Задачи для самостоятельного решения

Вариант 1

1. Укажите, в каком виде встречается сера в природе, какие изменения происходят с серой при нагревании, как изменяется состав молекул серы при переходе из твердого состояния в жидкое и парообразное.

2. Укажите промышленные способы получения азотной кислоты. Напишите уравнения реакций получения HNO₃.

3. К 101 мл 20 %-ного раствора хлорида аммония (плотность 1,06 г/мл) прибавили 125 мл 18 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,2 г/мл) и полученный раствор прокипятили. Вычислите массовые доли (%) веществ, содержащихся в растворе, если потерями воды можно пренебречь.

4. В склянках без надписей находятся растворы соляной и серной кислот, вода, а также сухие соли – карбонат серебра, нитрат и иодид бария, карбонат и бромид кальция. Не прибегая к действию других химических реактивов, кроме упомянутых, или продуктов их взаимодействия, определите эти соединения. Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите признаки, по которым вы проводили определение веществ.

5. Напишите уравнения реакций, при помощи которых, исходя из четырех простых веществ – калия, серы, кислорода и водорода, можно получить три средние соли, три кислоты и три кислые соли.

6. При взаимодействии угля с углекислым газом наблюдается обратимая реакция: С + СО₂ ⇄ 2СО - Q. Объясните, при каких условиях образование угарного газа минимальное.

7. Аммиак объемом 100 м³ (н. у.) пропустили через реактор, заполненный 500 кг 50 %-ного раствора ортофосфорной кислоты. Определите состав (в процентах по массе) полученной смеси солей.

8. Два простых вещества при сгорании дают газообразные продукты. Один газ имеет сильный резкий запах, второй – не пахнет. При растворении их в воде получаются жидкости, окрашивающие лакмус в красный цвет. При пропускании газов через раствор гидроксида кальция образуются белые осадки, растворяющиеся при добавлении избытка газа. Если смешать каждый их этих газов с оксидом азота (IV), то в случае одного из газов возникает белый дым, в случае другого видимых изменений не обнаружено. Определите, какие вещества были сожжены.

9. Верно ли, что гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации? Дайте обоснованный ответ.

10. Через колонну синтеза аммиака пропущено 100 кг газовой смеси, массовая доля водорода в которой составляет 15 %. Вычислите состав газовой смеси (в процентах) после выхода из колонны, если реакция прошла на 80 %.

 

Вариант 2

1. Укажите, в каком виде встречается фосфор в природе, назовите аллотропные модификации фосфора.

2. Укажите, какие химические процессы лежат в основе башенного и контактного способов получения серной кислоты. Напишите уравнения реакций получения H₂SO₄.

3. Газ, полученный при взаимодействии 9,52 г меди с 50 мл 81 %-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,45 г/мл), пропустили через 150 мл 20 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,22 г/мл). Определите массовые доли (%) растворенных веществ.

4. В трех пробирках находятся растворы нитрата серебра, иодида калия и хлорида кальция. С помощью каких реакций можно определить содержимое каждой пробирки?

5. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить шесть средних солей, используя сульфид железа (II), кислород, раствор гидроксида натрия и разбавленные растворы соляной и серной кислот.

6. Изменится ли давление в замкнутой системе, если при нормальных условиях смешать равные объемы хлора и водорода и облучить смесь ультрафиолетовыми лучами? Ответ поясните.

7. Определите молярную концентрацию азотной кислоты, полученной смешиванием 40 мл 96 %-ного раствора HNO₃ (плотность 1,5 г/мл) и 30 мл 48 %-ного раствора HNO₃ (плотность 1,3 г/мл), если полученный раствор имеет плотность 1,45 г/мл.

8. В вашем распоряжении имеются бертолетова соль, серная кислота, бромид калия, аммиак, диоксид марганца. Пользуясь этими веществами, получите соляную кислоту, хлор, нашатырь, свободный азот, бром (при необходимости можно использовать воду и кислород воздуха). Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите условия, при которых они происходят.

9. Объясните, будут ли подвергаться гидролизу соли, формулы которых K₃PO₄, CrCl₃, FeCO₃, KNO₃. Укажите соль, которая не подвергается гидролизу, дайте пояснения. Для других солей напишите уравнения реакций гидролиза по стадиям и укажите, будет ли данный раствор кислым или щелочным.

