Основы химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего образования

«Российский государственный профессионально-педагогический университет»

Институт инженерно-педагогического образования

Кафедра металлургии, сварочного производства и методики профессионального обучения

Контрольная работа по химии

Выполнил:

студент гр. См-511Бр Шишигина У. Н.

Екатеринбург 2018

1. На основании электронных конфигураций атомов Са и S укажите, какой из этих элементов проявляет металлические, а какой - неметаллические свойства и почему

Решение:

определяем координаты этих элементов в Периодической системе.

Ca (4,ІІA) и S (3, VІA)

Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства атома).

Ca 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

На внешнем уровне Ca находится 2 валентных электрона.

На внешнем уровне S находятся 6 валентных электронов.

Сравним неметаллические свойства атомов Ca и S. Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атома зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (r_aт) и величины энергий сродства электрону (E_e).

Атом S имеет три энергетических уровня, а атом Ca четыре электронных уровня. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Ca , а энергия сродства к электрону больше, чем у Ca. Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Ca проявляет более сильные неметаллические свойства.

Сравним металлические свойства S и Ca.

Электронные конфигурации внешних уровней:

S 3s² 3p⁴ Ca 4s²

Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (r_aт) и энергий ионизаций (E_и). При увеличении заряда ядра и числа ? на внешнем уровне, которые всё сильнее удерживаются ядром в следствии уменьшения r_ат. При этом E_и возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, Ca обладает более сильными металлическими свойствами, чем S.

2. На каких свойствах гидроксидов алюминия и железа основан способ очистки оксида алюминия от оксида железа (III) в бокситах при производстве алюминия путем обработки бокситов щелочью, отделения осадка и обработки полученного раствора соляной кислотой? Напишите уравнения реакций

Решение:

Отделение оксида алюминия от оксидов других металлов основано на его способности растворяться в щелочах.

Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄]

Далее из раствора можно ограниченным количеством кислоты осадить Al в виде гидроксида:

Na [Al(OH)₄ ] + HCl = NaCl +H₂ O +Al(OH)₃

осадок

Гидроксид Al - амфотерный, гидроксид железа нет

Al₂O₃ + HCl = 2 AlCl₃ +3H₂O

Al(OH)₃ - гидроксид алюминия

Гидроксиды, которые реагируют с растворами кислот и щелочей, называют амфотерными.

Для доказательства амфотерного характера оксида необходимо привести уравнение химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства:

а ) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ +3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ +2Al(OH)₃

б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ = 2Al(OH)₃ (в расплаве)

Al₂O₃ + 2 Na(OH)_(T) = 2NaAlO₂ = 2Al(OH)₃ (в расплаве)

В реакциях (а) Al(OH)₃ и Al₂O₃ проявляет свойства основных оксидов, то он подобно щелочам реагирует с кислотными оксидами образуя соль, в которой алюминий является катионом

В реакциях (б) Al(OH)₃ и Al₂O₃ выполняют функции кислотных гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом Al 3- валентного входит в состав аниона (кислотного остатка) .

Сам элемент Al - проявляет в этих соединениях свойства металла и неметалла, следовательно Al - амфотерный элемент.

3. Вычислите процентную концентрацию 8 М раствора HNO₃ (плотность равна 1,25 г/см³)

Процентной концентрацией называется массовая доля, выраженная в процентах и определяется по формуле:

щ = * 100%

m - 8 моль раствора на 100 грамм

р - 1,25 г/см³

H = 1,008

N = 14,007

O = 15,999

m (HNO₃) рв = 1000* 1,25 = 1250 г

m (HNO₃) в р-ре = 8* 63= 504г

щ = * 100% = 40,32%

Процентная концентрация 8 М раствора HNO₃ равна 40,32%

4. Определите степень диссоциации синильной кислоты HCN в 1М растворе, если константа диссоциации равна 7,2*10^-10. Вычислите концентрацию ионов Н⁺ и CN- в этом растворе

Решение:

Степень диссоциации определяется по формуле:

а = * 100

где n - число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации,

n₀ - общее число частиц в растворе,

Kg = a² * c

где Kg - константа диссоциации синильной кислоты, = 7,2*10^-10

a² =

а =

а = = 8,4*10^-5

Диссоциация синильной кислоты протекает по уравнению:

HCl- H⁺ + CN^- , концентрации ионов [Н⁺ ] и [CN^- ] в растворе равны между собой.

