Документ 897798

Управление образования администрации г.Новочебоксарска
МОУ "Средняя общеобразовательная школа №12" г.Новочебоксарска
Элективный курс
Химия в задачах
(11 класс)
Автор: Федотова Татьяна Ивановна, учитель
химии высшей квалификационной категории
г. Новочебоксарск, 2006 г.
I Пояснительная записка
Умение решать задачи по химии является основным критерием творческого усвоения
предмета. Это удобный способ проверки знаний в процессе изучения предмета, и важное
средство их закрепления.
Курс предназначается для учащихся 11 класса.
Приведены примеры расчетных задач и заданий по всем основным разделам общей химии.
В курсе представлены задачи разной сложности, включают логические, физические и
математические методы.
II Учебно – тематический план.
№
п/п
1
Количество
часов
2
2
1
3
4
5
2
1
2
6
7
8
2
2
4
9
10
11
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
2
1
2
Тема
Стехиометрические расчеты
Основные классы неорганических
соединений
Строение атома. Радиоактивность
Химическая связь
Основные закономерности протекания
химических реакций
Растворы
Растворы электролитов
Окислительно – восстановительные
реакции. Основы электрохимии
Комплексные соединения
Общие свойства металлов. Сплавы
Периодическая система элементов.
Свойства элементов и их соединений
Общие закономерности
Водород
Галогены
Элементы подгруппы кислорода
Элементы подгруппа азота
Углерод и кремний
Металлы I группы ПС
Металлы II группы ПС
Элементы III группы ПС
Металлы IV, V, VI, VII групп ПС
Металлы VIII группы ПС
Зачет
Вид
деятельности
Семинарские
занятия
Форма
контроля
1 Стехиометрические расчеты
Задача 1. Определить эквивалент и эквивалентные массы элементов в соединениях НBr, H2O
и NH3
Задача 2. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Найти
эквивалентную массу железа ЭFe и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса
серы равна 16 г/моль.
Задача 3. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28 г/моль,
вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить
массу металла.
Задача 4. Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2% (масс.) As, а другой
75,7% (масс.) As. Определить эквивалентные массы мышьяка в обоих случаях.
Задача 5. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить
эквивалентную массу металла и объём выделившегося водорода (условия нормальные).
Задача 6. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода,
измеренного при нормальных условиях. Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.
Задача 7. При 27 °C и давлении 720 мм рт. ст. объем газа равен 5 л. Какой объем займет это
же количество газа при 39 °C и давлении 104 кПа?
Задача 8. Давление газа в закрытом сосуде при 12 °C равно 100 кПа (750 мм рт. ст.). Каким
станет давление газа, если нагреть сосуд до 30 °C?
Задача 9. Смешивают 2 л О2 и 4 л SO2, взятых при одинаковом давлении, равном 100 кПа
(750 мм рт. ст.); объем смеси 6 л. Определить парциональное давление газов в смеси.
Задача 10.Сопоставить числа молекул, содержащихся в 1 г NH3 и в 1 г N2. В каком случае и
во сколько раз число молекул больше?
Задача 11. Одинаково ли число молекул в 0,001 кг Н2 и в 0,001 кг О2? В 1 моль Н2 и в 1 моль
О2? В 1 л Н2 и в 1 л О2 при одинаковых условиях?
Задача 12 Масса 200 мл ацетилена при нормальных условиях равна 0,232 г. Определить
молярную массу ацетилена.
Задача 13. Плотность этилена по кислороду равна 0,875. Определить молекулярную массу
газа.
Задача 14. При некоторой температуре плотность паров серы по азоту равна 9,14. Из
скольких атомов состоит молекула серы при этой температуре?
Задача 15. При 17 °C и давлении 104 кПа (780 мм рт. ст.) масса 624 мл газа равна 1,56 г.
Вычислить молекулярную массу газа.
Задача 16. Найти простейшую формулу вещества, в состав которого входят водород,
углерод, кислород и азот в соотношении масс 1:3:4:7.
2. Основные классы неорганических соединений.
Задача 1. Написать формулы ангидридов указанных кислот: H2SO4, H3BO3, H4P2O7, HOCl,
HMnO4.
