Студопедия КАТЕГОРИИ: АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция |
Влияние концентрации, температуры, давления, природы, катализаторов ⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 3
Для гетерогенных: величина поверхности раздела фаз, скорость подвода и отвода продуктов реакции Принцип ЛеШателье — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия. 10.2 10.3 1) Уравнение р-ии: Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4|;
2) найдем массу HCl в р-ре: 550*0.1=55 г;
3) при уменьшении м.д. HCl в р-ре в 2 р. его м.д. сос-т 10%/2=5% или 0.05;
4) уменьшение м.д. HCl в р-ре обусловлено 2 факторами: а) расходом мол-л HCl в р-ии с Al4C3 и б) образ-м в рез-те р-ии мол-л AlCl3;
5) рассчитаем соот-ия масс Al4C3, HCl и AlCl3:
mAl4C3=1*144=144 г (x),
mHCl=12*36.5=438 г (y) и
mAlCl3=4*133.5=534 г (z), т.о. y=438/144=3.042*x, а z=534/144=3.7*x;
6) выражение для м.д. HCl выглядит так: (55-3.042*x)/(550-3.042*x+3.7*x)=0.05;
решая 6) находим х=8.9422 г;
Ответ: нужно добавить 8.9422 г Al4C3.
11.1 Окислительно – восстановительные реакции- химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором). Виды окислительно–восстановительных реакций-1)межмолекулярная-окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.4Al+3O2-Al2O3.2)внутримолекулярная-окис-ль и вос-ль входят в состав 1-го вещества.2Cu(NO3)2-CuO+4NO2+O2.3)диспропроционирования-ок-ль и вос-ль идентичные атомы одного вещества(самоокисление и самовосстановление) . Cl2+2NaOH-NaO+NaClO+H2O. Методы расстановки коэффициентов в ОВР. 1) метод электронного баланса (МЭБ);-1)подсчитать степень окисления каждого элемента2)записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления.3)выделить элементы ,степени которых изменились.4)составить элект.баланс.5)найти наименьшее общее кратное.6)вставить в уравнение найденные коэффиценты. 2) метод полуреакций.- 1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса.2)Выписываем участников овр в ионной форме.3) Уравниваем количество атомов.4) Определяем среду реакции.5) Уравниваем заряды.6) Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой.7) Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр.8) Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции.9) Сокращаем одинаковые молекулы слева и справа. 11.2 11.3 MgCO₃ + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O + CO₂
БИЛЕТ№12 12.1 12.2. AlCl3 + 3NH4OH ->Al(OH)3+3NH4Cl 12.3 Реакция: Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4
БИЛЕТ№13 13.1 Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Вода как растворитель. 13.2 2Fe+6H2SO4=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O Fe2(SO4)3+6KOH=2Fe(OH)3+3K2SO4 2Fe(OH)3(t) = Fe2O3+3H2O Fe2O3+Fe=3FeO 13.3 Дано:
БИЛЕТ№14 14.1Количественные характеристики растворов: 1) массовая доля растворённого вещества, которая равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора; 2) молярная концентрация, показывающая число молей растворённого вещества в 1 литре раствора. 14.2 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O Элетролиз раствора Cu(NO3)2 14.3 m1(H3PO4)p-pa = 1000 г 4P + 5O2 = 2P2O5 (1) Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4 в первом растворе
БИЛЕТ№15 15.1Элект.диссоциация-это распад электролита на ионы при его растворении или плавлении.. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Ионные уравнения реакцийХимические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде) , но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа. В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г. ) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" ( ↓ ), образование газов - знаком "стрелка вверх" ( ↑ ). 15.2 2Cu + O2 = 2CuO - оксид черного цвета. 15.3Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4
БИЛЕТ№16 16.1Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах.рН=-lg[H+]-показатель кислотности .pOH=-lg[OH-]-показатель основности. 16.2 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 4Ag+O2=2Ag2O Ag2O + NH4OH = [Ag(NH3)2]OH + H2O 2[Ag(NH3)2]OH+H2S=Ag2S+4NH3+H2O 16.3Пусть необходимый объем раствора аммиака будет х. массовая доля кислоты = масса кислоты / масса раствора 0.1=((200*1.38*0.4/63)-(х*0.926*0.2/17))*63/(200*1.38+х*0.926) х*0.926*0.1 + х*0.926*0.2 *63 /17 =200*1.38*0.3 х=0.779)=82.8 106.3 мл.
