«химтех-2012» Задача 1 (8 баллов)

Для получения хромокалиевых квасцов использовали дихромат калия,

Напишите уравнение реакции. Вычислите массы дихромата калия, растворов серной кислоты и этилового спирта.

Учтите, одним из продуктов реакции является уксусный альдегид. Квасцы кристаллизуются из солей, образующихся в ходе реакции, и выделяются при охлаждении раствора, поэтому в уравнение не входят.

Решение:

Получение хромокалиевых квасцов представляет собой двустадийный процесс. Сначала проводят восстановление дихромата калия этиловым спиртом
в кислой среде. Конец реакции определяют по тёмно-зелёной окраске раствора и по отсутствию вспенивания. Затем полученный раствор упаривают и оставляют для кристаллизации. Образующиеся тёмно-фиолетовые кристаллы представляют собой хромокалиевые квасцы КCr(SO₄)₂^.12H₂O.

Составим уравнение реакции, являющейся основой синтеза хромокалиевых квасцов:

K₂Cr₂O₇ + 3C₂H₅OH + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3CH₃COH + 7H₂O (1).

Для того, чтобы вычислить массы веществ, взятых для проведения реакции, первоначально определим массу и количество квасцов (m1 и n1), которые должны были образоваться теоретически, то есть учтём потери:

n1 = m1 / М1 = 49,90 / 499 = 0,1 моль.

Квасцы получаются непосредственно из сульфата хрома (III) и сульфата калия. Соли входят в состав продуктов реакции (1) в мольном соотношении 1:1. Это значит, что на образование 0,1 моль квасцов теоретически расходуется по 0,5 моль Cr₂(SO₄)₃ и K₂SO₄. Зная это, можно вычислить количества и массы веществ, взятых для синтеза. Проводя расчёт, учитываем, что два реагента С₂Н₅OН и Н₂SO₄ используются в виде растворов с массовыми концентрациями 96% и 40% соответственно:

n(С₂Н₅OН) = 3 · 0,05/ 1 = 0,15 моль

n(Н₂SO₄) = 4 · 0,05/ 1 = 0,20 моль

m(K₂Cr₂O₇) = n(K₂Cr₂O₇) · M(K₂Cr₂O₇) = 0,05 · 294 = 14,7 г

m(С₂Н₅OН) = n(С₂Н₅OН) · M(С₂Н₅OН) = 0,15 · 46 = 6,9 г

m(р–ра С₂Н₅OН) = m(С₂Н₅OН) · 100 / ω = 6,9 · 100 / 96= 7,2 г

m(Н₂SO₄) = n(Н₂SO₄) · M(Н₂SO₄) = 0,20 · 98 = 19,6 г

m(р–ра Н₂SO₄) = m(Н₂SO₄) · 100 / ω = 19,6 · 100 / 40= 49 г.

Ответ: необходимо 14,7 г дихромата калия, 7,2 г 96%-го этилового спирта и 49 г 40%-й серной кислоты.
Задача 2 (5 баллов)

Электролиз 10%-го раствора нитрата свинца (II) продолжали до полного осаждения свинца. После этого электроды удалили из электролизной ванны. Какая масса исходного раствора была взята, если для нейтрализации полученного раствора потребовалось 24,6 мл 20%-го раствора гидроксида натрия плотностью 1,22 г/мл?

Решение:

Составим уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора нитрата свинца(II). На катоде происходит электрохимическое восстановление ионов свинца Pb²⁺ вследствие того, что свинец малоактивен. На аноде происходит электрохимическое окисление молекул воды с выделением кислорода, нитрат-ионы не способны окиcляться:

Pb²⁺ + 2ē → Pb – катодный процесс

2H₂O – 4ē → O₂ + 4H⁺ – анодный процесс

Суммарное уравнение:

2Pb(NO₃)₂ + 2H₂O → 2Pb + O₂↑ + 4HNO₃ (1).

Составим уравнение реакции, протекающей при нейтрализации раствора азотной кислоты:

НNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O (2).

Определим количество гидроксида натрия, затраченного на нейтрализацию:

n(NaОН) = m(NaОН) / М(NaОН) = ω · m(р-ра NaОН) / (100 · М(NaОН))

n(NaОН) = ω · ρ(р-ра NaОН) · V(р-ра NaОН) / (100 · М(NaОН))

n(NaОН) = 20 · 1,22 · 24,6 / (100 · 40) = 0,15 моль.

n(NaОН) = n(НNO₃) = 0,15 моль.

