Сборник КР по ОХ в А4

Казанский государственный технический университет им. А.Н. Туполева
СБОРНИК
КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ ХИМИИ
Учебное пособие
H (реакции) =
=Hf (продуктов) –  Hf (реагентов)
КАЗАНЬ – 2011
Печатается по рекомендации УМЦ КГТУ им. А.Н. Туполева
Рецензенты:
Будников Г.К. – докт. хим. наук, проф. Казанского Федерального университета
Евгеньев М.И. – докт. хим. наук, проф. Казанского государственного технологического университета
Авторы: А.Н. Глебов, А.Р. Буданов, И.Г. Григорьева, О.В. Лавриненко,
С.А. Мальцева, А.И. Шамкаева, Д.В. Фролов, Е.П. Чеклаукова
Сборник контрольных работ по курсу общей химии: Учебное пособие /
Под ред. проф. А.Н. Глебова. 4-е изд. Казань: Изд-во «Экоцентр», 2011. 32 стр.
Учебное пособие предназначено для студентов технического университета,
изучающих общую химию по дневной, вечерней и заочной формам обучения. Пособие составлено в соответствии с учебным планом, программой курса общей химии. «Сборник контрольных работ» способствует более полному освоению изучаемого материала и развитию навыков самостоятельной работы студентов. В пособии приведены контрольные задания по основным темам курса общей химии, необходимые расчетные формулы, даны решения типовых задач.
 Издательство «Экоцентр», 2011 г.
Содержание
1. Основные классы неорганических соединений
2. Основные законы химии
3. Строение атома и химическая связь
4. Химическая термодинамика
5. Химическая кинетика и равновесие
6. Растворы
7. Теория электролитической диссоциации
8. Окислительно-восстановительные реакции
9. Электрохимические процессы и системы
10. Примеры решения типовых задач
Литература
3
4
6
9
11
14
17
20
22
25
28
30
1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Взаимосвязь между основными классами неорганических веществ (оксиды,
кислоты, основания, соли) можно упрощенно представить в виде схемы:
Химические свойства основных классов неорганических соединений:
Металл
Неметалл Fe + S = FeS
Кислотный
—
оксид
Fe + 2HCl =
Кислота
FeCl2 + H2
Zn + CuSO4=
Соль
Cu + ZnSO4
Основной оксид
—
CaO + CO2 =
CaCO3
CaO + H2SO4 =
CaSO4 + H2O
—
Основание
—
2NaOH + CO2 =
Na2CO3 + H2O
NaOH + HCl =
NaCl + H2O
CuSO4 + 2NaOH =
Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Соль
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2
—
BaCl2 + H2SO4 =
BaSO4↓ + 2HCl
AgNO3 + NaCl =
AgCl↓ + NaNO3
1.1. Назовите вещество и укажите класс химических соединений:
1.1.1. Fe(OH)2Cl
1.1.6. NaH2PO4
1.1.11. Ba(OH)2
1.1.16. Al(OH)SO4
1.1.2. K2CrO4
1.1.7. NH4OH
1.1.12. HClO4
1.1.17. Ca(ClO)2
1.1.3. Mg(ClO3)2
1.1.8. Na2Cr2O7
1.1.13. (CuOH)2CO3 1.1.18. Ca(H2PO4)2
1.1.4. NaHS
1.1.9. Ba(HSO3)2
1.1.14. Ba2P2O7
1.1.19. Al(NO3)3
1.1.5. Al(OH)3
1.1.10. Na2SO3
1.1.15. HMnO4
1.1.20. K2ZnO2
1.2. Напишите формулы следующих соединений:
1.2.1. Хлорид фосфора (III)
1.2.11. Нитрат ртути (II)
1.2.2. Хромат калия
1.2.12. Сульфат железа (III)
1.2.3. Гидрофосфат кальция
1.2.13. Гидрофосфат железа (II)
1.2.4. Гидроксид цинка
1.2.14. Угольная кислота
1.2.5. Дигидрофосфат калия
1.2.15. Бромоводородная кислота
1.2.6. Пероксид водорода
1.2.16. Нитрат хрома (III)
1.2.7. Гидрокарбонат натрия
1.2.17. Нитрат меди (II)
1.2.8. Оксид марганца (IV)
1.2.18. Гидроксид железа (III)
1.2.9. Селеновая кислота
1.2.19. Ортофосфорная кислота
1.2.10. Хлорид аммония
1.2.20. Перманганат натрия
1.3. Составьте уравнение реакции получения следующего соединения и
рассчитайте массы реагентов, необходимых для получения 1 г вещества:
1.3.1. BaCrO4
1.3.6. Cr(OH)SO4
1.3.11. MgHPO4
1.3.16. Be(ClO4)2
1.3.2. (CuOH)2CO3
1.3.7. Fe(NO3)3
1.3.12. Fe(OH)Cl2
1.3.17. Na4P2O7
1.3.3. Al(OH)SO4
1.3.8. NaHSO3
1.3.13. Ca(HSO4)2
1.3.18. LiHSO4
1.3.4. Ba(HSO3)2
1.3.9. Ba(H2PO4)2
1.3.14. NaH2PO4
1.3.19. (NH4)2SO4
4
1.3.5. NH4HS
1.3.10. KClO3
1.3.15. Na2HPO4
1.3.20. Al(OH)2NO3
1.4. Напишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что другие
вещества можно использовать только в качестве катализаторов:
1.4.1. Даны: сульфат никеля, гидроксид натрия, хлор, водород. Получить: хлорид
никеля (II), хлорид натрия, оксид никеля (II).
1.4.2. Даны: оксид меди (II), оксид серы (VI), натрий, вода. Получить: серную
кислоту, гидроксид меди (II), медь.
1.4.3. Даны: оксид меди (II), нитрат бария, серная кислота, гидроксид натрия,
вода. Получить: гидроксид меди (II), гидроксид бария, азотную кислоту.
1.4.4. Даны: кислород, натрий, сера, оксид магния, вода, соляная кислота.
Получить: хлорид магния, гидроксид магния, сульфит натрия.
1.4.5. Даны: гидроксид бария, вода, кислород, серная кислота, железо, оксид меди
(II). Получить: гидроксид меди (II), сульфат железа (II), гидроксид железа (III).
1.4.6. Даны: карбонат меди (II), оксид азота (IV), вода, натрий. Получить: нитрат
меди (II), гидроксид меди (II), карбонат натрия.
1.4.7. Даны: алюминий, кислород, сульфат меди (II), железо, соляная кислота.
Получить: хлорид меди (II), хлорид железа (II), сульфат алюминия.
1.4.8. Даны: хлорид железа (III), барий, вода, соляная кислота. Получить: железо,
оксид железа (III), хлорид железа (II).
1.4.9. Даны: кислород, уголь, гидроксид кальция. Получить: оксид кальция,
карбонат кальция, гидрокарбонат кальция.
1.4.10. Даны: оксид серы (IV), вода, кислород, хлорид натрия, нитрат серебра.
Получить: хлорид серебра, серебро, соляную кислоту.
1.4.11. Даны: оксид кальция, уголь, хлорат калия, серная кислота. Получить:
карбонат кальция, оксид углерода (II), хлороводород.
1.4.12. Даны: магний, уголь, кислород, соляная кислота, гидроксид натрия.
Получить: оксид магния, гидроксид магния, карбонат магния.
1.4.13. Даны: железо, сера, вода, кислород, гидроксид натрия. Получить: серную
кислоту, сульфат железа (II), гидроксид железа (III).
1.4.14. Даны: оксид меди (II), оксид серы (IV), кислород, натрий, соляная кислота.
Получить: гидроксид меди (II), серную кислоту, сульфат меди (II).
1.4.15. Даны: водород, кислород, азот. Получить: азотную кислоту, нитрат
аммония, оксид азота (I).
1.4.16. Даны: хлорид алюминия, натрий, вода. Получить: алюминат натрия,
алюминий, оксид алюминия.
1.4.17. Даны: сульфид аммония, сульфит натрия, водород, хлор. Получить: сероводород, оксид серы (IV), серу.
1.4.18. Даны: гидроксид алюминия, гидроксид калия, фосфор, кислород, вода, оксид серы (IV). Получить: сульфит калия, дигидрофосфат калия, оксид алюминия.
1.4.19. Даны: оксид меди (II), сульфид натрия, соляная кислота, кислород.
Получить: сероводород, сульфат меди (II), сульфид меди (II).
1.4.20. Даны: натрий, кислород, вода, оксид железа (II), соляная кислота.
Получить: гидроксид натрия, хлорид железа (II), хлорид железа (III).
1.5. Изобразите структурные формулы следующих соединений:
1.5.1. Пероксид водорода
1.5.11. Гидроксид меди (II)
1.5.2. Борная кислота
1.5.12. Гидразин
1.5.3. Метафосфорная кислота
1.5.13. Фосфористая кислота
1.5.4. Серная кислота
1.5.14. Гидроксиламин
5
1.5.5.
1.5.6.
1.5.7.
1.5.8.
1.5.9.
1.5.10.
Пирофосфорная кислота
Азотная кислота
Хлорноватистая кислота
Циановодородная кислота
Хлорноватая кислота
Ортофосфорная кислота
1.5.15.
1.5.16.
1.5.17.
1.5.18.
1.5.19.
1.5.20.
Угольная кислота
Хлорная кислота
Сернистая кислота
Азотистая кислота
Гидроксид кальция
Гидроксид железа (III)
2. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Закон Авогадро: равные объемы газов при нормальных условиях содержат
одинаковое количество молекул.
Уравнение состояния идеального газа (Менделеева – Клапейрона):
m
pV 
RT ,
M
где p – давление, Па; V – объем, м3; m – масса, г; M – молярная масса, г/моль;
R = 8,31 Дж/(мольК) – универсальная газовая постоянная; T – температура, К.
Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещают его в соединении.
Эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на его
валентность.
Эквивалентная масса кислоты/основания равна их молярной массе, деленной
на его основность/кислотность.
Эквивалентная масса окислителя/восстановителя равна его молярной массе,
деленной на число электронов, принимаемых/отдаваемых в ходе реакции.
2.1. Рассчитайте давление в сосуде:
2.1.1. объемом 5 л, содержащем 16 г кислорода и 28 г азота при 0ºС
2.1.2. объемом 20 л, содержащем 28 г этилена и 10 г аргона при 50ºС
2.1.3. объемом 10 л, содержащем 16 г метана и 42 г азота при -10ºС
2.1.4. объемом 20 л, содержащем 16 г кислорода и 28 г азота при 30ºС
2.1.5. объемом 20 л, содержащем 8 г метана и 4 г водорода при 25ºС
2.1.6. объемом 5 л, содержащем 18,25 г хлороводорода и 20,25 г бромоводорода
при 80ºС
2.1.7. объемом 5 л, содержащем 1 г водорода и 2 г гелия при 20ºС
2.1.8. объемом 20 л, содержащем 16 г диоксида серы и 7 г азота при 15ºС
2.1.9. объемом 10 л, содержащем 14 г оксида углерода и 44 г диоксида углерода
при 0ºС
2.1.10. объемом 50 л, содержащем 24 г метана и 4 г гелия при 0ºС
2.1.11. объемом 20 л, содержащем 8 г водорода и 30 г этана при 80ºС
2.1.12. объемом 20 л, содержащем 2 г гелия и 42 г азота при 20ºС
2.1.13. объемом 20 л, содержащем 8 г кислорода и 22 г диоксида углерода
при 125ºС
2.1.14. объемом 20 л, содержащем 32 г кислорода и 14 г азота при 45ºС
2.1.15. объемом 5 л, содержащем 4 г водорода и 8,5 г аммиака при 50ºС
2.1.16. объемом 10 л, содержащем 10 г аргона и 48 г кислорода при 0ºС
2.1.17. объемом 50 л, содержащем 20 г гелия и 8 г водорода при -100ºС