БИЛЕТ№17 17.1 Гидролиз солей-это взаимодействие ионов соли с молекулами воды ,ведущие к образованию слабого электролита ,изменяющ. кислотной среды Степень гидролиза- Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза. Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза. 17.21) SO2 + H2O2 = H2SO4; 2) 2H2SO4 (конц.) + Mg = MgSO4 + SO2↑ + 2H2O; 17.3 1) Составим уравнение химической реакции: SO3 + H2O = H2SO4 2) m(раствора)=V*плотность=2000мл*1.06=2120г 2120г*0.08=169.6г m(SO3) = n(SO3)· M(SO3) = 80x m2(H2SO4) = n(H2SO4)· M(H2SO4) = 98x 4) Рассчитаем массу раствора и суммарную массу серной кислоты в нём: m2(раствора) = m1(раствора) + m(SO3) =2120г + 80x m3(H2SO4) = m1(H2SO4) + m2(H2SO4) =169.6г+ 98x
БИЛЕТ№18 18.1 Электрохимия – наука, которая изучает химические процессы, проходящие под действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия химических реакций преобразуется в электрическую энергию. ОСНОВЫ- Электролиз расплавов и растворов (солей и щелочей).-Электролиз-это восстановительные процессы ,протекающие на электродах при пропускании через их расплав или р-х эл.тока. Эл.расплав-на катоде всегда восстанавливаются катионы металлов,а но аноде окисляются анионы кислотных остатков. Эл.раствора-восстановление на катоде-если Ме до Al то восстанавливается H2),если после Al до H то Ме +Н2О,если после Н то Ме. На аноде-окисление зависит от материала анода.нераст.и раств. Нераств-безкислородной кислоты то An—ne=A0 и ОН—4e=2H2O+O2 Кислородосодержащие: 2Н2О-4е=О2+4Н 18.2 3Mg+N2 -> Mg3N211 18.3 M в-ва (H3PO4) = 300 x 0,2 = 60г
БИЛЕТ№19 19.1Коррозия-это самопроизвольный протекающий процесс разрушения металлов при взаимодействие их с окр.средой.(О2,Н2О,СО2..) Защита-защитные слои(хим.покрытия,поверх.пленки),хромирование,цинкование,эл.протекторная,+более акт.Ме, катодная , специальная обработка электролита или среды. 19.2ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O 19.3 S + O2 = SO2 82x/1500+82x = 0.01
БИЛЕТ№20 20.1Металлами являются вещества, характеризующиеся в обычных условиях высокими электро- и теплопроводностью, ковкостью, «металлическим» блеском, непрозрачностью и другими свойствами, обусловленными наличием в их кристаллической решетке большого количества не связанных с атомными ядрами подвижных электронов проводимости . Ме гл.подгрупп-1-2 электрона на внешнем уровне,1электрон содержат те Ме в которых провал электронов наблюдаются Ме поб.подгрупп на d подуровне 4 или 9 электронов.радиус Ме>радиуса неМе.Ме всегда отдают электроны,явл-ся восстановителями. 20.2 Простое вещество жёлтого цвета - это сера. 20.3 CaCO3, было 10г или 10/100 = 0.1моль ( 100г/моль -- молярная масса CaCO3. 40+12+16*3)
Билет 21. 21.1 В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) иэлектроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядныхкатионов . Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами21.2) CuCl2(электролиз) =Cu+Cl2 Cu+4HNO3=CU(NO3)2+2NO2+2H2O 2NaOH+2NO2=NaNO3+NaNO2+H2O 3Cl2+6NaOH=NaClO3+5NaCl+3H2O
21.3
Билет 22. 22.1 В главную подгруппу II группы входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Из них кальций, стронций, барий относятся к семейству щелочноземельных металлов. 22.2 Cu +Cl2 = CuCl2 CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 + 2KCl tCu(OH)2 = CuO + H2O t02CuO + C = 2Cu + CO2 ( возможно написание CO ) 22.3 Дано: m (CaC2) = 12,8 г ρ р-ра (HBr) = 174 мл w р-ра(HBr) = 20 % ρ р-ра (HBr) = 1,12 г \ мл Найти: w р-ра(CaBr2) Решение: m(р-ра HBr) = V(HBr) ∙ ρ (р-ра HBr) = 174 г ∙ 1,12 г \ мл = 194,88 г m(HBr) = m(р-ра) ∙ w(р-ра) \ 100% m(HBr) = 194,88 г ∙ 20% \ 100% = 39 г 12,8 г 39 г х г CaC2 + 2HBr = CaBr2 + C2H2 64 г 162 г 200 г Произведем расчет на нахождения недостатка по массе: n = m \М n (CaC2) = 12,8 \64 = 0,20 моль (недостаток) n (HBr) = 39 \162 = 0,24 моль (избыток) Вычислим массу соли (расчет на недостаток): 12,8 г --- х г 64 г --- 200 г х = 12,8 г ∙ 200 г\64 г = 40 г найдем массовую долю соли в растворе: w(р-ра) = m(р.в.) ∙ 100%\ m(р-ра) = 40 г ∙ 100% \194.88г = 20,5% Ответ: w р-ра(CaBr2) = 20,5%
