Решения вступительной работы по химии лмш-2013 1



Скачать 216.93 Kb.
Дата28.10.2016
Размер216.93 Kb.
РЕШЕНИЯ ВСТУПИТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ХИМИИ ЛМШ-2013
1 (8). В пяти пробирках находятся следующие вещества: хлорид калия, гидроксид натрия, хлорид меди(II), хлорид алюминия и серная кислота.

а) Предложите методику для определения содержимого пробирок. Составьте план проведения эксперимента и приведите уравнения химических реакций;

б) Как, не используя другие реактивы, различить хлорид калия и хлорид бария?

в) Как, не используя другие реактивы, различить сульфат меди(II) и сульфат никеля(II)?

г) С помощью каких превращений можно доказать амфотерность оксида алюминия?

Решение.

а) (За каждое правильно определенное вещество по 1 баллу х 5, плюс 1х2 уравнения, всего 7 баллов). Без проведения реакций распознаем хлорид меди(II), так как он единственный имеет окраску. С помощью индикатора можем распознать гидроксид натрия. Для остальных веществ индикатор не поможет, так как нейтральная среда (у хлорида калия) визуально определяется ненадежно, а хлорид алюминия покажет кислую среду, как и остальные кислоты.

Серную кислоту определяем с помощью хлорида бария по появлению белого кристаллического осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl.

Хлорид калия и хлорид алюминия можно отличить по взаимодействию со щелочью: AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl.

б) (1 балл). Хлорид калия и хлорид бария можно отличить по окраске пламени. Хлорид калия окрашивает пламя в фиолетовый цвет, а хлорид бария – в зеленый.

в) (1 балл). Эти реактивы отличаются по окраске раствора. Раствор сульфат меди(II) синего цвета, а сульфата никеля(II) – зеленого.

г) (по 1 баллу за уравнения, минус 1 балл, если не указаны условия). Амфотерность – способность реагировать с кислотами и щелочами. Однако, в обычных условиях оксид алюминия с кислотами и щелочами не реагирует, а только с горячими концентрированными растворами:

Al2O3 + 6HCl(конц. гор.) = 2AlCl3 + 3H2O;

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O(конц. гор.) = 2NaAl(OH)4.
2 (8). Определите, с помощью каких реакций можно осуществить цепочку превращений:

N2 NH3 NO NO2 HNO3 N2O N2 Mg3N2 NH3 N2H4 N2.



а) Составьте уравнения реакций;

б) Для каждого превращения укажите условия их протекания.

Решение. (по 1 баллу за каждое уравнение, по 0,5 б за указанные условия, всего 15).

N2 + 3H2 = 2NH3 (10ГПа, 450 °С, железный катализатор);

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (горение с катализатором);

2NO + O2 = 2NO2 (в обычных условиях);

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 или 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO (в обычных условиях);

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O (разбавленная 5 % кислота);

3N2O + 3P = P2O3 + 3N2 (при нагревании 200 °С);

3Mg + N2 = Mg3N2 (при нагревании);

Mg3N2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2NH3 (в обычных условиях);

2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O (кипячение с концентрированным гипохлоритом);

N2H4 + 2H2O2 = N2 + 4H2O (в обычных условиях).
3 (8). При действии избытка соляной кислоты на смесь равных масс карбонатов натрия и бария выделяется 0,448 л газа (н. у.). При обработке полученного раствора избытком серной кислоты образуется осадок.

а) Составьте уравнения всех реакций;

б) Рассчитайте массу осадка.

Решение.

а) (3 балла).

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O;

BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + CO2 + H2O;

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl.



б) (4 балл). Обозначим за х моль количество вещества карбоната натрия, за у моль – карбоната бария. Тогда массы солей будут равны соответственно 106х г и 197у г. Согласно уравнениям реакций количество вещества выделившегося углекислого газа равны количеству солей, вступивших в реакцию. Теперь можем составить систему уравнений:

106х = 197у;

22,4(х + у) = 0,448.

Решая систему, получаем х = 0,013 моль, у = 0,007 моль.

Количество вещества осадка равно количеству вещества карбоната бария. Тогда масса осадка равна 0,007 ∙ 233 = 1,631 г.
4 (8). Газ, образовавшийся при сжигании 29,6 л сероводорода (н. у.), пропустили через раствор гидроксида натрия объемом 500 мл с массовой долей щелочи 25 % (плотность раствора 1,28 г/см3).