Задача 2. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором
щелочи: HCl, H2S, NO2, N2, Cl2, CH4, SO2, NH3? Написать уравнение соответствующих
реакций.
Задача 3. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuSO4, AgNO3, K3PO4,
BaCl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли.
Задача 4. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли: HJ, H2Se, H2SeO3, H2C2O4,
CH3COOH?
Задача 5. Назвать соли: SbONO3, [Fe(OH)2] 2CrO4, (AlOH)SO4, Cd(HS)2, Ca(H2 PO4)2
Задача 6. Написать уравнения реакций образования Mg2P2O7, Ca3(PO4)2, Mg(ClO4)2, Ba(NO3)2
в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного
оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.
3. Строение атома. Радиоактивность.
Задача 1. Какой подуровень заполняется в атоме е- после заполнения подуровня 4р?
Задача 2. Какой подуровень будет заполняться вслед за подуровнем 4s?
Задача 3. Cоставить электронную формулу атома Si и графическую схему в нормальном и
возбужденном состоянии.
Задача 4. Почему Cl и Mn помещают в одну группу, но разные подгруппы?
Задача 5. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные и
объяснить причину невозможности их реализации.
а) 1р3 б) 3р6 в) 3s2 г) 2s2 д) 2d5 е) 5d2 ж) 3f12 з) 2p4 и) 3p7
Задача 6. Сколько вакантных 3d орбиталей имеют возбужденные атомы:
а) Cl б) V в) Mn
Задача 7. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы:
а) В б) S в)As г)Cr д)Hg е)Eu
Задача 8. Число атомов углерода в 3,584 л бутена равно
Задача 9. Установите соответствие:
1) 1s2
2) 1s22s22p3
3) 1s22s22p63s23p6
A азот
Б катион фосфора III
В катион лития
Г аргон
Д сера
Задача 10. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядами ядра: + 53, + 63, +
83
Задача 11. Сколько вакантных 3d – орбиталей имеет возбужденные атомы: а) Cl
б)V в)Mn
Задача 12. Составить электронно-графические схемы ионов Fe2+ и Fe3+. Чем можно
объяснить особую устойчивость электронной конфигурации иона Fe3+
3. Химическая связь
Задача 1. Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей Н
– О и О – Э в соединениях Э (ОН)2, где Э – Mg, Са или Sr, и определить: а) какая из связей Н
– О или О – Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности; б) каков
характер диссоциации этих молекул в водном растворе?
Задача 2. Объяснить механизм образования молекулы SiF4 и иона SiF62-. Может ли
существовать ион CF62-?
Задача 3. Как изменяется прочность связи Н – Э в ряду Н2О – Н2S – Н2Se – Н2Те?
Задача 4. Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2, ICl5, NF3, OF2, ClF, СО2?
Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.
Задача 5. Сравнить способы образования ковалентных связей в молекулах СН4, NH3 и в ионе
NH4+. Могут ли существовать ионы СН5+ и NH52+?
Задача 6. Описать пространственное строение неполярной молекулы ВеСl2. Какие АО
бериллия участвуют в образовании связей Ве – Сl?
Задача 7. Указать тип гибридизации АО кремния в молекулах SiH4 и SiF4. Полярны ли эти
молекулы?
5. Основные закономерности протекания химических реакций
Задача 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (∆H° = - 393,5
кДж/моль) и термохимического уравнения:
С (графит) + 2N2О (г) = СО2(г) + 2N2(г),
∆H° = - 557,5 кДж,
вычислить теплоту образования N2О (г)
Задача 2. Определить стандартное изменение энтальпии ∆H° реакции горения метана:
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О (г)
зная, что энтальпия образования СО2(г) Н2О (г) и СН4(г) равны соответственно – 393,5, 241,8 и – 74,9 кДж/моль.
Задача 3. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж. Рассчитать теплоту
образования сульфида железа.