2.1.18. объемом 50 л, содержащем 17 г фосфина и 6 г водорода при 200ºС
2.1.19. объемом 10 л, содержащем 34 г аммиака и 14 г азота при 50ºС
2.1.20. объемом 10 л, содержащем 51 г аммиака и 7 г азота при 50ºС
6
2.2. Вычислите эквивалентную массу:
2.2.1. азота в оксидах N2O, NO, NO2
2.2.2. соляной кислоты в реакции 2HCl + Ni = NiCl2 + H2
2.2.3. металла, при сгорании 2 г которого образуется 2,76 г оксида
2.2.4. серы в фторидах SF4 и SF6
2.2.5. железа в оксидах FeO, Fe2O3
2.2.6. фосфорной кислоты в реакции H3PO4 + Mg(OH)2 = MgHPO4 + 2H2O
2.2.7. металла, при сгорании 5 г которого образуется 9,44 г оксида
2.2.8. серы в оксидах SO2 и SO3
2.2.9. мышьяковой кислоты в реакции H3AsO4 + NaOH = NaH2AsO4 + H2O
2.2.10. металла, 2 г которого вытесняют из соляной кислоты 1,85 л водорода (н.у.)
2.2.11. перманганата калия в реакции
2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 = 2K2MnO4 + H2O + Na2SO4
2.2.12. углерода в оксидах CO и CO2
2.2.13. перманганата калия в реакции
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
2.2.14. титана в хлоридах TiCl2, TiCl3, TiCl4
2.2.15. перманганата калия в реакции
2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2KOH + 2MnO2 + 3Na2SO4
2.2.16. хрома в оксидах CrO, Cr2O3, CrO3
2.2.17. гидроксида кальция в реакции Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
2.2.18. основной соли в реакции Fe(OH)2Cl + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl
2.2.19. основной соли в реакции Fe(OH)2Cl + 2HCl = FeCl3 + 2H2O
2.2.20. сульфита натрия в реакции
3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O
2.3. Определите простейшую формулу вещества, если оно содержит
(по массе):
2.3.1. 18,28% лития, 71,09% алюминия и 10,62% водорода
2.3.2. 60,04% калия, 18,45 углерода и 21,51% азота
2.3.3. 72,36% железа и 27,64% кислорода
2.3.4. 1,40% водорода, 19,49% кремния и 79,11% фтора
2.3.5. 44,90% калия, 0,58% водорода, 17,78% фосфора и 36,74% кислорода
2.3.6. 19,15% натрия, 0,84% водорода, 26,74% серы и 53,31% кислорода
2.3.7. 35,00% азота, 5,04% водорода и 59,96% кислорода
2.3.8. 27,41% азота, 9,86% водорода и 62,73% серы
2.3.9. 52,14% углерода, 13,13% водорода и 34,73% кислорода
2.3.10. 57,48% меди, 0,91% водорода, 5,43% углерода и 36,18% кислорода
2.3.11. 69,19% серебра, 10,28% серы и 20,53% кислорода
2.3.12. 17,11% кальция, 0,86% водорода, 27,38% серы и 54,65% кислорода
2.3.13. 3,69% водорода, 37,77% фосфора и 58,54% кислорода
2.3.14. 39,67% калия, 27,87% марганца и 32,46% кислорода
2.3.15. 46,65% азота, 6,71% водорода, 20,00% углерода и 26,64% кислорода
2.3.16. 65,78% цинка, 2,03% водорода и 32,19% кислорода
2.3.17. 31,90% калия, 28,93% хлора и 39,17% кислорода
2.3.18. 26,95% серы, 13,45% кислорода и 59,60% хлора
2.3.19. 36,80% азота, 5,30% водорода, 15,78% углерода и 42,12% серы
7
2.3.20. 8,46% углерода, 2,13% водорода и 89,41% иода.
2.4. Расставьте стехиометрические коэффициенты в реакциях и рассчитайте,
какую массу второго реагента необходимо взять на 1 г первого, чтобы
реакция прошла до конца:
2.4.1. H2O + P2O5 → H3PO4
2.4.2. NaH2PO4 + KOH → NaK2PO4 + H2O
2.4.3. (CuOH)2CO3 + H2SO4 → CuSO4 + CO2 + H2O
2.4.4. VO2 + HCl → VOCl2 + H2O
2.4.5. NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
2.4.6. NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
2.4.7. Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
2.4.8. Al2O3 + HNO3 → Al(NO3)3 + H2O
2.4.9. CuSO4 + KOH → (CuOH)2SO4 + K2SO4
2.4.10. K2SO3 + HCl → KCl + SO2 + H2O
2.4.11. K2Cr2O7 + KOH → K2CrO4 + H2O
2.4.12. Al2(SO4)3 + NaOH →Al(OH)SO4 + Na2SO4
2.4.13. FeCl3 + NaOH → Fe(OH)2Cl + NaCl
2.4.14. NaOH + Al(OH)3 → Na3[Al(OH)6]
2.4.15. Al2O3 + NaOH → NaAlO2 + H2O
2.4.16. Cr2O3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H2O
2.4.17. Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
2.4.18. Zn(OH)2 + KOH → K2[Zn(OH)4]
2.4.19. Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O
2.4.20. NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
2.5. Определите, какие продукты и в каком количестве (по массе) получатся
при взаимодействии (обратите внимание на избыток одного из реагентов):
2.5.1. 500 г 1% раствора гидроксида кальция и 1 л углекислого газа (н.у.)
2.5.2. 2 г оксида кальция и 200 мл воды
2.5.3. 3 л хлора (Т = 353 К, p = 1,2105 Па) и 8 г цинка
2.5.4. 200 г 30% раствора серной кислоты и 20 г карбоната кальция
2.5.5. 20 г 15% раствора соляной кислоты и 3 г алюминия
2.5.6. 300 г гидроксида калия и 40 л углекислого газа (н.у.)
2.5.7. 30 л аммиака (н.у.) и 200 г 15% раствора соляной кислоты
2.5.8. 0,5 г лития и 20 мл воды
2.5.9. 15 г магния и 20 л кислорода (t = 25C, р = 800 мм рт. ст.)
2.5.10. 2 г серы и 8 г железа
2.5.11. 1 г магния и 3 г иода
2.5.12. 200 л хлора и 150 л водорода (н.у.)
2.5.13. 5 л водорода (н.у.) и 3 г оксида меди (II)
2.5.14. 100 г 5% раствора азотной кислоты и 100 г 5% раствора гидроксида натрия
2.5.15. 2,7 г алюминия и 3,2 г серы
2.5.16. 5 г натрия и 200 мл воды
2.5.17. 100 л водорода и 70 л кислорода (н.у.)
2.5.18. 3 г цинка и 200 г 10% раствора соляной кислоты
2.5.19. 5 г серы и 12 л кислорода (t = 0C, p = 760 мм рт. ст.)
2.5.20. 50 г 3% раствора хлорида натрия и 10 г 7% раствора нитрата серебра.
8
3. СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:
главное
орбитальное
магнитное
спиновое
n = 1, 2, 3, ...
l = 0, 1, ... , n – 1
m = –l, ... , –1, 0, 1, ... , l
s = 1/2
Заполнение электронных оболочек в многоэлектронных атомах происходит в
соответствии со следующими закономерностями:
Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.
Правило Гунда (Хунда): электроны располагаются по вырожденным орбиталям так, чтобы их суммарный спин был максимален.
Правило Клечковского: электроны заполняют подуровни по возрастанию
суммы n + l, при равенстве сумм сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.
Явление радиоактивности – процесс самопроизвольного распада ядер некоторых элементов. При -распаде испускается -частица (ядро 42 He ), заряд ядра
уменьшается на 2, массовое число – на 4, образуется элемент, расположенный в
Периодической системе на две клетки левее. При –-распаде испускается электрон, заряд ядра увеличивается на 1, массовое число не изменяется, образуется
элемент, расположенный в Периодической системе на одну клетку правее.
При +-распаде или К-захвате испускается позитрон или захватывается электрон с
ближайшей к ядру оболочки соответственно, заряд ядра уменьшается на 1, массовое число не изменяется, образуется элемент, расположенный в Периодической
системе на одну клетку левее.
Теоретическое рассмотрение химической связи возможно в рамках метода
валентных связей (ВС) или метода молекулярных орбиталей (МО).
Метод ВС позволяет объяснить строение молекул многих химических соединений. Согласно этому методу химическая связь между атомами осуществляется
обобществленными парами электронов с антипараллельными спинами на внешних
подуровнях. Этот вид связи называется ковалентной связью (полярной и неполярной). Она характеризуется направленностью и насыщаемостью, что означает определенное расположение атомов в пространстве. Ионная связь возникает в результате электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Метод МО предполагает, что электроны находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов в молекуле. Для двухатомных молекул элементов второго периода МО обозначаются (в порядке увеличения энергии):
2s < 2s* < 2y = 2z < 2x < 2y* = 2z* < 2x*.
Для элементов, находящихся в конце периода, начиная с кислорода, порядок
следования МО несколько изменяется: ... < 2x < 2y = 2z < ...
3.1. Напишите электронные и электронно-ячеечные формулы валентных
электронов атомов следующих элементов в основном и возбужденном
состояниях, определите высшую и низшую степени окисления, приведите
формулы оксидов в высшей степени окисления элемента:
3.1.1. p-элемент VI периода IV группы
3.1.3. p-элемент V периода VII группы
3.1.2. p-элемент V периода V группы
3.1.4. d-элемент IV периода IV группы
9
p-элемент III периода IV группы 3.1.13. d-элемент VI периода V группы
p-элемент III периода VI группы 3.1.14. s-элемент V периода II группы
s-элемент V периода I группы
3.1.15. p-элемент V периода IV группы
p-элемент IV периода V группы
3.1.16. d-элемент V периода VI группы
p-элемент IV периода IV группы 3.1.17. p-элемент III периода VI группы
d-элемент IV периода III группы 3.1.18. d-элемент IV периода VI группы
s-элемент III периода II группы
3.1.19. p-элемент III периода V группы
p-элемент IV периода VII группы 3.1.20. d-элемент V периода IV группы
3.2. Определите, относится ли данная электронно-ячеечная формула
к основному, возбужденному или невозможному состоянию атома, назовите
химический элемент и укажите его порядковый номер:
3.1.5.
3.1.6.
3.1.7.
3.1.8.
3.1.9.
3.1.10.
3.1.11.
3.1.12.
4
p
3.2.1.
3
d
3.2.2.
2p
2s
4
s
3.2.10.
3s
3.2.11.
4
p
4
s
3
d
3.2.4.
3
d
3
p
3
s
4d
4p
3.2.12.
4
p
3.2.13.
4s
4
s
3
d
3.2.5.
4
d
4
p
4
s
3.2.14.
3
d
3
p
3
s
3.2.6.
3s
2p
3.2.15.
3s
2p
2s
2s
4
p
3.2.7.
3.2.16.
4
s
3
d
3.2.9.
3
d
3
p
3
s
3.2.3.
3.2.8.
3s
2p
2s
3
d
3
p
3
s
4
s
3.2.17.
4
d
4
p
3s
2p
2s
4
p
3.2.19.
3
p
4
p
3.2.18.
4
s
3
d
3
d
3.2.20.
3
s
4
s
3
d
3s
2p
2s
3.3. Напишите уравнения ядерных реакций:


