с
кислородом (OsO4), фтором (OsFe) и хлором (OsCl4)?
2087. Закончить уравнения реакций, иллюстрирую-
щих химические свойства R11O4 и OSO4:
1) RuOi+KOH^- 4) OsO4+KOH->
2) RuO44-HC1(kohu)-> 5) OsOi-f-HCl—►
3) RuO4-f-H2SO4-> 6) OsO4-f-H2O-►
2088. Написать уравнения реакций взаимодействия
гидроксида платины (IV) с гидроксидом калия; соляной
кислотой.
2089. В какой мере перечисленные свойства характер-
ны для гексафторидов платиновых металлов: легко от-
щепляют фтор, являясь сильными фторирующими аген-
тами; малоустойчивы, разлагаются; сильные окислители;
разлагают воду; легколетучие вещества?
2090. Закончить уравнения реакций:
1) PtF6-f-H2O->- 3) PtF6+NO-)-
2) PtF64-O2-K 4) PtFe+Xe-*-
2091. Можно ли предсказать закономерность в изме-
нении устойчивости в ряду галогенокомплексов1 [PtFs]2 ,
[PtClc,]2-, [PtBre]2-, [PtlJ2 ?
229
2092. Какие типы изомерии можно иллюстрировать
с помощью следующих соединений: [Pt(NH3)4CI2]Br2
и [Pt(NH3)4Br2]Cl2; [Pt(NH3)2CI2]; [Pt(NH3)dtPtCle] и
[Pt(NH3)4Cl2][PtCl4]?
2093. Почему при взаимодействии аммиака с раство-
ром K2[PtCI4] и соляной кислоты с раствором
[Pt(NH3)4]С12 получаются осадки одного состава, но раз-
личной окраски, а при взаимодействии с растворами этих
веществ раствора иодида калия получаются разные по
составу вещества?
2094. Какой изомер диамминдихлороплатины (II),
цис- или транс-, получается при термическом разложении
хлорида тетрамминплатины (II)?
2095. Известно, что электропроводность водного раст-
вора [Pt (NH3)2С12] сразу после его приготовления очень
мала, но постепенно увеличивается при хранении. Как
можно объяснить этот факт?
2096. Какие из перечисленных соединений не
являются электролитами: (МН4)2[Р1С1б], [Pt (NH3)2CI2],
K2[Cu (C2O4) 2], Cu (NH2CH2COO) 2, K2[Pt (NO2) 4],
[Pt(NH3)4](NO2)2, [Cr(NH3)6][Co(CN)6], Fe(CO)5?
2097. Закончить уравнения реакций:
1) Os+KNO3+KOH->K2OsO4+ ...
2) K2OsO4+H2SO4-*-OsO2-f-...
3) K2OsO4+O2+H2O->
4) RuO4+HBr->H2[RuBre]+ ...
5) K2RuO4+H2SO4->RuO2+ ...
§ 7. d-Элементы I группы
2098. Как согласовать способность атомов d-элемен-
тов I группы проявлять валентность выше единицы с
электронной структурой этих атомов?
2099. Как можно объяснить, что температуры плав-
ления и кипения металлов подгруппы меди значительно
выше, чем щелочных металлов?
2100. Почему энергия диссоциации двухатомных мо-
лекул Cu2, Ag2, Au2 (соответственно 200,6; 157,2;
215,3 кДж/моль) значительно выше энергии диссоциации
двухатомных молекул К2, Rb2, Cs2 (соответственно 49,3;
45,1; 43,5 кДж/моль)?
230
2101. Чем обусловлена способность серебра и золота
неограниченно растворяться друг в друге?
2102. Написать уравнения реакций взаимодействия
меди и серебра с разбавленной и концентрированной
азотной кислотой; концентрированной горячей серной
кислотой.
2103. Написать уравнения реакции растворения золо-
та в «царской водке» при недостатке и избытке НС1; в
горячей концентрированной селеновой кислоте.
2104. Чем объяснить позеленение медных и делий
при длительном хранении их на воздухе? Написать урав-
нение реакции.
2105. Как можно объяснить, что серебро, не окисляю-
щееся на воздухе, частично окисляется при действии на
него озона, а также в процессе электролиза водных раст-
воров кислородсодержащих кислот (если серебро слу-
жит анодом)?
2106. Как объяснить почернение серебряных предме-
тов на воздухе? Написать уравнение реакции.
2107. Как согласовать положение меди в ряду напря-
жений (после водорода) с ее способностью растворяться
на воздухе в концентрированной соляной и уксусной кис-
лотах, а также взаимодействовать с газообразным хло-
роводородом в отсутствие воздуха? Какие из этих про-
цессов однотипны по своему химизму?
2108. Используя значения электродных потенциалов
металлов, объясните причину растворения меди, серебра
и золота в водных растворах щелочных цианидов. Ка-
кое влияние на процесс растворения оказывает кислород
воздуха? В чем заключается роль ионов CN- в растворе?
2109. Чем объяснить возможность медленного раство-
рения меди в растворе щелочей?
2110. Вычислить, при какой концентрации ионов ме-
ди в растворе электродный потенциал меди примет более
отрицательное значение, чем — 0,42 В, т. е. медь сможет
вытеснить водород из воды? Насколько реально достиже-
ние такой концентрации?
2111. Охарактеризовать химические реакции, лежа-
щие в основе пиро- и гидрометаллургического методов
получения меди и цианидного способа извлечения из руд
золота.
2112. Учитывая изобарно-изотермические потенциалы
образования оксидов меди СиаО и СиО, соответственно
равные —359,39 и —129,25 кДж/моль, охарактеризо-
231
вать термодинамическую возможность в стандартных
условиях и при высокой температуре следующих про-
цессов:
1) Си(т) + 1/2О2(г)=СиО(т);
2) 2Си(т) + 1/2О2(г) = Си2О(т);
3) Си2О(т) + 1/2О2(г) =2СиО(т);
4) 2СиО(т) =Си2О(т) + 1/2О2(г).
2113. Наметить пригодные в лабораторных условиях
методики получения оксида меди (II) и оксида меди (I)
из медного купороса.
2114. Какие из реакций, схемы которых приведены ни-
же, могут использоваться для получения оксида золо-
та (III):
t
1) Au(OH)3—3) Аи+О3^
2) Н[АиС14](р)+КОН(р)+ 4) АиС1з+Н2О->-
С какой опасностью загрязнения продукта может быть
сопряжено повышение температуры проведения реакций
1) и 3) выше 150 °C?
2115. Написать уравнения реакций взаимодействия
оксида меди (I) с концентрированными азотной и серной
кислотами.
2116. Закончить уравнения реакций:
юоо-поо °с
1) СиО--------->
2) CuO+NH4C1^
3) Ag2O-f-H2O2->-
4) Аи2Оз-рН2О2—>
5) Аи20з+Н1+
6) Аи2Оз+КОН(р)->-
2117. Сравнить кислотно-основный характер гидрок-
сидов СиОН и Си (ОН) 2. Какой из этих гидроксидов об-
ладает амфотерными свойствами? Написать уравнения
реакций, подтверждающих его амфотерный характер.
2118. В чем заключается различие между реакциями
растворения гидроксида меди (II) в щелочи и в раство-
ре аммиака?
2119. Закончить уравнения реакций:
1) Cu(OH)2+KClO+KOH-^KCuO2+... 4) Аи(ОН)з+Н2О2-*
2) Cu(OH)2-f-SnCl2-f-KOH->-Cu2O+... 5) Аи(ОН)з+Н3РОз->
3) Cu(OH)2+KCN-»-K[Cu(CN)2]+...
232
2120. Образование какого из хлоридов меди пр д оч-
тительпее в стандартных условиях:
Си(т)+ 1/2С12(г) = СиС1(т) Дб298 =— 119,97 кДж/моль,
Си(т)+С12(г)=СиС12(т) ДС298 = — 171,25 кДж/м ль?
2121. Оценить термодинамическую возможность осу-
ществления реакций
2СиГ(т) =СиГ2(т)+Си(т); 2СиГ2(т) =2СиГ(т)4-Г2(г)
в стандартных условиях для разных галогенидов меди,
используя изобарно-изотермические потенциалы их обра-
зования (ДО, кДж/моль):
CuF2 CuC12 CuBr2 Ci 12
AG —487,4 —171,2 —130,8 —12,5
CuF CuCl CuBr Cui
AG —209 —119,9 —99,5 —69,4
2122. Оценить термодинамическую возможность про-
текания в стандартных условиях реакции
ЗАиС1(т) =АиС13(т)4-2Аи(т).
2123. Вычислить энергию кристаллической решетки
фторида и иодида серебра, если известно, что стандарт-
ные энтальпии их образования соответственно равны
—202,73 и —62,28 кДж/моль; энергия химической связи в
молекулах F2 и 12 составляет 154,66 и 148,68 кДж моль;
сродство к электрону атомов фтора и иода равно 349,03
и 312,25 кДж/моль; энтальпия сублимации иода
62,7 кДж/моль; энтальпия атомизации и первый потен-
циал ионизации для серебра соответственно равны 275,88
и 727,32 кДж/моль.
2124. Почему растворы солей серебра обычно хранят
в склянках из темного стекла?
2125. Написать уравнения реакций, лежащих в осно-
ве получения «серебряного зеркала», если исходными
реагентами являются нитрат серебра, раствор аммиака,
формальдегид или глюкоза.
2126. Написать ионные уравнения реакции гидролиза
солей CuCl2, K2[Cu(OH)4], KatCuClJ, KICuClJ,
(NH4)2SO4-CuSO4.
2127. Расположить в ряд воду и перечисленные ниже
растворы по мере уменьшения растворимости в них кар-
233
боната серебра: 0,05 М Ма2СОз, 0,025 М AgNOs, 0,1 М
К2СО3.
2128. Какие пути получения сульфидов меди (I и II)
в растворе и в твердой фазе Вы можете предложить?
2129. Как относятся сульфиды Cu2S и CuS к действию
соляной и азотной кислот? Написать уравнения реакций,
протекающих при действии кипящей HNO3 на Cu2S и
CuS.
2130. Через два электролизера, соединенных последо-
вательно и содержащих в первом раствор Ag2SO4 (Pt —
электроды), во втором—раствор CuSO4 (Си — электро-
ды), пропустили электрический ток. При этом на аноде
первого электролизера выделилось 1,12 л (объем изме-
рен при н. у.) кислорода. Какие процессы произошли на
других электродах и какие количества веществ выдели-
лись при электролизе?
2131. Какиеиз продуктов, Cu(CN)2, CuCN,[Cu(CN)4]2- 3 4,
[Cu(CN)2]-, CuOH+, Cu(OH)2, могут образоваться при
взаимодействии в растворе ионов Си2+ и CN- и какие из
продуктов, Си(CNS)2, CuCNS, [Си (CNS)4]2-, [Си (CNS)2]_,
— при взаимодействии в растворе ионов Си2+ и CNS-?
2132. Закончить уравнения реакций:
1) Си+О2+Н++
2) Cu2++SO2+H2O->-
3) Cu2++NH2OH+OH-->-
4) Cu2S4-H+4-NC7^
5) Ag++H2O2+OH-->-
6) Ag++Mn2++OH-^
7) Ag++SOf-4-OH-
8) Ag+4-Sn2+4-OH--^
9) Ag++AsH3+H2O^H3AsO3+ ...
10) Ag+4-НСОО--^
2133. Закончить уравнения реакций:
1) CuCl+O2-f-HCl->
5) AuC13+H2S->-
2) CuSO4-f-N2H4+KOH->
3) AuCl3+SbCl3->-
4) AuC13+H2C2O4+
6) AuC13+H2O2+KOH->-
7) AuCl3+SnCl2->-
8) AuCla+AsHa+KOH-^
2134. Написать формулы комплексных соединений ме-
ди (I, II) и серебра (I), в которых лигандами являются
следующие молекулы и ионы: NH3, CN-, С1_, 820з-.
2135. Определить степень окисления атомов меди
и серебра в следующих комплексных соединениях:
K7[Cu(IO6)2]-7H2O, Na9[Cu(TeO6)2], K6H[Ag(IO6)2].10H2O,
Na6H3[Ag(TeO6)2]-20H2O.
234
2136. Какие структуры, октаэдрические, плоские квад-
ратные или тетраэдрические, преобладают в химии
золота (III)?
2137. Как объяснить, что комплексные ионы меди (II)
и золота (III) имеют форму плоского квадрата при коор-
динационном числе 4?
2138. За счет чего меняется окраска сульфата меди
при переходе безводного CuSO4 (белого цвета) в крис-
таллогидрат (голубого цвета) и растворении CuSO4 в
воде (раствор имеет голубой цвет)?
2139. Исходя из выражения для константы нестойкости
иона тетрамминкупрата(П) КНест=[Си2+] [NH3)4/[Cu(NH3)|+],
можно ожидать, что отношение [Cu(NH3)4+]/[Cu2+] в ра-
створе пропорционально четвертой степени концентрации
аммиака. Почему такое соотношение справедливо лишь
приблизительно?
2140. Какую роль играет серебро, образующееся при
действии света на фотослои, в процессе проявления?
2141. Написать уравнение реакции, используемой в
фотографии при фиксировании фотопленок или фото-
бумаги.
2142. Может ли цианид натрия заменить тиосульфат
натрия в качестве фиксажа в фотографии?
2143. Какой процесс происходит при введении броми-
да серебра в раствор цианида натрия?
2144. Константы нестойкости комплексных ионов
[Ag(NH3)2]+ и [Ag(CN)2]_ соответственно равны 8,3-10-8
и 8-10-22. Объяснить, почему иодид серебра не растворя-
ется в растворе аммиака, но растворяется в водном раст-
воре цианида калия.
2145. Определить, будет ли идти химическое взаимо-
действие при сливании растворов [Cu(NH3)4]SO4 и NaCN;
Na2[Cu(CN)4] и NH3; K3[Ag(S2O3)2] и KCN; K[AuC14] и
KBr.
2146. Как объяснить понижение растворимости солей
в ряду AgCl, AgBr, Agl в водном растворе аммиака?
2147. Расположить в ряд по мере увеличения раство-
римости в них хлорида серебра 0,1 М растворы NaCNS,
NaCN и Na2S2O3.
2148. Проанализировать правомерность следующих
утверждений относительно способности металлического
серебра взаимодействовать с иодоводородной кислотой:
1) в соответствии со своим положением в ряду напряже-
235
ний серебро с HI не реагирует; 2) растворение возможно
в присутствии кислорода (на воздухе); 3) реакция
2Ag(T)+2HI(р) =2AgI(т)+Н2(г) возможна вследствие
очень малой растворимости Agl (ПР= 1,5-10~16); 4) взаи-
модействие с концентрированной HI идет в соответствии
с уравнением
2Ag(T)+6HI(p) =2H2[AgI3]+H2,
причем связывание ионов серебра в прочный комплекс
(Хнест= 1,4-Ю-14) настолько снижает электродный потен-
циал серебра (до — 0,15 В), что оно окисляется ионами
водорода; 5) процесс
2Ag (т) +2HI (р) = 2AgI (т) +н2 (г)
идет, так как он термодинамически возможен, AG298 =
= —32,29 кДж.
2149. Почему при действии на [Ag(NH3)2]Cl азотной
кислотой выпадает осадок? Объяснить сущность проте-
кающей реакции.
2150. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1 М ра-
створе [Ag(NH3)2]Cl.
2151. Будет ли образовываться осадок сульфида се-
ребра при насыщении сероводородом 0,05 М раствора
K[Ag(CN)2]?
2152. Гидроксид золота (III) взаимодействует с кис-
лотами НС1 и НВг согласно уравнению реакции
Au (ОН) з (т) +4НГ(р) = Н[АиГ4] (р) -f-3H2O (ж).
Изменение энтальпии этих реакций для НС1 и НВг соот-
ветственно равно — 96,14 и— 153,82 кДж. Смешение в
растворе 1 моль HJAuBrJ с 4 моль НС1 сопровождается
поглощением 2,13 кДж тепла. Какой процент HfAuBrJ
превращается при этом в HfAuCh]?
2153. Какие химические реакции лежат в основе воз-
можных методов получения тетрахлорозолотой кислоты?
2154. Закончить уравнения реакций:
1) CuCl+NH3(p)->
2) CuCl+HCl-»
3) [Cu(NH3)2]C14-O24-NH3(p)+
4) CuSO4+K2[HgI4]+SO2->-
5) [Cu(NH3)4]SO4+HNO3->
6) CuCh+KCN (избыток)-»-
7) Ag2O+NH3(p)+NH4Cl+
8) Ag+KCN+HNO3->
’ 9) H[AuC14]+HCOOH->-
10) H[AuBr4]4-H2C2O4->-
11) H[AuBr4]+SO24-H2O->-
12) AuCl34-H2O+AgNO3->
236
2155. Перечислить особенности, общие для d-элемен-
тов IV—VIII и I групп. Чем обусловлены эти особен-
ности?
§ 8. d-Элементы II группы
2156. Проанализировать, какие из перечисленных
свойств цинка, кадмия и ртути обусловливают возмож-
ность отнесения их к числу d- и какие к числу s-элемен-
тов: атомы элементов имеют электронную конфигурацию
(п—l)d10/is2; атомы элементов образуют химические свя-
зи за счет орбиталей внешнего слоя; для элементов ха-
рактерна постоянная валентность (только ртуть прояв-
ляет переменную степень окисления); в пределах группы
понижается склонность к образованию ионных связей; от
кадмия к ртути увеличивается ионизационный потенци-
ал; для элементов характерна склонность к комплексооб-
разованию; химическая активность от цинка к ртути по-
нижается; гидроксид цинка (в меньшей мере кадмия) ам-
фотерен; гидриды малоустойчивы; по химическим свойст-
вам ближе между собой цинк и кадмий; металлы сравни-
тельно мягкие и легкоплавкие.
2157. Чем можно объяснить, что s- и d-элементы II
группы намного ближе между собой по свойствам, чем
s- и d-элементы I группы?
2158. Чем можно объяснить разную закономерность
в изменении величин первых двух и третьего потенциа-
лов ионизации в ряду элементов цинк — ртуть (If, 12 и 13
равны для цинка 9,39; 17,96 и 39,7; для кадмия 8,99; 16,9
и 37,47; для ртути 10,43; 18,75 и 32,43 эВ)?
2159. Чем объяснить, что для ртути в отличие от цин-
ка и кадмия характерна переменная степень окисления
(+1 и +2)?
2160. Как можно объяснить, что двухатомные молеку-
лы Zn2, Cd2, Hg2 менее устойчивы, чем двухатомные мо-
лекулы Cu2, Ag2, Au2?
2161. Какие меры предосторожности и почему необхо-
димо соблюдать при работе со ртутью и ее соединения-
ми? Какие из нижеперечисленных мер можно и следует
предпринимать, если в помещении разлита ртуть: со-
брать ртуть при помощи стеклянной ловушки с резино-
вой грушей; собрать капельки ртути медной пластинкой,
смоченной азотной кислотой; засыпать места, покрытые
капельками птути, порошкообразной серой; залить эти
237
места 20%-ным раствором хлорида железа (III); обра-
ботать подкисленным раствором перманганата; засы-
пать содой; залить водой?
2162. Как относятся цинк и кадмий к разбавленным
и концентрированным кислотам — соляной, серной и азот-
ной?
2163. Химически чистый цинк почти не растворяется
в разбавленных соляной и серной кислотах. Почему ин-
тенсивность взаимодействия с кислотами резко возра-
стает, если коснуться металла медной проволокой или до-
бавить в раствор кислоты соль меди? Будет ли аналогич-
ным образом влиять на процесс растворения цинка в кис-
лоте введение солей свинца, ртути, магния?
2164. Как взаимодействует ртуть с азотной кислотой,
если используется избыток азотной кислоты; избыток
ртути? Как влияет температура проведения этого процес-
са на природу образующихся продуктов?
2165. Как относятся цинк и кадмий к действию раст-
воров щелочей, аммиака, хлорида аммония?
2166. В какой среде и почему цинк проявляет более
сильные восстановительные свойства?
2167. Для очистки металлической ртути от Ьримесей
цинка, сурьмы и свинца ртуть взбалтывают с насыщен-
ным раствором сульфата ртути. Объяснить сущность
протекающих при этом процессов.
2168. Используя справочные данные, определить на-
правление реакций:
1) CoSOi+Zn^ZnSOt+Co; 2) CuC!2-f-2Hg4=tHg2Cl2+Cu.
2169. Стандартные изобарно-изотермические потен-
циалы образования оксидов ZnO, CdO и HgO соот-
ветственно равны—320,19;—229,1 и—58,52 кДж/моль.
Сравнить термическую устойчивость оксидов.
2170. Какое практическое применение находит оксид
цинка? Какие химические реакции лежат в основе про-
мышленных и лабораторных методов его получения?
2171. Закончить уравнения реакций:
1) Hg2o-t 3) Hg2O + НЫОз(разб) ->
t
2) Hg2O+O2—► 4) Hg2O+HNO3 (конц)-*-
2172. Как и почему изменяются термическая устойчи-
вость и кислотно-основные свойства гидроксидов в ряду
Zn (ОН) г—Hg (ОН) 2?
238
2173. Как влияет на состав выпадающего осадка по-
рядок смешения растворов соли цинка и щелочи; избы-
ток или недостаток щелочи?
2174. В каком из разбавленных растворов солей (кон-
центрации одинаковы) pH ниже: ZnSO4 или HgSO4;
Hg2(NO3)2 или Hg(NO3)2?
2175. Можно ли получить безводный хлорид цинка
при выпаривании водного раствора этой соли и при про-
каливании на воздухе осадка, который образуется при
таком выпаривании?
2176. Рассмотреть особенности процессов, протекаю-
щих при добавлении к растворам нитратов цинка, кад-
мия и ртути горячего раствора соды.
2177. Рассмотреть особенности термического разложе-
ния нитратов цинка, кадмия и ртути. Сравнить эти ни-
траты по их термической устойчивости.
2178. Почему электропроводность раствора иодида
кадмия ниже электропроводности раствора иодида цин-
ка той же концентрации?
2179. Чем обусловлена слабая диссоциация HgCU,
Hg(CN)2 и некоторых других солей ртути (II)?
2180. Как предотвратить диспропорционирование со-
лей ртути (I) в растворе?
2181. Сравнить склонность к диспропорционированию
хлоридов золота (I), ртути (I) и таллия (I), используя
следующие данные:
2Аи (т) + АиС13 (т) = ЗАиС1 (т)
Hg(«)+HgCl2(T)=Hg2C12(T)
2Т1(т)+Т1С13(т)=ЗТ1С1(т)
Д<^298 ~ 9,61 кДж
Д^298 = — 29,89 кДж,
ДС298 = — 259,58 кДж.
2182. Привести примеры соединений рт>ти (I), кото-
рые распадаются по схеме Hg2Xz-»-HgX2-|-Hg.
2183. Что составляет общую отличительною особен-
ность солей ртути (I) по сравнению с солями ртути (II)>
2184. Написать уравнения реакций, протекающих при
добавлении щелочи к растворам нитратов рт>ти (I и II)
Изменятся ли продукты реакций, если вместо щелочи
использовать водный раствор аммиака?
2185. Чем объяснить усиление степени окрашенности
однотипных производных (например, оксидов, супьфи
дов) в ряду цинк ртуть?
2186. Сделать вывод о влиянии на склонность атомов
d-элементов II группы к образованию координационных
239
соединений следующих факторов: сравнительно малые,
вследствие d-сжатия, атомные и ионные радиусы; силь-
ное поляризующее действие ионов Э2+ с 18-электронной
оболочкой; способность (п—1) d-электронных пар ато-
мов к л-взаимодействию по дативному механизму.
2187. Какой гидроксид обладает более сильными ос-
новными свойствами — Zn(OH)2 или [Zn(NH3)4](OH)2?
2188. Аналогичны ли по своим природе и составу про-
дукты, образующиеся при пропускании аммиака в раст-
воры хлоридов цинка, кадмия и ртути (II); при действии
сухого аммиака на безводные хлориды этих металлов?
2189. Соединение HgNH2Cl2—цепной полимер (мно-
гоядерный комплекс с мостиковыми МН2-группами). Ка-
кое состояние гибридизации можно приписать атомам
ртути и азота в этом соединении?
2190. Определить, пойдет ли реакция при сливании
растворов, содержащих ионы [Hgl4]2- и Cl-; [HgCl4]2- и I-,
2191. Что произойдет при введении металлического
цинка в раствор, содержащий ионы [Cu(CN)4]3- 4 5?
2192. Написать уравнение реакции, которая происхо-
дит, если кристаллы нитрата ртути (I) поместить в вод-
ный раствор цианида калия.
2193. Какой эффект будет наблюдаться, если к раст-
вору, содержащему ионы [HgS2]2-, добавлять соляную
кислоту; концентрированную азотную кислоту?
2194. Чем объяснить, что при добавлении щелочи к
раствору Cd(NO3)2 и к раствору [Cd(NH3)4](NO3)2
только в одном из случаев выпадает осадок?
2195. Используя значения констант нестойкости комп-
лексных ионов [ЭГ4]2-; [Э(ОН)4]2- и [Э(ИН3)4р+ цинка,
кадмия и ртути, охарактеризовать склонность этих эле-
ментов к образованию соответствующих комплексов в
ряду цинк — ртуть.
2196. Закончить уравнения реакций:
1) ZnS+HNO3->
6) Zn+HCl+H3AsO3->
2) CdS+HNO3->
3) HgS+HNO3-|-HCl->-
4) Zn+NH3(p)-|-NHtCl->
7) Zn+KMnO4+H2SO4->
8) Hg2(NO3)2+HNO3->
9) Zn+N2H4-f-NaOH->-NH3-|- • -
5) Hg(NO3)2-f-KI (избыток)-»-10) Cd-|-NaCN+H2O-»-
ОТВЕТЫ
2. Стехиометрические законы справедливы в приложении к со-
единениям с молекулярной структурой.
7. Следует учитывать, что молекула представляет собой изоли-
рованную группу химически связанных атомов. Кроме того, физиче-
ские свойства вещества — это свойства коллектива частиц.
11. 2:1:3.
12. Чтобы количество молекул газа в единице объема уменьши-
лось вдвое, необходимо во столько же раз увеличить объем. Если пер-
воначальный объем газа был Го, а конечный Vi, то Vi=2V0- Исполь-
зовав закон Гей-Люссака, можно подсчитать, что Т'=27'0=546 К.
13. 531, 56 г О2; 299 г Н2О. Для вычисления объема, занимаемого
1025 молекулами, необходимо знать температуру и давление.
14. Для нахождения молекулярной массы необходимо рассчитать
объем газа при нормальных условиях:
P0V0 PiVi 2,026 10J • 280 • 273
T’o “ тг ’ V° ~ 1,013 • 10’• 294 - 520 (мл).
Затем на основании следствия из закона Авогадро составить пропор-
цию, обозначив массу моля через х г:
масса 0,52 л газа равна 0,65 г
>22,4 » » » х »,
откуда х=28 г. Молекулярная масса равна 28.
Ответ можно получить также, используя уравнение Клапейрона—
Менделеева
откуда М = —ру—, подставляя значения тп —0,65 г; Р = 2,026Х
Х10' Па; Г = 28-105 м3; R = 8,3 Дж/моль-К; Г = 294 К.
16. Необходимо указать температуру и давление, при которых
измерен объем газа.
17. Для элементов четвертой группы Периодической системы ха-
рактерна валентность 2 и 4. Необходимо проверить обе эти возмож-
ности.
Если элемент двухвалентен, то формула его сульфида 3S, моле-
кулярная масса А + 32, где А — атомная масса искомого элемента.
241
Формула бромида ЭВг2, молекулярная масса Л+ 160. Согласно усло-
А + 32 23
вию задачи, jgQ~ = ~87~> откУДа Л=14. Но элемента с атомной
массой 14 в четвертой группе нет.
Если искомый элемент четырехвалентен, формула его сульфида
3S2, бромида — ЭВг4. Молекулярная масса сульфида А+64, броми-
Л + 64 • 23
да — Л+ 320, и2 д 32Q = ~87~> откУДа Л = 28. Искомый эле-
мент— кремний.
18. 12. Углерод.
24. |2.
25. Приведем объем водорода к нормальным условиям, используя
закон Бойля — Мариотта, У0=224 мл. Вытеснение одного металла
другим и вытеснение вторым металлом водорода протекает в количе-
ственных отношениях, пропорциональных их эквивалентам. Откуда,
исключив промежуточное звено (второй металл), вычисляем эквива-
0,18 Э
лентную массу первого маталла: —224~=-1Т2бб_’ где ^200 (мл)—эк-
вивалентный объем водорода при н. у., а Э (г) —эквивалентная масса
металла, Э=9 г.
2^. Зная массу образовавшейся воды, можно вычислить количе-
ство кислорода, содержащегося в 1 г каждого из оксидов: 0,112
и 0,201 г. На основании закона эквивалентов можно записать следую-
щие пропорции:
0,888 Эг 0,799 Э2
0,112 - 8 и 0,201 ~ 8 ’
где Э] и Э2 — искомые значения эквивалентных масс металла; 0,888
и 0,799 г — содержание в оксидах металла; Э]=63,43; Э2=31,80.
27. 49.
2Q. 35,5; 208,8.
34. Так как 44 г углекислого газа содержат 12 г углерода, то
в 8,8 г углекислого газа содержится его 2,4 г. Аналогично в 5,4 г воды
содержится 0,6 г водорода. В сумме масса углерода и водорода рав-
на 3 г. Следовательно, в состав веществ входит еще и кислород.
В 4,6 г исходного вещества содержится 1,6 г кислорода. Отношение
масс С : Н : 0=2,4 : 0,6 : 1,6; атомное отношение 2:6:1. Простейшая
формула С2Н6О. Молекулярная масса, найденная по простейшей фор-
муле, равна 46; молекулярная масса, найденная по плотности газа,
также 46. Итак, истинная формула вещества соответствует простейшей.
35. С2Н4О2.
36. При обезвоживании 1 моль Na2SO4-xH2O выделяется хмоль
воды. Масса моля Na2SO4 • хН2О — (142+ 18х) г, где 142 и 18 г—
соответственно массы молей Na2SO4 и Н2О. Составляем пропорцию:
(142+18х) г кристаллогидрата содержат 18х г Н2О
100 » » » 47 » » ,
откуда х=7. Формула кристаллогидрата Na2SO4-7H2O.
37. При прокаливании кристаллогидрата нитрата меди происхо-
дит его разложение:
Си (NOs) 2,xH2O=xH2O+2NO2+CuO+ l/2O2.
В остатке будет только оксид меди, все остальные вещества летучи.
242
При прокаливании 2,42 г кристаллогидрата образуется 0,8 г оксида
меди, что соответствует 0,01 моль. Из 1 моль нитрата меди при его
прокаливании образуется 1 моль оксида меди. Если по условию зада-
чи образовалось 0,01 моль оксида меди, то и нитрат меди при этом
разложился в количестве 0,01 моль. Отсюда, учитывая, что 2,42 г
кристаллогидрата составляют 0,01 моль, можно определить для него
массу моля, которая равна 242 г. Масса моля Cu(NO3)2 равна 188 г.
Масса воды, содержащейся в 1 моль кристаллогидрата, 242 г—
— 188 г=54 г, что соответствует 3 моль. Формула кристаллогидрата
Cu(NO3)2-3H2O.
38. Запишем общее уравнение реакции сгорания углеводорода
состава СХНУ:
схНу + (х + о2 = хсо2+н2о.
/ У \
Отсюда следует, что на 1 моль СХН^ потребуется + моль,
(У \
х + -4-I л кислорода. Масса моля СхНу равна (12х-Н/) г-
Составляем пропорцию:
для сгорания (12х + у) г СхНу потребуется 22,4 + л О2
» » 1»» » а >>,
5,6(4х + у)
откуда а =-02^ У) (л) °2'
39. О3.
40. При действии крепкой щелочи на раствор двойной железо-
аммонийной соли выделяется аммиак и бурый осадок гидроксида же-
леза (III). Значит, взята соль железа (III). При прокаливании гид-
роксида железа образуется оксид железа (III). По объему аммиака
рассчитаем количество его молей (0,04), а по массе прокаленного
оксида железа (III) найдем количество молей атомов железа (0,04).
В состав двойного сульфата входят (NH4)2SO4 и Fe2(SO4)3 в мольном
отношении 1:1, как это следует из количества молей аммиака и мо-
лей атомов железа 0,04:0,04=1:1.
Вычислим массу сульфатов аммония и железа в 19,28 г двойной
соли. Это количество соли содержит по 0,02 моль каждого из сульфа-
тов. Их масса составит 10,64 г. На долю кристаллизационной воды
в 19,28 г исходной соли приходится 8,64 г, или 0,48 моль, Н2О. Соот-
ношение молей (NH4)2SO4, Fe2(SO4)3 и Н2О составляет 0,02:0,02:0,48,
или 1 : 1 : 24. Формула кристаллической двойной соли (NH4)2SO4X
XFe2(SO4)3 • 24Н2О.
41. В 200 мл исследуемого раствора содержится 19,96 г соли.
При добавлении к раствору, содержащему это количество соли,
раствора нитрата бария образовалось 0,08 моль сульфата бария.
Следовательно, в растворе было 0,08 моль иоиов SO|~. При обра-
ботке такого же количества соли раствором аммиака в осадок
выпадает 0,04 моль гидроксида хрома (III). Значит, в растворе со-
держалось 0,02 моль Cr2(SO4)3. По количеству иоиов SOj” можно
рассчитать, что в растворе находилось 0,02 моль KaSO^ Масса содер-
жащегося в растворе Cr2(SO4)s составит 7,84 г, масса KaSO* — 3,48 г.
В исходной соли содержится 8,64 г, или 0,48 моль, воды. Отношение
243
количества молей K2SO4: Сг2(864)3: Н20=0,02 : 0,02 : 0,48= 1 : 1 : 24.
Формула K2SO4 • Сг2 (864)3 • 24Н26.
42. КС1 • MgCl2 • 6Н26.
43. Запишем уравнения реакций:
CxHv + 4C12->-xC+8HC1;
СХНИ + 562-*-хС62+у/2Н26.
По количеству атомов хлора в первом случае можно рассчитать, что
у=8; по количеству атомов кислорода во втором определим *=3.
Формула соединения СзН8.
44. Из условия задачи следует, что после сгорания углеводорода
CXHV (азот не реагирует с кислородом при сжигании) образуется
600 мл водяных паров и 400 мл углекислого газа, бстается избыточ-
ное количество кислорода и непрореагировавший азот, ббъем этих
газов 400 мл. Реакция горения углеводорода идет согласно схеме
СХНУ + [х + 62 *С62 + -f" Н26.
Заменив соотношение объемов полученных продуктов С62 и Н26
(400:600) соотношением числа их молекул (4:6), получим
( У \
С^Ну + 1*4- I О2 -> 4С62 + 6Н26.
Соотношение количества образующихся молекул углекислого газа
и водяных паров и получающееся из них соотношение атомов угле-
рода и водорода (1 :3) позволяют говорить о том, что простейшая
формула углеводорода СН3. Для определения истинной формулы не-
обходимо знать, из какого количества молекул СхНу образуются
4 молекулы углекислого газа и 6 молекул воды, т. е. объем сжигае-
мого углеводорода. Найти его можно, если узнать объем прореагиро-
вавшего кислорода. Из схемы реакции следует, что в реакцию всту-
пает 7 молекул кислорода, или, если вернуться к исходному соотно-
шению объемов,— 700 мл. Тогда после сгорания остается 200 мл
(900—700) кислорода и 200 мл (400—200) азота. В исходной смеси
было 200 мл (400—200) углеводорода. Запишем еще раз схему про-
текающего при горении процесса:
/ и \’ у
СхНу + lx + 1 62 хС62 + -£- Н26,
200 мл 700 мл 400 мл 600 мл,
откуда уравнение реакции
2СхНу + 762=4С62+6Н26
и х=2, у=6. Формула углеводорода С2Н6.
45. СзН66.
46. СзНв.
47. NH3.
48. 42,5 % С6; 5 % С62 и 52,5 % Н2.
49. Из уравнений реакций горения метана и водорода
СН4 + 262=С62+2Н26, 2Н2+62=2Н26
244
следует, что отношение объемов УСн4: Vo2=l : 2, Vh2:V0=2:1.
Следовательно, если взять смесь метана и водорода в объемном
отношении 1 : 2, то на каждые три объема такой смеси при ее сжига-
нии надо взять три объема кислорода.
50. 1 : 2.
51. 0,8 А л.
52. Сокращение объема произойдет только в результате реакции
2N0 + 02=2NO2. Поэтому прежде всего необходимо определить,
сколько литров NO содержалось в смеси. Если обозначить через х
количество литров NO в смеси, то количество литров NO2 равно
(3 — х). Массы молей NO и NO2 соответственно равны 30 и 46 г.
ЗОх
При нормальных условиях масса NO в смеси равна 22 4' г> масса
(3 — х)-46
NO2 —-----22~4— г • условию задачи
масса 22,4 л смеси равна (18,2-2) г
» 3 » » » у »,
3 • 18,2 • 2
откуда у —----22~4----- г- Но, с другой стороны:
ЗОх ( (3-х)-46 3-18,2-2
22,4 + 22,4 ~ 22,4 ’
откуда х=1,8 л. Из уравнения реакции следует, что с 1,8 л оксида
азота вступило в реакцию 0,9 л кислорода и объем смеси сократился
на 0,9 л.
53. Из уравнений реакций
СН4+2О2=СО2+2Н2О, 2СО+О2=2СО2,
2С2Н6 + 7О2=4СО2 4- 6Н2О
следует, что из 1 моль метана и 1 моль оксида углерода (II) обра-
зуется по 1 моль углекислого газа. Поэтому количество молей угле-
кислого газа, образовавшегося в результате первой и второй реакций,
должно быть равно количеству молей метана и угарного газа, всту-
пивших в реакцию. В случае этана из каждого моля сгоревшего С2Нв
образуется 2 моль углекислого газа. Если в реакцию вступает 1 моль
С2Н6, то разница между количеством молей исходных газов и обра-
зовавшегося углекислого газа составит 1 моль. По условию задачи
8,96
в реакцию вступило ~22~4~ ~ ®моль газов°й смеси и при этом обра-
13,44 п „
зовалось 22 4=0>о моль углекислого газа. Разница между количест-
вом молей СО2 и количеством молей смеси равна 0,2 моль (0,6—0,4).
Из уравнения реакции горения этана следует, что при сгорании
1 моль С2Нв разница составит 1 моль
х » » » » 0,2 » ,
откуда х=0,2 моль С2Нв. В смеси содержалось 0,2 моль С2Н6.
54. 63,16 % NO; 26,32 % О2; 10,52 % NO2.
245
55. При освещении смеси в сосуде возможна реакция между во-
дородом и хлором согласно уравнению
Н2+С12=2НС1.
Так как газы в сосуде находятся над водой и образующийся НС1 хо-
рошо растворим в ней, количество газообразных веществ в сосуде
в результате реакции уменьшается и давление падает. В исходный
момент в сосуде было давление Р, пропорциональное содержанию га-
зов (3+2 некоторых условных объемов). После того как прореаги-
рует половина хлора (50%), т. е. 1 условный объем (следовательно,
и I условный объем водорода), а весь НС1 поглотится, давление
уменьшится до Рь которое пропорционально оставшемуся количеству
газов (2+1 условных объемов). Значит, Pi — 3/5 Р, т. е. давление
понизится на 2/5 первоначального. Если прореагирует 75 % хлора, в
сосуде останется (1,5+0,5) некоторых условных объемов газа, что
обеспечит давление Р2, равное Р2=2/5 Р, т. е. давление понизится
на 3/5 первоначального.
56. 2,7 г А1, 2,4 г Mg.