Задача 4. Исходя из теплового эффекта реакции:
3СаО (к) + Р2О5(к) = Са3(РО4)2(к), ∆H° = - 739 кДж определить ∆H°298 образования
ортофосфата кальция
Задача 5. Исходя из уравнения реакции:
СН3ОН (ж) + 3/2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О (ж)
вычислить ∆H°298 образования метилового спирта
Задача 6. Вычислить ∆H°298 образования MgCO3(к) при 298 К, пользуясь следующими
данными:
С (графит) + О2(г) = СО2(г);
∆H°298= - 393,5 кДж,
2Mg(к) + О2 = 2MgО (к);
∆H°298= -1203,6 кДж,
MgО (к) - СО2(г) = MgСО3(к);
∆H°298= - 117,7 кДж
Задача 7. Исходя из ∆H°298 образования Н2О (г) и следующих данных:
FeO(к) + СО (г) = Fe(к) +СО2(г), ∆H°298 = - 18,2 кДж,
2СО (г) + О2 = 2СО2(г),
∆H°298 = - 566,0 кДж.
вычислить ∆H°298 реакции:
FeO(к) + Н2(г) = Fe(к) + Н2О (г).
Задача 8 Вычислить ∆H°298 реакций:
а) С2Н6(г) + 7/2О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О (г)
б) С6Н6(ж) + 15/2О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О (ж)
Задача 9 Написать выражение закона действия масс для реакций:
а) 2NO(г) + Сl(г) → NOCl(г),
б) СаСО3(к) → СаО (к) + СО2(г)
Задача 10 Как изменится скорость реакции:
2NO(г) + О2(г) = 2NО2(г),
если уменьшить объем реакционного сосуда в три раза?
Задача 11 В системе А (г) + 2В (г) = С (г) равновесные концентрации равны; [А] = 0,06
моль/л, [В] = 0,12 моль/л, [С] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и
исходные концентрации веществ А и В.
Задача 12 В каком направлении сместится равновесие в системах:
а) СО (г) + Сl2(г) ↔ СОСl2(г)
б) Н2(г) + I2(г) ↔ 2НI(г)
если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшение объема газовой
смеси?
Задача 13. В системе СО + Сl2 = СОСl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а
концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой
реакции?
Задача 14 При некоторой температуре равновесие в системе 2 NO2 ↔ 2NО + О2 установилось
при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006 моль/л, [NO] = 0,024 моль/л, [O2] = 0,012
моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.
6. Растворы
Задача 1. В 250 г воды растворено 50 г кристаллогидрата FeSO4·7Н2О. Вычислить массовую
долю кристаллогидрата безводного сульфата железа (II) в растворе.
Задача 2. Найти массы воды и медного купороса CuSO4*5Н2О, необходимые для
приготовления раствора, содержащего 8 % (масс) безводной соли. Плотность 8 % раствора
CuSO4 равна 1,084 г/мл.
Задача 3. Какой объем 96 % - ной (по массе) серной кислоты (плотностью ρ = 1,84 г/*мл) и
какую массу воды нужно взять дл приготовления 100 мл 15 % - ного (по массе) раствора
H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл)
Задача 4. Какой объем воды нужно прибавить к 200 мл 30 % - ного (по массе) раствора NaOH
(ρ = 1,33 г/мл) для получения 10 % раствора щелочи?
Задача 5. Найти моляльность и молярную долю растворенного вещества в 67 % - ном (по
массе) растворе сахарозы С12Н22О11.
Задача 6. Найти моляльность, нормальность и молярность 15 % - ного (по массе) раствора
H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл).
Задача 7. Какие объемы 2 и 6 М растворов НСl нужно смешать для приготовления 500 мл 3
М растворов? Изменением объема при смешивании пренебречь.
Задача 8. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1 л которого содержится 224 г
HNО3 (ρ = 1,12 г/мл)
Задача 9. Определить массовую долю CuSO4 в растворе, полученном при растворении 50 г
медного купороса CuSO4·5Н2О, чтобы получить 8 % - ный (по массе) раствор CuSO4?
Задача 10. Сколько граммов Na2SO4·10Н2О надо растворить в 800 г воды, чтобы получить 10
% - ный (по массе) раствор Na2SO4?
Задача 11. Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 9,28 н. растворе NaOH (ρ = 1,310
г/мл)
Задача 12. Найти массу воды, необходимую для приготовления раствора хлорида натрия,
содержащего 1,50 моль NaCl на 1000 г Н2О, если имеется 10 г NaCl?
