Главная
Каталог
Библиотека
Избранное
Порталы
Библиотеки вузов
Отзывы
Новости
 
12+
 
Предварительный просмотр документа

Химия: Контрольные работы

Автор/создатель: Абакумова Н.А.
Год: 2008 
Даны программа, варианты контрольных работ, список рекомендуемой литературы, краткие теоретические положения, примеры решения задач, приложение. Предназначено для студентов заочного и очного отделений специальностей 240801, 260601, 261201, 246902, 240401, 240802.
Показать полное описание документа
Популярные ресурсы рубрик:
РЕЙТИНГ

Оценка пользователей: 2.8
Количество голосов: 9
Оцените ресурс:
5 4 3 2 1

ОТЗЫВЫ


Популярные ресурсы по теме

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра. Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
в) FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO2 + … . 314. Реакции выражаются схемами: а) KJ + KBrO3 + HCl → J2 + KBr + KCl + H2O; б) AgNO3 + PH3 + H2O → Ag + H3PO4 + HNO3; в) Cr(NO3)3 + NaBiO3 + HNO3 → H2Cr2O7 + Bi(NO3)3 + NaNO3 + H2O. Расставить коэффициенты, пользуясь методом электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель, что окисляется и что восстанавливается? К каким классам окислительно-восстановительных реакций относятся приведенные реакции? 315. Какое из веществ: AsН3, H 3AsO4, H3AsO3 – является только окислителем, только восстановителем и какое мо- жет проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Почему? Пользуясь методом электронного балан- са, расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: HJO3 + H2O2 → J2 + O2 + H2O. Указать окислитель и восстановитель. 316. Составить электронные уравнения и указать, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: а) Cr2O7 → Cr3+ → Cr0; б) CIO4 → ClO– → Cl–. 2– – Пользуясь методом электронного баланса, расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Zn + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] + H2. Что является окислителем, что восстановителем? 317. Какой объем сероводорода, измеренный при нормальных условиях, прореагирует с раствором молекулярного йода массой 150 г, массовая доля J2 составляет 2 %. 318. Рассчитать эквивалентные массы KClO4, если он восстанавливается: а) до диоксида хлора; б) до свободного хлора; в) до хлорид-иона. Расставить коэффициенты в уравнении реакции: As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + SO2 + NO2 + H2O. 319. Реакции выражаются схемами: а) Ca(ClO)2 + Na2S + H2O → CaCl2 + S + NaOH; б) Cr + O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H2 + H2O; в) Na2C2O4 + KBrO3 + H2O → CO2 + KBr + NaOH. Расставить коэффициенты, пользуясь методом электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель, что окисляется, что восстанавливается? К каким классам окислительно-восстановительных реакций относятся приведенные реакции? 320. К подкисленному раствору KI добавили 80 мл 0,15 н. раствора KMnO4. Вычислить массу выделившегося йода. 2.5. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩАЯ СИЛА При решении задач этого раздела следует пользоваться данными прил. 8. Если металлическую пластину опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверх- ностный слой отрицательно. Возникает электростатическое напряжение между перешедшими в жидкость гидратирован- ными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие: Мe + m H2O ⇔ Me (H2O) mn+ + nе , в растворе на металле, где n – число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл-жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Элек- тродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.) Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях – так называемые стандартные элек- тродные потенциалы (ϕ°). Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погруже- нии металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 °С условно принимается равным нулю (ϕ° = О; ∆G = 0). Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов ϕ°, получаем так называе- мый ряд напряжений. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение ϕ°, тем больши- ми восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в на- правлении, в котором ЭДС (Е) элемента имеет положительное значение. В этом случае ∆G < 0, так кaк ∆G = –nFE. П р и м е р 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль / л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль / л? Р е ш е н и е. Электродный потенциал металла (ϕ) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста: ϕ = ϕ° + (0,059/n)·lgC, где ϕ° – стандартный электродный потенциал; n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентра- ция (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль / л; ϕ° для никеля и кобаль- та соответственно равны – 0,250 и – 0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях: ϕ (Ni2+ / Ni) = – 0,25 + (0,059 / 2) · lg10–3 = – 0,339 B; ϕ (Co2+ / Co) = – 0,277 + (0,059 / 2) · lg10–1 = – 0,307 B. Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля. П р и м е р 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказал- ся равен – 2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль / л). Р е ш е н и е. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1): – 2,41 = – 2,37 + (0,059 / 2) lgC, –0,04 = 0,0295 · lgC, lgC = – 0,04 / 0,0295 = –1,3559 C (Mg2+) = 4,4 · 10–2 моль / л. П р и м е р 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль / л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС. Р е ш е н и е. Схема данного гальванического элемента (–)Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn(+). Вертикальная линия обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линии – границу раздела двух жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (– 2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс: Мg° – 2e = Mg2+. ¯ (1) Цинк, потенциал которого – 0,763 В, – катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс: Zn2+ + 2e = Zn°. ¯ (2) Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов: Мg + Zn2+ = Mg2+ + Zn. Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль / л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его элек- тродов: Е = ϕ°(Zn2+ / Zn) – ϕ°(Mg2+ / Mg) = – 0,763 – (– 2,37) = 1,607 B. ЗАДАНИЯ 321. Рассчитать равновесные потенциалы двух медных электродов, у которых активности ионов меди Cu2+ соответ- ственно равны 1,0 и 10–3 моль / л. Определить ЭДС следующих элементов: 1) CuCu2+Cu2+Cu a (Cu2+) = 10–3 моль / л; a (Cu2+) = 1 моль / л, 2) CuCu+Cu+Cu a (Cu+) = 10–3 моль / л; a (Cu+) = 1 моль / л. 322. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1М раствор AgNO3, и стандартного водородного электрода. Написать уравнение электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе данного элемента. Найти ЭДС этого элемента. 323. Определить значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,02 н. раствор Cu(NO3)2. 324. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод в 0,01 М рас- творе сульфата никеля. 325. Рассчитать равновесный потенциал медного и серебряного электродов при a(Cu2+) = a(Ag+) = 0,01 моль / л и ЭДС элемента, составленного из этих электродов: AgAg+Cu2+Cu. 326. Вычислить потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCl2 в 0,5 л. 327. Вычислить ЭДС гальванического элемента, образованного сочетанием цинкового электрода в растворе ZnSO4 , [Zn2+] = 0,2 моль / л и свинцового электрода в растворе Pb(NO3)2 , [Pb2+] = 0,012 моль / л. 328. Составить схему работы гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженных в раство- ры их солей, где [Fe2+] = 0,01 моль / л, [Pb2+] = 0,0001 моль / л. Рассчитать ЭДС этого элемента и изменение величины энер- гии Гиббса. 329. Гальваническая цепь составлена железом, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Fe2+, равной 0,001 моль / л, и медью, погруженной в раствор ее соли. Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС цепи стала равной нулю? 330. Вычислить ЭДС концентрационного элемента, состоящего из цинковых электродов, опущенных в растворы ZnSO4 c концентрацией 2 ⋅ 10–2 и 3,2 ⋅ 10–3 моль / л. 331. Хромовая и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составить схему гальванического элемента и написать электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и ка- тоде. 332. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составить схему, написать электронные урав- нения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опу- щенных: первый в 0,01 н., а второй в 0,1 н. раствор AgNO3. 333. Вычислить ЭДС гальванического элемента, образованного сочетанием кадмиевого электрода в растворе CdCl2, [Cd2+] = 0,01 моль / л и цинкового электрода в растворе ZnCl2, [Zn2+] = 4 ⋅ 10–3 моль / л. 334. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса железной пластины при взаимодействии ее с рас- творами: а) Hg(NO3)2; б) Cr2(SO4)3; в) NiSO4? Почему? Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 335. ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли с концентрацией ио- нов Ni2+ 10–4 моль / л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. Определить концентрацию ионов Ag+ в растворе его соли. 336. Исходя из значений стандартных электродных потенциалов, рассчитать для 298 K значения ∆G° реакций: а) Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2; б) Cu + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag. 337. Рассчитать стандартную ЭДС гальванического элемента PbPb2+Zn2+Zn по известным значениям стандарт- ных потенциалов электродов. С учетом полученного значения стандартной ЭДС элемента определить стандартное значе- ние энергии Гиббса, протекающей в элементе реакции. 338. В каком направлении пойдет ток в гальваническом элементе, состоящем из водородных электродов, находя- щихся в растворах с рН = 2 и рН = 13? Какова ЭДС этого элемента? 339. Какие электрохимические процессы происходят у электродов магниевого элемента, составленного следующим образом: Mg Mg2+, C1 = 1 моль / л Mg2+, C2 = 0,001 моль / л Mg Определить заряды электродов и ЭДС элементов. 340. Какие процессы происходят у электродов медного концентрационного гальванического элемента, если у одного из электродов С(Сu2+) = 1 моль / л, а у другого С(Cu2+) = 10–3 моль / л? В каком направлении движутся электроны во внеш- ней цепи? Ответ дать, исходя из величины ЭДС и ∆G°98 этой цепи. 2 2.6. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического то- ка через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Как и в гальваническом элементе, электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления, – анодом. П р и м е р 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом. Р е ш е н и е. Стандартный электродный потенциал системы Na+ + e = Na° (– 2,71 B) значительно отрицательнее по- тенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (– 0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электро- химическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода 2H2O + 2e = H2 + 2OH–, а ионы Na+, прихо- ¯ дящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство). На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода 2H2O = O2 + 4H+ + 4e , поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем ¯ стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему 2SO2– = S2O2– + 2e . Ионы SO2–, движущиеся при 4 8 ¯ 4 электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве. Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммар- ное уравнение процесса электролиза: 6H2O = 2H2↑ + 4OH– + O2↑ + 4H+. (у катода) (у анода) Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ионов SO2– в 4 анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме: 6H2O + 2Na2SO4 = 2H2↑ + 4Na+ + 4OH– + O2↑ + 4H+ + 2SO2–. 4 (у катода) (у анода) Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия в катодном про- странстве и серная кислота в анодном пространстве. Количественная характеристика процесса электролиза определяется законами, установленными Фарадеем. Им мож- но дать следующую общую формулировку (закон Фарадея): «масса электролита, подвергшаяся превращению при элек- тролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ». Закон Фарадея выражается следующим уравнением: m = Эm It / F, где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г; Эm – его эквивалентная масса, г / моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – постоянная Фарадея, 96 500 Кл / моль, т.е. количество электричества, необходимое для осу- ществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества. П р и м е р 2. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла. Р е ш е н и е. Решим уравнение Фарадея относительно эквивалентной массы металла и подставим в него данные за- дачи (m = 2,77 г; I = 2,5 A; t = 30 мин = 1800 с): Эm = mF / (It) = 2,77 · 96 500 / (2,5 · 1800) = 59,4 г / моль. П р и м е р 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 часа. Вычислить мас- су разложившейся воды и объемы выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные). Р е ш е н и е. Массу разложившейся воды находим из уравнения закона Фарадея имея в виду, что 1,5 часа = 5400 c и Эm (Н2О) = 9 г / моль: m (H2O) = ЭmIt / F = 9 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,02 г. При вычислении объемов выделившихся газов представим уравнение закона Фарадея в следующей форме: V0 = ЭVIt / F, где V0 – объем выделившегося газа при н.у.; ЭV – эквивалентный объем газа, л / моль. ЭV водорода равен 11,2 л / моль, а кислорода – 5,6 л / моль, то получаем: V0 (H2) = 11,2 · 6 · 5400 / 96 500 = 3,76 л; V0 (O2) = 5,6 · 6 · 5400 / 96 500 = 1,88 л. ЗАДАНИЯ 341. Проходя через раствор электролита, ток силой 2 А за 44 минуты выделяет 2,3 г металла. Определить эквива- лентную массу и электрохимический эквивалент этого металла. 342. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5 А в течении 3 часов. Составить электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Каков объем газов при нормальных условиях выделится на катоде и аноде? 343. Сколько электричества надо пропустить через раствор LiCl, чтобы получить 2 кг LiOH. Cоставить схему элек- тролиза. 344. При силе тока 2 А за 40 минут на катоде выделилось 4,542 г некоторого металла. Вычислить электрохимиче- ский эквивалент этого металла в г / (А · ч). 345. При рафинировании меди током 25 А выделяется 112 г меди за 4 часа. Рассчитать выход по току. 346. Какую массу алюминия можно получить при электролизе расплава Al2О3, если в течение 1 часа пропускать ток силой 20 000 А при выходе по току 85 %? Составить схему электролиза. 347. Через раствор соли Ni(NO3)2 в течение 2,45 часа пропускали ток силой 3,5 А. Определить, на сколько граммов за это время уменьшилась масса никелевого анода? Составить схему электролиза. 348. Определить силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида магния в течение 10 часов при выходе по току 85 %, чтобы получить 0,5 кг металлического магния. 349. При электролизе водного раствора хлорида цинка на аноде выделился хлор объемом 26,88 л (условия нормаль- ные), а на катоде – цинк массой 62,4 г. Считая выход хлора количественным, определить выход цинка. 350. При электролизе водного раствора сульфата никеля(II) на катоде получили никель массой 177 г, выход которого составил 75 %. Какой объем кислорода выделится при этом на аноде? Выход кислорода считать количественным. 351. Через раствор сульфата цинка пропускали ток в течение 30 мин. При этом выделилось 0,25 г цинка. Амперметр показывал 0,4 А. Какова ошибка в показаниях амперметра? Составить схему электролиза. 352. Составить уравнения реакций электролиза водных растворов следующих веществ: а) AlCl3; б) K3PO4; в) Pt(NO3)2. Электролиз ведется с инертными электродами. 353. Какова молярная концентрация раствора AgNO3, если для выделения всего серебра из 0,065 л этого раствора на графитовых электродах потребовалось пропустить ток силой 0,6 А в течение 20 минут? Составить схему электролиза рас- твора AgNO3. 354. Какое количество электричества требуется для выделения из раствора: а) 4 г водорода; б) 8 г кислорода? При- вести пример электролиза водного раствора электролита, когда на электродах выделяются водород и кислород. 355. Для получения 1 м3 хлора при электролизе водного раствора хлорида магния было пропущено через раствор 2423 А · ч электричества. Вычислить выход по току и составить схему электролиза на графитовых электродах. 356. Через серебряный кулонометр пропускали ток в течение 3 часов. Амперметр показывал силу тока, равную 0,9 А. Найти процент погрешности амперметра, если за это время в кулонометре на катоде выделилось 12,32 г Ag. 357. При электролизе раствора Сr2(SO4)3 током 1 А масса катода возросла на 0,01 кг. Какое количество электричест- ва и в течение какого времени пропущено? 358. Раствор NiCl2, содержащий 129,7 г соли, подвергался электролизу током 5 А в течение 5,36 часов. Сколько хло- рида никеля осталось в растворе и какой объем хлора выделился? 