57. Обозначим через х количество молей сульфата алюминия. Из
схем уравнений реакций
A12(SO4)3->2A1(OH)3, ZnSO4->Zn(OH)2,
учитывая, что масса моля А1(ОН)з — 78 г и Zn(OH)2 — 99 г, следует,
что из х моль A12(SO4)3 образуется 156 х г А1(ОН)3, а из 1 моль
ZnSO4 — 99 г Zn(OH)2. Общая масса А1(ОН)3 и Zn(OH)2 составит
(156 х+99) г. Согласно условию задачи,
масса всей смеси (156х+99)
» Zn(OH)2 99
откуда х=2,54 моль A12(SO4)3.
58. 0,1 г СО2 составляет 2,3-10-3
2СО+О2=2СО2, при образовании 2,3 • 10~3 моль СО2 общее коли-
, 1
чество молей газообразных веществ уменьшается на 2,3-10 d • "2“ =
= 1,15 -10—8 моль. Учитывая, что первоначально в сосуде содержа-
лось 0,23 моль газов, которые производили давление 0,81 • 105 Па,
можно найти уменьшение давления вследствие уменьшения количе-
ства молей газов, равное 0,04 • 105 Па. Конечное давление в сосуде
будет равно 0,77 • 105 Па.
59. 1,013-105 Па.
60. Термическая диссоциация H2SO4 идет согласно уравне-
нию H2SO4(r)4=tH2O(r) + SO3(r). Обозначим степень диссоциации
H2SO4 через х. Это значит, что из каждого моля кислоты диссоции-
рует х моль. Воды и серного ангидрида образуется также по х моль,
недиссоциированной серной кислоты остается (1—х) моль. Всего в
равновесии будет (1—х) +х+х= (1 +х) моль. Средняя масса 1 моль
такой равновесной газовой смеси составит, согласно условию задачи,
Э8 (1 — х) 4- 18х 4- 80х
--------- । ---------=35-2, где 98, 18 и 80—массы молей серной
кислоты, воды и серного ангидрида, а 35 — плотности смеси по водо-
роду. Согласно закону сохранения массы, можно и сразу считать, что
масса (1+х) моль полученной смеси должна быть равна 98 г, если
246
г составляет 100%
» » 20%,
моль. Согласно уравнению
98
первоначально был взят 1 моль H2SO4. Тогда -pv— 70, откуда
х=0,4, т. е. степень диссоциации серной кислоты равна 40%.
61. 8,7 мол. %.
62. 39,21.
63. При диссоциации сложного газообразного вещества на более
простые количество молекул, а значит, и объем газов при постоянных
температуре и давлении увеличиваются. Это вызывает уменьшение
плотности тем большее, чем выше степень диссоциации и чем большее
число молекул новых газов образуется из каждой молекулы исход-
ного газа. Допустим: имеется п молекул некоторого газообразного
вещества с плотностью ри при диссоциации каждая мотекула исход-
ного вещества распадается на т молекул новых газообразных ве-
ществ; плотность равновесной смеси ра; степень диссоциации а Из п
молекул исходного газа диссоциирует па молекул и в рави весии
останется (п-^па) молекул, при этом образуется пта молекут новых
газообразных веществ. Всего в равновесной смеси будет (п—ла) +
+ пта = п(1—а + та) молекул, т. е. количество их увеличится
п (1 — а + та)
в----------------= 1 —а-^-та = 1 -j-a(m— 1) раз. Плотность при
Pi Pi Р1 Рз
этом уменьшается в раз;-^— = 1 -}-а(/п— 1) и сс = р^(>п —fj~*
70. Согласно спектроскопическим данным, более близки по энер-
гиям 5/- и 6с1-орбитали, что обусловливает проявление актиноидами
свойств как /-, так и d-элементов.
74. Магний (атом в невозбужденном и возбужденном состоя-
ниях).
76. Атом палладия имеет электронную конфигурацию внешнего
слоя 4s2p6d10.
81. Оказывают влияние на химические свойства элементов лишь
вакантные орбитали с относительно низкой энергией Как правило, это
d-орбитали предпоследнего слоя, а также 5- и р-, реже d-орбитали
внешнего слоя. Кроме того, можно отметить влияние вакаит ых
(п—1)f-орбиталей, что сказывается, например, на ветичиие коорди-
национных чисел атомов некоторых элементов На химические свой-
ства титана в основном влияет наличие у его атомов вакантных
орбиталей 3d- и ip-, у атомов криптона 4d-, у атомов урана 5/,
6d-, 7р-.
85. К, Rb, Cs; Са, Sr, Ba; As, Sb, Bi; Se, Те, Po
86. При переходе от элементов II периода к элементам III перио-
да— изменением структуры предпоследнего электронного с ояипояв
лением вакантных d-орбиталей внешнего слоя, при переходе от эле-
ментов IV периода к элементам V периода появлением вакантных
4/-орбиталей, по протяженности и энергии близких к 5d орбиталям
94. Для определения радиуса химически связанного атома подбн
рают такие соединения элемента, где бы в наименьшей мере сказыва-
лось влияние повышенной кратности и ионности связи, гибридных ор-
биталей, деформации электронных оболочек
95. Например, NaH<. Непригодны HNj, NaO и т д
98. У атомов элементов одного и того же периода по мере увели-
чения заряда ядра постепенно прибавляющиеся электроны попадают
на орбитали с одинаковым значением п (или при появлении d элект-
ронов на орбитали со значением п, меньшим на единицу). Поэтому
247
При увеличении заряда ядро притягивает электронное облако с боль-
шей силой и в результате радиус атома уменьшается. Особенно зна-
чительное уменьшение наблюдается при переходе о г атома с конфи-
гурацией внешнего электронного слоя s1 к атому с конфигурацией s2
(вследствие малого прироста экранирования ядра). В меньшей степе-
ни уменьшается радиус при добавлении р-электронов, когда начинает
заметно сказываться взаимное отталкивание достаточно большого
числа электронов. Для элементов подгруппы гелия, кроме того, сле-
дует учитывать, что их атомные радиусы, по существу, являются
вандерваальсовскими.
99. Для элементов главных подгрупп Периодической системы ха-
рактерно увеличение атомных радиусов с появлением у атомов нового
электронного слоя. Исключение составляют p-элементы III группы,
у которых, начиная с галлия, непосредственно проявляется d-сжатие.
Увеличение атомных радиусов у d-элементов с появлением нового
электронного слоя происходит в меньшей степени (влияние эффекта
d-сжатия), причем основная доля такого увеличения приходится на
переход от З^-элементов к 4d^eMeHTaM. При переходе от последних
к Sd-элементам атомные радиусы увеличиваются очень мало или во-
обще не увеличиваются, как это наблюдается, например, для элемен-
тов подгрупп меди и титана (влияние эффекта f- или лантаноидного
сжатия). Атомы элементов подгруппы скандия непосредственно не
испытывают d- и /-сжатия, и поэтому характер изменения атомных
радиусов в этой подгруппе напоминает тот, который присущ 5- и
большинству p-элементов. Влияние /-сжатия можно проследить, хотя
и не в столь заметной мере, и для p-элементов VI периода.
100. При образовании катиона, когда теряется наружный элект-
ронный слой атома, наблюдается резкое уменьшение радиуса
и Гнатиона г атома- Если сравнивать приводимые в справочной
и учебной литературе ионные радиусы отрицательных ионов с соответ-
ствующими атомными радиусами, можно заключить, что присоедине-
ние даже одного электрона к атому (т. е. образование отрицатель-
ного иона из нейтрального атома) существенно увеличивает его раз-
меры. Между тем квантовомеханический расчет радиусов ионов (как
расстояния от ядра до максимума электронной плотности того внеш-
него электронного облака, которое соответствует данному состоянию
ионизации) показал, что радиусы анионов близки к радиусам атомов,
а радиусы катионов к «радиусам» предпоследнего электронного слоя
атомов. С учетом сказанного не следует придавать физического смыс-
ла кажущемуся различию между значениями атомных радиусов и ра-
диусов отрицательных ионов. В настоящее время производится пере-
смотр понятий «атомные» и «ионные» радиусы и вводится понятие
«орбитальные» радиусы атомов и ионов. Возможность использования
в настоящее время в практике табличных значений атомных и ионных
радиусов оправдывается тем, что они могут служить четкими харак-
теристиками различия в размерах разных атомов или ионов и позво-
ляют достаточно точно оценить межатомные расстояния.
102. Уменьшение ионных радиусов ионов с одинаковым зарядом,
например, Э2+ для d-элементов можно объяснить с учетом эффекта
d-сжатия. Наблюдаемые при этом отклонения могут быть дополни-
тельно обусловлены разным экранированием и разной протяжен-
ностью Зd-opбитaлeй ионов, что зависит от степени заполнения этих
орбиталей электронами и заряда ядра атома.
104. 5), 2), 3), 4), 1).
106. Ниже 13,6 эВ.
248
108. Второй электрон у атома лития удаляется с орбитали is1,
а у атома бериллия — с орбитали 2s.
109. 2).
ПО. С помощью представления об экранировании ядра электро-
нами атома учитывается взаимное отталкивание электронов. Сами
понятия «экранирование ядра как частичная компенсация его заряда
всеми остальными электронами», «просвечивание» заряда ядра через
экран остальных электронов — формальны. Вместе с тем величины
экранирования и эффективного заряда ядра являются достаточно
хорошими количественными характеристиками атома. Экранирующий
эффект электронных слоев и электронов в одном слое, как проявление
суммарного отталкивания между электронами атома, зависит от ха-
рактера взаимодействия между электронными облаками, принадле-
жащими разным слоям. Разный эффект экранирования s-, р-, d-, f-
электронных облаков одного слоя можно объяснить, используя упро-
щенные представления, различным распределением электронной плот-
ности s-, р-, d-, f-облаков в околоядерном пространстве, различной
способностью электронов «проникать» в нижележащие слои, различ-
ной энергией связи электронов с ядром.
111. Для водорода.
112. Учесть, что у атомов Li проявляется сильное экранирующее
действие внутреннего слоя 1s2. У атомов Be и N сравнительно боль-
шой прирост экранирования обеспечен электронами полностью запол-
ненной 2s у атома Be или наполовину заполненных 2р у атома N
орбиталей.
114. Вследствие d-сжатия атомные радиусы железа, кобальта
и никеля близки (0,126; 0,125; 0,124 нм), влияние же предпоследней
электронной оболочки, различающейся только количеством спарен-
ных d-электронов, на энергию отрыва ns-электроиа незначительно.
115. В ряду d-элементов в меньшей мере изменяются радиусы
атомов и менее существенно влияние различия электронной структу-
ры, так как оно касается лишь предпоследнего слоя.
119. При объяснении учесть изменения радиуса, электронной
конфигурации и эффективного заряда ядра атомов.
121. Теоретический расчет и экспериментальные данные свиде-
тельствуют о том, что для многих атомов энергия притяжения допол-
нительного электрона к ядру нейтрального атома превышает энергию
отталкивания этого электрона от электронных оболочек атома. При-
чиной этого можно считать волновой характер электронов и распре-
деление их отрицательных зарядов по сравнительно большому объ-
ему, в результате чего положительный заряд ядра как бы просвечи-
вает через электронные облака. Положительным может быть сродство
к электрону не только у атомов, но и молекул. Например, для моле-
кулы Ог оно составляет 22 ккал/моль.
123. Эти ионы в обычных условиях могут существовать лишь
в составе ионных соединений, большая энергия кристаллической ре-
шетки которых компенсирует энергетические затраты на образование
таких ионов.
124. ns2, ns1, ns2p5.
125. Необходимо учитывать различие электронных конфигура-
ций атомов щелочных и щелочноземельных металлов.
126. Уменьшение сродства к электрону от хлора к иоду связано
с увеличением радиуса атома и количества электронных слоев. Ано-
мально низкое в ряду галогенов сродство к электрону у фтора может
быть объяснено высокой электронной плотностью внешнего слоя ато-
249
ма фтора и отсутствием вакантных орбиталей на внешнем электрон-
ном слое.
128. Наблюдаемую закономерность можно объяснить, учитывая
изменения заряда ядра, электронной структуры и радиусов атомов
рассматриваемых элементов. Отрицательные значения сродства
к электрону атомов гелия, бериллия и неона обусловлены сильным
экранирующим действием завершенных оболочек Is2, 2s2, 2s2p6.
135. Подобная модельная схема не учитывает возможности одно-
временного возбуждения атома и образования им химических связей,
последовательного присоединения к нему нескольких атомов (при
этом следовало бы говорить не о возбуждении атома, а о возбужде-
нии валентноненасыщенной молекулы).
137. Переменная валентность p-элементов объясняется способ-
ностью их атомов образовывать химические связи в стационарном
и возбужденном состояниях. Возбуждение атома, сопровождающееся
распариванием пары электронов, приводит к увеличению числа оди-
ночных электронов сразу на два.
139. Атомы элементов рассматриваемых пар различаются по на-
личию nd-орбиталей, а следовательно, и по возможности образовы-
вать химические связи в возбужденном состоянии.
141. Валентными могут считаться неспаренные (п—l)d- и (п—2)f-
электроны. (п—1)d-Электронные облака, достаточно протяженные
в пространстве, могут перекрываться электронными облаками других
атомов, что приводит к образованию химических связей. Что каса-
ется (п—2)^-электронов, то, в силу близости энергии (п—2)f- и
(п—1)с?-орбиталей атома, трудно однозначно оценить, образуют ли
эти электроны химические связи, находясь на (п—2)^-орбиталях, или
предварительно переходят в состояние (п—l)d.
142. Склонность к образованию соединений в высшем валентном
состоянии у p-элементов с переменной валентностью в пределах груп-
пы при увеличении порядкового номера понижается. Исключение
в этой закономерности составляют p-элементы V периода: производ-
ные иода (VII), теллура (VI), сурьмы (V) более устойчивы, чем ана-
логичные соединения брома, селена и мышьяка. У d-элементов в пре-
делах группы склонность к проявлению максимальной валентной воз-
можности растет с увеличением порядкового номера: при переходе от
IV к V периоду — за счет влияния вакантных (п—1)f-орбиталей, при
переходе от V к VI периоду — за счет повышения прочности связей
в результате аномально малого увеличения радиусов атомов.
144. Элементы II периода способны проявлять различную валент-
ность: 1 (Li, F), 2(Be, О), 3(В, N), 4(C), т. е. образовывать разное чис-
ло валентных связей. Если учесть, что химические связи образуются
не только за счет неспаренных электронов, но и при использовании не-
поделенных электронных пар (например, N, О, F) и вакантных орби-
талей атомов (например, Li, Be, В), то следует признать, что атомы
элементов II периода могут образовывать до четырех связей за счет
орбиталей 2s и 2р. Однако участие в образовании связей всех четырех
орбиталей атома лития затруднено из-за невысокой его склонности
к акцептированию электронной плотности (малая электроотрицатель-
ность и большая протяженность атомных орбиталей), а у фтора из-за
малой поляризуемости атома, что затрудняет оттягивание на вакант-
ные орбитали других атомов заметной доли электронной плотности
атома фтора.
146. Валентность (определяемая числом одиночных электронов,
представляемых атомом для образования общих электронных пар)
250
в случае рассматриваемых элементов равна: О — 2, N — 3, Fe — 2 и
0; Сг — 0; А1 — 3. Число связей, образуемых атомами, соответствен-
но равно 3; 4; 10; 5; 12; 4,
147. При подведении к веществу тепловой энергии химические
связи начинают диссоциировать. В результате появляются валентно-
ненасыщенные частицы. Если продолжать нагревание, можно до-
биться полной диссоциации химических связей. Анализ вопроса в
термодинамическом аспекте см. пояснение к вопросу 452.
148. Свободные радикалы — ВО, СН2, NH2, СН3, ОН, молекуляр-
ные ионы — Н^, 07-
149. Наличие у химически связанных атомов d-элементов неспа-
ренных (п—1) d-электронов не придает частицам свойств свободных
радикалов из-за малой протяженности орбиталей (химически свя-
занные атомы d-элементов имеют положительный эффективный за-
ряд, что приводит к сжатию электронных облаков).
150. Атомы элементов II периода имеют к. ч., равные 2,3 и 4 (со-
ответственно типы гибридизации sp, sp2, sp2). Октаэдрическая коор-
динация (к. ч. 6), требующая участия d-орбиталей, для атомов этих
элементов обычно неосуществима.
151. При переходе сверху вниз в Периодической системе увеличи-
ваются размеры атомов. Кроме того, все заметнее становится участие
d- и f-орбиталей атомов в гибридизации орбиталей и образовании
химических связей. Вместе с тем энергия л-связей из-за ухудшения
условий для л-перекрывания р- и d-орбиталей уменьшается. В резуль-
тате возрастают характерные для атомов координационные числа.
0 0-1-2 -1/2 -1/3 —2 -1 +4
153. Оа, О3, НаОа, NaaO, КОа, КО3; KaS, KaSa, SO|“.
+6 +2 —1+5 —2 + 6
S20y—, SaO|~ (SaOf- или SaO|—).
156. Три первых.
157. При образовании молекул F2—2s-, 2рх-, 2ри- и 2р2-, при об-
разовании молекул HF—2рх-атомные орбитали.
158. Согласно методу ЛКАО, из 1 s-атома Н и 3 рх-атома С1.
163. Приведенная электронная структура характерна для стацио-
нарного состояния молекулы N2 и возбужденного состояния молекул
В2 и О2. В стационарном состоянии последние имеют по 2 неспарен-
ных электрона соответственно на л Р-связывающих и на лр-разрыхля-
ющих МО.
165. При объяснении следует исходить из того, что первый элект-
рон у молекул Н2, N2, С2 и СО удаляется со связывающих МО, а у
молекул F2, О2, NO — с разрыхляющих МО.
171. Для элементов II периода—sp3; III периода — sp3, sp’d
и sp3d2; V периода — возможны все приведенные типы гибридизации.
174. ВН3; N07; СО?“.
175. Линейные молекулы — С2Н2, СО2, HCN, ZnClj.
177. Присоединение иона F~ к молекуле BF3 в результате исполь-
зования вакантной 2р-орбитали атома бора вызывает изменение типа
гибридизации sp2 на sp3, что ведет к превращению плоской частицы
BFj в тетраэдрическую [BFJ-. Присоединение ионов Н+ к молекулам
NH3 и Н2О происходит с использованием заселенных sp’-гибридиых
орбиталей атомов азота в молекуле аммиака и кислорода в молекуле
251
воды. В результате форма частиц изменяется: вместо пирамиды
(NH3) образуется тетраэдр (NHf), вместо плоской угловой молекулы
(НгО)—пирамида (Н3О)+, в которой углы НОН отличны от тетра-
эдрического (109°28').
178. Помимо характера орбиталей, образующих связи, на величи- '
ну угла между ними может влиять отталкивание между электронны-
ми парами, расположенными на валентных орбиталях атома. Отсюда
два возможных способа объяснения значения углов между связями.
Модель гибридизации основной упор делает на характер орбиталей,
модель межэлектронного отталкивания — на эффект расталкивания.
Выводы, сделанные на основании обеих моделей, обычно качественно
совпадают.
179. Молекулы Н2Те, F2O и SO2 имеют угловую форму, молекула
РС13 — форму пирамиды.
180. л-Перекрывание более выгодно для атомов с меньшим ра-
диусом.
181. Устойчивость молекул N2, О2, СО, СО2 обусловлена образо-
ванием в них прочных кратных связей. Вследствие больших,
по сравнению с элементами II периода, размеров атомов фосфора,
серы и кремния для них, как и других элементов III периода, мало-
характерны рл-связи. Поэтому молекулы Р^Р, S = S, Si = O, O = Si = O
нестабильны и склонны к полимеризации. Для фосфора и серы в кон-
денсированном состоянии характерны цепи —Р—Р— и —S—S—; для
оксида кремния — цепи | |
—О—Si—О—Si—О—
В последнем случае стабилизация связей Si—О достигается за счет
дативного взаимодействия 0->-Si с участием d-орбиталей атомов
кремния.
182. 0,77 нм.
183. Расчет: в 29,25 г NaCI (0,5 моль) содержится 6,02-1023
ионов (Na+ и С1~); на одном ребре куба укладывается 8,44-107 ионов
(>^6,02 • 1023); межионное расстояние 2,84-10-9 м (2,4 : 8,44-107), или
0,284 нм.
193—196. Сравнить число электронов на связывающих и разрых-
ляющих МО и оценить кратность связей.
198. Только в NC13 связи неполярные, LiCI — ионное соединение,
в остальных молекулах связи полярные.
200. Электроотрицательность — некоторый эмпирический пара-
метр, характеризующий способность химически связанного атома
притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не
имеет четкого определения и четкого физического смысла и для хими-
чески связанных атомов не является постоянной величиной, так как
способность атома в молекуле притягивать и удерживать электроны
зависит не только от природы данного атома, но и его партнеров, чис-
ла связей, образуемых атомом, кратности связи, наличия у атома не-
поделеиных электронных пар и вакантных орбиталей, степени ионно-
сти связи и т. д. Поэтому даже качественная характеристика связи
252
через значения электроотрицательности атомов возможна лишь для
случая наиболее простых соединений, где мало сказывается в зияние
перечисленных факторов.
201. Согласно методу ВС, молекуле СО можно приписать струк-
туру С^О. л-Взаимодействие по донорно-акцепторному механизму
обусловливает сложное перераспределение электронной плотности
между атомами углерода и кислорода.
202. Дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее
пространственной конфигурации, так как дипольные моменты отдель-
ных связей могут усиливать или компенсировать друг друга Линей-
ная молекула СО2 и тетраэдрические СН4 и CF4 неполярны вследствие
того, что при такой конфигурации моменты связей направлены точно
в противоположные стороны и компенсируют друг друга.
204. Для симметричных линейных (BeF2, CS2), плоских (BF )
и тетраэдрических (CF4) молекул, дипольный момент которых равен
нулю.
205. Пример сопоставления молекул NH3 и NF3 демонстрирует
зависимость величины дипольного момента молекулы от наличия не-
поделенных пар электронов. В молекуле NH3 диполи отдельных свя-
зей N — Н, имеющих отрицательный конец у атома азота, усили-
ваются влиянием неподеленной $р3-гибридной пары электронов атома
азота. В результате дипольный момент всей молекулы оказывается
большим. В молекуле NF3 дипольные моменты связей N — F с по-
ложительным концом у атома азота в значительной степени ком-
пенсируются за счет момента неподеленной электронной пары, на-
правленного в сторону, противоположную моментам связей.
206. Форма плоского треугольника молекулы BF3 приводит к то-
му, что при суммировании дипольных моментов связей В — F диполь-
ный момент молекулы оказывается равным нулю.
209. Ионный характер имеют SrF2, ВаО. Остальные соединения
в твердой фазе имеют молекулярную решетку.
210. Если исходить из того, что взаимодействие между ионами
в основном имеет кулоновскую природу, а сами ионы сферически сим-
метричны и тесно упакованы, причем ионы противоположного знака
соприкасаются друг с другом, то предсказать координационные числа
можно, руководствуясь чисто геометрическими соображениями.
212. При невысоких температурах в газовой фазе преобладают
молекулы КС1, характеризующиеся значительной степенью ионности
связи, и имеется некоторое количество ассоциатов, например KjClj.
При высокой температуре молекулы КС1 диссоциируют на атомы.
224. Лиганды — Н2О, ОН-, F“, N2, NO, NO^", NHS, CO.
227. Лучшие донорные свойства молекулы NH3 можно объяснить
ее сравнительно малым размером, большей направленностью«р’-гнб-
ридной орбитали с неподеленной электронной парой, осуществляю-
щей взаимодействие по донорно-акцепторному механизму, наличием
значительного отрицательного эффективного заряда на атоме азота
230. Координационное число зависит от соотношения размеров
комплексообразователя и лиганда, числа вакантных орбиталей комп-
лексообразователя, характера и прочности образуемых связей.
231. Связи в Fe(CO)3 можно рассматривать как донорно-акцеп-
торные CO->Fe (ст-связь) и Fe-*CO (л-связь), координационное чис-
ло можно оценить по количеству разрешенных 3d- и 4р-орбнталей
атома железа в возбужденном состоянии (электроны спарены). Связи
в ионах [Co(NH3)e]3+ и [Fe(CN)6]3- можно рассматривать как до-
253
норно-акцепторные с наложением электростатического взаимодей-
ствия, а координационные числа оценить по количеству вакантных
3d-, 4s- и 4р-орбиталей ионов Со3+ и Fe3+.
234. В результате перераспределения электронной плотности при
образовании ст-связей и л-дативных связей может возникать неболь-
шой положительный заряд на атоме хрома. Координационное число
определяется числом вакантных 3d- и 4р-орбиталей атома хрома
в состоянии, когда все одиночные электроны спарены. Последнее объ-
ясняет диамагнетизм. Октаэдрическая направленность $р3г/2-гибрид-
ных орбиталей атома хрома, образующего ба-связей, определяет ок-
таэдрическую конфигурацию молекулы Сг(СО)б.
236. Для объяснения парамагнетизма [FeFg]4- и диамагнетизма
[Ре(СЫ)б]4- требуется допустить, что в первом случае у центрального
атома не происходит спаривание 3d^eKTpoHOB, а во втором — про-
исходит. Это возможно, если центральный атом образует связи со
фторид-ионами за счет $/А/2-гибридных орбиталей внешнего слоя, а
с цианид-ионами—за счет использования при $рМ2-гибридизации d-
орбиталей предпоследнего слоя.
237. Учесть, что у хлоридного и аммиачного комплексов исполь-
зуются 4d-, а у цианидного — 3</-атомные орбитали никеля.
238. Наличие у центрального атома вакантных (п—^-орбита-
лей ведет к повышению реакционной способности комплекса.
241. В поле иона F- расщепление невелико, в этом поле ион Со3+
имеет на Зd-opбитaляx то же число (4) неспаренных электронов, что
и свободный ион. В сильном поле, создаваемом молекулами NH3,
энергия расщепления большая и в результате идет заполнение орби-
талей de, причем одиночные электроны спариваются.
244. В твердом состоянии молекулярную решетку имеют Кг, СО2,
ССЦ; атомную решетку — Si, SiC, BN; ионную — KF. Карбид кремния
и нитрид бора помимо трехмерной решетки (алмазоподобные моди-
фикации) могут иметь решетку, состоящую из полимерных молекул,
связанных вандерваальсовскими силами (графитоподобные слоистые
модификации).
245. В условиях, когда водород и кислород между собой химиче-
ски не взаимодействуют, их молекулы притягиваются лишь за счет
ваидерваальсовских сил. Те же силы осуществляют взаимодействие мо-
лекул Н2 и Н2О, НС1 и НС1. Между молекулами Н2О и NH3 дополни-
тельно могут возникать водородные связи и, кроме того, возможно
химическое взаимодействие с образованием ионов NH^ и ОН-. Моле-
кулы NH3 и NF3 взаимодействуют лишь за счет ваидерваальсовских
сил, молекулы NF3 и BF3— с образованием донорно-акцепторных
связей.
246. В газообразном состоянии все эти вещества имеют молеку-
лярную структуру. В твердом состоянии она сохраняется лишь у кис-
лорода. Твердый натрий имеет решетку металлического типа, твердые
углерод и бор — решетку атомного типа, твердый хлорид натрия —
ионного типа. Оксид азота (V) и хлорид фосфора (V) в твердом со-
стоянии также имеют решетку ионного типа: кристаллы этих веществ
состоят соответственно из ионов NOr,’ и NO^"; РС1^’ и PC1JT.
249. Учесть величины атомных радиусов N, О, F и С1 (соответ-
ственно 0,07; 0,066; 0,064; 0,099 нм) и межъядерные расстояния в
молекулах N2, О2, F2 и С12 (соответственно 0,109; 0,121; 0,142 и
0,199 им).
254
252. В отличие от ориентационного взаимодействия водородные
связи неуниверсальны, неаддитивны и направлены. Это можно
объяснить тем, что при образовании водородных связей наряду с
электростатическим взаимодействием существенную роль играет
донорно-акцепторное взаимодействие между несущим эффективный
положительный заряд атомом водорода и отрицательно заряженными
атомами фтора, кислорода и азота.
258. Все галогены в твердом состоянии имеют решетку молеку-
лярного типа. Простые вещества элементов II периода различаются
типом решетки: металлическая у лития и бериллия, атомная у бора
и углерода, молекулярная у азота, кислорода, фтора и неона. Веще-
ства с молекулярной решеткой имеют низкие температуры плавления.
Самые высокие температуры плавления у веществ с решеткой атом-
ного типа.
264. Аномально высокие в каждом ряду температуры кипения
и теплоты испарения NH3, Н2О и HF обусловлены сильной ассоциа-
цией молекул этих веществ за счет водородных связей. Повышение
температур кипения и теплот испарения от РН3 к SbH3, от H2S к Н2Те
и от НС1 к III вызвано усилением межмолекулярного взаимодействия
за счет прироста дисперсионного взаимодействия, превышающего
эффект влияния снижающегося в рассматриваемом направлении ори-
ентационного взаимодействия.
265. Обычно низкоплавкие вещества имеют преимущественно мо-
лекулярную решетку, в которой молекулы удерживаются слабыми
вандерваальсовскими силами. Ионные и атомные кристаллы плавятся
при более высокой температуре, так как частицы в этих кристаллах
связаны прочными ионными или ковалентными связями.
266. В отличие от многих неорганических соединений для твер-
дых органических веществ характерны молекулярные структуры, что
обусловливает их сравнительно легкую летучесть.
267. В случае ионных и атомных кристаллов разрушение решетки
требует разрыва химических связей. В ходе плавления и испарения
молекулярных кристаллов внутримолекулярные связи сохраняются.
268. Димеризация молекул А1С13 идет за счет образования хими-
ческих связей (по донорно-акцепторному механизму), димеризация
HF и H2SO4 — водородных связей.
269. В кристалле, содержащем комплексный ион, имеются связи
двух типов: ковалентные или полярные внутри комплексного иоиа
и ионные между комплексным ионом и простыми ионами. Кроме того,
в данном случае между комплексным ионом и простыми ионами
могут возникать и водородные связи.
270. Достижению высокой степени упорядоченности, характерной
для кристаллических структур, мешают большие размеры молекул,
а в отдельных случаях и неодинаковый их состав вследствие различ-
ной степени полимеризации исходных мономерных молекул
271. 1) и=й[А]-[В]2; 2) о = й[В]; 3) t»=H4][B]2, если жидкости
взаимосмешиваемые (если жидкости не смешиваются, скорость зави-
сит не от концентрации реагентов, а от величины поверхности разде-
ла и скорости диффузии к ней исходных компонентов); 4)
272. v=k-PA-PB,
274. 8,9-10~2 л2/моль2-с.
275. 3,6 и 1,8 моль/л.
276. Согласно закону действия масс, скорость реакции в исход-
ный момент = 16-0,04-0,05=3,2• IО-4. По мере протекания реакции
оба исходных вещества расходуются в эквивалентных количествах.
255
Если к интересующему нас моменту прореагировало 0,02 моль/л во-
дорода, то в соответствии с уравнением химической реакции столько
же прореагировало иода. Тогда новые концентрации [Н2]=0,02 моль/л;
[12] = 0,03 моль/л; 1/2=0,16-0,02-0,03 = 9,6-10~5, т. е. скорость реакции
по сравнению с исходной уменьшилась в 3,3 раза.
277. В 6 раз.
278. Уменьшаются в 10 раз.
279. В случае автокаталитических реакций образующиеся про-
дукты катализируют реакцию и скорость химических реакций в ка-
кой-то момент начнет увеличиваться.
280. Скорость реакции не изменится, так как при сохранении по-
стоянного давления газовой смеси увеличение концентрации одного
компонента возможно лишь за счет пропорционального уменьшения
концентрации второго.
281. а) Скорость увеличится в 4 раза; б) скорость уменьшится
в 4 раза; в) скорость увеличится в 2 раза.
282. Предположим, что при некотором исходном давлении кон-
центрации реагирующих веществ составляли: [NO] = a моль/л; [О2] =
= Ь моль/л. Скорость реакции при этом равна vi = ka2b. При увеличе-
нии общего давления смеси в х раз концентрации реагирующих ве-
ществ также увеличатся в х раз: [NO]=ax моль/л; [NO2] = &x моль/л.
Значение константы скорости от давления не зависит. Скорость
при новом давлении vz=k(ax)2(bx)=ka2bx3. По условию задачи ц2 =
= 1000-t4 и ka2bx3 = 1000 ka2b, откуда х=10, т. е. для увеличения ско-
рости реакции в 1000 раз достаточно увеличить давление в 10 раз.
283. В 2 раза.
284. Концентрацию и парциальное давление вещества В увеличить
в 10 раз, вещества А уменьшить в 10 раз.
285. vt* = v(i -у 10 , : vft = y 10 , где и vt —скорости
реакции при 80 и 130 °C; у — температурный коэффициент скорости
реакции. При повышении температуры на 130°—80° = 50°С скорость
реакции возрастает в З5, т. е. в 243 раза.
286. Примерно на 67°.
287. 2,6.
288. Примерно на 18°.
289. При ПО °C.
291. Энергия активации численно определяется величиной энер-
гии, которую нужно добавить к средней энергии молекул для дости-
жения активационного барьера. Так как большинство реакций идет
через стадию «промежуточного» или «активированного» комплекса,
что не требует предварительного полного разрыва химических связей
в молекулах исходных реагентов, энергия активации обычно ниже
суммарной энергии связей в исходных веществах.
292. При взаимодействии веществ в атомарном состоянии, а так-
же при взаимодействии свободных радикалов или противоположно
заряженных ионов в газовой фазе энергия активации реакции равна
нулю (реакции 2), 4)). При взаимодействии противоположно заря-
женных ионов в растворе энергия активации близка к нулю (требу-
ется перестройка гидратных оболочек).
293. Реакция 1).
294. Для второй реакции: чем выше энергия активации, тем вы-
ше значение температурного коэффициента реакции.
256
298. Ионы Cu2+, так как они способны в процессе реакции изме-
нять свой заряд Cu2+->Cu+, отнимая электроны у восстановителя и
передавая их окислителю при обратном превращении Cu+->Cu2+.
300. При низких температурах.
301. Реакция является многостадийной. Скорость сложных мно-
гостадийных процессов обычно лимитируется скоростью самой мед-
ленной стадии. Поэтому математическая зависимость скорости реак-
ции от концентрации реагирующих компонентов часто может быть
достаточно сложной и на основании стехиометрического уравнения
реакции нельзя судить о действительном ее механизме.
302. Нет. Это многостадийный процесс (см. пояснение к 301).
303. Энергия связи в молекуле С12 значительно меньше энергии
связи в молекуле Н2.
304. В некоторой области высоких давлений становятся возмож-
ными тройные соударения частиц, что обеспечивает увеличение числа
обрывов цепи и снижение скорости цепной реакции. Механические
прнмеси способны отводить энергию, выделяющуюся при взаимодей-
ствии радикалов, и тем самым способствовать обрыву цепи и сниже-
нию скорости цепной реакции.
305. В шаровом сосуде, так как в узкой трубке чаще происходят
соударения радикалов на стенках сосуда и более вероятна их гибель
и обрыв цепей.
306. В присутствии примесей, способных связывать свободные ра-
дикалы, скорость цепной реакции невелика и возможно образование
побочных продуктов. В данном случае Na+Cl=NaCl; Na+H=NaH;
NO+C1 = NOC1.
308. NOa^UNOa; NOj + NO2 —» 2NO + O2; NO* —>NO + O;
О 4- О -> O2.
311. Практическое постоянство концентраций реагентов в обра-
тимой системе не может служить однозначным доказательством
истинности ее равновесия. Для «кажущегося», «заторможенного» или
«ложного» равновесия также характерна неизменность его состояния
во времени, но уже из-за кинетических факторов. Здесь чаще всего
протекает односторонний процесс, но с крайне низкой скоростью, что
обеспечивает практическое постоянство концентраций. Если снять
заторможенность (ввести активный катализатор), система перейдет
в состояние истинного равновесия.
312. Для экспериментального определения константы равновесия
в данной системе нужно ускорить достижение состояния равновесия,
т. е. увеличить скорость реакции взаимодействия водорода с кисло-
родом, что может быть осуществлено путем введения катализатора.
313. 1) Кс = [Cq2] , КР = ; 2) Кс = • кр =
_ Рн2о . [NH3]* pnh, „ [NO]*.[H2O]«
- Р4 ’ Лс - [NJ [Нг]3, р пз : 4) *с ~ [NH3P-[Оар*
п2 INg tig
р4 рб
„ rNO ГН2О
Лр = —Т4-----Г5—. Так как в случае гетерогенных реакций взаи-
fnh/ роа
модействие происходит на поверхности раздела фаз, константа рав-
новесия так же, как и скорость химической реакции, выражается че-
9 Зак. 440 257
рез концентрации (или парциальные давления) только газообразных
веществ. Влияние твердого н жидкого компонентов в гетерогенной
системе сказывается лишь через величину поверхности раздела фаз.
Поэтому их концентрации не входят в выражение константы рав-
новесия.
315. 1.9-10-2.
318. Умножив константу равновесия первой реакции на констан-
ту равновесия в кубе второй реакции и разделив на константу равно-
весия третьей реакции, получим К = .
319. К, = К2-, K^-^Kl = ~Ь = -Д
к2 К2
320. 2С(г)+О2(г) =2СО(г).
321. Выразим концентрации исходных веществ в моль/л: [Д] =
=6 моль/л, [В]=4 моль/л. Пусть в реакцию вступило х моль/л веще-
ства А. Согласно уравнению реакции, при этом прореагировало
х моль/л вещества В и образовалось по х моль/л веществ С и D. Рав-
новесные концентрации [Л] = (6—х) моль/л; [В]=(4—х) моль/л; [С] =
— х моль/л; [О]=х моль/л. Подставив равновесные концентрации реа-
гентов в выражение для константы равновесия
(6-ХД4-Х) ’
найдем х=3,6 моль/л. Равновесные концентрации [Д]=2,4 моль/л;
[В]=1,6 моль/л; [С]=2,4 моль/л; [О] = 2,4 моль/л.
322. 40; 1,49-105 Па.
323. 1.
324. 2,2-10-’.
325. 4,16; 0,06; 0,07 моль/л.
326. 74%.
327. 1 моль.
328. 3 : 2. Давление не изменится.
329. 4,74; 4,74; 5,26; 4,26 моль/л.
330. 340,5 г.
331. Так как при равных условиях соотношение объемов газов
равно соотношению количества их молей, примем, что в исходной сме-
си оксида углерода и водяных паров концентрации газов составляли
[СО]=2 моль/л; [Н2О]=3 моль/л. Примем также, что к моменту на-1
ступления равновесия образовалось х моль/л углекислого газа, при
этом водорода тоже х моль/л; оксида углерода осталось (2—х)
моль/л, водяного пара (3—х) моль/л. Подставим значения равновес-
ных концентраций в выражение для константы равновесия:
№
К = (2-х). (3-х) =1’
откуда х=1,2 и мольные проценты компонентов будут равны: СО2—
24; Н2 — 24; СО — 16 и Н2О — 36.
332. По условию задачи в смеси содержится 1 кг водяных паров,
или 55,56 моль. Значит, оксида углерода будет 250 г, или 8,93 моль.
Пусть в реакцию вступило х моль водяных паров, следовательно, и х
моль оксида углерода. При этом образуется по х моль водорода и
258
углекислого газа. В равновесии будет находиться (55, 56-х) моль
водяных паров и (8,93—х) моль оксида углерода:
„ [Нг][СО21 хх
[НаО]-[СО] ~ (55,56-х) • (8,93-х) = 4’12’
откуда х~8,65, т. е. в результате реакции образовалось 8,65 моль, или
17,3 г, водорода и 8,65 моль, или 380,6 г, углекислого газа. В равно-
весии остается 0,28 моль, илн 7,84 г, оксида углерода и 46,91 моль,
или 844,38 г, водяных паров. Общая масса веществ составит 1250,12 г.