Задача 13. Какой объем 2 М раствор Na2CO3 надо взять для приготовления 1 л 0,25 н.
раствора?
7. Растворы электролитов
Задача1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4·10-3моль/л. Определить pH
раствора
Задача 2. Определить концентрацию ионов водорода в растворе, pH которого равен 4,60.
Задача 3. Чему равна концентрация гидроксид – ионов в растворе, pH которого равен 10,80?
Задача 4. Определить концентрацию НСО3- и СО32- в 0,01 М растворе угольной кислоты,
если рН этого раствора равен 4,18.
Задача 5. Написать в ионно – молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малорастворимых осадков или газов: а) Pb(NO3)2 + KI; б) NiCl2 + H2S; в) К2СО3
+ НСl; г) CuSO4 + NaOH; д) СаСО3 + НСl; е) Na2SO3 + H2SO4; ж) АlBr3 + AgNO3.
Задача 6. Написать в ионно – молекулярной форме уравнение реакций, приводящих к
образованию малодиссоциированных соединений: а) Na2S + H2SO4; б) FeS + HCl; в) НСООК
+ НNO3; г) NH4Cl + Са (ОН)2; д) NаОСl + НNО3 .
Задача 7. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются
следующими ионно – молекулярными уравнениями:
NO2- + Н+ = НNO2,
Cu2+ + 2ОН - = Сu(ОН)2↓,
Pb2+ + 2I- = PbI2↓.
Задача 8. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3,
NaNO2, NH4CH3СОО, СаСl2, NaClO4, КНСОО, KBr? Для каждой из гидролизующихся солей
написать уравнение гидролиза в ионно – молекулярной форме и указать реакцию ее водного
раствора.
Задача 9. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: ZnBr2, K2S,
Fe2(SO4)3, MgSO4, Cr(NO3)3, К2СО3, Na3PO4, CuCl2 . Для каждой из гидролизующихся солей
написать в молекулярной и в ионно – молекулярной форме уравнения гидролиза по каждой
ступени, указать реакцию водного раствора соли.
Задача 10. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах КСN, NH4Cl, К2SO3,
NaNO3, FeCl3, Na2СО3, Na2SO4? Ответ обосновать.
8. Окислительно – восстановительные реакции. Основы электрохимии.
Задача 1. Определить степень окисленности серы в следующих соединениях: SO2, Н2S,
Na2SO3, CS2, H2SO4, AS2S3.
Задача 2. Определить степень окисленности хрома в следующих соединениях: K2CrO4, Cr2O3,
Fe(Cr2)2, K2Cr2O7, Cr2(SO4)3, Na3[Cr(OH)6].
Задача 3. Указать, какие из приведенных процессов представляют собой окисление и какие –
восстановление:
S→SO42-; S→S2-; Sn→Sn4+; К→К+; Br2→2Br -; 2Н+→Н2; Н2→2Н-; V2+→VO3-; Cl-→ClO3-; IO3→I2; MnO4-→MnO42-.
Задача 4 Какие из следующих реакций относятся к окислительно – восстановительным?
а) Н2 + Br2 = 2НBr,
б) NH4Cl = NH3 + HCl
в) NH4NO3 = N2О + 2Н2О
г) 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О
д) Н3ВО3 + 4НF = НВF4 + 3Н2О
е) FeS + S = FeS
Задача 5. Для следующих реакций указать, какие вещества и за счет каких именно элементов
играют роль окислителей и какие – восстановителей:
а) SO2 + Br2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4
б) Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
в) Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
г) 3I+KOH=KIO3 + 5KI + 3Н2О
Задача 6.
Какие из приведенных реакций относятся к реакциям межмолекулярного окисления восстановления, к реакциям внутримолекулярного окисления – восстановления и к реакциям
диспропорционирования?