10. Фосфористый водород, полученный гидролизом 145,6 г фосфида кальция, сожгли. Образовавшийся оксид фосфора (V) растворили в 200 мл 25 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/мл). Определите, какого состава образуется соль и какова ее массовая доля (%) в растворе. Напишите уравнения протекающих реакций.

 

Вариант 3

1. Укажите, в каком виде встречается кислород в природе, назовите аллотропные модификации кислорода.

2. Дайте характеристику основных физических и химических свойств аммиака. При какой температуре аммиак может быть получен в жидком состоянии? Чем можно объяснить различную электропроводность жидкого аммиака и раствора металлического натрия в жидком аммиаке? Укажите области применения аммиака в современной технике.

3. При растворении в 50 мл 25 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/мл) всего оксида серы (IV), образовавшегося при сжигании 8,96 л сероводорода, получают раствор соли. Определите, какая соль образуется и какова ее массовая доля (%) в растворе.

4. В четырех пронумерованных банках без этикеток находятся следующие вещества: нитрит, сульфит, карбонат натрия и хлорид бария. Определите, в какой из банок находится каждое вещество, если известно, что вещества № 1, 2, 3 реагируют с соляной кислотой с выделением газов. Газы, образующиеся из веществ № 1 и 2, могут реагировать между собой, а растворы веществ № 2 и 3 реагируют с раствором № 4 с образованием осадков.

5. Укажите, с какими из перечисленных ниже веществ может взаимодействовать раствор гидроксида калия: йодоводородная кислота, хлорид меди (II), хлорид бария, оксид углерода (IV), оксид свинца (II). Напишите уравнения реакций в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах.

6. Объясните, как будет влиять увеличение температуры на состояние равновесия в следующих реакциях: а) H₂ + Br₂ ⇄  2HBr + Q; б) H₂ + I₂ Û 2HI - Q.

7. Упарили вдвое (по объему) 4 л 10 %-ного раствора хлорида натрия (плотность 1,07 г/мл). Определите молярную концентрацию нового раствора.

8. Как, имея в своем распоряжении только S, Cu(NO₃)₂ и Н₂О, получить H₂SO₄? Приведите уравнения реакций.

9. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций и объясните механизм их протекания: а) Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃ + H₂O ®; б) AlCl₃ + (NH₄)₂S + H₂O ®.

10. Фосфор, количественно выделенный из 31 г фосфата кальция Ca₃(PO₄)₂, окислен в атмосфере кислорода, полученный препарат растворен в 200 мл 1,5 моль/л раствора гидроксида калия. Определите, какие вещества и в каком количестве содержатся в образовавшемся растворе. Напишите уравнения протекающих реакций.

 

Вариант 4

1. Укажите, какие степени окисления проявляет азот в своих соединениях (какая степень окисления максимальна), приведите примеры соединений.

2. Назовите ряд способов (не менее 8) получения кислорода, которые могут быть использованы в лабораторных условиях. Почему все они не имеют промышленного значения?

3. Вычислите, какую массу оксида серы (VI) надо растворить в 100 г 91 %-ного раствора серной кислоты для того, чтобы получить 30 %-ный олеум.

4. Можно ли, используя один химический реактив (только один!), различить водные растворы сульфатов серебра, калия, магния, кальция, алюминия и аммония? Поясните, как это сделать. Если это невозможно, укажите набор необходимых реактивов и опишите ход анализа. Приведите уравнения соответствующих реакций.

5. Напишите уравнения не менее четырех реакций, при помощи которых можно получить сульфид калия. Уравнения запишите в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах.

6. Объясните, как будет влиять увеличение давления на состояние равновесия в следующих реакциях: а) H₂ + Cl₂ ⇄ 2HCl; б) 2NO + O₂ ⇄ 2NO₂.

7. Вычислите, сколько граммов оксида серы (VI) надо растворить в 100 г 96,4 %-ного раствора серной кислоты для получения 20 %-ного раствора оксида серы (VI) в 100 %-ном растворе серной кислоты (т.е. 20 %-ного олеума).

8. 12,4 г простого вещества А красного цвета сожгли в избытке воздуха. В результате образовался белый порошок В, который растворили в 471,6 мл горячей воды, получив раствор С. Если раствор С нейтрализовать содой, а затем добавить избыток нитрата серебра, то выпадет ярко-желтый осадок. Назовите вещества А, В и С. Рассчитайте, сколько граммов порошка В образовалось.

9. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций и объясните механизм их протекания: а) Cr₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂S + H₂O ®; б) CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O ® [Cu(OH)]₂CO₃ + … .

10. Вычислите, какое количество фосфорита, содержащего 25 % посторонних примесей, необходимо переработать для получения 500 т двойного суперфосфата, считая выход продукта равным 98 %.

 

ЗАДАНИЕ 3

Задание является завершающим, поэтому включает материал практически по всем темам, изучаемым в 9 классе.

 

Примеры решения задач

Пример 1.

В четырех пробирках без надписей находятся растворы следующих веществ: сульфата натрия, карбоната натрия, нитрата натрия и йодида натрия. Покажите, с помощью каких реагентов можно определить, где какая соль находится. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

 

Решение:

1. К растворам прильем раствор хлорида бария. В пробирках, содержащих сульфат натрия и карбонат натрия, выпадают белые осадки:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄¯;

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄;

Na₂CO₃ + BaCl₂ = 2NaCl + BaCO₃¯;

CO₃^2- + Ba²⁺ = BaCO₃.

2. К полученным осадкам приливаем раствор соляной кислоты. Карбонат бария растворяется с образованием газообразного оксида углерода (IV), а сульфат бария не растворяется:

BaCO₃ + 2HCl = BaCl₂ + Н₂O + CO₂­;

BaCO₃ + 2H⁺ = Ba²⁺ + Н₂O + CO₂.

Таким образом, определили сульфат натрия и карбонат натрия.

3. К оставшимся растворам нитрата натрия и йодида натрия прильем раствор нитрата серебра. В пробирке, содержащей йодид натрия, выпадает желтый творожистый осадок:

NaI + AgNO₃ = NaNO₃ + AgI¯;

I^- + Ag⁺ = AgI.

В пробирке, содержащей нитрат натрия, ничего не происходит.

Определили йодид натрия и нитрат натрия.

 

Пример 2.

Укажите, с помощью каких реакций можно синтезировать нитрат аммония из простых веществ. Каким образом из него получаются свободные кислород, водород, азот? Напишите уравнения соответствующих реакций.

 

Решение:

1. Прямой синтез нитрата аммония NH₄NO₃ из простых веществ, конечно, невозможен.

Из простых веществ получим аммиак NH₃:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (катализатор – губчатое железо, с добавками Al₂O₃, K₂O, CaO, MgO, SiO₂ и др.; температура – 450–500 °С; давление – от 10 до 300 атм.).

Из аммиака получим азотную кислоту:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (на платиновом катализаторе при 500 °С);

2NO + O₂ = 2NO₂;

4NO₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNO₃ (в присутствии избытка кислорода).

Аммиак реагирует с азотной кислотой с образованием нитрата аммония:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃.

2. Получить кислород, водород и азот термическим разложением нитрата аммония невозможно, нитрат аммония разлагается на оксид азота (I) и воду:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O.

Собираем газ и конденсируем воду, затем проводим электролиз воды, в результате образуются водород и кислород:

2H₂O  2H₂ + O₂

Оксид азота (I) можно разложить на азот и кислород, но их трудно разделить, поэтому подвергнем его взаимодействию с водородом:

N₂O + H₂ = N₂ + H₂O.

Получили азот.

 

Пример 3.

Имеется раствор, содержащий одновременно серную и азотную кислоты. Определите массовую долю (%) каждой из кислот в растворе, если при нейтрализации 10 г этого раствора расходуется 12,5 мл 19 %-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,19 г/мл), а при добавлении к 10 г такого же раствора избытка хлорида бария образуется 2,33 г осадка.

 

Дано:

m (p-pa) = 10 г

V (р-ра KOH) = 12,5 мл

w (KOH) = 19 %

r = 1,19 г/мл

m (осадка) = 2,33 г

M (BaSO₄) = 233 г/моль

M (HNO₃) = 63 г/моль

M (H₂SO₄) = 98 г/моль

M (KOH) = 56 г/моль

Найти:

w (H₂SO₄)

w (HNO₃)

Решение:

С раствором гидроксида калия реагирует серная и азотная кислота, а с раствором хлорида бария – только серная кислота, поэтому сначала определим массу серной кислоты, содержащейся в растворе.

Запишем уравнение реакции взаимодействия серной кислоты и хлорида бария:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HCl.

По условию задачи масса образующегося сульфата бария равна 2,33 г. Определим количество вещества сульфата бария:

 (моль).

Следовательно, серной кислоты в растворе содержится также 0,01 моль (соотношение n (H₂SO₄) : n (BaSO₄) равно 1 : 1). Вычислим массу серной кислоты:

m = n × M = 0,01 × 98 = 0,98 (г).

Вычислим массу азотной кислоты, содержащейся в растворе. Запишем уравнения реакций взаимодействия азотной и серной кислот с гидроксидом калия:

HNO₃ + KOH = KNO₃+ H₂O.    (1)

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O. (2)

Определим количество вещества гидроксида калия, вступившего в реакции. Масса раствора гидроксида калия равна:

m (р-ра) = V × r = 12,5 × 1,19 = 14,88 (г),

тогда масса вещества равна:

 (г).

Вычислим количество вещества гидроксида калия:

 (моль).

На реакцию взаимодействия гидроксида калия с серной кислотой (2) в количестве 0,01 моль расходуется 0,02 моль KOH (соотношение n (H₂SO₄) : n (KOH) равно 1 : 2). Тогда на реакцию с азотной кислотой (1) останется 0,03 моль (0,05 – 0,02) KOH. Следовательно, азотной кислоты в растворе содержится 0,03 моль (соотношение n (HNO₃) : n (KOH) равно 1 : 1). Определим массу азотной кислоты:

m = n × M = 0,03 × 63 = 1,89 (г).

Таким образом, исходный раствор содержит: 0,98 г H₂SO₃; 1,89 г HNO₃, масса раствора равна 10 г. Определим массовые доли кислот в растворе:

 (%);

 (%).

Ответ: w (H₂SO₄) = 9,8 %; w (HNO₃) = 18,9 %.

 

Пример 4.

Укажите, какой состав имеют цинковые белила, напишите уравнения реакций их получения.

 

Решение:

Цинковые белила – оксид цинка ZnO.

Получается при горении металлического цинка:

2Zn + O₂ = 2ZnO;

при термическом разложении солей:

ZnCO₃ = ZnO + CO₂;

в промышленности – при переработке цинковых сульфидных руд:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

 

Пример 5.

Вычислите, какую массу (в кг) кальциевой селитры, используемой в качестве удобрения, можно получить из 148 кг гашеной извести, содержащей 8 % посторонних примесей.

Дано:

m (гаш. извести) = 148 кг

w (примесей) = 8 %

М (Ca(OH)₂) = 74 г/моль

М (Ca(NO₃)₂) = 164 г/моль

Найти:

m (Ca(NO₃)₂)

 

Решение:

Нитрат калия образуется при взаимодействии гашеной извести (основной компонент – гидроксид кальция) с азотной кислотой:

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

Вычислим массу гидроксида кальция, содержащуюся в гашеной извести.

Поскольку массовая доля примесей составляет 8 %, то массовая доля гидроксида кальция составляет 92 % (100 – 8). Из определения массовой доли масса гидроксида кальция равна:

 (кг).

Определим количество вещества гидроксида кальция:

 (кмоль).

По уравнению реакции из 1 моля гидроксида кальция образуется 1 моль нитрата кальция, следовательно, из 1,84 кмоль гидроксида кальция образуется 1,84 моль нитрата кальция. Вычислим массу нитрата кальция:

m = n × M = 1,84 × 164 = 301,76 (кг).

Ответ: m (Ca(NO₃)₂) = 301,76 кг

 

Пример 6.

В следующих схемах расставьте коэффициенты и укажите степень окисления элементов, изменивших ее в процессе реакции:

а) Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O;

б) PCl₅ ® PCl₃ + Cl₂.

 

Решение:

а) Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O.

Расставим степени окисления всех элементов:

Na₂⁺S₂^{-2, +6}O₃^-2 + H₂⁺S⁺⁶O₄^-2 ® Na₂⁺S⁺⁶O₄^-2 + S⁺⁴O₂^-2 + S⁰ + H₂⁺O^-2.

В тиосульфат-ионе S₂O₃^2- сера находится в двух степенях окисления +6 и -2. Структурная формула имеет вид:

Тиосульфат-ион является одновременно окислителем (сера в степени окисления +6) и восстановителем (сера в степени окисления -2). В результате образуется оксид серы (IV) (сера в степени окисления +4) и свободная сера (сера в степени окисления 0). Запишем полуреакции процессов окисления и восстановления:

S₂O₃^2- + H₂O – 4  ® 2SO₂ + 2H⁺ (процесс окисления; S₂O₃^2- – восстановитель);

S₂O₃^2- + 6H⁺ + 4  ® 2S + 3H₂O (процесс восстановления; S₂O₃^2- – окислитель);

2S₂O₃^2- + S₂O₃^2- + 4H⁺ ® 2SO₂ + 2S + 2H₂O.

Расставим полученные коэффициенты:

2Na₂S₂O₃ + 2H₂SO₄ ® 2Na₂SO₄ + 2SO₂ + 2S + 2H₂O.

Перед всеми веществами стоит коэффициент 2, его можно сократить:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + SO₂ + S + H₂O.

б) PCl₅ ® PCl₃ + Cl₂.

Расставим степени окисления всех элементов:

P⁺⁵Cl₅^- ® P⁺³Cl₃^- + Cl₂⁰.

Фосфор в степени окисления +5 является окислителем, изменяя степень окисления до +3, хлор в степени окисления -1 является восстановителем, изменяя степень окисления до 0. Покажем переход электронов:

2Cl^- - 2  ® Cl₂⁰ (процесс окисления; Cl^- – восстановитель);

P⁺⁵ +2  ® P⁺³ (процесс восстановления; P⁺⁵ – окислитель);

2Cl^- + P⁺⁵ ® Cl₂ + P⁺³.

Расставим полученные коэффициенты:

PCl₅ ® PCl₃ + Cl₂.

 

Пример 7.

Укажите, как повлияет уменьшение давления на равновесие в реакциях:

а) N₂O₄ (г) ⇄ 2NO₂ (г);

б) 2NO (г) + О₂ ⇄ 2NO₂ (г);

в) 3Fe₂O₃ (к) + СО (г) ⇄ 2Fe₃O₄ (к) + СО₂ (г).

 

Решение:

Согласно принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то в результате протекающих в ней процессов положение равновесия смещается в сторону, ослабляющее это воздействие, при уменьшении давления равновесие в обратимом процессе смещается в сторону увеличения давления.

а) N₂O₄ (г) ⇄ 2NO₂ (г),

процесс протекает с увеличением объема (1 < 2), т.е увеличением давления, поэтому равновесие смещается в сторону продуктов реакции.

б) 2NO (г) + О₂ (г) ⇄ 2NO₂ (г),

процесс протекает с уменьшением объема (3 > 2), т.е увеличением давления, поэтому равновесие смещается в исходных веществ.

в) 3Fe₂O₃ (к) + СО (г) ⇄ 2Fe₃O₄ (к) + СО₂ (г),

процесс протекает без изменения объема, уменьшение давления не оказывает влияния на состояние равновесия.

 

Пример 8.

Объясните, почему нельзя тушить воспламенившийся металлический кальций водой. Напишите уравнения реакций.

 

Решение:

Металлический кальций реагирует с водой, поэтому добавление воды к горящему кальцию только усилит процесс. Запишем уравнение реакции взаимодействия кальция с водой:

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂.

 

 

Пример 9.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cl^- ® Сl₂ ® Cl^- ® AgCl.

 

Решение:

1. Взаимодействие оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой:

молекулярная форма:

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O,

ионная форма

4H⁺ + 2Cl^- + MnO₂ = Mn²⁺ + Cl₂ + 2H₂O.

Электролиз расправа хлорида натрия:

молекулярная форма:

молекулярная форма:

2NaCl  2Na + Cl₂,

ионная форма

2Na⁺ + 2Cl^-  2Na + Cl₂.

2. Взаимодействие хлора с раствором бромида натрия:

молекулярная форма:

Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂,

ионная форма:

Cl₂ + 2Br^- = 2Cl^- + Br₂.

Взаимодействие металлического натрия и газообразного хлора:

молекулярная форма:

2Na + Cl₂ = 2NaCl.

3. Взаимодействие раствора хлорида натрия с раствором нитрата серебра:

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃,

ионная форма:

Cl^- + Ag⁺ = AgCl.

 

Пример 10.

Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

 

Решение:

1. Взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой:

Cu + 6HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 4NO + H₂O.

2. Окисление меди кислородом:

2Cu + O₂ = 2CuO.

3. Взаимодействие меди с концентрированной соляной кислотой в присутствии кислорода:

2Cu + O₂ + 4HCl = 2CuCl₂ + 2H₂O.

4. Взаимодействие раствора хлорида меди (II) с раствором гидроксида натрия:

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2NaCl.

5. Термическое разложение гидроксида меди (II):

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

6. Взаимодействие нитрата меди (II) с раствором гидроксида натрия:

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2NaNO₃.

7. Термическое разложение нитрата меди (II):

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂.

8. Взаимодействие оксида меди (II) с соляной кислотой:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O.