Процентный состав смеси: Н2—1,38; СО—0,63; СО2—30,45; НгО—
67,54.
333. Константа равновесия, выраженная через концентрации ре-
агентов, обозначается Кс', константа, выраженная через парциальные
давления (для газообразной системы),— Кр. Для реакции
и А “Ь b В сС~}~ dD
_ lCr-lDlJ fcpo
АС- [Л]“-[В]& идр- раА.рьв'
Соотношение между Кр и Кс можно выразить, учитывая, что кон-
центрация С = где п — количество молей вещества в объеме V,
Р
PV = nRT или PV = CVRT vt С = RT~' Тогда для рассматри-
ваемой реакции
Кс = ~ Ра ~рё~ • (/?7’)(a + b)-(c+d) = Кр (RT)*n,
РА'РВ
где Дп = Пнач— «конечн, ИЛИ
Kp=KcW,
ГДе Дп = Пконечн Пнач<
335. Выразим концентрации всех компонентов равновесной смеси:
молей
[Н2О] = 1 — а; [На] = а, [Оа] = а. Общее количество
в смеси 1—а4-а4--2_а=1+-^~а. Ему соответствует
ние Р. Парциальные давления газов равны:
1~а - р а -
н. -г а •
1+-2-
Ра*
давле-
^н,о ~р а ’ Ри ~Р
1 + Т
2(1-а]
/(Р
336. Запишем выражение для константы равновесия
^NO.
pn.o4
9
259
Так как общее давление в смеси равно 1,013-105 Па, то сумма
парциальных давлений равна PNOl + = 1 >013-10’’, PN о =
р2
rNO2
— 1,013-10’ ^no2 и — 1 013-10’____________Р — 1,3-10’, откуда
’ NOj
PNOa = 0>67-10’ Па, Р^2о =0,343-10’ Па. Парциальные давления
пропорциональны мольным долям компонентов смеси. Состав смеси:
66 мол. % NO2 и 34 мол. % N2O4.
Для случая, когда общее давление в смеси равно 1,013-10® Па,
р2
= °1-3'104 0ТКУДа ^ = 3,035.10-- Па,
Pn2o — 7,095-10’’Па. Состав смеси: 29,8 мол % NO2 и 70,2мол.%
N2O4‘
337. 0,91.
340. Повышение давления равносильно увеличению концентраций
газообразных веществ. Поэтому при увеличении давления в 3 раза
скорость прямой реакции ui = /si-[A]-[B]2 возрастает в 27 раз, а ско-
рость обратной реакции Vz=kz-\C\2 — в 9 раз. Повышение темпера-
туры дополнительно увеличит скорость прямой реакции в 4 раза
At
10 )> а скорость обратной реакции —в 9 раз. Итак, ско-
рость прямой реакции возросла в 108 раз, скорость обратной —
в 81 раз и равновесие реакции сместится вправо.
342. При введении водорода и прокаленного СаО равновесие сме-
щается вправо; при введении Na2CO3-ЮН2О — влево.
343. Скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, обратной —
в 9 раз.
344. Предположим, что в момент равновесия концентрации реаген-
тов составляли: [SO2]=a моль/л; [О2] = 6 моль/л; [SO3] = c моль/л.
Так как Упр = иОбр, то kta2b=kzc2. Пусть мы изменим давление
системы в п раз. Тогда в п раз изменятся концентрации реагирующих
веществ. При этом скорость прямой реакции иПр = &1- (па) 2nb = kin3a2b
изменится в п3 раз, а обратной реакции уОбр = й2п2с2 — в п2 раз.
Следовательно, произойдет сдвиг химического равновесия.
346. S(T)+2N2O(r) = SO2(r)+2N2(r) + 133,5 кДж.
347. Независимо от природы элементов А и В в таком процессе
энергия затрачивается на разрыв химических связей, новые же связи
не возникают. Поэтому процесс всегда эндотермичен.
348. 1) Н2(г) + 1/2О2(г)=Н2О(г)+241,6 кДж
или
2Н2(г)+О2(г) =2Н2О(г)4-483,2 кДж,
2) Н2(г)4-1/2О2(г) =Н2О(ж)4-285,49 кДж;
3) l/2N2(r)4-3/2H2(r) =NH3(г)4-45,98 кДж.
349. В соответствии с величинами энергетических эффектов хи-
мических реакций (порядок нескольких десятков и сотен кДж/моль)
потеря массы вещества имеет порядок 10-в-т-10-10 г, что не может
быть определено путем непосредственного сопоставления масс на
технохимических (10-2 г) и аналитических весах (10-4 г). Поэтому
можно считать, что в ходе химических реакций масса вещества не
изменяется. Отсюда — закон сохранения массы веществ в химических
реакциях.
260
350. Эндотермический характер реакции свидетельствует о по-
вышении внутренней энергии системы в ходе реакции, т. е. 1Л<онечн>
^>7/нач И Д{7>0.
351. Так как, согласно условию, Q>0, Д£/ должно быть меньше
нуля (ДС/СО) И t/конечп Uиач>
352. а) Изобарный характер имеет реакция I); б) все реакции
изохорны.
353. Учитывая соотношение Qp=Qv+PAF, где РДИ=Дп/?Т
и Р* = 8,3 Дж/моль-град, можно, исходя из уравнения реакции, вы-
числить значения Ди и РДУ: Дп = 2—1 = 1 (моль) и РДИ=
= 1 моль-8,3 Дж/моль-град-300 град=2490 Дж. Разница между Qp
и Qv, равная РДР для данной реакции, составляет 2,49 кДж.
354. 3,71 кДж.
355. Для 3).
356. Разница между Qv и QP при 0 К равна нулю. Она растет с
повышением температуры, но обычно невелика и составляет незначи-
тельную часть величины теплового эффекта, что позволяет прене-
бречь этой разницей при характеристике химических реакций в пер-
вом приближении и говорить о тепловом эффекте реакций вообще.
357. 1) С52(ж)4-ЗО2(г) =СО2(г)4-25ОДг) ДД-----1110,21 кДж;
2) СО2(г) =СО(г)4-1/2О2(г) ДД=560,12 кДж.
359. Для всех ДЖО.
360. Для процессов плавления, испарения — больше, для раство-
оения и полиморфных превращений — не всегда.
361. 1) |Д//| < |ДС7|; 2) |ДД| = |Д[/|; 3) |ДД|>|Д1/|.
362. а) экзопроцессу; б) эндопроцессу.
363. ДД1 = ДД4-(ДД2+ДДз).
364. 1) ДЖО, процесс экзотермический, Д{/<0;
2) ДД>0, процесс эндотермический, Д1/>0.
367. 49,91 кДж/моль.
369.
Н
S2(r)
I S8 (г)
8(ж)
S(t)
ДЯз
дя2
i ддг
SO2(r)
Из диаграммы следует, что ДД1<ДД2<ДДз<ДД4.
370. Величина и знак стандартных энтальпий образования ве-
ществ являются важными количественными характеристиками ве-
ществ особенно при сравнительной оценке однотипных соединений.
В целом можно утверждать, что чем более отрицательное значение
имеет стандартная энтальпия образования вещества, тем устойчивее
вещество. Сравнивая стандартные энтальпии образования рассмат-
риваемых веществ, можно сделать вывод, что наиболее устойчивы
А120з, SF« и SiO2, менее устойчивы N2O3, H2Se и С1О2.
* В этом и последующих расчетах значение R округленно при-
нимается равным 8,3 Дж/моль-град.
261
372. Стандартные энтальпии образования веществ характеризуют
их устойчивость лишь относительно простых веществ и возможность
разложения на простые вещества.
376. В соответствии с законом Гесса термохимические уравнения
можно суммировать и вычитать как алгебраические. Для определе-
ния теплового эффекта заданной реакции необходимо произвести
такие алгебраические действия с термохимическими уравнениями
1), 2) и 3), которые позволили бы получить нужное уравнение. Для
этого из уравнения реакции 3) вычитаем уравнение реакции 1) и
утроенное уравнение реакции 2):
2А1 (т) 4- 3S (т) + 6О2 (г) = Д12 (SO4)3 (т) А/Л = — 3431,78 кДж
—2 А1 (т) — 3/2 О2 (г) = — А12О3(т) ДД2 = — 1673,67 кДж
— 3S (т) —3-3/2 О2 (г) = —3SO3(r)ЗАЯ3 = —3-394,8 кДж
А12О3 (т) + 3SO3 (т) = Al2 (SO4)3 (т)
ДЯ = ДЯ4 — АЯ2 — ЗАЯ3 = — 573,71 кДж.
377. 142,54 кДж.
378. -820,56 кДж.
379. —977,5 кДж.
380. -338,49 кДж.
381. -639,94 кДж.
382. —45,98; —81,09 кДж/моль.
383. По таблицам термодинамических характеристик (см. при-
ложение) необходимо найти стандартные энтальпии образования
веществ, участвующих в реакции: NH3(r), Н2О(г) и NO(r). Они
равны соответственно —45,98; —241,6 и 90,29 кДж/моль. Стандарт-
ная энтальпия образования простого вещества кислорода в соответ-
ствии с общей системой отсчета равна нулю. Согласно следствию из
закона Гесса, изменение энтальпии реакции определяется разностью
между суммой энтальпий образования конечных и суммой энтальпий
образования исходных веществ. Для данного случая АЯ298реакц ~
=4ДЯ°298 o6pNO(r)+6A^;98 обрН2О(г)-4АЯ;98 o6pNH3(r)=-904,64
кДж.
384. 461,8 кДж.
385. —1123,74 кДж (в расчете на Н20(ж)).
386. —268,7 кДж/моль.
387. —201,48 кДж/моль.
388. —4122,28 кДж/моль.
389. —801,31 кДж/моль (в расчете на Н2О(г)).
390. В соответствии со следствием из закона Гесса изменение
энтальпии химической .реакции равно разности между суммой эн-
тальпий сгорания исходных веществ и суммой энтальпий сгорания
продуктов реакции; ДЯРеакц=АЯcrop З(ромб)—АЯОГор 5(монокл) =
=0,33 кДж/моль.
391. —35,37 кДж/моль.
392. Для расчета энтальпии при температуре, отличной от стан-
дартной, используют закон Кирхгофа, который в математической
форме можно записать
АЯ°Г АЯ° 98 + Дср (т — 298) •
262
где — изменение энтальпии при данной температуре Т, ДД29
стандартная энтальпия; ДСр— разность молярных теплоемкое ,
вычисленная с учетом стехиометрических коэффициентов по формул
ДСр = 2Сркопечв 2Срисх.
Молярные теплоемкости веществ приводятся в справочник х. В
ответствии со следствием из закона Гесса вычислим и меве е ст -
дартной энтальпии перехода графита в алмаз С(граф)=С а ча
Д ^298 реакц = ДЯ298 crop С (графит) - ДЯ’98 crop С (алМаз 1 67
кДж/моль. Найдем значение ДСр для этой реакции, п реечн ав
удельные теплоемкости в молярные: ДСр = 0,47-12— 0,67-12 =
= — 2,4 (Дж/моль-град). По закону Кирхгофа ДЯ273 = ДЯ298 —
— 2,4 (273 — 298) = 1,61 кДж/моль, т. е. разница в величинах
изменения энтальпии при разных температурах равна 0,06 кДж/моль,
что составляет около 3,5 %.
393. Найдем значение ДСр для данной реакции: &Ср = CNH
—(1/2 С£2+ 3/2 С*}‘) =29,76 + 25,47- 10“3Т — 13,92-2,13 1 “ Т —
— 40,88 — 5,02-10-3Т = —25,04 + 18,32-10-3 Т=-25,04+18,32
= — 6,72-( Дж/моль-град).
ДЯ°Г = ДЯ°9по + ДСР (Т — 298), откуда ДД°ппп = -45980 -6 72
X (1000—298) =—41,26 (КДж/моль).
Разница в величинах изменения энтальпии составит 4,”2 кД мол .
394. Следует воспользоваться следствием из закона Гесса, с -
гласно которому изменение энтальпии химической ре кц и в га
фазе можно определить из соотношения
ДДреакц =2п£,хим.св исх—SflfxHM св коаечв.
Процесс образования этана в стандартных условиях из гр ф т
и молекулярного водорода можно представить идущим в две ст
1) 2С (граф) = 2С (г) ДД, = 714,78-2 кДж,
2) 2С (г) + ЗН2 (г) = С2Нв (г) ДД2 = ЗЕН_Н (£с C+6FC н)
= — 1514,07 кДж.
дя298 обр сан« = + ДЯ2 = ~84-51 кДж/м<«ь
395. 67,72 кДж.
396. 52,34 и 226,81 кДж/моль.
397. 142,12; 174,47; -52,34 кДж.
398. 1) —561,46; 2) —484,13; 3) 345,65 кДж моль
399. ДД1+=ДД2=#=ДДз. Среднюю энергию связи А В можно
рассчитать как
Atfj + ДД2 + ДД,
еА в“ 3
400. На величину энергии химической свя н между двумя ато-
мами оказывают влияние другие, входящие в молекулу атомы По-
лому jiiepi пя химической связи меж I) какими 1 бо конкретными
> 3
атомами, входящими в состав различных молекул, ие совсем оди-
накова.
401. 387,9 кДж/моль.
402. 362 кДж/моль.
404. —1652,8; -1297,9; 413; 324,4 и 82,7 кДж/моль.
405. 234 кДж.
406. 1528 и 244 кДж/моль.
407. При многих термодинамических расчетах на основе закона
Гесса применяется так называемый круговой цикл типа цикла Бор-
на— Габера. Сущность способа расчета с использованием этого цикла
заключается в разложении рассматриваемого сложного процесса на
ряд последовательных элементарных актов, тепловые эффекты кото-
рых известны. Если для рассматриваемого процесса известно суммар-
ное изменение энтальпии и энтальпии всех элементарных актов, за
исключением одного, то величина последнего может быть вычислена
из цикла. Процесс образования кристаллического хлорида бария из
простых веществ можно представить схематически как круговой цикл:
Ва (т) 4- С12 (г) = ВаС12 (т) АЯ°98 обр ВаС12 = — 859>45 кДж/моль
!^атомиз Мисс
Ва (г) 2С1 (г)
1 А^иоииз 12А77Сродства к электр
Ва2+ (г) 2С1-(г)
ВаС12 (т) Д^крнст. реш*
Откуда А//Крист. реш ВаС12 ~ Д^298 обр ВаС12— (^атомиз Ва +
-f- А^иоииз Ва -^^^дисс С12 Н- 2А//СрОдства к элекТр ci) =
= — 2023 (кДж/моль).
408. 737,77 кДж.
409. 868,2 кДж.
410. Учесть, что для обоих рассматриваемых процессов одина-
ковы значения энергии кристаллических решеток, диссоциации F2 и
образования иона F-. АЯ^эв обр MgF (т) = —283,7 кДж/моль. Воз-
можная реакция диспропорционирования
2MgF (т) = MgF2 (т) + Mg (т)
характеризуется изменением энтальпии АЯреакц = — 1103,52 —
-(283,7-2) =—536,12 кДж, т. е. процесс экзотермичен и MgF дол-
жен быть малоустойчив относительно MgF2 и свободного магния.
411. 873,62 кДж/моль.
412. Помимо природы самого иона стандартная энтальпия обра-
зования его в растворе зависит от энтальпии гидратации, а следова-
тельно, от радиуса и заряда иона. В пределах одной подгруппы эле-
ментов энтальпия образования однотипных ионов уменьшается.
413. При термодинамических расчетах, связанных с химическими
реакциями, протекающими в водном растворе, необходимо использо-
вать стандартные энтальпии образования иоиов для диссоциирующих
в воде соединений и стандартные энтальпии образования для тех со-
единений, которые не подвергаются диссоциации. Записав уравнение
в ионной форме
264
3Fe2+ (p) + 4H+ (p) + N03 (p) — 3Fe3 + _|_ No _j_ 2^Q
и используя закон Гесса, определяем искомый эффект реакции
Д^298 реакц ~ ЗД^298 обр Fe3 + (p) + Д#298 обр NO (г) +
+ 2ДЯ298 обр Н2О (ж) — (ЗДЯ298 обр Fe2 + (p) + 4ДЯ298 обр н+ (р) +
+ Д^298 обр NOT (рР ~ 148,15 (кДж).
О
414. —31,89 кДж.
415. — 1371,73 кДж.
416. —298,62 кДж.
419. При подводе тепла беспорядок в расположении отдельных
структурных единиц увеличивается и энтропия растет. Степень увели-
чения беспорядка и роста энтропии зависит от количества подведен-
ного тепла и температуры. Для процессов фазовых превращений
ДЯ Д[/
ДЗ -- — при Р = const и ДЗ = —у— при V — const.
104500•54
Для рассматриваемого случая Д3=------------=4,22 (Дж/моль-град).
108•1233
420. В случае а).
421. 1) В решетке твердого вещества отсутствует поступательное
движение частиц, ограничены возможности вращательного движения.
При переходе к жидкому, а затем газообразному состоянию возмож-
ности поступательного, колебательного и вращательного движения
увеличиваются и Д5>0. 2) Для первой реакции ДУ<0, где ДУ —
изменение объема системы, Д5«;0; для второй —ДУ >0, ДЗ>0.
422. Изменение энтропии для данной реакции определяется со-
отношением (с учетом стехиометрических коэффициентов)
Д$реакц 2 *^конечн 2 *SHCX = (2S2gg go2 -|- 2S2gg ц2о)
“ (25298 H2S + 35298 О,) = ~ 390>28 «ж)‘
423. -54,88; 176,14; -12,82 Дж.
424. 80,76; -33,44; -107,33 Дж.
425. Нет, так как Д5 — ие единственный фактор, определяющий
самопроизвольность процесса, особенно в области невысоких темпе-
ратур.
427. Изменение изобарно-изотермического потенциала в ходе ре-
акции можно рассчитать по формуле (с учетом стехиометрических
коэффициентов)
ДОреакц = 2Д0обр. конечн — 2Д0обр. вех-
1) ДО’=—95,18-2—(—32,98)= —157,38 (кДж);
2) ДО°= 1,29-2—(—32,98) =35,56 (кДж).
428. 1) -131,75 кДж; 2) -«W> W- 3> -‘5V
4) —62,49 кДж. 265
429. Если использовать табличные значения ДО298 обр веществ
расчет можно провести в соответствии с уравнением
А^298реакц = ^^298 обр. коиечн ^^^298 оор. нсх‘
Если использовать табличные значения ДЯ298 обр и S298 веществ,
расчет можно осуществить, используя соотношение
А^реакц А^реакц ^"‘А^реакц’
вычислив предварительно
А^реакц ~ ^обр. конечн ^^^обр, исх*
А^реакц '^конечн ^исх ’
Для рассматриваемой реакции ДО298 = 333,7 кДж.
430. —270,4 кДж.
431. 1) 115,65 кДж; 2) 211,7 кДж; 3) 163 кДж; 4) —32,34 кДж
432. 0,13 кДж.
433. —454,68 кДж.
434. Чем более отрицательна величина ДО298 обр вещества, тем
оно термодинамически более устойчиво, т. е. более устойчиво по
отношению к распаду сложного вещества на простые. Однако это не
^исключает возможности высокой реакционной способности таких
веществ в других реакциях.
435. Из графика следует, что наиболее отрицательные значения
имеют стандартные изобарно-изотермические потенциалы образова-
ния галогенидов щелочных металлов — лития и натрия. Эти галоге-
ниды должны быть и наиболее термодинамически устойчивыми, что
хорошо согласуется с реальной устойчивостью твердых ионных гало-
генидов лития и натрия. В рядах от лития к углероду и от натрия
к фосфору величины стандартных изобарных потенциалов галогени-
дов становятся все менее отрицательными, что свидетельствует о по-
нижении термодинамической стабильности веществ. Для некоторых
элементов изобарный потенциал образования становится положитель-
ным, что указывает на термодинамическую неустойчивость таких га-
логенидов.
436. СаС2(т), Ca3N2(T), СаО(т), СаР2(т).
437. При нагревании карбонаты разлагаются в соответствии со
схемой
МеСО3=МеО+СО2.
Согласно величинам ДС° этих процессов можно составить ряд:
MgCO3, СаСОз, ВаСОз. На качественном уровне повышение устой-
чивости можно объяснить, используя концепцию поляризации ионов.
438. Термически более устойчив в широком температурном интер-
вале оксид ванадия (V). Оксид ртути разлагается, начиная пример-
но с 700 К.
439. Для данной реакции ДО298 = 383,17 кДж. Так как
самопроизвольно химическая реакция протекает только в сторону
уменьшения изобарно-изотермического потенциала реагирующей сме-
си, т. е. с соблюдением условия ДО<0, я. для рассматриваемого слу-
чая ДО298 > 0, то реакция в стандартных условиях термодинамически
266
невозможна. Учитывая, что реакция идет с Д5<0, можно, не. про-
водя дополнительных расчетов, утверждать, что и при высокой тем-
пературе такая реакция невозможна.
440. Термодинамически возможны все реакции.
441. Термодинамически возможно разложение обеих солей.
442. Реакции 2) и 3).
443. В сторону образования этилена.
444. Реакция идет в прямом направлении.
445. Нет.
446. Первая.
447. Первая.
448. Судить о принципиальной возможности протекания реакций
часто можно не проводя расчета величины ДО0, а лишь сопоставляя
роль энтальпийного и энтропийного факторов. В данном случае чис-
ленные значения ДЯ° заданы в условии. Знак AS0 можно оценить по
изменению количества молей газообразных веществ и только для ре-
акции 2) необходимо рассчитать величину Д5°. В стандартных усло-
виях, где основная роль в определении величины ДС° и принципиаль-
ной возможности протекания процесса принадлежит энтачьпийному
фактору, термодинамически возможны реакции 4) и 5); при повы-
шенных температурах—реакции 2), 7), для которых AS’>0. Реак-
ции 1), 3) и 6) как самопроизвольные процессы термодинамически
невозможны при любых температурах.
449. В стандартных условиях для обеих реакций AG°>0 и само-
произвольные процессы термодинамически невозможны. Но эти реак-
ции различаются значениями AS: для первой реакции AS<0, для вто-
рой— Д5>0. Поэтому для первой реакции AG°>0 при любой
температуре, и реакция невозможна. Во втором случае, начиная
с некоторой температуры Т, когда | АН | < |ТД5| и AGT <0, про-
цесс термодинамически возможен.
450. В соответствии со значениями ДО298 обр оксидов перечислен-
ных металлов ряд имеет вид: Au, Си, Pb, Ni, Со, Be, Al.
451. Для характеристики реальной возможности протекания про-
цесса помимо термодинамических факторов следует учитывать еще
и кинетические. В твердой фазе при температурах, близких к стан-
дартной, скорость процессов низка из-за малой скорости диффузии
ионов, атомов и молекул. В результате термодинамически возможные
процессы могут практически не осуществляться. При повышении тем-
пературы облегчается смещение частиц и растет скорость их диффу-
зии, что способствует процессу превращения аморфных веществ в
кристаллические.
452. При температурах, близких к 0 К, изменение энтропии при
любых процессах близко к нулю и энтропийный фактор ие играет за-
метной роли в определении возможности самопроизвольного протека-
ния процесса.
453. Химическая термодинамика определяет принципиальную
возможность реакции, но не учитывает кинетику процесса и реальную
осуществимость его. Термодинамически возможные реакции могут
иметь чрезвычайно низкие скорости и практически не осмцествлять я
454. Экзотермические реакции в принципе возможны при разных
температурах, вплоть до таких, где основную роль начинает играть
энтропийный фактор и любые сложные вещества разлагаются на бо-
лее простые. Эндотермические реакции, как правило, протекают при
повышенных температурах.
267
456. Экзотермические реакции, для которых Д5>0, возможны
при любой температуре независимо от соотношения абсолютных ве-
личин АЯ и TAS. Если AS<0, экзотермическая реакция возможна
вплоть до температуры, когда | TAS | > | АН|. Эндотермические реак-
ции с AS>0 возможны, начиная с температуры, где соблюдается со-
отношение | TAS | > | АН |. Эндотермические реакции с AS<0 термо-
динамически невозможны при любом соотношении значений АН
и TAS.
457. I) АЖО; AS>0; AG<0 реакция термодинамически воз-
можна в любом температурном интервале, 2) АЯ<0; AS<0; AG<0
реакция термодинамически возможна в определенной области темпе-
ратур, не выше Т, при которой начинает соблюдаться соотношение
] АНI < | TAS|, 3) АЯ>0; AS>0; AG<0 реакция термодинамически
возможна при повышенных температурах, начиная с Т, при которой
соблюдается соотношение | АН| < | TAS |; 4) АЯ>0; AS<0; AG>0
реакция термодинамически невозможна в любом температурном ин-
тервале.
459. Рассмотрим схему процесса термической диссоциации неко-
торого вещества АВ3: ЛВ3(г)->ЛВ2(г)4-В(г)->ЛВ(г)4-2В(г)->Л(г) +
4-ЗВ(г). Для каждой из стадий такого процесса энтропия растет.
В области высоких температур, когда решающую роль играет энтро-
пийный фактор, процесс может протекать лишь в одном направле-
нии— в сторону диссоциации исходного вещества, что должно по-
влечь за собой понижение валентности элемента А.
460. Катализаторы можно подбирать лишь для термодинамиче-
ски возможных реакций, т. е. для реакций, характеризующихся от-
рицательным значением AG.
461. В условиях электрического разряда и облучения идет дис-
социация молекул кислорода и становится возможным процесс
О4-Ог=Оз.
При сравнительно низких температурах равновесие
2О3 = ЗО2 АН° =—285,08 кДж
быстро замораживается, что препятствует превращению образовав-
шегося озона в термодинамически более устойчивый молекулярный
кислород.
462. При действии на воду достаточно мощного излучения могут
осуществляться следующие акты:
Н2О—Н2О* -> н;+ ОН;
Н2О —Н+ 4- ОН + е\ Н2О —Н2О+ + е,
ОН + ОН = Н2О2.
463. Величины стандартных изобарно-изотермических потенциа-
лов образования воды и пероксида водорода равны соответственно
—227,18 и —102,62 кДж/моль. Из сопоставления этих величин сле-
дует, что термодинамически предпочтительнее процесс образования
воды. Однако при взаимодействии водорода с кислородом может
образоваться и пероксид водорода. Тот факт, что он обычно не об-
наруживается в продуктах реакции, связан с его термодинамической
неустойчивостью относительно воды и кислорода:
Н2О2 (г) = Н2О (г) + °2 (г) AG°98 = —124,5 кДж.
268
Этот процесс, интенсивно протекающий при повышенных температу-
рах, и приводит к разложению пероксида, который может образовать-
ся из простых веществ. В результате устойчивым продуктом взаи-
модействия водорода с кислородом обычно является вода. Одиакб,
если продукты этой реакции очень быстро охладить, т. е. создать
условия для «замораживания» равновесия, можно обнаружить при-
сутствие пероксида водорода.
464. Так как при медленном охлаждении равновесие
N2+O2=2NO ДЯ°= 18,58 кДж
в соответствии с принципом Ле Шателье практически нацело сме-
щается влево, оксид азота разлагается. Получить по этой реакции
оксид азота можно только при условии очень быстрого охлаждения
реакционной смеси — «замораживания» равновесия. Проблема быст-
рого попеременного нагревания до высокой температуры и охлажде-
ния составляет основную технологическую трудность осуществления
процесса фиксации азота из воздуха через оксид азота.
468—469. Реакция термодинамически возможна при AG°<0, не-
возможна при AG°>0, при Дб°=0 система находится в состоянии
равновесия. Таким образом, по мере приближения системы к состоя-
нию равновесия ДС°->0. При более точной оценке следует исходить
из того, что для практически обратимых процессов значения констант
равновесия лежат в интервале примерно 10-74-107. Константы со зна-
чениями <С10-7 и^>107 соответствуют практически необратимым про-
цессам. Используя соотношение
\G°----ЯПпКр
для практически обратимых процессов, получаем интервал значений
AG примерно 4-40Н—40 (кДж).
470. В области сравнительно невысоких температур, где основ-
ную роль в определении изобарио-изотермического потенциала реак-
ции, а следовательно, и величины константы равновесия играет
энтальпия реакции, можно в первом приближении допустить
— RT In Кр. Отсюда следует, что в зависимости от знака ДЯ
температура различным образом может влиять иа величину кон-
станты равновесия.
471. Для рассматриваемой реакции AGjgg = 250 кДж. Исполь-
зуя соотношение > — — RT In Кр , находим, что Кр и 10-*< Та-
кое значение константы свидетельствует, что концентрация молекул
пентахлорида фосфора намного больше, чем молекул трихлорида фос-
фора и хлора, и пентахлорид фосфора практически >стойчив при
стандартных условиях.
472. Ю70. Оксид алюминия и серный ангидрид должны реа-
гировать между собой практически нацело.
473. —28,24 кДж.
474. В сторону образования углекислого газа и водорода.
475. 1) При низких температурах — фосген, при высоких — оксид
углерода и хлор; 2) при низких—нитрат аммония, при повышенных—
оксид азота и водяные пары; 3) осадок хлорида серебра; 4) при низ-
ких— углекислый газ и углерод, прн высоких — оксид углерода (II);
5) при низких — углерод и вода, при высоких — оксид углерода н во-
дород,
269
476. Ответ можно получить, допустив, что в каждом из случаев
возможно смещение равновесия, и рассчитав количество прореагиро-
вавших компонентов, выраженное через х. Так как соотношение ко-
личеств молей газообразных веществ пропорционально соотношению
их концентраций, можно использовать последние, подставляя их в вы-
ражение для константы равновесия
[СОС1а]
~ [СО] [С13] ’
Если прореагировало х моль оксида углерода и х моль хлора, то об-
разуется х моль фосгена и равновесные концентрации будут [СО] =
= 1—х; [С12]=1—х; [СОС12]=4+х;
1) 6=0______ц_______х = 0,16, реакция в смеси будет идти
в сторону образования фосгена;
8 “I- х
2) 6 = ц____х) 0____xj, х = — 0,15, реакция идет в сторону
разложения фосгена;
3) 6 = -(у__х) 25______> х = 0, состояние равновесия.
477. Для реакций 1) и 3) необходимо понизить температуру
и повысить давление; для реакций 2), 4) и 5) —повысить температу-
ру, понизить давление.
478. Исходя из условия термодинамической возможности проте-
кания процессов (учитывая, что должно соблюдаться соотношение
AG<0), очевидно, что использовать водород в качестве восстанови-
теля можно для восстановления меди и серебра во всей рассматривае-
мой области температур. С помощью углерода термодинамически
возможно восстановление меди и серебра во всей температур-
ной области, ванадия — начиная примерно с температуры >7’21 тита-
на <7\. Алюминий и магний могут восстанавливать все рассматрива-
емые металлы из их оксидов.
479. Из соотношения
AG°r = - RT In Кр
следует, что значение константы равновесия значительно более
чувствительно к влиянию температуры процесса, чем значение AG0.
Поэтому величина константы равновесия для реакций, протекающих
при условиях, отличных от стандартных, может оцениваться лишь
ориентировочно, если в расчете используются табличные значения
АЯ298 и ^298’ Однако в’ряде случаев даже такой ориентировочный
расчет полезен для характеристики процесса.
Изменение изобарно-изотермического потенциала реакции зависит
от температуры протекания реакции. Но при характеристике процесса
в первом приближении, как это часто требуется от студентов I курса,
этой зависимостью можно пренебречь и считать, что при условиях
АСр = 0 AG’r'=A/7o298 — TAS298;
АСр =/= 0 AGy ~ А/7298 — TAS298.
При этом ошибка в определении величины AG° обычно невелика. Она
270
тем больше, чем выше температура реакции. Последнее соотношение
позволяет по справочным данным рассчитать приблизительно темпе-
ратуру, при которой Кр имеет некоторое заданное значение. Для рас-
сматриваемого случая из соотношения &Н°298 ж T&S2S8 получается
45,98
Тя -0-1 460 К.
480. ’» 980 К.
481. Температура, при которой константа равновесия равна едини-
ЛЯ
це, Т— может рассматриваться как приблизительная минимальная
температура, при которой реакция способна протекать с достаточной
полнотой, так как в таких условиях накапливаются достаточно боль-
шие концентрации продуктов реакции. Естественно, что ощутимые
количества продуктов реакции в особенности при условии, что эти
продукты выводятся из зоны реакции, могут образовываться и при
т<тКр=г
. Так как для реакции
СН4(г)=С(граф)+2Н2(г)
^298 = 50,75 кДж, т. е. АС°>0, то в стандартных условиях
реакция термодинамически невозможна. Однако AS° реакции больше
0, и выше некоторой температуры значение ДС° может стать отрица-
тельным. Если условно считать начальной температурой про-
текания процесса, то для реакции разложения метана она будет равна
74,78
Т ~ 0,08 ~ 930 К-
482. Стандартная энтальпия диссоциации молекулярного кисло-
рода численно равна энергии химической связи О2, т. е. для реакции
Оа (г) = 20 (г) д^298 = 493,24 кДж/моль.
Эту величину можно найти в справочной литературе и как удвоенную
стандартную энтальпию образования атомарного кислорода. Измене-
ние энтропии процесса диссоциации кислорода AS298 = 117 Дж/моль*
•град. Допуская, что Д/7^ ~ АЯ298 и AS^ « AS298, рассчитаем
493,24
примерное значение температуры Т я —о~ц7— ~ 4200 К.
483. Расчет показывает, что разложение воды на простые вещест-
ва термодинамически возможно в области температур около 5700 К.
Однако (см. решение задачи 482 ) в этой области молекулярные водо-
род и кислород уже способны диссоциировать на атомы. Поэтому в
области температур около 5700 К при диссоциации воды образуются
не только молекулярные, но и атомарные водород и кислород. К это-
му результату можно прийти, проведя расчет для процессов диссо-
циации воды на атомарные водород и кислород. Температура, начи-
ная с которой возможен последний процесс, примерно 4400 К
484. Примерно с 780 К.
486. При растворении веществ в воде может изменяться плот-
ность упаковки частиц, так как при этом разрушается льдоподобная
структура воды и возникают новые структуры гидратных оболочек.
271
490. —27,59; —78,17 и —50,58 кДж/моль.
491. —29,18; 100,74 и —71,48 кДж/моль.
492. —338,58 кДж/моль.
493. 785,84 кДж/моль.
494. —33,44 кДж/моль.
495. 41,8 кДж/моль.
503. 54,42 г.
504. Рассчитаем, сколько воды и соли содержится в 30 г насы-
щенного при 80 °C раствора:
100 г раствора содержат 58,8 воды и 41,2 г соли
30 » » » 17,64 » 12,36» »
При охлаждении до 20 °C количество соли в растворе изменяется, ко-
личество воды остается постоянным. Вычислим количество соли, кото-
рое может раствориться при 20 °C в 17,64 г воды. Для этого, учиты-
вая растворимость при 20 °C, составим пропорцию:
89,3 г воды растворяют 10,7 г соли
17,64» » » х » » ,
откуда х=2,11 г. В осадок выделится 12,36—2,11 = 10,25 (г) соли.
505. Вычислим, сколько соли и воды содержится в 500 г насы-
щенного при 60°C раствора. Это составит 31,6-5=158 (г) соли
и 68,4-5=342 (г) воды. Допустим, что в осадок выделяется х г
Na2CO3- 10Н2О. Учитывая массы моля кристаллогидрата (286 г) и мо-
ля безводной соли (106 г), находим, что в составе х г кристаллогид-
рата в осадок выделяется 0,37 х г Na2CO3 и 0,63 х г Н2О и в раство-
ре останется (158—0,37 х) г Na2CO3 и (342—0,63 х) г воды. Учиты-
вая растворимость при 0°С, составляем пропорцию:
в (342—0,63 х) г воды растворяется (158—0,37 х) г Na2CO3
» 93,25 » » » 6,75 » » ,
откуда х=410,7 г.
506. Допустим, что нужно взять х г воды и у г кристаллической
соды. В этом количестве Na2CO3-10H2O будет содержаться 0,37 у г
Na2CO3 и 0,63 у г Н2О. Следовательно, общее количество воды соста-
вит (х+0,63 у) г. По условию задачи из полученного раствора долж-
но выделиться 14,3 г кристаллической соды. Расчет показывает, что
в 14,3 г Na2CO3-10H2O содержится 5,3 г Na2CO3 и 9 г воды. После
охлаждения в растворе останется (0,37 г/—5,3) г Na2CO3 и (х+0,63//—
—9) г воды. Этот раствор будет насыщенным при 0’С и должен
удовлетворять условию:
(х +0,63г/— 9) г воды растворяют (0,37 г/— 5,3) г Na2CO3
93,25 » » » 6,75 » » ,
6,75х-30,25г/=-433,475 (1)
При температуре 32 °C в растворе будет содержаться 0,37 у г Na2CO3
и (х+0,63г/) г воды. Учитывая растворимость при 32 °C, составляем
пропорцию:
69,2 г воды растворяют 30,8 г Na2CO3
(х +0,63г/)» » » [0,37г/ » » ,
х=0,2г/ (2)
Решив систему уравнений (1) и (2), находим х = 3 г, г/=15 г.
272
507. Допустим, что взято 100 г загрязненной соли. Так как при-
месь составляет 2%, в 100 г соли содержится 98 г чистого KNO3. Учи-
тывая растворимость при 80 °C, рассчитываем количество воды, нуж-
ное для растворения 98 г KNO3. Оно составит 58,05 г. После охлаж-
дения до 10 °C выделится осадок соли, количество воды в растворе
при этом не изменится. Учитывая растворимость при 10 “С (82,7 г во-
ды растворяют 17,3 г K.NO3), находим, что в 58,05 г воды растворено
12,14 г KNO3. В осадок выделится в результате первой перекристал-
лизации 98—12,14 = 85,86 (г) соли. Повторив расчет с этим количест-
вом соли, получим, что в результате второй перекристаллизации в
осадок выделится 75,22 г, что составляет относительно взятого коли-
чества 75,22 %.
508. 104,71 г хлорида натрия.
510. 98,65 и 1,35 г.
511. Обозначим через х количество г медного купороса. В нем
содержится 0,64 х г CUSO4. Учитывая, что раствор должен быть
10%-ным, составим пропорцию:
(270+х) г раствора содержат 0,64 х г CuSO*
100 » » » 10 » > ,
откуда х=50 г CuSO4-5H2O.
512. Расчет показывает, что в 200 мл исходного раствора содер-
жится 10 г СаС12. Обозначим количество граммов СаС12-6Н2О, кото-
рое необходимо добавить к этому раствору, через х. В х г кристалло-
гидрата содержится 0,507 х г СаС12. Всего в (200+х) г раствора бу-
дет содержаться (10+0,507х) г СаС12. Учитывая, что раствор должен
быть 20%-ным, составляем пропорцию:
в (200+х) г раствора содержатся (10+0,507х) г СаС12
» 100 » > » 20 > > ,
откуда х=97,7 г СаС12-6Н2О.
513. 104,76 мл.
514. Обозначим через х г массу кристаллической соды и через у г
массу 10%-ного раствора, которые нужно взять для приготовления
раствора. Масса всего раствора равна х+«/=400 г. В х г
Na2CO3-10H2O содержится 0,37х г Na2COj, в у г 10%-ного раствора
содержится 0,1 у г Na2CO3. Всего карбоната натрия содержится
0,37х+0,1«/=80 г. Решив систему двух уравнений, находим
= 148,15 г, «/=251,85 г.
515. 450 г.
516. До 193,1 мл.