Зная количество азотной кислоты, можно определить количество нитрата свинца(II) в уравнении (1), его массу и соответственно массу исходного раствора, взятого для электролиза:

n(Pb(NO₃)₂): n(НNO₃) = 2 : 4 → n(Pb(NO₃)₂) = 0,5 · n(НNO₃)

n(Pb(NO₃)₂) = 0,5 · 0,15 = 0,075 моль

m(Pb(NO₃)₂) = n(Pb(NO₃)₂) · M(Pb(NO₃)₂) = 0,075 · 331 = 24,83 г.

m(р-ра Pb(NO₃)₂) = m(Pb(NO₃)₂) · 100 / ω = 24,83 · 100 / 10 = 248,3 г.

Ответ: масса исходного раствора нитрата свинца(II) 248,3 г.

Нитрат кобальта (II) образует три кристаллогидрата: Со(NO₃)₂^.9H₂O; Со(NO₃)₂^.6H₂O и Со(NO₃)₂^.3H₂O.

Смесь Со(NO₃)₂^.6H₂O и Со(NO₃)₂^.3H₂O массой 192,9 г, содержащую в пересчёте на безводную соль 0,7 моль Со(NO₃)₂, нагрели до 100 ^оС. При этом кристаллогидраты расплавились и образовали гомогенный раствор. После того, как к раствору добавили 19,8 г воды, систему охладили до комнатной температуры. Образовалась равновесная смесь кристаллогидратов двух типов. Определите качественный и количественный состав системы после охлаждения.

Решение:

Определим массу безводной соли и количество воды, содержащихся в исходной смеси Со(NO₃)₂^.6H₂O и Со(NO₃)₂^.3H₂O:

m(Со(NO₃)₂) = n(Со(NO₃)₂) · M(Со(NO₃)₂) = 0,7 · 183 = 128,1 г

m(Н₂О) = 192,9 – 128,1 = 64,8 г.

После нагревания смеси и образования расплава, было добавлено 19,8 г воды. Найдём массу и количество образовавшейся воды:

m(Н₂О) = 64,8 + 19,8 = 84,6 г

n(Н₂О) = m(Н₂О) / М(Н₂О) = 84,6 / 18 = 4,7 моль.

Определим качественный состав полученной равновесной смеси:

4,7 моль воды приходится на 0,7 моль безводной соли

X моль воды приходится на 1 моль безводной соли

X = 6,7 моль (среднее значение).

Так как по условию задачи в равновесной смеси образуются кристаллогидраты только двух типов, то получается, что ими будут Со(NO₃)₂^.9H₂O и Со(NO₃)₂^.6H₂O, поскольку

9 > 6,7 > 6,

9 и 6 – это количество вещества кристаллизационной воды в Со(NO₃)₂^.9H₂O и Со(NO₃)₂^.6H₂O соответственно на 1 моль Со(NO₃)₂.

Зная качественный состав, можно определить количественный состав смеси. Введём обозначения:

Со(NO₃)₂^.9H₂O → Со(NO₃)₂ + 9H₂O (1).

Пусть Х – количество вещества Со(NO₃)₂ в кристаллогидрате (1), тогда 9Х – количество воды в кристаллогидрате (1).

Со(NO₃)₂^.6H₂O → Со(NO₃)₂ + 6H₂O (2).

Пусть Y – количество вещества Со(NO₃)₂ в кристаллогидрате (2), тогда 6Y – количество воды в кристаллогидрате (2).

Составим систему уравнений:

Х + Y = 0,7

9Х + 6Y = 4,7

Решая систему уравнений, получаем значения:

Х = 0,167 моль, Y = 0,533 моль.

Найдём массу кристаллогидратов в равновесной смеси:

m1 = n1 · M1 = 0,167 · 345 = 57,5 г

m2 = n2 · M2 = 0,533 · 291 = 155,2 г

m(смеси) = m1 + m2 = 57,5 + 155,2 = 212,7 г.

Ответ: конечная масса смеси кристаллогидратов равна 212,7 г, из которых масса Со(NO₃)₂^.9H₂O составляет 57,5 г, а масса Со(NO₃)₂^.6H₂O – 155,2 г.

Задача 4 (5 баллов)

Составим уравнение реакции:

RCНO + 2Cu(OH)₂ → RCOOH + Cu₂O↓ +2H₂O.

Определим количество образовавшегося оксида меди(I):

n(Cu₂O) = m(Cu₂O) / М(Cu₂O) = 28,8 / 144 = 0,20 моль.

Найдём молярную массу альдегида RCНO:

n(RCНO) = n(Cu₂O) = 0,20 моль (согласно уравнению реакции)

М(RCНO) = 11,6 / 0,20 = 58 г/моль.