3.3.1. 238U + 4He  3n + ... 
...
3.3.11. 30Si+3He  2p+... 
...



114

3.3.2. 225Th 
... 
...
3.3.12. Cd + n  p+...  ...

59
4

3.3.3.
Co+ He  n+...  ...
3.3.13. 10B+4He  n+.... 
...

142


139
3.3.4.
Nd+p  2n+ ...  ...
3.3.14. Xe  ...  ...

131



3.3.5.
Sn  ...  ...

3.3.15. 226Pa 
... 
...

14
12
4

3.3.6.
N+ C  He+...  ...
3.3.16. 46Ti + 2H  n+... 
...

19


89
3.3.7.
F + p  n + ...  ...
3.3.17. Br  ...  ...



16
14

3.3.8.
O + N  2p+...  ...
3.3.18. 238U 
... 
...














10

U + n  139Ba + 3n + ...


3.3.10. 213Bi 
... 
...
3.3.9.
235




Po 
... 
...


 ... 
3.3.20. 211Bi 
...
3.3.19.
213

3.4. Определите тип гибридизации и пространственное строение следующих
молекул и ионов:
3.4.1. SiF4
3.4.5. BF4–
3.4.9. NH4+
3.4.13. SF6
3.4.17. SiF62–
3.4.2. NH3
3.4.6. CH4
3.4.10. BeH2
3.4.14. H2O
3.4.18. SiCl4
3.4.3. CO2
3.4.7. PCl5
3.4.11. C2H4
3.4.15. C2H6
3.4.19. C2H2
3.4.4. BeF2
3.4.8. SiH4
3.4.12. BF3
3.4.16. PCl3
3.4.20. CCl4
3.5. Объясните с помощью метода молекулярных орбиталей возможность
образования следующих молекул и ионов, определите порядок связи,
установите, являются ли они диамагнитными или парамагнитными:
3.5.1. C2
3.5.5. CO
3.5.9. O2–
3.5.13. C2+
3.5.17. NO+
3.5.2. Be2+
3.5.6. Li2+
3.5.10. F2
3.5.14. N2
3.5.18. CN–
3.5.3. N2+
3.5.7. B2
3.5.11. B2+
3.5.15. O2+
3.5.19. Li2
+
+
3.5.4. Ne2
3.5.8. CO
3.5.12. O2
3.5.16. CN
3.5.20. NO
4. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Первое начало термодинамики: U = Q – A, где U – внутренняя энергия;
Q – теплота; A – работа.
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только
от начального и конечного состояния, но не зависит от пути превращения.
Следствие из закона Гесса:
H(реакции) =  Hf (продуктов) –  Hf (реагентов),
где H – энтальпия (H = U + pV), Hf – энтальпия образования вещества.
Второе начало термодинамики: S 
Q
, где S – энтропия.
T
Для изолированных систем: S  0.
S(реакции) =  S(продуктов) –  S(реагентов).
Свободная энергия Гиббса: G = H – TS,
G(реакции) =  Gf (продуктов) –  Gf (реагентов).
Для самопроизвольных реакций G < 0.
4.1. Используя справочные данные вычислить тепловой эффект реакции:
4.1.1. 2SO2(г.) + O2(г.) = 2SO3(г.)
4.1.2. 4NH3(г.) + 3O2(г.) = 2N2(г.) + 6H2O(г.)
4.1.3. 2С2H2(г.) + 5O2(г.) = 4CO2(г.) + 2H2O(г.)
4.1.4. С2H5OH(ж.) + 3O2(г.) = 2CO2(г.) + 3H2O(ж.)
4.1.5. 2KClO3(тв.) = 2KCl(тв.) + 3O2(г.)
4.1.6. 4HCN(г.) + 5O2(г.) = 2H2O(ж.) + 4CO2(г.) + 2N2(г.)
4.1.7. CO2(г.) + C(графит) = 2CO(г.)
4.1.8. C2H4(г.) + 3O2(г.) = 2CO2(г.) + 2H2O(г.)
4.1.9. WO3(тв.) + 2Al(тв.) = Al2O3(тв.) + W(тв.)
4.1.10. TiO2(тв.) + 2Mg(тв.) = Ti(тв.) + 2MgO(тв.)
4.1.11. 2H2O2(ж.) = 2H2O(ж.) + O2(г.)
4.1.12. (CuOH)2CO3(тв.) = 2CuO(тв.) + CO2(г.) + H2O(г.)
4.1.13. Fe2O3(тв.) + 3СO(г.) = 2Fe(тв.) + 3СO2(г.)
11
CH4(г.) + 2O2(г.) = CO2(г.) + 2H2O(г.)
2C2H6(г.) + 7O2(г.) = 4CO2(г.) + 6H2O(г.)
6CO2(г.) + 6H2O(ж.) = C6H12O6(тв.) + 6O2(г.)
2Fe2O3(тв.) + 3С(графит) = 4Fe(тв.) +3СO2(г.)
С6H12O6(тв.) = 2С2H5OH(ж.) + 2CO2(г.)
2H2S(г.) + SO2(г.) = 3S(ромб.) + 2H2O(г.)
4NH3(г.) + 5O2(г.) = 4NO(г.) + 6H2O(ж.)
4.2. Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии:
4.2.1. H2(г.) + I2(г.) = 2HI(г.)
4.2.2. 2H2(г.) + O2(г.) = 2H2O(ж.)
4.2.3. PCl3(ж.) + Cl2(г.) = PCl5(тв.)
4.2.4. 2NH3(г.) = N2(г.) + 3H2(г.)
4.2.5. 2SO2(г.) + O2(г.) = 2SO3(ж.)
4.2.6. 3C2H2(г.) = C6H6(ж.)
4.2.7. 2NO(г.) + O2(г.) = 2NO2(г.)
4.2.8. 2H2S(г.) + 3O2(г.) = 2H2O(ж.) + 2SO2(г.)
4.2.9. NH4NO2(тв.) = N2(г.) + 2H2O(ж.)
4.2.10. 2CH3OH(г.) + 3O2(г.) = 4H2O(ж.) + 2CO2(г.)
4.2.11. 2N2O(г.) = 2N2(г.) + O2(г.)
4.2.12. 4NH3(г.) + 5O2(г.) = 4NO(г.) + 6H2O(ж.)
4.2.13. C(графит) + CO2(г.) = 2CO(г.)
4.2.14. 6Li(тв.) + N2(г.) = 2Li3N(тв.)
4.2.15. C(алмаз) = С(графит)
4.2.16. P2O5(тв.) + 3H2O(ж.) = 2H3PO4(тв.)
4.2.17. 4NH3(г.) + 5O2(г.) = 4NO(г.) + 6H2O(г.)
4.2.18. С(графит) + 2N2O(г.) = СO2(г.) + 2N2(г.)
4.2.19. Cu(OH)2(тв.) = CuO(тв.) + H2O(г.)
4.2.20. N2O4(г.) = 2NO2(г.)
4.3. Вычислите изменение свободной энергии Гиббса и определите возможность протекания реакции при стандартных условиях:
4.3.1. NaHCO3(тв.) = NaOH(тв.) + CO2(г.)
4.3.2. 2CH4(г.) + 2NH3(г.) + 3O2(г.) = 2HCN(г.) + 3H2O(ж.)
4.3.3. SiH4(г.) + 2O2(г.) = SiO2(тв.) + 2H2O(ж.)
4.3.4. H2S(г.) + 2O2(г.) = H2SO4(ж.)
4.3.5. 2Ag(тв.) + H2S(г.) = Ag2S(тв.) + H2(г.)
4.3.6. Ca3N2(тв.) + 6H2O(ж.) = 3Сa(OH)2(тв.) + 2NH3(г.)
4.3.7. C6H12O6(тв.) = 2C2H5OH(ж.) + 2CO2(г.)
4.3.8. 4Ag(тв.) + 2H2S(г.) + O2(г.) = 2Ag2S(тв.) + 2H2O(ж.)
4.3.9. NH4NO3(тв.) = N2O(г.) + 2H2O(ж.)
4.3.10. Mg3N2(тв.) = 3Mg(тв.) + N2(г.)
4.3.11. 2KCl(тв.) + 3O2(г.) = 2KClO3(тв.)
4.3.12. 3H2SO4(ж.) + Al2O3(тв.) = Al2(SO4)3(тв.) + 3H2O(ж.)
4.3.13. 4CuO(тв.) = 2Cu2O(тв.) + O2(г.)
4.3.14. PbO2(тв.) + Pb(тв.) = 2PbO(тв.)
4.3.15. 4NO2(г.) = 2N2O(г.) + 3O2(г.)
4.3.16. Al2O3(тв.) + 3H2(г.) = 2Al(тв.) + 3H2O(ж.)
4.3.17. 2Al2O3(тв.) + 3С(графит) = 4Al(тв.) + 3СO2(г.)
4.1.14.
4.1.15.
4.1.16.
4.1.17.
4.1.18.
4.1.19.
4.1.20.
12
4.3.18. CH4(г.) + NH3(г.) = HCN(г.) + 3H2(г.)
4.3.19. 3C2H4(г.) = C6H6(ж.) + 3H2(г.)
4.3.20. SiCl4(ж.) + 2H2O(ж.) = SiO2(тв.) + 4HCl(г.)
4.4. Определите, как влияет повышение температуры на смещение равновесия и при какой температуре направление реакции сменится на противоположное (зависимостью H и S реакций от температуры пренебречь):
4.4.1. 2NaHCO3(тв.)
Na2CO3(тв.) + H2O(г.) + CO2(г.)
4.4.2. Mg(OH)2(тв.)
MgO(тв.) + H2O(г.)
4.4.3. N2(г.) + 3H2(г.)
2NH3(г.)
4.4.4. CaO(тв.)+ CO2(г.)
CaCO3(тв.)
4.4.5. 3C2H2(г.)
C6H6(г.)
4.4.6. C2H2(г.) + 2H2(г.)
C2H6(г.)
4.4.7. 2PbO(тв.) + O2(г.)
2PbO2(тв.)
4.4.8. CH4(г.)
C(графит) + 2H2(г.)
4.4.9. ZnCO3(тв.)
ZnO(тв.) + CO2(г.)
4.4.10. 2NO(г.) + O2(г.)
2NO2(г.)
4.4.11. 2H2(г.) + O2(г.)
2H2O(г.)
4.4.12. CO2(г.) + H2(г.)
CO(г.) + H2O(г.)
4.4.13. N2O4(г.)
2NO2(г.)
4.4.14. 2SO2(г.) + O2(г.)
2SO3(г.)
4.4.15. Fe2O3(тв.) + H2(г.)
2FeO(тв.) + H2O(г.)
4.4.16. CaO(тв.) + H2O(г.)
Ca(OH)2(тв.)
4.4.17. Fe3O4(тв.) + H2(г.)
3FeO(тв.) + H2O(г.)
4.4.18. CO2(г.) + C(графит)
2CO(г.)
4.4.19. C2H6(г.)
C2H4(г.) + H2(г.)
4.4.20. C2H4(г.) + H2O(ж.)
C2H5OH(ж.)
4.5. Определите энергетическую ценность следующих органических веществ
– пищевых продуктов (продукт + nO2(г.) → xCO2(г.) + yH2O(ж.)), пользуясь
приведенными значениями Hf:
4.5.1. Ацетилсалициловая кислота (аспирин) CH3COOC6H4COOH (-1300 кДж/моль)
4.5.2. Лактоза (молочный сахар) С12H22O11·H2O (-1980 кДж/моль)
4.5.3. Сахароза C12H22O11 (-2221 кДж/моль)
4.5.4. Глюкоза C6H12O6 (-1273 кДж/моль)
4.5.5. Сорбит СH2OH(CHOH)4CH2OH (-1250 кДж/моль)
4.5.6. Щавелевая кислота (COOH)2 (-827 кДж/моль)
4.5.7. Янтарная кислота (CH2COOH)2 (-583 кДж/моль)
4.5.8. Яблочная кислота HOOCCH2CHOHCOOH (-630 кДж/моль)
4.5.9. Глицерин CHOH(CH2OH)2 (-659 кДж/моль)
4.5.10. Валериановая кислота C5H10O2 (548 кДж/моль)
4.5.11. Этилвалериат C4H7COOC2H5 (552 кДж/моль)
4.5.12. Этиловый спирт C2H5OH (-278 кДж/моль)
4.5.13. Этилацетат CH3COOC2H5 (-463 кДж/моль)
4.5.14. Этилизовалериат (CH3)2CHCH2COOC2H5 (569 кДж/моль)
4.5.15. Уксусная кислота CH3COOH (-487 кДж/моль)
4.5.16. Бензойная кислота C6H5COOH (50 кДж/моль)
4.5.17. Масляная кислота CH3(CH2)2COOH (556 кДж/моль)
4.5.18. Молочная кислота CH3CHOHCOOH (-550 кДж/моль)
13
4.5.19. Мальтоза C12H22O11·H2O (-1910 кДж/моль)
4.5.20. Фруктоза CH2OH(CHOH)3COCH2OH (-1260 кДж/моль)
5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Скорость реакции оценивается по изменению концентраций участвующих в
c
реакции веществ v  
, где с – концентрация, моль/л (М); t – время, с. Для одt
ностадийной реакции A + B → P основной закон химической кинетики (закон
действующих масс) имеет вид: v = k cA cB, где k – константа скорости реакции.
Влияние температуры на скорость реакции определяется уравнением
Аррениуса: k = Ae(-Ea/RT), где Ea – энергия активации. Если известны константы скоE T T 
k
рости реакции при двух температурах, то ln 1  a  1 2  .
k2
R  T1  T2 
Для приближенных расчетов используют правило Вант-Гоффа:
где  – температурный коэффициент.
Для обратимой реакции aA + bB
T
v T  T
 γ 10
vT
,
cC + dD константа равновесия имеет вид:
[C]c [D]d
.
Ke 
[A]a [B]b
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается так,
чтобы компенсировать это воздействие.
5.1. Определите порядок реакции и рассчитайте, как изменится начальная
скорость гомогенных химических реакций согласно закону действующих
масс:
5.1.1. 2H2O2  2H2O + O2; v = k [H2O2]; если разбавить раствор в 4 раза
5.1.2. 2NO2  2NO + O2; v = k [NO2]2; если уменьшить давление в 2 раза
5.1.3. 2N2O  2N2 + O2; v = k [N2O]; если уменьшить объем в 3 раза
5.1.4. 2NO + H2  N2O + H2O; v = k [NO]2[H2]; если увеличить давление в 2 раза
5.1.5. 2O3  3O2; v = k [O3]; если увеличить давление в 2 раза
5.1.6. I2 + H2O  HI + HIO; v = k [I2]; если разбавить раствор водой в 4 раза
5.1.7. 2NO + Cl2  2NOCl; v = k [NO]2[Cl2]; если увеличить давление в 3 раза
5.1.8. C2H2 + H2  C2H4; v = k [C2H2][H2]; если увеличить давление в 2 раза
5.1.9. 2NO + O2  2NO2; v = k [NO]2[O2]; если увеличить конц. NO в 3 раза
5.1.10. CO + Cl2  COCl2; v = k [CO][Cl2]3/2; если увеличить концентрации реагирующих веществ в 4 раза
5.1.11. HCHO  H2 + CO; v = k [HCHO]2; если уменьшить объем в 2 раза
5.1.12. 2F2O  2F2 + O2; v = k [F2O]2; если увеличить давление в 2 раза