а) 4КMnO4 + 4KOH = 4K2MnO4 + O2 + 2H2O
б) H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
в) NH4NO2 + = N2 + 3H2O
г) 4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
д) 2Н2О2 = 2Н2О + О2
е) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 4H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
Задача 7. Закончить уравнения реакций:
а) Mn(OH)2 + Cl2 + KOH = MnO2 +
б) MnO2 + O2 + KOH = K2MnO4 +
в) FeSO4 + Br2 + H2SO4 +
г) NaAsO2 + I2 + NaOH = Na3AsO4 +
Задача 8. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит концентрированная
азотная кислота:
а) C + HNO3 = CO2 +
б) Sb + HNO3 = HSbO3 +
в) Bi + HNO3 = Bi(NO3)3 +
г) PbS + HNO3 = PbSO4 + NO2 +
Задача 9. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит концентрированная
серная кислота:
а) HBr + H2SO4 = Br2 +
б) S + H2SO4 = SO2 +
в) Mg + H2SO4 = MgSO4
Задача 10. Закончить уравнения реакций, в которых окислитель (восстановитель)
дополнительно расходуется на связывание продуктов реакции:
а) HBr + KMnO4 = MnBr2 +
б) HCl + CrO3 = Cl2
в) NH3(изб.) + Br2 = N2
г) Cu2O + HNO3 = NO +
Задача 11. Закончить уравнения реакций. Обратить внимание на окислительно восстановительную двойственность элементов, находящихся в промежуточной степени
окисленности:
а) KJ + KNO2 + CH3COOH = NO +
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = KNO3
б) H2SO4 + Cl2 + H2O = H2SO4 +
H2SO4 + H2S = S +
в) Na2S2O3 + J2 = Na2S2O6 +
Cl2 + J2 + H2O = HJO3 +
Задача 12. Закончить уравнения реакций самоокисления – самовосстановления
(диспропорционирования):
а) J2 + Ba(OH)2 = Ba(JO3)2 +
б) K2SO4 = K2S +
в) HClO3 = ClO3 +
г) P2O3 + H2O = PH3 +
д) P + KOH + H2O = KH2PO2 + PH3
e) Te + KOH = K2TeO3 +
Задача 13. Закончить уравнения реакций, записать их в ионно – молекулярной форме:
а) BiCl3 + SnCl2 + KOH = Bi +
б) NaClO3 + H2S = H2SO4 +
в) KCrO2 + Br2 + KOH =
г) MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2SO4 = HMnO4 +
Задача 14. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора
сульфата натрия с инертным анодом.
Задача 15. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 60 мин. выделяет из
раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла.
Задача 15. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч.
Вычислить массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода
(условия нормальные).
Задача 16. Составить уравнения процессов, протекающих при электролизе расплавов NaOH и
NiCl2 с инертными электролитами.
Задача 17. Составить схемы электролиза водных растворов H2SO4, CuCl2, Pb(NO3)2 с
платиновыми электродами.
Задача 18. Написать уравнение электродных процессов, протекающих при электролизе
водных растворов BaCl2 и Pb(NO3)2 c с угольными электродами.
Задача 19. . Написать уравнение электродных процессов, протекающих при электролизе
водных растворов FeCl3 и Ca(NO3)2 c инертным анодом.
Задача 20. Найти объем водорода ( условия нормальные ), который выделится при
пропускании тока силой 3 А в течение 1 ч через водный раствор H2SO4 .
Задача 21. Какое количество электричества потребуется для выделения из раствора: а) 2 г
водорода; б) 2 г кислорода?
Задача 22. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора
(условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова.
Задача 23. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла тока силой 1,5 А в
течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислить атомную массу металла.
9 Комплексные соединения
Задача 1. Назвать комплексные соли: [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl, [Cu(NH3)4](NH3)2,
[Co(H2O) (NH3)4CN]Br2, [Co(NH3)5SO4]NO3, [Pd(NH3)3Cl]Cl, K4[Fe(CN)6], (NH4)3[RhCl6],
Na2[PdJ4], K2[Co(NH3)2(NO2)4], K2[Pt(OH)5Cl], K2[Cu(CN)4].
Задача 2. Написать координационные формулы следующих комплексных соединений: а)
дицианоаргентат калия; б) гексанитрокобальтат (III) калия; в) хлорид гексаамминникеля (II);
г) гексацианохромат ( III) натрия; д) бромид гексаамминкобальта (III); е) сульфат
тетраамминкарбонатохрома ( III); ж) нитрат диакватетраамминникеля (II); з)
трифторогидроксобериллат магния.
