Примеры решения задач по химии (контрольная работа СГАУ)

Задача №17
Рассчитать молярную конц. р-ра NaOH, содержащего 0,6 г NaOH в объёме 20 мл.
Решение. Если в 20 мл р-ра содержится 0,6 г NaOH, то в 1 л – в 50 раз больше, т.е. 30 г. Молярная масса NaOH равна 23+16+1=40 г/моль. См=m/M=30г/л/40г/моль=0,75 моль/л.

Задача №25
Нулевой закон термодинамики. Если каждая из двух термодинамических систем находится в тепловом равновесии с некоторой третьей, то они находятся в тепловом равновесии друг с другом. Для каждой изолированной термодинамической системы существует состояние термодинамического равновесия, которого она при фиксированных внешних условиях с течением времени самопроизвольно достигает.
Температура – это физическая величина, характеризующая кинетическую энергию частиц макроскопи-ческой системы, находящейся в состоянии термодинамического равновесия, приходящуюся на одну степень свободы. Температурное состояние определяется не столько энергией движения частиц непо-средственно, сколько степенью хаотичности этого движения. Термодинамическая температура – функ-ция от скорости приращения внутренней энергии системы с ростом энтропии.
Единица измерения температуры в СИ – кельвин (К).

Задача №49
Рассчитать тепловой эффект реакции образования 100 г SO2Cl2 при стандартных условиях, если извест-ны теплоты образования реагентов и продуктов
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
ΔНf° (SO2) = – 296,9 кДж/моль; ΔНf° (SO2Cl2) = – 296,9 кДж/моль; ΔНf° (Cl2) = 0 (как у всякого простого вещества); ΔНf° (SO2) = – 389,1 кДж/моль;
ΔН(реакции) = Σ ΔНf° (продуктов р-ции) - Σ ΔНf° (реагентов) = – 389,1 – (– 296,9) = – 92,2 кДж/моль SO2Cl2.
М.м. SO2Cl2 = 32+16∙2+35,5∙2 = 135 г/моль.
Количество вещества SO2Cl2 η = 100г/135г/моль = 0,74 моль.
ΔН(реакции) = – 92,2 ∙ 0,74 = – 68,2 кДж.

Задача №69
Зная теплоты образования и энтропии реагентов и продуктов, рассчитайте константу равновесия К ре-акции при стандартных условиях:
Si + 2H2O = SiO2 + 2H2
ΔНf° (Si) = 0 (как у всякого простого вещества); ΔНf° (H2O) = – 285,83 кДж/моль; ΔНf° (SiO2) = – 910,94; ΔНf°; ΔНf° (H2) = 0 (как у всякого простого вещества).
S°298 (Si) = 18,83 Дж/моль∙К; S°298 (Н2О) = 69,95 Дж/моль∙К; S°298 (SiО2) = 41,84 Дж/моль∙К; S°298 (Н2) = 130,52 Дж/моль∙К.
R∙T∙lnK = – ΔG°.
ΔG° = ΔН – T∙ΔS
ΔН = – 910,94 – 2(–285,83) = – 339,28 кДж/моль
ΔS = 41,84 + 2∙130,52 – 18,83 – 2∙69,95 = 144,15 Дж/моль∙К.
R∙T∙lnK = T∙ΔS – ΔН = 298∙144,15 – (– 339,28) = 43295,98
lnK = (T∙ΔS – ΔН)/R∙T = 43295,98/298∙8,31 = 17,48.
К = е17,48 = 3,9∙107.

Задача №73Е
Как надо изменить параметры состояния системы (концентрации реагентов и продуктов, общее давле-ние и температуру), чтобы сдвинуть влево равновесие реакции
2 J2 (г) + Zr (тв) = ZrJ4, ΔН < 0
Приведите константу равновесия К указанной реакции.
Для сдвига влево нужно концентрацию йода понизить, а концентрацию иодида циркония – повысить. Давление нужно понизить (по принципу Ле Шателье), а температуру – повысить (реакция экзотермиче-ская).
К(пр. р-ции) = [ZrJ4]/[J2]2; К(обр. р-ции) = 1/ К(пр. р-ции).

Задача №90
Как изменится концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов после разбавления в 5 раз раствора, содержащего 0,081 г HBr в объёме 2 л.
Молярная масса бромоводорода равна 80+1=81 г/моль.
η(HBr)=m/M=0,081/81=1 ммоль.
См(HBr)= η/V=10-3/2=5∙10-4 моль/л.
Бромоводород – одноосновная кислота, сильный электролит (α=1), поэтому [Н+]=[НBr]= 5∙10-4 моль/л.
рН = - lg[Н+] = - lg(5∙10-4) = 3,3.
pH + pOH = 14, отсюда pOH = 14 – pH = 14 – 3,3 = 10,7. Тогда [ОН-] – это отрицательный антилогарифм от 10,7, т.е. [ОН-] = 10-10,7 = 2∙10-11 моль/л.
При разбавлении исходного раствора в 5 раз концентрация ионов водорода также снизится в 5 раз и со-ставит 10-4 моль/л. Концентрация гидроксид-ионов при этом возрастет: рН = - lg(10-4) = 4. Тогда pOH = 14 – pH = 14 – 4 = 10, а [ОН-] = 10-10 моль/л.
Итак, при разбавлении исходного раствора в 5 раз концентрация ионов водорода снизится в 5 раз, а концентрация гидроксид-ионов возрастет в 5 раз.