5.1.13. H2 + I2  2HI; v = k [H2][I2]; если увеличить конц. Н2 в 3 раза
5.1.14. H2 + Br2  2HBr; v = k [H2][Br2]1/2; если уменьшить давление в 4 раза
5.1.15. 2ICl + H2  2HCl + I2; v = k [ICl][H2]; если увеличить объем в 3 раза
5.1.16. C2Cl4 + Cl2  C2Cl6; v = k [Cl2]3/2; если увеличить конц. С2Cl4 в 3 раза
5.1.17. 2NO + 2H2  N2 + 2H2O; v = k [NO]2[H2]; если уменьшить конц. Н2 в 3 раза
14
5.1.18. 2HI  H2 + I2; v = k [HI]2; если увеличить объем в 2 раза
5.1.19. HCOOH  H2O + CO; v = k [HCOOH]; если увеличить конц. HCOOH в 3 раза
5.1.20. 2NO + Br2  2NOBr; v = k [NO]2[Br2]; если уменьшить давление в 3 раза
5.2. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении температуры:
5.2.1. при повышении Т от 20ºС до 50ºС, если k10º = 6 c-1 и k20º = 18 c-1
5.2.2. при повышении Т от 290 K до 300 К, если Ea = 50,1 кДж/моль
5.2.3. при повышении Т от 20ºС до 60ºС, если  = 2
5.2.4. при повышении Т от 20ºС до 60ºС, если k30º = 1,5 с-1 и k50º = 6 с-1
5.2.5. при понижении Т от -100ºС до -200ºС, если Ea = 20 кДж/моль
5.2.6. при повышении Т от 300 К до 350 К, если  = 3
5.2.7. при повышении Т от 400 К до 500 К, если Ea = 60,3 кДж/моль
5.2.8. при повышении Т от 500 К до 1000 К, если Ea = 38,2 кДж/моль
5.2.9. при понижении Т от 90ºС до 30ºС, если  = 2
5.2.10. при понижении Т от 25ºС до 10ºС, если  = 2
5.2.11. при повышении Т от 300 К до 320 К, если Ea = 60,4 кДж/моль
5.2.12. при повышении Т от 27ºС до 37ºС, если Ea = 10 кДж/моль
5.2.13. при понижении Т от -10ºС до -50ºС, если Ea = 25 кДж/моль
5.2.14. при повышении Т от 320 до 350К, если k320К = 10 с-1 и k330K = 25 c-1
5.2.15. при повышении Т от 25ºС до 50ºС, если  = 3
5.2.16. при понижении Т от 250 К до 220 К, если Ea = 35,7 кДж/моль
5.2.17. при повышении Т от 260 К до 400 К, если Ea = 30,8 кДж/моль
5.2.18. при повышении Т от 60ºС до 100ºС, если  = 3
5.2.19. при повышении Т от 200 К до 220 К, если Ea = 16,9 кДж/моль
5.2.20. при понижении Т от 180 К до 20 К, если Ea = 4,2 кДж/моль
5.3. Определите, в каком направлении сместится равновесие гомогенных
химических реакций (для оценки влияния температуры на положение
химического равновесия рассчитайте ΔН реакции):
5.3.1. 2CH4
C2H2 + 3H2
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.3.2. 4NH3 + 3O2
2N2 + 6H2O
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.3.3. 2NO + O2
2NO2
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.3.4. 2CO + O2
2CO2
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.3.5. 2SO3
2SO2 + O2
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.6. 2NO2
N2O4
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.3.7. 3H2 + N2
2NH3
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.8. C2H2 + H2
C2H4
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.9. 2CO + 2H2
CH4 + CO2
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.3.10. C2H4 + H2O
C2H5OH
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
15
5.3.11. 4HCl + O2
2Cl2 + 2H2O
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.3.12. C2H4 + H2
C2H6
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.3.13. 2N2O
2N2 + O2
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.3.14. CO + 2H2
CH3OH
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.3.15. 2NO2
2NO + O2
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.3.16. 2H2 + O2
2H2O
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.17. 2CH4 + 2NH3 + 3O2
2HCN + 6H2O
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.18. 2F2O
2F2 + O2
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.3.19. 2NH3
N2 + 3H2
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.3.20. 2SO2 + O2
2SO3
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.4. Найдите константы равновесия гомогенных химических реакций и
исходные концентрации реагентов, если в закрытом сосуде установились
следующие равновесные концентрации:
5.4.1. 2O3
3O2; [O3] = 0,5 M; [O2] = 3,5 M
5.4.2. 2CO + O2
2CO2; [CO] = 0,7 M; [O2] = 0,2 M; [CO2] = 1,5 M
5.4.3. C2H2 + H2
C2H4; [C2H2] = 0,2 M; [H2] = 0,6 M; [C2H4] = 0,5 M
5.4.4. 2H2 + O2
2H2O; [H2] = 3 M; [O2] = 1 M; [H2O] = 10 M
5.4.5. N2 + 3H2
2NH3; [N2] = 3 M; [H2] = 9 M; [NH3] = 5 M
5.4.6. 2NH3
N2 + 3H2; [NH3] = 0,24 M; [N2] = 0,07 M
5.4.7. H2 + I2
2HI; [H2] = 0,03 M; [I2] = 0,01 M; [HI] = 0,08 M
5.4.8. 2NO2
2NO + O2; [NO2] = 0,006 M; [NO] = 0,024 M
5.4.9. COCl2
CO + Cl2; [COCl2] = 0,5 M; [CO] = 2,5 M; [Cl2] = 2,5 M
5.4.10. CH3COOH + C2H5OH
CH3COOC2H5 + H2O; [CH3COOH] = 0,06 M;
[C2H5OH] = 0,04 M; [CH3COOC2H5] = 0,08 M; [H2O] = 0,08 M
5.4.11. 2HI
H2 + I2; [HI] = 2,4 M; [I2] = 1,8 M
5.4.12. N2O4
2NO2; [N2O4] = 0,015 M, [NO2] = 0,045 M
5.4.13. СO2 + H2
CO + H2O; [CO2] = 1,5 M; [H2] = 1,2 M; [CO] = 0,8 M; [H2O] =0,8 M
5.4.14. 2SO2 + O2
2SO3; [SO2] = 0,01 M; [O2] = 0,02 M; [SO3] = 0,03 M
5.4.15. C2H4 + H2O
C2H5OH; [C2H4] = 3 M; [H2O] = 8 M; [C2H5OH] = 6 M
5.4.16. 2CH4
C2H2 + 3H2; [CH4] = 0,06 M; [C2H2] = 0,03 M
5.4.17. 2NO + O2
NO2; [NO] = 0,56 M; [O2] = 0,28 M; [NO2] = 0,44 M
5.4.18. 2NOCl
2NO + Cl2; [NOCl] = 0,7 M; [NO] = 0,4 M
5.4.19. NH3 + CH4
HCN + 3H2; [NH3] = 0,005 M; [CH4] = 0,003 M; [HCN] = 0,011 M;
[H2] = 0,033 M
5.4.20. 2H2O
2H2 + O2; [H2O] = 7 M; [O2] = 2 M
5.5. Запишите выражения для констант равновесия гетерогенных химических реакций и определите, в каком направлении сместится равновесие
16
(для оценки влияния температуры на положение химического равновесия
рассчитать ΔН реакции):
5.5.1. 2PbO(тв.) + O2(г.)
PbO2(тв.)
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.5.2. C(графит) + 2H2(г.)
CH4(г.)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.5.3. 2H2S(г.) + SO2(г.)
2S(тв.) + 2H2O(г.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.4. 2NaHCO3(тв.)
Na2CO3(тв.) + H2O(г.) + CO2(г.)
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.5.5. Mg(OH)2(тв.)
MgO(тв.) + H2O(г.)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.5.6. 4CuO(тв.)
2Cu2O(тв.) + O2(г.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.7. CaCO3(тв.)
CaO(тв.) +CO2(г.)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.5.8. Fe2O3(тв.) + 3C(графит)
2Fe(тв.) + 3CO2(г.)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.5.9. Cu2(OH)2CO3(тв.)
2CuO(тв.) + CO2(г.) +H2O(г.)
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.5.10. 3MnO2(тв.)
Mn3O4(тв.) + O2(г.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.11. 2KNO3(тв.)
2KNO2(тв.) + O2(г.)
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.5.12. C(графит) + CO2(г.)
2CO(г.)
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.5.13. NH3(г.) + HCl(г.)
NH4Cl(тв.)
а) при повышении температуры; б) при понижении давления
5.5.14. CaO(тв.) + H2O(г.)
Ca(OH)2(тв.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.15. SiO2(тв.) + 4HF(г.)
SiF4(г.) +2H2O(г.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.16. NH4NO3(тв.)
N2O(г.) + 2H2O(г.)
а) при понижении температуры; б) при повышении давления
5.5.17. 2CuSO4(тв.)
2CuO(тв.) + 2SO2(г.) + O2(г.)
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.5.18. NH4NO2(тв.)
N2(г.) + 2H2O(г.)
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
5.5.19. 2KMnO4(тв.)
K2MnO4(тв.) + MnO2(тв.) + O2(г.)
а) при повышении температуры; б) при повышении давления
5.5.20. ZnCO3(тв.)
ZnO(тв.) + CO2(г.)
а) при понижении температуры; б) при понижении давления
6. РАСТВОРЫ
P0  P
 N 2 , где P0 – давление насыщенного пара над чистым
P0
растворителем; P – над раствором; N2 – мольная доля растворенного вещества.
Закон Рауля:
17
Эбулиоскопия: Ткип = KEсm, где KE – эбулиоскопическая константа, сm – моg  1000
ляльная концентрация растворенного вещества; c m  2
, где g1 – масса расM  g1
творителя; g2 – масса растворенного вещества; M – молярная масса растворенного
вещества.
Криоскопия: Тзам = KКсm, где КК – криоскопическая константа.
6.1. Определите массовую долю (в %) и молярную концентрацию раствора,
содержащего:
6.1.1. 62,5 г соляной кислоты НCl в 250 г воды,  = 1,098 г/мл
6.1.2. 33,3 г щавелевой кислоты H2C2O4 в 300 г воды,  = 1,035 г/мл
6.1.3. 27,8 г формальдегида CH2O в 250 г воды,  = 1,028 г/мл
6.1.4. 20,24 г уксусной кислоты CH3COOH в 200 мл раствора,  = 1,012 г/мл
6.1.5. 79,72 г хлорида калия KCl в 750 мл раствора,  = 1,063 г/мл
6.1.6. 166,7 г этилового спирта C2H5OH в 250 г воды,  = 0,951 г/мл
6.1.7. 100 г глицерина CHOH(CH2OH)2 в 150 г воды,  = 1,097 г/мл
6.1.8. 50 г ортофосфорной кислоты H3PO4 в 200 г воды,  = 1,113 г/мл
6.1.9. 187,4 г метилового спирта CH3OH в 500 мл раствора,  = 0,937 г/мл
6.1.10. 15,0 г сульфата железа (II) FeSO4 в 135 мл раствора,  = 1,110 г/мл
6.1.11. 30 г хлорида железа (III) FeCl3 в 120 г воды,  = 1,182 г/мл
6.1.12. 129 г аммиака NH3 в 500 мл воды,  = 0,923 г/мл
6.1.13. 113,9 г серной кислоты H2SO4 в 500 мл раствора,  = 1,139 г/мл
6.1.14. 62,5 г гидроксида натрия NaOH в 260 г воды,  = 1,219 г/мл
6.1.15. 56,35 г хлорной кислоты HClO4 в 250 мл раствора,  = 1,127 г/мл
6.1.16. 15,1 г сульфата натрия Na2SO4 в 100 мл раствора,  = 1,108 г/мл
6.1.17. 33,45 г азотной кислоты HNO3 в 150 мл раствора,  = 1,115 г/мл
6.1.18. 56,05 г муравьиной кислоты HCOOH в 100 мл раствора,  = 1,121 г/мл