Из общей формулы альдегида следует:

М(C_nH_2n+1CHO) = 14n + 30 → n = 2 → CH₃CH₂CНO – это пропаналь.

Добавление каких веществ усилит или ослабит гидролиз хлорида алюминия:

а) серная кислота; б) хлорид цинка; в) сульфид аммония; г) цинк?

Обоснуйте выводы и приведите уравнения соответствующих реакций.

Решение:

Составим молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза хлорида алюминия:

AlCl₃ + H₂O ↔ AlOHCl₂ + HCl (1)

Al³⁺ + H₂O ↔ AlOH²⁺ + H⁺ (pH < 7).

a) при добавлении серной кислоты равновесие реакции гидролиза (1) смещается влево (согласно принципу Ле Шателье) вследствие диссоциации серной кислоты и образования избытка ионов водорода:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

Al³⁺ + H₂O ↔ AlOH²⁺ + H⁺ (pH < 7).

Гидролиз хлорида алюминия ослабевает.

б) хлорид цинка гидролизуется по катиону, в результате чего в растворе происходит накопление ионов водорода. Гидролитическое равновесие (1) смещается влево, и гидролиз хлорида алюминия ослабевает:

ZnCl₂ + H₂O ↔ ZnOHCl + HCl

Zn²⁺ + H₂O ↔ ZnOH⁺ + H⁺ (pH < 7).

в) сульфид аммония в растворе подвергается необратимому гидролизу:

(NH₄)₂S + 2H₂O → 2NH₄OH + H₂S↑ (рН ~ 8)

Образующийся гидроксид аммония взаимодействует с соляной кислотой, и гидролиз хлорида алюминия усиливается:

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O.

г) цинк взаимодействует с соляной кислотой, в результате чего происходит связывание ионов водорода, равновесие реакции гидролиза (1) смещается вправо, и гидролиз хлорида алюминия усиливается:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Задача 6 (5 баллов)

Решение:

Составим уравнение реакции нитрата серебра с хлоридом натрия:

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓+ NaNO₃.

Определим количества исходных веществ:

n(NaCl) = m(NaCl) / М(NaCl) = ω · m(р-ра) / (100 · М(NaCl))

n(NaCl) = ω · ρ(р-ра) · V(р-ра) / (100 · М(NaCl))

n(NaCl) = 15 · 1,109 · 42 / (100 · 58,5) = 0,119 моль

n(AgNO₃) = m(AgNO₃) / М(AgNO₃) = 12,75 / 170 = 0,075 моль.

Согласно уравнению реакции исходные вещества реагируют в мольном соотношении 1:1. В то же время из расчётов следует, что

n(NaCl) : n(AgNO₃) = 0,119 : 0,075 = 1,6 : 1.

Таким образом, хлорид натрия взят в избытке и будет присутствовать с нитратом натрия в фильтрате.

Учитывая, что мольные соотношения всех участников реакции одинаковы, как следует из уравнения реакции (расчёт ведём по недостатку):

n(AgNO₃) = n(NaCl) = n(AgСl) = n(NaNO₃) = 0,075 моль,

определим количественный состав фильтрата:

n(NaCl)ост. = 0,119 – 0,075 = 0,044 моль

m(NaCl)ост. = n(NaCl)ост. · М(NaCl) = 0,044 · 58,5 = 2,57 г

m(NaNO₃) = n(NaNO₃) · М(NaNO₃) = 0,075 · 85 = 6,38 г

m(NaCl)ост. + m(NaNO₃) = 2,57 + 6,38 = 8,95 г.

Ответ: масса солей в фильтрате 8,95 г.
Задача 7 (5 баллов)

Цинковую пластинку поместили в раствор сульфата двухвалентного металла. Масса раствора составляла 50 г. Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 1,08 г. При этом массовая доля сульфата цинка в растворе стала равной 6,58 %. Какой металл выделился на пластинке?

Решение:

Между цинком и солью двухвалентного металлa протекает реакция замещения:

Zn + MeSO₄ → Me + ZnSO₄.

Цинк переходит в раствор в виде ионов Zn²⁺, а на поверхности растворяющейся пластинки выделяется металл Ме. При этом масса пластинки увеличивается на 1,08 г (по условию задачи). Следовательно, масса раствора на эту же величину уменьшается:

m(p-ра) = 50 – 1,08 = 48,92 г.

Тогда масса и количество вещества сульфата цинка в полученном растворе равны:

m(ZnSO₄) = m(р-ра ZnSO₄) · ω / 100 = 48,92 · 6,58 / 100 = 3,22 г

n(ZnSO₄) = m(ZnSO₄) / М(ZnSO₄) = 3,22 / 161 = 0,02 моль.