517. 468,1 и 38,43 мл. Расчет следует вести, суммируя массы, но
не объемы концентрированной кислоты и воды.
518. Обозначим объем первого раствора через х мл и объем вто-
рого раствора через у мл. В х мл первого раствора содержится
0,755 х г КОН, в у мл второго — 0,11 у г КОИ. Общее количество
КОН составит (0,755х+0,1 \у) г. Согласно условию задачи, масса
раствора равна
1,51х+1,1«/=1,19-1000 (г)
и в нем содержится
0,755х+0,11 «/=238 (г) КОН.
Решив систему двух уравнений, находим х—197 мл и у=811,4 мл.
273
519. 58,1 мл.
520. 16,1%.
521. 1341 и 3674 мл.
522. 0,38%.
523. 29,2 л.
524. Раствор 0,7%-ный. Растворимость H2S (в расчете на 100 г
воды) в 3%-ном растворе составит 3,093 г. Это количество при н. у.
займет объем 2,03 л. В соответствии с законом Генри 2,03:0,462=
=Р: 1,013-105, откуда Р=4,46-105 Па.
525. Если пренебречь возможным изменением объема раствора
при смешении, можно считать, что объем полученного раствора
500 мл. Вычислим содержание в нем количества молей растворенного
вещества как сумму количеств молей вещества в двух исходных ра-
створах, что составит 0,36+0,4=0,76 (моль). Так как это количество
вещества содержится в 500 мл, молярная концентрация составит
1,52 моль/л.
526. 0,82 и.
527. В 2 раза.
528. 1:10.
529. 1,01 г.
530. Для вычисления молярной концентрации используем про-
порцию:
100 г раствора содержат 10 г H2SO4
1,07-1000 » > х » » ,
откуда х=107 г H2SO4, что соответствует 1,09 моль H2SO4. Молярная
концентрация раствора 1,09 моль/л, или 1,09 М. Отсюда, учитывая
величину эквивалента H2SO4, получаем, что раствор 2,18 н. Чтобы
рассчитать моляльную концентрацию раствора, нужно определить ко-
личество молей H2SO4, приходящееся в растворе на 1000 г воды. Учи-
тывая-концентрацию исходного раствора, составим пропорцию:
на 90 г воды приходится 10 г H2SO4
» 1000 » » а » » ,
откуда а=1П,11 г H2SO4, что соответствует 1,13 моль. Мольная доля
H2SO4 в растворе может быть вычислена из соотношения
_________^Hzso4
«H2So4= ,Vh>5O< + tfHtO ’
где »h2so4 — мольная доля H2SO4; Nn2sot — количество молей
H2SO4, приходящееся в растворе на Nh2o молей Н2О. Для расчета
мольной доли можно исходить из того, что в растворе 10 г (или
0,102 моль) H2SO4 приходятся на 90 г (или 5 моль) воды: «h2so4=
0,102
— 0,102 + 5 °’02-
Мольный процент H2SO4 можно вычислить из соотношения
5,102 моль составляют 100%
0,102 » > b » ,
откуда Ь = 2 мол. %; еще проще для расчета использовать соотноше-
ние— мол. % равен мольной доли, умноженной на 100.
274
531. 0,005 М; 0,005-моляльный; О,О86°/о-ный; 9-10—5 мольной доли;
9-Ю-3 мол. %.
532. 1,1 мол. %; 7,4 мол. %.
533. Учитывая, что сумма мольных долей компонентов равна
единице, а мольная доля Na2CO3 — 0,003, находим, что мольная доля
воды равна 0,997, т. е. на 0,997 моль воды в растворе приходится
0,003 моль карбоната, или, если перейти к соотношениям масс, на
(0,997-18) г воды приходится (0,003-106) г карбоната. В сумме такая
масса раствора составит 18,264 г, объем ее равен 16,45 мл. В этом
объеме раствора содержится 0,003 моль карбоната. Используя это
соотношение, вычисляем молярную концентрацию: 0,182 М. Нормаль-
ность раствора 0,364 н.
534. 4,34%; 1,08-моляльный.
535. 4,01 М; 12,03 и.
536. Вычислим количество вещества в обоих исходных растворах:
100 г раствора содержат а (или Ь) г вещества
А (или В) » » х (или у) » » ,
аЛ ЬВ
откуда х = । qq г и у = |qq г вещества. Общее количество раст-
аА ЬВ аА + ЬВ
воренного вещества "iqo+"ioo'=---100—(г)- Суммарная масса ко-
м аА + ЬВ
нечного раствора (Л + В) г. Его концентрация А 4- в о/о*
аА
537. В Л г а%-ного раствора содержится -уду г растворенного
вещества. Обозначим через у г количество добавляемой воды. Масса
аЛ
полученного раствора равна (Л + у) г. В нем содержится - г
вещества. Согласно условию задачи, раствор должен иметь концен-
трацию (а—Ь)°/о, т. е.
аА
(Л + у) г раствора содержат ^gg- г вещества
100 » » » (а—Ь)» » ,
откуда у = ЬА - г.
а — Ь
. аА
538. В Л г а%-ного раствора содержится ~ygg- г растворенного
вещества. Количество добавляемого вещества обозначим через у г.
Масса полученного раствора будет равна (Л+у) г. В нем содержится
/ аА , \
1 “100“ + УI г вещества. Согласно условию задачи, этот раствор
должен быть Ь%-ным:
( Аа \
(Л + у) г раствора содержат I- jQQ~ + у 1 г вещества
100»» » Ь » » t
(Ь — а) А
откуда у------ioO— ь ' г.
275
539. Допустим, что нужно смешать растворы в отношении масс
х:у. Масса полученного раствора будет равна (х+у) г. В х г
Ах
А%-ного раствора будет содержаться -jqq-г и в у г В%-ного раство-
ру
ра — -jog- г растворенного вещества. Всего в (х-|-у) г раствора будет
Ах + By
---100— г вещества. По условию задачи раствор должен быть
С°/о-иым, значит:
. , . Ах + Ву
(х + у) г конечного раствора содержат ----j-qq- г вещества
100 » » » » С » » ,
х В —С
откуда — =
если В>Л (т. е.
концентрация второго
исходного раствора выше концентрации первого). При Л> В отношение
х С~В
— = - . Если выразить полученное соотношение в виде диаго-
нальной схемы, для случая А>В получим
540. Допустим, что растворы смешаны в отношении х\у. Если
при смешивании изменения объема раствора не происходит, общий
объем раствора равен (х+t/) мл. В х мл А и. раствора содержится
~Yqqq экв. и в у мл В н. раствора—1000~ЭКВ' РаствоРенного ве‘
хА + у В
щества. Всего в конечном растворе —fooo— экв. растворенного
вещества. Так как этот раствор должен быть С-нормальным, спра-
ведливо соотношение
хА 4- у В
(х + у) мл конечного раствора содержат--ГООО--- экв"
1000 » » » » С » ,
х В—С х С—В
откуда — = q д , если В > А. При А>В — — —.
Формула будет справедливой, если нормальные концентрации заме-
нить молярными.
541. а) Допустим, что имеется а°/о-ный раствор некоторого веще-
ства и плотность этого раствора равна р. Тогда масса 1 л раствора
будет равна (1000-р) г и в нем содержится растворенного вещества
10-р-а
Ю р а г, что составляет —— моль^(где М — масса моля рас-
276
10-а
творенного вещества), или g экв. (где Э—эквивалентная масса
растворенного вещества). Для расчета моляльной концентрации
используем соотношение
на (100 — а) г воды приходится моль вещества
» 1000 » » » у » »
1000а
ОткУда У = моль-
Раствор
1000а
М (100 —а)
— моляльный.
б) Для пересчета молярной концентрации в процентную можно
исходить из предположения, что имеется а-молярный раствор с плот-
ностью р. Тогда масса 1000 мл раствора равна ЮООр г и раствор
содержит Ма г растворенного вещества (М— масса моля вещества).
Отсюда
1000 г раствора содержат Ма г растворенного вещества
100 » » » у » » » ,
Ма Ма
i/=-io7 г- или Toy %•
542. В В мл конечного ft-нормального раствора должно содер-
Э-ft-B
жаться —fooo— г (гДе Э—эквивалентная масса) кислоты. Вычислим,
в каком"количестве исходного а%-ного раствора кислоты содержится
/ Э-ft-B \
нужное —— г ее количество:
100 г а°/о-ного раствора кислоты содержат а г кислоты
Э-ft-B
У » » » » » 100б~~ *
Э-ft-B
у —-----ГОа— г‘ Разделио 11а плотность> найдем объем этой кислоты:
Э-ft-B
Юар мл-
543. 1,4; 1,4; 1,1 мл.
544. 1,97 мл.
545. 4 и 8 г.
546. 21,1; 475,1 мл.
547. 85,93; 14,07 г.
548. Обозначим количество воды и глауберовой соли соответст-
венно через х и у (г). Используя массы молей Na2SO4-10H2O (322 г)
и Na2SO4 (142 г), находим, что в у г глауберовой соли содержится
0,44 у г, или 0,0031 у моль, Na2SO4. Масса всего раствора (*+«/) г.
В нем содержится 0,44 у г, или 0,0031 у моль, Na2SO4. Рассчитаем,
сколько молей Na2SO4 должно находиться в конечном растворе. Так
как раствор должен содержать 0,01 мольной доли сульфата натрия,
для раствора будет справедливо соотношение: на 0,01 моль Na2SO*
приходится 0,99 моль воды, или, переходя к соотношениям масс, на
(0,01 -142) г Na2SO4 приходится (0,99-18) г воды. Масса такого коли-
чества раствора равна 19,24 г. В нем содержится 0,01 моль Na>SO4.
Используя пропорцию
277
в 19,24 г раствора содержится 0,01 моль Na2SO4
» 500 > » » а » » ,
откуда а=0,26 моль Na2SO4, вычисляем количество молей в конечном
растворе сульфата натрия. Полученные значения позволяют составить
новую пропорцию:
в (х+«/) г раствора содержится 0,0031 моль Na2SO4
> 500 » » » 0,26 » » ,
откуда 0,26 (х+«/) =0,0031 -500у. Второе уравнение х-(-«/ = 500. Решив
систему уравнений, получим х=416,3 г, «/=83,7 г.
549. 82 мл.
550. Допустим, что исходные растворы следует смешать в соотно-
шении масс х'.у. Масса полученного раствора будет (х+у) г. С уче-
том концентрации исходных растворов найдем, что в х мл 0,01 н.
раствора содержится 0,00049х г H2SO4, а в у г раствора с м. д.
0,1 —0,377г/ г H2SO4. Всего в (х+«/) г раствора будет содержаться
(0,00049х+0,377«/) г кислоты. Так как раствор должен быть 10%-ным,
можно составить пропорцию:
(х+у) г раствора содержат (0,00049х+0,377«/) г H2SO4
100 » » » 10 » » ,
откуда х: «/=2,78:1.
551. 227,7 мл.
552. 52,79%.
553. 1:3,5.
554. Вычислим количество молей MgO и Сг2О.-, входящих в со-
став 51,2 г смеси оксидов. Так как смесь должна содержать 10 мол. %
Сг20з, на каждый моль этого оксида должно приходиться 9 моль
MgO. Переходя к соотношениям масс, получаем, что на (152-1) г
Сг2О3 в смеси приходится (40-9) г MgO. Масса такого количества
смеси оксидов будет равна 512 г. Так как заданное в условии задачи
количество смеси в 10 раз меньше, оно содержит 0,1 моль Сг20з
и 0,9 моль MgO. Для их получения потребуется 0,2 моль Сг(ЫО3)з
(содержится в 200 мл 1 М раствора) и 0,9 моль Mg(NO3)2 (содер-
жится в 450 мл 2 М раствора).
555. 75,3 мл.
556. 13,31 л.
576. 7(h2co3=A'i^2; Кн3ро^=К1-К2-Кз.
581. 0,1 и 0,01 моль/л.
582. 0,05 моль/л.
583. 0,12 моль/л.
584. Хлорид железа диссоциирует в соответствии со схемой
FeCl3=Fe3++3Cl-
В заданном растворе [Fe3+] = 0,2 моль/л, [С1~]=0,6 моль/л. Всего ра-
створено 0,2 моль/л хлорида железа. Концентрация раствора 0,2М;
0,6 н.; 3,25%.
585. Согласно уравнениям диссоциации исходных веществ, из
0,05 моль/л Na2SO4 образуется 0,1 моль/л ионов Na+ и 0,05 моль/л
ионов SO*-; из 0,05 моль/л NaCl — 0,05 моль/л ионов Na-*- и 0,05
моль/л иоиов CI-; из 0,1 моль/л КС1 — 0,1 моль/л ионов К+ и 0,1
278
моль/л ионов С1“. Всего в заданном растворе должно быть 0,15
моль/л ионов Na-1 , 0,1 моль/л ионов К+, 0,15 моль/л ионов С1—
и 0,05 моль/л ионов SO^—.
Для приготовления 1 л идентичного по составу раствора потре-
буется 0,15 моль NaCl и 0,05 моль K2SO4, для приготовления 200 мл—
0,03 моль NaCl и 0,01 моль K2SO4.
586. 0,25 моль К3РО4; 1 моль NaNO3.
587. Перейдя от нормальной концентрации исходных растворов
к молярной, находим, что в отношении 3:3:4 смешаны соответственно
0,1 М, 0,1 М и 0,2 М растворы. Допустим, что взяты 3 л 0,1 М, 3 л
0,1 М и 4 л 0,2 М растворов. Тогда в конечном растворе (10 л) будет
содержаться 1,4 моль Н3РО4. Раствор 0,14 М. Если учитывать диссо-
циацию Н3РО4 только по первой стадии:
Н3РО4 = н++ Н2РО~,
то следует, что из каждого подвергшегося диссоциации моля Н3РО4
образуется 1 моль ионов водорода. Так как степень диссоциации рав-
на 20%, в растворе диссоциирует 0,028 моль/л Н3РО4 и концентрация
ионов водорода равна 0,028 моль/л.
588. Чтобы вычислить концентрацию ионов водорода, нужно
зиать степень диссоциации слабой муравьиной кислоты. Допустим, что
она равна 2%. Тогда 0,86 моль (предварительно рассчитанная моляр-
ная концентрация полученного раствора муравьиной кислоты) диссо-
циирует лишь на 2%. Концентрация продиссоциировавших молекул
будет 0,0172 моль/л. Из уравнения диссоциации кислоты следует, что
численное значение концентрации ионов водорода такое же.
589. В соответствии со значением кажущейся степени диссоциа-
ции можно считать, что активно проявляют себя лишь 40% образую-
щихся в растворе ионов. Из 0,05 моль/л (0,1 н. раствор) CuSO4 при
полной диссоциации образуется по 0,05 моль/л ионов Си2 и
SO2“. Эффективная концентрация их составляет 0,02 моль/л.
590. 9-IO-5 моль/л.
591. Из уравнения диссоциации слабой одноосновной кислоты
НА=Н++А-
вытекает, что количества ионов водорода и кислотного остатка
численно равны количеству продиссоциировавших молекул (4-10s).
Следовательно, общее число растворенных молекул равно 2.004Х
4- 10s
X 10е (2-10» + 4-103) «2.10е и а = = 2-10~3, или а=0,2%.
592. 3,6-1018 ионов, 6-10-6 моль ионов.
593. 3,99%.
594. 1%.
595. Равновесие в растворе слабых электролитов количественно
характеризуется величиной константы диссоциации: Ксп,соон™
= 1,8-10-5. Уксусная кислота диссоциирует в соответствии с урав-
нением
СН3СООН=Н++СНзСОО-.
Допустим, что из 0,1 моль/л СНзСООН продиссоциировало * моль/л,
тогда ионов водорода и ацетат-ионов образовалось по х моль л и
279
в равновесии осталось (0,1—х) моль/л недиссоциированной СН3СООН.
Подставив равновесные концентрации компонентов в выражение для
константы диссоциации уксусной кислоты, получим уравнение
1,8-10-5 =
х-х
0,1— х *
Так как х-СО,1, значением х в знаменателе можно пренебречь. Тогда
х1 2=1,8-10_б, х=1,34-10~3. Концентрация ионов водорода в 0,1 н. ра-
створе СН3СООН равна 1,34-10—3 моль/л.
596. 6,32-10-3 моль/л.
597. 2,74-10”2.
598. 5,8-10-10.
599. 1500 мл.
600. В растворе муравьиной кислоты в 3,34 раза.
601. Введение в водный раствор слабого электролита НСООН
ионов НСОО- из формиата калия сместит равновесие диссоциации
нсоон^н+ч-нсоо-
влево. Обозначим концентрацию ионов водорода в растворе, одновре-
менно содержащем НСООН и НСООК, через х. Концентрация фор-
миат-ионов в таком растворе будет равна суммарной концентрации
этих ионов, образующихся в результате диссоциации кислоты и соли,
что составит (х+0,2) моль/л. Концентрация недиссоциированных мо-
лекул кислоты будет (0,1— х) моль/л. Подставим значения равновес-
ных концентраций ионов и молекул кислоты в выражение для кон-
станты диссоциации:
2-10—4 =
х (х + 0,2)
0,1— х *
Пренебрегая значением х в сумме и в разности — в числителе и зна-
менателе (x<tiO, 1), находим х=10-4. Концентрация ионов водорода
в таком растворе равна 10-4 моль/л.
602. Примерно в 1,13-104 раз.
603. Обозначим через х число молей NH4CI, которое необходимо
добавить к 1 л раствора. Концентрация образующихся ионов аммония
равна х моль/л. Согласно условию задачи, в растворе, содержащем
х моль/л ионов NH^-, должно образоваться’ 10—5 моль/л ионов ОН-.
При этом вследствие диссоциации гидроксида аммония образуется
также 10-5 * * моль/л ионов аммония и остается в недиссоциированном
состоянии (0,1—10-5) моль/л гидроксида. Подставив значения равно-
весных концентраций в выражение для константы, получим
1’8'10 - 0,1-10"5 ’
откуда, пренебрегая значением 10-5 в сумме и разности (10_5<g^0,l
и, очевидно, 10-5<Сх), находим х=1,8-10-1, т. е. к 1 л раствора гид-
роксида аммония следует добавить 0,18 моль (или 9,63 г) хлорида
аммония.
604. 0,04 моль.
605. 0,95%; 1,9-10-3; примерно в 100 раз.
280
606. 4,5-10-5 моль/л.
607. 3-IO-5 моль/л.
608. Допустим, что в реакцию нейтрализации вступили Vt
и Уг— объемы растворов кислоты и щелочи соответственно Ci- и Сг-
С.у.
нормальной концентрации. Тогда в реакцию вступило -jqqq~ экв.
с2к2
кислоты и • 1 qqq ' экв- щелочи. Так как количества эквивалентов
W c2vt
веществ, вступающих в реакцию, всегда равны, то ~jqqq~ = ~iqqo~»
Ci С2
откуда C1V1 = C2V2, или =
609. 0,2 н.
610. 56.
611. 128.
612. Кислота двухосновна.
615. рН+рОН=14, что следует из логарифмирования выражения
[Н+]-[ОН-]=Ю-14.
617. В Ю1» раз.
618. Увеличится в 103 раз; уменьшится в 104 раз.
619. Концентрация ионов водорода 10-7 моль/л. Количество ионов
водорода 6,02-101в ионов/л.
620. Согласно определению, pH=-4g[H+]. Кислота диссоциирует
полностью. Поэтому [Н+]=0,1 моль/л и рН=1.
Ю—14
621. [ОН—] = 10“1, [Н+] = - io^i~ = 10-13 и pH = 13.
Можно провести расчет и иным
----lg[OH-]=l, рН= 14—рОН=13.
622. 0,75.
623. 12,3.
624. 0,4.
625. 1,25.
626. 2,87.
627. 2,35.
628. 11,1.
629. 4,2.
630. Увеличится от 0,7 до 1.
631. Понизится с 13,5 до 13,3.
633. 1800 мл.
путем: [ОН-]=10-*, рОН=
634. Увеличится на 0,15.
635. 1%.
636. 6,31 - 10-е н. и 3,15-10-8 М.
637. В исходном растворе рН = 3,5 и [Н+]=3,2-10“4 моль/л. С уче-
том этой концентрации и значения константы диссоциации СНаСООН
вычислим концентрацию уксусной кислоты в исходном растворе, для
чего в выражение для константы диссоциации подставим значе-
ния концентраций ионов водорода (3,2-10—* моль/л), ацетат-нонов
(3,2-10~4 моль/л) и иедиссоциированных молекул СНаСООН (* —
—3,2-10~4) моль/л:
„ к 3,210-4-3,2-10~4
‘81° °' ,-3.2-ШЧ •
281
откуда х=5,69-10 3 (моль/л). В конечном растворе рП = 3 и [H^] =
= 10~3 моль/л. Подставив новые равновесные концентрации ионов во-
дорода (10-® моль/л), ацртат ионов (10“3 моль/л) и недиссоцииро-
ванных молекул кислоты (у—10~3) моль/л в выражение для констан-
ты диссоциации, получим
откуда j/=5,5-10~2 моль. Следовательно, к 1 л раствора нужно доба-
вить 5,5-10~2—5,69-10~3 да 5-10-2 моль, к 2 л — 0,1 моль, или 6 г,
СНзСООН.
638. В исходном растворе [Н+]=10-2 моль/л и концентрация кис-
лоты (см. решение № 637) равна 0,25 моль/л. После добавления воды
концентрация кислоты составит 0,187 моль/л. Концентрация ионов
водорода в таком растворе равна 8,66-10~3, рН=2,06.
639. 50 мл.
640. 1,7.
641. Концентрация ионов водорода в первом растворе составляет
10“* моль/л, во втором 10-2 моль/л. При смешении равных объемов
обе концентрации уменьшились вдвое. Суммарная концентрация
ионов водорода равна 5,5-10—2 моль/л, рН=1,36.
642. 11,74.
643. При смешении растворов кислоты и щелочи протекает реак-
ция нейтрализации. В исходном растворе кислоты концентрация ионов
водорода составляла 10-2 моль/л, в исходном растворе щелочи кон-
центрация гидроксидных ионов 10~3 моль/л. При смешении равных
объемов (без учета реакции нейтрализации) каждая концентрация
должна уменьшиться вдвое и составить [H+J = 5-10-3 моль/л; [ОН_]=
=5-10-4 моль/л. В результате реакции нейтрализации остаются в из-
бытке ионы водорода. Их концентрация будет равна 4,5-10~3 моль/л,
pH=2,35.
644. 11,24.
645. Обозначим через х количество литров кислоты и через у —
количество литров щелочи. В х л раствора кислоты содержится
10~3 х моль ионов водорода, в у л щелочи 10-2 у моль гид-
роксид-ионов. Учитывая реакцию нейтрализации и то, что суммар-
ный раствор должен иметь щелочную среду и содержать 10-1 моль/л
гидроксид-ионов, записываем пропорцию:
(10-2 у—10~3 х) моль ионов ОН- содержится в (x-j-у) л раствора
10—4 » » » » 1 » » ,
откуда х:у=9:1.
646. 9:11.
647. 4,45.
648. 8,25.
649. 3,3.
653. Рассчитаем по табличным данным величины изменения стан-
дартных энтальпии, энтропии и изобарно-изотермического потенциала
реакции
СаСО3(т)=Са2+(р) + СО|-(р):
Д//298 реакц—13-71 «Дж/моль; AS“g8 реакц—-196,9 Дж/моль-град;
282
AG298 реакц — — 44,97 кДж/моль. Из соотношения AG-------PTlnK
определим константу равновесия, К ~ 10“8. Для рассматриваемого
гетерогенного равновесия выражение константы имеет вид К =
= [Са2 + (р)] • [СОз~(р)]. Константа равновесия процесса растворения
труднорастворимых электролитов получила название произведения
растворимости, или просто произведения растворимости (ПР). Для
точного определения величины ПР следует концентрации ионов в
растворе заменить на активности.
655. AG = — RT\nK=—8,3-298-2,3-lg6,32-10—29=162,24 кДж.
659. Концентрации ионов Ва2 + и SO2- в растворе численно
равны молярной концентрации растворенного вещества, т. е. равны
1,05'10 5 моль/л. Подставим эти значения в выражение для произве-
дения растворимости BaSO4: ПР BaSO = [Ba2 ] [SO4—] = "f*, 1 -Ю— ,u.
660. 8-Ю-9.
661. 1,5-10-18.
662. Обозначим концентрацию карбоната серебра в насыщенном
растворе через х моль/л. В соответствии с уравнением
Ag2CO3 (т) 2Ag+ (р) + СО2" (р)
концентрации [Ag+]=2x моль/л и [СО|-] = х моль/л. Подставив
эти значения в выражение для ПР карбоната серебра, найдем
х= 1,15-10~1 моль/л. Растворимость Ag2CO3, выраженная в граммах
на 100 г раствора, составит 3,2-10-3 г.
663. 9,4 • 1019 ионов.
664. Обозначим растворимость ортофосфата кальция через х
моль/л. В соответствии с уравнением
Са3 (РО4)2(т) =ЗСа2+ (р) +2РО3-(р)
в насыщенном растворе [Са2+ ] = Зх моль/л и [РО3-] =2х моль л.
Подставив в выражение для ПР фосфата кальция концентрации
ионов, выраженные через х, получим 1 • 10~25= (Зх)3-(2х)2, откуда
x=3,92-10-e моль/л. Растворимость фосфата составит 1,21 -10~8 гл.
По этой величине найдем, что 1 г фосфата растворяется в 826 л
воды.
667. В осадок может выпадать труднорастворимый сульфат каль-
ция. В исходных растворах [Са2+]= 0,005 моль/л и [SO2-] =
=0,01 моль/л. Прн смешении равных объемов обе концентрации
уменьшатся в два раза и составят [Са2+]=2,5-10-э моль л;
[SO2-] = 5-10“3 моль/л. Их произведение будет равно (Са2 ]Х
X [SO2-]=2,5-10-3-5-10-3=1,25-10“5. Так как эта величина меньше
величины произведения растворимости сульфата кальция (ПР^^ »
= 6,1'10_5), полученный раствор относительно этой соли ненасыщен
и осадок не выпадает.
668. Да.
669. Нет. При решении следует учитывать неполную диссоциа-
цию в растворе HF.
670. Да.
671. Вычислим растворимость AgCl в чистой воде, обозначив ее
через х моль/л: ПРлвс1 = 1,56-10 10—х2; х—1,25'10 4 моль л, вычне-
283
лим также растворимость AgCl в 0,1 н. растворе NaCl, обозначив ее
через у моль/л. Концентрация ионов Ag+ будет равна у моль/л, кон-
центрация ионов С1~ —(у+0,1) моль/л, где у — концентрация ионов,
образующихся при растворении AgCl; 0,1—концентрация ионов, об-
разующихся при диссоциации NaCl. В насыщенном растворе хлорида
серебра должно соблюдаться соотношение HPAgci =[Ag+]-[Cl-]. Под-
ставив в это выражение концентрации ионов [Ag+]=y моль/л, [С1_] =
= (у+0,1) моль/л, получим 1,56-10-lo=t/(t/+0,l). Так как y<g.0,1,
значением у в сумме можно пренебречь. Тогда у=1,56-10-9 моль/л.
Сопоставляя растворимость в чистой воде и в растворе NaCl, нахо-
дим, что в воде она выше в 8000 раз.
672. Приблизительно в 30 раз.
673. Приблизительно в 190 раз.
674. СаСОз.
675. FeS и PbS.
676. В момент смешения растворов концентрация ионов Sr2+
составит^,5• 10—3 моль/л, ионов SO^—— 5-10—3 моль/л. Обозначим
через х концентрацию ионов Sr2+ в растворе после выпадения осад-
ка. Тогда в осадок уйдет (2,5-10-3—х) моль/л ионов Sr2+ и, согласно
уравнению
Sr2 + +SO|“ = SrSO4,
такое же количество ионов SO2-. В растворе останется 5-10-3 —
— (2,5-10_3 — х).= (2,5-10“3 + х) моль/л ионов SO2-. Концентра-
ции оставшихся ионов Sr2+ и SO|“ должны удовлетворять соотно-
шению [Sr2+]-[SO4—] = nPSrSO . Подставив в это выражение кон-
центрации нонов в насыщенном растворе, получим
х(2,5- Ю-’+х) =2,8- IO"7,
откуда х=1,Ы0-4. В растворе остается 1,1 10—4 моль/л ионов Sr2+.
677. 4,2-10-4 мг.
680. Растворение труднорастворимого электролита можно осуще-
ствить, если равновесие
осадокионы в растворе
сместить вправо за счет выведения из него ионов. При добавлении со-
ляной кислоты ионы S2" могут связываться с образованием малодис-
социированиого H2S. Однако заметное связывание возможно лишь в
случае, если концентрация ионов S2~ в насыщенном растворе суль-
фида выше, чем в растворе H2S. Учитывая константы диссоциации
H2S, рассчитаем концентрации ионов водорода, гидросульфид- и суль-
фид-ионов в насыщенном растворе сероводорода, в котором [H2S]«
«0,1 моль/л:
Has л н+ + hs-, к = -[H^S 1 - 9-10—8,
[Н+] = [HS-] = /9.10-9 = 9,5-10-5 моль/л.
284
При диссоциации по второй С13дии
HS~^ Н+ + S2—; К= fH 1[S—L = Ю-H,
[HS-J
[H+]=[HS-], [S2-] = 10-“.
Рассчитаем концентрацию сульфид-ионов в насыщенных раство-
рах CuS и FeS:
nPcus=[Cu2+]-[S2-]=3,2-10-38, [S2-]=l,8-10-19;
nPFes=[Fe2+]-[S2-]=5-10-18, [S2-]=2,3-10-9.
Следовательно, в насыщенном растворе FeS концентрация ионов
S2- выше, чем в насыщенном растворе H2S, т. е. из раствора FeS
сульфид-ионы могут связываться с образованием сероводорода.
В насыщенном растворе CuS концентрация ионов S2- настолько мала,
что связывание их практически невозможно. При добавлении к осад-
кам сульфидов концентрированной азотной кислоты идет окисление
сульфид-ионов.
694. pH <7 имеют, например, растворы кислых солей.
696. В растворе Na3PO4 гидролизуются ионы РО4—. Уравнение
первой стадии гидролиза
РО4— + Н2О НРО2- + ОН- (среда щелочная),
10~14 10~14
гвд = \«HP0j- = 1.26-I0-12 = 7-910
т. е. гидролиз протекает в значительной степени. Последующими
стадиями гидролиза можно пренебречь. Образующиеся ионы НРО4—
диссоциированы очень мало (Кдисс = 1,26-10-12).
В растворе Na2HPO4 гидролизу подвергаются ионы НРО4-:
НРО^- + Н2О Н2РО^ 4- ОН- (среда щелочная),
10-14 10-14 ,
'СГНДР- \«е«Н.РОГ ~ 6,31.10“» “,’M W 1
т. е. по сравнению с нонами РО8- ионы НРО2- гидролизуются на-
много меньше и среда раствора здесь менее щелочная. Диссоциацию
образующихся кислых ионов Н2РО4— вследствие ее незначительности
(Лдисс = 6,31-IO'8), как и диссоциацию НРО2-, во внимание можно
не принимать.
В растворе NaH2PO4 следует учитывать возможность протекания
двух процессов — гидролиз ионов Н2РО^~ и их диссоциацию:
Н2РО7 + Н2О Н3РО4 4- он-,
in—14 10—14
= \.ееВ.ГО. “ 7,52.10-» “1'33'|0~ .
285
Н2РО7 н+ + НРО2“, кдисс = 6,31-10-8.
Значения этих двух констант свидетельствуют о преобладании
Процесса диссоциации, что обеспечивает слабокислую среду раствора.
702—704. Во всех случаях в растворе возможен одновременный
гидролиз катионов металлов и анионов слабых кислот, что усиливает
гидролизуемость тех и других ионов за счет выведения из равновесия
образующихся при гидролизе ионов Н+ и ОН-. Кроме того, в каждом
из отдельных случаев следует учитывать возможность образования
труднорастворимых гидроксидов, или основных солей, и летучих кис-
лот, что также способствует гидролизу ионов. В осадок могут выпа-
дать труднорастворимые основные соли и гидроксиды (зависит от их
сравнительной растворимости и условий гидролиза).
707. Рассмотрим влияние порядка сливания на примере карбо-
ната никеля. В исходных растворах имеют место следующие равно-
весия:
Ni2 + + Н2О NiOH+ + Н+; СО2- + Н2О НСО^ + ОН“.
При сливании растворов гидролиз ионов Ni2-*- и СО2- усиливается за
счет процесса
н++он-=н2о.
При этом образование ионов НСО^ не представляет опасности, так
как гидрокарбонат никеля растворим. Усиление же гидролиза ионов
Ni2+ способствует образованию основных солей. Если при осаждении
раствор соли, содержащей ионы Ni2+, вливать в раствор карбоната,
то осаждение будет происходить в щелочной среде, создаваемой за
счет гидролиза COjj-. Это способствует гидролизу ионов Ni2+ и об-
разованию основной соли. При обратном порядке сливания растворов
условия для образования основных солей оказываются менее благо-
приятными .
10“14 10~14
7П- ^сн.соон = 1.8.Ю-*—5'551°-'°-
Степень гидролиза можно рассчитать, используя соотношение /(гидр —
= Са2идр, откуда аГИДР = ]Z^^= 7,45-10-5 (- 0,007%). Для
определения величины pH раствора нужно рассчитать концентрацию
гидроксид-иоиов в растворе, используя константу или степень гид-
ролиза.
Для расчета по величине константы гидролиза обозначим концен-
трацию прогидролизованных ацстат-ионов через х моль/л. В равнове-
сии останется (0,1—х) моль/л ионов СНзСОО- и образуется х моль/л
молекул СНзСООН и х моль/л ионов ОН-. Подставив эти значения
в выражение для константы гидролиза, получим q j _ x=5,5-10~'°.
Так как х<^0,1, значением х в знаменателе можно пренебречь.
Тогда х2=5,55-10-11, х=7,45-10-в, т. е. [ОН-]=7,45-10-0 моль/л,
, 10-14
[Н+] = —-45iQ_b • 1,3410—9 (моль/л), pH = 8,87.
286
Используя значение степени гидролиза, определим концентрацию
гидроксид-иопов: [ОН ] = С-а=0,1 -7,45-10-5=7,45-10 * (моль л).
718. 6,48%, Н,5.
719. 5,2.
720. 11,7; 9,7.
721. Приблизительно в 3 раза.
722. Как типичные ионные соединения комплексные соединения
в растворах практически нацело диссоциируют в соответствии со схе-
мами
/(4[Fe(CN)0]=4K++[Fe(CN)ep-;
K3[Fe(CN)e]=3K++[Fe(CN)6]3- и т. д.
Кроме того, идет диссоциация самого комплексного иона. Обычно
она имеет ступенчатый характер и ионы диссоциированы лишь ча-
стично:
[Fe(CN)e]4_4=t[Fe(CN)5]3 +CN~;
[Fe(CN)5]3-^[Fe(CN)4]2-+CN-и т д.
Принято также диссоциацию комплексного иона характеризовать
суммарным уравнением его диссоциации. Например,
[Fe(CN)e]4-^Fe2++6CN-
733. Приблизительный метод расчета основывается иа использо-
вании константы нестойкости комплексного нона, характеризующей
суммарный процесс его диссоциации в водном растворе:
94. [Cd2 MNH,]1
[Cd (NH3)4]2+ = Cd2+ + 4NH3; KHeCT = -L ' ‘ 2~1
[Cd (NH3)4 ]
Обозначим концентрацию продиссоциировавших ионов [Cd(NHs)4Ji
через х моль/л. При этом образуется х моль л ионов Cd2+ и 4х моль л
молекул NH3 и остается (0,1—х) моль л недиссоцнированных ионов
з)4]2+. Подставим эти значения равновесных концентраций в
о х (4х)4
выражение для константы нестойкости: 7,56« 10 ° = -q । Пре-
небрегая значением х в знаменателе дроби, так как х<0,1, получаем
х=7,8-10-3, [Cd2+]=7,8-10-3 моль/л. При более точных р счетах сле-
дует принимать во внимание ступенчатый характер диссоциации комп-
лексных ионов.
734. 1,3-IO-8 моль/л.
735. В растворе [Аи(СМ)з] .
736. 9,3-10~9 моль/л.
737. Следует вычислить произведение концентраций ионов Ag
и С1~ в полученном растворе и сравнить его со значением ПРд ci
Концентрации ионов С1 и [Ag(Nlf3)2] в шходном растворе рав ы
0,02 моль/л, после смешения 0,01 моль л. Диссоциация в растворе
иона [Ag(NH3)2]+ протекает в соответствии с уравнением
[Ag(NH3)J+»*Ag++2NH3, К-9.31 Ю •
Обозначим равновесную концентрацию [Ag+1 х моль л, тогда [NHJ
— 2х моль/л и равновесная концентрация [ 4g(NH|)s 1 (0,01 х)
моль/л. Подставив эш значения в выражение для константы не-
287
. х (2х)2 _я .
стойкости, получим -Q-Q]___у = 9,31-10 в, откуда х = 6,1510 4
моль/л. В растворе произведение концентраций [Ag+] [С1_]=
=6,15-10-4-10-2=6,15-Ю-в и оказывается численно выше, чем зна-
чение IIPAgci(1,56-10~10). Осадок выпадает.
738. Да.
741. Используя значения ПР Си(ОН)2 и CuS, рассчитаем кон-
центрации ионов меди в насыщенном растворе над осадками Си(ОН)2
и CuS. Обозначим искомые концентрации ионов соответственно через
х и у моль/л и подставим их в выражении для ПР:
ПРси(оп)2=[Си2+] [OH-]2 = x(2x)2 = 5-10-19, x = 5-10~7 (моль/л);
nPCus=[Cu2+][S2-] = t/-t/=3,2-10-38, г/=1,8-10-‘9 (моль/л).
Полученные значения подставим в выражение для константы не-
стойкости ионов [Си(МНз)4]г+, которые могут образовываться при до-
бавлении к осадкам концентрированного (~25°/о или ~ 13 М) ра-
створа NH3. Концентрации Си2+ и NH3 в растворе можно считать по-
стоянными, так как при связывании в комплекс ионов Си2+ в раствор
переходят новые порции осадка, а аммиак заведомо берется в избыт-
ке. Из полученных выражений
5-10“ 7-134 _1Ч 1,8-10“19-13*
2’14’10 - [Cu(NH3)2+] И 2’14,1° - [Cu(NH3)2+]
можно определить возможные концентрации ионов [Си(МНз)4]2+ в ра-
створах, образующихся при действии на осадки концентрированного
NH3. Над осадком Си(ОН)2 концентрация ионов [Си(ЫНз)4]2+ при-
мерно равна 1010, над осадком CuS—10-2. Чрезмерно высокое значе-
ние концентрации в первом случае можно расценивать как свидетель-
ство неравновесности процесса, т. е. односторонней реакции растворе-
ния осадка. Во втором случае равновесная концентрация [Си(МНз)4Г+
невелика, т. е. равновесие
CuS (т) 4-4NH3 (р) **[Си (ЫНз)4]2++ S2“
сдвинуто влево и осадок практически нерастворим.
742. Да.
743. Электронные уравнения окисления и восстановления:
—2 о +4 +6
1) S-2e=S; 2) S-2e=S;
+ 7 +2 +6 +3
Мп4-5е=Мп; 2Сг4-6е=2Сг.
Электронно-ионйые уравнения окисления и восстановления:'
1) s2- — 2e = S; МпО^ + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н2О;
2) SO2-+ Н2О - 2е = SO2" Н 2Н+;
Сг2О2- + 14Н+ + бе = 2Сг3+ + 7Н2О.