а) Назовите соль, образовавшуюся в растворе;

б) Рассчитайте массовую долю соли в растворе.

Решение.

а) (3 балла за уравнения реакции, 1 балл за название соли, 3 балла за доказательство состава соли, всего 7 баллов). Горение сероводорода: 2H2S +3O2 = 2SO2 + H2O.

Взаимодействие сернистого газа со щелочью возможно по двум уравнениям:

SO2 + NaOH = NaHSO3;

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.

Для определения соли в растворе необходимо определить соотношение количества вещества сернистого газа и щелочи. Количество вещества сернистого газа, согласно уравнению реакции, равно количеству сероводорода, то есть 29,6 л / 22,4 л/моль = 1,32 моль.

Определим количество щелочи. Масса раствора 500 мл ∙ 1,28 г/мл = 640 г. Масса щелочи в нем 640 г ∙ 0,25 = 160 г, а количество вещества гидроксида натрия 160 г / 40 г/моль = 4 моль.

Поскольку щелочи в растворе содержится в большом избытке по сравнению с сернистым газом, то в растворе образовался сульфит натрия.

б) (3 балла). Масса соли в растворе равна 1,32 моль ∙ 126 г/моль = 166,3 г. Масса нового раствора равна сумме масс исходного раствора и пропущенного сернистого газа: 640 г + 1,32 моль ∙ 64 г/моль = 724,5 г.

Массовая доля соли в растворе: 166,3 г / 724,5 г = 0,2295 или 22,95 %.


(8). Смесь двух галогенидов калия общей массой 5,00 г растворили в воде. При добавлении к полученному раствору избытка раствора нитрата серебра было получено 8,58 г осадка.

а) Какие галогениды калия могли содержаться в смеси?

б) Определите качественный состав осадка и его возможную окраску.

Решение.

а) (по 2 балла за установление каждой возможной пары, всего 6 баллов). Уравнение реакции в общем виде

KХ + AgNO3 = AgX↓ + KNO3,


где X = Сl, Br, I, но не F, т.к. AgF хорошо растворим в воде.

Если осадок образован двумя галогенидами можно определить общее количество галогенидов в исходной смеси: v = (8,58 – 5) / (Ar(Ag) – Ar(K)) = 3,58 / (108 – 39) = 0,052 (моль). Если принять, что в смеси был только один галогенид калия, то его масса была бы равной:

KСl – 3,82 г;

KВr – 6,09 г;

KI – 8,52 г.

Таким образом в смеси могли находиться только пары KF – KCl, KСl – KВr или KСl – KI. Смесь KВr – KI не подходит по условию, так как из 5 г смеси не может образоваться осадок галогенидов серебра с приведенной массой. Если в смеси был фторид калия, то с ним в паре мог находиться только хлорид калия, так как бромид и иодид калия не могли бы дать такую массу осадка.



б) (по 1 баллу за каждую окраску).

Тогда для возможных смесей возможны следующие окраски осадка:



Смесь

Осадок

Окраска

KCl — KBr

AgCl + AgBr

Светло-желтая

KCl — KI

AgCl + AgI

Желтая

KF— KCl

AgCl

Белая


6 (8). При пропускании газа А над нагретым твердым веществом Б, которое «расплывается» на воздухе, образуются бесцветные жидкости В и Г. При растворении в воде вещества А образуется только неустойчивая кислота Д, которая проявляется восстановительные свойства. Вещества Б и В могут взаимодействовать с водой, в обоих случаях образуется смесь двух кислот Е и Ж. При растворении в воде Г образуются кислоты Е и Д. Кислота Е количеством 0,1 моль образует 14,35 г осадка при взаимодействии с нитратом серебра, а Ж с нитратом серебра образует желтый осадок.

а) Определите вещества АЖ;

б) Составьте уравнения упомянутых реакций.

Решение.

а) (7 баллов). А – SO2, Б – PCl5, В – POCl3, Г – SOCl2, Д – H2SO3, Е – HCl, Ж – H3PO4.

б) (7 баллов).

SO2 + PCl5 = POCl3 + SOCl2;

SO2 + H2O = H2SO3;

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;

POCl3 + 3H2O = H3PO4 + 3HCl;

SOCl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl;

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3;

H3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3.


7 (8-9). Следующими схемами описаны превращения соединения X:

Х + O2  ... + H2O;

Х + Na  ... + Н2;

Х + СuO  N2 + ... + ...;

Х + Н2S  ...