Задача №110
Вычислите степень диссоциации α и рН раствора щавелевой кислоты Н2С2О4 (массовая доля 0,9%). Плотность раствора принять равной 1 г/см3. Учитывать диссоциацию только по первой ступени. К1д = 5,6∙10-2.

С(Н2С2О4) = 9 г/л, поскольку ρ=1 г/см3.
Мол. масса щавелевой кислоты Н2С2О4 равна 2+24+64=90 г/моль. Тогда См = m/M = 9/90 = 0,1 моль/л.
Н2С2О4 + Н2О ↔ НС2О4 - + Н3О+
Исходные концентрации: Н2С2О4 = 0,1 моль/л, НС2О4 - и Н3О+ - 0 моль/л.
Равновесные концентрации: Н2С2О4 = (0,1- α моль/л), НС2О4 - и Н3О+ - по α моль/л.
Тогда К1д = [НС2О4 -]∙[ Н3О+]/[ Н2С2О4] = α2/(0,1-α)

К = с∙α2/(1-α). Отсюда с∙α2 = К(1-α). 0,1 α2 = 0,056(1-α). Решаем квадратное уравнение и получаем α = 0,518 = 51,8%.
[Н+] = с∙α = 0,1∙0,518=0,0518 моль/л.
рН = - lg0,0518 = 1,29.

Задача №114 Т.
Какие из указанных солей подвергаются гидролиз? Для гидролизующихся солей приведите уравнения гидролиза В ионной и молекулярной формах и укажите кислотность их растворов. Приведите выраже-ния для констант гидролиза.
CsBr. Соль сильной кислоты и сильного основания. Не гидролизуется.
SnSO4. Соль сильной кислоты и слабого основания (Sn(OH)2 – амфотерный гидроксид, малорастворим в воде). Гидролизуется по катиону. Реакция раствора кислая.
SnSO4 + 2Н2О = Sn(OH)2 + H2SO4
Sn2+ + SO42- + 2Н2О = Sn(OH)2 + 2H+ + SO42-
Sn2+ + 2Н2О = Sn(OH)2 + 2H+
Кг = [Sn(OH)2]∙ [H+]2/[Sn2+]

К2Te. Соль слабой кислоты и сильного основания. Гидролизуется по аниону. Реакция раствора щелоч-ная.
К2Te + 2Н2О = 2КОН + Н2Те↑
2К+ + Те2- + 2Н2О = 2К+ + 2ОН- + Н2Те
Те2- + 2Н2О = 2ОН- + Н2Те
Кг = [Н2Те]∙ [ОН-]2/[Те2-]

Задача №131.
Рассчитайте степень гидролиза h и рН раствора хлорида марганца MnCl2 (C(MnCl2) = 0,1 моль/л). Учи-тывать гидролиз только по первой ступени. К2д (Mn(OH)2) = 5∙10-4.
Степень гидролиза – это отношение количества гидролизованной соли к общему количеству растворен-ной соли.
MnCl2 + Н2О ↔ MnOHCl + HCl
Mn2+ 2Cl- + Н2О ↔ (MnOH)+ + Cl- + H+ + Cl-
Mn2+ + Н2О ↔ (MnOH)+ + H+
Равновесные концентрации равны: [MnOH+] = с∙h; [H+] = с∙h; [Mn2+] = с - с∙h.
Тогда Кг = с∙h ∙ с∙h / (с - с∙h) = с2∙h2 / с(1- h) = с∙h2 / (1- h). Поскольку 1- h ≈ 1, то Кг = с∙h2
= К(Н2О)/Кд(осн.). Отсюда h = √К(Н2О)/с∙Кд(осн.).
Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8•10−16моль/л. Тогда K•[H2O] = [H+]•[OH−] = 1,8•10−16 моль/л•55,56 моль/л = 10−14моль²/л².

Тогда h = √К(Н2О)/с∙Кд(осн.) = √10-14/(5∙10-4∙10-1) = 1,41∙10-5
[H+] = с∙h = 1,41∙10-5∙10-1 = 1,41∙10-6 моль/л. Отсюда рН = - lg(1,41∙10-6) = 5,85.

Задача №151.
Выпадет ли осадок CsMnO4, если к 0,5 л раствора CsCl (С(CsCl=0,01 моль/л)) прилить 0,1 л раствора КMnO4 (С(КMnO4=0,005 моль/л))? ПР (CsMnO4) = 9,1∙10-5.
При смешивании двух растворов объём стал равным 0,6 л. [Cs+] = 5∙0,01/6 = 0,008 моль/л. [MnO4-] = 0,005/6 = 0,0008 моль/л.
Кажущееся произведение растворимости Q = [Cs+]∙[MnO4-] = 0,008∙0,0008 = 6,4∙10-6.
Сравним Q и ПР. Q < ПР, поэтому осадок CsMnO4 в данном случае выпадать не будет.