6.1.19. 75 г хлорида натрия NaCl в 300 г воды,  = 1,147 г/ мл
6.1.20. 38,6 г гидроксида калия KOH в 100 мл раствора,  = 1,287 г/мл
6.2. Определите массовую долю (в %) и моляльную концентрацию растворов,
полученных смешением:
6.2.1. 60 г 50% раствора и 80 г 20% раствора карбоната калия
6.2.2. 100 г 25% раствора и 120 г 7% раствора иодида кальция
6.2.3. 50 г 60% раствора и 80 г 15% раствора азотной кислоты
6.2.4. 30 г 20% раствора и 50 г 10% раствора гидроксида калия
6.2.5. 100 г 30% раствора и 150 г 10% раствора соляной кислоты
6.2.6. 45 г 60% раствора и 55 г 20% раствора серной кислоты
6.2.7. 100 г 15% раствора и 50 г 7% раствора сульфата меди
6.2.8. 50 г 25% раствора и 20 г 10% раствора хлорида бария
6.2.9. 80 г 20% раствора и 50 г 3% раствора сульфата натрия
6.2.10. 70 г 40% раствора и 50 г 15% раствора пероксида водорода
6.2.11. 55 г 45% раствора и 25 г 15% раствора гидроксида натрия
6.2.12. 50 г 35% раствора и 20 г 5% раствора нитрата калия
6.2.13. 70 г 25% раствора и 30 г 10% раствора сульфата цинка
6.2.14. 40 г 35% раствора и 60 г 25% раствора хлорида лития
6.2.15. 30 г 45% раствора и 80 г 25% раствора иодида натрия
6.2.16. 100 г 15% раствора и 50 г 3% раствора хлорида алюминия
18
150 г 40% раствора и 70 г 20% раствора нитрата кальция
15 г 25% раствора и 100 г 10% раствора нитрата меди
50 г 30% раствора и 70 г 7% раствора уксусной кислоты
60 г 45% раствора и 40 г 20% раствора хлорида железа
6.3. Определите относительное понижение давления пара над раствором,
содержащим:
6.3.1. 6,3 г ментола C10H19OH в 150 г ацетона (CH3)2CO
6.3.2. 7,7 г анилина C6H5NH2 в 200 г диэтилового эфира (C2H5)2O
6.3.3. 15 г глицина NH2CH2COOH в 200 г воды
6.3.4. 3,3 г ацетанилида CH3CONHC6H5 в 180 г этилового спирта
6.3.5. 0,7 г ванилина HO(CH3O)C6H3CHO в 120 г воды
6.3.6. 2,2 г гексахлорциклогексана C6H6Cl6 в 100 г диэтилового эфира (C2H5)2O
6.3.7. 3,1 г нитрофенола HOC6H4NO2 в 120 г хлороформа CHCl3
6.3.8. 2,7 г камфоры C10H16O в 75 г метилового спирта CH3OH
6.3.9. 2,2 г пикриновой кислоты (NO2)3C6H2OH в 250 г воды
6.3.10. 13,2 г гексахлорбензола C6Cl6 в 300 г ацетона (CH3)2CO
6.3.11. 10,5 г гидрохинона C6H4(OH)2 в 200 г воды
6.3.12. 4,5 г аскорбиновой кислоты C6H8O6 в 50 г воды
6.3.13. 5,5 г фенола C6H5OH в 120 г этилового спирта
6.3.14. 7,5 г сахарозы C12H22O11 в 180 г воды
6.3.15. 7,2 г янтарной кислоты (CH2COOH)2 в 175 г воды
6.3.16. 5,8 г нитроанилина O2NC6H4NH2 в 250 г пиридина C5H5N
6.3.17. 8,8 г фруктозы CH2OH(CHOH)3COCH2OH в 250 г воды
6.3.18. 1,8 г никотиновой кислоты C5H4NCOOH в 150 г воды
6.3.19. 3,5 г нитроанилина O2NC6H4NH2 в 100 г диэтилового эфира (C2H5)2O
6.3.20. 6,1 г фенилуксусной кислоты C6H5CH2COOH в 100 г этилового спирта
6.4. Найдите температуру кипения раствора, содержащего:
6.4.1. 93,5 г тимола HOC6H3(CH3)C3H7 в 250 г ацетона; KЕ = 1,48; Ткип = 56,0С
6.4.2. 8,5 г пирокатехина C6H4(OH)2 в 500 г воды; KЕ = 0,52
6.4.3. 412,2 г фруктозы CH2OH(CHOH)3COCH2OH в 1000 г воды; KЕ = 0,52
6.4.4. 0,8 г ацетанилида CH3CONHC6H5 в 50 г диэтилового эфира; KE = 2,02;
Ткип = 34,6С
6.4.5. 0,5 г нитроанилина O2NC6H4NH2 в 100 г диэтилового эфира; KE = 2,02;
Ткип = 34,6С
6.4.6. ,2 г анилина C6H5NH2 в 500 г этилового спирта; KE = 1,04; Tкип = 78,3С
6.4.7. 3,2 г нафталина C10H8 в 100 г диэтилового эфира; KЕ = 2,02; Ткип = 34,6С
6.4.8. 17,9 г гексахлорбензола C6Cl6 в 250 г ацетона; KЕ = 1,48; Ткип = 56,0С
6.4.9. 18,6 г анилина C6H5NH2 в 500 г бензола; KЕ = 2,57; Ткип = 80,2С
6.4.10. 3,5 г камфоры C10H16O в 100 г этилового спирта; KЕ = 1,04; Tкип = 78,3С
6.4.11. 7,4 г сахарозы C12H22O11 в 200 г метилового спирта; KE = 0,84; Tкип = 64,5С
6.4.12. 3,5 г ментола C10H19OH в 100 г воды; KE = 0,52
6.4.13. 3,8 г нитрофенола НОС6H4NH2 в 250 г метилового спирта; KE = 0,84;
Tкип = 64,5С
6.4.14. 6,1 г ванилина HO(CH3O)C6H3CHO в 250 г хлороформа CHCl3; KЕ = 3,80;
Ткип = 61,2С
6.4.15. 7,2 г фенилуксусной кислоты C6H5CH2COOH в 300 г воды; KE = 0,52
6.4.16. 18,8 г фенола C6H5OH в 400 г этилового спирта; KЕ = 1,04; Tкип = 78,3С
6.2.17.
6.2.18.
6.2.19.
6.2.20.
19
6,7 г сахарозы С12H22O11 в 150 г воды; KЕ = 0,52
16,5 г анилина C6H5NH2 в 400 г диэтилового эфира; KE = 2,02; Ткип = 34,6С
4,4 г диоксида селена SeO2 в 200 г ацетона; KЕ = 1,48; Ткип = 56,0С
7,8 г нитрофенола HOC6H4NO2 в 500 г этилового спирта; KЕ = 1,04;
Tкип = 78,3С
6.5. Найдите температуру замерзания раствора, содержащего:
6.5.1. 10,4 г трифенилметана (C6H5)3CH в 400 г тетрахлорида углерода; КК = 29,8;
Тпл = -23С
6.5.2. 4,67 г сахарозы C12H22O11 в 100 г воды; КK = 1,86
6.5.3. 4,6 г анилина C6H5NH2 в 200 г пиридина; КК = 4,97; Tпл = -41,8С
6.5.4. 33,6 г динитробензола C6H4(NO2)2 в 1000 г пиридина; КК = 4,97;
Tпл = -41,8С
6.5.5. 7,4 г глюкозы C6H12O6 в 250 г воды; КK = 1,86
6.5.6. 8,2 г фенилуксусной кислоты C6H5CH2COOH в 400 г воды; КК = 1,86
6.5.7. 1,2 г серы в 40 г бензола; КК = 5,07; Тпл = 5,5С
6.5.8. 6,4 г камфоры C10H16O в 150 г диэтилового эфира; КК = 1,79; Тпл = -117С
6.5.9. 8,1 г фруктозы CH2OH(CHOH)3COCH2OH в 100 г воды; КК = 1,86
6.5.10. 5,3 г гексахлорциклогексана C6H6Cl6 в 100 г тетрахлорида углерода;
КК = 29,8; Тпл = -23С
6.5.11. 14 г нафталина С10H8 в 800 г диэтилового эфира; КК = 1,79; Тпл = -117С
6.5.12. 9,5 г глицина H2NCH2COOH в 200 г воды; КК = 1,86
6.5.13. 18,8 г нитрофенола HOC6H4NO2 в 500 г бензола; КК = 5,07; Тпл = 5,5С
6.5.14. 2,6 г нитроанилина O2NC6H4NH2 в 100 г пиридина; КК = 4,97; Тпл = -41,8С
6.5.15. 15 г резорцина C6H4(ОН)2 в 800 г воды; КК = 1,86
6.5.16. 8,8 г янтарной кислоты (CH2COOH)2 в 200 г воды; КК = 1,86
6.5.17. 10,5 г пикриновой кислоты (NO2)3C6H2OH в 500 г ледяной уксусной
кислоты; КК = 3,9; Тпл = 16,7С
6.5.18. 17 г ментола C10H19OH в 900 г воды; KK = 1,86
6.5.19. 5,4 г бензойной кислоты C6H5COOH в 500 г воды; КК = 1,86
6.5.20. 6,8 г фенола C6H5OH в 400 г воды; КК = 1,86
6.4.17.
6.4.18.
6.4.19.
6.4.20.
7. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
i 1
, где i – изотонический коэфn 1
фициент; n – число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.
Закон разбавления Оствальда: Кдис = 2с/(1 – ) или для очень слабых электролитов Кдис  2с.
Ионное произведение воды: [H+][OH–] = 10–14, pH = –lg [H+]; pOH = –lg [OH–];
+
[H ] = 10-pH; pH + pOH = 14.
Степень диссоциации электролитов:  
7.1. Запишите уравнения электролитической диссоциации следующих
растворов электролитов и определите значение изотонического коэффициента при бесконечном разбавлении раствора:
7.1.1. NH4NO3
7.1.5. Ca(HCO3)2
7.1.9. NH4Cl
7.1.13. Al(NO3)3
7.1.2. ZnBr2
7.1.6. Ba(OH)2
7.1.10. CaSO4
7.1.14. KMnO4
7.1.3. NiCl2
7.1.7. Na3PO4
7.1.11. KOH
7.1.15. MgSO4
7.1.4. CaCl2
7.1.8. CH3COONa 7.1.12. Fe2(SO4)3
7.1.16. NaNO3
20
7.1.17. H2SO4
7.1.18. Co(NO3)2
7.1.19. K2SO4
7.1.20. FeCl3
7.2. Определите pH следующих растворов электролитов (изменением объема
при смешении растворов пренебречь):
7.2.1. полученного смешением равных объемов 0,1 М раствора HNO3 и 1 М раствора HCl
7.2.2. содержащего 8 г HClO4 в 500 мл раствора
7.2.3. содержащего 10 г NaOH в 500 мл раствора
7.2.4. содержащего 3 г NaOH в 500 мл воды
7.2.5. содержащего 0,03 моль KOH в 1,45 л раствора
7.2.6. полученного смешением равных объемов 0,01 М раствора HNO3 и 0,001 М
раствора КОН
7.2.7. содержащего 0,1 г Ba(OH)2 в 1 л раствора
7.2.8. полученного смешением равных объемов 0,03 М раствора HNO3 и 0,05 М
раствора KOH
7.2.9. содержащего 1 г Ca(OH)2 в 1 л раствора
7.2.10. содержащего 0,03 моль HCl и 0,03 моль HNO3 в 1 л раствора
7.2.11. содержащего 2 г HNO3 в 1 л раствора
7.2.12. полученного смешением равных объемов 0,6 М раствора HNO3 и 0,4 М
раствора KOH
7.2.13. содержащего 0,01 моль HCl в 300 мл раствора
7.2.14. полученного смешением равных объемов 2 М раствора KOH и 0,2 М
раствора NaOH
7.2.15. полученного смешением равных объемов 0,06 М раствора NaOH и 0,03М
раствора HNO3
7.2.16. содержащего 5 г HNO3 в 0,3 л раствора
7.2.17. содержащего 0,01 моль NaOH в 2,45 л раствора
7.2.18. полученного смешением равных объемов 0,075 М раствора КОН и 0,055 М
раствора HClO4
7.2.19. полученного смешением равных объемов 0,03 М раствора HCl и 0,01 М
раствора LiOH
7.2.20. содержащего 30 г HNO3 в 2,5 л раствора
7.3. Запишите полные ионные, сокращенные ионные и молекулярные
уравнения гидролиза следующих солей и определите реакцию среды:
7.3.1. Fe2(SO4)3
7.3.8. CH3COONa
7.3.15. (NH4)2SO4
7.3.2. AlCl3
7.3.9. ZnSO4
7.3.16. CH3CH2COONa
7.3.3. K2CO3
7.3.10. Na2SO3
7.3.17. Ba(HCO3)2
7.3.4. Na2HPO4
7.3.11. Na2S
7.3.18. (NH4)2SeO4
7.3.5. CH3COONH4
7.3.12. NH4Cl
7.3.19. Ca(HSO3)2
7.3.6. Na2SiO3
7.3.13. KH2PO4
7.3.20. Na3PO4
7.3.7. NH4NO3
7.3.14. K2SO3
7.4. Рассчитайте степень диссоциации в следующих растворах слабых
электролитов, пользуясь справочными данными о Ка (для многоосновных
кислот учитывайте только первую ступень диссоциации):
7.4.1. 0,005 М раствора салициловой кислоты
7.4.2. 0,1 M раствора азотистой кислоты
7.4.3. 0,02 М раствора бензойной кислоты
7.4.4. 1 М раствора уксусной кислоты
21
0,01 М раствора фосфорной кислоты
0,03 М раствора сероводородной кислоты
0,07 M раствора бензойной кислоты
1 М раствора йодноватой кислоты
0,5 М раствора фосфорной кислоты
0,08 М раствора хлористой кислоты
0,1 М раствора фосфорной кислоты
0,3 М раствора муравьиной кислоты
0,05 М раствора сернистой кислоты
1 М раствора фтороводородной кислоты
0,05 М раствора сернистой кислоты
0,1 М раствора циановодородной кислоты
0,07 М раствора хлорноватистой кислоты
0,1 M раствора селенистой кислоты
0,01 M раствора масляной кислоты
0,1 М раствора сероводородной кислоты
7.5. Запишите сокращенные ионные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций получения осадков труднорастворимых солей и определите,
выпадет ли осадок при смешении растворов (известным объемом 0,5 л),
содержащих соответствующие ионы в концентрации 0,0001 моль/л, пользуясь приведенными значениями произведений растворимости:
7.5.1. SrCO3, ПР = 710–10
7.5.11. BaSO4, ПР = 1,510–9
7.5.2. Ag2SO4, ПР = 1,210–5
7.5.12. CaSO4, ПР = 2,410–5
7.5.3. PbS, ПР = 710–29
7.5.13. HgS, ПР = 1,610–54
7.5.4. Ag2CrO4, ПР = 1,910–12
7.5.14. BaCrO4, ПР = 8,510–11
–37
7.5.5. CuS, ПР = 810
7.5.15. CoS, ПР = 510–22
7.5.6. SrF2, ПР = 7,910–10
7.5.16. AgBr, ПР = 510–13
7.5.7. Pb3(PO4)2, ПР = 110–54
7.5.17. CaCO3, ПР = 4,710–9
7.5.8. AgI, ПР = 8,510–17
7.5.18. AgCl, ПР = 1,710–10
–5
7.5.9. PbCl2, ПР = 1,610
7.5.19. Bi2S3, ПР = 1,610–72
7.5.10. MgCO3, ПР = 110–15
7.5.20. Ag3PO4, ПР = 1,810–18
7.4.5.
7.4.6.
7.4.7.
7.4.8.
7.4.9.
7.4.10.
7.4.11.
7.4.12.
7.4.13.
7.4.14.
7.4.15.
7.4.16.
7.4.17.
7.4.18.
7.4.19.
7.4.20.
8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Степень окисления – формальный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Стандартный потенциал восстановления  (В) – количественная мера способности вещества (молекулы или иона) вступать в окислительно-восстановительные реакции в водном растворе.
Окислительно-восстановительная реакция возможна, если Ox > Red,
где Ox – стандартный потенциал восстановления окислителя; Red – стандартный потенциал восстановления восстановителя.
8.1. Определите степени окисления элементов в веществах:
8.1.1. H2SO4, NH4NO3, H2O2, Co(OH)3, NiSO4, S, SO2
8.1.2. H2O2, O2, Al2O3, PbO2, Pb(NO3)2, PbS, K2MnO4
8.1.3. FeO, FeSO4, Fe2O3, K2FeO4, Fe, FeCl2, Fe(OH)3
8.1.4. H2, NaH, HF, OF2, KBrO3, K2Cr2O7, Cr(NO3)3
8.1.5. I2, KI, HIO, NaIO3, ICl3, IF7, CuI
22
KMnO4, K2MnO4, MnO2, Mn(OH)2, Mn3N2, MnSO4, K2SO3, H2S
Hg, Hg(NO3)2, HgCl2, Hg2Cl2, NaBiO3, BiONO3, Bi(OH)3
SnCl4, SnO2, Sn, Sn(NO3)2, Na2[Sn(OH)6], SnSO4, SnCl2
Cu, CuSO4, CuCl, CuO, K2[Cu(OH)4], Cu(NO3)2, Cu2(OH)2CO3
H2S, H2S2, S, SO2, H2SO4, Na2S2O3, Fe2(SO4)3
PH3, NaH2PO2, H3PO3, H3PO4, PCl5, POCl3, Ca3(PO4)2
CrCl3, Cr2(SO4)3, K2Cr2O7, K2CrO4, Cr(OH)3, Cr2O3
Au2O3, Au, AuCl3, Au(OH)3, H[AuCl4], Au2S3, H2S
AsCl3, H3AsO3, As2O5, H3AsO4, AsCl5, AsOCl3, CaHAsO4
CO, HClO2, CO2, HBrO, NaBr, Fe(NO3)3, Co(OH)3
NH2OH, N2O4, HNO3, N2O5, N2, AgNO3, NH4NO3
KNO2, NH4NO2, NO2, Cu(NO3)2, CuS, H2SO4, Na2O2
FeCl2, Fe2O3, K2FeO4, Pb(NO3)2, Pb(HSO4)2, PbO2, PbCl2
Zn, Zn(OH)2, Na2[Zn(OH)4], N2, Mg3N2, NaNO3, Fe2O3
Cu, CuO, Cu2O, Hg(NO3)2, H2SO3, H2S, SO2
8.2. Укажите, какие атомы окисляются, а какие восстанавливаются в
указанных схемах, и определите, как изменяется их степень окисления:
8.2.1. PbO → PbO2; NH3 → N2; V3+ → VO2+
8.2.2. N2O → N2; S2O32– → S4O62–; MnO4– → MnO2
8.2.3. Cu2O → CuO; Cu2+ → CuI; CuO → Cu
8.2.4. NO3– → NO2–; NH3 → NO; NO → NO2
8.2.5. IO3– → I–; 2I– → I2; IO3– → I2
8.2.6. MnO2 → MnO4–; MnO42– → Mn2+; MnO42– → MnO4–
8.2.7. SnO → SnO2; Sn → Sn(OH)2; SnCl4 → Sn
8.2.8. Cl2 → 2Cl–; ClO3– → Cl–; Cl2 → ClO–
8.2.9. PH3 → P2O5; PCl5 → PCl3; PO33– → PO43–
8.2.10. TiCl4 → Ti; S → SO2; PH3 → P2O5
8.2.11. LiH → H2; H2O2 → H2O; CrO2– → CrO42–
8.2.12. CO → CO2; HNO3 → NO; Cu2S → CuO
8.2.13. FeO → Fe2O3; FeO42– → Fe3+; Fe → Fe(OH)3
8.2.14. H2S → S; SO32– → SO42–; SO32– → S
8.2.15. H2S → SO2; Tl(OH)3 → TlOH; Hg2Cl2 → HgCl2
8.2.16. H2O2 → O2; NO2 → HNO3; S22– → 2S
8.2.17. Fe(OH)2 → Fe(OH)3; ClO– → Cl–; POCl → POCl3
8.2.18. MnO2 → Mn2+; SO2 → SO3; Br2 → 2Br–
8.2.19. CrO42– → Cr3+; Cr(OH)2 → Cr(OH)3; 2Cr3+ → Cr2O72–
8.2.20. Al2O3 → Al; Co(OH)2 → Co(OH)3; MnO4– → Mn2+
8.3. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным способом:
8.3.1. а) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
б) H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O
8.3.2. а) HClO3 + H2SO3 → H2SO4 + HCl
б) As2O3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO
8.3.3. а) PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O
б) NaAsO2 + NaClO4 + NaOH → Na3AsO4 + NaCl + H2O
8.3.4. а) Br2 + HClO + H2O → HBrO3 + HCl
б) MnCl2 + KBrO + KOH → MnO2 + KBr + KCl + H2O
8.1.6.
8.1.7.
8.1.8.
8.1.9.
8.1.10.
8.1.11.
8.1.12.
8.1.13.
8.1.14.
8.1.15.
8.1.16.
8.1.17.
8.1.18.
8.1.19.
8.1.20.
23
8.3.5. а) CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2
б) S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
8.3.6. а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 +H2O
б) HClO4 + H2SO3 → HCl + H2SO4
8.3.7. а) BiCl3 + SnCl2 → Bi + SnCl4
б) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
8.3.8. а) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
б) AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O
8.3.9. а) Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
б) As2O3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO
8.3.10. а) I2 + Cl2 + H2O → HIO3 +HCl
б) FeSO4 + HNO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + NO + H2O
8.3.11. а) S + HNO3 → H2SO4 + NO
б) Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O
8.3.12. а) H2S + HIO3 → S + I2 + H2O
б) FeSO4 + HIO3 + H2SO4 → I2 + Fe2(SO4)3 + H2O
8.3.13. а) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
б) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Na2SO4+ K2SO4 + H2O
8.3.14. а) KOH + Br2 → KBrO3 + KBr + H2O
б) H2S + SO2 → S + H2O
8.3.15. а) S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O
б) CrCl3 + H2O2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O
8.3.16. а) Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + H2O + NO
б) H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
8.3.17. а) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2
б) HCl + KMnO4 → MnCl2 + Cl2 +KCl + H2O
8.3.18. а) Ca(OH)2 + Cl2 → Ca(OCl)2 + CaCl2 + H2O
б) K2Cr2O7 + HBr → Br2 + CrBr3 + KBr + H2O
8.3.19. а) Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
б) K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + MnSO4 + H2O
8.3.20. а) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
б) H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
8.4. Определите, в каком направлении протекает реакция в системе,
используя справочные данные о стандартных восстановительных потенциалах полуреакций:
8.4.1. а) Mn2+ +S2O82–
MnO2 + SO42–; б) MnO4– + Fe2+ MnO42– + Fe3+
8.4.2. а) Cr3+ + NO3–
Cr2O72– + NO2–; б) SO32– + Br2 SO42– + Br–
8.4.3. а) SO32– + Br2
SO42– + Br–; б) NO2– + S2O82– NO3– + SO42–
2+
8.4.4. а) PbO2 + Mn
MnO4– + Pb2+; б) MnO4– + SO32– Mn2+ + SO42–
8.4.5. а) MnO2 + Fe2+
Mn2+ + Fe3+; б) MnO4– + NO2– MnO42– + NO3–
8.4.6. а) H3PO3 + H2O2
H3PO4 + H2O; б) MnO2 + Cl– Mn2+ + Cl2
8.4.7. а) SO32– + I2
I– + SO42–; б) I– + H2O2 I2 + H2O
3+
2–
8.4.8. а) Cr + SO4
Cr2O72– + SO32–; б) I– + NO3– I2 + NO2–
8.4.9. а) Fe3+ + I–
Fe2+ + I2; б) Cr3+ + S2O82– Cr2O72– + SO42–
8.4.10. а) MnO4– + SO42–
Mn2+ + S2O82–; б) H2S + H2O2 S + H2O
8.4.11. а) MnO4– + NO2–
MnO2 + NO3–; б) Hg22+ + NO2– Hg + NO3–
–
3+
8.4.12. а) MnO4 + Cr
Mn2+ + Cr2O72–; б) Hg2+ + Cl– Hg + Cl2
8.4.13. а) Cr2O72– + Br–
Cr3+ + Br2; б) Cr3+ + Fe3+ Cr2O72– + Fe2+
24
а) Fe2+ + Br2 Fe3+ + Br–; б) Cr3+ + S Cr2O72– +H2S
а) MnO4– + H2O2 Mn2+ + O2; б) Mn2+ + Br2 MnO2 + Br–
а) MnO4– + Br– Mn2+ + Br2; б) Ag+ + SO32–
Ag + SO42–
а) Cr3+ + H2O2 CrO42– + H2O; б) MnO2 + SO42– MnO4– + SO32–
а) MnO2 + I– Mn2+ + I2; б) H3PO3 + MnO4– H3PO4 + Mn2+
а) Mn2+ + S MnO4– + H2S; б) MnO4– + I– Mn2+ + I2
а) Mn2+ + Cl2 MnO4– + Cl–; б) NH4+ + S2O82– NO3– + SO42–
8.5. Напишите полные ионные, сокращенные ионные и молекулярные уравнения реакций, описывающих поведение следующих металлов в водных растворах соляной и азотной кислот, в воде и растворе щелочи (при необходимости пользуйтесь диаграммой электрохимической устойчивости воды и таблицей стандартных потенциалов восстановления):
8.5.1. марганец
8.5.6. медь
8.5.11. железо
8.5.16. титан
8.5.2. бериллий
8.5.7. кадмий
8.5.12. ртуть
8.5.17. кобальт
8.5.3. сурьма
8.5.8. висмут
8.5.13. серебро
8.5.18. никель
8.5.4. натрий
8.5.9. алюминий
8.5.14. хром
8.5.19. олово
8.5.5. цинк
8.5.10. магний
8.5.15. литий
8.5.20. свинец
8.4.14.
8.4.15.
8.4.16.
8.4.17.
8.4.18.
8.4.19.
8.4.20.
9. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ И СИСТЕМЫ
RT
ln[ Me n ] , где Me – электродный
nF
потенциал металла; Me – стандартный электродный потенциал металла;
R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура; n – число
электронов, участвующих в реакции; F = 96 485 Кл/моль – постоянная Фарадея;
[Men+] – молярная концентрация ионов металла.
MIt
Объединенный закон Фарадея: m 
, где m – масса полученного в резульnF
тате электролиза вещества; M – его молярная масса; I – сила тока; t – время;
n – число электронов, участвующих в реакции; F – постоянная Фарадея.
o
Уравнение Нернста:  Me   Me