Задача 3. Написать формулы перечисленных комплексных неэлектролитов: а)
тетраамминфосфатохром; б) диамминдихлороплатина; в) триамминтрихлорокобальт; г)
диамминтетрахлороплатина. В каждом из комплексов указать степень окисленности
комплексообразователя.
Задача 4. Установить, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами
указанных электролитов. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионно –
молекулярной форме:
а) K2[HgI]4 + KBr
б) K2[HgI4] + KCN
в) [Ag(NH3)2]Cl + K2S2O3
г) K[Ag(CN)2] + K2S2O3
д) K[Ag(CN)2] + NH3
е) K[Ag(NО2)2] + NH3
ж) [Ag(NH3)2]Cl + NiCl2
з) K3[Cu(CN)4] + Hg(NO3)2
10. Общие свойства металлов. Сплавов
Задача 1. Имеется 400 г сплава олова со свинцом, содержащего (по массе) 30 % олова и 70 %
свинца. Какой из этих металлов и в каком количестве находится в сплаве в виде кристаллов,
вкрапленных в эвтектику, если последняя содержит 64 % (масс) олова и 36 % (масс) свинца?
Задача 2. При сплавлении олова с магнием образуется интерметаллическое соединение
Mg2Sn. В какой пропорции нужно сплавить указанные металлы, чтобы полученные сплав
содержал 20 % (масс) свободного магния?
11. Периодическая система элементов. Свойства элементов и их соединений
11.1 Общие закономерности
Задача 1. По какому принципу элементы объединяются в группы и подгруппы?
Задача 2. Почему у элементов VII группы – марганца преобладают металлические свойства,
тогда как стоящие в той же группе галогены являются типичными неметаллами? Дать ответ,
исходя из строения атомов указанных элементов.
Задача 3. Как изменяется устойчивость высших оксидов и гидроксидов в главных и
побочных подгруппах с ростом заряда ядер атомов элемента? Ответ подтвердить примерами.
Задача 4. Как изменяются кислотно-основные и окислительно – восстановительные свойства
высших оксидов и гидроксидов элементов с ростом заряда их ядер: а) в пределах периода; б)
в пределах группы?
Задача 5. С каким элементов более сходен молибден по свойствам – с селеном или с хромом?
Чем это объясняется?
Задача 6. Исходя из положения элементов в периодической системе, определить: а) у какого
из гидроксидов – Sn(ОН)2 или Pb(ОН)2 – более выражены основные свойства; б) какая из
солей гидролизуется в большей степени: станнат натрия или плюмбат натрия; в) какой из
оксидов является более сильным окислителем: SnО2 и PbО2?
11.2 Водород
Задача 1. Для наполнения аэростатов в полевых условиях иногда пользуются
взаимодействием гидрида кальция с водой. Сколько килограммов СаН2 придется
израсходовать для наполнения аэростата объемом 500 м3 (считая условия нормальными)?
Сколько потребуется для этой цели цинка и серной кислоты?
Задача 2. К 150 г раствора Н2О2 прибавили немного диоксида марганца. Выделившийся
кислород при нормальных условиях занял объем 10-3 м3. Вычислить массовую долю Н2О2 в
исходном растворе.
Задача 3. Закончить уравнения реакций;
а) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 =
б) Fe(OH)2 + H2O2 =
в) KI + H2O2 + H2SO4 =
г) H2O2 + Hg(NO3)2 + NaOH = Hg +
д) AgNO3 + H2O2 + NaOH =
Задача 4. Какие из перечисленных ионов и молекул не могут существовать: а) Н22+; б) Н2+; в)
Н2; г) Н2-; д) Н22-?
11.3 Галогены
Задача 1. Привести примеры возможных реакций галогенов друг другом. Указать степени
окисленности галогенов в продуктах реакций.
Задача 2. Могут ли галогеноводороды в каких либо реакциях играть роль окислителя? дать
мотивированный ответ.
Задача 3. Как изменяются в ряду НОСl – НСlО2 – НСlО3 – НСlО4: а) устойчивость; б)
окислительные свойства; в) кислотные свойства?