Билет 23. 23.1 Алюминий — основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3. Алюминий - самый распространенный металл на Земле (3-е место среди всех элементов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов (Аl2О3), бокситов (Аl2О3 • xН2О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты. 23.2 2Ca3(PO4)2 + 10C (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 10CO P4 + 3NaOH + 3H2O= 3NaH2PO2 + PH3↑ 2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O (H3PO4) H3PO4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3 23.3) масса HCl = 150х1.163=174.45 г масса чистого HCl = 174.45х0.2=34.89г немного не вишло. я просто на к-стве HCl заоокруглил было интересно) масса всего раствора = 182.33 г к-ство BaCO3 = 7.88/197= 0.04 моль к-ство HCl= 34.89/36.5=0.95 моль тогда массовая доля 31.755/182.33= 0.1741=17.41% масса HCl= 0.87х36.5=31.755 г 0.95-0.08=0.87 моль
Билет 24. 1) В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, из них только 14 не являются металлами. В организме человека некоторые элементы-металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы. 2) 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2 Al2(SO4)3+2NaOH=2AlOHSO4+Na2SO4 2AlOHSO4+2NaOH=[Al(OH)2]2SO4+Na2SO4 2[Al(OH)2]2SO4+4NaOH=4Al(OH)3+2Na2SO4 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Al2O3+Na2CO3(t) =2NaAlO2+CO2
....... 24.3
Билет25. 25.1 Железо находится в в 4 приоде большом в побочной подгруппе 8. у железа должно быть 4 электронных слоя первый заполнен 2е второй заполнен 8е на внешнем слое 2е на последнем слое 14 е в химических связях железо всегда востановитель степень окисления +2 и +3 железо-мягкий пластичный металл серебристового цвета,тяжёлый,его температура плавления 1539С. ОСОБЫЕ ВОЙСТВА-МАГНИТНЫЕ.
2)
3) Al4C3+12HCl=4AlCl3+3CH4
Билет 26
Хром - элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) - твёрдый металл голубовато-белого цвета.
26.2 4NH3+5O2=4NO+6H2O 2NO+O2=2NO2 4NO2+2H2O+O2=4HNO3 NaOH+HNO3=H2O+NaNO3
26.3 Находим массу кислоты в первоначальном растворе SO3 + H2O = H2SO4 Билет 27. 27.1Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы: Обычно среди неметаллов рассматривают также водород Н, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства. Общая электронная формула атомов неметаллов ns2np1−5, этому соответствует большое разнообразие степеней окислениянеметаллов в соединениях. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов. Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение. В свободном виде встречаются газообразные вещества - F2, Cl2, O2, N2 и Н2, твердые - I2, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br2. Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О2 и О3) и углерода 27.2. 1) Осадок бурого цвета - Fe(OH)3, при прокаливании обр-ий Fe2O3: 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;
2) далее, на катоде выд-ся металлическое железо и H2; металлическое железо восстанавливает Fe2O3 до FeO (побочный продукт при избытке Fe2O3 - Fe3O4): Fe2O3 + Fe = 3FeO или 4Fe2O3 + Fe = 3Fe3O4;
4) на аноде выд-ся Cl2, кот-й реаг-т с H2, выд-ся на катоде, при освещении со взрывом: H2 + Cl2 (+hv) = 2HCl. 27.3. В данном случае параллельно протекают две реакции. Вторая протекает по мере образования гидроксида алюминия Al(OH)3, с которым и взаимодействует азотная кислота.