359. При электролизе раствора CuSO4 c медными электродами масса катода увеличилась на 5 г. Какое количество электричества пропущено? Составить схему электролиза с инертным и с активным анодом. 360. При какой силе тока можно из водного раствора NaOH выделить 6 л кислорода в течение 3 часов? Газ измерен при 17 °С и 98 кПа. 361. Вычислить электрохимические эквиваленты: а) железа в FeSO4; б) Al в Al2(SO4)3; в) хлора в хлориде любого ме- талла. Составить схему электролиза водного раствора FeSO4 с графитовыми электродами. 362. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе растворов: а) хлорида никеля с ни- келевым анодом; б) сульфата натрия с цинковым анодом; в) гидроксида калия с графитовыми электродами; г) серной ки- слоты с графитовыми электродами. 363. Рассчитать силу тока в цепи и массу вещества, которое подверглось разложению при электролизе водного рас- твора сульфата калия с нерастворимым анодом, если на катоде выделилось 0,224 л водорода, измеренного при нормаль- ных условиях. Время электролиза 1 час. 364. Рассчитать силу тока в цепи, массу вещества, которое подверглось электрохимическому превращению, при электролизе водного раствора сульфата калия с никелевым анодом, а также выход кислорода по току, если на катоде вы- делилось 0,448 л водорода, а на аноде – 0,14 л кислорода, измеренных при н.у. 365. При электролизе водного раствора сульфата цинка с нерастворимым анодом на катоде выделилось 0,56 л водо- рода, измеренного при н.у. Время электролиза 1 час, сила тока 2,68 А. Определить выход по току водорода и цинка. 366. При электролизе водного раствора сульфата цинка с нерастворимыми электродами на катоде в течение 2 часов выделилось 0,235 г цинка. Ток в цепи 1,34 А. Рассчитать выход цинка по току. 367. При электролизе водного раствора NiSO4 на аноде выделилось 3,8 л кислорода, измеренного при 27 °С и 100 кПа. Сколько граммов Ni выделилось на катоде? 368. Сколько литров водорода выделится на катоде, если вести электролиз водного раствора KOH в течение 2,5 ча- сов при силе тока 1,2 А? Газ измерен при 27 °С и 101,8 кПа. 369. Сколько минут потребуется для выделения 250 мл гремучего газа при электролизе разбавленной серной кисло- ты? Сила тока 0,5 А. Газ измерен при 7 °С и 102,9 кПа. 370. Ток силой 2,5 А выделил в течение 15 минут 0,72 г меди из раствора CuSO4. Вычислить выход по току. 2.7. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдель- ных компонентов и представляющие собой сложные ионы и молекулы, способные к существованию как в кристалличе- ском, так и в растворенном состоянии. Комплексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных систем образуются системы более сложные. В структуре комплексного соединения различают координационную (внутреннюю) сферу, состоящую из централь- ной частицы – комплексообразователя (ион или атом) – и окружающих ее лигандов (ионы противоположного знака или молекулы). Ионы, находящиеся за пределами координационной сферы, образуют внешнюю сферу комплексного соединения. Число лигандов вокруг комплексообразователя называется его координационным числом. Внутренняя сфера (комплекс) может быть анионом, катионом, и не иметь заряда. Например, в комплексном соединении K3[Fe(CN)6] внешняя сфера – 3K+, внутренняя сфера [Fe(CN)6]3–, где Fe3+ – комплексообразователь, а 6CN– – лиганды, причем 6 – координационное число. Таким образом, комплексное соединение (как правило) в узлах кристаллической решетки содержит комплекс, спо- собный к самостоятельному существованию и в растворе. П р и м е р 1. Определить заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и степень окисления комплексо- образователя в соединениях: а) K4[Fe(CN)6]; б) Na[Ag(NO2)2]; в) K2[MoF8]; г) [Cr(H2O)2(NH3)3Cl] Cl2. Р е ш е н и е. Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположен ему по знаку. Координа- ционное число комплексообразователя равно числу лигандов, координированных вокруг него. Степень окисления ком- плексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных молекул (Н2O, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот. Отсюда: Заряд иона Координационное число Степень окисления а) – 4 6 +2 б) – 1 2 +1 в) – 2 8 +6 г) + 2 6 +3 П р и м е р 2. Напишите выражение для константы нестойкости комплекса [Fe(CN)6]4–. Р е ш е н и е. Если комплексная соль гексацианоферрат(II) калия, являясь сильным электролитом, в водном растворе необратимо диссоциирует на ионы внешней и внутренней сфер K4 [Fe(CN)6] ⇔ 4K+ + [Fe(CN)6]4–, то комплексный ион диссоциирует обратимо и в незначительной степени на составляющие его частицы: [Fe(CH)6]4– ⇔ Fe2+ + 6CN–. Обратимый процесс характеризуется своей константой равновесия, которая в данном случае называется константой нестойкости (Kн) комплекса: Kн = [Fe2+] ⋅ [CN–]6 / [[Fe(CN)6]4–]. Чем меньше значение Kн , тем более прочен данный комплекс. П р и м е р 3. Из раствора комплексной соли СОСl3 · 5NH3 нитрат серебра осаждает только 2/3 содержащегося в ней хлора. В растворе соли не обнаружено ионов кобальта и свободного аммиака. Измерение электрической проводимости раствора показывает, что соль распадается на три иона. Каково координационное строение этого соединения? Написать уравнение диссоциации комплексной соли. Р е ш е н и е. Отсутствие в растворе указанной соли ионов Со3+ и свободного аммиака означает, что эти компоненты входят во внутреннюю сферу комплексного соединения. Кроме того, во внутреннюю сферу входит один хлорид-ион, не осаждаемый AgNO3 . Следовательно, состав внутренней сферы соответствует формуле [Co(NH3)5 Cl]2+. Во внешней сфере находятся два хлорид-иона, компенсирующие заряд внутренней сферы комплекса: [Co(NH3)5Cl] Cl2 . Диссоциация комплексной соли в растворе протекает по схеме [Co(NH3)5Cl] Cl2 ⇔ [Co(NH3)5Cl]2+ + 2Cl–, что согласуется с данными по электрической проводимости. ЗАДАНИЯ 371. Определить степень окисления и координационное число комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: а) Na3[Ag(S2O3)2]; б) H[Co(CN)4(H2O)2]; в) Na2[Fe(CN)5NO]; г) Ba[Cu(SCN)(CN)3]; д) [Cr(NH3)4H2OBr]Cl2; е) K4[Mo(CN)8]. 