Задача 4. Как получить НIО3, исходя из свободного иода, диоксида марганца и соляной
кислоты? Составить уравнения соответствующих реакций.
Задача 5. Закончить уравнения реакций:
а) F2 + NaOH =
б) К2СО3 + Сl2 + Н2О =
в) КМnO4 + НСl =
г) НСlО3 + НСl =
д) NaCl + КСlО3 + Н2SО4 =
е) NaCrO2 + Br2 + NaOH =
ж) Са (ОН)2 + Br2 + Н2О =
з) КI + Н2SО4 (конц) =
и) I2 + Сl2 + Н2О =
к) BrСl5 + Н2О =
л) I2 + НNO3 (конц) =
м) КВr + КСlО3 + Н2SО4 =
11.4 Элементы подгруппы кислорода
Задача 1. Объяснить, почему ZnS и PbS можно получить обменной реакций в водном
растворе, а Al2S3 и Cr2S3 нельзя. Указать способ получения Al2S3 и Cr2S3.
Задача 2. Закончить уравнения реакций:
а) S + NaOH сплавление
б) Н2S + Сl2 + Н2О =
в) Н2S + КМnO4 + Н2О =
г) FеСl3 + Н2S =
д) FеСl3 + Na2S + Н2О =
е) Н2S + Н2SО4 (конц) =
Задача 3. Олеум перевозят в железных цистернах. Можно ли заменить их свинцовыми?
Почему олеум не растворяет железо?
Задача 4. Указать вещества, содержание значительных количеств в воздухе несовместимо с
присутствием озона: а) SO2; б) НF; в) Н2S; г) СО2; д) N2.
Задача 5. С какими из перечисленных веществ взаимодействует концентрированная серная
кислота: а) СО2; б) НСl; в) Р; г) ВаСl2; д) Ва(ОН)2; е) Нg; ж) Рt; з) НI; и) NH3.
11.5 Элементы подгруппы азота
Задача 1. Написать уравнения реакций термического разложения следующих солей:
(NH4)2СО3, NH4NO3, (NH4)2SО4, NH4Сl, (NH4)2НРО4, (NH4)2Н2РО4, (NH4)2Cr2О7, NH4NO2.
Задача 2. Закончить уравнения реакций и указать функцию НN3 (кислотную, окислительную,
восстановительную) в каждой из них:
а) НN3 + КМnO4 + Н2SО4 = N2 + МnSO4 +
б) НN3 + НI = N2 + НN4I + I2
в) НN3 + Сu = Сu(N3)2 + N2 + НN3
г) НN3 + NaOH =
Задача 3. Закончить уравнения реакций:
а) NО2 + Ва (ОН)2 =
б) NО + КМnO4 + Н2О =
в) Р + НNO3 (конц)
г) Zn + NaNO3 + NaOH сплавление
д) Zn + NaNO3 + NaOH раствор
е) Сu2S + НNO3 (конц) =
Задача 4. Как получить NH4NO3, воспользовавшись в качестве исходных веществ
атмосферным азотом и водой?
11.6 Углерод и кремний
Задача 1. Почему при получении диоксида углерода из мрамора на последний действуют
соляной кислотой а не серной? Какой объем СО2 (условия нормальные) можно получить из 1
кг мрамора, содержащего 96 % (масс) СаСО3?
Задача 2 Написать в молекулярной и в ионно – молекулярной форме уравнения гидролиза
Na2СO3, КНСО3, (NH4)2СО3. Указать реакцию среды.
Задача 3. Как химическим путем можно освободить СО2 от примеси SО2?
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза галогенов кремния. В чем особенность
гидролиза SiF4? Может ли по этой схеме протекать гидролиз ССl4? Ответ мотивировать.
Задача 5. Написать уравнение гидролиза Na2SiO3. Как изменится степень гидролиза Na2SiO3
при добавлении к раствору хлорида аммония?
11.7 Металлы первой группы Периодической системы.
Задача 1. Как путем электролиза растворов хлорида калия получить гидроксид, гипохлорит и
хлорат калия? написать уравнения происходящих реакций.
Задача 2. Из навески смеси КСl и NаСl общей массой 0,1225 г получили осадок АgСl массой
0,2850 г Вычислить массовые доли (в %) КСl и NаСl в смеси.