744. 1) BiO£- + SO^- + 4Н+ - Bi3+ + SO2- + 2Н2О;
2NaBiO3 + 2Na2SO3 + 4H2SO4 - Bi2 (SO4)3 + 3Na2SO4 + 4II2O.
288
745. 1) 5Fe2+ + MnO7 + 8H+=5Fe3+4-Mn2+4-4H2O;
2) 3S2“ + Cr2O2- 4- 14H+ = 3S 4- 2Cr3+ 4- 7H,0;
3) 3S0j“ 4- 2MnO7 4- H20 = 3SO2~ 4- 2MnO, 4- 20H~.
746. Реакции диспропорционирования:
2) 4КС10з=КС14-ЗКС104;
7) ЗС124-6КОН=5КС14-КС1Оз4-ЗН2О;
8) 4P4-3KOH4-3H2O=3KH2PO24-PHj;
9) 3S4-6KOH=2K2S4-K2SOj4-3H2O.
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления:
1) 2КС1О3=2КС14-ЗО2;
11) 2КМпО4 = К2МпО44-МпО24-О2;
12) 2KNO3 = 2KNO24-O2;
13) 2Cu(N03)2 = 2Cu04-4N024-02.
Реакции компропорционирования:
4) 5KI4-KIO34-3H2SO4=3I24-3K2SO44-3H2O;
5) 2Na2S4-Na2SO34-3H2SO4=3S4-3Na2SO44-3H:O;
6) 2KMnO44-3MnSO44-2H2O=5MnO24-KaSO44-2H2SO4.
747. 1) Cu2S4-14HNO3 = 2Cu(NO3)24-H2SO44-10NO24-6H2O;
2) 3As2S34-28HNO34-4H2O=6H3AsO44-9H2SO44-28NO.
3) 2AgNO3=2Ag4-2NO24-O3;
4) 3Te4-6NaOH=2Na2Te4-Na2TeO34-3H2O;
5) 2NO24-2KOH=KNO34-KNO24-H2O;
6) 3K2MnO44-2H2SO4=2KMnO44-MnO24-2K2SO44-2H2O.
748. Окислительно-восстановительные реакции невозможны.
750. 19,78 и 17,31.
751. 0,2 и 0,1 и.
752. 0,1 и 0,8 и.
753. 152.
754. 1) Zn4-Cu2+ = Zn2+4-Cu;
2) Н8 4- HgaSO4 - 2Н+ 4- 2Hg 4- SO2~;
3) Sn4-2H+-Sn2+4-H»;
4) Mg4-Nia+—Mg2+4-Ni.
755. Zn4-2Ag+-Zn2+4-2Ag.
756. 1) Fe/Fe(NO3)2||Cd(NO3)2/Cd; 3) Cd Cd2+||Cu2+Cu;
2) Zn/Zn2M|Fc2+ Fe; 4)(Pt)H,2H \g+Ag.
10 Зак 440
289
758. 1) (Pt)Fe2 + /Fe3+HMnO7 + 8H+/Mn2+ + 4H2O(Pt);
2) (Pt) S0^“ + H2O/SO^“ + 2H+ || Cr2O^“ + 14H+/2Cr3 ; +
+ 7H2O (Pt);
3) (Р1)Н2/2Н+||О2+2Н2О/4ОН-(Р1).
765. Стандартному потенциалу приписывается знак минус, если
потенциал отрицателен относительно потенциала стандартного водо-
родного электрода или знаку потенциала придают термодинамичес-
кий смысл, т. е. значение и знак потенциала в этом случае характе-
ризуют осуществимость полуреакции, ее направление.
769. Расчет можно провести, воспользовавшись уравнением
Нериста
0,059
£ = £° + 1g Сио„,
откуда найдем, что электродный потенциал в воде равен —0,41 В;
в 0,05 М растворе H2SO4 —0,059 В; в 0,05 М растворе КОН —0,749 В.
771. Смз + , моль/л 1 0,1 0,001 0,0001 0,00001
£, В —1,66—1,68 —1,72 —1,74 —1,76
772. —0,18В.
773. От -0,79 до -0,82В.
774. 68%.
776. Рассчитаем значения электродных потенциалов никеля и ко-
бальта в растворах заданной концентрации:
о 0,059 . 9, ’ 0,059 ,
£ni/ni2+ = £Ni/Nl2+ + —— >e [Ni2+) = -0.23+=- IglO-3 =
= — 0,34 В;
0,059 , 9, . 0,059 ,
£Со/Со2+ = %/Со2+ + —2—JS [Со2+1 = -0,28 +—£— IglO-1 =
= — 0,31 в.
Э. д. с. = £со/со2+-£Ni/Ni2+ = - °.31 В+ 0,34 В = 0,03 В.
777. 0,12В.
778. Рассчитаем, при каком соотношении концентраций ионов
Cd2+ и Fe2+ э. д. с. элемента будет равна нулю:
о 0,059 , о 0,059
£Fe/Fe2+ +---2---]gCFe2+ = £Cd/Cd2 + + ---2---1£CCd2+l
£Cd2+ £Cd2 +
откуда 1g G — = - 1,35 и 7+— = 0,042.
При соотношении концентраций ионов меньше этой величины в галь-
ваническом элементе направление тока изменяется.
779. Определим концентрацию ионов серебра в насыщенном раст-
воре хромата серебра, используя соотиошеиие
„ Л 0,059 , „
^Ag/Ag-1 0,80 -J- । lgCAg+ = 0,59,
290
откуда CAg4- = 2,76-10 4моль/л.Из уравнения
Ag2CrO4 (т) 2Ag+ (р) + СгО2" (р)
видно, что растворимость хромата серебра (моль/л) в 2 раза меньше
концентрации ионов серебра (моль/л) и равна 1,38-!0“4 моль л.
780. 1,5-10-10.
782. Те металлы, электродные потенциалы которых в щелочной
среде вследствие образования гидроксокомплексов понижаются
и имеют более отрицательные значения, чем потенциал водорода, и те
металлы, у которых оксидные и гидроксидные пленки на поверхности
(тормозящие взаимодействие металлов с водой) растворяются в ще-
лочах.
783. Для одних из этих металлов растворение невозможно из-за
того, что электродный потенциал водорода в воде (—0,41 В) более
отрицателен, чем их собственный потенциал. Процесс растворения
других металлов тормозится образованием на их поверхности трудно-
растворимой оксидной или гидроксидной пленки.
784. В водном растворе щелочного цианида, где возможно обра-
зование устойчивых комплексных ионов [Си(СМ)г]_ и [Cu(CN)4]2-,
концентрация ионов меди мала. В результате значение электродного
потенциала понижается вплоть до отрицательного и становится воз-
можным окисление меди под действием иоиов водорода, образующих-
ся при диссоциации воды.
785. Можно рассчитать по величинам А// и S, используя соотно-
шения &G = AH—TAS и AG=— RT 1пКр, или по величинам электрод-
ных потенциалов, используя соотношения &G=—tfiFAE и AG=
= —^rinXp. Для расчета константы равновесия можно также исхо-
дить из того, что в равновесном состоянии электродные потенциалы
двух полуреакций равны, т. е.
0,059
«1
1g Сг — Е2 +
0,059
«2
1g с2,
откуда константа равновесия Кс может быть выражена через соот-
ношение концентраций и С2.
786. Используем соотношение &G=—nF&.E, рассчитав предва-
рительно величину = £С11/Сц2+— £pe/Fe2-|-= 0,78 В, А(?=—2х
X 96 500-0,78 = — 150 540 (Дж).
787. 10106.
788. Реакция 1) обратима, реакция 2) практически необратима.
790. —0,47 В. Для расчета воспользуемся формулой Нернста
Е = Е° +
0,059 ,
^окисл
Свосст
791. При введении в раствор, содержащий ионы Со3+ и Со3+,
иоиов CN- концентрация ионов кобальта понизится вследствие обра-
зования комплексных ионов [Co(CN)6]4- и [Co(CN)e]3-, При этом
концентрация ионов Со3+ (окисленной формы) окажется намного ни-
же концентрации иоиов Со2+ (восстановленной формы), так как кон-
станта нестойкости иона [Co(CN)e]3- значительно меньше, чем иона
[Со (CNe)]4- (^[Co(CN)e]3~ = 10 64« A'fcofcNjj4- « Ю 19). В ре-
зультате значение окислительно-востановительного потенциала системы
10*
291
Со2+ = Со3++е
соответствии с уравнением Е = Е' +-------j--1g yj в
таком растворе уменьшится. •
792. Зависимость величины потенциала от концентрации компо-
нентов выразится уравнением
0,059 [МпО7][Н+]8
Е = £° 4- —4— 1g---------,
5 ё [Мп2 + ]
из которого следует, что при увеличении концентрации ионов водоро-
да значение потенциала повышается, т. е. в растворах с низким pH
окислительные свойства перманганата выражены сильнее. При рН = 7
£=1,43 В; при рН=3 £= 1,48 В; при рН= 1 £=1,50 В.
793. Потенциалы систем 1), 3) станут более положительными, по-
тенциал системы 2) ие изменится.
794. Напишем уравнения полуреакций в кислой и щелочной
средах:
1) О2+4Н++4е=2Н2О; 2) О2+2Н2О+4е=4ОН-
Зависимость величин потенциалов от концентраций компонентов для
этих реакций можно выразить следующим образом:
о 0,059 , . о 0,059 , [О2]
£! = £) + -4— 1g [О2] • [Н+]‘; £2 = £2 + —4— 1g ^н2_-? ,
т. е. концентрации ионов Н+ и ОН- или значение pH раствора суще-
ственно влияют на величину окислительно-восстановительного потен-
циала. С понижением pH величины окислительно-восстановительных
потенциалов становятся более положительными.
811. Рассчитаем величины окислительно-восстановительных по-
тенциалов систем:
1 0,059 , (1)1/2
1) Вг” - 1е = -у Вг2; £х =1,09 + —-----1g—р-д =1,15 В;
, 0,059
2) IO7 + 6Н+ + бе = 1“ + ЗН2О, £2 =1,08 + —д— х
10-3- (10“ *)•
xig-----10\ =1.01 В.
Из сопоставления величин потенциалов следует, что роль окислителя
относительно иона 1_ будет играть свободный бром. Реакция будет
идти справа налево.
812. Процесс идет справа налево.
813. Используя соотношения AG° = — nF&E и AG°= — RT In /С, на-
ходим /С=6-1019. Такое значение константы равновесия указывает на
практически необратимый характер процесса.
814. В стандартных условиях рассматриваемая реакция идет в
прямом направлении. Для того чтобы оценить возможность измене-
ния направления реакции, можно, допустив постоянным окислительно-
восстановительный потенциал хлора, рассчитать, при каком соотно-
292
шепни концентраций ионов Fe3+ (окисленная форма) и Fe2+ (вос-
становленная форма) потенциал системы
Fe3++e=Fe2+
станет равным потенциалу хлора. Для случая, когда £р£з+/ре2+ ста-
нет более положительным, чем у хлора, в роли окислителя смогут
выступать ионы Fe’+, т. е. станет возможным изменение направле-
ния рассматриваемой реакции
_ 0 0,059 [Fe3+]
С1----£Fe3+/Fe2+ + 1 [Fe2+] ’
[Fe3+]
. 1,36 ^0,77 4-0,0591g— 9,-,
’ > -г • в [F 2+] •
[Fe3+]
откуда • 'р, 2_|_j =3-10 10. Такое соотношение концентраций в
растворе практически нереально, т. е. добиться изменения направле-
ния реакции этим путем нельзя. Ответ можно получить, вычислив ве-
личину Кр рассматриваемой реакции AG = —n£A£=—56935 (Дж);
56935
1g Кр= 2 з у ' — Ю; КР = Ю10. При таком большом значении
константы равновесия процесс практически необратим.
815. 1) вправо; 2), 3) влево.
816. Рассмотрим возможные реакции окисления марганца (II):
1) 2Мп2+4-С!24-ЗН2О^Мп2О34-2С1~4-6Н+;
2) Мп2++С12-|-2Н2О^МпО2+2С1-+4Н+;
3) 2Мп2+ + 5С12 + 8Н2О 2МпО^ + 10СГ 4- 16Н+.
Сравнивая значения стандартных окислительно-восстановительного
потенциала хлора
С124-2е=2С1~ £“’=1,395 В
и потенциалов полуреакций окисления Мп2+ до различных продуктов:
Мп2+4-ЗН2О=Мп2О,4-бН+4-2е
Мп2+4-2Н2О=МпО2-|-4Н+-|-2е
Мп2+ + 4НаО = МпС7 + 8Н+ -|- 5е
приходим к выводу, что в растворе с
хлор может быть окислителем относительно второй реакции.' Наибо-
лее вероятный продукт — МпО2.
817. По величинам стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов
U Сг2О?“ + 14Н + + 6<? = 2Сг3 + + 7НаО Е° = 1,333 В;
2J-—2е==12 £°=0,536 В
рассчитаем величину константы равновесия реакции
61“ 4- СгаО2~ 4- 14Н+ = 2Сг3+ 4- 312 4- 7НаО;
£°= 1,443 В;
£°= 1,228 В;
£° = 1,51 В,
заданными концентрациями
293
\Е = 0,797 В, AG = — nFкЕ = —457410;(Дж);
457410
lg#p = 2 3RT = 80,4; tfp = 2,5-1010.
При таком большом значении константы равновесия процесс практи-
чески необратим, т. е. можно считать, что иодид-ионы окисляются
практически полностью. Полученное значение константы характери-
зует процесс, протекающий в стандартных условиях.
818. До йодата практически полностью.
826. Висмут, медь, цинк.
827. Медь, свинец, железо.
828. Кобальт, никель, молибден.
829. Образующийся в катодном пространстве водород (атомар-
ный) может восстанавливать крепкую азотную кислоту, при этом
основную роль играет процесс
HNO34-6H = NH2OH4-2H2O.
830. При электролизе разбавленного раствора на катоде выделя-
ется водород, на аноде — кислород; в катодном пространстве накап-
ливается щелочь, в анодном — серная кислота. При электролизе кон-
центрированного раствора на катоде выделяется водород, в катодном
пространстве накапливается щелочь, у анода при достаточной плот-
ности тока разряжаются гидросульфат-ионы и образуется пероксоди-
серная кислота.
831. При электролизе раствора КСЮз у катода выделяется водо-
род. У анода атомарный кислород в момент выделения может окис-
лить хлорат-ион до перхлорат-иона. В катодном пространстве накап-
ливается щелочь, в анодном — хлорная кислота. Если катод и анод
ие разделены, то в результате электролиза раствора хлората калия
получается перхлорат калия. При электролизе раствора К2МПО4 У
катода выделяется водород, у анода идет окисление манганат-ионов
в перманганат-ионы. Если катод и анод не разделены, при электроли-
зе манганата калия получается перманганат калия и щелочь.
832. 12,57%.
833. 14,9%.
834. 58,3 г водорода и 466,7 г кислорода.
836. Вследствие того что атомы гелия имеют наименьшие разме-
ры и самую низкую поляризуемость, гелий имеет и самую низкую
температуру сжижения, которая от гелия к радону увеличивается.
838. Отклонение в случае гелия от наблюдаемой общей законо-
мерности, вероятно, обусловлено чрезвычайно слабым межмолеку-
лярным взаимодействием.
840—842. Клатраты, или соединения включения, состава Э-5,75
Н2О, Э=Аг, Кг, Хе (обычно им приписывают формулу Э-бНгО), пред-
ставляют собой продукты физического включения атомов элементов
в пустоты решетки льда. Состав Э-пН2О определяется соотношением
количества включенных молекул и свободных полостей в кристалли-
ческой решетке льда. Устойчивость клатратов зависит в числе прочих
факторов от размеров и формы внедренных молекул. Захваченные мо-
лекулы взаимодействуют с молекулами воды за счет дисперсионных
сил, которых, однако, было бы недостаточно для образования комп-
лекса, если бы не имел места эффект механического удержания. Если
молекулы очень малы по сравнению с пустотами в структуре льда,
оии удерживаются слабо. Прочность клатратов повышается, если раз-
294
меры внедряемой частицы соответствуют размерам пустоты, образую-
щейся между молекулами воды в решетке льда. Гелий и иеон не об-
разуют соединений включения, так как благодаря малому размеру их
атомы имеют возможность диффундировать за пределы кристаллов
льда.
851. XeF4+2H2 = Xe+4HF; XeF4+4Na=Xe+4NaF;
3XeF4+6H2O = 2XeO3+Xe+12HF; 2XeF6+SiO2 = 2XeOF4+SiF4.
852. 1) Pt4-XeF44-2HF=H2[PtF6]+Xe;
2) 4KI+XeF4=Xe+4KF+2I2;
3) Xe03+03+4KOH = K4XeOe+02+2H20.
853. Согласно методу МО, кратность связи в молекуле НеН рав-
на 1/2. Какой бы ни была энергия этой связи, ее разрыв потребует
энергетических затрат и энтальпия процесса
НеН = Не+Н А//>0.
В случае реакции НсН = Не+1/2 Н2 энтальпию процесса можно рас-
считать как А/У= —(1/2£н2—£нен). Так как 1/2£н2>£нен, А£<0,
А£>0, процесс термодинамически возможен.
856. В соответствии с формулой Е—тс2, £=2,75-109 кДж.
861. В составе химических соединений могут быть лишь отрица-
тельные ионы водорода Н_ (например, LiH). Во всех случаях, когда
говорят об ионах Н+, по существу, имеют дело с атомами водорода,
связанными полярными связями со значительной степенью ковалент-
ности. При электролитической диссоциации кислот иоиы Н+ также не
образуются, а возникают гидратированные ионы гидроксония Н3О+.
863. В качестве донора могут выступать отрицательно заряжен-
ные ионы водорода; в качестве акцептора — сильно протонизирован-
ные атомы водорода; как лнгаиды ионы водорода Н~ могут входить
в состав координационных соединений типа [ВН4]~; [А1Н4]_.
871. Учесть уменьшение атомного радиуса элементов, изменение
степени ионности связи Э—Н, появление у атомов элементов элект-
ронных пар, не принимающих участия в образовании связей.
872. Cs[A1H4],
873. Окислительно-восстановительные реакции с выделением мо-
лекулярного водорода (ионные гидриды металлов и такие гидриды
неметаллов, как SiH4, В2Н6); электролитическая диссоциация гидри-
дов (полярные гидриды неметаллов); связывание иона водорода из
воды (NH3).
874. —536,6 и —8,3 кДж.
875. 1) В2Н6, СН4, SiH4, H2S, H2Se; 2) B2He, SiH4, РН3, СН4,
H2S, H2Se.
876. 13418 и 13422 кДж/кг.
879. 0,015%.
883. 4400 К.
884. 365 кДж/моль.
885. Во втором случае, так как при взаимодействии цинка с сер-
ной кислотой первоначально выделяется атомарный водород, кото-
рый более активно восстанавливает перманганат-нон, чем молекуляр-
ный водород.
889. Термическая устойчивость молекул увеличивается при пере-
ходе от F2 к С12, а затем в ряду С12—12 постепенно уменьшается По-
295
вышеиие устойчивости при переходе от F2 к С12 объясняется увеличе-
нием кратности связи за счет перекрывания по дативному механизму
np-орбиталей, занятых электронными парами одного атома, и nd-ва-
кантных орбиталей другого атома. Уменьшение устойчивости молекул
в ряду С12—12 объясняется увеличением радиусов атомов галогенов,
а следовательно, увеличением длины связи и понижением ее энергии.
895. 3,45; 2,76; 2,52; 2,24.
897. Cl—Cl; С1—Вг; Cl—S; Cl—Р; SI—Н.
898. Учесть наличие неподеленных электронных пар у атомов га-
логенов и их донорные свойства.
903. 4,9-10-7; 2,1-10-5; 3,4-10-3. Прочность связи в молекуле от
хлора к иоду уменьшается.
906. 1NO3; 1 (NO3)3; 1РО4.
915. ~ 1018; ~ 1028; ~ 1028. Все реакции практически идут до
конца.
916. В случае фтора
F2+H2O = 2HF+O(O3, Н2О2, F2O).
При нагревании С12, Вг2 и 12 реагируют со щелочью в соответ-
ствии с уравнением
ЗГ24-6КОН = 5КГ+КГОз4-ЗН2О.
917. Характер взаимодействия между твердым веществом и газо-
образным в значительной мере зависит от структуры твердого про-
дукта, образующегося в результате этого взаимодействия. Если твер-
дый продукт образуется в виде сплошного слоя, то ои предохраняет
поверхность твердого вещества от дальнейшей реакции, что и харак-
терно для рассматриваемого случая.
920. Одновременно может идти несколько процессов, например:
2NaBr+F2 = 2NaF+Br2;
H2O+F2=2HF4-O(O3, Н2О2, F2O);
Br2+5F24-6H2O = 2HBrO34-10HF.
922. 1) 2С12+2Са(ОН)2 = СаС124-Са(ОС1)24-2Н2О
или С12+Са(ОН)2=СаОС124-Н2О;
2) ЗС12+6КОН=5КС1+КС1Оз+ЗН2О;
3) 5С12+Вг2+6Н2О= ЮНС1Ч-2НВгО3;
4) 5С124-12+6Ва(ОН)2 = 5ВэС12+Ва(1О3)24-6Н2О;
5) 124-5Вг2+6Н2О = 2НЮ34-10НВг;
6) ЗС12+К1+6КОН=6КС1+К1О3+ЗН2О;
7) 12+5Н2О2=2НЮЯ-4Н2О;
8) 3Cl2+2FeCl34-16NaOH=2Na2FeO4+12NaCl+8H2O;
9) ЗВг2+2КСгО2+8КОН-6КВг+2К2СгО4-|-4Н2О;
10) I2+H2SO3+n2O = 211I+II2SO4.
924. Возможны реакции 1), 2).
29G
926. 1) 2KMnO4+lGHCl = 5Cl2+2KCI+2MnCI2+8H2O;
2) MnO24-4IlCl = Cl2+MnCl2+2H2O;
3) PbO24-4HCl = Cl24-PbC!24-2H2O;
4) Ca(C10)24-4HCl=2Cl2+CaCl2+2H20;
5) КС1О3+6НС1 = ЗС12+КС1+ЗН2О;
6) К2Сг2О7+14НС1 = ЗС12+2СгС1з+2КС1+7Н2О;
7) 10KBr+2KMnO4+8H2SO4=5Br2+6K2SO4+2MnSO4+8H2O;
8) 6NaI+K2Cr2O7+ 14HCl=3I2+2CrCl3+6NaCl+2KC14-7H«O.
932. В соответствии co значениями стандартных окислительно-
восстановительных потенциалов систем (стандартный потен-
циал кислорода можно использовать, так как парциальное давление
кислорода в воздухе не очень сильно отличается от 1 атм)
21--2е=1г £°=0,54 В;
О24-4Н++4е = 2Н2О £’=1,23 В
иодоводородная кислота может окисляться кислородом воздуха.
Ли
939. 1) С12=С1+С1; 3) Н+С12=НС1+С1;
2) С1+Н2=НС1+Н; 4) С1+Н2 = НС1-|-Н и т. д.
943. В жидком фтороводороде могут протекать следующие про-
цессы:
HF 4- 2HF = H2F+ + HF^; НС1О4 + 2HF = Н2С1О4 + HFp ;
H2SO4 + 2HF = H3SO+ + HF^; HNOS + 2HF = H2NO3 + HFf.
946. В колбе объемом Кл при нормальных условиях нахо-
36,5V / 36,5 И
Дится 22 4 ' r НС!, масса всего раствора (lOOOV-f-—— г,
откуда процентная концентрация составит 0,163%. Концентрация по-
лученного раствора соляной кислоты ие зависит от объема колбы
947. Приблизительно 730 К.
948. Понизится иа 3,5% от первоначального.
949. 427,9 кДж/моль.
951. Обозначим парциальные давления Н2 и паров 12 в смеси че-
рез х Па:
откуда х «~28 42 • ^сли ПРИНЯТЬ ^Н1 м некотору ю условную еди-
ницу, то РН1 = £|,=в 28~42 0»0352. Учитывая, что при диссоциации
HI общее давление не изменяется, можно считать, что первоначально
HI производил давление 14-0,03524-0,0352 1,0704 условных единиц
Относительно этого давления и можно рассчитать степень диссоциа-
ции HI, которая составит 6,58%.
297
952. 60% HF. ------
953. В растворе HF 2,1; в растворах НС1, НВг, HI 1.
954. 1,1.
955. В 10 раз.
956. Примерно в 65 раз.
957. Нет.
958. В 1378 раз.
959. Связь N—CI.
961. При определении формы частиц следует учесть тип гибриди-
зации валентных орбиталей центрального атома в молекуле и ионе:
sp и sp3 — Be; sp2 и sp3 — Al; sp3 и sp3d2 — P.
968. Сравнить окислительно-восстановительные потенциалы си-
стем:
О24-2Н2О+4е = 4ОН- Е° = 0,40 В;
Г24-2е=2Г- Е°=2,87(F); 1,36(С1); 1,09(Вг); 0,54(1).
В стандартных условиях реакции протекать не будут.
969. Бромид и иодид калия.
970. 1) 61“ + 2МпО7 + 4Н2О = 312 + 2МпО2 + 8ОН“;
2) 6Вг“ + 2СгО2“ + 16Н+ = 2Сг3+ + ЗВг2 + 8Н,О;
3) 21“ + ВЮ7 + 6Н+ = I2 + Bi3+ + ЗН2О.
973. 33,44 кДж/моль. ' ’“’’W
974. В молекуле С12О валентный угол 110°, в молекуле F2O —
103°. _______
976. 1) 2HgO+2Cl2 = Hg2OCl24-CI2O;
2) 2КСЮ3+Н2С2О4 = 2СЮ2+К2СО3+СО2+Н2О;
3) 2HC1O4+P2O5 = 2HPO3+C12O7;
4) 4С1024-2Са(0Н)2=Са(СЮ2)24-Са(С10з)24-2Н20;
6) С1О2+О3 = СЮ3+О2.
985. 5) 6HC103+6Ag=5AgC1034-AgC14-3H20;
6) 18HC103+6Fe=5Fe(C103)34-FeCI34-9H20;
10) 4НС1О4+7С=2С12+7СО2+2Н2О;
НСЮ4+2С=НС1+2СО2.
986. 4,5; 2,2; 2.
987. Увеличится до 4,7.
988. 7.
989. 0,316%, pH=9,5.
992. I2+10HN03=2HI03+10N02+4H20; 12+5Н2О2 = 2Н1О3+
+4Н2О. ;
997. По мере увеличения отрицательного заряда анионов, обра-
зующихся при ступенчатой диссоциации многоосиовиых кислот, кон-
станта их собственной диссоциации резко уменьшается (сравните кон-
станты диссоциации ионов: Ан ю— = 2,8• 10“2; Ан31Об“ =5,4-10“9i
298
XHl03-= 1.05-10 15 ит. д.).
Устойчивость таких иоиов в раст-
воре растет.
Ю00. Ион 10^" имеет форму треугольной пирамиды (sp’-гибри-
дизания атомных орбиталей иода, иа одной из которых содержится
электронная пара); ион Ю4 —форму тетраэдра (х/Лгибридизация)1
ион 1О|—— октаэдра (sp3d2-гибридизация).
1003. 1) КС1Оз+6НС1 = КС1+ЗС12+ЗН2О;
2) 3KC103+3H2S04 = 3KHS04+HCI04+2CI02+H20;
3) 2KC1O3+H2SO4 = K2SO4+2HC1Os;
- 4) 2КС103+Н2С204=К2С03+С02+2С1024-Н20;
( 5) 2KC1O3+K2S2O8=2K2SO4+O2+2CIO2;
6) 2KC103+H2S04+H2C204=K2S04+2C02+2C102+2H20.
1006. -3653,8 кДж.
1009. Из бромата действием иода.
1010. Вначале образуется свободный иод, который затем окисля-
ется хлором до иодат-иоиов.
1012. Свободный иод.
1017. 11) NaClO3+3MnO2+6NaOH = 3Na2MnO4+NaCl+3H2O;
12) 2NH4C1O4+4C=4CO+N2+C12+4H2O.
1018. 1) СЮ^ + I~ = СП + 10^;
2) BrO^ + 6Fe2+ + 6Н+ = 6Fe3 + 4- Вг“ + ЗН2О;
3) СЮ^ 4- S + Н2О = Cl” + SOJ- + 2Н+;
4) ЗС10~ -h 2Сг3 + + 10ОН~ = 2СгО4— + ЗСГ + 5НгО;
5) 2ВгО^" + 12 = Вг2 4- 2Юр
6) 1’4- ЗН2О2 «= 10^4- ЗН2О.
1019. 1) CIFs, C1F3, C1F; 2) IF, IF3, IF5, IF?; 3) CIF», BrF», IF»;
4) Id, BrCl, FC1.
1022. 168,5; 213,6; 174,7 кДж.
1023. 252 кДж/моль.
1024. В растворе иодида калия протекает реакция I2 I- ,
за счет которой молекулы иода, связываясь в ионы 1^", переходят в
раствор.
1026. CIF4-H2O=HF4-HCIO; 3CIFj+6H.O 9HF4-2HC1O +НС1,
1С14-НгО = НС14-НЮ.
1027. 1) C124-F2=2C1F; 2) CIF+F2~CIF3; 3) 1F»+6KOH MO3+
4-5KF4-3H2O; 4) 1F7+6HjO = H51O,+7HF.
1033. Рассмотрим иа примере Кислорода:
О 4- е = О"" 4* 142,12 кДж/моль (1,48 эВ)
О“ 4~ е — О2~ — 965,56 кДж/моль ( 7,3 эВ)
О 4- » О2- — 823,46 кДж моль ( 5,82 эВ)
299
Из приведенных данных следует, что в газообразном состоянии иой
О~ должен быть устойчивее, чем О2~. Однако в кристаллических ок-
сидах достаточно активных металлов (т. е. со сравнительно низкими
энергиями ионизации) энергетически выгоднее существование струк-
тур [Ме2+О2~] или [Ме+О2-], чем [Ме2+О~] или [Ме+О-], из-за боль-
шей энергии кристаллической решетки. В случае оксидов металлов с
большей энергией ионизации атомов велика доля ковалентности связи
и отрицательный заряд на атоме кислорода меньше двух.
1035. Вследствие большей величины атомного радиуса серы
рл — рл перекрывание между ее атомами меньше и резко снижает-
ся устойчивость кратных связей. В результате у .атомов серы про-
является склонность к образованию двух о-связей, что ведет к фор-
мированию цепей —S—S—. В таких цепях связь, по всей вероятно-
сти, не чисто одиночная (Es-s в цепи составляет --—213 кДж/моль,
в то время как Ео-о 138 кДж/моль.). Упрочнение связи между ато-
мами серы в цепи —S—S— возможно за счет дополнительного пе-
рекрывания рл—ал по .дативному механизму.
1036. Кислород имеет молекулярную структуру (молекулы О2)
во всех трех агрегатных состояниях. Молекулы серы, селена, теллура
н полония состава Э2 образуются лишь в газообразном состоянии при
достаточно высокой температуре. При понижении температуры идут
процессы конденсации. Например,
4S2(r) = S8(r) ДО°«-420 кДж.
S3(r) =5(ромб) AG°«—270 кДж/моль;
Объяснение с позиций структурной химии см. ответ № 1035.
1037. Из данных, приведенных в условии задачи, следует, что эн-
тальпия процесса конденсации
S(r)+S2(r)-*S4(r)-^S8(r)-*S(T)
отрицательна, т. е. ДЖО. Энтропия в ходе этого превращения
уменьшается и Д5<0. Учитывая, что в области сравнительно низких
температур основную роль в определении направления процесса игра-
ет энтальпийный фактор, можно утверждать, что при охлаждении
паров серы процесс конденсации термодинамически возможен. При
повышении температуры, когда влияний энтропийного фактора в
определении направления процесса становится преобладающим, тер-
модинамически возможен переход твердой серы в газообразную.
1038. При переходе от кислорода к сере энергия дисперсионного
межмолекулярного взаимодействия увеличивается не только за счет
увеличения атомного радиуса элемента, но и за счет повышения чис-
ла атомов в молекулах (О2 и S8).
1044. Для низкомолекулярных веществ, как правило, не Харак-
терно аморфное состояние, так как их молекулы, обладая большой
подвижностью, при охлаждении легко изменяют свое первоначальное
пространственное положение и образуют упорядоченную структуру.
Молекулы высокомолекулярных веществ менее подвижны. Кроме то-
го, при кристаллизации может изменяться форма молекул. Эти два
обстоятельства, а также то, что высокомолекулярное вещество спо-
собно содержать молекулы различной длины, т. е. состоять из раз-
личного числа атомов, затрудняют кристаллизацию. Чтобы приведен-
ные рассуждения применить к сере и селену, необходимо иметь в ви-
ду, что в расплаве эти вещества могут состоять из больших молекул
(молекулярная масса серы достигает 1,5 миллиона), которые сохра-
300
няются при быстром охлаждении расплава. Большие многоатомные
молекулы серы менее устойчивы, чем молекулы селена, и могут пре-
вращаться в восьмиатомные. Поэтому сера кристаллизуется легче
селена.
t
1063. 1) Те+2Н2О = ТеО2+2Н2;
2) 3Se+6NaOH=2Na2Se4-Na2Se034-3H20;
3) 3S+3Ba(OH)2=2BaS4-BaS034-3H20.
1072. Недостаток приведенного объяснения заключается в том,
что оно исходит из допущения о существовании иоиов О2-, S2-, Se2-,
Те2~ в составе молекул гидридов, в то время как связи в этих моле-
кулах полярны, а в случае Н2Те даже слабо полярны. Усиление кис-
лотных свойств в направлении от Н2О к Н2Те можно объяснить тем,
что в этом ряду уменьшается прочность химических связей в молеку-
лах и возрастает поляризуемость молекул.
1077. Типы реакций: замещения; гидролиза; образования гидра-
тов за счет донорно-акцепториого взаимодействия; образования гид-
ратов за счет вандерваальсовских сил и водородных связей; окисли-
тельно-восстановительные.
1078. 4,02.
1079. 999 кДж.
1080. —1082. См. пояснение № 463.
1090. 5H2O2+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O;
H202+2KI+H2S04 = I2+K2S04+2H20;
ЗН2О2+2Кз[Сг(ОН)6]=2К2СгО4+8Н204-2К0Н.
1093. Наиболее устойчивы пероксиды щелочных и щелочнозе-
мельных металлов, имеющие ионную решетку.
1099. 4,5.
1105. Гидролизуются Na2S, A12S3 и Cr2S3. Сульфиды циика и
свинца практически не гидролизуются, так как они менее раствори-
мы, чем соответствующие гидроксиды.
1107. Сульфид.
1110. Ag2Se + 2NaNO3 + 2H2SO4=Ag2SO4 + H2SeO3 + 2NO +
+Na2SO4+H2O; H2SeO3+2SO2+H2O=2H2SO4+Se.
1111. 1) 5H2S+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5S+K»SO4+8H3O;
2) 3H2S+K2Cr2O7+8HCl=2CrCl3+3S+2KCH-7H2O;
3) 2K2Se+2NaBiOs+6H2SO4=Bi2(SO4)3-|-2Se-|-2K2SO4-|-
+6H2O+Na2SO4;
4) Na2Te+4H2SO4 (конц) = TeO2+3SO2+Na2SO4+4H2O;
5) Na2S4-2H2SO4(KOHH) =S+SO2-|-Na2SO44-2H2O;
Na2S+4H2SO4(KOHH)=4SO2+Na2SO4-|-4H2O;
6) Al2Te3+6H2O=2AI(OH)3+3H2Te.
1112. Учесть уменьшение прочности связей Э—Э при переходе
от серы к селену и теллуру.
1113. В первом случае в сильиокислой среде идет обменная ре-
акция с образованием H2Sn. Во втором случае в слабокислой среде
391
идет разложение образующегося по обменной реакции H2Sn с выде-
лением свободной серы и H2S.
1115. 2) 2H2S2+O2 = 2S+2H2O; 2H2S2+5O2 = 4SO2-(-2H2O;
3) Na2S24-SnS = Na2SnS3;
4) (NH4)2S2+2H2SO4(kohu) = S+SO2+(NH4)2SO4+H2O;
(NH4)2S2+6H2SO4(kohu) =7SO2+ (NH4)2SO4+6H2O;
5) 5Na2S3+2KMnO4+8H2SO4 = 2MnSO4+15S+5Na2SO4+
4-K2SO4+8H2O;
6) 3Na2S3+10NaC103+6H20 = 3Na2SO4+10NaCl+6H2SO4;
7) 3(NH4)2S5+32HNO3 = 3(NH4)2SO4+12H2SO4+32NO+
+4H2O;
8) Na2S5+16Cl2+20H2O=2NaHSO4+32HCl+3H2SO4;
9) CaS3+ 10KC10+2H20=CaSO4+2H2SO4+10KC1;
t 10) BaS4+13O3+3H2O=BaSO4+3H2SO4+13O2.
1116. Необходимо иметь в виду, что при переходе SeO2 и ТеО2
из газообразного в конденсированное состояние идут полимеризаци-
онные процессы (образование цепей Э—О—Э), а при конденсации
диоксида серы его мономерные молекулы сохраняются.
1121. 1,57%; 1,3.
1123. 1) ТеО2+2КОН = К2ТеО3+Н2О;
2) ТеО2+6Н1 = Н2[Те16]+2Н2О;
3) PoO2+4HNO3 = Po(NO3)4+2H2O;
4) 3SO2+2HNO3+2H2O = 3H2SO4+2NO;
5) 2SO2+SeO2 = 2SO3+Se;
6) 2H2S+SO2=3S+2H2O;
7) SO2+Br2+2H2O = H2SO4+2HBr;
8) 5SO24-2KMnO4+2H2O = 2MnSO4+KzSO4+2H2SO4;
9) 3SO2+K2Cr2O7+H2SO4 = Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O;
10) 4FeS2+l 102=2Fe2034-8S02.
1125. K«106.
1127. Термодинамически реакция возможна.
1132. Мерой сродства может служить величина AGe процесса.
1133. 1) SO3+HF=HSO3F;
2) SO3+2HBr = SO2+Br2+H2O;
3) 3SO3+H2S = 4SO2+H2O;
4) SO3+2KI = K2SO3+I2;
5) SeO3+2HCl = H2SeO3+Cl2.
1134. 0,48 M; 1,1.
1141. В водных растворах кислых солей слабых кислот нужно
учитывать два процесса — гидролиз аниона и его диссоциацию. Для
302
количественной оценки следует сопоставить константу гидролиза и
константу диссоциации иона:
HSO- > , ‘08~'04-2 =6.3-10-” „50- - 6.31 -ю-«.
среда слабокислая;
1Q—14 ,
^гидрНБ-= 9.10—8 7’ ЛдиссНЗ 110
среда слабощелочная.
1142. 2) Na2S03+2K2S+3H2S04 = 3S+Na2S04+2K2S04+3H20;
3) 5K2S03+2KMn04+3H2S04 = 2MnS04+6K2S04+3H20;
4) 3H2SeO3+HClO3 = 3H2SeO4+HCl;
5) H2SeO4+2HCl=H2SeO3+Cl2+H2O;
6) Na2Se03+2S02+H20 = Se+Na2S04+H2S04;
7) NazSe03+Clz+H20 = Na2Se04+2HCl.
1154. 0,49 M; 0,98 н.; 0,503-моляльный.
1155. 8,92%; 1-моляльный; мольная доля H2SO4 0,0176 н т. д.
1156. 55,5-моляльный; 50 мол.%.
1157. 17,5мл.
1162. 1) 5H2S04(Koim)+4Mg=4MgS04+H2S+4H20;
2) Н2504(конц)4-КС1=КН504+НС1;
3) 5H2SO4 (конц)+8KI = 4I2+H2S+4K2SO4+4H2O;
4) 6H2SeO4+2Au=Au2 (SeO4) 3+3SeO2+6H2O;
5) H2Se04+2HCl = Se02+CI2+2H20;
7) TeO2+H2O2+2H20 = HeTeOe;
8) 2H2SeO4+Zn = ZnSeO4+SeO2+2H2O.
1164. Объяснить на качественном уровне можно с учетом ослаб-
ления поляризующего действия катионов ряда Ве2+—Ва2+. Коли-
чественная сравнительная оценка может быть дана по величинам
AG298 процесса
3SO4 (т) = ЭО (т) +SO2 (г) +1 /2О2 (г) .
1165. Учесть возможность дегидратации, гидролиза в собствен-
ной кристаллизационной воде, окисления кислородом воздуха, тер-
мического разложения безводных сульфатов.
1166. Соль сильной кислоты BaSO4 в кислотах практически нера-
створима и растворяется лишь в концентрированной серной кислоте
с образованием Ba(HSO4)2. В случае BaSO3 равновесие
BaSO3 (T)j2Ba2+(p) + SO32-(p)
смещается вправо при действии сильных кислот за счет связывания
ионов SOg-. Кроме того, возможно окисление этих ионов кислотами,
обладающими окислительными свойствами.
303
1167. ПРвазо3>ПРва8О4. Значит, концентрация ионов Ba2+,
находящихся в равновесии с осадком BaSO31 больше, чем концентра-
ция этих ионов, находящихся в равновесии с осадком BaSO4. Поэто-
му BaSO3 можно перевести в BaSO4, действуя раствором, содержа-
щим ионы SO|“. Рассмотрите также возможность перевода одного
осадка в другой, включая промежуточную стадию растворения исход-
ного вещества в кислоте.
1172. 1) 8Zn+5H2S2O7 = 2H2S+8ZnSO4+3H2O;
2) 3Mg+2H2S2O7 = S+3MgSO4+2H2O;
3) 3K2S2O7+A1zO3=А12 (SO4) s+3K2SO4.
1178. 1) H2SO5+2KI = l2+K2SO4+H2O;
2) 7K2S2O8+K2S2+8H2O=16KHSO4;
3) K2S2O8+K2SO3+H2O = 2KHSO4+K2SO4;
4) H2S2O8+CaBr2=CaSO4-f-Br2+H2SO4;
5) Na2S2O8+2FeSO4=Na2SO4+Fe2(SO4)3.
1179. 1) 5SaO|~ + 2Mn2+ 4- 8H2O = 2MnO^ 4- 10SO2~ -J- 16H+;
2) 3S2O2- + 2Cr3+ + 7H2O = Cr2O2“ 4- 6SO2~ + 14H+;
3) 4HSO£" + S2- = 5SO2- + 4H+;
4) 3HSO7 + + H2O = 5SO2~ + 5H+;
5) HSO? -I- 2Br~ + H+ = Br2 4- SO2- 4- H2O.
1185. 1) Na2SO34"S = Na2S2O3;
2) 2H2S4-4SO24-6Na0H = 3Na2S2O34-5H2O;
3) 2Na2S24-302 = 2Na2S203;
4) Na2S2O34-2HCl = S4-SO24-2NaC14-H2O;
5) Na2S2O34-4Cl24-5H2O= 2NaHSO44-8HCl,
Na2S2O34-Cl24-H2O = Na2SO44-S4-2HCl;
6) K2S2O34-Br24-5H2O = 2KHSO44-8HBr;
7) 2Na2S2O34-I2=Na2S4Oe4"2NaI.
1186. 1) SaO|~ 4- 4C1O~ 4- 2OH~ = 2SO|~ 4- 4C1“ 4- H2O;
2) 5S2o| 4- 8МПО7 + 14H+ = 8Mn2+ 4- 10SO2- 4- 7H2O;
3) S2O2" 4- 4S20g“ 4- 5H2O = 10SO2- 4- 10H+.
° О
118». H-O- -S-............-S-J-O-H
304
1193. 1) Na2S203+4H202=2NaHS044-3H20;
2) MnO24-2SO2=MnS2Oe;
3) BaS2Oe+H2SO4 = BaSO4+H2S2Oe;
4) Na2S2O4+K2Cr2O7+3H2SO4=Cr2 (SO4)34_Na2SO4-|_
+K2SO4+3H2O;
5) K2S4O6+7C12+10H2O=2KHSO4+2H2SO4+14HCI;
6) Na2S50e+1003+4H20=2NaHS04+3H2S04+1002.
1194. 1) 5S4o|“ + 14MnC7 + 12H+ = 14Mn2+ +20SO2-4-6H2O;
2) S40|“ + 9Zn + 20H+ = 4H2S + 9Zn2 + + 6H2O;
3) S30|~ + 4CI2 + 120H~ = 3S0^“ -f- 8СГ + 6H2O;
4) S2O2- + 3C10- + H20 = 2S0^“ + 3C1- + 2H+.
1200. Принять во внимание кинетические факторы.
1202. 2KMnO4+5SO2C12+2H2O=K2SO4+2MnSO4+5Cl1+2HiSO4.
1203. 9,5%.
1204. 1) PC15+SO2=SOCl2+POCls;
2) SO2+Cl2=S02Cl2;
3) SO3+HC1 = HSO3CI;
4) Н25О4+РС15=Н5ОзС1+НС14-РОС1з;
5) 2SeCl2+3H2O=H2SeO3+Se+4HCl;
6) TeI*+2KI=K2[TeI6];
7) РоС14+2КС1=К2[РоС1в].
1213. См. пояснение № 1035.
1219. Второй процесс, требующий упорядочения очень сложных
молекул Рп (черный фосфор — кристаллическое вещество), в стаи*
дартных условиях кинетически заторможен. Для его протекания тре*
буются высокие температура и давление.
1230. Фосфор и мышьяк взаимодействуют с концентрированной
HNO3 и окисляются до Н3ЭО4. Сурьма концентрированной HNO»
окисляется до Sb2O5-nH2O, разбавленной— до Sb(NO»)». Висмут
с азотной кислотой реагирует с образованием нитрата висмута (III).
1236. 1) 4Р+ЗЫаОН+ЗН2О=ЗЫаН2РО24-РНз;
2) 8P+10NH4C1O4=8H3PO4+5Ni+5C11-|-8HjO;
3) 2P4-4H2O2+2NaOH= I^HjPiOe-HHjO;
4) 2As+3H2SO4(крепи) = AsjOs+SSOj+SHjO;
5) 2As+5NaClO+3H2O=2H3AsO4+5NaCl;
6) 6А8+5КзСгзОт+20Н25О4-6НзА8О4+5Сг2(8О4)з+
4-5K2SO4-|-l IHjO;
7) 2Sb+5Brs+12KOH=2K[Sb(OH)e]-hlOKBr;
8) 2В1+бНзSO4“ Bi» (SO*) з+35О»4-6Н»О.
305
1241. 794.
1247. 3,85%, 2,2 М (если принять р = 1 г/см3).
1248. 11,2.
1249. 11.
1250. От 11,6 до 11,5.
1251. 0,96 г.
1257. Учесть возможность образования в концентрированном
растворе NH3 аммиачных комплексов ряда металлов, в сильно разбав-
ленном растворе NH3 может не достигаться ПР гидроксида металла.
1265. Рассмотреть возможность восстановления серебра, образо-
вания его гидроксида (точнее, Ag2O, так как AgOH быстро распа-
дается) и координационных соединений в растворе (ион Ag+ — хоро-
ший комплексообразователь).
1267. 0,48.
1268. Учесть, что радиусы ионов NII^', К~г н Rb близки (равны
соответственно 0,148; 0,133; 0,148 нм).
1277. 8,7.
1278. 0,0074%.
1279. 6) 8NH3+CaCl2=CaCl2-8NH3;
7) 2CoCl2+H2O2+10NH3+2NH4Cl = 2[Co(NH3)e]Cl3+2H2O;
8) 2NH3+CaOCl2 = N2H4+CaCl2+H2O;
9) 10РН3+ 16KMnO4+9H2SO4 = 5Mn3 (РО4) 2+8K2SO4+
+MnSO4+24H2O;
10) 4Р+ЗКОН+ЗН2О=ЗКН2РО2+РН3;
11) ЗРН41+7НС1О3=ЗН3РО4+ЗНЮ3+7НС1;
12) 3SbHa-HKClO3+3KOH+3H2O = 3K[Sb (ОН) e]+4KCl;
13) AsH3+4Br2+11 КОН = КзАзО4+8КВг+7Н2О.
1288. 9,5; 10,6.
1293. В первом случае HN3 является окислителем, во втором —
восстановителем.
1296. 1) 10NH2OH+2KMnO4+3H2SO4 = 5N2+2MnSO4+
+K2SO4+18H2O;
2) 6NH2OH • НС1+К2Сг2О7+2НС1 = 2CrCl3+3N2+
+2КС1+13Н2О;
3) 2NH2OH+2Ti2(SO4)3+2H2O=4TiOSO4+(NH4)2SO4+
+H2SO4;
4) N2H4 • H2SO4+2K2S2O8+6KOH=N2+5K2SO4+6H2O;
5) 3N2H4 • HC14-2K2Cr2O7-{- 13HCl = 4CrCl34-3N24-
+4КСЦ-14Н2О;
6) N2H4+4K3[Fe(CN)e]+4KOH = 4K4[Fe(CN)e]+N2+4H2O;
7) N2H44-HNO2=HN3+2H2O;
8) 3N2H4+2K2Cr2O7-{-8H2SO4 = 2Cr2(SO4) 3-{-3N2+
+2K2SO4+14H2O; J
9) 3HN3+Mg=Mg(N3)2-{-N2-{-NH3;
306
ч 10) 10HN3+2KMnO4+3H2SO4=15N2+2MnSO4+
+K2SO4+8H2O.
1297. 1) 2NH3OH++Br2=N2+2Br-+2H2O+4H+;
2) 3N2H5+ + 2C1O^ = 3N2 + 2C1“ + 6H2O + 3H+;
3) NH3OH+ + Sn2+ + 2H+ = NH+ + Sn4+ + H2O;
4) HN3 + Zn + 3H+ Zn2+ + N2 + NH+.
1304. 1,52-IO-2 Моль/л.
1310. 6717 кДж. Сильная экзотермичность процесса сочетается с
выделением большого количества газообразных продуктов.
1311. 33,3%, 5-Ю5 Па.
1316. FeSO4+NO=FeSO4 NO;
2FeSO4+NO2+Н2О = 2FeOHSO4+NO.
1318. В стандартных условиях эта реакция имеет высокую энер-
гию активации. При высокой температуре AG“>0, так как AS°<0,
и реакция термодинамически невозможна.
1320. Установлено, что уже при температуре, несколько превы-
шающей комнатную, а в ряде случаев и при комнатной, молекуляр-
ный азот способен вступать в химические реакции. Он может входить
как лиганд в координационную сферу некоторых d-металлов и реаги-
ровать с отдельными соединениями таких металлов в низких степенях
их окисления, восстанавливаясь до гидразина, аммиака или азотор-
ганических соединений. При гидролизе последний может получаться
аммиак и гидразин.
1321. 4V (ОН) 2+N2+4H2O = 4V(OH) 3+N2H4;
6V(OH)a+N2+6H2O=6V(OH)3+2NH3.
1328. Возможна реакция
Ме+Н+=Ме+4-Н,
но обладающий сильной восстановительной активностью атомарный
водород в растворе азотной кислоты окисляется до Н+. При этом
азотная кислота восстанавливается.
1331. Первая схема характеризует процесс самоиоиизации HNO3>
вторая — диссоциации в концентрированном и третья— разбавлен-
ном водных растворах.
1333. NO2+ +H„O-=NOr + 2H+.
1335. 1) N2H^; 2) NH+ и NOjf; 3) NO^.
1339. Электронную структуру можно описать, используя пред-
ставления теории МО.
1340. Учесть, что NOC1O4 — ионное соединение.
1343. Mn(NO3)2=MnO2+2NO2.
1345. Учесть наличие у атомов азота незадействованной элек-
тронной пары, полярность молекул, заряд ионов.
1348. 1) NO+KMnO4=MnO,+KNO3;
2) 2NO+4CrCl2+4HCI = N2+4CrCl3+2H2O;
3G7
5) 16HNO3+3Cu2S = 3CuSO4+3Cu (N03) 2+10NO+8H2O;
6) 2KNO3+3C+S = N2+3CO2+K2S;
7) NaNO3+MnO2+2KOH = K2MnO4+NaNO2+H2O;
9) KNO2+3Zn+5KOH+5H2O = NH3+3K2[Zn(OH)4];
10) NaN02+Pb02+H2S04 = NaN03+PbS04+H20.
1349. Ответ можно дать, учитывая способность или неспособ-
ность атомов элементов ряда N—Bi к образованию рл-связей, кото-
рые имеют место в молекулах Э2О3, и нарастание степени ионности
связи Э—О по ряду N—Bi, в результате чего меняется тип структу-
ры и Bi2O3 имеет координационную решетку.
1354. Н3РО4.
1355. Для фосфора характерно координационное число 4 и об-
разование за счет йл-перекрывания одной л-связи (рл-связи для фос-
фора нестабильны). С учетом этого можно записать структурные
формулы кислот:
Н . О —Н Н О — Н
/РС и т. д.
н/ СИ О —н
Согласно структурным формулам, Н3РО2 — одноосновная, Н3РО3 —
двухосновная кислоты и далее.
1365. 1,4.
1366. —1,6.
1373. См. ответ № 696.
1374. Учесть, что равновесие
Са3 (РО4)2 (т) ЗСа2+ (р) + 2РО’- (р)
при добавлении сильной кислоты может смещаться вправо вследствие
связывания ионов РО|— в НРО4~, Н2РО^“, Н3РО4.
1375. В сильнокислой среде подавляется диссоциация Н3РО4 и не
достигается ПРак3ро4 даже при большой концентрации ионов Ag+ в
растворе. Кислые соли, как правило, более растворимы, чем средние,
и поэтому они в таком случае не выпадают в осадок.
1377. Са3(РО4)2.
1379. 1) 2NaBiO3-HNaI+6H2SO4 = Bi2(SO4)s+2I2+3Na2SO4+
+6Н2О;
2) ЫаВЮ3+6НС1(конц) =BiCl3+Cl2+NaCl+3H2O;
3) 2NaBiO3+8HCl(pa36) = 2BiCl3+O2+2NaCl+4H2O;
4) 2NaBiO3+8HNO3=2Bi(NO3)3+O2+2NaNO3+4H2O.
1381. 1) Н2РО7 + 2Cu2+ + 6ОН“ = РО^“ + 2Си + 4Н2О;
2) 6Р + 510^ + 180Н“ = 6PQ3- + 51“ + 9Н2О;
3) НРО|~ + H2SO4 = НРО^~ + S02 4- Н20;
4) НРО|“ + Hg2+ + Н20 = НРО2“ + Hg + 2Н+;
5) ЗРС134-С1О^ + 9Н2О = 3PQ3- + ЮС1- + 18Н+;
308
6) AsH3 + 2Au3+ + 90H = AsOj -]- 2Au 4- 6H2O;
7) 2AsO3“ + 5S2- + 16H+ = As2S5 + 8H2O;
8) 41“ + H2Sb2O2" + 12H+ = 2I2 4- 2Sb3+ 4- 7H2O;
9) Bi 4- NO^ 4- 4H+ = Bi3 + 4- NO 4- 2H2O;
10) ЗВЮ7 4- 2Cr3+ 4- 4H+ = SBi3 + 4- Cr2O^" + 2H2O;
11) ASO3- + I2 + H2O - AsO3- 4- 2I~ 4- 2H+;
12) Bi3 + 4- Br2 4- 6OH“ = BiCZf 4- 3H2O 4- 2Br“.
1388. KCl-2BiCl3; KCI BiCb; 2KCl-BiCl3; 3KCbBiCl3.
1391. Ca3 (PO4) 24- 6C124-6C=2POCl34-6CO4-3CaCl2.
1400. Различная растворимость сульфидов полония и висмута.
1402. 1) As2S34-7024-6H20=2H3As044-3H2S04;
2) 3As2S34-28HN034-4H20=6H3As044-9H2S044-28NO;
3) As2S34-14Н2О24-12NH3=3 (NH4) 2SO44-2 (NH4)3AsO44-
4-8H2O.
1406. Нитриды активных металлов Mg3N2, Ba3N2 в воде быстро
гидролизуются. Нитриды d-металлов, являющиеся продуктами внед-
рения атомов азота в решетку металла и часто имеющие нестехиомет-
рический состав, устойчивы к воде. Среди ковалентных нитридов
имеются легко гидролизующиеся, например C13N, и устойчивые к дей-
ствию воды, например BN.
1409. В системе Cd—Bi образуется эвтектика; Mg—Sb —соеди-
нение определенного состава; Sb—Bi — непрерывный ряд твердых
растворов.
1413. Учесть влияние у атомов кремния вакантных Зй-орбиталей.
1414. Начиная с кремния нехарактерно образование устойчивых
рл-связей.
1415. Учесть, что для кремния допускается dn-рл-связывание за
счет вакантных 3d-aTOMHbix орбиталей кремния и неподеленных элек-
тронных пар атомов кислорода и галогенов по дативному механизму,
1422. В молекуле С2 атомы углерода валентно и координационно
ненасыщены. Такие молекулы склонны к образованию кластеров С„,
состоящих из большого числа атомов. При переходе углерода из па-
рообразного состояния в конденсированное идет дальнейший процесс
образования химических связей С—С. В структуре твердого углеро-
да все атомы валентно насыщены.
1427. Примеси атомов сурьмы, фосфора, селена, имеющих больше
валентных электронов, чем атомы германия, обусловливают появление
электронной проводимости. Примеси атомов индия и галлия, которые
имеют меньше валентных электронов, чем атомы германия, вызывают
дырочную проводимость.
1428. В соответствии с правилом изоморфизма твердые растворы
могут образовывать кремний и германий.
1433. При окислении кремния в кислых растворах на его поверх-
ности образуется плотная пленка SiO2, препятствующая дальнейшей
реакции. В растворе щелочи продукты окисления кремния перево-
за
дятся в растворимое состояние. Высокую чувствительность кремния
к действию щелочей можно объяснить влиянием вакантных З^-орби-
талей атомов кремния.
1434. 3Si4-18HF4-4HNO3 = 3H2[SiFe]4-4NO+8H2O. Плавиковая
кислота снимает оксидную пленку, которая образуется при окислении
кремния азотной кислотой.
1435. C4-4HNO3 (конц) = CO2+4NO2+2H2O;
Ое+4ННОз(конц) = Н2ОеОз (GeO2 • /1Н2О) 4-4NO2-FH2O;
о0 с
5п4-8НКОз(конц) = Sn(NOs)4-f-4NO2+4H2O;
t
Sn4-4HNO3 (конц) = H2SnO3 (SnO2 • nH2O)+4NO2+H2O;
4Sn4-10HN03(pa36)^4Sn(N03)24-NH4N034-3H20;
Pb+4HNO3 (конц) = Pb (NO3) 2+2NO2+2H2O.
1436. Учесть малую растворимость образующихся солей и воз-
можность их растворения при увеличении концентрации кислот за
счет реакций РЬС124-2НС1=Н2[РЬС14]; PbSO44-H2SO4 = Pb(HSO4)2
и т. д.
1438. 1) ЗСе+2КС1Оз+6КОН = ЗКгСеОз4-2КС14-ЗН2О;
2) Ge+2NaOH+2H2O2=Na2[Ge(OH)e|;
3) Sn+2KOH+2H2O=K2[Sn(OH)4]4-H2;
4) Pb+2KOH+2H2O = K2[Pb(OH)4]4-H2;
5) 3Ge-HHNO34-12HCl=3GeCl44-4NO4-8H2O;
6) 3Sn-HHNO3-H8HCl = 3H2[SnCl6]+4NO4-8H2O;
7) Pb+3H2SO4 (конц) = Pb (HSO4) 24-SO24-2H2O.
1439. Процесс обратим. Равновесие достигается при соотношении
в растворе [Sn2+]/ [Pb2+]«2.
1440. Можно использовать магний и алюминий.
1444. Учесть, что связи С—Н, Si—Н, Р—Н практически неполяр-
ны, и поэтому для метана, силана и фосфина характерно лишь дис-
персионное взаимодействие. Между полярными молекулами аммиака
дополнительно возникает ориентационное взаимодействие и образу-
ются водородные связи.
1445. Связь С—Н почти неполярна и обладает относительно ма-
лой поляризуемостью (поскольку малы радиусы атомов С и Н), по-
этому под влиянием молекул воды не происходит отщепление
ионов Н+ от молекулы СН4. Отсутствие свободных электронных пар
и незаполненных орбиталей на внешнем электронном слое атома угле-
рода в молекуле метана делает невозможным участие этих молекул
в образовании доиорно-акцепторных связей, что могло бы привести
к связыванию ионов водорода из воды, как это происходит при
взаимодействии аммиака и воды.
1450. Термодинамически возможна реакция 2).
1451. 801,76 и 1431,2 кДж/моль.
1452. 1) SiH4+3H2O = 4H2+H2SiO3(SiO2-nH2O);
2) Si2He+6H2O = 7H2+2H2SiO3(SiO2-nH2O);
310
3) C2H24-2KMnO4+3H2SO4=2CO2+K2SO4+2MnSO4+
+4H2O;
4) GeH4+8AgNO3+3H2O=8Ag+8HNO3+
+ H2GeO3(GeO2-nH20).
1454. Молекулы CO и N2 изоэлектронны:
[KK (o2s св)2 (o2s разр)2 (Jt2p^ cb)4'(o2/,* cb)2];
кратность связи в них одинакова (3), атомы углерода, азота и кис-
лорода близки по размерам (их атомные радиусы 0,077; 0,070
и 0,066 нм).
1456. Пример реакций взаимодействия карбонила с кислотой:
Сг (СО) 6+6HNO3 (конц) =Сг (NO3) 3+6CO+3NO2+3H2O;
Fe(CO)5+H2SO4 = FeSO4+5CO+H2.
1457. В молекулах карбонилов между атомом металла и молеку-
лой СО допускается образование не только сьсвязей Ме-«-СО, но
и л-связей Ме->-СО за счет неподеленных электронных пар металла
и разрыхляющих молекулярных орбиталей СО.
H2so4
1459. 1) НСООН----> СО + Н2О,
H2SO4
2) Н2С2О4----► СО + СО2 + Н2О;
3) K4[Fe(CN)6]+6H2S04+6H20=FeS04+3(NH4)2S04+
-f-6CO-|-2K2S04.
1464. ~9600 кДж/м®.
1465. 1071,8 кДж/моль.
1474. Учесть возможность образования основных солей (см. по-
яснение № 707).
1480. 11,7.
1481. 9,7.
1483. pH > 7, так как К^н4он > Кцсо~-
1484. ~2-104л.
1486. SiO2 представляет собой полимер с трехмерной структурой,
и его плавление должно сопровождаться диссоциацией химических
связей. Твердая углекислота образует молекулярные кристаллы.
1488. Пояснение к аналогичному вопросу относительно В20з
см. № 451.
1499. Реакции 2), 6), 8).
1500. Нагревание на воздухе SnO выше 500 °C ведет к окислению
его до SnO2. В инертной атмосфере выше этой температуры SnO дис-
пропорционирует на SnO2 и Sn.
1502. 1) Pb(NO3)2+NaClO+2NaOH = PbO2+NaCl+2NaNO3+
+Н2О;
2) Na2[Pb(OH)4]+Na2O2=PbO2+4NaOH;
3) РЬО+СаОС12 = РЬО2+СаС12;
4) Pb3O4+2NaClO = 3PbO2+2NaCl;
311
5) РЬС14+2Н2О = РЬО2+4НС1;
6) Na2[PbCI6]+2H2O=PbO24-2NaCl+4HCl;
7) Na2[Pb(OH)6]+CO2 = PbO24-Na2CO3+3H2O;
8) Pb3O4+4HNO3 (разб) = PbO2-f-2Pb (N03) 2+2H2O.
1503. Реакции 1), 2), 4).
1508. 1) PbO2 + SO2~ + 2H+ = PbSO4 + H2O;
2) 5Pb3O4 + 2Mn2 + + 15SO2- + 24H+ = 15PbSO4 +
+ 2MnO7 + 12H2O.
1509. 3) PbO2+SO2=PbSO4;
4) PbO24-2I-+4H+=Pb2++l24-2H2O;
5) 2Pb3O4+6H2SO4 = 6PbSO4+O2+6H2O.
1515. Да.
1519. 9.
1525. 1) Na2PbO2+4HCl = PbCl24-2NaC14-2H2O;
Na2PbO2 + 4HC1 (конц)"3 =Л°Д^а2 [PbClJ + 2H2O;
2) Na2PbO3 4- 6HC1 (конц) = PbCl2 + Cl2 + 2NaCl + 3H2O;
Na2PbO3 + 6HC1 (конц) = Na2 [PbCle] + 3H2O;
3) 3Na2SnO2-|-2Bi (OH) 3+6H2O=2Bi+3Na2[Sn (OH) e];
4) Na2SnO24-Cl2+2NaOH4-2H2O=Na2[Sn(OH)e]+2NaCl;
1529. 1) Sn2+4-C10-4-40H-4-H20=[Sn(0H)e]2-4-Cl-;
2) Pb2++ S2O|“ + 4OH- = PbO2 + 2SO2“ + 2H2O;
3) Pb2++Cl2+4OH-=PbO24-2Cl~4-2H2O;
Pb2+4-Cl24-6OH- = [Pb (OH) 6]2-+2Cl-.
1530. —0,011 B.
1537. Хлориды типа ЭГ4 — молекулярные, типа ЭГ2 — ионные
или полимерные вещества. Так, кристаллы SnCl2 содержат группи-
ровки
\ /С1\ /
/ \с1/ \
1540. 3SiF44- (n+2)Н2О=SiO2• nH2O+2H2[SiFe];
SiCl4+(n+2)H2O = SiO2-nH2O+4HCl.
1543. 0,2 л.
1544. В случае 1).
1545. 0,1 н.; 94,85 г.
1546. 1) 3SnCl2+KClO3+12KOH+3H20 = 3K2[Sn(OH)eI+7KCl;
2) SnCl2+NaBiOs+8HCl=H2[SnCle]+BiCl3+NaCl+3H2O;
312
3) 2SnCl24-2CI24-6KOH=K2[SnCI6]+K2[Sn(OH).]+2KCl;
4) SnCl24-NH2OH-H20+4NaOH=Na2[Sn(OH)e]+NH3-|-
4-2NaCl;
5) 2SnCl24-4H2SO4 = SnC14+Sn (SO4)2-|-2SO2-]-4H2O;
6) SnCl24-HgC12=SnC14+Hg,
SnCl24-2HgCl2=SnCl4+Hg2CI2;
8) SnC144-2Na2CO34-H2O=H2SnO3(SnO2-nH2O)+2CO2+
4-4NaCl.
1552. Ионы [Pbls]"; [Pbh]2- и [РЫв]4- в растворе малоустойчи-
вы, константы нестойкости имеют порядок 10~®4-10-5. Диссоциация
комплексных ионов усиливается при разбавлении раствора. Выпадает
осадок РЫ2.
1553. 2) Na2[SiF6]4-H2SO4 = SiF4-|-Na2SO4+2HF;
3) SnCl4+2HCl=H2[SnCle];
4) SnCl2+2HNO2-HHCl = H2[SnCI6]-b2NO+2H2O;
5) PbC124-Cl2+2HCl=H2[PbCl6];
6) K2SnO3+8HCl=H2[SnCl6]+2KCl+3H2O;
7) H2[SnCl6]4-8KOH=K2[Sn (OH) 6]+6KCl+2H2O.
1555. Реакции 1), 2), 4), 6), 8), если использовать концентриро-
ванную НС1 и охлаждать реакционную смесь.
1556. Учесть влияние энтропийного фактора (AS>0).
1558. Реакции 1) и 2).
1560. В кислых растворах предотвращается гидролиз ионов
Sn2+ и Sn4+.
1561. 1) CS24-6NaOH=Na2CO3+2Na2S+3H2O;
3) CS2+K2S = K2CS3;
4) Na2CS34-2HCl = 2NaCl+H2CS3.
1562. 1) GeS4-10HNO3=H2GeO3(GeO2-/iH2O)+H2SO4+
4-10NO2+3H2(5^
3) GeS4-(NH4)2S2= (NH4)2GeS3.
1563. SnS4-2HCl(KOHH) = SnCl2+H2S;
SnS+6H2SO4 (конц) = Sn (SO4) 2-|-5SO2-|-6H2O;
SnS+10HNO3 (конц) = H2SnO3 (SnO2 • nH2O) +H2SO4+
+ IONO2+3H2O;
3SnS+8HNO3(pa36)=3Sn(NO3)2+3S+2NO+4H2O;
РЬ5+4НС1(конц) = H2[PbCl4]+H2S;
PbS+2H2SO4 (конц) = PbSO4+SO2+S+2H2O;
PbS+8HNO3 (конц) = PbSO4+8NO2+4H2O;
3PbS4-8IlNO3(pa36)=3Pb(NO3)2+3S+2NO+4H2O.
313
1566. 2) 6SnS+6K2S+3O2+6H2O=4K2SnS3+2K2[Sn(OH)6];
3) Na2SnS34-CO24-H2O = SnS24-Na2CO34-H2S;
4) H2[SnCl6]+2H2S = SnS2+6HCl;
5) 2Sn+7S+2Na2CO3 = 2Na2SnS3+SO24-2CO2;
6) 2SnS4-5S+2Na2CO3 = 2Na2SnS34-SO24-2CO2;
7) SnO2+4S+2Na2CO3 = Na2SnS34-Na2SO44-2CO2.
1569. CN- + CO2 + H2O = HCN+HCO7.
1570. Образование за счет водородных связей линейных поли-
мерных структур ...Н—C=N...H—C^N... рассматривается как
предпосылка «миграции протона» — внутримолекулярного перемеще-
ния его от атома углерода к атому азота. В результате возникает
равновесие Н — С — N Н — N^C двух таутомерных форм HCN.
1571. Наличие неподеленных электронных пар у атомов, малые
размеры иона, большая плотность отрицательного заряда иона.
1572. В зависимости от концентрации и количества растворов —
Fe(OH)3 (как продукт совместного гидролиза) или K3[Fe(CN)6].
1573. 1,1 %; 11.
1574. До 5,15.
1576. 2NH3(r)+CO2(T)=NH2COONH4;
2NH3(p)+CO2(r)+H2O= (NH4)2CO3.
1577. 2) CO(NH2)24-3KNO3 = N24-3KNO24-CO24-2H2O;
3) ЗС2Н5ОН+4КМпО4 = ЗСН3СООК+4МпО24-4Н2О+КОН;
4) 5СбН12Об+24КМпО44-36Н25О4= 12K2SO4-f-12MnSO4-f-
4-30СО24-66Н2О;
5) C3H7OH+18KMnO4+27H2SO4= 15CO2+9K2SO4+
+ 18MnSO4+47H2O;
6) 5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4 = 2MnSO4+10CO2-f-8H2O4-
+K2SO4;
7) C3H7OH+3K2Cr2O7+12H2SO4 = 3CO2+3Cr2 (SO4) 3+
4-3K2SO44-16H2O;
8) 3HCOONa+2KMnO4 = 2MnO24-Na2CO34-NaHCO3+
+K2CO3+H2O.
1583. Mg2Pb.
1596. Атомы бора в молекуле В2 валентно и координационно не-
иасыщены. Поэтому при конденсации паров возможно образование
новых химических связей — происходит процесс полимеризации.
1597. Учесть возможность образования боридов металлов и кар-
бида бора в процессе восстановления.
1598. Водородные связи между молекулами ВН3 возникать не
могут, так как атомы бора не имеют неподеленных электронных пар
и не несут эффективного отрицательного заряда.
1599. В молекулах ВГ3 за счет вакантных р-орбиталей атомов
бора осуществляется дополнительное рл-связывание между атомами
314
бора и галогена, что понижает по сравнению с ВН3 электронодефя-
цитность молекул ВГ3.
1600. В неводном растворе.
1601. —2035,7; —1426,9; —2561,9 кДж/моль (в расчете иа образо-
вание кристаллических В2О3 и SiO2).
1602. В2Нв4-6Н2О = 2Н3ВО3+6Н2;
N а[ВН4]+4Н2О=NaOH+H3BO3+4H2.
1603. Трудность кристаллизации обусловлена тем, что В2О3 пред-
ставляет собой трехмерный полимер.
1609. sp2- и sp3-.
1611. 2) 16BF3+7Na2CO3=Na2B4O7+12Na[BF4]+7COi;
3) ЗСaF2+В2Оз4-2Н3РО4 = Са3 (РО4) 2+2BFj+3H2O.
1614. Для BF3.
1618. Попытка заместить в В2Нв более 4 атомов водорода ра-
дикалами СН3 ведет к распаду молекулы, так как это потребовало бы
замещения атомов водорода, связанных в молекуле трехцентровымя
связями (радикалы СН3 трехцентровых связей не образуют). Поэто-
му соединение B2H(CH3)s нестабильно. Ионы [BHJ- медленно раз-
лагаются водой, и поэтому соединение [Н3О][ВН4] также неустойчиво.
1620. Сходство в свойствах объясняется сходством строения мо-
лекул. Обе молекулы имеют форму правильного шестиугольника, я
все связи в пределах кольца каждой молекулы имеют одинаковою
длину и энергию. В обеих молекулах образуется многоцентровая связь
с участием трех пар электронов, осуществляющих л-связаиность меж-
ду атомами. В случае боразола — это электронные пары атомов азо-
та, обобществленные всей молекулой за счет участия в образования
химических связей незаполненных орбиталей атомов бора. Кратность
связи в обеих молекулах одинакова, межъядерные расстояния В—N
и С—С одинаковы (атомные радиусы В, С и N равны 0,088, 0,077
и 0,07 нм), молекулы изоэлектронны.
1621. 1) 2В4-2КОН+ЗН2О2=2КВО2+4НгО;
2) B+HN03+H20 = H3B03+N0;
3) 2B4-6Ce(SO4)2+6H2O=3Ce2(SO4)j+2HsBOJ+3H1SO4;
4) В+АиС13+ЗН2О=Аи+Н3ВО3+ЗНС1;
5) В2Нв4-6С12=2ВС13+6НС1;
6) B2He+2K2Cr2O7+8H2SO4=2Сг»(SO4) 3+2Н3ВО»-|-
-f-2K2S04-|-8H20',
7) 3B4H10+22KMnO4=22MnO2+12KBOa+10KOH+10HjO,
8) Na[BH4]+H2SO4+3H2O»NaHSO4+H3BO3+4H2;
9) B2O3+3C+3C11=2BC1s+3CO;
10) B2C14+HC1O+5H2O-2H3BOj+5HC1,
11) K[BF4)+3Na=KF+3NaF+B.
1623. 4-3671 кДж,
1624. —2167,3 кДж, Реакция термодинамически возможна
315
1628. 1) 2А1 + Cr2O|- + 14H+ = 2A13 + + 2Cr3 + + 7H2O;
2) 5A1 + 3MnO7 + 24H+ = 5A13+ + 3Mn24 + 12H2O;
• 3)'2AI+6OH-+6H2O = 2[A1(OH)6]3-+3H2;
4) 7A1+3NO2+21OH-+15H2O = 3NH3+7[A1 (0H)e]3-.
1630. Li[AIH4]4-4H2O = LiOH+Al (OH) 34-4H2.
1634. Bee.
1637. Вычислив концентрацию ионов ОН- в таком растворе
(исходя из значения ПРдцон)3), получим [ОН_]=3,7-10-9, т. е. кон-
центрация меньше концентрации гидроксильных ионов, образующих-
ся при диссоциации воды, и существенно не влияет на pH раствора.
Среда нейтральная.
1639. Безводный хлорид алюминия состоит из мономерных мо-
лекул в парах при достаточно высокой температуре, из димерных мо-
лекул — в парах при более низкой температуре. Ионную решетку
имеет кристаллический А1С13-6Н2О.
1640. 335,2 кДж/моль.
' 1641. Учесть возможность образования вследствие гидролиза
основных солей и оксохлоридов.
1642. Соединения Al (I) устойчивы лишь при высокой темпе-
ратуре.
1648. 1) A1+KNO3+2KOH+2H2O=NO4-K3[A1(OH)6];
2) A1N+3KOH+3H2O=Кз[А1 (ОН)e]4-NH3;
4) A14Cs+ 12КОН+12Н2О = 4Кз[А1 (ОН) 6]+ЗСН4.
1649. Имеются в виду N, В, Р, S, А1.
1650. При взаимодействии таллия с водой образуется не Т1(ОН)3,
а растворимый гидроксид Т1ОН, ^т1/т1+ = — ®>^4 В.
1652. Учесть одинаковые валентные состояния, близкие атомные
радиусы элементов и их склонность к образованию катионов.
1655. В 0,15 л.
1656. Рассмотрим возможные процессы:
In (т)+ЗТН (р) = ЗТ1 (т) +1п3+ (р);
1п(т)+Т1+(р)=Т1(т)+1п+(р);
21п(т)+1п3+(р)=31п+(р)
с учетом электродного потенциала таллия £т1уТ14-=—0,34В и потенциа-
□ „ „ 0,059 , _о
лов индия £1п/1„+=—0,139 В; £in/in3 +=£In/ln3++~3—1g 10
„ о 0,059 „
= 0,389 В и £In4./In34_ = £1п+^1пз4--f- 1g 10 = 0,53 В.
Из сопоставления величин электродных потенциалов следует, что
возможен лишь первый процесс.
1658. 2) 2T1CI3+2H2S=T12S4-2S4-6HC1;
3) 5Tl2SO4-HKMnO4-M6H2SO4=5Tl2(SO4)3+2K2SO4+
+4MnSO4-H6H2O;
4) образуется соль Т1(ОС1)2 или при недостатке НС1О —
комплексное соединение Н[Т1С14];
316
6) ЗТ14-4НМО3(разб) =3T1NO3+NO+2H2O;
7) TH-6HNO3(kohu)=T1(NO3)3+3NO2+3H2O.
1670. 4Li+O2 = 2Li2O; 2К+О2=КгО2;
2Li+2H2O = 2LiOH+H2; K+O2=KO2;
6Li+N2 = 2Li3N; 2K+2H2O=2KOH+H2;
Li2O+H2O = 2LiOH; K2O2+2H2O=2KOH+H2O2;
Li2O4-CO2=Li2CO3; 2KO2-|-2H2O=2KOH-f-H2Oa-]-Oa;
2LiOH+C02=Li2C034-H20;2KOH+C02=K2C03;
LiOH4-CO2=LiHCO3; KOH+CO2=KHCO3;
Li3N4-3H2O=3LiOH+NH3; 2K2O2+2CO2=2K2CO3+O2;
4KO2+2CO2=2K2CO3+3O2.
1672. Учесть, что калий более летуч. (ГкцП к=760°С; 7'MnN*=
=883 °C.)
1677. Li.
1681. Кристаллы Na2O2 состоят из ионов Na+ и О|—; КО2 — из
К+ и КО3 — из К+ и 0^”. В ионах О^~ и избыточный элек-
трон не связан с каким-либо определенным атомом кислорода, а в
одинаковой мере принадлежит всем атомам.
1683. Используется реакция
2ЭО2+2СО2=2ЭСО3+О2.