372. Определить заряд следующих комплексных ионов: [Cr(H2O)4Cl2], [HgBr4], [Fe(CN)6], [Fe(CN)6], [Co(NH3)4(NO2)2], [Co(NH3)3(NO2)3], если комплексообразователями являются Cr3+, Hg2+, Co3+, Fe3+, Fe2+. Написать фор- мулы соединений, содержащих эти комплексные ионы. 373. К раствору, содержащему 0,467 г комплексной соли СoCl3 · 4NH3 добавили в избытке раствор AgNO3. Масса осажденного АgCl составила 0,287 г. Написать координационную формулу соли и диссоциацию этой соли в водном рас- творе. 374. Найти заряды комплексных частиц и указать среди них катионы, анионы и неэлектролиты: [Co(NH3)5Br], [Cr(NH3)3PO4], [Ag(NH3)2], [Al(OH)6], [Co(NH3)3(NO2)3], [Cu(H2O)4]. Для одной из этих солей написать выражение кон- станты нестойкости. 375. Определить степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: [Fe(CN6)]4–, [Ni(NH3)5Br]+, [Co(NH3)2(NO2)4]–, [Cr(H2O)4Cl2]+, [AuCl4]–, [Hg(CN)4]2–, [Cd(CN)4]2–. Для одной из этих солей написать вы- ражение константы нестойкости. 376. Написать уравнения диссоциации в растворе следующих комплексных соединений, учитывая, что координаци- онные числа ионов платины и палладия в степени окисления + 2 равны 4: а) PtCl2 ⋅ 2KCl; б) PdCl2 ⋅ 2NH3 ⋅ H2O; в) Pd(NO2)2 ⋅ 2NH3; г) Pd(CN)2 ⋅ 2NH3; е) Pt(OH)2 ⋅ 2NaOH. 377. Составить координационные формулы следующих соединений: 2NH4Cl · PtCl4, K2C2O4 · CuC2O4, KCl · AuCl3, 2Ca(CN)2 · Fe(CN)2, (NH4)2 · Fe(SO4)2. Для одного из них написать выражение константы нестойкости. 378. При прибавлении раствора KСN к раствору [Zn(NH3)4]SO4 образуется растворимое комплексное соединение K2[Zn(CN)4]. Написать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций. Константа нестойкости какого иона, [Zn(NH3)4]2+ или [Zn(CN)4]2–, больше? Почему? Написать выражение константы нестойкости. 379. Составить формулы ацидокомплексных соединений ванадия(III) с ионами F–, SCN–, SO2–, CO2– в качестве ли- 4 3 гандов. Координационное число V3+ равно 6. Для одного из соединений написать выражение константы нестойкости. 380. Написать уравнения диссоциации солей K3[Fe(CN)6] и NH4Fe(SO4)2 в водном растворе. К каждой из них прили- ли раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа(III)? Написать молекулярное и ионно- молекулярное уравнения реакций. Какие комплексные соединения называют двойными солями? 381. Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия. Дать этому объяснение и написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. 382. Определить степень окисления иона-комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: K3[Ag(S2O3)2], [Ni(CO)4], Al[Au(CN)2I2]3, K4[Mo(CN)8], Na[Co(NH3)2 (SCN)2 (C2O4)]. Для одного из соединений написать выражение константы нестойкости. 383. Координационное число Os4+ и Ir4+ равно 6. Составить координационные формулы и написать уравнения диссо- циации в растворе следующих комплексных соединений этих металлов: 2NaNO2 · OsCl4, Ir(SO4)2 · 2KCl, OsBr4 · Ca(NO3)2, 2RbCl · IrCl4, 2KCl · Ir(C2O4)2. 384. Имеется комплексная соль состава Ba(CN)2 · Cu(SCN)2. При действии раствора H2SO4 весь барий осаждается в виде BaSO4. Написать координационную формулу этой соли. Какая масса комплексной соли содержалась в растворе, ес- ли во взаимодействие вступило 0,125 л 0,25 н. H2SO4? 385. На осаждение ионов Br– из раствора комплексной соли [Cr(H2O)6] Br3 израсходовано 0,025 л раствора нитрата серебра с массовой долей AgNO3, равной 10 % и плотностью 1,088 г / мл. Какая масса комплексной соли содержалась в растворе? 386. Вычислить эквивалентные массы комплексных солей [Co(NH3)6] J3; [Co(NH3)5J] J2; [Co(NH3)4J2] J в реакции с AgNO3 . 387. Константа нестойкости иона [Zn(OH)4]2– при 25 ºС равна 7,08 · 10–16. Рассчитать ∆G° процесса [Zn(OH)4]2– ⇔ Zn2+ + – 4OH и указать, какая реакция (прямая или обратная) может протекать в растворе, содержащем эти ионы. 388. Вычислить ∆G° процесса [Ni(CN)4]2– ⇔ Ni2+ + 4CN–, если Kн = 1,0 · 10–22 при 25 ºС. Указать возможность диссо- циации комплексного иона по изменению энергии Гиббса процесса диссоциации. 389. Изменение энергии Гиббса для процесса [Cu(CN)2]– ⇔ Cu+ + 2CN– при 25 °С равно 137,0 кДж / моль. Вычислить и написать константу нестойкости этого комплексного иона. 390. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4–, [Fe(CN)6]3– соответственно равны 6,2 · 10– 36 ; 1,0 · 10–37; 1,0 · 10–44. Какой из этих ионов является более прочным? Написать выражение для констант нестойкости ука- занных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы. 391. Какое количество 5 %-ного раствора (NH4)2S потребуется для полного осаждения меди в виде сульфида из 120 мл 0,1 М раствора [Cu(NH3)4] SO4? 392. Для связывания аммиака, содержащегося в 20 мл раствора [Ag(NH3)2]Cl, израсходовано 4,4 мл раствора HNO3, титр которой 0,063. Определить молярность раствора [Ag(NH3)2]Cl. 393. Комплексное соединение содержит Со+3, NH3 и Cl−. Для осаждения Cl− из 11,67 г этой соли потребовалось 8,5 г азотнокислого серебра. При разрушении этого же количества комплексной соли было получено 4,48 л аммиака, приве- денного к нормальным условиям. Молекулярная масса соли 233,3 г / моль. Составить координационную формулу ком- плексного соединения. 