Задача 3. Закончить уравнение реакций:
а) Аg2О + Н2О2 =
б) АgВr + Nа2 S2О3 (избыток) =
в) Сu + КСN + Н2О =
Задача 4. Закончить уравнения реакций:
а) Аu(ОН)3 + НСl (конц) =
б) АuСl3 + Н2О2 +КОН =
в) АuСl3 + SnСl2 + Н2О =
г) Аu + NаСN + О2 + Н2О =
д) Аu + НСl + HNO3 = Н [АuСl4] +
11.8 Металлы второй группы Периодической системы
Задача 1. При прокаливании 30 г кристаллогидрата сульфата кальция выделяется 6,28 г воды.
Какова формула кристаллогидрата?
Задача 2. Закончить уравнения реакций:
а) Ва (ОН)2 + Н2О2 =
б) Ве + NаОН =
в) ВаО2 + Н2SО4 =
г) Мg + HNO3 (разб) =
д) ВаО2 + FеSО4 + Н2SО4 =
Задача 3 Сравнить отношение цинка, кадмия и ртути к разбавленным и концентрированным
кислотам: а) соляной; б) серной; в) азотной. Написать уравнения соответствующих реакций.
Задача 5. Закончить уравнения реакций:
а) Zn + NaOH =
б) Zn + NaNO3 + NaOH = NH3 +
в) Нg + HNO3 (избыток) =
г) Нg(избыток) + HNO3 =
д) Нg(NO3)2 + Н2S =
е) Нg(NO3)2 + КI(избыток) =
11.9 Элементы третьей группы Периодической системы
Задача 1. Написать формулы метабората, тетрабората и борита натрия.
Задача 2. Почему алюминий вытесняет водород из воды только при добавлении щелочи?
Написать уравнение соответствующих реакций.
Задача 3. Написать уравнения реакций взаимодействия сульфата алюминия с растворами: а)
(NH4)2 S; б) Na2СО3; в) КОН (в избытке).
Задача 4. Закончить уравнения реакций:
а) В + HNO3 (конц) =
б) Na2В2О7 + Н2SО4 + Н2О =
в) Н3ВО3 + NaOH =
г) Аl2(SO4)3 + Na2S + Н2О =
д) Аl + NaOH + Н2О =
е) АlСl3 + Na2СО3 + Н2О =
11.10 Металлы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп Периодической системы
Задача 1. Написать формулы тетрагидроксостанната (II); гексагидроксостанната (IV);
гексагидроксолюмбата (IV); гексагидроксоплюмбата (II) и тиостанната натрия. Как получить
эти соединения?
Задача 2. Закончить уравнения реакций:
а) Рb3О4 + КI + Н2SО4 =
б) SnCl2 + FeCl3 =
в) SnCl2 + К2Cr2O7 + Н2SО4 =
г) Рb3О4 + Mn(NO3)2 + HNO3 =
д) Рb(СН3СОО)2 + СаОСl2 + Н2О =
Задача 3 В какой среде – кислой или щелочной – наиболее выражены окислительные
свойства хрома (VI)? Восстановительные свойства хрома (III)? Чем это объясняется?
Задача 4. Закончить уравнения реакций:
а) NaCrO2 + РbО2 + NaOH =
б) CrCl3 + NaBiO3 + NaOH =
в) Cr2(SО4)3 + Br2 + NaOH =
г) К2Cr2O7 + SО2 + Н2SО4 =
д) К2Cr2O7 + FeSО4 + Н2SО4 =
е) FeО · Cr2O3 + О2 + К2СО3 = Fe2О3 + К2CrO4 + СО2
11.11 Металлы восьмой группы Периодической системы.
Задача 1. Как превратить: а) соль железа в соль железа (II); б) соль железа (II) в соль железа
(III)? Привести примеры реакций.
Задача 2. Закончить уравнения реакций:
а) Fe(ОН)3 + Cl2 + NaOH (конц) =
б) FeCl3 + КI =
в) FeS2 + HNO3 (конц) =
г) СоВr2 + О2 + КОН +Н2О =
д) FeSО3 + HNO3 (конц) =
е) (NiOH)3 + HCl =