9.1. Вычислите электродные потенциалы металлов, находящихся в контакте
с растворами их солей заданной концентрации, при 25С:
9.1.1. Cu | CuCl2; [Cu2+] = 0,75 М
9.1.6. Ag | AgNO3; [Ag+] = 610–4 М
9.1.2. Fe | FeSO4; [Fe2+] = 0,01 M
9.1.7. Fe | FeSO4; [Fe2+] = 0,7 М
9.1.3. Mn | MnSO4; [Mn2+] = 0,1 М
9.1.8. Cu | CuSO4; [Cu2+] = 0,03 М
9.1.4. Au | AuCl3; [Au3+] = 0,1 М
9.1.9. Pb | Pb(NO3)2; [Pb2+] = 0,5 M
3+
9.1.5. Fe | FeCl3; [Fe ] = 0,04 М
9.1.10. Ag | AgNO3; [Ag+] = 1,5 М
9.1.11. Zn | Zn(NO3)2; [Zn2+] = 0,05 М
9.1.16. Cd | CdSO4, [Cd2+] = 6·10–3 М
9.1.12. Ni | NiSO4; [Ni2+] = 0,3 М
9.1.17. Mg | MgSO4, [Mg2+] = 0,04 М
9.1.13. Mg | MgCl2; [Mg2+] = 0,8 M
9.1.18. Sn | Sn(NO3)2; [Sn2+] = 2,5 М
3+
9.1.14. Al | AlCl3; [Al ] = 0,06 M
9.1.19. Co | CoSO4; [Co2+] = 0,7 М
9.1.15. Cr | Cr2(SO4)3; [Cr3+] = 510–3 М
9.1.20. Pd | PdSO4, [Pd2+] = 0,06 М
9.2. Напишите уравнения электродных реакций на катоде и аноде и
вычислите ЭДС гальванических элементов при 25С, для которых указаны
концентрации ионов металла в растворах:
9.2.1. Sn | SnCl2 || AgNO3 | Ag
9.2.11. Mg | Mg(NO3)2 || Pb(NO3)2 | Pb
2+
+
[Sn ] = [Ag ] = 0,05 M
[Mg2+] = [Pb2+] = 0,5 M
25
9.2.2. Al | Al2(SO4)3 || CuSO4 | Cu
9.2.12. Co | CoSO4 || NiSO4 | Ni
[Al3+] = [Cu2+] = 0,1 M
[Co2+] = 0,1 M; [Ni2+]=0,005 M
9.2.3. Ni | NiSO4 || PdSO4 | Pd
9.2.13. Pb | Pb(NO3)2 || Cu(NO3)2 | Cu
2+
2+
[Ni ] = 0,4 M; [Pd ] = 0,01 M
[Pb2+] = 0,5 M; [Cu2+] = 0,03 M
9.2.4. Zn | ZnCl2 || AgNO3 | Ag
9.2.14. Al | Al(NO3)3 || AgNO3 | Ag
[Zn2+] = [Ag+] = 0,01 M
[Al3+] = 2 M; [Ag+] = 0,001 M
9.2.5. Zn | ZnCl2 || CdCl2 | Cd
9.2.15. Cd | CdCl2 || FeCl2 | Fe
2+
2+
[Zn ]= 0,01 M; [Cd ]= 0,04 M
[Cd2+]=0,0001 M; [Fe2+]=0,1 M
9.2.6. Sn | SnCl2 || Pb(NO3)2 | Pb
9.2.16. Fe | FeSO4 || CuSO4 | Cu
[Sn2+] = 0,001 M; [Pb2+]= 0,1 M
[Fe2+] = [Cu2+] = 0,5 M
9.2.7. Zn | ZnSO4 || Cr(NO3)3 | Cr
9.2.17. Cu | Cu(NO3)2 || AgNO3 | Ag
2+
3+
[Zn ] = 0,1 M; [Cr ]= 0,005 M
[Cu2+] = 0,1 M; [Ag+] = 0,05 M
9.2.8. Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu
9.2.18. Ni | NiCl2 || HCl | H2(Pt)
[Zn2+] = 0,1 M; [Cu2+] = 0,01 M
[Ni2+] = [H+] = 0,3 M
9.2.9. Cd | Cd(NO3)2 || Hg(NO3)2 | Hg
9.2.19. Fe | FeCl2 || SnCl2 | Sn
2+
2+
[Cd ] = [Hg ] = 0,1 M
[Fe2+] = 0,1 M; [Sn2+] = 0,3 M
9.2.10. Mg | MgCl2 || FeCl2 | Fe
9.2.20. Cd | Cd(NO3)2 || AgNO3 | Ag
[Mg2+] = [Fe2+] = 0,07 M
[Cd2+]=0,5 M; [Ag+] = 0,02 M
9.3. Каковы катодные и анодные процессы (угольный анод) при электролизе
водного раствора, содержащего смесь солей:
9.3.1. FeCl2, Ni(NO3)2
9.3.8. ZnCl2, MgCl2
9.3.15. AgNO3, Ni(NO3)2
9.3.2. CaBr2, NaBr
9.3.9. MgCl2, CuSO4
9.3.16. CoCl2, Zn(NO3)2
9.3.3. SnCl2, Co(NO3)2
9.3.10. CdCl2, Fe(NO3)2
9.3.17. ZnCl2, Cd(NO3)2
9.3.4. MgSO4, ZnSO4
9.3.11. NiCl2, MnSO4
9.3.18. MgCl2, CuCl2
9.3.5. AgNO3, Sn(NO3)2
9.3.12. MnCl2, Ni(NO3)2
9.3.19. CuI, NaNO3
9.3.6. MgCl2, SnCl2
9.3.13. MgCl2, Al2(SO4)3
9.3.20. CaF2, MnF2
9.3.7. CuSO4, MgSO4
9.3.14. NiSO4, MgCl2
9.4. Напишите уравнения электродных процессов на катоде и аноде,
происходящих при электролизе раствора (или расплава) и вычислите массу
вещества, выделившегося на катоде (обратите внимание на выход по току):
9.4.1. Через водный раствор Cr(NO3)3 пропускали в течение 10 мин. ток силой
15 А (анод хромовый, выход металла по току – 30%)
9.4.2. Через водный раствор AgNO3 пропускали в течение 15 мин. ток силой 8 А
(анод серебряный)
9.4.3. Через водный раствор CuSO4 пропускали в течение 40 мин. ток силой 1,8 А
(анод графитовый)
9.4.4. Через водный раствор FeSO4 пропускали в течение 1 ч. ток силой 3 А
(анод графитовый, выход металла по току – 50%)
9.4.5. Через расплав MgCl2 пропускали в течение 30 мин. ток силой 10 А
(электроды графитовые)
9.4.6. Через расплав NaOH пропускали в течение 25 мин. ток силой 3 А
(анод графитовый)
9.4.7. Через водный раствор NaOH пропускали в течение 2 ч. ток силой 2 А
(электроды стальные)
9.4.8. Через водный раствор CuSO4 пропускали в течение 5 мин. ток силой 2 А
(анод медный)
26
9.4.9. Через расплав AlCl3 пропускали в течение 1 ч. ток силой 100 А (электроды
графитовые)
9.4.10. Через водный раствор NiSO4 пропускали в течение 30 мин. ток силой 2,5 А
(анод никелевый, выход металла по току – 60%)
9.4.11. Через водный раствор AgNO3 пропускали в течение 10 мин. ток силой 5 А
(анод серебряный)
9.4.12. Через водный раствор Na2SO4 пропускали в течение 20 мин. ток силой 6 А
(электроды стальные)
9.4.13. Через водный раствор CdSO4 пропускали в течение 20 мин. ток силой 2,5 А
(анод кадмиевый, выход металла по току – 45%)
9.4.14. Через расплав CaCl2 пропускали в течение 30 мин. ток силой 10 А
(электроды графитовые)
9.4.15. Через расплав MgCl2 пропускали в течение 30 мин. ток силой 3 А
(анод графитовый)
9.4.16. Через водный раствор KNO3 пропускали в течение 25 мин. ток силой 3,5 А
(анод графитовый)
9.4.17. Через водный раствор CaI2 пропускали в течение 1 ч. ток силой 0,5 А
(электроды графитовые)
9.4.18. Через расплав LiCl пропускали в течение 30 мин. ток силой 2 А (электроды
графитовые)
9.4.19. Через водный раствор SnCl2 пропускали в течение 50 мин. ток силой 1,8 А
(анод оловянный, выход металла по току – 80%)
9.4.20. Через водный раствор LiOH пропускали в течение 45 мин. ток силой 0,8 А
(электроды стальные)
9.5. Напишите уравнения, отражающие анодный и катодный процессы
при электрохимической коррозии в указанных ниже системах:
9.5.1. Оцинкованное железо в щелочной среде при нарушении целостности
покрытия
9.5.2. Сплав хром-никель в кислой среде
9.5.3. Хромированное железо в морской воде при нарушении целостности покрытия
9.5.4. Луженое железо в воде при нарушении целостности покрытия
9.5.5. Луженая медь в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия
9.5.6. Луженое железо в растворе соляной кислоты при нарушении целостности
покрытия
9.5.7. Сплав марганец-никель в кислой среде
9.5.8. Никелированное железо в морской воде при нарушении целостности
покрытия
9.5.9. Кадмированное железо в кислой среде при нарушении целостности покрытия
9.5.10. Латунь (сплав меди с цинком) в кислой среде
9.5.11. Железо, контактирующее с оловом в кислой среде
9.5.12. Железо, контактирующее с магнием в щелочной среде
9.5.13. Интерметаллический сплав Mg2Sn в кислой среде;
9.5.14. Алюминиевое изделие с медными заклепками во влажной атмосфере;
9.5.15. Стальной корпус корабля с магниевым протектором в морской воде;
9.5.16. Никелированное железо в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия
9.5.17. Оцинкованное железо в растворе соляной кислоты при нарушении целост27
ности покрытия
9.5.18. Стальная нефтяная вышка с магниевым протектором в морской воде
9.5.19. Сталь, легированная хромом, в морской воде
9.5.20. Хромированное железо в кислой среде при нарушении целостности покрытия
10. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
1.3
xг
yг
1г
2NaOH + H3PO4
= Na2HPO4
80 г/моль
98 г/моль
142 г/моль
Для получения 142 г Na2HPO4 нужно взять 80 г NaOH;
для получения 1 г Na2HPO4 нужно взять x г NaOH:
142 80
, x = 80:142 = 0,56 (г).