394. При реакции окисления 3 %-ного раствора Н2О2 в щелочной среде красной кровяной солью K3[Fe(CN)6] было получено 560 мл О2, измеренного при нормальных условиях. Определить массу израсходованного K3[Fe(CN)6]. 395. Разбавлением водой 18 %-ного раствора K3[Fe(CN)6] (плотность раствора 1,1 г/мл) требуется получить 80 л 8 %- ного раствора (плотность раствора 1,043 г/мл). Рассчитать, какое количество воды и исходного раствора необходимо смешать 2.8. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ Жесткость воды выражается суммой миллиэквивалентов ионов Сa2+ и Мg2+ , содержащихся в 1 л воды (мэкв / л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг / л Са2+ или 12,16 мг / л Мg2+. П р и м е р 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г Са(НСО3)2. Р е ш е н и е. В 1 л воды содержится 202,5 : 500 = 0,405 г Са(НСО3)2, что составляет 0,405 : 81 = 0,005 эквивалент- ных масс или 5 мэкв (81 г / моль – эквивалентная масса Са(НСО3)2. Следовательно, жесткость воды 5 мэкв / л. П р и м е р 2. Сколько граммов СаSO4 содержится в 1 м3 воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв / л? Р е ш е н и е. Мольная масса СаSO4 136,14 г / моль; эквивалентная масса равна 136,14 : 2 = 68,07 г / моль 1 мэкв СаSO4 – 68,07 мг. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв / л содержится 4 · 1000 = 4000, или 4000 · 68,07 = 272 280 мг = 272,280 г СаSO4. Приведенные примеры решают, применяя формулу Ж = m / ЭV, где m – масса вещества, обусловливающего жесткость воды или применяемого для устранения жесткости воды, мг; Э – эквивалентная масса этого вещества; V – объем воды, л. Решение примера 1. Ж = m / ЭV = 202 500 / 81 · 500 = 5 мэкв / л (81 г / моль – эквивалентная масса Са(НСО3)2, равная половине его мольной массы; 1 мэкв Са(НСО3)2 – 81 мг). Решение примера 2. Из формулы Ж = m / ЭV, m = 4 · 68,07 · 1000 = 272 280 мг = 272,280 г CaSO4. П р и м е р 3. Какую массу соды надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мэкв? Р е ш е н и е. В 500 л воды содержится 500 · 5 = 2500 мэкв солей, обусловливающих жесткость воды. Для устранения жесткости следует прибавить 2500 · 53 = 132 500 мг = 132,5 г соды (53 г / моль – эквивалентная масса Na2CO3; 1 мэкв Na2CO3 – 53 мг). П р и м е р 4. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 см3 этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 см3 0,08 н. раствора НСl. Р е ш е н и е. Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Обозначив число эквивалентов раство- ренного вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через Х, составляем пропорцию: 6,25 / 100 = Х / 0,08; Х = 0,005 н., т.е. в 1 литре воды содержится 0,005 эквивалентных масс Са(НСО3)2. Таким образом, в 1 л исследуемой воды содержится 0,005 · 1000 = 5 мэкв Са2+ – ионов. Карбонатная жесткость воды 5 мэкв / л. ЗАДАНИЯ 396. Требуется уменьшить карбонатную жесткость воды с 10 до 2 мэкв / л. Какую массу гидроксида кальция необхо- димо затратить для умягчения 500 л такой воды? 397. На титрование 50 см3 воды израсходовано 8 см3 0,05 н. раствора трилона Б. Определить жесткость воды и рас- считать массу хлорида кальция, содержащегося в 5 литрах такой воды. 398. Рассчитать жесткость воды, содержащей в 5 литрах: а) 0,01 моль гидрокарбоната кальция; б) 510 мг гидрокар- боната магния. 399. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только сульфатом магния. При обработке 500 см3 образца воды карбонатом натрия в осадок выпал карбонат магния массой 126 мг. Какова жесткость воды. 400. К 1 м3 жесткой воды прибавили карбонат натрия массой 132,5 г. На сколько понизилась жесткость? 401. Временная жесткость воды равна 5 мэкв / л. Какое количество Ca(HCO3)2 содержится в 5 л этой воды? 402. Вода, содержащая только сульфат магния имеет жесткость 10 мэкв / л. Какая масса сульфата магния содержится в 200 л этой воды? 403. Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 100 л воды прибавили 42,4 г карбоната натрия? 404. Для устранения временной жесткости воды, вызванной присутствием Mg(HCO3)2 , к 100 л ее прибавили 4 г NaOH. Cоставить уравнение реакции и рассчитать жесткость воды. 405. Сколько граммов гидроксида кальция надо прибавить к 500 л воды, чтобы удалить временную жесткость, рав- ную 6 мэкв / л? 406. Сколько гашеной извести необходимо прибавить к 1 м3 воды, чтобы устранить ее временную жесткость, рав- ную 7,2 мэкв / л? 407. Какая масса СаSO4 содержится в 400 л воды, если жесткость, обусловленная этой солью, равна 4 мэкв / л. 408. В 1 л воды содержится 76 мг ионов Мg2+ и 216 мг ионов Са2+. Найти общую жесткость воды. 409. Какова постоянная жесткость воды, если для ее устранения к 25 л воды добавлено 21,6 г буры Na2B4O7 · 10H2O. 410. Общая жесткость волжской воды равна 6,52 мэкв / л, а временная 3,32 мэкв / л. Какую массу Ca(OH)2 и Na2CO3 надо взять, чтобы устранить жесткость 5 л воды? 411. Жесткость некоторого образца воды обусловливается только нитратом кальция. При обработке 0,25 л образца воды карбонатом натрия в осадок выпало 37,8 мг CaCO3. Какова жесткость воды? 412. При определении временной жесткости на титрование 0,1 л воды израсходовано 5,25 мл 0,101 н. раствора HCl. Какова временная жесткость воды? 413. Чему равна жесткость 0,005М CaCl2? 