1685. 1) Na2024-2KI+2H2S04=Na2S04+K2S04+I2+2H20;
2) Na2024-2Fe(OH)2+2H20=2NaOH+2Fe(OH)3;
3) 5Na202+2KMn04+8H2S04=502+5Na2S04+K1S04+
+2MnSO4+8H2O;
4) 2K02+H2S04=K2S04+02+H202;
5) 4К02+2С02=2КгС03+302;
6) 2K02+Na2S03+H2S04=K2S04+Na2S04+02+H20-1
7) 2Rb02+6KI+4H2S04=Rb2S04+3K2S04+3I2+4H20;
8) 5K02+KMn04+4H2S04=MnS04+502+3K2S04+4HaO;
9) 8KO2+3H2S = 3K2S04+2K0H+2Ha0;
11) 4K034-2H20=4KOH+50a;
12) 2K03+,2KI+2H2S04=2KaS04+20a+h+2HaO.
1698. 1) Na2SO4+2C+CaCO»=NaaCO3+CaS+2COa (метод Леб-
лана);
2) Na2SO4+BaCla=2NaCl+BaSO4,
NaCH-NH3+COa+HaO=NaHC03+NH4Cl,
2NaHCO3=Na2CO3+COa+HaO (метод Сольве);
3) Na2SO4+Ba(OH)2»BaSO4+2NaOH,
2NaOH+COa=N$aCOs+HaO.
317
1699. Учесть, что КПСО3— хорошо растворимая соль.
1711. Атомные радиусы s-металлов 11 группы меньше, а число свя-
зывающих электронов в два раза больше, чем у s-металлов I группы.
1715. С кислородом барий дополнительно может образовывать
ВаО2; с углеродом бериллий образует Ве2С, а магний, кроме MgC2,
и MgsC2; с водородом бериллий не взаимодействует, а магний взаи-
модействует лишь в определенных условиях (температура, давление,
катализатор); с расплавом щелочи реагирует лишь бериллий.
1716. Mg2Ge, Cu2Mg, CuMg2.
1719. Такая ошибка будет иметь место, если считать, что весь
водород получается из СаН2. В действительности же при комнатной
температуре водород можно получить, действуя на гидрид водой
или раствором кислоты. При этом водород гидрида окисляется, а
водород кислоты или воды восстанавливается до свободного.
1721. В неводном растворе.
1723. Учесть изменение ионных радиусов и степени ионности
связи.
1725. Схемы 1) и 2) применимы к оксидам CaO, SrO, ВаО; 2) —
к MgO; 2) и 3)—к ВеО.
1726. Следует принять во внимание токсичность соединений бе-
риллия и бария.
1731. Учесть, что гидроксиды кальция, стронция и бария — силь-
ные основания, гидроксид бериллия — амфотерен, а в растворе
аммиака может не достигаться нужная для осаждения осадка кон-
центрация ионов ОН-.
1733. В присутствии избыточного количества ионов NH^ равновесие
NH3 + Н2О NH+ + ОН“
смещается влево и концентрация ионов ОН- оказывается недоста-
точной для того, чтобы в растворе достигалось соотношение
[Mg2+]-[OH-]2>nPMg(oii)2.
1734. Нет.
1736. Образование координационных соединений бериллия.
1738. ВаС12-2Н2О.
1744. BaSO4.
1751. A=DC/B.
1752. 20,14 г.
1757. В стандартных условиях AG° реакции составляет 125,4 кДж
и реакция термодинамически невозможна. Поскольку для реакции
А//°>0 и AS°<0, то при повышенной температуре реакция также
невозможна.
1763. 0,1 моль ионов ОН- уйдет на нейтрализацию кислоты.
Из расчета с использованием ПРу(Он>3 следует, что в 1 М растворе
соли иттрия для начала осаждения У(ОН)з достаточна концентра-
ция [ОН-]>3-10-8. Осадок образуется.
1765. Учесть гидролизуемость солей.
1767. 5) La2O3+6NH4Cl=2LaCl34-6NH34-3H2O.
1775. Электродный потенциал водорода в воде равен —0,41 В.
Ионы Eu2+, Sm2+ и Yb2+ могут восстанавливать водород воды до
свободного. Ионы Се4+ и Рг4+ могут окйслять кислород воды:
О2+4Н+4-4е=2Н2О £°=1,23 В.
318
1779. 4Се(ОН)3+О24-2Н2О = 4Се(ОН)4(Се02 яН20).
1783. Один из возможных способов:
Sm2(S04)3+2NH2OHH2S04=N2+2SmSO*+3H2S04+2H20.
1784. 1) 5SmCl2+KMnO4+4H2SO4 = 3SmCl3+Sm2(SO4)s+KCI+
+MnSO4+4H2O;
2) 6EuS044-K2Cr207+7H2S04=3Eu2(S04)s+K2S04+
+Cr2(SO4)3+7H2O;
3) 2YbCl2+KClO+3H2SO4 = Yb2(SO4)3+KCl+4HCl+H2O;
5) 2Ce(OH)4+2KI+4H2S04=Ce2(S04)3+I2+K2S04+8H20;
6) 2Ce(SO4)2+H2O2 = Ce2(SO4)3+O2+H2SO4.
1785. 1) Ce3+4-Ag+4-4OH- = CeO24-Ag+2H2O;
2) 2CeO2 + SO|“ + 6H+ = 2Ce3+ + SOj" + 3H2O.
1791. UFe.
1793. При нагревании:
1) 2UH34-4H2O = 2UO2+7H2;
2) 2UH3+7C12=2UC14+6HC1;
3) 2UH3+7F2=2UF4+6HF;
4) UH3+3HC1 = UCI3+3H2.
1795. 2) UO2Cl2+2CrCl2+4HCl=UCl4+2CrCl3+2H2O;
3) 2K2NpO4+O3+2KOH=2K3NpO5+O2+H2O;
4) Ba3 (NpO5) 2+12HC1 = 2NpO2Cl+2Cl24-3BaCl2+6H2O;
5) 2NpO2Cl24-SnCI2=2NpO2Cl+SnCl4;
6) PuO2Cl24-H2O24-2H2SO4=Pu(SO4)2+2HCl+Oa+2H2O.
1800. Учесть влияние защитной пленки ЭО2.
1804. Близостью свойств циркония и гафния и высокой химиче-
ской активностью этих металлов при высоких температурах.
1805. Термодинамически возможны первые два процесса.
1809. В растворе HF образующиеся ноны гафния связываются
в комплексы, что способствует понижению электродного потенциала
металла.
1811. Цирконий реагирует со щелочами при сплавлении, титан —
с растворами щелочей. Щелочь растворяет оксидную пленку на по-
верхности титана, и поэтому возможно непосредственное взаимодей-
ствие титана с водой. Суммарное уравнение имеет вид
Ti4-2NaOH+H2O = Na2TiO3+2H2.
1813. Вероятно, возможностью дополнительного л-взаимодейст-
вия между атомами d-элемепта и атомами кислорода и хлора по да-
тивному механизму.
1815. Тонкий и равномерный слой ТЮ2 может образоваться при
конденсации на подложке продуктов сгорания газообразного Ti-opra-
иического соединения или при осторожном нагревании подложки с на-
несенным на иее слоем водного раствора Ti-содержащего вещества,
склонного к гидролизу.
319
1817. При сплавлении с K2S2O7 и щелочами; при взаимодействии
с HF.
1819. Химическая активность, в частности способность раство-
ряться в кислотах, уменьшается по' мере старения гидроксида титана.
При этом идет процесс поликонденсации и образования полимерной
структуры.
1821. Титанаты имеют полимерную структуру, в которой анионы
образованы сочетанием группировок TiO4.
1825. Тетрафторид в обычных условиях полимерен, что объясняет
его сравнительно высокую температуру плавления.
1826. Тетрахлорид титана образует молекулярные кристаллы,
трихлорид имеет полимерную структуру, так как в молекуле TiCU
атом титана координационно ненасыщен и способен к донорно-акцеп-
торному взаимодействию с атомами хлора других молекул.
1828. Процесс, протекающий при гидролизе ZrCl4, не ограничи-
вается последующим образованием ионов Zr(OH)3+, Zr(OH)|+ит. д.,
так как они могут взаимодействовать между собой за счет оловых и
оксоловых связей и образовывать многоядерные комплексы. Конеч-
ным продуктом гидролиза является ZrO2-nH2O.
1829. Следует рассмотреть возможность окисления Ti (III) кис-
лородом воздуха и водой. С этой целью сравнить окислительно-вос-
становительные потенциалы систем:
ТР+Ч-НгО-е=ТЮ2+4-2Н+ " Е°=0,1 В;
О24-4Н++4е=2Н2О Е°=1,23В;
2Н+ (10-7 М)+2е = Н2 Е°----0,41 В.
Из этих данных следует, что Ti (III) способен окисляться кислоро-
дом воздуха, но не может окисляться водой. Растворы солей Ti (III)
следует хранить в запаянных ампулах, в атмосфере Нг или СОг.
1833. Соединения, у которых все атомы элементов образуют тет-
раэдрически направленные неполярные связи, например соединения
с p-элементами IV группы Периодической системы; TiC; TiSi.
1834. 1) 2CaH2+TiO2=TiH2+H2+2CaO;
'2) 4Na+K2[ZrF6]=Zr+4NaF+2KF;
3) TiO2+C+2Cl2=TiCl4+CO2.
1836. Ванадий образует более устойчивые, чем ниобий и тантал,
соединения в степени окисления 4-4, +3, 4-2.
1838. В обычных условиях наиболее устойчивы производные ва-
надия (IV), из иих более распространены соединения оксованадия
(IV).
1840. Ион V2+ в водном растворе окисляется кислородом воздуха
и даже водой (сравнить окислительно-восстановительные потенциа-
лы). Ион V4+, имеющий высокий заряд и обладающий сильным по-
ляризующим действием, в водном растворе гидролизуется.
1844. Внедрение в решетку металла атомов неметаллических
элементов сопровождается образованием химических связей. Лока-
лизация электронов, осуществляющих такую связь, ведет к пониже-
нию пластичности и изменению других физических свойств металла.,
1851. В сильиощелочиых растворах устойчивы ионы VO3-’, По
мере уменьшения щелочности среды вследствие поликонденсации
320
состав ионов усложняется, и при достижении кислой среды начинает
выпадать осадок VzOs-nFhO. Состав анионов зависит также от их
концентрации. Меняя pH раствора и концентрацию соли, можно по-
добрать условия для перевода ванадатов одного состава в ванадаты
другого состава. Например, ортованадаты можно перевести в пиро-
при рН= 124-10; в тетра- при рН=9ч-8 и т. д. Возможно превраще-
ние одних веществ в другие и в ходе прокаливания. Так, прн прока-
ливании кислой соли Na2HVO4 образуется Na4V2O7.
1853. 5VOSO4+KMnO4+6H2O=5HVO3 (V2O5 • nH2O) +MnSO4+
+KHSO4+3H2SO4;
VOS04-bKMn04-HKOH=KV03+K2Mn04+K2S04+2H20;
3VOS04+4HN03+H20=3V02N03+N0+3H2S04.
1854. 2VC1z4-O2=2VOC12;
2VC124-2H2O=2VOC14-2HC14-H2.
1856. 1) NH4VO3-H(NH4)2S= (NH4)3VS4+6NH3+3H2O;
3) NaVOa4-Zn+6HCl=VCl3+ZnCl2+NaCl+3H20;
4) Na3VO44-H2O2=Na3VO5+H2O;
5) 2NaV034-4KI+6H2S04=V2(S04)3+2I2+2K1S04+
+Na2SO44-6H2O;
6) 2NaV03+2FeS04+4H2S04=2VOS04+Fe2(S04;3-f-
+Na2SO44-4H2O.
1861. В области выше 800 К.
1868. Cr-|-H2SO4b(pa36)=CrSO44-H2;
2Cr+6H2SO4 (крепк) =Cr2 (SO4) 3+3SO2+6H2O;
Mo+6HNO3=H2MoO4+6NO24-2H2O;
W4-2HNO34-8HF=H2[WF8]+2NO-|-4H2O.
1869. Cr+3KNO34-2KOH=K2CrO44-3KNO2+H2O;
Сг+КС1О3-Ь2КОН=К2СгО4+КС1Ч-Н2О;
Cr+3NaNO3+Na2CO3=Na2CrO4-|-3NaNO2-|-CO2.
1871. AG298 0(jp CriOj = —1058,4 кДж/мсль. В расчете на одш
моль атомов кислорода изобарно-изотермический потенциал оксида
хрома (III) почти в два раза больше, чем у триоксида хрома, поэто-
му более термодинамически выгодно образование прн непосредствен-
ном окислении Сг2О3.
1872. Учесть увеличение энергии связи Э—О от хрома к воль-
фраму и изменение типа кристаллической решетки.
1876. СгО34-2НС1(г) = СгО2С124-Н2О;
2С10з+12НС1 (конц) = 2СгС1з+ЗС124-6Н2О;
МэОз4-2НС1«МоО2С12-ЬП2О.
1879. В решетке гидроксида атомы хрома (к. ч. 6) могут коорди-
нировать как ионы ОН-, так и молекулы Н3О. Между атомами хро-
11 Зак. 440
321
ма в полимерной структуре могут возникать оловые и оксоловые
связи. Упорядоченную решетку образует СгООН.
1881. Учесть возможность образования труднорастворимых основ-
ных солей и гидроксохроматов (III).
1882. Ионы ЭОц- существуют в щелочном растворе. При его
подкислении идет процесс конденсации с образованием Э2О?—, Э3О^у
и т. д. вплоть до Мо80^ и W12O]i—.
1884. 7,2; 5,3.
1891. Сг (И) окисляется кислородом воздуха и водой в любой
среде, что следует из сопоставления потенциалов хрома (приведены
в условии) и потенциалов следующих систем:
О24-2Н2О4-4е=4ОН-
О24-4Н+4-4е=2Н2О
2Н+(1 М)+2е=Н2
2Н+ (10-7 М)4-2е=Н2
2Н+(10~14 М)4-2е=Н2
£° = 0,40 В;
£°=1,23 В;
£°=0;
£=-0,41 В;
£ =-0,82 В.
1896. [Сг(Н2О)5С1]С12-Н2О.
1897. [Сг (NH3)e]3+ + ЗН2О = Сг (ОН)3 + 3NH3 + 3NH+.
1898. Учесть, что в водном растворе соли гидролизуются и обра-
зуется Сг(ОН)3.
1903. 19% и 38 г (приняв, что взята 96%-ная H2SOi).
1904. В соответствии со значениями стандартных окислительно-
восстановительных потенциалов, первая реакция — справа налево,
вторая — слева направо.
1905—1906. Существующее в водном растворе равновесие
Сг2О^“ + Н2О 2СгО*- + 2Н+
может смещаться за счет связывания хромат- или дихромат-ионов
в труднорастворимый осадок. Если хромат какого-либо металла рас-
творим значительно хуже, чем дихромат, то он выпадает в осадок
при сливании растворов соли этого металла и КгСг2От. В некоторых
случаях хромат выпадает даже из кислых растворов. Большинство
хроматов, за исключением соли серебра, значительно хуже раствори-
мо, чем дихроматы. Растворимость Ag2Cr2O7 и Ag2CrO4 различается
менее значительно, и поэтому ионы Ag+ образуют Ag2Cr2O7, если в
качестве осадителя используется К2Сг2О7, и Ag2CrO4, если осадите-
лем служит КгСгО4. Для получения дихромата металла, образующе-
го в обычных условиях хромат, в качестве осадителя можно исполь-
зовать раствор К2Сг2О7, в который дополнительно введен СгО3.
1907. При слабом подкислении разбавленными кислотами хромат
переходит в дихромат; с концентрированной соляной кислотой идет
окислительно-восстановительная реакция с выделением хлора; с кон-
центрированной серной может образовываться СгО3.
1908. Второй.
1909. —289,2 кДж/моль.
1910. Образуется тонкая защитная пленка оксида.
1913. Для образования связей металл — металл важна возмож-
ность перекрывания d-орбиталей (или гибридных с участием d-орби-
322
талей) атомов. Такие связи характерны для d-металлов с вы око
энергией связи металл — металл и высокой энергией атомизации, при-
чем в состоянии, когда атомы металла образуют относительно мало
связей с атомами других элементов. Тенденция к обра ованию та их
связей выше у Ad- и 5с/-, чем у 3d элементов, т. е. это б лее харак-
терно для молибдена и вольфрама в низших валептп х ост я ях
Типичные кластерные галогениды — МоеСЬг; WeClu.
1914. См. пояснение № 1457.
1916. 6) 2Cr(NO3)3+3K2S2O84-7H2O=H2Cr2O7+6KHS04+
+6HNO3;
7) 2СгС13+ЗН2О2+ЮКОН=2К2СгО4+6КС1+8Н20;
8) 2NaCrO2+3PbO24-8NaOH=2Na2CrO4+3Na2Pb02+4H20,
9) 4Fe(CrO2)2+8K2CO3+7O2=2Fe2O3+8K2CrO4-|-8CO2;
10) K2Cr2O7+K2S2O4+3H2SO4=Cr2(SO4)3+2K2SO4+3H20;
11) 2Na2CrO44-6NaBr+16HCl=2CrCl3+3Br2+10NaCl+8H2O,
12) K2Cr2O7-bl4HI=2CrI34-3l2+2KI+7H2O;
13) К2СГ2О7+7Н2С2О4+2К2С2О4=2Кз[Сг (C2O4) 3]4~6CO24-
+7H2O;
14) K2Cr2O7+3C2H5OH4-4H2SO4 = Cr2 (SO4) 3+K2SO4+
+3CH3CHO+7H2O;
15) Na2CrO44-2H2O24-H2SO4=CrO5+Na2SO4+3H2O;
16) K2Cr2O12-b4H2SO4 = Cr2 (SO4) 3+K2SO4+3O2+2H2O2+
4-2H2O;
17) Na2Cr207-|-5H2024-H2S04.= H2Cr2Oi2+Na2S044-5H20.
1917. 1) 2Сг3+4-ЗС1О'+ЮОН- = 2СгО2_4-ЗСГ4-5Н1О;
2) 2Cr (OH)3 4- 3Bra + 10OH~ = 2CrO2- + 6Br“ + 8HaO;
3) 2Cr3 + + 3SaO|“ + 7HaO = CraO|~ + 6SO2' 4. 14H+;
4) 2CrO7 4- CIO7 4- 2OH- = 2CrO2- 4- СГ 4- HaO;
5) 2[Cr (OH)g]3-4-3CIa 4- 4OH~ = 2CrOj“ 4- 6СГ 4- 8HaO;
6) CraO2— 4- 3S2“ 4- 7HaO = 2Cr (OH)S 4- 3S 4- 8OH~;
7) 2CrO2- 4- 3HaS 4- 10H+ = 2Cr3+ 4- 3S> 8Ha0j
8) CraO2— 4- 61- 4- 14H+ = 2Cr3+ 4- 3Ia 4- 7HaO;
9) 2CraO2~ 4- 3NaH^ 4- 13H+ = 4Cr3 + 4- 3Na 4- 14HaO;
10) CrO4— 4- 2Zn 4- 8H+ = Cr2+ 4- 2Zn2+ 4- <HaO.
1918. 1) MoSa4-18HN03(KOHu)«2H2S044-H2Mo044-18NOj4-6HjO,
2) WO34-H2=H2O4-WO2(WO,; W);
3) МоС154-Н20-МоОС134-2НС1;
4) K2WO44-4H2S-K»WS44-4H2O.
11*
323
1923. Можно объяснит^, Приняв во внимание, что число атоМоЙ
ллора в хлоридах в два раза выше, чем число атомов кислорода в
оксидах, и отталкивание между атомами хлора в соединениях рас-
сматриваемых элементов высшей валентности более существенно.
1929. Возможна реакция 1).
1930. Концентрированные серная и азотная кислоты взаимодей-
ствуют с рением, образуя HReO4.
1932. См. пояснение относительно СгО3 № 1871.
1935. 3MnO24-KClO34-6NaOH=3Na2MnO44-KC14-3H2O;
Zn+2MnCl2+ 16KCN=K2[Zn (CN) 4]4-2K5[Mn (CN) e]+4KCl.
1941. Кислоты сильные, мало устойчивые (НМпО4 и HReO4
в свободном состоянии не выделены), легко разлагаются, обладают
окислительными свойствами, получаются косвенным путем.
1942. Достаточно одной капли раствора NH3.
1943. Да.
1944. При недостатке щелочи может образоваться основный хло-
рид марганца, при ее избытке — Мп(ОН)2, в концентрированном ра-
створе щелочи — К4[Мп(ОН)в]. На воздухе в щелочной среде
Мп (II) окисляется, при этом возможно образование МпООН,
Мп3О4-пН2О или МпО2-пН2О.
1948. Мп2+ + 2NH3 + 2Н2О = Мп (ОН)2 + 2NH+. На воздухе
Мп(ОН)2 окисляется.
1950. ЗМпО2- + 2Н2О = 2МпО7 + MnO2 + 4ОН“.
1953. 2КМпО4+16НС1=2МпС124-5С124-2КС14-8Н2О;
2KMn04+H2S04=Mn203+K2S04+H20.
1957. 1,42 В.
1958. 0,5 н.; 0,3 н.; 0,1 в.
1959. 3,33 мл.
1960. 420 мл.
1962. ~10вз,
1963. Да.
1964. Возможна реакция 1).
1965. МпО2.
1968. В кислой среде до С12.
1970. ~108.
1975. Последняя.
1977. Образование дополнительных связей металл — металл за
счет орбиталей атомов, не участвующих в образовании валентных
связей, повышает термодинамическую устойчивость соединений,
1979. 1) MnSO4+CaOCl2+2NaOH=MnO2+Na2SO4+CaCl2+H2O;
2) MnSO4-)-2Br2-|-8NaOH=Na2MnO44-4NaBr4-Na2SO4+
4-4Н2О;
3) 2MnSO4+5Pb02+6HN03 = 2HMn044-3Pb (NO3) 2+
+2PbSO44-2H2O;
4) 2MnS04+5K2S208+8H20=2HMn044-10KHS04+2H2S04;
5) 2MnO24-2H2SO4=2MnSO44-O2+2H2O;
6) 2MnO2+N2H4-H2SO4+H2SO4 = 2MnSO4+N2+4H2O;
7) Mn3O44-5KNO34-3K2CO3=3K2MnO4+5KNO24-3CO2;
324
8) 2K2MnO4+Cl2=2KMnO4+2KCl;
9) 3K2MnO44-2H2O=2KMnO4+MnO24-4KOH;
10) 3K2Mn04+2H2S04=2KMn04+Mn02+2K2S04+2H20;
11) 2KMnO44-NaNO2+2Ba (ОН)2=2BaMnO4+NaNO3+
+2КОН+Н2О;
12) 2KMnO4+3MnCl2+2H2O=5MnO2+2KCl+4HCl;
13) 2Ва (МпО4) 2+10H2SO5=2BaSO44-4MпSO44-4H2SO44-
4-6H2O4-10O2;
14) 14KMn044-5C3H5(OH)34-21H2S04=14MnS04+15C02+
+7K2SO44-41H2O;
15) 2KMnO4+5C2H5OH+3H2SO4=5CH3CHO+2MnSO4+
+K2SO44-8H2O;
16) 2KMnO4+3C2H5OH=3CH3-CHO+2MnO2+2KOH+2H2O.
1980. 1) Mn2++H2O2+2OH-=MnO2+2HaO;
2) 2Mn2 + + 5BiO^ + 14H+ = 2MnO^ 4- 5Bi3 + + 7HaO;
3) 2MnO7 + 2Cr3 + + 3H2° = 2MnO2 + Cr2O2“ 4- 6H+;
4) 2MnO^ 4-IOI-4- 16H+ = 2Mn2+ 4- 5Ia -|- 8H2O;
5) 2MnO7 + 6I“ + 4H2° = 2MnO2 + 3I2 + 8OH-;
6) 2MnO7 + 2I“ = 2MnO4- 4-12.
1981. 1) 2Mn2 + 4- 4C1O- 4- 8OH“ = 2MnO^“ -|- 4СП 4- 4H2O;
2) 5Mn2+ 4- 2BrO^ 4- 4H2O = 5MnOa 4- Br2 4- 8H+;
3) MnO2 4- 21“ 4- 4H+ = Mn2+ 4- I2 4- 2H2O;
4) 3MnO7 + 5Fe + 24H+ = 3Mn2+ + 5Fe3+ + 12Ha°;
5) 8MnO^ 4- SaO|- 4- 10OH- = 8MnO2- 4- 2SO2- 4-5HaO;
6) 2MnO7 4- HaOa 4- 2OH- = 2MnO^“ 4- Oa 4- 21^0.
1982. 1) Re4-3H2O24-2NHs=(NH4)2ReO4-|-2H2O;
2) Re2O34-4H2O2=2HReO4-|-3H2Oj
3) 3ReO34-HNO34-H2O=3HReO44-NOj
4) 2NaReO44-3C2H50H=2Re024-3CH3CH04-2H2O4-2Na0H.
1990. В обоих случаях < 0.
1991—1992. Как правило, реакции, протекающие в растворе
и приводящие к образованию частиц металла, заметно кинетически
заторможены. Это связано с неустойчивостью мелких частиц (класте-
ров) металлов, образующихся на начальной стадии реакции. После
образования частиц металла с размерами, обеспечивающими проявле-
ние металлом типичных для него свойств, реакция протекает преиму-
щественно на поверхности этих частиц, причем частицы металла мо-
гут не только выполнять роль центров кристаллизации, но и каталя-
325
ЗйроваТЬ реакцию. В рассматриваемых реакцйях частйЦЫ МетаЛлй
участвуют в переносе электронов от молекул или ионов восстанови-
теля к ионам металла, облегчая процесс.
1993. Ионы Ni2+ и Со2+ следует связать в комплексы, устойчи-
вые в щелочной среде.
1995. ~1130 кДж.
1996. 4,2-10~12.
2002. На холоде образуется Fe(NO3)2, при нагревании —
Fe(NO3)3.
2003. В процессе образования гидридов внедрения происходит
диссоциация молекул водорода на атомы и формирование химичес-
ких связей Э—Н.
2004. Эти оксиды имеют нестехиометрический состав.
2007. Учесть возможность окисления гидроксидов кислородом
воздуха, возможность соосаждения основных солей, образования ам-
миачных комплексов (при использовании в качестве осадителя избыт-
ка водного раствора аммиака), образования гидроксосоединений в го-
рячих концентрированных растворах щелочей.
2009. При взаимодействии гидроксидов кобальта и никеля (III)
с концентрированной НС1 выделяется хлор, при взаимодействии их
с HNO3 и разбавленной НС1 — кислород.
2012. 9,2.
2013. Соответственно 9,2 и ~7, так как Fe(OH)3 обеспечивает
в растворе столь ничтожную концентрацию ионов ОН_(<10~7), что
она практически не влияет на среду раствора.
2014. Да.
2016. В первом случае выпадает осадок Fe(OH)3, во втором—об-
разуется комплекс [Co(NH3)6]3+, в третьем — комплекс [Ni(NH3)e]2+.
2018. Образуется феррат.
2019. Гидроксокобальтаты образуются в растворе при действии
избытка теплых концентрированных растворов щелочей на Со (ОН) г
и Со203-пН20; безводные кобальтаты (III)—при нагревании Со2О3
с оксидами, гидроксидами или солями металлов.
2021. Ионы Со3+ способны окислять воду, так как
Со3+4-е=Со2+ £О=1,84 В;
2Н2О-4е=О24-4Н+ £°=1,23 В.
2022. 1,45-107.
2023. 287,5 кДж.
2025. За счет полимеризации и поликонденсации ионов FeOH2+,
Fe (ОН)£ и других возможно образование многоядерных комплексов
с оловыми и оксоловыми связями.
2027. ~10%.
2028. Окраску растворам придают продукты гидролиза ионов
Fe3+.
2030. 4FeSO4+O24-2H2O = 4FeOHSO4.
2031. В безводном СоС12 и растворе, содержащем концентриро-
ванную соляную кислоту, ионы кобальта связаны с ионами хлора;
в разбавленном растворе образуются гидратированные ионы
[Со(Н20)в]2+, имеющие характерную розовую окраску.
2032. Учесть возможность совместного гидролиза в растворе
ионов Fe3+ и CN~ и образования координационного соединения, а
также возможность окислительно-восстановительных реакций в твер-
дой фазе.
326
2035. В парах при температуре, близкой к ТКип, существуют ди-
мерные молекулы Fe2Cl0, при более высокой температуре—преиму-
щественно молекулы FeCU. В твердом состоянии димерные молекулы
не сохраняются и образуется (FeCl3)n со слоистой решеткой. Кри-
сталлогидрат FeCl3-6H2O, или [Fe(НгО)в]С13, существует в твердом
состоянии.
2038. Осадок может образовываться, так как [S2-]• [Fe2+]>
>ПРгез. О методе расчета [S2-] в растворе H2S см. пояснение № 680.
2039. Учесть возможность образования труднорастворимых суль-
фидов FeS и Fe2S3, возможность гидролиза в щелочном растворе
ионов Fe2+ и Fe3+ и возможность образования гидроксидов.
2042. В растворе ферраты подвержены гидролизу:
4FeO*~ + ЮН20 = 4Fe (ОН)3 + ЗО2 -ф 8ОН“,
который усиливается при поглощении раствором углекислого газа из
воздуха.
2044. Наличие связей металл — металл в последнем карбониле
может служить основанием для отнесения его к числу кластерных
соединений.
2053. х=3; у=2.
2054. [Co(NH3)5Br]S04 и [Co(NH3)5SO4]Br.
2056. 2Co(CN)2+8KCN+2H2O=2K3[Co(CN)e]+2KOH+H2. Окис-
ление ионов Со2+ идет за счет ионов водорода воды.
2058. 3,5-10-5; 3,5- 10"в моль/л.
2059. [Fe2+]:[Fe3+] = 10.
2060. Кобальт (II) в этих условиях окисляется с образованием
[Co(NH3)0]3+. Принимая во внимание, что в концентрированном раст-
воре аммиака концентрация [NH3]~ 13 моль/л, можно рассчитать кон-
центрацию ионов Со3+, используя значение константы нестойкости
комплекса. [Со3+]«10-40 моль/л.
2061. /fi~10-9; Д’2~10_20. Табличные значения соответственно
равны 1,86-10_9 и 7,76-10-20.
2062. В растворе идет образование аммиачного комплекса,
AG° =—51,4 кДж.
2066. 1) 2FeS2+10HN03=Fe2(S04)3+H2S044-10N04-4H20;
2) 4FeCl3+(NH3OH)2SO4=4FeCl24-N2O4-4HCl+H2O+
+H2SO4;
3) 2Fe2(SO4)3+2NH2OH=4FeSO4+2H2SO4+N2O+H2O;
4) 6FeSO4+3H2SO4+2HNO3=3Fe2(SO4)34-2NO+4H2O;
5) 2Fe(OH)34-3Cl24-10KOH=2K2FeO4+6KCl+8H2O;
6) 2K2FeO4+16HCl=2FeCl3+3Cl24-4KCl+8H2O;
7) 2K2FeO44-2NH3+2H2O=2Fe(OH) 3+N2+4KOH;
8) 3K4[Fe(CN)6]+KMnO4+2H2O=3K3[Fe(CN)6]+MnO2+
+4KOH;
9) 4K4[Fe(CN) e]+O2+8CO2+18H2O - 4Fe (ОН) ,+8КгСО3+
4-24HCN;
10) 2K4[Fe (CN) e]+O3+H2O=2K3[Fe(CN) 6]-фО2+2КОН;
11) 2K3[Fe(CN)e]+2KI=2Kt[Fe(CN)6]+h;
12) 2СоС124-К252О3-|-бКОН=2Со(ОН)з+2Кз5О4-|-4КС1;
3°7
13) 4СоВг24-О24-8КОН+2Н2О = 4Со(ОН)з4-8КВг;
14) 2CoC124-10NH34-2NH4C14-H2O2=2[Co(NH3)0]C13+2H2O;
15) 2K4[Co(CN)e]4-2H2O=2K3[Co(CN)e]4-2KOH+H2;
16) 4K4[Co(CN)6]+O24-2H2O = 4K3[Co(CN)e]+4KOH.
2067. 2) 6Fe2+ + BrCXf + 6H+ = 6Fe3+ + Br~ + 3H2O;
3) 5 [Fe(CN)6]4- + MnO7 + 8H+ = 5 [Fe (CN)e]3- +
Mn2+ + 4H2O;
4) 2[Co(CN)e]4-+ClO-+H2O = 2[Co(CN)e]3-4-Cl-+2OH~.
2078. Восстановление возможно в обоих случаях.
2083. При нагревании платина взаимодействует с серой, мышья-
ком, фосфором, сурьмой, углеродом (или органическими соединения-
ми, способными выделять углерод), кремнием, бором, образуя соеди-
нения, способные придать платине хрупкость и ломкость. При темпе-
ратуре выше 350 °C начинается взаимодействие с кислородом. Плати-
на реагирует с окислительно-щелочными (KOH+KNO3; K2CO3+KNO3;
КОН+КСЮ3; NaOH4-Na2O2) расплавами, в ней растворяется водо-
род. Платина образует сплавы и хорошо сваривается со стеклом.
2085. Ru+3KNO34-2KOH=K2RuO44-3KNO24-H2O.
2087. 1) 2RuO4-b4K0H=2K2RuO4+O2+2H2O;
2) RuO4-|-8HC1(kohh) =RuC14-|-2C124-4H2O;
3) RuO4 (-|-H2SO4) = RuO2-|-O2;
4) OsO4+2KOH=K2[OsO4(OH)2];
5) OsO4+4HC1+2KC1 = K2[OsO2C14]+C12+2H2O.
2088. Pt(OH)4+2KOH=K2[Pt(OH)6];
Pt(OHJ4+6HCl=H2[PtCl6]4-4H2O.
2090. 1) 2PtF64-6H20 = 2PtO24-12HF4-O2;
2) PtFe+O2=O2[PtFe];
3) PtFe+NO=NO[PtFe);
6) PtFe+Xe=Xe[PtFe].
2093. Учесть закономерности трансвлияния.
2095. Соединение [Pt(NH3) 2C12] не является электролитом. Повы-
шение электропроводности при хранении раствора объясняется пере-
стройкой комплекса, в результате которой ои становится электроли-
том. Вероятный процесс перестройки
[Pt (NH3) 2Cl2]+H2O=[Pt (NH3) 2 (H2O) C1]C1.
2100. Следует принять во внимание различие в атомных радиу-
сах элементов и возможность л-дативного взаимодействия.
2101. Атомы металлов имеют сходные электронные структуры,
радиусы атомов равны, кристаллическая решетка металлов одинако-
ва, координационное число в кристаллах равно 12.
2103. Au+3HC1+HNO3 = AuC134-NO4-2H2O;
328
Au+4Hd+HNO3=H[AuCl4J+NO+2H20;
2Au-|-6H2SeO4=Au2(SeO4) з+ЗНгЗеОз-^ЗНгО.
2104. 2CU+O2+CO2+H2O = Cu (OH) 2 • CuCO3.
2106. 4Ag4-O24-2H2S (из воздуха) =2AgaS+2H2O.
2108. См. пояснение № 784.
2109. 2Cu+024-4NaOH4-2H20=2Na2[Cu(OH)4].
2110. [Cu2+] = 1,7- IO-28 и [Cu+]= 1.2-10-1».
2123. 934,2 и 623,6 кДж/моль.
2125. 4AgNO3+HCHO+4NH3+H2O=4Ag+4NH4N0l+C02.
2127. H2O, AgNO3, Na2CO3, K2CO3.
2129. Cu2S+12HNO3=Cu (NO3) 2+CuSO4+1ONOa+6HaO;
CuS4-8HN03=CuS04+8N02+4H20
или
Cu2S+14HN03=2Cu(N03)2+10N02+H2S04+6H20;
CuS+10HN03=Cu(N03)2+H2S04+8N02+4H20.
2130. 21,6 г Ag, 6,4 г Cu.
2131. Cu(CN)2 неустойчив и разлагается с образованием CuCN
и (CN)2. При избытке ионов CN- возможно образование [Cu(CN)4l1'‘
и [Cu(CN)2]-.
2132. 1) 2Cu+O2+4H+=2Cu2++2H2O;
2) 2Cu2 + + SOa + 2HaO = 2Cu+ + SO^“ + 4H+;
3) 2Cu2+4-2NH2OH4-40H-=Cu20+N2+5H30;
4) 3Cu2S + 16H+ + 10NO^ = 6Cu2+ + 3SO2- +
+ 10NO + 8HaO;
5) 2Ag++H202+20H-=2Ag+02+2H30;
6) 2Ag+4-Mn2++4OH-=MnO2+2Ag+2HaO;
7) 2Ag+ 4. SOj“ + 2OH“ = 2Ag + SO2- + H2O;
8) 2Ag++Sn2++6OH-=2Ag+[Sn (OH) e]2-;
9) 6Ag++AsH3+3HaO = 6Ag4-H3AsO34-6H+;
10) 2Ag+4-HCOO-=COa4-2Ag+H+.
2138. Учесть, что аквакомплексы меди (II) имеют голубую
окраску.
2142. Учесть, что в растворах цианидов растворяются не только
галогениды серебра, но и свободное серебро.
2145. Сопоставление констант нестойкости ионов [Cu(NH3)J,+ и
[Cu(CN)4]2-, соответственно равных 2,14-Ю-1’ и 5-10-2», позволяет
сделать вывод о возможности процесса
[Cu(NH3)4]2++4CN-=[Cu(CN)4]»-+4NH3.
2147. NaCN, Na2S2O3, NaCNS.
2149. В кислой среде идет взаимодействие
NH, + H+«NH^,
829
благодаря чему усиливается диссоциация комплексных иойой
[Ag(NH3)2]+ и концентрация ионов Ag+ в растворе становится до-
статочной для образования осадка AgCl.
2150. 1,3- 10-а моль/л.
2151. Да. Вычисление [S2-1 см. в пояснении № 680.
2152. 3;7 %.
2155. Учесть, что для большинства d-элементов характерны сле-
дующие особенности: переменная валентность; повышение устойчиво-
сти высших валентных состояний по группе; склонность к образова-
нию координационных связей; исключительная близость в свойствах
4d и Sd-элементов одной и той же группы; аналогия в свойствах со-
седних d-элементов одного периода; высокие твердость и тугоплав-
кость металлов; понижение их химической активности по группе.
2160. Учесть распределение электронов по молекулярным орби-
талям.
2164. При избытке HNO3 образуется Hg(NO3)2, при избытке
ртути — Hg2(NO3)2, при кипячении — Hg(NO3)2.
2165. Zn+2NaOH+2H2O = Na2[Zn (ОН) 4]+Н2;
,Zn+4NH3+2H2O=[Zn(NH3)4](OH) 2+Н2;
Zn+2NH4Cl(+H2O) =ZnCl2+H2+2NH3.
2166. В щелочной среде вследствие связывания в [Zn(OH)4]2
концентрация ионов Zn2+, образующихся при окислении атомов, пони-
жается, и электродный потенциал цинка становится более отрицатель-
ным
чем в
кислой среде. ^zn/zn2 + = — 0,76В,
^Zn/Zn(OH)2----
= —1,22 В.
2168. Для оценки возможности протекания реакции 2) исполь-
зовать окислительно-восстановительный потенциал системы
2Hg+2Cl~-2e=Hg2Cl2 Д° = 0,268 В.
2178. В водном растворе иодида кадмия образуются аутоком-
плексы Cd[CdI3]2 и Cd[CdI4].
2179. Большой степенью ковалентности связей в молекулах, что
обусловлено сравнительно высокой электроотрицательностью ртути.
2184. Hg2(NO3)2+2NaOH = HgO+Hg+2NaNO3+H2O;
Hg(NO3)2+2NaOH=HgO+2NaNO3+H2O.
2189. sp- для атомов Hg и sp3- для атомов N.