1) Al4C3 + 12H2O --> 4Al(OH)3 + 3CH4 2) Al(OH)3 + 3HNO3 --> Al(NO3)3 + 3H2O
Процесс можно описать суммарной реакцией: Al4C3 + 12HNO3 --> 4Al(NO3)3 + 3CH4
Теперь сухой математический расчёт.
m(HNO3) = 150*0,21 = 31,5 (г)
Необходимо уменьшить массовую долю кислоты в три раза, значит, должно остаться:
31,5/3 = 10,5 (г)
Т.е. на взаимодействие с карбидом ушло:
31,5 - 10,5 = 21 (г)
Теперь надо найти кол-во кислоты, вступившей в реакцию:
v = m/M v(HNO3) = m(HNO3)/M(HNO3) = 21/63 = 1/3 (моль)
Согласно уравнению реакции, кол-во карбида в 12 раз меньше кол-ва кислоты:
v(Al4C3) = 1/12 v(HNO3) = 1/36 (моль)
Масса карбида алюминия равна:
m = v*M m(Al4C3) = v(Al4C3) * M(Al4C3) = 144 * 1/36 = 144/36 = 4 (г)
Ответ: m(Al4C3) = 4 г.
Билет 28. 28.1 В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств. Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.
Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления : +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1. У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.
В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3p - и 3s-подуровней на 3d-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.
Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная), НВr — бромводородная, НI — йодоводородная. 28.2 1. CaCO3----t--->CaO(твердый остаток)+CO2 2. CaO+H2O=Ca(OH)2 3. Ca(OH)2+CO2=CaCO3(осадок белого цвета)+H2O 4. CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2 28.3 4P + 5O2 = 2P2O5 (1) P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (2) Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4, содержащаяся в 300 г 15% раствора H3PO4 m1(H3PO4) = m1(р-ра) *w1(H3PO4) = 300*0,15 = 45 г Пусть в результате второй реакции прореагировало х моль оксида фосфора (V) n(P2O5) = x моль Масса прореагировавшего оксида фосфора (V) m(P2O5) = n(P2O5)*M(P2O5) = 142x Масса прореагировавшего оксида фосфора (V) – это масса растворенного в первоначальном растворе оксида фосфора (V). Именно на эту массу увеличится масса полученного раствора. Масса полученного раствора m2(р-ра) = m1(р-ра) + m(P2O5) = 300 + 142 х Согласно уравнению второй реакции количество вещества образовавшейся ортофосфорной кислоты H3PO4 n(H3PO4) = 2n(P2O5) = 2x Масса образовавшейся в результате второй реакции ортофосфорной кислоты H3PO4 m2(H3PO4) = n(H3PO4)*М (H3PO4) = 2х*98 = 196х Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4 в полученном растворе m(H3PO4) = m1(H3PO4) + m2(H3PO4) = 45 + 196х Массовая доля полученного раствора w2(H3PO4) = m(H3PO4)/m2(р-ра) = (45 + 196х) /(300 + 142 х) = 0,4 Получили уравнение 45 + 196х = 0,4*(300 + 142 х) 139,2х = 75 n(P2O5) = х = 0,54 моль Согласно уравнению первой реакции количество вещества прореагировавшего фосфора n(P) = 2n(P2O5) = 2*0,54 = 1,08 моль Масса прореагировавшего фосфора m(P) = n(P)*A(P) = 1,08*31 = 33,48 г
Билет 29. 29.1 Кислород — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы) , второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета. Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре: Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: Окисляет большинство органических соединений: При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения: Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором. Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1. Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде: Некоторые оксиды поглощают кислород
Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре: Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: Окисляет большинство органических соединений: При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения: Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором. Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1. Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде: Некоторые оксиды поглощают кислород 29.2 Zn + HNO3(разб.) = Zn(NO3)2 + NH3 + H2O Zn(NO3)2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KNO3 Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4] 29.3. BaCO3+2HBr=BaBr2+CO2+H2O M(BaCO3)=197г/моль , M(HBr)=81г/моль, M(BaBr2)=297г/моль 150*0.2=30мл m(HBr)=30мл *1.12г/мл=33,6г n(BaCO3)=1.97/197=0.01моль n(HBr)=33.6/81=0.41 моль 0.01<0.041; если n(BaCO3)=n(BaBr2), тогда n(BaBr2)=0.01моль m=n*M = 0.01*297=2.97г 1.97+33.6=35.57г р-р w%=2.97/35.57*100=8.35%
Билет 30. 30.1 Азот находится во втором периоде в VA-подгруппе. 2) На внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов. Электронная конфигурация: 1s2|2s2|2p3. Может образовывать три связи за счет трех неспаренных электронов и одну донорно-акцепторную связь за счет неподеленной электронной пары. 3) Простое вещество азот - бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха. Состоит из двух атомов азота: N2. Мало растворим в воде (в 100 объемах воды растворяется 2,5 объема азота при н.у.). Для разрыва тройной связи в молекуле азота необходимо приложить 942 кДж энергии. Не образует аллотропных модификаций. 4) При н.у. азот является нереакционно способным. Реагирует только с литием с образованием нитрида: 6Li + N2 = 2Li3N. При повышенной температуре реагирует с некоторыми металлами, образуя нитриды: 3Mg + N2 --(t°)--> Mg3N2. 3Ca + N2 --(t°)--> Ca3N2, реагирует с неметаллами при еще большей температуре или при большом давлении и в присутствии катализатора: N2 + O2 --(2000°C)--> 2NO N2 + 3H2 --(Fe, 450°C, 100 атм.)--> 2NH3 5) В основном азот находится в атмосфере в виде молекулярного азота. Известны минералы, содержащие азот (например, селитры - NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2. 6) Получают из: • Жидкого воздуха. • Нитрита аммония: NH4NO2 --(t°C)--> N2 + 2H2O. • Взаимодействием некоторых металлов с разбавленной азотной кислотой: 5Zn + 12HNO3(разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O 7) Азот N2, аммиак NH3 и соли аммония, оксиды азота N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5, азотистая кислота HNO2 и нитриты, азотная кислота HNO3 и нитраты.
1) Фосфор находится в третьем периоде в VA-подгруппе. 2) Аналогично азоту, на внешнем энергетичеком уровне находится 5 электронов. Электронная конфигурация 1s2|2s2|2p6|3s2|3p3. Аналогично азоту, может образовывать три связи за счет трех неспаренных электронов и четыре за счет неподеленной электронной пары. В отличие от азота, может образовывать пять связей. 3) В отличие от азота фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, желтый, красный, черный, металлический фосфор. Все они - твердые вещества, нерастворимые в воде. 4) Фосфор является более реакционно способным, чем азот. Реагирует с металлами при нагревании, образуя фосфиды: 3Ca + 2P --(t°)--> Ca3P2 3Li + P --(t°)--> Li3P Окисляется простыми и сложными веществами: 4P + 5O2 = 2P2O5 2P + 5Cl2 = 2PCl5 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO 5) Фосфор распространен преимущественно в виде минералов (фосфорит Ca3(PO4)2, апатит и др.) 6) Получают из минерала фосфорита, прокаливая его с песком и углем: Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 --(1600°C)--> 3CaSiO3 + 5CO + 2P 7) Белый фосфор Р4, красный и черный фосфор Р, фосфин РН3 и соли фосфония, оксиды фосфора Р2О3 и Р2О5, фосфористая и ортофосфорная кислоты Н3РО3 и Н3РО4, ортофосфаты, другие фосфорные кислоты.
30.2 1)2H2S+SO2=3S+2H2O; 2)Fe+S=FeS;
3)4FeS+7O2=2Fe2O3+4SO2;
4)Fe2O3+2Al=Al2O3+2Fe.
30.3
|
||
Последнее изменение этой страницы: 2018-05-29; просмотров: 217. stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда... |