414. Какова временная жесткость воды, если на реакцию с гидрокарбонатом, содержащимся в 100 мл воды, потребо- валось 5 мл 0,1 н. раствора НСl. 415. Жесткость некоторого образца воды обусловлена только гидрокарбонатом железа. При кипячении 0,25 л воды в осадок выпадает 4 мг FeCO3. Чему равна жесткость воды? 416. Некарбонатная жесткость воды равна 3,18 мэкв / л. Какую массу Na3PO4 надо взять, чтобы умягчить 1 м3 воды? 417. Жесткость воды, в которой растворен только гидрокарбонат кальция, равна 8 мэкв / л. Какой объем 0,1н. раство- ра НСl потребуется для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 150 см3 этой воды? 418. Растворимость CaSO4 в воде при 20 °С равна 0,202 г / 100 г раствора. Плотность насыщенного раствора CaSO4 1 кг / л. Вычислить жесткость этого раствора. 419. Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 800 л воды, чтобы устранить жесткость, равную 6 мэкв / л? 420. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная что для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 400 см3 воды потребуется 30 см3 0,08 н. раствора НСl. 2.9. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ЗАДАНИЯ 421. Описать взаимодействие щелочных металлов со следующими веществами: а) кислородом; б) азотом; в) бромом; г) жидким NH3. 422. Какой из оксидов обладает более кислотными свойствами: а) PbO или SnO, б) PbO или PbO2, в) SnO2 или GeO2? Чем это объясняется? 423. Морская вода содержит в среднем 3,5 % по массе различных солей, из которых 80 % приходится на долю NaCl. Вычислить, в каком количестве воды содержится 1 т NaCl. 424. При взаимодействии Ga с As и In с Sb образуются интерметаллические соединения типа АIIIВV, в которых со- держание Ga и In составляет 48,2 и 48,5 % соответственно. Установить формулы этих соединений. 425. Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии для получения некоторых металлов из их со- единений? Составить электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с V2O5; б) с СаSO4. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления. 426. Как можно получить гидроксиды щелочных металлов? Почему их необходимо хранить в хорошо закрытой по- суде? Составить уравнения реакций, происходящих при насыщении гидроксида калия: а) хлором; б) оксидом серы SO3; в) сероводородом. 427. Получение металлического свинца в промышленности идет по схеме: PbS → PbO → Pb. Написать уравнения соответствующих реакций. Вычислить, сколько свинца можно получить из 50 т руды, содержа- щей 98 % PbS. 428. Какой объем оксида азота(ΙΙ) можно получить при нагревании 20 г медных стружек, содержащих 4 % нереаги- рующих примесей, с достаточным объемом раствора азотной кислоты? 429. Почему азотистая кислота проявляет и окислительные, и восстановительные свойства? Составить уравнения ре- акций азотистой кислоты с бромной водой и с иодистым водородом. 430. Чем отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы от действия соляной кислоты и разбавлен- ной серной кислоты? Что является окислителем в каждой из них? Привести примеры. 431. Написать формулы и назвать кислородные кислоты хлора, указать степень окисления хлора в каждой из них. Какая из кислот более сильный окислитель? Закончить уравнение окислительно-восстановительной реакции КJ + NaOCl + H2SO4 → J2 + … и расставить коэффициенты, учитывая, что хлор здесь приобретает низшую степень окисления. 432. В каком газообразном соединении фосфор проявляет свою низшую степень окисления? Написать уравнения ре- акций: а) получения этого соединения при взаимодействии фосфида кальция с соляной кислотой; б) горения этого соеди- нения в кислороде. 433. Для дезинфекции животноводческих помещений их заполняют сернистым газом. Определить, какую массу се- ры надо сжечь, чтобы получить 300 м3 сернистого газа. Плотность сернистого газа 2,86 г / л. 434. Как изменяются окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к йоду и восстановительные свойст- ва их отрицательно заряженных ионов? Почему? Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций: а) Сl2 + J2 + H2O → …; б) KJ + Br2 → … Указать окислитель и восстановитель. 435. Какую степень окисления проявляют мышьяк, сурьма и висмут? Какая степень окисления является более харак- терной для каждого из них? Составить электронные и молекулярные уравнения реакций: а) мышьяка с концентрирован- ной азотной кислотой; б) висмута с концентрированной серной кислотой. 436. При действии углекислого газа на раствор аммиака при температуре 130 °С и давлении 10,13 МПа получается карбамид (мочевина). Какие объемы СО2 и NH3 (н.у.) потребуются для получения 600 кг карбамида. 437. Как получают оксид углерода(IV) в промышленности и в лаборатории? Написать уравнения соответствующих реакций и реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: NaHCO3 → CO2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → CaO → Ca(OH)2. 438. Чем объясняется большая восстановительная способность щелочных металлов? При сплавлении гидроксида на- трия с металлическим натрием идет восстановление водорода щелочи в гидрид-ион. Составить электронные и молеку- лярные уравнения этой реакции. 439. Как проявляет себя сероводород в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Составить электрон- ные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом. 440. Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? На ос- новании электронных уравнений написать уравнения реакций пероксида водорода: а) Аg2O; б) с KJ. 441. При постепенном прибавлении раствора KJ к раствору Нg(NO3)2 образующийся в начале осадок растворяется. Написать уравнения образования и растворения осадка. 442. Осуществить следующие превращения: Сd → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → [Cd(NH3)6](OH)2 → CdSO4 → K2[Cd(CN)4]. 443. Феррат калия K2FeO4 образуется при сплавлении оксида железа(III) с калийной селитрой в присутствии гидро- ксида калия. Составить электронные и молекулярные уравнения реакций. 444. 