Все вещества в реакции находятся в одинаковом мольном соотношении, поэтому n(ZnSO₄) = n(Zn) = 0,02 моль → m(Zn) = n(Zn) · М(Zn) = 0,02 · 65 = 1,3 г. Из разности масс, следующей из условия задачи

m(Ме) – m(Zn) = 1,08,

найдём массу, количество вещества неизвестного металла и, соответственно, его молярную массу:

m(Ме) = 1,08 + m(Zn) = 1,08 + 1,3 = 2,38 г.

n(Ме) = n(Zn) = 0,02 моль

М(Ме) = m(Ме) / n(Ме) = 2,38 / 0,02 = 119 г / моль.

Таким образом, искомый металл – олово.

Ответ: олово.

Задача 8 (5 баллов)
Химик получил три образца металлов серебристо-белого цвета и нашёл быстрый способ, как их различить. Для этого он подверг взятые образцы действию кислот и раствора едкого натра. Получились следующие результаты.

Образцы № 1 и № 3 растворяются в концентрированной азотной кислоте, образцы № 2 и № 3 – в соляной кислоте и растворе щёлочи.

Предположите, какие металлы были подвергнуты исследованию. Напишите уравнения проведённых реакций и объясните, почему данные металлы не во всех случаях взаимодействуют с указанными веществами.

Решение:

Образец №1 растворяется только в концентрированной азотной кислоте. Под это описание подходит серебро – металл серебристо-белого цвета. В ряду напряжения металлов серебро стоит после водорода и потому не растворимо в соляной кислоте, но растворимо в азотной кислоте. Растворы щелочей на серебро не действуют. Составим уравнение протекающей реакции:

Ag + 2HNO₃ → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O.

Образец №2 растворяется в соляной кислоте и растворе щёлочи, но не растворим в концентрированной азотной кислоте. Под это описание подходит алюминий, обладающий амфотерными свойствами. Действительно, хорошо известно, что в растворе азотной кислоты высокой концентрации алюминий пассивируется за счёт образования оксидной плёнки. Растворы щелочей удаляют с поверхности металла защитный слой Al₂O₃. Cоставим уравнения протекающих реакций:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.

Образец №3 растворяется в концентрированной азотной и соляной кислотах и растворе щёлочи. Под это описание подходит цинк. Данный металл является амфотерным и ведёт себя сходно с алюминием, но на его поверхности не образуется плотная защитная оксидная плёнка, устойчивая в концентрированной азотной кислоте, и он не пассивируется. Составим уравнения протекающих реакций:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Zn + 4HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.
Задача 9 (3 балла)

Серная кислота массой 49 г полностью прореагировала с 20 г гидроксида натрия. Какая соль (кислая или средняя) образовалась? Рассчитайте массу полученной соли.

Решение:

В зависимости от соотношения количеств веществ серная кислота и гидроксид натрия могут реагировать между собой с образованием средней Na₂SO₄, либо кислой NaНSO₄ соли:

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O.

При образовании средней соли гидроксид натрия и серная кислота реагируют в мольном соотношении 2:1, при образовании кислой соли – в соотношении 1:1.

Определим количества реагентов в нашей задаче:

n(NaOH) = m(NaOH) / М(NaOH) = 20 / 40 = 0,5 моль

n(H₂SO₄) = m(H₂SO₄) / М(H₂SO₄) = 49 / 98 = 0,5 моль

n(NaOH) = n(H₂SO₄) = 1:1 → образуется кислая соль.

Определим массу образовавшейся соли NaHSO₄:

m(NaHSO₄) = n(NaHSO₄) · M(NaHSO₄) = 0,5 · 120 = 60 г.

Ответ: кислая соль – гидросульфат натрия, m = 60 г.

Задача 10 (3 балла)
Светло-зелёный газ, в жидком состоянии светло-жёлтый, обладает исключительной реакционной способностью. Взаимодействует практически со всеми простыми веществами, с которыми соприкасается (кроме гелия, неона и аргона), причём во многих случаях с воспламенением и взрывом. По образному выражению академика А.Е. Ферсмана, его называют «всесъедающим».

Выделение данного газа было одной из самых сложных экспериментальных задач. Многие учёные стали жертвами загадочного газа, получив серьёзные ожоги и отравления при попытках его выделения. Исследователей преследовала одна неудача за другой – на протяжении многих лет газ выделить так и не удавалось.

Только в 1886 году французскому химику сравнительно «безболезненно» удалось получить загадочное вещество электролизом расплава. Когда учёный докладывал Парижской академии наук о своём открытии, его глаз был закрыт чёрной повязкой… В 1906 году он стал обладателем Нобелевской премии по химии.

