методические рекомендации и Контрольные задания для

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ
НОВОПОЛОЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ
ТЕХНИКУМ
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ДЛЯ
УЧАЩИХСЯ ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ
для специальности 2 – 48 01 35 «Переработка нефти и газа»
Новополоцк
2009
Разработчик:
Е.И.Краснова, преподаватель учреждения образования
«Новополоцкий государственный политехнический техникум»
Рассмотрено на заседании комиссии спецтехнологии и оборудования
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
Настоящие методические указания и контрольные задания составлены на
основании действующей типовой программы, утвержденной Министерством образования
Республики Беларусь.
Дисциплина «Неорганическая химия» предусматривает изучение учащимися
средних учебных заведений теоретических основ неорганической химии, безопасных и
рациональных приемов и навыков ведения химического эксперимента.
В результате изучения дисциплины учащиеся должны понять роль аналитической
химии как фундаментальной науки, ее значение в развитии науки и техники, разработке
методов контроля технологических процессов.
В процессе обучения учащиеся должны знать на уровне представления:
- роль и значение неорганической химии в разработке методов контроля
технологических процессов;
- современные приборы и аппаратуру;
должны знать на уровне понимания:
- методы качественного и количественного анализа простых и сложных веществ;
- основные типы химических реакций и условия их проведения;
- технику химического эксперимента;
- индикаторы, способы приготовления и применения;
- способы приготовления растворов;
- основные физико-химические методы анализа органических соединений:
должны уметь:
- проводить качественный и количественный анализ исследуемых веществ;
- выполнять расчеты, связанные с приготовлением растворов различной
концентрации;
- проводить необходимую математическую обработку результатов анализа;
- соблюдать правила безопасности труда при проведении лабораторных работ,
химического эксперимента
Содержание предмета
Методические указания к темам
Примеры решения задач
Введение
Цели и задачи предмета »Неорганическая химия», её значение для
подготовки специалистов. Связь с другими дисциплинами и роль в
развитии важнейших отраслей промышленности, сельского
хозяйства.
Раздел 1.Теоретические основы химии.
Тема 1.1.Периодический закон и строение атомов. Химическая
связь.
Современная формулировка ПЗ и его физический смысл.
Строение электронной оболочки атома. Электронные формулы.
Принцип наименьшей энергии. Понятие о s-, p-, d-, f- семействах.
Квантовые числа. Принцип Паули, правило Хунда. Распределение и
заполнение орбиталей электронами.
Химическая связь, её виды (ковалентная полярная и неполярная,
ионная, металлическая).
Межмолекулярная связь. Водородная связь.
Механизмы образования ковалентной связи (обменный и донорноакцепторный).
Методические указания к теме 1.1.
При изучении темы необходимо знать понятия группы, периода, какую информацию они
определяют для элемента, раскрыть смысл порядкового номера.
При изучении темы по строению атома обратить внимание на
вопросы, связанные с электронной структурой атомов. Следует
исходить из того, что любое устойчивое состояние электрона в атоме
характеризуется определёнными значениями квантовых чисел n, l, m,
s. Состояние электрона в атоме, отвечающее определённым
значениям квантовых чисел n, l, m, называется атомной электронной
орбиталью.
Важно усвоить основные принципы и правила для составления
электронных схем атомов, уметь распределить электроны по
энергетическим уровням, указывать число валентных электронов,
число спаренных и неспаренных электронов на внешнем слое,
указать высшую и низшую степень окисления. В графических схемах
электронного строения атомов каждая орбиталь обозначается
символом:
Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов,
характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. Из этого следует, что каждая
атомная орбиталь (АО) может быть занята не более чем двумя электронами с
различными спиновыми числами:
Порядок заполнения АО электронами определяется правилами
Клечковского, которые учитывают зависимость энергии от значений
как главного (n), так и орбитального (l) квантовых чисел.
Размещение электронов в пределах одного энергетического
подуровня определяется правилом Хунда, согласно которому
минимальной энергии атома соответствует такое распределение
электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное
значение суммарного спина электрона
минимально:
На основе строения атома элемента объяснить возможность
образования химической связи, дать характеристику каждому виду
связи. Практически научиться составлять схемы образования
ковалентной и ионной связи, определять типы связей в соединениях.
Для оценки способности атома данного элемента оттягивать на себя
электроны, осуществляющие связь, пользуются значением
относительной электроотрицательности (ҳ).
Для объяснения некоторых аномальных физических свойств
соединений важно знать, как влияет межмолекулярное
взаимодействие и водородная связь. Наличие водородных связей
является причиной аномально высоких температур кипения и
плавления некоторых веществ.
Для разделения понятий «степень окисления» и « валентность»
необходимо изучить механизмы образования ковалентной связи. При
обменном механизме образования ковалентной связи атомы
элементов предоставляют свои электроны для создания общих
электронных пар. При донорно-акцепторном механизме атом одного
из элементов предоставляет свою электронную пару (донор), а
другой свободную атомную орбиталь (акцептор).
Примерные решения задач к теме 1.1.
Пример 1. Составить электронную формулу атома кремния и
графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей
этого атома в стандартном состоянии.
Решение: Составляем электронную формулу атома кремния. 1s22s2
2p63s23p2 . Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали
внешнего (третьего) электронного слоя, т.е. 3s-, 3p- и незаполненные
3d-орбитали. Графически схема заполнения электронами этих
орбиталей имеет следующий вид:
Пример 2: На каком основании хлор и марганец помещают в одной
группе периодической системы элементов? Почему их помещают в
разных группах?
Решение: Электронные конфигурации атомов:
Cl 1s22s22p63s23p5; Mn 1s22s22p63s23p63d5 4s2
Валентные электроны хлора- 3s23p5 , а марганца-3d5 4s2; таким
образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не
должны размещаться в одной и той же группе. Но на валентных
орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое число
электронов-7. На этом основании оба элемента помещают в одну и ту
же седьмую группу, но в разные подгруппы.
Пример 3: Каков характер связей между атомами в следующих
соединениях: SiF4, H2O, CsF, LiH, O2, HCl?
Решение: По табличным данным находим значение электроотрицательности элементов.
∆ҳ Si = 1,9; ∆ҳ F = 4,0; ∆ҳ Cs = 0,79; ∆ҳ Li =0,98; ∆ҳ H = 2,1; ∆ҳ O =3,5; ∆ҳ Cl = 3,16. Вычисляем
разность электроотрицательностей для связей Si-F (4,0-1,9=2,1), H-O (3,5-2,1=1,4), Cs-F
(4,0-0,79=3,21), Li-H (2,1-0,79=1,31), O-O (равна нулю), H-Cl (3,16-2,1=1,06). Ярко
выраженный ионный характер связи в соединении CsF, в остальных соединениях характер
связи ковалентный. В молекуле O2 связь неполярная.
Пример 4: Как изменяется прочность связей Н-Э в ряду H2O -- H2S-- H2Se-- H2Te?
Решение: В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов
соответственно возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с
электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области
перекрывания от ядра соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения
ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т.е. к
ослаблению связи. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи
Н-Э уменьшается.
Пример 5:Составить валентную схему молекулы воды H2O. Указать тип связи и
направление смещения электронных облаков.
Решение: Электронная конфигурация атома водорода 1s1 , а атома кислорода- 1s22s22p4.
Электронное строение их валентных орбиталей в стандартном состоянии может быть
представлено следующими графическими формулами:
2s22p4
Водород 1s1
Кислород
Для завершения энергетического уровня кислороду не хватает 2-х электронов, а каждому
атому водорода по 1-му. Между атомом кислорода и двумя атомами водорода образуется
две ковалентных связи:
..
O:
.. ..
H
H
Пример 6:Сероводород при обычной температуре – газ, а вода- жидкость. Чем можно
объяснить это различие?
Решение: Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера. Поэтому между
молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами
сероводорода. Разрыв этих связей, необходимый для перехода воды в газообразное
состояние, требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному
повышению температуры кипения воды.
Пример 7: Сравнить число электронов в ионах Ca2+ и S2- с нейтральными атомами.
Решение: Атом является электронейтральной частицей, потому что число протонов
(положительно заряженных частиц) и электронов (отрицательно заряженных частиц)
одинаково. Число протонов для конкретного атома элемента неизменно, их число
меняется только при радиоактивных распадах. При превращении нейтрального атома в
заряженную частицу изменяется же число электронов. Если число электронов
уменьшается, то атом становиться положительно заряженной частицей и число
электронов определяется: порядковый номер элемента минус число зарядов частицы. Для
иона кальция число электронов равно: 20-2=18. Для иона серы надо наоборот прибавить к
порядковому номеру число заряда частицы (16+2=18). Отрицательный заряд частицы
указывает на число присоединённых электронов.
Вопросы для самоконтроля
1.Каково максимальное число электронов на 3- и 4-м энергетических уровнях? На каких
подуровнях размещаются электроны в данных уровнях?
2.Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым числом 21.
3.Указать порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение
электронами орбиталей 4d; б) начинается заполнение подуровня 4p.
4.Какой из подуровней заполняется электронами раньше: 5s или 4d, 3d или 4s?Ответ
мотивируйте.
5.Чем отличаются по строению и свойствам атомы меди от ионов
меди Cu2+?
6.Температураы кипения HF, HCl, HBr, HI соответственно равны 293,
188, 206, 238.Объясните, почему в ряду соединений при монотонном
изменении полярности молекул Ткип изменяется немонотонно.
7.Вычислить разность относительных электроотрицательностей
атомов для связей О-Н и O-As. Какая из связей более полярна?
8.Как изменяется прочность связей в ряду: HF- HCl- HBr- HI.
9.Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2 , ICl5,ClF, CO2?
Указать для каждой пары в каком направлении смещена общая
электронная пара.
10.Составьте валентную схему молекулы аммиака NH3 и укажите: а) тип связи: б) в каком
направлении смещено электронное облако этой связи.
Тема 1.2. Химические реакции и их классификация.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
Классификация химических реакций в неорганической химии.
Классификация по признаку числа исходных веществ и продуктов
реакции (соединения, разложения, замещения, обмена), по тепловому
эффекту (экзо- и эндотермические), по обратимости (обратимые и
необратимые), по агрегатному состоянию реагирующих веществ
гомо- и гетерогенные).
Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель (атом
элемента присоединяющего электроны), восстановитель (атом
элемента отдающего электроны), процессы окисления (отдача
электронов) и восстановления (присоединение электронов).
Важнейшие окислители и восстановители. Меж- и
внутримолекулярные ОВР. Расстановка коэффициентов в ОВР
методом полуреакций.
Методические указания к теме 1.2.
При составлении характеристике любой реакции важно
определить число исходных веществ и продуктов реакции, изменяют
ли элементы в составе веществ степени окисления, в каком
агрегатном состоянии находятся реагирующие вещества, с
поглощением или выделением тепла идёт реакция.
Для составления ОВР важно правильно определить степень
окисления элемента, которая определяется числом отданных
(положительная) или присоединённых (отрицательная) электронов.
При вычислении степени окисления элемента следует исходить из
следующих положений:1)степень окисления элементов в простых
веществах равна нулю; 2) алгебраическая сумма степеней окисления
всех атомов, входящих в состав соединения, равна нулю; 3)
постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные
металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк (+2); 4)
водород проявляет степень окисления +1, кроме гидридов (-1).
Элементы в высшей степени окисления могут проявлять только
окислительные свойства, в низшей – только восстановительные. В
промежуточной степени окисления элементы обладают
окислительно-восстановительной двойственностью.
При составлении уравнений ОВР рекомендуется придерживаться следующего
порядка:
1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ,
отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окислении,
найти окислитель и восстановитель.
2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием
исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов
или молекул.
3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях
полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях
могут участвовать молекулы воды H2O, ионы H+ или OH - .
4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для
этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число
электронов.
5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций, чтобы
число отданных при окислении электронов было равно числу принятых при
восстановлении электронов.
6. Сложить уравнения полуреакций с учётом найденных основных
коэффициентов.
7. Расставить коэффициенты в уравнении реакций.
Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и
присоединение кислорода восстановителем происходит по разному в кислой,
щелочной и нейтральной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается
ионами водорода с образованием молекулы воды, а в щелочной и нейтральной
средах- молекулами воды с образованием гидроксид- ионов, например:
MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ + 4H2O (кислая среда)
NO3- + 6 H2O +8 e- = NH3 + 9OH - (щелочная или нейтральная среда)
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и
нейтральной средах за счёт молекулы воды с образованием ионов водорода, а в
щелочной среде - за счёт гидроксид- ионов с образованием молекул воды,
например:
I2 + 6H2O = 2IO3- + 12H+ +10e- (кислая или нейтральная среда)
CrO2- + 4OH - = CrO42- + 2H2O + 3e- (щелочная среда)
Примерные решения задач к теме 1.2.
Пример 1: Охарактеризовать химическую реакцию: CuSO4 (р) + Fe (тв) = FeSO4 (р) + Cu
(тв) -Q
Решение: 1) по признаку числа исходных веществ и продуктов реакции – замещения; 2) по
тепловому эффекту – эндотермическая; 3) по обратимости – необратимая; 4) по
агрегатному состоянию реагирующих веществ – гетерогенная; 5) по изменению степени
окисления – окислительно-восстановительная.
Пример 2: Определить степень окисления азота в следующих веществах NH3, N2H4, NO,
HNO3, N2.
Решение: Исходя из известных степеней окисления водорода (+1) и кислорода (-2)
определяем степень окисления азота. Степень окисления соответственно равна -3, -2, +2,
+5, 0.
Пример 3: Указать, какие из приведённых процессов представляют собой окисление, а
какие – восстановление: 1) S  SO42-; 2) K K+; 3) Br2 2 Br- ; 4) S  S2-.
Решение: Степени окисления серы в схеме 1 изменяется с 0 до +6, поэтому процесс
окисления; во 2-й с 0 до +1, процесс окисления; в 3-й с 0 до -1, процесс восстановления; в
4-й с 0 до -2, процесс восстановления.
Пример 4: Составить уравнение реакции восстановления оксида железа(III) углём.
Реакция протекает по схеме: Fe2O3 + C = Fe + CO
Решение: Железо восстанавливается, понижая степень окисления от +3 до 0; углерод
окисляется, его степень окисления повышается от 0 до +2. Составим схемы этих
процессов:
Fe+3 +3e- = Fe0 / 2
C0 - 3e- = C+2 / 3
Отношение чисел электронов, участвующих в восстановлении и окислении, равно 3:2.
Следовательно, в реакции каждые два атома железа восстанавливаются тремя атомами
углерода. Окончательно получаем: Fe2O3 + 3C =2Fe + 3CO
Пример 5: Окислительно-восстановительная реакция протекает по схеме: HCl + KMnO4 =
MnCl2 + Cl2+ KCl + H2O. Составьте электронно- ионные уравнения и расставьте
коэффициенты.
Решение: Среда кислая, согласно этому составляем электронно- ионные уравнения:
MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ + 4H2O /2
2Cl- - 2e- = Cl2
/5
Полное электронно- ионные уравнение принимает вид: 2MnO4- + 16H+ +10Cl- =
2Mn2+ + 8H2O + Cl2
Полное уравнение:
16 HCl + 2KMnO4 = 2MnCl2 + 5Cl2+ 2KCl + 8H2O.
Вопросы для самоконтроля:
1.Охарактеризовать химические реакции:
а) CH4 (г)+ 2O2 (г) = CO2 (г)+ 2H2O (г)
б) 2CO2 (г)  2CO (г) + O2 - Q
в) NaOH (р-р)+ HNO3 (р-р) = NaNO3 (р-р) + H2O (ж) + Q
2. Определить степени окисления: а) фосфора в PH3, Ca(H2PO4)2, P2O3, Mg3P2;
б) меди в Cu2O, CuNO3, CuCl2, CuO; в) серы в K2SO3, SO3, Mg(HS)2, SF6.
3.Какие из следующих реакций относятся к окислительно-восстановительным?
а) 2H2 + O2 = 2H2O
б) NH4Cl = NH3 + HCl
в) NH4NO3 = N2O + 2H2O
г) Fe + S =FeS
4. Указать, какие из приведённых процессов представляют собой окисление, а какие –
восстановление: SnSn 2+; 2H+ H2; H22H- ; V2+VO3- ; IO3-I2; MnO4- MnO42-.
5. Какие из перечисленных ионов могут служить восстановителями, а какие не могут и
почему: Cu2+; Sn2+; Cl- ; VO3- ; S2-; Fe2+; WO42-; IO4-; Al3+.
6. Какие из перечисленных веществ и за счёт каких элементов проявляют обычно
окислительные свойства и какие – восстановительные? Указать те из них, которые
обладают окислительно-восстановительной двойственностью: H2S, CO, Zn, SO2 , I2; HOCl,
KMnO4.
7. Составить электронные, электронно- ионные и полные уравнения окислительновосстановительных реакций:
1) H2S + O2 = SO2 +H2O
2) S + HNO3 = H2SO4 +NO
3) I2+ H2O2 = HIO3+ H2O
4) KMnO4+ H2O2 = MnO2+ KOH + O2 + H2O
5) HIO3+ HI = I2+ H2O
8.Закончить уравнения реакций, указать окислитель и восстановитель:
1) C + HNO3= CO2 +
2) HBr+ H2SO4 = Br2+
3) KJ+ CuCl2= CuCl+
4) HBr+ KMnO4= MnBr2+
Тема 1.3. Химия растворов.
Вода как растворитель. Строение молекул воды, их дипольный характер. Механизм
растворения веществ в воде с различным характером связей.
Понятие о растворах. Концентрация растворов. Формы выражения концентрации
растворов: по массовой доле (в %), молярная концентрация: а) вещества, б) эквивалента
вещества.
Процесс растворения как физико-химический процесс. Тепловой эффект растворения.
Растворимость веществ в зависимости от условий. Растворы насыщенные, ненасыщенные,
перенасыщенные. Кривые растворимости. Кристаллогидраты.
Методические указания к теме 1.3.
При выяснении причин, почему вода является универсальным растворителем,
необходимо рассмотреть вопросы о строении молекулы. Молекулы воды являются
полярными молекулами, поэтому большинство полярных молекул растворяются в ней.
Растворы - однородные устойчивые системы переменного состава, состоящие из
растворителя и растворённого вещества. Содержание растворённого вещества в растворе
может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо
размерными единицами – концентрациями. Часто употребляемыми в химии способами
выражения содержания растворённого вещества являются:
1) массовая доля – отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора (ω
= m вещества / mраствора);
2) молярная концентрация- отношение растворённого количества вещества к объёму
раствора (cm= n/V, моль/л);
3) эквивалентная концентрация- отношение числа эквивалентов растворённого
вещества к объёму раствора.
Энтальпией растворения вещества называется изменение энтальпии при растворении 1
моля этого вещества в данном растворителе. Следует иметь в виду, что энтальпия
растворения зависит от температуры и количества взятого растворителя.
Растворимость веществ зависит от температуры, давления с учётом агрегатного
состояния растворяемого вещества. Повышение температуры влияет на растворимость
большинства твёрдых веществ, увеличивая растворимость. Повышение температуры
влияет на растворимость газообразных веществ, уменьшая растворимость. Изменение
давления влияет на растворимость газообразных веществ.
При решении задач на растворимость необходимо уметь пользоваться графиками
кривых растворимости, которые показывают зависимость температуры и максимальной
массы растворённого вещества при данной температуре в данной массе растворителя (на
100г или на 1000г). Данные кривых растворимости используются при приготовлении
насыщенных растворов. Кристаллогидраты- вещества, которые в твёрдом агрегатном
состоянии содержат кристаллизационную воду (CuSO4 • 5H2O).
Примерные решения задач к теме 1.3.
Пример 1: В 250г воды растворено 50г кристаллогидрата FeSO4 • 7H2O. Вычислить
массовую долю кристаллогидрата и безводного сульфата железа (II) в растворе.
Решение: Масса полученного раствора составляет 300г. Массовую долю кристаллогидрата
находим по пропорции:
300г раствора – 100%
50г кристаллогидрата – x%
x = 50•100/300 = 16,7%
Теперь массу безводной соли в 50г кристаллогидрата. Мольная масса FeSO4 • 7H2O
равна 278г/моль, а мольная масса FeSO4 составляет 152 г/моль. Содержание FeSO4 в
FeSO4 • 7H2O найдём по пропорции:
278:152= 50:x
x = 50•152/278 = 27,4г
Отсюда массовая доля безводной соли в 300г раствора равна:
ω = 27,4 •100/300 = 9,1%
Пример 2: Какой объём 96%-ной (по массе) серной кислоты (плотностью ρ =1,84г/мл) и
какую массу воды нужно взять для приготовления 100мл 15%-ного (по массе) раствора
H2SO4 (ρ =1,10г/мл).
Решение: Найдём массу 100мл 15% раствора H2SO4. Она составляет 100•1,10=110г. Масса
H2SO4, содержащаяся в 110г этого раствора, равна 15 •110/100=16,5г.
Находим объём 96% раствора, содержащего 16,5г H2SO4. 1мл раствора с массой 1,84г
содержит 1,84•0,96=1,77г H2SO4. Следовательно, искомый объём исходного раствора
H2SO4 равен 16,5/1,77= 9,32мл.
Итак, для приготовления100мл 15% раствора H2SO4 требуется 9,32мл 96% раствора
H2SO4 и 110-16,5=93,5г воды.
Пример 3: Найти молярность и нормальность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ
=1,10г/мл).
Решение: Для расчёта молярности и нормальности раствора найдём массу раствора
H2SO4, содержащуюся в 1000мл (т.е. в 1000•1,1=1100г) раствора:
1100:100=y:15; y= 1100•15/100=165г
Мольная масса H2SO4 равна 98г/моль, эквивалентная масса H2SO4 равна 49г/моль.
Следовательно, cm=165/98=1,68моль/л, cn=165/49=3,37н.
Пример 4: Какие объёмы 2 и 6 М растворов HCl нужно смешать для приготовления500мл
3 М раствора? Изменением объёма при смешивании пренебречь.
Решение: В500мл 3М раствора содержиться0,5•3=1,5 моля HCl. Обозначив объём 6М
раствора через x, тогда необходимый объём 2М раствора равен (0,5-x)л. В x л 6М раствора
содержится 6x молей HCl. Поскольку общее количество HCl в растворе должно быть 1,5
моля, можно написать:
6x+2(0,5-x)=1,5;
x=0,125л
Значит, для приготовления требуемого раствора надо взять 125мл 6 М и 375мл 2М
растворов HCl.
Пример 5: При 600С насыщенный раствор KNO3 содержит 52,4%(масс.) соли. Найти
коэффициент растворимости соли при этой температуре.
Решение: Определим массу растворителя: 100-52,4=47,6г. Коэффициент растворимости
находим из пропорции:
На 47,6г H2O приходится 52,4г KNO3
На 100г H2O приходится x г KNO3
X=100•52,4/47,6=110г
Таким образом, растворимость KNO3 при 600Сравна 110г в 100г H2O
Пример 5: Сколько граммов хлорида натрия может раствориться в 2л воды при 250С?
Коэффициент растворимости (at0) равен 360 г/л.
Решение: at0 =m/V, где m - масса растворённого вещества, V- объём растворителя.
Отсюда m= at0V=360•2=720г.
Пример 6: Коэффициент растворимости CaCO3 при 200С равен 0,01 г/л. Какой объём воды
потребуется для растворения 2г CaCO3?
Решение: Из формулы выражаем объём V=m/ at0=2/0,02=200л H2O.
Пример 7: Определите массовую долю (в %) хлорида натрия в растворе, содержащего 80г
соли в 500г раствора.
Решение: Массовая доля выражается соотношением: ω = (m вещества / mраствора )•100.
Подставляем известные величины:(80/500) •100=16%.
Пример 8: Определите массовую долю (в %) хлорида калия в растворе, полученном при
смешивании 150г 20% раствора и 250г 40% раствора хлорида калия.
Решение: ω = (m вещества / mраствора )•100= (150•0,2 = 250•0,4)/(150=250)=32,5%.
Пример 9: 500мл раствора серной кислоты содержат 196г H2SO4.Определить молярность и
нормальность раствора H2SO4.
Решение: Молярную концентрацию определяют по формуле: cm= n/V или m/(VM), где m масса растворённого вещества, г; V- объём раствора, л; M-молярная масса растворённого
вещества, г/моль. Зная, что мольная масса H2SO4 равна 98г/моль, получим: cm=
196/(98•0,5)= 4 моль/л.
Эквивалентная масса H2SO4 равна 49г/моль. Находим эквивалентную концентрацию по
формуле: cn=m/VЭ. cn=196/(49•0,5)=8н., т.е. 8 эквивалентов в 1л раствора.
Пример 10: Сколько литров 96% раствора серной кислоты (плотностью ρ =1840кг/м3)
требуется для приготовления 20л 0,5М раствора серной кислоты?
Решение: Определим, сколько граммов содержится в 20л 0,5М раствора серной кислоты:
мольная масса H2SO4 равна 98г/моль, cm= m/(VM), отсюда m= cmVM=0,5•98•20=980г. Найдём,
в каком объёме 96% раствора серной кислоты содержится 980г серной кислоты: ω = (m вещества /
-3
mраствора )•100=( m вещества / ρV) ω, отсюда V= m вещества•10000/(ρ ω)=980•100•10 /(96•1840)=0,54л.
Вопросы для самоконтроля:
1. Как доказать, что медный купорос является кристаллогидратом сульфата меди?
2. Как повлияет повышение давление и понижение температуры (по отдельности) на
растворимость углекислого газа?
3. Определите массовую долю (в %) иодида калия в насыщенном при 200С растворе.
4. К 3кг насыщенного при 400С раствора нитрата калия добавили 2кг воды. При какой
температуре полученный раствор будет насыщенным?
5. Сколько граммов хлорида кальция может раствориться в 1л воды при 200С?
6.Сколько граммов воды потребуется для получения насыщенного при 100С раствора нитрата
серебра, если имеется 255г соли?
7. Выразите коэффициент растворимости иодида калия в воде при 200С в молях на 1л воды.
8. Определите массовую долю (в %) хлорида натрия в растворе, содержащего 125 соли в 500г
воды.
9. Сколько граммов железного купороса FeSO4 • 7H2O необходимо для приготовления 500г
7% раствора безводной соли?
10. Определите массовую долю (в %) нитрата кальция в растворе, полученном при
смешивании 300г 10% раствора и 500г 20% раствора нитрата кальция.
11. Найти молярную и эквивалентную концентрацию 40%-ного раствора азотной кислоты
(ρ =1250 кг/м3).
12. Какой объём раствора HCl (ρ =1190 кг/м3) потребуется для приготовления 1,5л 0,2М
раствора?
13. Определите эквивалентную концентрацию 0,01М раствора гидроксида кальция.
14. В 2л воды растворено 250л хлороводорода при н.у. Определите массовую долю (в %)
хлороводорода в растворе.
15. Коэффициент растворимости сульфата меди при 300С равен 25г на 100г H2O. Будет ли
при этой температуре 18% раствор соли насыщенным?
Тема 1.4. Электролитическая диссоциация. Основы электрохимии.
Характерные особенности электролитов. Электролитическая диссоциация. Основные
положения теории ЭД. Свойства ионов. Гидратированные ионы. Диссоциация кислот,
щелочей, солей, ступенчатая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые
электролиты. Константа диссоциации.
Реакции ионного обмена и условия их протекания. Химические свойства кислот, оснований,
амфотерных оснований, солей в свете представлений об ЭД. Способы получения кислых и
основных солей, их номенклатура. Диссоциация кислых и основных солей. Перевод кислых и
основных солей в средние.
Гидролиз солей. Понятие о степени гидролиза.
Электролиз и его сущность. Практическое значение электролиза.
Методические указания к теме 1.3.
При растворении в воде или других растворителях, состоящих из полярных молекул,
электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т.е. в большей или меньшей
степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы- катионы и
анионы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабые
электролиты. Поэтому следует иметь представление о степени диссоциации (отношение
числа распавшихся молекул электролита к общему их числу в растворе). Для сильных
электролитов эта величина близка к единице, для слабых - близка к нулю. В растворах
устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их
диссоциации - ионами. Константа диссоциации связана с концентрациями
соответствующих частиц соотношением (электролит КА распадается на катион К+ и
анион А-):
К = ( К+)( А-)/КА
Для составления уравнений ионного обмена необходимо повторить свойства классов
неорганических соединений- кислот, оснований, амфотерных оснований, солей. Так же
важно помнить и условия их протекания (образование осадка или малодиссоциирующего
вещества, выделение газа). При составлении таких реакций пользуйтесь таблицей
растворимости веществ. Слабые электролиты в этих реакциях на ионы не раскладывают,
они записываются в молекулярном виде, а сильные растворимые электролиты записывают
в виде ионов. В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей
исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что
сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме
электрических зарядов в правой части уравнения.
При рассмотрении вопросов по гидролизу необходимо усвоить, что это тоже обменный
процесс соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое
основание. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате
гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы, и он приобретает щелочную среду. При
гидролизе соли сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион
соли; при этом образуются ионы водорода, и раствор приобретает кислую среду. Соль,
образованная слабой кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону и аниону.
Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. При
разбавлении раствора, нагревании раствора гидролизующейся соли степень её гидролиза
возрастает.
Электролизом называют совокупность процессов, протекающих при прохождении
постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава и
раствора электролита. Электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется
катодом, а электрод, на котором происходит процесс окисления,- анодом. На катоде будет
восстанавливаться наиболее активный из окислителей, находящийся в системе. На аноде
будет окисляться наиболее активный из восстановителей, находящийся в системе. При
составлении уравнений электролиза важно учитывать природу электродов, в растворе или
расплаве протекает процесс.
Примерные решения задач к теме 1.4
Пример 1:Какие из перечисленных ниже веществ являются электролитами: NaBr, SiO2,
CuCl2, H2SO4, KOH, C6H14 . Записать уравнения диссоциации электролитов.
Решение: Электролитами являются кислоты, щелочи и соли. Из данных веществ
электролитами являются NaBr, CuCl2, H2SO4, KOH. Запишем уравнения диссоциации этих
электролитов:
NaBr  Na+ + K+
CuCl2  Cu2+ + Pb2+ +
H2SO4 2H+ +SO42KOH  K+ + OH -
Пример 2: Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между
водными растворами следующих веществ: а) HCl и NaOH ; б) K2CO3 и H2SO4.
Решение: Запишем уравнения реакций взаимодействия указанных веществ в молекулярном
виде:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
K2CO3 + H2SO4= K2SO4+ H2O + CO2
Отметим, что взаимодействия указанных веществ возможно, ибо в результате происходит
связывание ионов с образованием слабых электролитов (H2O) или газа (CO2).
Полное ионное уравнение:
а) H+ + Сl- + Na+ + OH - = Na+ + Сl- +H2O
б) 2K+ + CO32- + 2H+ + SO42-=2K+ + SO42- + H2O + CO2
Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства а) Na+ и Сl- б) K+ и SO42- , получим
сокращённые ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) H+ + OH - =H2O
б) 2H+ + CO32- = H2O + CO2
Пример 3: Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие
ионно-молекулярные уравнения:
а) 2H+ +SO32- =H2O + SO2; б) Pb2+ + CrO42- = PbCrO4; в) HCO3-+ OH – = CO32- + H2O
Решение: В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы,
которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно,
при составлении молекулярных уравнений реакций следует исходить из соответствующих
растворимых сильных электролитов. Например:
а) K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2;
б) Pb(NO3)2 + K2CrO4= PbCrO4 +2KNO3
в) KHCO3 +KOH= K2CO3+ H2O
Пример 4: Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза
солей: а) KCN, б) Na2CO3, в) ZnSO4
Решение: а) Цианид калия KCN – соль, образованная слабой кислотой HCN и сильным
основанием KOH. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на ионы
K+ и CN- . Анионы CN- связывают ионы H+ воды, образуя молекулы слабого электролита
HCN. В результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы, и он приобретает
щелочную среду:
CN-+ H2O  HCN + OH –
или в молекулярной форме: KCN + H2O  HCN + KOH
б) Карбонат натрия Na2CO3- соль, образованная слабой многоосновной кислотой и
сильным основанием. В этом случае анионы соли CO32- , связывая водородные ионы воды,
образуют анионы кислой соли HCO3-. Гидролиз идёт только по первой ступени. Ионномолекулярное уравнение гидролиза:
CO32- + H2O  HCO3-+ OH –
или в молекулярной форме: Na2CO3+ H2O NaHCO3 + NaOH
В результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы, и он приобретает щелочную
среду.
в) Сульфат цинка ZnSO4 -соль, образованная сильной кислотой H2SO4 и слабым основанием
Zn(OH)2. В этом случае катионы Zn2+ и связывают гидроксильные ионы воды, образуя
катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 не происходит, гидролиз идёт
по первой ступени. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Zn2+ + H2O  ZnOH + + H+
или в молекулярной форме: 2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В результате гидролиза в растворе образуются ионы водорода, поэтому раствор ZnSO4
приобретает кислую среду.
Пример 5:Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO3)3 и K2CO3?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций.
Решение: Соль Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, а K2CO3 – по аниону:
Al 3+ + H2O  AlOH 2+ + H+
CO32- + H2O  HCO3-+ OH –
При смешивании растворов идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них. Образуется
молекула воды: H+ + OH - =H2O. Гидролиз протекает до конца с образованием Al(OH)3 и CO2.
Ионно-молекулярное уравнение:
2Al 3+ + 3CO32- +3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2.
или в молекулярной форме:
2 Al(NO3)3 + 3K2CO3 +3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2. + 6KNO3
Пример 6: Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение
1ч при силе тока 4А?
Решение: Cоставляем уравнение электролиза раствора CuSO4:
(Катод): Cu2+ + 2e- = Cu
(Анод): значение электродного потенциала иона SO42- больше, чем воды. Идёт
окисление воды: 2H2O - 4e- =4H++ O2;
Отсюда, 2CuSO4 + 2H2O= 2Cu + 2H2SO4 + O2
Согласно законам Фарадея
m = ЭIt/ 96500,
где m- масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде, I- сила тока (А), tпродолжительность электролиза (с). Эквивалентная масса меди в CuSO4 равна 63,54:2 = 31,77
г/моль. Подставив в формулу значения, получим
m = 31,77• 4• 3600/96500 = 4,74г
Пример 7: Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при электролизе раствора
K2SO4, если на аноде выделилось 11,2л кислорода (н.у.)?
Решение: Cоставляем уравнение электролиза раствора K2SO4:
(Катод): значение электродного потенциала иона K+ меньше, чем воды. Идёт
восстановление воды: 4H2O + 2e- = 2H2 + 4OH –
(Анод): значение электродного потенциала иона SO42- больше, чем воды. Идёт окисление
воды: 2H2O - 4e- =4H++ O2;
Отсюда, K2SO4 + 4H2O =2H2 + O2 + H2SO4 + 2KOH
Эквивалентный объём кислорода (н.у.) 22,4/4=5,6л. Следовательно, 11,2л содержат две
эквивалентные массы кислорода. Столько же эквивалентных масс KOH образовалось у
катода, или 56,11• 2= 112,22г (56,11г/моль - мольная и эквивалентная масса KOH).
Вопросы для самоконтроля:
1.Составьте формулы электролитов, содержащих в молекулах анионы элементов с
порядковыми номерами 17, 35, 53.
2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие
ионно-молекулярные уравнения:
Pb2+ + I- = PbI2
Cu2+ + 2OH - = Cu(OH)2
H+ +NO2- = HNO2
3. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными
растворами следующих веществ: а) K2SiO3 и HCl; б) K2S и HCl; в) FeSO4 и (NH4)2S; г)
Cr(OH)3 и NaOH.
4. Какие из веществ: Al(OH)3, H2SO4, Ba(OH)2- будут взаимодействовать с гидроксидом
калия? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
5. Растворением каких солей в воде можно получить раствор, содержащий следующие
ионы: Ca2+, Ba2+, K+, Na+, Mg2+, NO3-, Сl- ?
6. Какие из ниже перечисленных солей подвергаются гидролизу: Na2S, Rb2CO3, KCl,
Zn(NO3)2, FeSO4. Какую реакцию обнаруживают растворы этих солей? Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза,
происходящего при смешивании растворов K2S и CrCl3. Каждая из солей гидролизуется
необратимо до конца с образованием соответствующих кислоты и основания.
8. К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) NaOH; в) K2S; г)
Cu(NO3)2. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усиливается? Почему? Составьте
ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
9. Электролиз сульфата цинка проводили в течение 5ч, в результате чего выделилось 6л
кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока.
10. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 газа (н.у.). Составьте
уравнения электродных процессов и вычислите массу меди, выделившейся на катоде.
Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе расплавов и
растворов NaOH и NiCl2 c инертными элетродами.
Раздел 2.Химия неметаллов.
Тема 2.1. Неметаллы седьмой группы подгруппы А.
Общая характеристика элементов VII группы. Галогены, распространённость в природе,
способы получения, физические и химические свойства, применение.
Водородные соединения галогенов, получение, свойства, применение.
Краткая характеристика кислородных соединений галогенов.
Лабораторная работа №1 Получение хлорной воды и определение её свойств. Окисление
хлором йодид- и бромид-ионов. Йодокрахмальная реакция, её чувствительность к
нагреванию. Качественные реакции на галогенид-ионы.
Тема 2.2. Неметаллы шестой группы подгруппы А.
Общая характеристика р-элементов VI группы. Сера в природе, получение, аллотропия,
физические и химические свойства, применение.
Сероводород, получение, свойства. Сероводородная кислота и её соли.
Сера и сероводород, сульфаты в составе нефти. Значение сероочистки в
нефтепереработке.
Оксид серы (VI) и сернистая кислота, сульфиты. Получение, свойства, применение.
Оксид серы (VII) и серная кислота, сульфаты. Свойства, применение. Химические
реакции, лежащие в основе производства серной кислоты. Закономерности протекания и
управления ими, реализация общих научных принципов производства. Производство
серной кислоты из продуктов нефтепереработки.
Охрана атмосферного воздуха от загрязнения вредными примесями серы.
Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия, его получение, свойства, применение.
Лабораторная работа №2 Окислительные и восстановительные свойства сернистой
кислоты. Действие серной кислоты на металлы.
Практическое занятие №1 Составление графических формул оксидов, кислот и солей,
содержащих серу. Решение задач на определение нормальной концентрации серной
кислоты, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Тема 2.3. Неметаллы пятой группы подгруппы А.
Общая характеристика подгруппы азота. Азот, его значение, получение, физические и
химические свойства. Получение, применение азота на нефтеперерабатывающих
предприятиях.
Аммиак, получение, физические и химические свойства, применение. Использование
аммиака при переработке нефтепродуктов. Производные аммиака Гидроксид аммония,
соли аммония. Получение, свойства, применение.
Кислородные соединения азота: оксиды азота, азотистая кислота и её соли-нитриты, их
получение, свойства, применение.
Азотная кислота. Физические и химические свойства, применение. Нитраты, свойства,
применение. Химические реакции, лежащие в основе производства азотной кислоты,
закономерности их протекания и управления ими, реализация общих научных принципов
химического производства.
Защита окружающей среды от загрязнений вредными соединениями азота.
Краткая характеристика свойств фосфора и его важнейших соединений.
Лабораторная работа №3 Получение аммиака и изучение его свойств. Качественная
реакция на ион аммония.
Тема 2.4. Неметаллы четвёртой и третьей группы подгруппы А.
Общая характеристика углерода и кремния по положению в ПСХЭ и строение их атомов.
Аллотропия углерода: алмаз, графит, фуллерен, карбин. Химические свойства углерода.
Активированный уголь, адсорбция, применение в нефтепереработке.
Оксид углерода(II) и оксид углерода(IV). Получение, свойства, применение. Угольная
кислота. Свойства карбонатов и гидрокарбонатов, их применение.
Кремний, получение, свойства, применение. Оксид кремния(IV). Кремниевые кислоты,
силикаты и силикагель.
Бор, характеристика по положению в ПСХЭ и строению атома. Получение, свойства,
применение. Оксид бора(III).Борная кислота. Получение, свойства, применение.
Лабораторная работа №4 Получение и изучение свойств оксид углерода(IV). Изучение
свойств карбонатов и гидрокарбонатов.
Методические указания к разделу 2.
При изучении темы «Неметаллы» важно запомнить основные особенности строения
атомов неметаллов и вытекающие из этого свойства:
1) относятся к s- и p-элементам; водород и гелий являются s-элементами, остальные же
относятся к p-элементам.
2) на внешнем энергетическом уровне находится от 3 -8 электронов. Только водород
имеет 1электрон, а гелий-2. Число электронов на внешнем энергетическом уровне
определяется по номеру группы.
3) радиусы атомов неметаллов имеют значительно большие размеры по сравнению с
радиусами атомов металлов. Поэтому атомы неметаллов обладают сильной
окислительной способностью, особенно элементы седьмой А-группы.
4) атомов неметаллов могут проявлять как окислительные, так и восстановительные
свойства. В высшей степени окисления – только окислительные, в низшей - только
восстановительные свойства. В промежуточной степени окисления как
окислительные, так и восстановительные свойства. Исключение – фтор, только
окислитель. Кислород проявляет восстановительные свойства только в соединении с
фтором- F2O.
5) окислительные свойства в периоде усиливаются слева направо, а в группе сверху вниз
уменьшаются.
6) кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер, и в периоде он
усиливается слева направо, а в группе сверху вниз уменьшается.
7) кислотный характер водородных соединений в группе усиливается сверху вниз.
Следует отметить, что простых веществ неметаллов больше, чем элементов. Это
объясняется таким явлением, как аллотропия - одному элементу соответствует несколько
простых веществ. Такое явление характерно для элементов шестой (кислород, сера), пятой
(фосфор), четвертой (углерод, кремний) групп.
Оксиды неметаллов носят, в основном, кислотный характер. Но есть группа
несолеобразующих оксидов, когда степени окисления неметалла +1 или +2; например, NO,
CO, N2O. Кислотные оксиды проявляют и сходные свойства: реагируют с основными
оксидами, щелочами, солями более летучих кислот, большинство реагируют с водой.
Кислоты также имеют общие свойства: реагируют с металлами, основными оксидами,
основаниями, амфотерными основаниями, солями более слабых кислот. Но среди них можно
выделить кислоты-окислители, у которых свойства несколько отличаются, например, HNO3 и
H2SO4.
Большое внимание в данной теме уделено изучению принципов производства важных
соединений неметаллов. В процессе подготовки следует разобрать основные
производственные процессы, и основные научные принципы (механизация и автоматизация
производственных процессов, условия протекания химических реакций, «принцип
противотока», «принцип теплообмена» и т.д.). К наиболее распространённым химическим
профессиям относится профессия аппаратчика. Он должен знать технологическую схему
производства, устройство, принципы и правила эксплуатации оборудования, технологический
режим осуществления стадий производства, свойства сырья, полуфабрикатов и готовой
продукции.
Защите окружающей среды от загрязнений вредными соединениями на химических
производствах уделяется большое внимание: газоочистительные установки, герметизация
аппаратуры и др.
Примерные решения задач к разделу 2:
Пример 1: Рассчитайте относительную плотность паров брома по кислороду.
Решение: Молекула брома Br2 имеет молярную массу 160 г/моль, а кислорода – 32 г/моль.
Для определения относительной плотности паров одного газа по другому газу используем
формулу:
D = М( брома)/М(кислорода)
D= 160/32=5
Пример 2: Через раствор натрий-иодида пропустили 4,48 дм3 (н.у.) воздуха с примесью
хлора. В результате реакции образовался иод массой 0,508г. Определите объёмную долю
хлора в воздухе.
Решение: Составляем уравнение реакции взаимодействия натрий-иодида с хлором
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2
1моль
1моль
Определим химическое количество образовавшегося иода по формуле: n = m/M
n = 0,508/254=0,002моль,
где молярная масса иода равна 254г/моль.
По уравнению реакций определяем химическое количество хлора; оно равно 0,002 моль.
Определим объём хлора по формуле: n = V/Vm
V = nVm= 0,002моль• 22,4моль/ дм3 =0,0448 дм3
Определим объёмную долю хлора в воздухе: φ= V(газа)/V(смеси) = 0,00448 дм3 /4,48 дм3
= 0,001(0,1%)
Пример3: Какой объём (н.у.) воздуха потребуется для сгорания магния массой 3,6г, если
объёмная доля кислорода в воздухе равна 21%.
Решение: Составляем уравнение реакции горения магния
2Mg + O2 =2MgO
2моль
1моль
Определим химическое количество магния по формуле: n = m/M
n = 3,6/24=0,15моль,
где молярная масса магния равна 24г/моль.
По уравнению реакций определяем химическое количество кислорода; оно равно 0,075моль.
Определим объём кислорода по формуле: n = V/Vm
V = nVm= 0,0075моль• 22,4моль/ дм3 =1,68 дм3
Определим объём воздуха по формуле: φ= V(газа)/V(смеси)
V(смеси) = V(газа)/φ = 1,68 дм3/0,21=8 дм3
Пример 4: Какая масса осадка образуется, если к раствору серной кислоты массой 20г с
массовой долей 9,8% добавить избыток хлорида бария?
Решение: Находим массу вещества серной кислоты: ω = (m вещества / mраствора )•100.
m вещества =ω mраствора/100= 0,098•20/100=1,96г
Определим химическое количество серной кислоты по формуле: n = m/M
n = 1,96/98=0,02моль,
где молярная масса серной кислоты равна 98г/моль.
Составляем уравнение реакции:
H2SO4+ BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
1моль
1моль
По уравнению реакций определяем химическое количество осадка BaSO4; оно равно
0,02моль.
Находим массу осадка по формуле: n = m/M
m = nM= 0,02моль•233г/моль=4,66г,
где молярная масса сульфата бария равна 233г/моль.
Пример 5: Определите массовые доли (в %) азота, кислорода и водорода в аммиачной селитре
NH4NO3.
Решение: Относительная молекулярная масса аммиачной селитры- 80. Определите массовые
доли элементов по формуле: ω = Ar•a/Mr,
где Ar- относительная атомная масса элемента, а- число атомов элемента, Mr- относительная
молекулярная масса.
Подставляем в формулу: ω(N) = 14•2/80=0,35(35%), ω(O) = 16•3/80=0,6(60%), ω(H) =
1•4/80=0,05(5%).
Пример 6: Определите массовую долю (в %) P2O5 в преципитате CaHPO4 •2H2O.
Решение: Представим формулу солив виде сочетания оксидов: 2[CaHPO4 •2H2O]=2CaO•H2O
•P2O5•4H2O. Молярная масса преципитата равна 172г/моль. Молярная масса P2O5 равна 142
г/моль. ω(P2O5) = 142•100/344=42%.
Пример 7: Рассчитайте массовую долю аммоний-нитрата в растворе, образовавшемся при
пропускании аммиака массой 2,55г через раствор массой 150г с массовой долей HNO3, равной
3,15%.
Решение: Находим массу вещества азотной кислоты: ω = (m вещества / mраствора )•100.
m вещества =ω mраствора/100= 3,15•150/100=4,725г
Определим химическое количество серной кислоты по формуле: n = m/M
n = 4,725/63=0,075моль,
где молярная масса серной кислоты равна 63г/моль.
Определим химическое количество аммиака по формуле: n = m/M
n = 2,55/17=0,15моль,
где молярная масса аммиака равна 17г/моль.
Составляем уравнение реакции:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
1моль
1моль
По уравнению реакций определяем, что химическое количество аммиака больше, чем азотной
кислоты. Рассчитываем химическое количество аммоний-нитрата по химическому количеству
азотной кислоты, оно составляет 0,075моль. Определяем массу аммоний-нитрата по формуле:
n = m/M:
m = nM= 0,075моль•80г/моль=6г,
где молярная масса аммоний-нитрата равна 80г/моль.
Рассчитайте массовую долю аммоний-нитрата в растворе по формуле:
ω = (m вещества / mраствора )•100= (6г/(150г+2,55г)) •100=3,9%.
Пример 8: Какую массу кремний(IV)-оксида нужно взять, чтобы получить кремний массой
56кг, если производственные потери составляют 15%. Реакция протекает по уравнению:
SiO2 + 2C = 2CO + Si
Решение: Находим массу кремния, если выход реакции считать 100%:
ω (выхода) = (m практическая / mтеоретическая)•100
Выражаем теоретическую массу:
m теоретич. = m практическая• 100/ ω (выхода) = 56000г•100/85%=65882г.
Определим химическое количество кремния по формуле: n = m/M
n = 65882г/28=2353моль,
где молярная масса кремния равна 28г/моль.
По уравнению реакций определяем химическое количество кремний(IV)-оксида:
SiO2 + 2C = 2CO + Si
1моль
1моль
Химическое количество составляет 2353моль.
Находим массу кремний(IV)-оксида:
m = nM= 2353моль• 60г/моль=141180г или 141,2кг.
Пример 9: Какую массу и объём углерод(IV)-оксида можно получить при разложении
известняка массой 800г CaCO3, содержащего 15% примесей.
Решение: Находим массу чистого CaCO3: 800г• (100-15)/100=68г.
Определим химическое количество CaCO3 по формуле: n = m/M
n =68г/100(г/моль) = 0,68моль,
где молярная масса карбоната кальция равна 100г/моль.
Составляем уравнение реакции:
CaCO3 = CO2 +CaO
1моль
1моль
По уравнению реакций определяем химическое количество углерод(IV)-оксида: 0,68моль.
Находим массу углерод(IV)-оксида:
m = nM= 0,68моль• 44г/моль= 29,92г
Определим объём углерод(IV)-оксида по формуле: n = V/Vm
V = nVm= 0,68моль• 22,4моль/ дм3 =15,232 дм3
Вопросы для самоконтроля:
1. Определите формулу фтороводорода, если плотность паров по водороду равна 20.
2. Составьте формулы электронных конфигураций для атомов хлора, серы, фосфора и их
ионов Сl-,S2-, P3-.
3. Как освободить хлорид магния от примесей бромида магния?
4. При взаимодействии алюминия с хлором получено 66,75г хлорида алюминия. Сколько
литров хлора вступило в реакцию?
5. Закончите окислительно-восстановитнльные реакции, составьте электронные
уравнения:
а) Cl2 + HNO3 = HClO3 +NO +
б) Cl2 + NaBr =
в) PbO2 + KI + H2SO4 = PbSO4 +
6. C помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:
а) Cl2 CuCl2 Cl2 AlCl3  Al(OH)3 Al(NO3)3
б) KI  I2 HIOHI I2ZnI2AgI
7. Определите относительную плотность кислорода по воздуху. Молярная масса воздуха
равна 29г/моль.
8. Какова реакция среды в растворах Na2SO3 и Na2SO4.
9. Закончите уравнения реакций:
а) S + NaOH 
б) H2S+ Cl2 + H2O 
в) FeCl3 + H2S 
г) H2S+ H2SO4 (конц.) 
10. Составьте уравнения реакций: а) концентрированной H2SO4 с магнием и с серебром; б)
разбавленной с железом.
11. С какими из перечисленных веществ будет реагировать кислород: SiO2, HF, H2S, CO2,
N2.
11. Какая масса осадка образуется при сливании растворов аммоний-хлорида массой 100г с
массовой долей NH4Cl, равной 15%, и раствора серебро-нитрата массой 50г с массовой долей
соли 25%.
12. Какую массу раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3, равной 52%, можно
получить из 10кг азота, если потери составляют 10%.
13. С какими из перечисленных веществ будет реагировать концентрированная HNO3: P2O5,
HCl, CaO, Al, Cu, Cl2, CO2. Указать условия протекания реакций.
14. Определите массовую долю (в %) P2O5 в диаммофосе.
15. Массовая доля карбоната кальция в мраморе-95%. Какая масса оксида кальция может
быть получена при разложении мрамора массой 4 кг?
16. Какой объём CO2 (н.у.) можно получить из 210г NaHCO3: а) прокаливанием; б)
действием кислоты.
17. Написать уравнение гидролиза К2SiO3. Как изменится степень гидролиза при
добавлении к раствору хлорида аммония?
18. Определите массовую долю (в %) Na2B4O7 в растворе, полученном при растворении
191г буры (кристаллогидрата) в 814г воды.
Раздел 3.Химия металлов.
Тема 3.1. Общая характеристика металлов.
Общий обзор свойств s- и d-элементов. Положение в ПС, строение их атомов. Металлическая
связь. Кристаллическое строение металлов. Характерные физические и химические свойства.
Общие способы получения металлов. Значение металлов и сплавов. Коррозия металлов и
способы защиты от неё.
Тема 3.2. Металлы первой группы.
Сравнительная характеристика свойств щелочных и металлов подгруппы меди: строение
атомов, химические свойства, характеристика соединений, получение металлов, их
применение, распространённость в природе. Применение едкого натра в нефтепереработке.
Лабораторная работа №5 Изучение свойств соединений меди ( взаимодействие меди с
кислородом, концентрированной азотной и серной кислотами, получение гидроксида меди(II),
аммиаката меди).
Тема 3.3. Металлы второй группы.
Сравнительная характеристика свойств металлов s- и d-элементов II группы. Строение
атомов, химические свойства, характеристика соединений, получение кальция. Магний и
цинк, их применение, распространённость в природе. Амфотерность гидроксида и оксида
цинка. Жёсткость воды и способы её устранения.
Практическое занятие №2 Проведение стехиометрических расчётов по теме» Жёсткость
воды».
Тема 3.4. Металлы третьей группы.
Сравнительная характеристика свойств металлов p-элементов III группы. Строение атомов,
химические свойства, характеристика важнейших соединений, амфотерность гидроксида и
оксида алюминия. Применение, получение, распространённость в природе алюминия.
Применение оксида алюминия, алюмосиликатов, сульфата и хлорида алюминия в
нефтепереработке.
Тема 3.5. Металлы шестой группы В.
Общая характеристика подгруппы хрома. Хром, получение, химические свойства,
характеристика оксидов и гидроксидов, солей (II),(III),(VI) хрома. Амфотерность гидроксида
и оксида хрома(III). Хроматы и дихроматы. Применение хрома и его соединений.
Практическое занятие №3 Решение задач по уравнениям реакций: нахождение массовой
доли исходного вещества или продукта реакции.
Тема 3.6. Металлы седьмой группы подгруппы В.
Общая характеристика подгруппы марганца. Марганец, получение, химические свойства,
характеристика оксидов и гидроксидов, солей марганца(II),(III),(IV),(VI),(VII). Манганаты и
перманганаты. Применение.
Тема 3.6. Металлы восьмой группы подгруппы В.
Общая характеристика подгруппы железа. Железо, получение, химические свойства,
характеристика оксидов и гидроксидов, солей (II),(III) железа и их свойств, получение.
Качественные реакции на катионы железа (II),(III). Применение железа и его соединений.
Лабораторная работа №6 Получение гидроксидов (II),(III)железа. Изучение их свойств.
Качественные реакции на катионы железа (II),(III).
Практическое занятие №4 Решение задач на определение массовой доли примесей и выхода
продукта реакции.
Методические указания к разделу 3.
При изучении темы «Металлы» важно запомнить основные особенности строения атомов
металлов и вытекающие из этого свойства:
1) к металлам относятся s-элементы (I-II A - группы), некоторые р-элементы (III-VI A группы), все d- и f-элементы (В - группы).
2) на внешнем энергетическом уровне находится от 1-3электронов (в основном). Только
р-элементы IV- VI A - группы имеют 4-6электронов. Число электронов (они же и
валентные) на внешнем энергетическом уровне определяется по номеру группы (для
А-групп). Число валентных электронов элементов В-групп определяют электроны
внешнего и предвнешнего d- подуровня.
3) радиусы атомов металлов имеют значительно меньшие размеры по сравнению с
радиусами атомов неметаллов. Поэтому атомы металлов обладают сильной
восстановительной способностью, особенно элементы А-групп.
4) атомы металлов проявляют восстановительные свойства. Окислительная способность
ионов зависит от степени окисления. Например, самими сильными окислителями за
счёт атомов металла являются вещества KMnO4, Na2Cr2O7.
5) химическая активность элементов В-групп значительно ниже, чем у А-групп. Но для
них характерны общие химические свойства: реагируют с неметаллами (VIIА-группа,
кислород, сера, водород, азот, углерод), кислотами, растворами солей (кроме
активных), активные металлы (щелочные и щелочно-земельные) реагируют с водой.
Такие металлы, как цинк, алюминий, проявляют переходные свойства (амфотерные).
6) для всех металлов характерна металлическая связь, в результате которой от атомов
металлов отрываются электроны и обобществляются («электронный газ»), образуя
делокализованную связь между всеми атомами. Такая связь определяет и общность
физических свойств – тепло- и электропроводность, ковкость, пластичность. По
плотности металлы подразделяют на лёгкие (плотность меньше 5г/см3) и тяжёлые
(плотность больше 5г/см3).
7) к общим способам получения можно отнести: пирометаллургические (использование
восстановителей), гидрометаллургические (в водных растворах),
электрометаллургические (использование постоянного электрического тока).
В природе металлы могут находиться и в свободном виде (золото, медь), так и
соединениях. Это зависит от активности металла. Активные металлы только в соединениях, а
малоактивные как в свободном виде (золото, медь), так и соединениях.
Коррозия – самопроизвольный процесс разрушения металлов в результате химического или
электрохимического воздействия окружающей среды. При электрохимической коррозии на
поверхности металла одновременно протекают два процесса:
анодный – окисление металла
Me0 - ne- = Men+
и катодный – восстановление ионов водорода
H+ + 2e- = H2
или молекул кислорода, растворённого в воде
O2 + 2H2O + 4e- = 4OH –
Примерные решения задач к разделу3.
Пример 1: При электролизе Al2O3 выделился кислород объёмом 39,2 м3 (н.у.). Из полученного
в этом процессе металла изготовили алюминиевую бронзу с массовой долей алюминия 9%.
Определите массу сплава, если выход реакции равен 100%.
Решение: Cоставляем уравнение электролиза Al2O3 :
(Катод): Al3+ + 3e- = Al
(Анод): 2O2- - 4e- = O2
Отсюда, 2Al2O3= 3O2 + 4Al
3моль
4моль
Определим химическое количество кислорода по формуле: n = V/Vm
n = 39200 дм3 /22,4 (дм3/моль) =1750моль.
По уравнению реакций определяем химическое количество алюминия: 2333моль.
Находим массу алюминия:
m = nM= 2333моль• 27г/моль=62991г или 63кг.
Определяем массу сплава: 63кг - 9%
x кг - 100%
x = 700кг.
Пример 2: Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в кислом и
нейтральном растворах. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение: Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763В), чем кадмий (-0,403В),
поэтому он является анодом, а кадмий катодом.
анодный – окисление металла
Zn0 - 2e- = Zn2+
и катодный – восстановление ионов водорода (в кислой среде)
H+ + 2e- = H2
в нейтральной - молекул кислорода
1/2
O2 + H2O + 2e- = 2OH –
Ионы Zn2+ образуют с гидроксильной группой нерастворимый гидроксид Zn(OH)2 .
Вопросы для контрольной работы.
1. Почему изменение свойств элементов в больших периодах от щелочного металла к
благородному азу происходит значительно медленнее, чем в малых периодах?
2. Чем обусловлена относительная химическая инертность благородных газов?
3. Указать порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение электронами
орбиталей 4d; б) начинается заполнение подуровня 4р.
4. Какой подуровень заполняется в атомах после подуровня 5р?
5. У какого элемента начинает заполняться подуровень 4f? У какого элемента завершается
заполнение этого подуровня?
6. Какой подуровень заполняется в атомах после заполнения подуровня 5р? После
заполнения подуровня 5d?
7. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют воз6уждённые атомы: а) Cl; б)V; в) Мn?
8. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы: а) В; б) Б; в) As; г)
Cr; д) Hg; е) Eu?
9. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра: а) 8; б) 13; в) 18; г)
23; д) 53; е) 63; ж) 83. Составить графические схемы заполнения электронами валентных
орбиталей этих атомов.
10. Составьте электронные формулы атомов элементов, расположенных: а) в 3-м периоде,
VI группе; б) в 4-м периоде, IV группе, V ряду; в) в 4-м периоде, IV группе, IV ряду; г) в
5-м периоде, УII группе, VII ряду. К какому семейству относится каждый из этих
элементов? Дайте общую характеристику каждого элемента.
11. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные и
объяснить причину невозможности их реализации: а) 1р3; б) 3р6; в) 3s2; г) 2 s2; д) 2d5; е)
5d2; ж) 3f12; з) 2р4; и) 3р.
12. Определите, у какoгo элемента сильнее выражены металлические свойства: а) Na или
Cs; б) К или Сг; в) Rb или Ag. Напишите электронные формулы ионов: Na+, Cs+, К+, Сг2+,
Rb+, Ag+.
13. Напишите электронные формулы атомов элементов 4-го периода УII группы. Что
общего у этих элементов и что отличает их друг от друга в химическом отношении?
14. Вычислите относительную атомную массу элемента, если высший оксид его отвечает
формуле RОз. С водородом данный элемент образует газообразное соединение,
содержащее 0,024 массовых долей водорода. Напишите его электронную формулу. Дайте
общую характеристику элемента.
15. Напишите электронные формулы атомов элементов 5-го периода VI группы. Что
общего у этиx элементов и чем они отличаются в химическом отношении?
16.Назовите элементы, котоpым соответствуют следующие электронные формулы: а)
1s22s22р63s23р5; б) 1s22s22р63s23р64s1;в) 1s22s22р63s23р64s24р64d105s1. К какому семейству
относится каждый из этих элементов? Дайте общую характеристику каждого элемента.
17. Какой характер имеют связи в молекулах NСlз, CS2, ICI, NFз, OF2, CIF, С02? Указать
для каждой из них направление смещения общей электронной пары.
18. Составить валентную схему молекулы хлороформа СНСlз и указать: а) какая связь
наиболее полярна; б) в каком направлении смещена электронные облака этой связи.
19. Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей Н-О и
О-Г(где Г - это Cl, Вг, 1) в соединениях и определить а) какая из связей в каждой
молекуле характеризуется большей степенью ионности; б) каков характер диссоциации
молекул в водном растворе.
20. Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей Н-О и
O-As. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксида относится As(ОН)з?
21. Как изменяется прочность связи в ряду: HF-НСl- НВг - HI? Указать причины этих
изменений.
22. Описать с позиций метода ВС электронное строение молекулы BF3 и иона BF.
23. Какой атом или ион служит донором электронной пары при образовании иона BH4--?
24. Объяснить с позиции метода ВС способность оксидов NO и N02 образовывать
димерные молекулы.
25. Какую химическую связь называют ионной? Между атомами каких элементов она
возникает?
26. Изобразите электронными уравнениями процессы образования из атомов следующих
соединений с ионной связью: AICl3, MgBr2, Na2S, CaF2.
27. Из каких ионов построены кристаллы CuCl2, K2S, Си20; АI2О3? .
28. Между атомами каких элементов возникает ковалентная связь? Что такое пи- и сигма
связи?
29. Какие орбитали участвуют в образовании молекул Cl2, H2, О2 и N2? Напишите
структурные формулы этих молекул. Сколько электронных пар участвует в образовании
связей между атомами xлopa, водорода, кислорода и азота? Укажите типы связей между
атомами в этих молекулах.
30. Чем отличается неполярная ковалентная связь от полярной ковалентной связи?
Приведите примеры.
31. Что такое межмолекулярное взаимодействие? Какие связи называют водородными,
какова их прочность по сравнению с другими типами связей? При какой температуре
разрушаются водородные связи в воде и при какой температуре разрываются связи между
атомами водорода и кислорода в воде?
32 Почему при обычных условиях: а) вода - жидкость, а сероводород - газ; б}
фтороводород - жидкость, а HCl, HBr, НI - газы?
33. Водородные соединения каких химических элементов склонны к образованию
водородных связей? Как сказывается наличие водородных связей в таких соединениях на
их свойствах?
34. Что такое металлическая связь? Чем она отличается от ковалентной связи? Какие
свойства металлов она обусловливает?
35. Из 400 г 50%-ного (по массе) раствора H2SO4 выпариванием удалили 100 г воды.
Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся растворе?
36. При 250С растворимость NaCl равна 36,0 г в 100 г воды. Найти массовую долю NaCl в
насыщенном растворе.
37. Сколько граммов 30%-ного (по массе) раствора NaCl нужно добавить к 300 г воды,
чтобы получить 10%-ный раствор соли?
38. В какой массе воды надо растворить 67,2 л НСl (объем измерен при нормальных
условиях), чтобы получить 9%-ный (по массе) раствор HCl?
39. Какую масcy 20% -ного (по массе) раствора КОН надо добавить к 1 кг 50%-ного (по
массе) раствора, чтобы получить 25%-ный раствор?
40. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном смещением 300 г 25 % ного и 400 г 40%-ного (по массе) растворов этого вещества.
41. Из 400 г 20%-ного (по массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного
вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?
42. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20%-ного (по массе) раствора H2SO4 (р =
1,14 г/мл). чтобы получить 5%-ный раствор?
43.К 500 мл 32%-ной (по массе НNОз (р = 1,20 г /мл) прибавили 1 л воды. Чему равна мас-
совая доля НNОз в полученном растворе?
44. До какого объема надо разбавить 500 мл 20%- ного (по массе) раствора NaCl (р = 1,152
г/мл), чтобы получить 4,5%-ный раствор (р = 1,029 г/мл)?
45. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1 л которого содержится 224 г
НNОз (р = 1,12 г/ил).
46. Плотность 26%-ного (по массе) раствора КОН равна 1,24 г/мл. Сколько молей КОН
находится в 5 л раствора?
47. Для приготовления 5%-ного (по массе) раствора IvlgS04 взято 400 г MgS04•7H2O.
Найти массу полученного раствора.
48. Сколько молей MgS04•7H2O надо прибавитъ к 100 молям воды, чтобы получить 10%ный (по массе), раствор MgS04?
49. Определить массовую долю CuS04 в растворе, полученном при растворении 50 г
медного купороса в CuS04•5H2O 450 г воды.
50. В какой массе воды нужно растворить 25г CuS04•5H2O, чтобы получить 8%-ный (по
массе) раствор CuS04?
51. Сколько граммов надо Na2S04•10H2O растворить в 800 г воды, чтобы получить 10%ный (по массе) раствор Na2S04?
52. Сколько граммов 2%-ного (по массе) раствора АgNОз дадут при взаимодействии с
избытком NaCl 14,35 г осадка AgCl?
53. Сколько литров NНз (объем измерен при нормальных условиях) следует растворить в
200 г 10%-ного\ (по массе) раствора NH4OH, чтобы получить 15%-ный раствор NH4OH?
53. Сколько граммов SОз надо растворить в 400 г H2O, чтобы получить 15%-ный (по
массе) раствор H2SO4?
54. Найти массу NаNОз, необходимую для приготовления 300 мл 0,2 М раствора.
55. Сколько граммов Nа2СОз содержится в 500 мл 0,25 н. раствора?
56. В каком объеме 0,1 н. раствора содержится 8 г CuS04?
57. Для нейтрализации 30 мл 0,1 н. раствора щелочи потребовалось 12 мл раствора
кислоты. Определить нормальность кислоты.
58. Найти молярность 36,2%-ного (по массе) pacтвора НС1, плотность которого 1,18 г/мл.
59. В каком объеме 1 М раствора и в каком объеме 1 н. раствора содержится 114 г
А12(S04)3?
60. Растворимость хлорида кадмия при 200С равна 114,1 г в 100 г воды. Вычислить
массовую долю и молярность CdC12 в насыщенном растворе.
61. Сколько миллилитров 96%-ного (по массе): раствора H2SO4 (р = 1,84 г/мл) нужно взять
для приготовления 1 л 0,25 н. раствора?
62. Сколько миллилитров 0,5 М раствора H2SO4 можно приготовить из 15 мл 2,5 М
раствора?
63. Какой объем 0,1 М раствора Н3Р04 можно приготовить из 7,5 мл 0,75 н. раствора?
64. Какой объем 6,0 М раствора НСl нужно взять для приготовления 25 мл 2,5 М раствора
HCl?
65. Определите массовую долю (в %) иодида калия в насыщенном при 200С paстворe. .
66. Сколько килограммов хлорида натрия выкристаллизуется из 20 кг насыщенного при
1000С раствора, если охладить его до О0С?
.
67. К 3 кг насыщенного при 400С раствора нитрата калия добавили 2 кг воды. При какой
температуре полученный раствор будет насыщенным?
68. Из насыщенного при 600С раствора нитрата калия при охлаждении до 1О0С
выкристаллизовалось 3 кг соли.
69. Сколько килограммов воды и соли было в исходном растворе. Определите массовую
долю (в %) нитрата свинца в насыщенном при 250С растворе.
70. Сколько граммов хлорида кальция может раствориться в 1 л воды при 200С ?
71. Сколько граммов воды потребуется для получения насыщенного при 100С раствора
нитрата серебра, если имеется 255 г соли?
72. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малорастворимых осадков или газов:
а) РЬ (NОз)2+ KI
б) NiCl2 + H2S.
73.Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малорастворимых осадков или газов:
в) К2CОз + НСl;
г) CuS04 + NaOH.
74. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малорастворимых осадков или газов:
д) СаСОз + НСl;
е) Nа2S0з + H2SO4
ж) АlВгз + АgNОз.
75. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, при водящих к
образованию малодиссоциированных соединений:
а) Nа2S + H2SO4;
б) FeS + HCl.
76.Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, при водящих к
образованию малодиссоциированных соединений:
в) НСООК + НNОз;
г) NH4Cl + Са (ОН)2;
д) NaOCl + НNОз.
.
77. Написать в ионно-молекулярной форме уравнення реакций нейтрализации:
а) НСl + Ва(ОН)2;
б) HF + КОН.
Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие - необратимо
78. Написать в ионно-молекулярной форме уравнення реакций нейтрализации:
в) Fе(ОН)з + НNОз;
г) СНзСООН + NH4OH.
Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие - необратимо
79.Написать в ионно-молекулярной форме уравнення реакций нейтрализации:
д) HN02+ NH4OH; е) H2S + NH4OH.
Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие - необратимо.
80. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются
следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) NO2-- + H+ = HN02;
б) Сu2+ + OH-- = Си(ОН)2.
81. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между
водными растворами следующих веществ:
а) NаНСОз и НСl;
б) FеСlз и КОН.
Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
82. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между
водными растворами следующих веществ:
в) РЬ(СН3СОО)2 и Na2S;
г) KHS и H2SO4.
Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
83. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между
водными растворами следующих веществ:
д) Zп(NОз)2.+КОН (избыток);
е) Са(ОН)2+СО2;
ж) Са(ОН)2+ СО2 (избыток).
Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
84. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования кислых
солей:
а) КОН + H2SO4 б) Са(ОН)2 + Н3РО4
85. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования кислых
солей:
в) КОН + СО2
г) КОН + НзРОз
86. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования основных
солей:
а) АI(ОН)з + НNОз
б) Mg(ОН)2 + НСI .
87. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования основных
солей:
в) Сu(ОН)2+ НNОз
е) Ва(ОН)2+ H2SO4
88. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования основных
солей:
г) Вi(ОН)з + НNОз
д) Fе(ОН)з + H2SO4
е) А1(ОН)з + H2SO4
89. Mогут ли одновременно находиться в растворе: LiOH и NaOH, КОН и SО2, Са(ОН)2 и
Ва(ОН)2, Sr(ОН)2 и NО2, NaOH и P2O5, Ва(ОН)2 и СО2? Ответ поясните. Напишите в
ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
90. С какими из перечисленных ниже оксидов будет реагировать соляная кислота: SiО2,
СиО, СО2, GdO, SО2 , ZnO, NO? Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения
реакций.
91. Как перевести основные соли в средние? Как кислые соли перевести в средние?
Переведите в средние следующие соли: NаНСОз, ZnOHCI, Вi(ОН)2NОз, Са(НСО3)2.
Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
92. Составьте уравнения реакций превращения карбоната кальция в гидрокарбонат
кальция, сульфита натрия в гидросульфит натрия. Напишите в молекулярной и ионномолекулярной форме уравнения реакций. 93. Какова реакция среды в растворах: а) Na2S;б)
(NH4)2S; в) NaHS? Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения
реакций.
94.Объяснить, почему ZnS и PbS можно получить обменной реакцией в водном растворе,
а Аl2Sз и Сr2S3 нельзя. Указать способ получения Аl2Sз и Сr2S3. Напишите в
молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
95. Какова реакция среды в растворах Nа2S0з и NаНSОз? Вычислить рН 0,001 М раствора
Nа2S0з.
96. Напишите уравнения гидролиза следующих солей: AlClз, CuСl2,
FeSO4.
Какова
реакция среды в растворах. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме
уравнения реакций.
97.Как измениться окраска индикаторов лакмуса и фенолфталеина в растворах: А1(NOз)з,
ZnCl2, K2S. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
98. Какие соли подвергаются гидролизу: BaCl2, СuSO4, Nа2SO4, РЬ(NО3)2, Nа2СОз.
Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
99. Объясните, почему раствор К3РO4 имеет сильнощелочную среду, а раствор КН 2РO4 –
слабокислую. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения
реакций.
100. Какие соли подвергаются гидролизу: CrCl2, Nа2SO3, Mg(NО3)2, KNO2, Nа2SiОз.
Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
101. Какие соли подвергаются гидролизу: хлорид калия, нитрат кальция, нитрит кальция,
сульфат магния, бромид натрия.
102. Напишите все три ступени гидролиза для раствора СгСlз (в молекулярной и ионной
формах). Дайте названия всем солям.
103. При смешивании растворов AgNО3 и K2СОз выделяется газ и выпадает осадок Ag20.
Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
104. При смешивании растворов Cr2(S04)3 и Na2S выделяется газ и выпадает осадок
Сг(ОН)з. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
105. Почему раствор сульфида калия окрашивается в малиновый цвет при добавлении
фенолфталеина?
106. Почему раствор нитрата алюминия окрашивается в красный цвет при добавлении
лакмуса?
107. Как протекает гидролиз соли, образованной: а) сильной кислотой и слабым
основанием; б) сильным основанием и слабой кислотой; в) слабым основанием и слабой
кислотой? Приведите примеры.
108. Какая соль подвергается гидролизу в большей степени: FeSO4 и Fе2(S04)3 ; Nа2СОз и
Nа2SO3. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций.
109. Какие соединения образуются при взаимодействии галогенов с восстановителями: 1)
в кислой среде; 2) в щелочной среде? Покажите на примерах:
а) Сl2 + SО2 + H2O =
в) I2 + H2S=
б) Br2 +H2S =
г) Сг(ОН)з + Br2 + NaOH =
110. Покажите на нижеприведенных схемах реакций, как восстанавливается КМпО4 в
кислой, нейтральной или слабощелочной и в сильнощелочной средах:
а) КМпО4 +FeSO4 + H2SO4 =
б) КМпО4 + КI + H2O =
в). КМпО4 + Nа2SO4 + NaOH .
111. В кислой среде протекает реакция: K2Cr207 + FeSO4 + H2SO4=... Как
восстанавливается при этом K2Cr207?
112. На примере реакции Кз[Сr(ОН)6] + Br2 + КОН = покажите, какие соединения
образуются в щелочной среде при взаимодействии соединеиий Cr(III) с окислителями.
113. Какие вещества образуются, если пероксид водорода выступает в качестве
окислителя: а) в кислой среде на примере реакции H2O2 + НI = ...; б) в нейтральной или
щелочной среде на примере реакции H2O2 + КI = ...
114. Для следующих реакций составьте электронно-ионные уравнения и закончите
уравнения:
а) Na[Cr(OH)4] + Сl2 + NaOH = Na2Cr04 +
б) H2S + K2Cr207 + H2SO4= S +
в) KNO2 КМnО4 + H2O = КNОз +
115. Для следующих реакций составьте электронно-ионные уравнения и закончите
уравнения:
г) KNO2 + КМnО4 + КОН = КNОз +
д) KNO2 + КМnО4 + H2SO4 = КNОз +
е) Си20 + НNОз = NO2 +
116. Для следующих реакций составьте электронно-ионные уравнения и закончите
уравнения:
ж) FeSO4 + KClO3+ H 2SO4 = КСI +
3) Cu Сl2 + SО2+ H2O = CuСI +
и) СгСlз + Вr2 + КОН= .
117. Закончить уравнения реакций, в которых окнслитель (или восстановитель)
дополнительно paсходyeтся на связывание продуктов реакции:
а) НВг + КМпО4  МnВr2 +
б) НСl + СгОз  Сl2 +
118. Закончить уравнения реакций, в которых окнслитель (или восстановитель)
дополнительно paсходyeтся на связывание продуктов реакции:
в) NНз (избыток) + Вr2 N2 +
г) Си20 + НNОз  NO +
119. Закончить уравнения реакций, написать ypaвнения в нонно-молекулярной форме:
а) K2S + КМпО4 + Н2О  S +
б) N02 + КМпО4 + Н2О  KNОз +
в) KI + K2Cr207+ H2SO4 + I2 +
120. Закончить уравнения реакций, написать ypaвнения в нонно-молекулярной форме:
г) Ni(ОН)2+NaCIO + Н2О  Ni(ОН)з +
д) Zn + H2AsO3 + H2SO4  АsНз +
121. Закончить уравнения реакций, указать, какую роль играет в каждом случае перокснд
водорода:
а) PbS + H2O2 
б) НОСl + H2O2  НСl +
122. Закончить уравнения реакций, указать, какую роль играет в каждом случае перокснд
водорода:
в) KI+ H2O2 
г) КМпО4 + H2O2  МnO2 +
123. Закончить уравнения реакций, указать, какую роль играет в каждом случае перокснд
водорода:
д) I2 + H2O2  НIOз +
е) РЬO2+ H2O2  O2 +
6За
127
127
124. Закончить уравнения реакций. Обратить внимание на окислительновосстановительную двойственность элементов, находящихся в промежуточной степени
окисленности:
а) KI + KNO2 + СНзСООН  NO +
КМпО4 + KNO2 + H2SO4  KNO3 +
125. Закончить уравнения реакций. Обратить внимание на окислительновосстановительную двойственность элементов, находящихся в промежуточной степени
окисленности:
б) H2SO3 + Сl2 + Н2О  H2SO4 +
H2SO3 + H2S S +
126. Закончить уравнения реакций. Обратить внимание на окислительновосстановительную двойственность элементов, находящихся в промежуточной степени
окисленности:
в) Na2S+ I2 + Н2О 
Сl2 + I2 + Н2О НIOз +
127.Закончить уравнения реакций самоокисления -самовосстановления
(диспропорционирования):
а) I2+ Bа(0Н)2 Bа(IО3)2 +
б) К2S0з  K2S +
128. Закончить уравнения реакций самоокисления -самовосстановления
(диспропорционирования):
в) НСlОз  С12 +
г) Р2Оз + Н2О  РНз +
129. Закончить уравнения реакций самоокисления -самовосстановления
(диспропорционирования):
д) Р + КОН + Н2О  КН2Р02 + РНз
е) Те + КОН  К2ТеОз +
130. Закончить уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления.
Какой атом или нон выполняет в каждом случае роль окислителя, какой - восстановителя?
а) СиI2 СuI + I2
б) РЬ(NО3)2  РЬО + N02+
в) КСlОз  KСl +
131. Закончить уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления.
Какой атом или нон выполняет в каждом случае роль окислителя, какой - восстановителя?
г) NH4N02  N2 +
д) КМпО4  К2МпО4 + Мп02+02
132. Закончить уравнения реакций, учитывая, что восстановитель содержит два
окисляющихся элемента:
а) Cu2S + НNОз (конц.) + H2SO4 
б) FeS2 + O2 
133. Закончить уравнения реакций, учитывая, что восстановитель содержит два
окисляющихся элемента:
в) FeO + Сr20з + К2СОз + O2  K2Cr04+ Fе20з +
г) FеSОз + КМпО4 + H2SO4 Fе2(S04)3 +
134. Закончить уравнения реакций, записать их в
молекулярной форме:
в) Se032--+ I-- + Н2О  Se +
г) I03-- + S02+ Н2О 
135. Закончить уравнения реакций, записать их
молекулярной форме:
а) МпО4-- + I-- + Н2О 
б) Bi3+ + Вr2 + OH-- BiОз--+
136. Исходя из степени окисления азота, серы, марганца в соединениях NHз, НNО2, НNОз,
H2SO3
H2SO4, Мп02, КМпО4, определите, какие из них могут быть только
восстановителями, только окислителями, проявлять двойственные свойства. Почему? Для
следующей реакции составьте электронно-ионное уравнение и закончите уравнение:
PbS + НNОз S + Pb(N03)2 + NO +
137. Исходя из степени окисления фосфора, серы, хлора, в соединениях PHз, H2S, HCl,
HClO
определите, какие из них могут быть только восстановителями, только
окислителями, проявлять двойственные свойства. Почему? Для следующей реакции
составьте электронно-ионное уравнение и закончите уравнение:
K2S + КМпО4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + Н2О
138. Исходя из степени окисления хрома, иода, серы в соединениях K2Cr207, KI, H2SO3
определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями,
проявлять двойственные свойства. Почему? Для следующей реакции составьте
электронно-ионное уравнение и закончите уравнение:
H2S + K2Cr207+ H2SO4  S + K2SO4 + Cr2(S04)3 + Н2О
139.Исходя из степени окисления водорода, свинца, марганца в соединениях NaH, Pb02,
Мп02, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только
окислителями, проявлять двойственные свойства. Почему? Для следующей реакции
составьте электронно-ионное уравнение и закончите уравнение:
Pb02 + H2O2  Pb(0H)2 + O2
140. Исходя из степени окисления хрома, железа, марганца в соединениях K2Cr04, ,КМпО4,
определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями,
проявлять двойственные свойства. Почему? Для следующей реакции составьте
электронно-ионное уравнение и закончите уравнение:
FеCl3 + H2S  FеCl2 + S + HCl
141. Могут ли происходить ОВР между веществами: а) NHз и КМпО4; б)HI и НNО2; в) HCl
и H2Se. Почему? Для следующей реакции составьте электронно-ионное уравнение и
закончите уравнение:
Cd + КМпО4 + H2SO4  CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + Н2О
142. Могут ли происходить ОВР между веществами: а) PHз и HBr; б) K2Cr207 и HзPО3 ; в)
НNО3 и H2S. Почему? Для следующей реакции составьте электронно-ионное уравнение и
закончите уравнение: AsHз + НNО3  N02 +HзAsО4+ Н2О
143. Закончить уравнения реакций, написать ypaвнения в нонно-молекулярной форме:
КМпО4 + HBr  Вr2 + KBr + MпBr2+ Н2О
KClО3 + Na2S03 KCl + Na2S04
144. Закончить уравнения реакций, написать ypaвнения в нонно-молекулярной форме:
FeSO4 + KClО3+ H2SO4  Fe2(S04)3 + KCl + Н2О
МпSО4 + РЬO2+ НNО3  HМпО4 + Pb(N03)2 + PbSО4+ Н2О
145. Закончить уравнения реакций, написать ypaвнения в нонно-молекулярной форме:
Au + HCl + НNО3  AuCl3+ NO + Н2О
КМпО4 + KNО2+ H2SO4  KNО3 + MnSO4 + K2SO4 + Н2О
146. Для электрохимической очистки меди в качестве активного анода взята
металлическая медь. Электроды опущены в подкисленный раствоp сульфата меди.
Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде.
147. Какое вещество выделится на катоде при электролизе растворов следующих солей: K2SO4,
NaCI, ZnCl2, АIСIз, Mg(N03)2, Fe2(S04)3? Составьте электронно-ионные уравнения
процессов, происходящих на катоде и аноде.
148. Приведите примеры солей, при электролизе растворов которых на аноде выделяется
хлор, бром, иод. Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на
катоде и аноде.
149. Приведите примеры солей, при электролизе растворов которых на катоде выделяются
совместно как металл, так и водород. Составьте электронно-ионные уравнения процессов,
происходящих на катоде и аноде.
150. Приведите примеры солей, при электролизе растворов которых на катоде выделится
только металл. Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на
катоде и аноде.
151. Приведите примеры солей, при электролизе растворов которых на аноде выделится
кислород. Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на катоде и
аноде.
152. Напишите электронно-ионное уравнение процесса, который происходит на аноде при
электролизе сульфата алюминия AI2(S04)3.
153. В каких условиях надо провести электролиз, чтобы получить металлический
алюминий? Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на катоде
и аноде.
154. Сколько литров хлора можно получить при электролизе водного раствора хлорида
магния был взят раствор этой соли массой 220г с массовой долей соли 15%.
155. При электролизе водного раствора нитрата никеля на катоде выделилось 59 г
металла. Определите объем газа (н. у.), выделившегося на аноде.
156. В каких сосудах хранят водный раствор фтороводорода? Как называют такой
раствор?
157. Какова реакция среды в водных растворах фторида натрия, фторида аммония,
фторида кремния?
158. Могут ли галогеноводороды в каких-либо реакциях играть роль окислителя? Дать
мотивированный ответ.
159. Действием каких галогенов можно выделить свободный бром из растворов: а)
бромида калия; б) бромата калия? Дать мотивированный ответ, используя данные таблицы
стандартных электродных потенциалов.
160. Как изменяются в ряду НОСl НСlО2  НClOз  НClО4: а) устойчивость; б)
окислительные
свойства; в) кислотные свойства?
161. Как изменяются кислотные и окислительно-восстановительные свойства в ряду НОСl
 НОВг  HOI?
162. Почему из всех галогенов только иод образует многоосновные кислородные
кислоты? Указать степень окисления галогенов в их кислородных кислотах.
163. Как получить НIОз, исходя из свободного иода, диоксида марганца и соляной
кислоты? Составить уравнения соответствующих реакций.
164. Рассчитать, какое количество бертолетовой соли можно получить из 168 r гидроксида
калия.
165. Как получить хлорную известь, исходя из карбоната кальция, хлорида натрия и воды?
Написать уравнения процессов, которые необходимо для этого осуществить. Какие при
этом получаются побочные продукты?
166. Обосновать невозможность получения оксидов хлора непосредственным
взаимодействием хлора с кислородом.
167. Указать лабораторный и промышленный способы получения хлората калия.
168. Закончить уравнения реакций:
а) Br2 + NaOH 
г) Са(ОН) 2 + Br2 + Н2О 
б) K2СО3+ CI2 + Н2О 
д) КI + H2SO4 (конц.) 
в) КМпО4 + НСI 
е) I2+ Cl2 + Н2О 
169. Закончить уравнения реакций:
а) НСlOз + НСl 
б) NaCl + KСlOз + H2SO4 
в) NaCr02 + Br2 + NaOH 
г) BrCl5 + Н2О 
д) I2 + НNОз (конц.) 
е) KBr + КСlOз + H2SO4 
170. Определите молярную концентрацию хлора в хлорной воде, если после ее
разложения на свету на нейтрализацию 100 мл раствора потребовалось 50 мл 0,4 М
раствора гидроксида натрия.
171. Используя правило «подобное растворяется в подобном», подберите растворители, в
которых будут растворяться бром и иод.
172. Сколько граммов иода и спирта надо взять для приготовления 200 г иодной настойки,
представляющей собой 10 % раствор иода в спирте?
173. Определите, сколько граммов бромной воды потребуется для окисления 30,4 г
сульфата железа (II) в сернокислом растворе, если в 100 г воды при 200С растворяется 3,6
г брома.
174. Сравните условия реакций и продукты реакций взаимодействия фтора, хлора и брома
с водой.
175. Сравните, как изменяется химическая активность галогенов с увеличением их
атомной массы.
176. Сколько литров хлора потребуется для получения 200 г брома из бромида натрия?
Можно ли для данной реакции заменить хлор иодом?
177. Какими двумя способами можно получить бром из бромида натрия? Напишите
уравнения реакций.
178. Как освободить хлорид магния от примеси бромида магния?
.
179. Среди нескольких солей имеется иодид калия. Как его обнаружить?
180. Почему сульфид цинка растворяется в соляной кислоте, а сульфид меди - нет? В
какой кислоте можно растворить сульфид меди?
181. Каковы продукты реакции взаимодействия хлорида железа (111): а) с сероводородом;
б) с сульфидом аммония?
182. Какие свойства проявляет сероводород при взаимодействии с водными растворами
КМnО4, H2O2, NaOH?
183. Закончить уравнения реакций:
cплавление
а) S+ NaOH 
г) FеСlз + H2S
б) H2S + Cl2 + H2O
д) FеСlз + Na2S + H2O
в) H2S + КМnO4+ H2O  е) H2S + H2SO4 (конц.) 
184. Привести примеры реакций получения SO2, которые: а) сопровождаются изменением
степени окисленности серы; б) не сопровождаются изменением степени окисленности
серы.
185. Дать характеристику окислительно-восстановительных свойств диоксида серы и
сернистой кислоты. Ответ подтвердить примерами.
186. Закончить уравнения реакций:
а) H2S + SO2 
в) КМnО4 + SO2 + H2O
б) H2SO3 + I2
г) НIOз + H2SO3
Указать, какие свойства проявляют в каждой из этих реакций диоксид серы или
сернистая кислота.
187. Какие из перечисленных осушителей можно использовать для удаления влаги из SO2:
H2SO4 (конц.), КОН (к.), Р2O5 (к.), K2CO3 (к.)?
188. Сколько литров SO2, взятого при нормальных условиях, надо пропустить через
раствор НСIОз, чтобы восстановить 16,9 г ее до HCl?
За
189. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота
при ее взаимодействии: а) с магнием; б) с сероводородом.
190. Для реакции взяли 6,5 г Zn и 3 г серы. Полученный сульфид обработали 50 г 20 % ной серной кислоты. Определите объем выделившегося сероводорода (н. у.).
191. Газ, образовавшийся при сжигании 29,6 л сероводорода (н. у.), растворили в 500 мл
25 % -раствора гидроксида натрия (р = 1280 гк/м3). Какая образовалась соль и какова ее
массовая доля в растворе?
192. Оксид серы (IV), получившийся при сжигании 179,2 л сероводорода (н. у.), пропущен
через 2 л 25 % раствора гидр оксида натрия (р = 1280 кг/м3). Какая образовалась соль?
Вычислите ее массовую долю (в %) в растворе.
193. Через 75 мл сероводородной воды пропущен хлор, при этом выпало 0,48 г осадка.
Сколько миллилитров 0,25 н. раствора гидроксида натрия (р = 1020 кг/м3) необходимо для
нейтрализации сероводородной воды?
194. Сколько кубических метров оксида cepы (IV) образуется при сжигании 100 м3
сероводорода, если объемная доля примесей, не реагирующих с кислородом, составляет 4
%?
195. Сколько тонн колчедана, в котором массовая доля серы составляет 45 %, потребуется
для получения 500 т 96 % -ной серной кислоты, если потери серы в производстве
составляют 5 %?
196. Из 1 т колчедана (массовая доля серы 45 %) получено 0,882 т оксида серы (IV). Каков
процентный выход S02?
197. Сколько тонн оксида серы (IV) получено из 1 т колчедана, содержащего 45 % серы,
если выход равен 95 %?
198. Какой объем (н. у.) занимают 6,4 г оксида серы (IV)?
199. Закончите уравнения реакций:
а) Си + H2SO4  SO2+
б) Nа2S0з + H2SO4 SO2 +
в) СаSОз + H2SO4  SO2 +
г) NаНSОз + H2SO4 SO2+
Какие из них являются окислительно-восстановительными? Сколько потребуется
исходных веществ для получения 1 л SO2?
200. Составьте электронно-ионные уравнения окислительно-восстановительных реакций:
б) SO2 + НС1O 4 + H2O  HС1 + H2SO4
а) SO2 + НСlОз + H2O  НСl + H2SO4.
201. Закончите равнения реакций:
а) SO2+ H2S 
в) SO2+ КМп04 + H2O 
б) SO2 + I2+ H2O 
г) SO2+ H2O + НIOз 
Какую роль играет оксид cepы (IV) в этих реакциях?
202. Закончите уравнения реакций и напишите их электронно-ионные уравнения:
а) Nа2S0з + КМп04 + H2O Na2SO4+ МпO2 +KOH
б) Nа2S0з + КМп04 + KOH  Na2SO4 + K2MnO4+ H2O
203. Составьте электронно-ионные уравнения и расставьте коэффициенты:
а) Ag + H2SO4  Ag2SO4 + SO2+ H2O
б) Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2S + H2O
От чего зависит степень восстановления серы?
204.Как изменится скорость реакции между оксидом cepы (IV) и кислородом, если
концентрация их будет увеличена в два раза?
205. В лаборатории имеются следующие осушители: H2SO4 (конц.), КОН, К2СОз, K2SO4,
CaC12. Какие из перечисленных веществ можно использовать для высушивания SO2?
Почему?
206. При взаимодействии раствора НСlOз и оксида серы (IV) получили 11,2 л (н. у.)
хлороводорода. Сколько литров SO2 вступило в реакцию?
207 . Как получают соду по аммиачному способу? Имеет ли значение порядок насыщения
раствора (какого?) диоксидом углерода и аммиаком? Можно ли аналогичным способом
получить поташ? Ответ обосновать.
208. Какой объем СО2 (условия нормальные) можно получить из 210 г NаНСОз: а)
прокаливанием; б) действием кислоты?
209. Описать свойства оксида углерода (11), указав: а) электронное строение молекулы с
позиций метода ВС; б) отношение к воде и к водным растворам кислот и щелочей; в)
окислительно-восстановительные свойства.
210. В каких случаях при горении угля образуется СО? Почему опасность появления угара
при закрывании печи уменьшается по мере уменьшения накала углей?
211. Карбид кальция получают по схеме СаО + С  СаС2 + СО. Вычислить массу СаО,
необходимую для получения 6,4 т СаС2. Какой объем СО при этом образуется (условия
нормальные)?
212. Указать состав и свойства синильной кислоты. Почему соли этой кислоты
необходимо хранить в плотно закрытых сосудах? Ответ пояснить уравнениями реакций.
213.Дать краткую характеристику кремния, указав: а) электронное строение атома и его
валентные возможности; б) химические свойства свободного кремния.
214. Охарактеризовать физические и химические свойства диоксида кремния, его
отношение к воде, кислотам и щелочам. .
215. В каком направлении и почему будет происходить смещение равновесий: а) при
насыщении диоксидом углерода водного раствора силиката натрия; б) при прокаливании
смеси N а2СО3 и Si02?
216. Какую кислоту нельзя хранить ни в обычной стеклянной посуде, ни в посуде из
кварцевого стекла? Почему?
217. Написать уравнения реакций гидролиза галогенидов кремния. В чем особенность
гидролиза SiF4?
218. Чем объясняется химическая инертность молекулы азота?
Привести примеры реакций, в которых азот может быть: а) окислителем; б)
восстановителем.
219. С ионами какого галогена и какого щелочного металла сходен по электронному
строению отрицательно заряженный ион азота?
220. Составьте формулы соединений азота с алюминием, магнием, литием.
221. Каким путем получают азот в промышленности? На чём основаны промышленные
способы получения кислорода и азота из жидкого воздуха?
222. Пять стеклянных цилиндров заполнены газами: азотом, оксидом углерода (IV),
кислородом, хлором и водородом. Как определить, в котором из них азот? .
223. Сколько граммов нитрита аммония потребуется для получения 10 л азота при н. у.?
224. Сколько литров азота (н. у.) образуется при пропускании 40 л аммиака над
раскаленным оксидом
меди (II)?
.
225. 1 л смеси азота и криптона при н. у. весит 11,35 г. Какова объемная доля (в %)
криптона в смеси?
226. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) МgзN2 + H2SO4
б) AIN +НNОз 
227. После пропускания через озонатор некоторый объем воздуха уменьшился на 5 %.
Определите объемные доли (в %) компонентов в полученной газовой смеси.
228. Смешали 200 мл 3 н. раствора нитрита калия и 200 мл 2 М раствора хлорида
аммония; смесь нагрели. Определите объем выделившегося азота (н. у.).
229. Определите плотность азота по гелию.
230. Найдите плотность по водороду газовой смеси, в которой объемные доли азота и
кислорода составляют 79 и 21 %.
231. Определите массу 1 л азота при н.у. Выразите в граммах массу одной молекулы
азота.
232. Каковы степени окисления азота в его оксидах? Укажите способы получения
оксидов азота.
233 . Изобразите электронную структуру молекулы оксида азота( 1) .
234. Как получают азотистую кислоту? Приведите уравнения реакций.
235. Закончите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте
коэффициенты:
а) HNO2 + НI I2 +
б) HNO2+ КМпО4 + H2SO4 MnSO4 +
Определите, чем является азотистая кислота в этих реакциях - окислителем или
восстановителем?
236. Напишите уравнения реакций: для следующего цикла превращений: N2  NO 
NO2  НNОз N02  N2 04.
237. Почему при взаимодействии азотной кислотыс металлами водород не выделяется?
Приведите примеры ОВР.
238. В одном растворе содержится 18,9 г азотной кислоты, а в другом - 8,4 г гидр оксида
калия в 1 л раствора. В каком соотношении надо смешать растворы для получения
нейтральной среды?
239. Смешали 300 мл 10 М раствора и 200 мл 1 М раствора азотной кислоты. Определите
молярную концентрацию полученного раствора.
240. Имеется 5 М раствор азотной кислоты (р = 1160 кг/м3). Определите массовую долю
(в %) азотной кислоты в растворе.
241. При растворении 2 г сплава цинка и алюминия в азотной кислоте получили 12,54 г
смеси нитратов цинка и алюминия. Сколько (по массе) цинка и алюминия содержалось в
сплаве?
242. На нейтрализацию раствора, содержащего 10,5 г азотной кислоты, израсходовано
6,17 г гидроксида двухвалентного металла. Определите формулу гидрида.
243. Определите массовую долю (в %) азотной кислоты в растворе, если 200 г этого
раствора нейтрализуют 11,2 г гидроксида калия.
244. При взаимодействии 10 г амальгамы натрия с водой получен раствор щелочи. Для
нейтрализации этого раствора потребовалось 50 мл 0,5 н. раствора кислоты. Определить
процентное содержание натрия (по массе) в амальгаме.
245. Из навески смеси КСl и NaCI общей массой 0,1225 г получили осадок AgCI массой
0,2850 г. Вычислить процентное содержание (по массе) KCI и NaCI в смеси.
246. Написать уравнения реакций получения из карбоната натрия: а) силиката натрия; б)
ацетата натрия; в) нитрата натрия; г) гидросульфата натрия; д) сульфита натрия.
247. При разложении КСlOз получили 3,36 л кислорода (условия нормальные). Какое
количество теплоты при этом выделилось?
248. Какой объем водорода, измеренного при 25 ос и давлении 755 мм рт. ст. (100,7 кПа),
выделится при взаимодействии с водой 1 г сплава, состоящего из 30%(масс.) калия и 70%
(масс.) натрия?
250. Вычислить количество теплоты, которое выделится при взаимодействии 8 г гидрида
натрия с водой.
251. Закончить уравнения реакций:
1) Na202 + H2SO4 
2) К + 02 (избыток) 
3) Li3N + Н2О 
нагревание
4) КNОз 
252. Назвать важнейшие сплавы меди, указав их примерный состав.
253. Написать уравнения реакций взаимодействия меди с разбавленной (1:2) и
концентрированной азотной кислотой. Почему медь не растворяется в соляной кислоте?
254. Как взаимодействуют соли меди с растворами щелочей и гидроксида аммония?
255. Какие процессы происходят при электролизе растворов сульфата меди: а) с
медными; б) с платиновыми электродами?
256 Закончить уравнения реакций:
а) Ва(ОН)2 + Н2О2  г) Mg + НNО3 (разб.) 
б) Be+NaOH 
д) ВаО2 + FеSO4 + H2SO4
в) ВаО2 + H2SO4
257. Привести уравнения реакций, свидеrельствующих об амфотерности гидроксидов
бериллия и цинка.
258. Сравнить отношение цинка, кадмия и ртути к разбавленным и концентрированным
кислотам: а) соляной; б) серной; в) азотной. Написать уравнения соответствующих
реакций.
259. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б)
аммиака?
260. При прокаливании 1,56 г смеси карбоната цинка с оксидом цинка получили 1,34 г
оксида цинка. Вычислить состав исходной смеси (в процентах по массе).
261. Найти количество теплоты, которое будет поглощено при восстановлении 1 кг оксида
цинка графитом. Зависимостью энтальпии реакции от температуры пренебречь.
262. Кусочек латуни растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к
одной части прибавили избыток аммиака, а к другой - избыток щелочи. В растворе или в
осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях?
263. Металлическая ртуть часто содержит примеси «неблагородных» металлов - цинка,
олова, свинца. Для их удаления ртуть обрабатывают раствором Hg(NОз)2. На чем основан
такой способ очистки ртути?
264. Чем объяснить малую диссоциацию хлорида ртути (П) в paствоp?
265. Закончить уравнения реакций:
а) Zn + NaOH
г) Hg (избыток) + НNО3 
б) Zn+ NаNО3 + NaOH NН3 +
д) Нg(NО3) 2 + H2S
в) Hg + НNО3 (избыток) 
е) Нg(NО3)2 + КI (избыток) 
266. Присутствие каких солей в природной воде обусловливает ее жесткость? Какие
химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Nа2СО3; б) NaOH; в)
Са(ОН)2? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.
267. Сколько граммов Са(ОН)2 необходимо прибавить к 1000 л воды, чтобы удалить
временную жесткость, равную 2,86 мэкв/л?
268. Почему при взаимодействии соли бария с растворами хромата и дихромата калия
выпадают осадки одинакового состава?
269. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия? Ответ обосновать.
270. Как осуществить превращения:
Сr20з  K2Cr04 K2Cr207  Сr2 (S04) 3 Кз[Сг(0Н)6]?
271. Какой объем хлора (условия нормальные) выделится при взаимодействии одного
моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты?
272. Закончить уравнения реакций:
а) СгСlз + NаВiOз + NaOH 
б) Сr2 (S04) 3 + Br2 + NaOH 
в) K2Cr207 + S02 + H2SO4
г) K2Cr207+ FeSO4+ H2SO4 
д) FeO +Сr20з + 02 + К2СО3 Fе20з + K2Cr04 + С02
273. Указать различия в строении атомов элементов подгруппы марганца и галогенов. В
какой степени окисленности эти элементы проявляют наибольшее сходство в свойствах?
274. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,60 г FeSO4 в
нейтральном и в кислом растворах?
275. Написать уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а)
окислительные: б) восстановительные; в) окислительные и восстановительные
одновременно.
276. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более
низкой степенью окисленности?
277. Написать уравнение реакции термического разложения перманганата калия. К какому
типу окислительно-восстановительных превращений относится эта реакция?
278. Сколько требуется фосфата кальция, угля и песка для получения фосфора массой
1кг?
279. Определить массовую долю 9М раствора фосфорной кислоты ( пл.1,15).
280. Напишите уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
а) KKOH KHСО3 К2СО3
б) KOH K2 Zn02Zn(ОН)2Zn(НS)2
281. Напишите уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
а) Na  Na202 Na20 NaOHNaCl
б ) NaNО3  NaHSO4 Na2SO4 NaClNa
282. Калий массой 3,9г растворили в воде объёмом 206,2 мл. Определите массовую
долю полученного раствора.
283. Какие соли можно получить при взаимодействии гидроксида натрия: а) с
хлором; б) с оксидом серы (IV); в) с сероводородом? Составьте уравнения
происходящих реакций.
284. Вычислите массы кристаллической соды и воды, необходимые для
приготовления раствора массой 500г, с массовой долей карбоната натрия 10,6%.
285. Напишите уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Ca  Ca(ОН)2  CaСО3 Ca(HСО3)2
CaCl2  Ca(NО3)2 Сa3(P04) 2 Сa(H2P04) 2
286.Через известковую воду пропускают диоксид углерода. Образовавшийся вначале
осадок растворяется при дальнейшем пропускании углекислого газа. Почему? Напишите
уравнения этих превращений.
287. Какая жёсткость воды называется: а) общей; б) временной; в) постоянной; г)
карбонатной; д) некарбонатной.
288. Жёсткость воды равна 4,35 мг-экв/л. Сколько соды нужно прибавить к 1 куб. метру
этой воды для устранения жёсткости?
289. Какие из перечисленных веществ можно применить для устранения некарбонатной
жёсткости воды, вызванной присутствием в ней сульфата кальция: а)NaOH; б) К2СО3;
в)NaCl; г) Na2S.
290. Напишите уравнения реакций, которые произойдут при добавлении соды к жёсткой
воде, содержащей Ca(HСО3)2, Mg(HСО3)2 , CaCl2, MgSO4.
291.Вычислите карбонатную жёсткость воды, зная, что на реакцию с гидрокарбонатом
кальция, содержащемся в воде объёмом 100мл, потребовалось 5мл 0,1М раствора соляной
кислоты.
292. Сколько кг алюминия необходимо для получения хрома массой 10кг из оксида хрома
(III) алюмотермическим методом?
293.При взаимодействии сплава массой 6г, состоящего из меди и алюминия, с
гидроксидом калия выделился газ объёмом 4,704л(н.у.). Определите массовую долю меди
в смеси.
294. Сколько требуется хлорида алюминия для приготовления 0,2М раствора объёмом
0,5л?
295. К какому типу солей относятся квасцы? Где они применяются в промышленности?
296.Составьте уравнения реакций взаимодействия алюминия с разбавленной и
концентрированной серной, соляной и фосфорной кислотами.
297. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия алюминия,
его оксида и гидроксида с концентрированным раствором гидроксида калия.
298. На выплавку алюминия массой 2кг расходуется сксида алюминия массой 2.2кг.
Вычислите выход алюминия (%) от теоретического.
299. Напишите уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Cr Сr20з Сr2(S04) 3  СrCl 3 KCrO2  Cr(ОН)3
300. Напишите уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
FeFeCl2 FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3 Fe
301. В чём отличие электронных структур и свойств элементов главной и побочной
подгрупп VI группы?
302. Составьте схему электролиза растворов Сr2(S04) 3 и СrCl 3 на угольном аноде.
303. Что такое чугун и чем он отличается от стали?
304.Как протекает коррозия оцинкованного железа. Если слой цинка повреждён?
305. Как протекает коррозия железа, покрытого оловом, если слой олова повреждён?
306. Анодным или катодным является покрытие оловом для цинка, для меди?
307.Какие процессы лежат в основе доменного процесса?
308. Из тонны железной руды, содержащей 80% Fe3O3, выплавили 570 кг чугуна,
содержащего 95% железа. Чему равен практический выход железа?
309. Какова масса твёрдого остатка при прокаливании нитрата серебра, массой 27г к
моменту, когда выделилось 3,36л газов (н.у.).
310. Рассчитайте объём 0,5М раствора гидроксида натрия, требуемый для реакции с 0,1М
раствором хлорида железа (III) объёмом 20мл.
ЗАДАНИЯ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ
№ заданий
№ варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
1
2
3
4
5
6
7
8
9
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
141
142
143
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
221
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
240
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
265
266
267
268
269
270
271
272
273
274
275
276
277
278
279
280
281
282
283
284
285
286
287
288
289
290
291
292
293
294
295
296
297
298
299
300
301
302
303
304
305
306