2191. Небольшая концентрация ионов меди, находящихся в рав-
новесии с ионами [Cu(CN)4]3-, достаточна для того, чтобы шла реак-
ция вытеснения меди из раствора металлическим цинком. Вследствие
этого процесса происходит смещение равновесия диссоциации комп-
лексного иона, а образующиеся при этом ионы CN- связываются
с ионами цинка в комплексные ионы [Zn(CN)4]2-.
2192. Hg2(NO3)2+4KCN = K2[Hg(CN)4]+Hg+2KNO3.
2193. При добавлении НС1 выпадает осадок HgS, при добавле-
нии концентрированной HNO3 окисляются ионы S2- и выделяются
оксиды азота.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Термодинамические свойства веществ
Вещество (состояние) Д//298 обр> кДж/моль с° *298' Дж/моль-град Вещество' (состояние) ДН298 обр’ кДж/моль с° 6298’ Дж/моль-град
Ag(T) 0 42,63 AsF3(r) -912,49 288,84
Ag(r) 285,95 172,72 АзС13(ж) -335,24 233,24
AgF(T) —202,73 83,6 AsCl3 (г) -298,87 326,88
AgCl(T) — 126,65 96,14 АзВг3(т) -194,79 160,93
AgBr(T) —99,07 107 AsI3(t) -57,27 —
Aglfr) —62,28 115,37 As2O3(t) -652,92 122,6
Ag2O(T) —30,51 121,64 As2O5(t) -913,33 105,34
Ag2S(T) —31,77 144,21 Au(t) 0 47,52
Ag2SO4(T) —712,69 200,22 Au(r) 354,05 180,24
AgNO3(T) —123,02 140,78 AuCI3(t) -114,95 147,97
Ag2CO3(T) —81,09 167,2 AuCI(t) -34,69 93,21
A1(t) 0 28,3 Au2O3(t) 80,67 125,4
AI(r) 313,5 164,27 Au (ОН) 3(t) 418 *121,22
A1F3(t) —1487,24 66,46 B(t) 0 5,86
А1С1з(т) —697,22 109,83 B(r) 548,42 153,2
А1С1з(г) —596,07 315,84 BH3(r) 75,24 188,1
А12С1в(г) -1273,23 499,51 B2He(r) 235,13 232,66
А1Вг3(т) —525,84 204,82 BF3(r) -1109,37 254,14
АПз(т) —309,74 200,64 BCl3(r) -406,71 289,67
А!2О3(т) —1673,67 51 BBr3(r) —207,75 323,95
А1(ОН)з(т) —1605,96 85,27 B2O3(t) -1279,5 53,92
A12S3(t) —722,72 96,14 BN(t) —253,73 15,34
A12(SO4)3(t) —343,78 239,1 Ва(т) 0 60,61
A1N(t) —319,77 20,9 Ba(r) 194,79 169,96
AsH3(r) 171,38 222,38 B<iF2(t) 1195,48 96.14
AsF3(>k) —918,02 180,16 ВаС12(т) 859,41 125,4
331
Вещество (состояние) лн’ о , , 298 обр кДж/моль ^298’ Дж/моль-град Вещество (состояние) ДН298 обр* кДж/моль s’ ^298’ Дж/моль-град
ВаВгДт) -754,07 148,39 Cs2(r) 115,16 153,99
ВаО(т) —555,94 70,22 HCN(r) 133,76 201,48
ВаО2(т) —637,45 65,63 СН3ОН(ж) —238,68 126,65
Ва(ОН)Дт) -945,52 103,66 С2НДг) 226,51 200,64
ВаВОДт) —1463,84 132,09 С2НДг) 52,25 219,24
Ba(NO3)2(T) —986,48 213,6 С2НДг) —84,60 229,27
ВаСО3(т) -1212,2 112,02 С2Н5ОН(ж) —277,34 160,93
Ве(т) 0 9,53 СНзСООН(ж) —483,63 159,68
Ве(г) 325,62 136,06 С3Н8(г) —103,75 269,61
BeF2 (т) -1008,22 45,14 Са(т) 0 41,59
ВеС1Дт) —493,24 62,7 Са(г) 176,4 154,62
ВеВг2(т) —331,89 109,1 СаНДт) —188,52 41,38
ВеО(т) —598,16 14,09 СаРДт) —1213,45 68,76
Ве(ОН)Дт) —906,22 55,59 СаС1Дт) —792,11 113,70
ВеВОДт) —1195,48 89,87 СаВгДт) —674,23 133,76
Bi(T) 0 56,85 СаО(т) —634,94 39,71
ВЮ13(т) —378,71 152,15 Са(ОН)Дт) —985,64 72,73
Bi2O3 (т) —576,84 151,32 CaSO4(T) -1431,23 106,59
ВгДж) 0 153,41 СаСОДт) —1205,51 88,62
ВгДг) 30,51 245,07 СаСДт) —62,7 70,22
Вг(г) —311,19 174,77 Cd(T) 0 51,41
С (графит) 0 5,68 Cd (г) 111,82 167,62
С(алмаз) 1,89 2,42 CdF2(T) —695,97 92,8
С (г) 714,78 157,84 CdCl2(T) —388,74 130,42
СНДг) —74,78 186,01 CdBr2(T) —314,34 133,76
СРДг) —919,6 261,25 CdO(T) —255,4 54,76
СС1Дж) -1391,94 214,43 Cd (ОН) 2 (т) —557,03 95,30
СС1Дг) —106,59 308,9 CdSO4(T) —925,45 122^,89
СВг4 (г) 83,6 357,52 CdCO3(T) —746,97 100,32
СО (г) —110,44 197,71 Cl2(r) 0 222,79
СО2(г) —393,34 213,6 Cl(r) 121,22 164,98
332
Cu2O(t) —167,20 93,84 И2О2(ж) -186,85 105,75
CuO(t) —155,08 42,64 Н2О2(г) -135,01 226,56
Си(ОН)2(т) —448,01 — Н§(ж) 0 76,08
а
о
о
а
а
г>
о
а
и
о
сл
п
сл
сл
Г)
О
-1
to
о
О
to
to
со
сл
сл
со
СО
СО
СЛ
00
СП to
со СП
00
00
00
CD
со
to
00
сг>
СГ)
to
CD
СГ)
to
ND
Оо
Оо
со
СГ)
00 Со
сл
00
00
00
СГ)
to
со
ООО
Ф
о
го
Ф
ф
о
о
ф
о
ф
о
to
to
оо
Со
00
to
00
Оо
СИ
СИ
to
Jsa
о>
СО -~sl
W
,о> 00
со
to
to
го
со
оо
сл
Сл
сл
сл
to
to
to
сл
сл
сл
оо
о
о
о
о
о
к w
ср О
00
00
О)
СТ)
п
оэ
to
00
СП
оо
to
00
со
сл
to
с>
оо
to
СТ)
сл
--4 ст>
00 05
СП
сл
СГ)
сл
to
00
Со
СТ)
СГ)
сл
д//
м I 298 обр
-о I кДж/моль
оо
to
Оо
to
сл
СГ)
to
S9q_.
/У а
Дж/моль-град
СИ
to
to
Оо
to
to
to
to сл
со сл
ДН°
298 обр
кДж/моль
to
to
to
оо
СИ
сл
ОО
ОО tO
to
сл
го
to
to
00
to
сл
СИ
сл
00
СП
to
Дж/моль-град
Вещество (состояние) ^^298 обр’ кДж/моль s° 298’ Дж/моль-град Вещество (состояние) д//° 298 обр кДж/моль se 6298' Дж/моль-град
Hg2O(T) —91,12 130 Мп(т) 0 31,77
НёО(т) —87,78 71,06 МпР2(т) —794,2 93,01
HgS(T) —54,34 77,75 МпРз(т) —994,84 117,04
12(т) 0 116,62 МпС12(т) —468,16 117,04
I2(r) 62,20 260,21 МпО(т) —384,56 59,77
K(t) 0 63,95 Мп3О4(т) —1385,25 148,39
K(r) 128,74 249,5 Мп2О3(т) —1222,23 110,35
KH(t) —62,7 70,64 МпО2(т) —519,57 53,09
KF(t) —562,21 66,46 Мп2О7(ж) —727,74 —
KC1(t) —435,56 82,35 Мп(ОН)2(т) —693,04 88,20
КВг(т) —3^1,67 96,56 Мп(ОН)3(т) —886,16 99,48
KI(t) —327,29 104,08 Мо(т) 0 28,55
KOH(t) —425,52 59,36 МоО3(т) —744,88 77,75
KC1O3(t) —390,83 142,83 Nz(r) 0 191,32
KC1O4(t) —433,05 150,90 N(r) 472,34 153,07
KNO3(t) —492,24 132,80 NH3(r) —45,98 192,15
Li(t) 0 28,22 N2O(r) 81,51 219,66
LiH(T) —89,87 20,06 NO (г) 90,29 210,42
Li’F(t) —611,53 35,53 N2O3(r) 83,6
LiCl(T) —405,04 58,10 HNO3(r) —79,42 257,07
LiBr(T) —348,61 71,06 NO2(r) 33,82 240,18
Li2O (t) —595,65 38,04 N2O4(r) 9,66 304,01
LiOH(T) —487,39 42,64 N2O5(t) —41,8 113,28
Mg(T) 0 32,48 HNO3(x) —173,05 155,45
MgF2(T) -1111,88 57,27 NH4NO3(t) —365,21 150,48
MgCl2(T) —641,21 89,45 NH4NO2 (t) —256,23 .
MgBr2(T) -517,07 125,4 Na(T) ‘ 0 51,41
MgO(r) —600,67 26,92 NaH(r) —56,85
Mg(OH)2(T) —923,78 63,12 NaF (t) —570,57 58,52
MgSO4(T) -1276,99 91,54 NaCl(T) —412,15 72,73
Mg(NO3)2(T) nn Л —788,85 163,86 NaBr (t) —361,36 83,6
R z-s ri w
p? ^д jo <L> m Jn 1^ 1-^ r । iii iiiiii .*?*<* -S -° >S £ ° % $ ~ S £ ° S Й § ° 3 § g о § § g й g £ >- w о о о -ч os oo да л. ’ г„ - - - - , 4 ° O’ *- о о «— ——=-^—s CT ё s g ggg к 2 к is з Ь ДЛ/298 обр' кДж/моль
5 ® й ® - w S w to го — to — to -M •: •; 5 g •: s । । -~ c ।.- °»p * в s § § 2 a« »§ s $ ? s g »s8 s s s » g -a -e -a -a -8 -g -. -s -_ -: 5298’ | Дж/моль-град |
J>?.?f5.A?opp£§?sgg§g£p?s:3??Ss5|fgj СТ* "“> "*** '*** '*-* s’-' O' '—s л^ч **** Л?- '7^' '’-’* A К 2 о К '-"'x О Ал£ * 4 s- О ox И H s3 co Q н, — d, jr Вещество (состояние)
। ~ j — 11S J • -И | !! {- s у i t i i 4 s a - 5 4 H - s П — — 01 ° цs a S !S ag 2 Jg s 5 3 “ s А Н° ’ 298 обр' кДж/моль
I I
. - - ~ Л* JO 05 w w oi
W u N S g 2 g " g g
ЪЭ
о S £ Й S а §§ Й 2 к 8 Й Й к Й 2 5 § 5 с° *298’ Дж/моль-град
Вещество (состояние) A /7° 298 обр’ кДж/моль S298’ Дж/моль-град Вещество (состояние) дн’ „ , 298 обр Дж/моль-град s’ *298’ Дж/моль-град
Si(T) 0 18,81 БгСОз(т) —1216,80 96,98
SiHi(r) 83,6 203,57 Те(т) 0 49,74
Si2H6(r) 79,84 Н2Те(г) 154,24 234,08
SiFi(r) —1563,32 287,73 ТеО2(т) —324,79 70,22
SiCl4(x) —670,89 239,51 Т1(т) 0 30,51
SiO2 (кварц) —878,64 42,8 TiFi(T) —1588,4 133,76
ЗЮ2(аморф) —864,42 — TiCk (ж) —800,26 249,13
Sh(t) 0 51,41 ТЮ2(т) —942,59 50,16
SnH4 (r) 162,6 — V(t) 0 29,26
SnCl2 (t) —349,45 135,85 VO2(t) -‘—714,78 51,41
SnCli (ж) —544,65 258,32 V2O5(t) —1554,12 130,83
SnO (t) —285,91 56,43 Zh(t) 0 41,59
SnO2 (t) —579,77 48,49 ZnF2(T) —698,06 71,06
Sn(OH)2(T) —578,09 96,55 ZnCl2(T) —415,91 108,26
Sr(TJ 0 52,25 ZnO —347,78 43,47
SrF2 (t) —1208,02 81,51 Zn(OH)2(T) —641,63 84,85
SrCI2(T) —836 117,04 ZnCO3(T) —811,76 82,35
SrO(T) —589,31 54,34 Zf(t) 0 38,87
Sr(OH)2(T) —958,47 93,21 ZrCk(T) —981,05 186,01
Sr(NO3)2(T) —974,99 203,98 ZrO2(T) -1084,71 50,58
Термодинамические характеристики ионов в водных растворах
Ион дн° л , 298 обр кДж/моль *298’ Дж/моль-град Ион Л^298 обр’ кДж/моль с’ *208’ Дж/моль-град
Ag+ 105,46 72,73 Вг- —121,22 83,18
Al3+ —530,86 —300,96 Са2+ —542,56 —55,18
Ва2+ —623,65 8,78 С1- —167,2 56,85
336
Ион ДН298 обр' кДж/моль s’ 4У0 Дж/моль-град Ион 298 обр кДж/моль S298* Дж/моль град
Cs+ —257,91 132,51 Mn2+ -220,29 —66,88
Cu+ 72,06 42,22 МпОГ —532,53 196,04
Cu2+ 65,63 —95,72
Cr3+ —211,51 —316,01 NOr -207,16 146,72
CrO2- —874,58 45,98 NO~ -104,5 140,03
Crao2- —1477,42 253,73 nh+ -132,38 111,19
F- —333,56 —14,21 Na+ -240,22 58,94
Fe2+ —92,50 —104,5 он- -229,77 -10,74
Fe3+ —50,70 —278,81 Rb+ —250,84 121,22
H+ 0 0 HS- -17,56 62,7
I- —57,68 102,83 s2- 33,02 -44,63
CO?- —676,28 —53,1 SQ2- -908,4 17,56
K+ —252,05 101,16 sof- —634,94 -29,26
Li+ —278,22 11,29 V3+ -700,99 -201,89
Mg2+ —461,47 —119,55 Zn2+ -153,53 | -110,35
Средние энергии связей
Связь Е, кДж/моль Связь £, кДж/моль
О—О в Н2О2 137,94 C-CI 292,6
О—Н в Н2О2 459,8 С—Вг 238,26
О—F 183,92 С-1 179,74
N—Н в NH3 388,74 C=S в CS2 489,06
N—Cl 200,64 С—Si 238,26
N—N 112,86 С = О в СО2 702,24
N = N 334,4 С=О в кетонах 652,08
C—С в алмазе 355,3 С=О в альдегидах 627
С—С в графите 476,52 С—О в спиртах 313,5
С—С 326,04 Р-Н 263,34
С = С 585,2 S-H 342,76
с=с 806,74 S = O 384,56
С—С в бензоле 501,6 S = S 422,18
С—Н 413,82 Si—О в SiOj 468,16
С—F 434,72 S-F 564,3
337
нергии диссоциации двухатомных молекул
Молекула E, кДж/моль Молекула E, кДж/моль
в2 237,79 IIBr 359,86
Вг2 189,9 HI 294,27
BrF 229,82 b 148,68
BrCl 220,29 IF 282,15
с2 602,46 IC1 207,54
СО 936,32 IBr 175,23
С12 238,26 K2 46,82
сю 264,76 Li2 106,59
C1F 246,52 N2 940,5
Cs2 43,47 Na2 72,31
Cu2 200,64 o2 493,24
f2 154,66 s2 411,7В
ZH2 431,63 Se2 297,62
HF 561,46 Te2 213,18
HCI 427,2
Константы диссоциации оснований
Формула Уравнение диссоциации ^днсс
NH3 NH3 + H2O = NH+ + OH“ 1,8 IO'"3,
N2H4 N2H4 + H2O = N2h+ + OH- 2-10Гй
nh2oh nh2oh + H2O = nh8oh+ + OH“ 1.Ы0-8
338
Константы диссоциации кислот
Кислота Анион If ДИСС Кислота Анион *ДИСС
HAsO2 AsO^ 9-10—10 HslOe H4IO^ 2,8-10~2
НзАэОз H2AsO^" 5,7-10—10 w H3IO2- 5,4-10“9
H3AsO4 H2AsO^ 5,6-10—3 Н3Ю2- H2IO|“ 1,05-10—15
H2AsO“ HAsO|“ 8,310“ 8 HNO* N07 4-Ю' *
HAsO2“ AsO3“ 3-10“12 HN3 Nr 2 10“5
HBrO BrO- 2,5-10“9 Н3РО2 h2P07 i-io-‘
НзВОз Н2ВОГ 5,8-10_10 H3PO3 н2ро^- 5-10-2
H2B4O7 hb4O7 1 -10—4 H2PO7 HPO2" 2-10“5
Н2СО3 HCO^ 4,45-10“ 7 H3PO4 H2PO7 7,52-10“3
hc<v CO2“ D 4,69-10“и H2PO^- HPO2- 6,31 10~8
нсоон HCOO- 2-10“4 HPO2- PO8- 1,26 IO-12
СНзСООН CH3COO“ 1,8-10—5 H2S hs- 9-IO-8
Н2С2О4 HC2O7 3,8-10“2 hs- s2- l-10“N
нею cio- l-10“7 H2SO3 HSO^ 1,58 10“2
НС1О2 СЮ7 5-IO-3 HSO^ SO^" 6,31-10-8
HCN CN- 7,9-10“l° HSO^ SO2“ 110“2
HCNS CNS- 1 -10—4 H2Se HSc- 1,9-10“*
Н2СгО4 HCrO7 1,8-10“1 HSeO7 SeO;“ 8,9-10 3 «1
НСгОГ CrO2“ 3.4-10"7 H2SeO3 HSeOf 3.5 10 4
НЕ Н2О2 F~ НОГ 6,61-10“* 2-10“12 HSeOJf HaTe SeO2' HTe- 5-10~8 2,3 10"3
НЮ НЮз 1-11О4 600 *1 “1 I 2-10-11 l,8-10“l 2,3-10“2 HiTcOs HTeOJ’ H4S1O4 HTeO^ TeOl~ H3SiO7 3 10 3 2 10 8 1,3 10 10
339
Произведения растворимости веществ
Формула ПР Формула ПР
Ag3AsO4 1,1 -10“21 CuCl 1 -10—6
AgBr 4,4-10—13 Cu2S 3,6-10-50
AgBrO» 3,97-Ю-5 Cu(OH)2 5-IO-19
AgCN 7-10-15 CuS 3,2-Ю-38
AgCNS 1,16-Ю-12 FeCO3 2,1-Ю-11
AgCH3COO 4.4-10-3 Fe(OH)2 1,65-Ю-15
Ag2CO3 6,15-Ю-12 Fe(OH)3 3,8-Ю-38
AgCl 1.56-1O-10 FeS 5-Ю-18
Ag2CrO4 4,05-10—12 Hg2CO3 9-Ю-17
Ag2Cr2O7 2-10“7 Hg2Cl2 3,5-10—18
Agl 1,5-Ю-16 Hg2[2 1,2-Ю-28
AgIO3 3.49-10-8 HgS 4-Ю-53
AgNO2 7,2-Ю-4 MgCO3 2-10- 4
Ag2O(Ag+, OH-) 1,93-Ю-8 Mg(OH)2 5,5-Ю-12
Ag3PO4 1,46-Ю-21 Mg3(PO4)2 ЫО-13
Ag2S 5,7-Ю-51 MnCO3 8,8-Ю-10
Ag2SO4 7,7-Ю-5 Мп (OH) 2 4-Ю-н
A1(OH)3 5-Ю-33 MnS 7-Ю-17
BaCO3 8,1-Ю-9 NiCO3 1,3-10-7
B3C2O4 1,6-Ю-7 Ni(OH)2 2-10-15
BaCrO4 2,4-Ю-10 NiS 2-10~28
BaF2 1,6-Ю-6 PbBr2 9.2-10- 6
BaSO4 1,1 -10“10 PbCO3 3,3-Ю-14
BaSO3 8-Ю-7 PbCrO4 1,8-Ю-14
Be(OH)2 2,7-Ю—10 PbCl2 2,12-Ю-5
Bi2b3 7,1-Ю-61 Pbl2 9,8-10—9
CaCO3 4,8-Ю—9 Pb(OH)a 1 - ю-15
C3C2O4 2,5-Ю-9 PbS 3,6-ю-29
CaF2 3,4-Ю-11 PbSO4 1-Ю-8
Ca(OH)2 5,47-Ю—6 Sb(OH)s 4-Ю-42
ca3(Pu4)2 ЫО-25 Sb2S3 2,9-Ю-59
CaSO4 Я4Л 6,1-Ю~5 Sn(OH)2 5-Ю-20
340
Формула ПР Формула ПР
CdCO3 5,2-10“12 SnS 1-10—27
Cd (ОН) 2 6-Ю-16 SrCOj l,6-10“9
CdS 1,2-10-28 SrSO4 2.8-10-7
Со (ОН) 2 б,з-ю-15 TI2SO4 4-IO-3
CoS з,ыо-28 T1C1 210“4
Сг(ОН)3 6,7-Ю“31 ZnCO3 6-10-11
CuBr 4,15-Ю-8 Zn(OH)2 2,3-IO-17
Константы нестойкости комплексных ионов
Формула ^нест Формула ^нест
Ag(NH3)+ 9.3Ы0-8 AIF7 1,8-Ю-18
Ag(CN)7 8-10~22 Au(cn)7 5 10“39
Ag(CN)2-' 1,6-10“22 Au(SCN)7 1 -IO-23
Ag(CN)3- 2,1 • 10“21 Au(SCN)— 1-10-42
Ag(SCN)^ 2,7-10-8 AuCIT 4 5-IO"22
Ag(SCN)2- 8,3-10“10 AuBr^ 4 10“13
Ag(SCN)3- 1,3-ю-11 Cd(NH3)2+ 7,56 10“8
Ag(SO4)f- 0,59 Cd(NH3)2+ 7,3 10 6
AgClF 1,76-Ю-5 Cd(CN)2- 1,41 10“19
AgBnf 7,8-IO-8 Cd(SCN)4- 1,033
Agl|“ 1,4-Ю-14 CdCI2- 9,3 IO-3
AglJ“ 1,8-Ю-14 CdCIg— 2,6 10 3
Ag(S2Oa)| 2,5-Ю-14 CdBr2“ 2 10 4
Ag(SOa)2 4,5-10—8 Cdl2' 8 IO-7
Ag(CHaCOO)2 2,2-10“1 Cdl4~ 1 IO-6
A1F?- 1.44-IO-80 Co(NH3)2+ 7.75 10 6
311
Формула ^нест Формула ^нест
Co(NH3)36+ 3,1 IO-33 Hg(CN)2- 4-10-42
Co(CN)4- M0“19 HgCl2- 8,5-10-16
Co(CN)3- bio-64 HgBr2- 2-10—22
Co(SCN)$- 5.5-10-3 Hgi42- 1.48-1O-30
Cu(NH3)+ 2,24-Ю-8 Hg(SCN)2- 5,9-10-22
Cu(NH3)2+ 2,89-Ю-11 Hg(S2O3)2 3,6-IO-30
Cu(NH3)2+ 2,14-Ю-13 Mg(NH3)2+ 10,9
Cu(CN)7 1 • Ю-24 Mg(NH3)2+ 2-103
Cu(CN)32- 2.6-10-29 Ni(NH3)2+ 1,12-Ю-8
Cu(CN)3- 5-10“ 31 Ni(NH3)2+ 1,86-Ю-9
Cu(CN)2- 5-Ю- 28 Ni(CN)2- 1,8-Ю-14
CuCl2- 6,3-Ю-6 Zn(NH3)2+ 3,46-Ю-10
Culg 1,75-Ю-9 Zn(CN)2- 1,3-Ю-17
Cu(OH)2- 7,6-Ю-17 Zn(SCN)2- 5-10“2
Cu(SO3)3- 3,1-Ю-9 Zn(OH)2- 3,6-10-16
Fe(CN)46~ 1-Ю-24 ZnCl2- 1
Fe(CN)3~ 1 -10—31 ZnBrT 50
Fe(C2O4)| 6,3-ю-21 Znl2- 220
Fe(SO4)2 1,05-Ю-3
342
Стандартные окислительно-восстановительные потенциал^
в водных растворах по отношению к нормальному
водородному электроду
Элемент Реакция E*. В
Ag Ag++e=Ag AgBr+e=Ag+Br~ AgCl-H=Ag+Cl- Ag2CrO4 + Че = 2Ag 4- CrO4~ AgI+e=Ag+I~ AgCH3COO+e=Ag+CH3COO- AgaSO4 + 2e.= 2Ag + SO^- AgaCO3 + 2^ = 2Ag + CO^ Ag(CN)7 + e = Ag 4- 2CN- AgCN+e=Ag+CN* Ag2S+2e=2Ag+S2~ 0,80 0,55 0,22 0,45 -0,15 0,64 0,65 0,45 -0,31 -0,02 -0,70 -1,66
AI д]з++зе==А1
A1O7 + 2H2O + 3e = Al + 4OH~ —2,35
А1(0Н)з4-3^=А1+30Н- -2,31
A1F|~ + 3e = Al + 6F* —2,07
' As HAsO^ 4- 3H+ 4- 3e = As 4- 2H2O 0,25
H3AsO44-2H+4-2<?=HAsOa4-2H2O 0,56
AsO7 + 2H2O + 3e = As + 4OH~ —0,68
AsOl“ 4- 2H2O 4- 2e = AsO2 4- 4OH~ —0,71 -0,60
As4-3H+4-3e=AsH3 As+3H2O4-3e=AsH34-3OH- -1,37
1,50
Au Au3+4-3e=Au 1.41
Au3+4-2e=Au+ 1,50
Au+4"ee Au АиС1Г 4- 3e = Au + 4GI~ AuBr7 + 3e = Au4-4B" 1,00 0,87
943
Элемент Реакция
В Н3ВО3+ЗН++Зе = В+ЗН2О H2BOj + Н20 + Зе = В + 40Н—
Ва Ва2+4-2е = Ва
Be Ве2++2е=Ве Be (ОН) 24-2Н++2е=Ве4-2Н2О ВеО|“ + 4Н+ + 2е = Be + 2Н2О
Bi Bi3++3e=Bi
Br Br2+2e=2Br- Вгд + 2е = ЗВг- 2НВгО+2Н+4-2е= Вг2+2Н2О 2ВгО-+2НгО+2е=Вг24-4ОН* НВгО+Н++2е = Вг-4-Н2О ВгО-+Н2О+2е= ВГ-4-2ОН- ВгО^ + 5Н+ + 4е = НВгО + 2Н2О BrOjf + 2Н2О + 4е = BrO“ + 4ОН- 2BrO^ + 12Н+ + 10е = Вг2 + 6Н2О 2ВгО^ + 6Н2О + 10е = Вг2 + 12ОН“ ВгО^ + 6Н+ + бе = Вг“ + ЗН2О ВгОз + ЗН2° + бе = Вг“ + 6ОН“
С НСНО+2Н++2е=СН3ОН НСООН+2Н+4-2е=НСНО СН3СНО+2Н+4-2е=С2Н5ОН СН3СООН+2Н++2е=СН3СНО СО2+2Н++2е=СО+Н2О СО2+2Н++2е = НСООН 2СО2+2Н++2е=Н2С2О4
Са Са2++2е = Са
Cd Cd2++2e-Cd
344
Элемент Реакция £*, В
Cd CdS+2e=Cd+S2-' -1,47
Се Се3++Зе=Се -2,40
Cl С12+2е=2С1- 1,36
2НОС1+2Н++2е=С12+Н2О 1,63
2С1О-4-2Н2О+2е=С12+4ОН^ 0,40
НС1О+Н++2е=С1-+Н2О 1,50
С1О-+Н2О+2е=С1-+2ОН- 0,88
НС1О2+6Н++6е=С12+4Н2О 1,63
НС1О2+ЗН++4е=С1-+2Н2О 1,56
СЮ^ + 6Н+ 4- бе = СГ Н-'ЗНгО 1,45
СЮ^ + Н20 + 2е = СЮ- + 20Н“ 0,66
С1О^ + Н20 + 2е = СЮ2 + 201Г 0,33
2СЮ3 + 12Н+ + 10е = С12 4- 6Н2О 1.47
СЮ^ 4- ЗН2О 4- бе = СГ 4- 60Н~ 0,63
С1О7 4- 2Н+ 4- 2е = С10^ 4- 2Н2О 1.19
С1О^ 4- Н20 4- 2<? = CIC7 4- 20НГ 0,36
2С1О7 4- 16Н+ 4- 14е = С12 4- 8Н2О 1,39
С107 4- 8Н+ 4- 8е = СГ 4- 4Н2О 1,38
ClOf 4- 4Н2О 4- 8е = СГ 4- 80Н" 0,56
Со Со’+4-е=Со2+ 1,84
Со3+4-Зе=Со 0,33
Со2+4-2е=Со -0,28
Co(NHs)3+ 4- в = Co(NHa)|+ 0,10
Со (ОН) з4-<?- Со (ОН) 24-ОРГ 0,17
Со(ОН)24-2е=Со4-2ОН" -0,73
Сг Сг’+4-Зе=Сг -0,74
Сг3+4-е=Сг2+ -0,41
Сг2+4-2е=Сг 0,91
Сг(ОН)а4-2е-Сг4-2ОН' -1,40
345
Элемент
Реакция
Сг Сг(ОН)3+Зе = Сг+ЗОН-
Cs CrO|~ + 4Н+ + Зе = СгО~ + 2Н2О СгО7 + 2Н2О + Зе = Сг + 4ОН~ Сг2О?“ + 14Н+ + бе = 2Сг3+ + 7Н2О СгО|“ + 4Н2О + Зе = Сг(ОН)3 + 5ОН~ Сг2+ + 2Н2О = СгО7 + 4Н+ Cs++e=Cs
Си Си2++2е=Си
F Си++е = Си Си2++е=Си+ Си2++Вг-+е=СиВг Си (ОН) 2+2е=Си+2ОН- Си2О+Н2О4-2е=2Си+2ОН- Cu2S+2e=2Cu+S2- CuS+2e=Cu+S2“ Си (CN) г+2е=Си+2С№ Си2++С1-+е=СиС1 СиС1+е=Си+С1~ Си2++1-+е = Си1 СиВг+е=Си+Вг~ Си1+е=Си+1- Cu(NH3)2+ + е = Cu(NH3)+ + 2NH3 F2+2e=2F~
Fe Fe3++e=Fe2+
Fe3++3e=Fe Fe2++2e=Fe Fe(CN)3- + e = Fe(CN)4- Fe (OH) 3+e=Fe(OH) 2+OH~ FeS+2e=Fe+S2~
346
Элемент Реакция E°, в
Fe FeO|~ + 2H2O + 3e = FeO^ + 4OH" 0,90
FeO^- + 8H+ + 3e = Fe3+ 4- 4H2O 1,90
Ga Ga3+4*3e=Ga -0,56
Ge Ge2++2e=Ge 0
H 2H+4-2e = H2 0
2H+(10~7 M)+2e=H2 —0,41
H++e=H -2,1
H2+2e=2H- -2,25
Hg Hg2+-|-2e=Hg 0,85
Hg|+ + 2e = 2Hg 0,79
2Hg*-f- 2e = Hg|+ 0,91
-0,33
In In3+4-3e=In 1,15
Ir Ir3++3e=Ir 0,54
I I2+2e=2I- I~ 4- 2e = 31" 2HIO4-2H+4\2e=I24-2H2O 2ICT+H2O+2e=I24-4OH- HIO4-H+4-2e= I~+H2O 0,55 1,45 0,45 0,99 1,19 0,21 1,08
210^ 4- I2H+ 4- 10* = !2 + 6Ha% 2KV 4- 6H2O 4- 10е = !2 +120H
107 4- 6H+ 4- 6e = I" + 3H2O_ 107 + 3H2O + & = Г + 60H _ I0-4-2HaO 4-2^Юз +20H 0,26 -0,68 0,49
]O-4-H2O4-2e=I-+2OH" 1 14
I0T+ 5H+ + '<> H,° + 2H,°_ юг + 2Н»а+^“1О' + 4ОН 0,14 —2,93
К K+4-e=K -3,04
Li++e=Li 347
Элемент Реакция
Mg Mg2++2e=Mg
Мп Mn2+4~2e=Mn Mn3+4~e=Mn2+ MnO2-HH++2e=Mn2++2H2O Мп (ОН) 3+е=Мп (ОН) 2+ОН- МпО2+Н++е=Мп3+ МпО4“ + 4Н+ 4- 2е = МпО2 + 2Н2О МпО^ + е = МпО|“ МпО^ + 4Н+ + Зе = МпО2 + 2Н2О МпО^- + 2Н2О + Зе = МпО2 + 4ОН— МпО^ + 8Н+ + 5е = Мп2+ + 4Н2О МпО^ + е = МпО4—
N N2+4H2O+2e=NH2OH+2OH~ N2+4H2O+4e=N2H4+4OH“ N2 + 8Н+ + бе = 2NH^ N2+8H2O+6e=2NH4OH+6OH^ N2H4+4H2O4-2e=2NH4OH4-2OH- NH2OH4-2H2O4-2e=NH4OH+2OH- HNO24-H++e=NO+H2O NO^ + H2O + e = NO + 2OH- 2HNO2+4H++4e=N2O+3HaO 2HNOa4-6H++6e=Na+4HaO 2NO7 + 4HaO + 6e = Na + 8OH~ HNO2 + 7H+ 4- 6e = NH+ 4- 2H2O NO^ 4- 6H2O 4- 6e = NH4OH 4- 7OH“ N2O+2H+4-2e=N24-H2O N2O+H2O+2e=N24-2OH-' 2NO+4H+4-4e=N24-2H2O 2NO4-2H2O4-4e=N2+4OH-
348
Элемент Реакция е>, в
N NOjf + 3H+ + 2e = HNO2 4- H2O 0,94
+ H2° + 2e = NO7 4- 2OH~ 0,10
NO^ + 2H+ + e = NO2 4- H2O 0,80
NO^ 4- H2O 4- e ~ NO2 4- 2OH- -0,86
NO^ 4- 4H+ 4- 3e = NO 4- 2H2O 0,96
NO^ 4- 2H2O 4- 3e = NO 4- 4OH~ -0,14
2NO^ 4- 12H2O 4- lOe = N2 4- 6H2O 1,24
NO^ 4- 10H+ 4- 8e = NH+ 4- 3H2O 0,87
NO^ 4- 7H2O 4- 8e = NH4OH 4- 9OH“ -0,12
2NO~ 4- 4H+ 4- 2e = N2O4 4- 2H2O 0,80
Na Na+4-e=Na -2,71
Nb Nb3+4-3e=Nb -1,10
Ni Ni2+4-2e=Ni -0,23
[Ni (CN) 4]2“4-e=[Ni (CN) J’- —0,82
0 O24-4H+4-4e=2H2O 1,23
024-4H+(IO-7 М)4-4й=2Н2О 0,82
O24-2H2O4-4e=4OH.- 0,40
O24-2H+4-2e=H2Oa.
H2O»4-2H+4-2e=2H2O 1,77
Os4-2H+4-2e=Oa4-HaO 2,07
Оз4-Н2О4^е=Оа4-2ОН- 1,24 A RS
Os Os2+4-2e=Os
P Р4-ЗН2О4-Зе=РНз4-ЗОН- —0.89 П ЛА
Р4-ЗН+4-Зе=РНз Л Г1
НзРОз4-Н+4*е=Р+2На°
НзРО*4-2Н+4-2е=НзРОз4-НзО —0,2о
НзРОз+2Н+4-2е=НзРОз4-НзО —0,50
НРОз- + 2НаО + 2е = Н»РОа + Л»н —1,57 -0,13
Pb pb2+4-2e=Pb 1.80
pb*+4-2e-Pb2+ 0,84
РЬ4+4-4е=РЬ
349
Элемент Реакция E°, В
Pb РЬО24-4Н++2е=РЬг+4-2Н2О 1,46
PbO2 + 4H+ + SO^“ + 2e = PbSOt + 2H2O 1,68
PbO^“ + H2O + 2e = РЬО2“ + 2OH“ 0,20
PbO24-H2O+2e= Pb+2OH- 0,25
Pb02- 3H+ + 2e = HPbO^ + H2O 1,55
Pd Pd2+4-2e=Pd 0 99
PdO+2H+4-2e=Pd4-H2O 0,90
Pt Pt2+4-2e=Pt 1,20
Rb Rb+4-e=Rb -2,93
Rh Rh3+-}-3(?=Rh 0,80
Ru Ru2+4-2e=Ru 0,45
S S4-2e=S2- -0,48
S4-2H+4-2e=H2S 0,14
S2O^“ + 6H+ 4- 4e = 2S + 3H2O 0,50
S4O|- + 2e = 2S2O|~ 0,09
SO2— 4- 4H+ 4- 2e = H2SO3 4- H2O 0,17
SO2- 4- H2O 4- 2e = SO|- + 2OH- —0,93
2Sq2— 4- 10H+ 4- 8e = S2O^~ 4? 5H2O 0,29
2SQ2- 4- 5H2O 4- 8e = S2O2- 4- 10H+ —0,76
SQ2- 4- 8H+ + 6e = S 4- 4H2O 0,36
SO|~ 4- 4H2O 4- 6e = S 4- 8OH~ —0,75
S2Q2- 4- 2e = 2SOl~ 2,0
2SQ2- 4- 4H+ 4- 2e = S20j~ 4- 2H2O —0,22
H2SO34-4H+4-4e= S4-3H2O 0,45
SO2_ 4- 8H+ 4- 8e = S2- 4- 4H2O 0,15
SO2- 4- 10H+ 4- 8e = H2S 4- 4H2O 0,3
Sc Sc3+4-3e=Sc -^2,1
Se Se4-2e = Se2- -+-0,92
Se4-2H+4-2e=UzSe —0,40
350
Элемент Реакция Е». В
H2SeO3+4H++4e=Se+3H2O 0,74
Sn Sn2++2e=Sn -0,14
Sn4++2e=Sn2+ —0,15
Sn4++4e=Sn 0,01
HSnO^ + H2° + 2e = Sn 4- ЗОН- —0,91
HSnO^ + 3H+ + 2e = Sn + 2H2O 0,33
Sn(OH)|— + 2e = HSnOjf + ЗОН- + H2O —0,92
Sr Sr2++2e=Sr —2,89
Те Te+2e=Te2- —1,14
Te+2H++2e = H2Te -0,71
Ti Ti2++2e=Ti —1,63
Ti3+4-e=Ti2+ —0,37
TiO2++2H++4e=Ti+4H2O —0,89
TiO2++2H++e=Ti3++H2O 0,10
Th Th4++4e=Th 1,90
TI Tl++e=Tl —0,34
Tl3++2e=Tl+ 1,28
U U3++3e=u -1.8
U4++e=U3+ —0 64
V y2+_|_2e=V 1,20
V3+-}-e=V2+ 0,2b
VO2++2H++e = V3++H2O 0 34
V20s+6H+4-2e = 2VO2+4-3H3O 96
Y Y3+-|-3e=Y г.з’
Zn Zn2+_}-2e«7ti 0 76
Zn(OIl)a4-2e~Zn+2OH- 1 ,°5
ZnO|" + 2HaO + 2e Zn + 4OH 1 2е»
[Zn(NH3)4]3++2e Zn+4NH»(P) 1,04
7r Zv4+4-4e=Zr 1
351