Определите, о каком веществе идёт речь. Как звали выдающегося химика?

Решение:

Ответ к данной задаче приводим из книги М. М. Левицкого «О химии серьёзно и с улыбкой»:

Фтор – самый активный неметалл, обладающий исключительной реакционной способностью, поэтому экспериментальные трудности, связанные с его получением, казались долгое время непреодолимыми. Большинство известных материалов реагируют с ним, многие элементы при соприкосновении с фтором воспламеняются, он может даже реагировать с благородными металлами и инертными газами.

Выделение фтора в чистом виде напоминало известную проблему, которую ставили перед собой алхимики, – получить «алкогест» – вещество, растворяющее все вещества. Из простых рассуждений следует, что задача неразрешима. Получение фтора осложнялось тем, что сам фтор и фтористый водород, из которого многие пытались его выделить, очень ядовиты. Тем не менее, многие химики называли его торжественно и даже поэтично: неприступным, разрушительным, неукротимым элементом и даже королём агрессивности.

Не случайно А. Ампер и Г. Дэви предложили сменить название предполагаемого элемента флюор (от названия минерала «флюорит») на фтор («разрушитель»).

Длительная история открытия фтора полна драматическими и даже трагическими происшествиями.

Шееле (первооткрыватель кислорода), впервые получивший плавиковую кислоту, предположил, что она содержит новый элемент. Исследуя возможность выделения фтора, Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар при работе с плавиковой кислотой получили серьёзные ожоги.

Более всего приблизился к выделению фтора Дэви, который по совету Ампера начал проводить электролиз плавиковой кислоты. Исследования пришлось приостановить, так как эта кислота разрушала любые материалы, из которых были изготовлены приборы. Кроме того, Дэви, надышавшись небольшим количеством паров, сильно отравился.

Ученик и последователь Дэви М. Фарадей пытался получить фтор электролизом расплавленных фторидов олова и кальция. Если фтор и возникал при этом в незначительных количествах, то мгновенно реагировал со стенками прибора, и обнаружить его не удалось.

Были попытки получить фтор чисто химическими методами – термической диссоциацией фторидов ртути, серебра и других металлов. Во время этих опытов в 1836 г. пострадали два члена Ирландской академии – братья Георг и Томас Нокс. При попытках получить фтор погиб от отравления французский химик Дж. Никлес.

Постепенно большинство учёных пришли к мысли, что задачу можно решить только электрохимическим методом. Во время экспериментов нанесли ущерб своему здоровью англичанин Г. Гор и француз Э. Фреми.

Фтор удалось выделить спустя 70 лет после первых опытов Дэви. Это сделал ученик Фреми – Анри Муассан. Он использовал весь накопленный к тому времени опыт и учёл высокую реакционную способность фтора. Вся его аппаратура была изготовлена из платины, а электроды – из иридиево-платинового сплава, метод получения – электрохимическое разложение безводной плавиковой кислоты.

В 1886 году Муассан смог сообщить Парижской академии наук, что ему удалось получить фтор в чистом виде. Для проверки открытия в лабораторию Муассана прибыла авторитетная комиссия – М. Бертло, А. Дебре, Э. Фреми. Однако, в решающий момент фтор проявил свой «характер» и никак не хотел выделяться. К чести комиссии следует сказать, что никто не объявил сообщение Муассана ошибочным. Все прекрасно понимали, сколь коварен фтор, и подбадривали Муассана, полагая, что не учтена какая-то экспериментальная мелочь. Вскоре Муассан понял, в чём дело: готовясь к приезду комиссии, он слишком тщательно очистил безводную плавиковую кислоту, и она перестала проводить ток. Незначительных добавок фторида калия оказалось достаточным, чтобы обеспечить электропроводность. Именно это позволило сделать получение фтора воспроизводимым. Когда Муассан докладывал о своём открытии Парижской академии наук, его повреждённый глаз был закрыт чёрной повязкой – фтор не мог не оставить о себе память.

Получение фтора современники сравнивали с покорением высочайшей вершины, но слава и признание не могли отвлечь Муассана от исследований. Он вписал своё имя в историю науки дважды, создав электродуговую печь, которую позднее назвали его именем. Печи Муассана произвели настоящий переворот в технике, появилась возможность проводить выплавку тугоплавких металлов (молибдена и вольфрама) в промышленных масштабах.

В 1906 году Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за совокупность работ. Это произошло в тот год, когда друзья, ученики и коллеги Муассана торжественно отмечали 20-летие со дня получения фтора.

жүктеу/скачать 99.5 Kb.

Достарыңызбен бөлісу: