Материал: Ананева Сборник тестов и задач по курсу кхимии 2014
Вопрос 1
Допишите уравнения реакций кислотно-основного взаимодействия. Укажите пары сопряженных кислот и оснований Бренстеда, а также кислоты Льюиса.
№
п/п
1 |
2 |
+ Н2О |
|
|
СО 3 |
||
|
Fe3++6CN- |
|
|
2 |
NH |
+ OH- |
|
|
4 |
|
|
|
Zn2++H2O |
|
|
3 |
CH3COOH + H2O |
||
|
Au3+ + 4Br- |
|
|
|
|
|
|
4 |
HF + H2O |
|
|
|
Fe3+ + 6F- |
|
|
|
|
||
5 |
Th4+ + 4CO 32 |
||
|
Co2+ + 6 SCN- |
||
6 |
CH3COO- + H2O |
||
|
Ве2+ + 4OH- |
|
|
|
|
|
|
7 |
Ag+ + 2NH3 |
|
|
|
H2PO + OH- |
||
|
|
4 |
|
8 |
H2S + OH- |
|
|
|
Cd2+ + 4NH3 |
||
9 |
HCO |
|
|
|
3 + H2O |
||
|
Al3+ + H2O |
|
|
10 |
CN- + H2O |
|
|
|
UO 2 |
+ 3SO 2 |
|
|
2 |
4 |
|
№
п/п
11 |
HPO 2 + H2O |
|
4 |
|
Ni2+ + 4CN- |
12 |
|
|
NO 2 + H2O |
|
Au+ + 2CN- |
13 |
H2PO + OH- |
|
4 |
|
Hg2+ + 4Br- |
14 |
Pb2+ + 4Br- |
|
HSO 3 + OH- |
15 |
NH3 + H2O |
|
Cu2+ + 4NH3 |
|
|
16 |
Ni2+ + H2O |
|
SO 32 + H2O |
17 |
HS- + OH- |
|
Ag+ + 2S2O 32 |
18 |
S2- + H2O |
|
Co3+ + 6NH3 |
19 |
HS- + H2O |
|
Au3+ + 4Cl- |
20NH3 + HCl Cr3+ + H2O
Вопрос 2
Рассчитайте рН водных растворов кислоты и основания (для слабых многоосновных кислот и многовалентных оснований учитывайте только первую ступень диссоциации).
61
№ |
Кислота, |
С, |
|
№ |
Кислота, |
С, |
п/п |
основание |
моль/л |
|
п/п |
основание |
моль/л |
1 |
H2SO4 |
0,2 |
|
11 |
HCN |
0,02 |
|
NH4OH |
0,2 |
|
|
Ca(OH)2 |
0,02 |
2 |
CH3COOH |
1,0 |
|
12 |
HBrO |
0,05 |
|
NaOH |
1,0 |
|
|
LiOH |
0,05 |
3 |
HCl |
0,01 |
|
13 |
CH3COOH |
0,5 |
|
C6H5NH3OH |
0,01 |
|
|
Sr(OH)2 |
0,5 |
4 |
H3AsO4 |
0,1 |
|
14 |
HClO4 |
0,3 |
|
KOH |
0,1 |
|
|
NH4OH |
0,3 |
5 |
HNO3 |
0,08 |
|
15 |
HNO2 |
0,4 |
|
NH4OH |
0,08 |
|
|
NaOH |
0,4 |
6 |
H3BO3 |
0,01 |
|
16 |
H2SO4 |
0,01 |
|
RbOH |
0,01 |
|
|
C6H5NH3OН |
0,01 |
7 |
HBr |
0,01 |
|
17 |
HClO |
0,01 |
|
(CH3)2NH2OH |
0,01 |
|
|
KOH |
0,01 |
8 |
H3PO4 |
0,1 |
|
18 |
HCl |
0,01 |
|
Ba(OH)2 |
0,1 |
|
|
(CH3)2NH2OH |
0,01 |
9 |
HClO4 |
0,01 |
|
19 |
HF |
0,02 |
|
C6H5NH3OH |
0,01 |
|
|
RbOH |
0,02 |
10 |
H3BO3 |
0,1 |
|
20 |
HClO3 |
0,02 |
|
CsOH |
0,1 |
|
|
NH4OH |
0,02 |
Вопрос 3
Укажите, для титрования каких кислот и оснований наиболее пригодны индикаторы, приведенные в таблице: а) сильных кислот сильными основаниями; б) сильных кислот слабыми основаниями; в) слабых кислот сильными основаниями?