Х + CO2  ...+ H2O.

а) Определите вещество Х;

б) Составьте уравнения приведенных превращений.

Решение.

а) (3 балла). Х = NН3.

б) (5 баллов).

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O или

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (на платиновом катализаторе);

2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + Н2;

2NH3 + 3СuО = N2 + 3Сu + 3H2O;

2NH3 + H2S = (NH4)2S или NH3 + Н2S = NH4HS;

2NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O.
8 (8-9). Восстановите левую часть окислительно-восстановительных реакций.

Решение. (по 2 балла за каждое, всего 10 баллов)

3Fe + 2O2 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O;

4FeCl2 + O2 + 4HCl = 4FeCl3 + 2H2O;

3Fe + 4H2O2 = Fe3O4 + 4H2O;

CaH2 + 2H2O = Ca(OН)2 + 2H2;

2CaO2 + 2H2O = 2Ca(OН)2 + O2.


9 (8-9). Рассчитайте массы серного ангидрида и раствора серной кислоты с массовой долей 10 %, необходимые для приготовления раствора массой 600 г с массовой долей кислоты 40 %.

Решение. (10 баллов).

При растворении серного ангидрида в растворе серной кислоты образуется серная кислота за счет реакции с водой. Причем, если добавлено m(SO3) = x г, то изменение массы кислоты в растворе будетm(H2SO4) = 98x/80 = 1,225x г.

После добавления серного ангидрида масса серной кислоты в новом растворе будет равна сумме масс серной кислоты в исходном растворе и образованной кислоты при добавлении ангидрида:

m2(H2SO4) = m1(H2SO4) + ∆m(H2SO4) = 0.1m1(р-ра) + 1,225x = 0,4 ∙ 600 = 240 г.

Масса нового раствора будет складываться из массы исходного раствора и добавленного ангидрида:



m2(р-ра) = m1(р-ра) + m(SO3) = m1(р-ра) + х = 600 г.

Получаем систему из двух уравнений:

0,1m1(р-ра) + 1,225х = 240;

m1(р-ра) + х = 600.

Решением системы получаем, что m1(р-ра) = 440 г, m(SO3) = 160 г.


10 (8-9). Образец щелочноземельного металла разделили на две части, массы которых относятся, как 1 : 2. Меньшую часть обработали избытком воды. Выделившийся газ полностью израсходовали для полного восстановления 2 г оксида меди(II). Другую часть образца соединили с хлором при нагревании, а полученное вещество растворили в воде. При обработке полученного раствора избытком серной кислоты образовалось 11,65 г осадка.

а) Определите металл;

б) Составьте все уравнения реакций?

Решение.

а) (5 баллов). Восстановлению подверглось 2 г оксида меди, что составляет 2 г / 80 г/моль = 0,025 моль. Количество вещества водорода и, соответственно, щелочноземельного металла также равно 0,025 моль. Следовательно, с хлором взаимодействовало 0,05 моль металла. Такое же количество хлорида металла взаимодействовало с серной кислотой, значит количество вещества осадка равно 0,05 моль. Молярная масса осадка 11,65 г / 0,05 моль = 233 г/моль. Учитывая, что осадком является сульфат, то молярная масса металла равна 233 – 96 = 137, что соответствует барию.

б) (4 балла).

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2;

H2 + CuO = Cu + H2O;

Ba + Cl2 = BaCl2;

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl.
11 (9). Стандартная теплота образования НСl(г) равна 92,3 кДж/моль, энергии диссоциации Н2 и Cl2 соответственно равны 436 кДж/моль и 242,4 кДж/моль.

а) Объясните физический смысл понятий: энергия связи, энергия диссоциации, теплота образования, стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия реакции;

б) Составьте термохимические уравнения для приведенных в условии численных данных;

в) Вычислите энергию связи в молекуле НСl.

Решение.

а) (5 баллов). Энергия связи – энергия, которую необходимо затратить для разрыва 1 моль химической связи.

Энергия диссоциации равна тепловому эффекту реакции разложению 1 моль газообразного вещества на атомы.

Теплота образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ.

Стандартом энтальпия образования вещества — это изменение энтальпии реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, взятых в стандартном состоянии и при стандартных условиях.

Стандартная энтальпия реакции – это изменение энтальпии химической реакции с учетом стехиометрических коэффициентов при стандартных условиях.

б) (3 балла).