1
x
1
y
+ 2H2O
Для получения 142 г Na2HPO4 нужно взять 98 г H3PO4;
для получения 1 г Na2HPO4 нужно взять y г H3PO4:
142 98

, y = 98:142 = 0,69(г).
Ответ. Для получения 1 г гидрофосфата натрия нужно взять 0,56 г гидроксида
натрия и 0,69 г фосфорной кислоты.
2.3
Элемент
wm, %
Ar
wm : Ar
Целые кратные
Ответ. K2MnO4.
K
39,67
39,10
1,015
2
Mn
27,87
54,94
0,507
1
O
32,46
16,00
2,023
4
3.3
При составлении уравнений ядерных реакций соблюдается равенство суммы
зарядов и массовых чисел в левой и правой частях уравнения. При этом заряд
электрона учитывается со знаком минус, протона и позитрона – со знаком плюс.
Нейтрон и гамма-квант заряда не имеют. Кроме того, массы электронов, позитронов и гамма-квантов не учитываются.
Сумма зарядов частиц в левой части уравнения: 92 + 0 = 92 (нейтрон заряда
не имеет), значит, ядро нового элемента имеет заряд 92 – 56 = 36 (криптон). Сумма массовых чисел частиц в левой части уравнения: 235 + 1 = = 236, значит, массовое число ядра криптона 236 – 139 – 3 = 94.
1
139
1
94
Ответ. 235
92 U 0 n 56 Ba 30 n36 Kr .
4.4
Найдем при помощи справочных данных изменения энтальпии и энтропии реакции при стандартных условиях:
2H2(г.) + O2(г.) 
 2H2O(г.)
0
0
–241,8
H298, кДж/моль
130,5
205,0
188,7
S298, Дж/(мольК)
H(реакции) = 2(–241,8) = –483,6 (кДж);
28
S(реакции) = 2188,7 – 2130,5 – 205 = –88,6 (Дж/К);
T = H/S = 483600 / 88,6 = 5460 (K).
Ответ. 5460 К.
5.2
Используем правило Вант-Гоффа:
v T  T

vT
T
10
50
v 350
 3 10  243 .
v 300
.
Ответ. Скорость реакции увеличится в 243 раза.
5.4
2NO2 2NO + O2
Равновесная концентрация [NO] = 0,024 M, значит, равновесная концентрация
кислорода в два раза меньше: [O2] = 0,012 М.
Ke 
[ NO ]2 [O 2 ]
[ NO 2 ]2

0,024 2  0,012
0,006 2
 0,192
(моль/л).
Учитывая, что стехиометрические коэффициенты перед NO2 и NO одинаковы,
[NO2]0 = 0,006 + 0,024 = 0,030 (моль/л).
Ответ. Ke = 0,192 моль/л, [NO2]0 = 0,030 М.
6.2
Масса полученного раствора m = 70 + 50 = 120 (г).
Масса растворенного вещества m2 = 0,4070 + 0,1550 = 35,5 (г).
Массовая доля растворенного вещества wm = 35,5 100 % = 29,6%.
120
Масса растворителя m1 = 120 – 35,5 = 84,5 (г).
Моляльная концентрация cm  35,5 1000  12,4 (моль/кг).
34  84,5
Ответ. wm = 29,6%; cm = 12,4 моль/кг.
1 = 50/18 = 2,778 (моль);
6.3
2 = 4,5/176 = 0,026 (моль);
P
2
0,026
 N2 

 0,0093
P0
 1   2 2,778  0,026
.
Ответ. P/P0 = 0,0093
7.4
Так как для сероводородной кислоты Ka1 = 10–7, то используем приближенную запись закона разбавления Освальда:

Ka
10 7

 0,0018
cM
0,03
или 0,18%.
Ответ.  = 0,18%.
7.5
3Pb(NO3)2 + 2Na3PO4 = Pb3(PO4)2 +6NaNO3
3Pb2+ + 6NO3– + 6Na+ + 2PO43– = Pb3(PO4)2 + 6Na+ + 6NO3–
3Pb2+ + 2PO43– = Pb3(PO4)2
ПР = [Pb2+]3[PO43–]2
При смешении равных объемов растворов концентрация каждого из них уменьшается в два раза.
29
K’ = 0,0000530,000052  310–22
K’ > ПР, значит, выпадает осадок.
Ответ. Выпадает осадок Pb3(PO4)2.
8.4
Запишем стандартные восстановительные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции:
Fe3+ + 2I– Fe2++I2
Ок-ль: Fe3+ + e = Fe2+
1 = 0,77 В;
–
Вост-ль: I2+ 2 e =2I
2 = 0,54 В.
Поскольку ок > вос, то окислителем является ион Fe3+, а восстановителем –
ион I–, т.е. реакция протекает слева направо.
Ответ. В стандартных условиях указанная реакция протекает слева направо.
9.2
Найдем значения электродные потенциалов:
0,059
0,059
lg[ Fe 2 ]  0,44 
lg 0,1  0,47 (В);
2
2
0,059
0,059
o
 Cd

lg[Cd 2 ]  0,40 
lg 0,0001  0,52 (В).
2
/Cd
2
2
o
Fe  Fe

2
/Fe
Cd
Т.к. Fe > Cd, то на аноде окисляется кадмий, на катоде восстанавливаются ионы
железа.
Е = –0,47 – (–0,52) = 0,05 (В).
Ответ. Е = 0,05 В.
9.4
2+
K(–): Mg +2 e = Mg;
A(+): 2Cl– = Cl2 + 2 e .
Масса магния, выделившаяся на катоде:
MIt 24,3  10  1800
m

 2,27 (г).
nF
2  96485
Ответ. m = 2,27 г.
ЛИТЕРАТУРА
1. Курс лекций по общей химии // Под ред. проф. А.Н. Глебова. 3-е изд., перераб.
и доп. Казань: Изд-во «Экоцентр», 2005. 134 с.
2. Практикум по общей химии // Под ред. А.Н. Глебова. Казань: Изд-во «Экоцентр», 2006. 88 с.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. Уч. пособие. Л.: Химия, 2009. 752 с.
4. Громов Ю.Ю. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. Тамбов:
Изд-во ТГТУ, 2007. 80с.
5. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. М.: Высш. шк., 2007. 557 с.
6. Мини-справочник по общей химии. Казань: Изд-во «Экоцентр», 1997. 54 с.
7. Шиманович И.Е. и др. Общая химия в формулах, определениях, схемах.
Минск: Полымя, 1996. 548с.
8. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1983. 264 с.
30
9. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. В 2-х т.
М.: Мир, 1982. Т.1. 652 с.; Т.2. 620 с.
31
Сборник контрольных работ по курсу общей химии: Учебное пособие /
Под ред. проф. А.Н. Глебова. 4-е изд. Казань: Изд-во «Экоцентр», 2011. 32 стр.
Издательство «Экоцентр»
Без объявл. – 2011
Отпечатано с готового оригинал-макета. Печать RISO
Бумага офсет 1. Формат 60*84 1/16
Объем 2 п.л. Тираж 400 экз. Заказ 2
Отпечатано на полиграфическом участке издательства «Экоцентр»
г. Казань, ул. Четаева, 18