№ |
Индикатор |
Область перехода |
|
п/п |
|
окраски, интервал рН |
|
1 |
Метиловый оранжевый |
3,1 |
– 4,4 |
2 |
Метиловый красный |
4,2 |
– 6,3 |
3 |
Лакмус |
6,0 |
– 8,0 |
4 |
Феноловый красный |
6,8 |
– 8,4 |
5 |
Фенолфталеин |
8,2 – 10,0 |
|
6 |
Ализариновый желтый |
10,1 |
– 12,1 |
7 |
Пикриновая кислота |
0,0 |
– 1,3 |
|
62 |
|
|
|
|
|
Окончание табл. |
№ |
Индикатор |
Область перехода |
|
п/п |
|
окраски, интервал рН |
|
8 |
Метиловый фиолетовый |
1,0 |
– 1,5 |
9 |
Бромтимоловый синий |
6,0 |
– 7,6 |
10 |
Ализариновый желтый |
10,1 |
– 12,1 |
11 |
Индигокармин |
11,6 |
– 14,0 |
12 |
Хинолиновый синий |
7,0 |
– 8,0 |
13 |
Нейтральный красный |
6,8 |
– 8,4 |
14 |
о – Нитрофенол |
5,0 |
– 7,0 |
15 |
Бромкрезолпурпурный |
5,2 |
– 6,8 |
16 |
Нитразин желтый |
6,0 |
– 7,0 |
17 |
Лакмоид |
4,0 |
– 6,4 |
18 |
– Нафтиловый красный |
3,7 |
– 5,7 |
19 |
Конго красный |
3,0 |
– 5,2 |
20 |
Малахитовый зеленый |
0,1 |
– 2,0 |
Тема 17. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ( для подготовки к экзамену и выполнения
итогового домашнего задания)
I.ОСНОВЫ ТЕОРИИ ХИМИИ
1.Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций.
2.Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда). Особенности формирования многоэлектронных подуровней (d-, f-подуровней). Электронные формулы элементов в виде энергетических ячеек. Валентность.
3.Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь химических свойств простых веществ с электронным строением
атомов. Причины несоответствия высшей валентности
63
d-элементов VIII группы номеру группы ПСЭ. Зависимость радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности от положения элемента в ПСЭ. Металлы и неметаллы.
4.Химическая связь. Методы валентных связей и молекулярных орбиталей. Основные виды (ковалентная, ионная, донорноакцепторная, водородная и металлическая) и характеристики (энергия, длина, направленность, полярность и поляризуемость) химической связи. Взаимосвязь вида, характеристик химической связи и электроотрицательности элементов. Характеристики химической связи, состав и строение молекул. Степень
окисления.
Межмолекулярные взаимодействия. Структурные формулы молекул и ассоциатов.
5.Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с направлением химических процессов. Расчет термодинамических функций химических реакций по справочным данным. Оценка реакционной способности и устойчивости веществ.
6.Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства. Активность. Коэффициент активности неэлектролита и электролита. Закон действия масс для равновесия. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон Бертло– Нернста. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону (изменение рН среды). Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.
7.Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон действия масс для скорости. Порядок и молекулярность реакции. Кинетическое уравнение реакции первого порядка. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ.
8.Растворы. Способы выражения концентрации. Растворители и их свойства. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель. Электролитическая диссоциация, сольватация. Связь свойств растворов (осмотического давления, температуры
64
кипения и замерзания) с состоянием растворенного вещества. Закон Рауля. Среднеионный коэффициент активности и активность. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.
9.Коллоидные растворы. Дисперсные системы и области их применения. Строение мицеллы. Правило Пескова–Фаянса. Адсорбция. Свойства коллоидных растворов (агрегативная и кинетическая устойчивость, седиментация, коагуляция, оптические и электрические). Методы получения и разрушения коллоидных систем.
10.Кислотно-основные системы. Протонная и электронная теории кислот и оснований. Кислоты Льюиса и Бренстеда. Гидролиз и комплексообразование как частные случаи кислотно-основных взаимодействий.
11.Комплексные соединения. Классификация. Типичные комплексообразователи и лиганды. Координационное число. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей. Внутрикомплексные соединения. Двойные соли. Константы нестойкости. Разрушение комплексов
сиспользованием реакций осаждения.
12.Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Методы составления уравнений ОВР. Направление реакции ОВР. Двойной электрический слой, электродный потенциал, гальванический элемент, электродвижущая сила. Уравнение Нернста.
13.Электролиз водных растворов. Потенциалы водородного и кислородного электродов, их зависимость от рН среды. Перенапряжение. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
14.Коррозия металлов. Виды коррозии. Специфика электрохимической коррозии. Примеры коррозии в системах «цинк–медь», «железо–цинк». Методы защиты от коррозии.
II. СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
15. Водород. Особенности его положения в ПСЭ. Химические свойства. Синтез и свойства гидридов. Изотопы водорода. Применение водорода и его соединений. Водородная энергетика.
65