38,4 г сульфата меди(II) подвергли обжигу. Образовавшийся газ с резким запахом растворили в 150 мл 20 %-го раствора гидроксида натрия с плотностью 1,2 г / мл. Определить массовые доли реагентов в полученном растворе. 445. Какую степень окисления проявляет ванадий в соединениях? Составить формулы оксидов ванадия, отвечающих этим степеням окисления. Как меняются кислотно-основные свойства оксидов ванадия при переходе от низшей к высшей степени окисления? Составить уравнения реакций: а) V2O3 с H2SO4; б) V2O5 с NaOH. 446. Диоксиды титана и циркония при сплавлении взаимодействуют со щелочами. О каких свойствах оксидов гово- рят эти реакции? Написать уравнения реакций между: а) ТiO2 и ВaO; б) ZrO2 и NаOH. В первой реакции образуется мета- титанат, а во второй – ортоцирконат соответствующих металлов. 447. При действии на титан концентрированной соляной кислоты образуется трихлорид титана, а при действии азотной кислоты – осадок метатитановой кислоты. Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 448. Золото растворяется в царской водке и в селеновой кислоте, приобретая высшую степень окисления. Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. 449. Осуществить следующие превращения: Сu → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2 → CuS. 450. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили порошок алюминия, при этом оранжевая окраска раствора постепенно переходит в зеленую. Составить электронные и молекулярные уравнения. Написать степени окисления хрома, которые он может принимать, и соответствующие этим степеням окисления формулы гидроксидов хрома. 451. При обработке 9,6 г магния избытком концентрированной серной кислоты выделился газ с плотностью по во- дороду D (H2) = 17. Выделившийся газ растворили в 96,6 г воды. Определить концентрацию кислоты в полученном рас- творе. 452. Марганец азотной кислотой окисляется до низшей степени окисления, а рений приобретает высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются? Составить электронные и молекулярные уравнения соответствую- щих реакций. 453. На основании электронных уравнений составить уравнение реакции получения манганата калия K2MnO4 сплав- лением оксида марганца(IV) с хлоратом калия KСlO3 в присутствии гидроксида калия. Какие степени окисления проявля- ет марганец в своих соединениях? Написать формулы гидроксидов марганца, отвечающих этим степеням окисления. 454. Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта(III) и никеля(III) с кислотами от взаимодействия гидро- ксида железа(III) с кислотами? Почему? Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций. Какие степени окисления проявляет никель в своих соединениях? 455. В присутствии влаги и диоксида углерода медь окисляется и покрывается зеленым налетом. Как называется и каков состав образующегося соединения? Что произойдет, если на него подействовать соляной кислотой? Написать урав- нения соответствующих реакций и расставить коэффициенты. 456. Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень окисления наиболее характерна для каждого из них? Иодид калия восстанавливает ионы меди(II) в соединение меди со степенью окисления (+1). Составить электронные и молекулярные уравнения взаимодействия KJ с сульфатом меди. 457. При производстве серной кислоты контактным методом из 14 т колчедана FeS2, содержащего 42,4 % серы, по- лучено 18 т серной кислоты. Вычислить процент выхода от теоретического. 458. Составить электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения молибдена в азотной кислоте; б) растворения вольфрама в щелочи в присутствии кислорода. Молибден и вольфрам приобретают высшую степень окисле- ния. 459. Что представляют собой по химическому составу: а) бориды, б) бораны, в) бораты, г) метаалюминаты, д) гидро- ксоалюминаты? Привести формулы для каждого из этих соединений. 460. Сколько титана можно получить из 18 т природного минерала рутила в процессе магнийтермического восста- новления хлорида титана, если исходное сырье содержит 90 % TiO2. Схема процесса: C, Cl TiO 2 → TiCl 4 Mg → MgCl 2 + Ti . 2  461. К водному раствору сульфата марганца (II) на воздухе добавлено: а) едкий натр, б) сероводородная вода, в) сульфид натрия, г) перманганат калия. Как протекают реакции в каждом отдельном случае? Написать соответствующие уравнения. 462. Определить степени окисления хрома, молибдена и вольфрама в следующих соединениях: KCr(SO4)2 ⋅ 12H2O; FeCrO4; CaCr2O7; MoO2Cl2; MoS2; WS3; (NH4)2WO4. Какая степень окисления более характерна для хрома, молибдена и вольфрама? Как изменяется характер оксидов хрома при степени окисления + 2, + 3, + 6? 463. При прокаливании металлического титана на воздухе образуется белый порошок диоксида титана, который рас- творяется в концентрированной серной кислоте и сплавляется со щелочами. Написать уравнения реакций: а) прокалива- ния титана на воздухе, б) растворения диоксида титана в серной кислоте, в) сплавления диоксида титана со щелочью. 464. К осадку гидроксида магния раздельно прибавляли: а) избыток щелочи, б) раствор сульфата аммония, в) рас- твор сульфата натрия, г) раствор соляной кислоты. Во всех ли случаях произошла реакция? Написать уравнения возмож- ных реакций. 465. Написать уравнения реакций взаимодействия пероксида бария с водой, серной кислотой, с окисью серебра; взаимодействия диоксида углерода с нитратом и с гидроксидом бария. 466. Написать уравнения реакций получения гидрида лития из окиси лития и взаимодействия гидрида с водой. Как отличаются гидриды щелочных металлов от водородных соединений неметаллов по характеру химической связи и физи-
Яндекс цитирования