5. На сколько градусов повысится температура кипения воды, если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы C₆H₁₂O₆? Эбулиоскопическая константа воды 1,86 ⁰С

Решение:

m H₂O =100 г

mC₆H₁₂O₆ = 9г

К_э = 1,86⁰ С

ДТ_кип =К_э*С_m

C_m =

где - масса растворенного вещества, г

G - масса расстворителя, г

Mr - молярная масса растворенного вещества

Mr = C₆H₁₂O₆ =(12,011 *6) +(1,007 *12) + (15,999*6) = 180, 154

C_m = = 0,5

ДТ_кип =1,86*0,5 = 0,92⁰ C

Температура кипения воды повысится на 0,92⁰ C

6. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления

NaCrO₂ + РbО₂ + NaOH > Na₂CrO₄ + Na₂PbО₂ + H₂O,

J₂ + NaOH > NaJ + NaJO + H₂O.

Определяем степени окисления атомов всех элементов в исходных веществах и продуктах реакции:

+1 ІІІ -2 VІ -2 +1 -2 +1 +1 VІ -2 +1 2 -2 +1 -2

NaCrO₂ + РbО₂ + NaOH > Na₂CrO₄ + Na₂PbО₂ + H₂O,

Находим элементы, атомы которых изменяют степени окисления :Cr и Pb.

Определяем окислитель и восстановитель. Записываем электронные схемы окисления и восстановления, определяем процесы окисления и восстановления, подбираем коэффициенты, на которые следует умножить уравнение электронного баланса перед их сумированием.

Cr³ - 3e > 1 - окисление

восстановитель

+ 2e> 2 - востановление

окислитель

+3 ІV VІ +2

2Cr +Pb>Cr +3Pb

Составляем суммарное уравнение электронного баланса в котором расставляем коэффициенты с учетом числа принятых и отданных электронов. Проверяем равенство зарядов: сумма зарядов в левой части уравнения должна совпадать с суммой зарядов в правой части уравнения.

Расставляем коэффициенты в уравнении, соответствующие числу электронов, участвующих в процессе. Далее уравнивают число атомов, не участвующих в процессе окисления-восстановления.

2NaCrO₂ +3PbO₂ +8NaOH> 2 NaCrO₄ +3NaPbO₂ + 4 H₂O

7. Разберите работу гальванического элемента. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов, составьте суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе и вычислите его ЭДС гидроксид алюминий синильный кислота

A1 | A1₂(SO₄)₃ || CuSO₄ | Cu,

С_Al⁺³= 10-³ моль/л, С_Сu⁺² = 10 -² моль/л

Пользуясь уравнением Нернста вычисляем значения электродных потенциалов Al и Cu в растворах заданной концентрации:

ЕAl³⁺ /Al⁰ =E₀ (Al³⁺ / Al⁰) + 0,059/ 3* lgAl⁺³ = - 1,76B

ЕCu⁺² /Cu⁰ = E₀ (Cu⁺² / Cu⁰) +0,059/2* lgCu⁺² = 0,348B

ЕAl³⁺ /Al⁰ < ЕCu⁺² /Cu⁰ следовательно, более активным металлом является алюминий, он будет отрицательным электродом, анодом, а медь катодом.

Составляем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит окисление атома алюминия, а на катоде восстановление меди.

(-) (А) Al -3e > Al³⁺ процесс окисления

(+) (K) Cu²⁺ + 2e > Cu⁰ процесс восстановления

2 Al⁰ + 3 Cu²⁺ >Al³⁺ + 3Cu

Записываем молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, лежащей в основе гальванического элемента:

2 Al + 3Cu SO₄> Al₂(SO₄) + 3Cu

Рассчитываем ЭДС гальванического элемента

Е = Е_к - Е_А =Е_Al³⁺/_Al⁰ - E_Cu²⁺/_Cu⁰ = 0,348 - (- 1,76) = 2,108В

Размещено на Allbest.ru