Стандартная теплота образования НСl(г)

1/2Сl2(г) + 1/2Н2(г) → HCl(г); ∆Hf = –92,3 кДж/моль (1).

Энергия диссоциации кислорода и водорода:

Н2(г) → 2Н; ∆Hдис1 = 436 кДж/моль (2),

Сl2(г) → 2Сl; ∆Hдис2 = 242,4 кДж/моль (3).


в) (2 балла).

Рассчитать энергию связи в хлороводороде означает найти изменение энтальпии для реакции:

H + Cl → HCl(г); ∆H4 – ? (4).

Чтобы найти ∆H4, можно использовать уравнения (1 – 3), определив их алгебраическую сумму со следующими коэффициентами:



1 1/2Сl2(г) + 1/2Н2(г) → HCl(г)

– 0,5 Н2(г) → 2Н

– 0,5 Сl2(г) → 2Сl

H + Cl → HCl(г)

Откуда ∆H4 = Есв. = ∆Hf – 0,5∙(∆Hдис1 + ∆Hдис2) = –92,3 – 0,5∙(436 + 242,4) =  431,5 (кДж/моль).
12 (9). В десяти пробирках без надписей находятся образцы следующих веществ: безводный сульфат меди(II), аммиачная селитра, глицерин, 96%-ная серная кислота, поваренная соль, карбонат кальция, едкий кали, бензол, этиловый спирт, хлороформ. Как, используя только воду, распознать эти вещества? Учтите, что все вещества находятся в индивидуальном виде.

Решение. (10 баллов, по 1 баллу за каждое вещество). Поскольку даны индивидуальные вещества, их можно визуально поделить на 2 группы: твердые вещества и жидкие.

Распознавание твердых веществ: во все образцы добавляем воду. Там, где образовался раствор голубого цвета, был безводный сульфат меди. Если при растворении происходит выделение большого количества теплоты (раствор стал горячим) – было едкое кали (гидроксид калия). Если при растворении происходит сильное охлаждение – была аммиачная селитра (нитрат аммония). Если же при растворении ничего не происходит – была поваренная соль. Карбонат кальция в воде не растворяется.

Распознавание жидких веществ: жидкости можно поделить на две группы (вязкие) – глицерин, серная кислота и подвижные – этиловый спирт, бензол, хлороформ.

Из вязких жидкостей обе хорошо растворимы в воде, но при растворении серной кислоты выделяется много теплоты и раствор разогревается.

Из подвижных жидкостей одна растворится в воде – этиловый спирт; две другие не растворятся – образуется 2 слоя (водный и органический). Если органический слой будет сверху – это бензол, если внизу – это хлороформ.
13 (9-10). Вещества А, Б, В и Г представляют собой черные порошки, нерастворимые в воде. Известно, что А, Б и В – сложные вещества, а Г – простое вещество, достаточно широко распространенное в природе. При взаимодействии Б и В с соляной кислотой выделяются ядовитые газы, которые могут взаимодействовать между собой. Газ, выделяющийся при взаимодействии соляной кислоты с веществом В, может реагировать с продуктом реакции вещества А с соляной кислотой с образованием черного осадка. Вещества А и Г реагируют друг с другом при нагревании с образованием порошка красного цвета, а при взаимодействии Б и Г образуется серый порошок.

а) Определите вещества АГ;

б) Составьте уравнения упомянутых превращений.

Решение.

а) (4 балла). А – оксид меди(II), Б – оксид марганца(IV), В – сульфид любого металла черного цвета, образующего растворимый хлорид, Г – графит.

б) (7 баллов).

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O;

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑;

Cl2 + H2S = S + 2HCl;

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O;

CuCl2 + H2S = CuS↓ + 2HCl;

CuO + C = Cu + CO;

MnO2 + 2C = Mn + 2CO.


14 (9-10). В воде массой 50,0 г растворили 5,90 г квасцов. При этом получен раствор с w3+) = 2,06 %.

а) Определите формулу использованных квасцов.

б) Составьте уравнение реакции этих квасцов со щелочью и с цинком.



Решение.

а) (8 баллов).

w3+) = 0,0206 = m(M3+)/m(раствора) = m(M3+)/55,9 г. Отсюда m(M3+) = 1,152 г.

Общая формула квасцов М1+М3+(SO4)2∙12H2O.



M(квасцов) =М1+) + М3+) + 2М(SO42–) + 12М(H2O) =

= М1+) + М3+) + 408 (г/моль);



М3+ ) = m(M3+) / n(M3+) ; n(M3+) = n(квасцов);

n(квасцов) = m(квасцов) / M(квасцов) ;

n(квасцов) = 5,90 / [М1+) + М3+) + 408];

М3+) = 1,152∙[М1+) + М3+) + 408] / 5,90 = 0,195[М1+) + М3+) + 408] =

= 0,195М1+ ) + 0,195М3+) + 0,195∙408 = М3+);

0,805М3+) = 0,195М1+) + 79,56;

М3+ ) = 0,242М1+) + 98,83;

Катион М1+ может быть: натрий, калий, рубидий, аммоний. Определяем М3+ подбором.

Если М1+ = Na+, то М3+ имеет относительную атомную массу 104,4 (трехвалентного металла с такой атомной массой нет).

Если М1+ = K+, то М3+ имеет относительную атомную массу 108,3 (трехвалентного металла с такой атомной массой нет).

Если М1+ = Rb+, то М3+ имеет относительную атомную массу 119,5 (трехвалентного металла с такой атомной массой нет).

Если М1+ = NH4+, то М3+ имеет относительную атомную массу 102,94. Катион М3+ родий.

Формула квасцов NH4Rh(SO4)2∙12H2O или (NH4)2Rh2(SO4)4∙24H2O.

б) (2 балла).

NH4Rh(SO4)2 + 4KOH = Rh(OH)3 + NH3 + H2O + 2K2SO4;

2NH4Rh(SO4)2 + 3Zn = 2Rh + 3ZnSO4 + (NH4)2SO4.
15 (9-10). Лаборанту для анализа предоставили сильнокислый раствор, в котором предположительно находятся ионы из следующего списка: Mg2+, Zn2+, Ba2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, Pb2+, Ni2+, Cu2+, Mn2+, Cr3+, SO42–, S2–, F, Cl, Br, I, SO32–, CO32–, SiO32–, ClO3. В ходе анализа в растворе были обнаружены в значительных количествах четыре аниона и семь катионов (не считая Н+).

а) Определите, какие анионы и катионы содержались в растворе.

б) Обоснуйте свой выбор.

Решение. (по 0,5 балла за каждый катион и анион и 4 балла за обоснование, всего 9,5 баллов). Указание на сильнокислую среду сразу исключает из списка следующие анионы: S2–, F, SO32–, CO32–, SiO32–. Исключим еще ClO3, который в сильнокислой среде не может существовать вместе с иодид-, хлорид- и бромид-ионами. Осталось как раз 4 аниона: SO42–, Cl, Br, I.

Придется исключить ионы бария и свинца, которые образуют осадки с сульфат-ионами. Ионы железа(III) и меди(II) являются окислителями для иодид-ионов – их также исключаем из списка. Остается 7 катионов: Mg2+, Zn2+, Al3+, Fe2+, Ni2+, Cr3+, Mn2+.


16 (9-10). Константа равновесия Н2 + I2 2HI при 600 °С равна 70,0.

а) Определите долю превращения йода до установления равновесия, если исходные вещества смешаны в молярном соотношении 1 : 1;

б) Определите долю превращения йода, если исходные вещества смешаны в соотношении 2 : 1;

в) Определите количество вещества водорода, которое необходимо смешать с 1 моль йода, чтобы доля превращения йода составила 99 %.

Решение.

а) (3 балла). Начальные концентрации водорода и иода одинаковы и равны С0. Пусть по достижению равновесия в иодоводород превратилось х моль/л иода. Тогда равновесные концентрации водорода и иода станут равными (С0х) моль/л, а иодоводорода 2х моль/л.

Используя закон действующих масс составляем выражение:



, что соответствует .

Доля превращения иода равна α(I2) = x/C0. Из него можем выразить: х = αС0.

Подставляем это выражение в закон действующих масс:

.

Решая это уравнение получаем α = 0,807 или 80,7 %.



б) (3 балла). Используя размышление, аналогичные пункту а), получаем: [H2] = 2C0x, [I2] = C0x, [HI] = 2x. Записываем закон действующих масс:

.

Преобразуем: .

Решая последнее уравнение, получаем α = 0,951 или 95,1 %.

в) (2 балла). В данном случае нам известно С0(I2) = 1, α = 0,99, откуда [I2] = 0,01, [HI] = 1,98. Используя закон действующих масс находим равновесную концентрацию водорода:

,

откуда [H2] = 5,6, следовательно, начальная количество водорода составляет 5,6 + 0,99 = 6,59 моль.


17 (9-10). Расшифруйте цепочку превращений:

Вещество J представляет собой летучую жидкость со специфическим запахом, строение молекул которого вызвало активную дискуссию среди ученых-химиков второй половины XIX в.



а) Составьте уравнения реакций для осуществления цепочки превращений.

б) Назовите вещества AJ по международной номенклатуре.

Решение.

а) (10 баллов).



б) (5 баллов, по 0,5 за название).

A

этин (ацетилен)

E

2-бромбутан

I

циклогекса-1,4-диен

B

этен (этилен)

F

транс-бут-2-ен

J

бензен (бензол)

C

бромэтан

G

2,3-дихлорбутан







D

бутан

H

бут-1,3-диен








18 (9-10). Через электролизер с платиновыми электродами, заполненный раствором хлорида натрия, пропустили ток силой 10 А в течение 965 с. При этом на аноде выделилась смесь хлора и кислорода, содержащая 0,04 моль Cl2.

а). Рассчитайте количество вещества кислорода в этой смеси.

б). Рассчитайте плотность и среднюю молярную массу газовой смеси?

Решение.

а) (5 баллов). Для определения количества кислорода в смеси определим количество тока, прошедшего через раствор: It = 10∙965 = 9650 Кл. Из этого количества на выделение хлора израсходовано It = nzF = 0,04∙2∙96500 = 7720 Кл. Следовательно, на выделение кислорода израсходовано 9650 – 7720 = 1930 Кл, что соответствует n(O2) = It/zF = 1930 / 4∙96500 = 0.005 моль.

б) (3 балла). Средняя молярная масса смеси газов:

г/моль.

Примем, что плотность нужна при нормальных условиях. Тогда

ρ = М / V = 66,7 г/моль / 22,4 л/моль = 2,98 г/л.
19 (10). Раствор муравьиной кислоты с массовой долей 3,000 % имеет рН = 1,97. Во сколько раз необходимо разбавить этот раствор, чтобы степень диссоциации кислоты возросла в 10 раз?

Решение. (8 баллов).

Примем, что для такого раствора плотность равна 1 г/мл, тогда численно масса раствора равна его объему. Молярность приведенного раствора равна:

С(НСООН) = 1000∙w(HCOOH)∙m(р-ра) / M(HCOOH)∙V(р-ра) =

= w(HCOOH) / M(HCOOH) = 30 / 46 = 0,6522 моль/л.

Концентрация [Н+] = 10–1,97 = 0,01072 моль/л. Следовательно, степень диссоциации кислоты равна α = [Н+]/C(HCOOH) = 0,01072 / 0,6522 = 0,0164 или 1,64 %.

Из этих данных рассчитываем константу диссоциации кислоты используя закон разбавления Оствальда: Ка = α2∙С = 0,01642∙0,6522 = 1,754∙10–4.

Теперь определим концентрацию кислоты, при которой степень диссоциации кислоты будет равна 16,4 % (или 0,164). Поскольку это значение значительно больше 5 %, то в данном расчете закон разбавления Оствальда уже использовать нельзя.

Используя значении степени диссоциации определяем, что [H+] = [HCOO] = αC0 = 0,164C0, [HCOOH] = C0 – [HCOO] = C0 – 0.164C0 = 0,836C0.

Подставляем эти значения в закон действующих масс:

.

Из этого рассчитываем, что С0(НСООН) = 5,45∙10–3 моль/л. Следовательно, начальный раствор муравьиной кислоты надо разбавить в 0,6522/0,00545 = 120 раз.


20 (10). Раствор, содержащий ионы Zn2+ с концентрацией 0,01 моль/дм3, насыщен сероводородом до концентрации 0,1 моль/дм3 (для H2S: Ка1 =910–8; Ка2 =1,210–15). Определите, образуется ли в этих условиях осадок сульфида цинка, если для него Ks = 1,210–23?

Решение. (6 баллов, минус 2 балла без материального баланса).

Рассчитаем концентрацию сульфид-ионов в указанном растворе сероводорода используя уравнение материального баланса:



Для расчета по этой формуле необходимо знать значение рН. Кислотность раствора определяется за счет диссоциации сероводорода, причем диссоциацией по второй ступени можно пренебречь. Таким образом, [H+] = √(Ka1∙C) = 9,50∙10–5 моль/л. Подставляем это значение в уравнение материального баланса и получаем [S2–] = 1,195∙10–15 моль/л.

Для определения возможности выпадения осадка необходимо сравнить произведения концентраций ионов цинка и сульфид-ионов с проивзедением растворимости:

[Zn2+][S2–] = 0.01 ∙ 1.195∙10–15 = 1.195∙10–17 > Ks. Осадок образуется.


21 (10). В таблице приведены данные по зависимости парциального давления азометана CH3N2CH3 при 600 К от времени.

t, c

0

1000

2000

3000

4000

p(CH3N2CH3),

мм. рт. ст.



8,2·10–2

5,72·10–2

3,99·10–2

2,78·10–2

1,94·10–2

а) Подтвердите, что разложение азометана CH3N2CH3 → CH3CH3 + N2 является реакцией первого порядка по азометану;

б) Рассчитайте среднее значение константы скорости при данной температуре?

Решение.

а) (6 баллов). Для доказательства соответствия реакции первому порядку можно построить график зависимости ln p от времени. Если этот график будет линейным, то реакция является реакцией первого порядка. Также можно рассчитать значение константы скорости реакции при различном значении времени по интегральному кинетическому уравнению: k = ln (p0/p) / t. Для реакции первого порядка при любом значении времени константы скорости должны быть одинаковыми.

t, c

0

1000

2000

3000

4000

p(CH3N2CH3)

8,2·10–2

5,72·10–2

3,99·10–2

2,78·10–2

1,94·10–2

k∙105, c–1




36,02

36,02

36,06

36,04

Все значения константы скорости практически одинаковые, значит разложение азометана – реакция первого порядка.

б) (1 балл). Исходя из рассчитанных значений в предыдущем пункте, среднее значение константы скорости реакции равно 3,604∙10–4 с–1.
22 (10). В 1907 г А. Е. Чичибабиным был получен углеводород Х (w(С) = 92,78 %, схема синтеза приведена ниже), растворы которого были интенсивно окрашены в темный красно-фиолетовый цвет, а кристаллы – в темно-фиолетовый с металлическим блеском. Это индивидуальное вещество было первым устойчивым соединением, которое в своей структуре содержало «нестандартный» углерод. Исходным соединением для синтеза была кислота А (w(С) = 68,85 %), натриевая соль которой широко используется в качестве консерванта, и соединение B, особенность строения молекул которой вызвало длительную дискуссию в научных кругах в XIX в.

В спектрах 1Н-ЯМР промежуточных продуктов обнаружены следующие сигналы: F   δ 7.37 м. д. (дублет, 4H), δ 7.62 м. д. (дублет, 4H); I – δ 7.21 м. д. (мультиплет, 20H), δ 7.39 м. д. (дублет, 4H), δ 7.55 м. д. (дублет, 4H).



а) Расшифруйте вещества АI и X и составьте уравнения реакций;

б) Соотнесите сигналы в ЯМР спектре соединений F и I;

в) Предложите канонические структуры соединения Х, которые объясняют его интенсивную окраску.

Решение.

а) (по 1 баллу за формулу каждого вещества, всего 10 баллов). Кислота А, натриевая соль которой используется в качестве консерванта, – это бензойная кислота (можно подтвердить расчетом массовой доли углерода). Соединение В – это бензол, особенность строения молекул которого вызвало длительную дискуссию в научных кругах в XIX в.



б) (2 балла). По 1Н-ЯМР спектру можно понять, что бифенил (соединение Е) хлорируется по положениям 4 и 4'. По 1Н-ЯМР спектру соединения I можно понять, что соединения G и C прореагировали в соотношении 1:2.

Соотнесение сигналов:



F I
в) (1 балл). Канонические структуры соединения Х, которые объясняют его интенсивную окраску:


23 (10). Природный антибиотик левомицетин (соединение K) в промышленности синтезируется по следующей схеме:

В 1Н-ЯМР спектре соединения В в области ароматических протонов наблюдается два дублета.



а) Расшифруйте соединения АK.

б) Сколько изомеров левомицетина образуется в процессе синтеза?

Решение.

а) (по 1 баллу за каждую формулу, всего 11 баллов).



б) (2 балла). В молекуле левомицетина 2 хиральных центра, значит образуется 4 стереоизомера.


База данных защищена авторским правом ©bezogr.ru 2016
обратиться к администрации

    Главная страница