Продолжение. См. № 11, 12, 13, 14, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23/2007;
01, 02, 03, 04/2008

Ответы на упражнения,
задачи и контрольные вопросы к главам 5–7

Урок 45

1. Резерфордий ₁₀₄Rf – в честь Эрнеста Резерфорда (английский физик-ядерщик, 1871–1937), борий ₁₀₇Вh – в честь датского физика Нильса Бора (1885–1962), эйнштейний ₉₉Еs назван в честь Альберта Эйнштейна (1879–1955), создателя теории относительности.

2. В 1869 г. было известно более 60 химических элементов, а в настоящее время – свыше 110.

3. Сходство щелочных металлов – простых веществ: низкие температуры плавления и кипения (у натрия t_пл = 98 °С и t_кип = 883 °С), малая плотность ( (Na) = 0,97 г/см³), они мягкие и режутся ножом, обладают высокой реакционной способностью, их хранят под слоем масла или керосина. В составе сложных веществ элементы группы Iа проявляют валентность I, их основания – щелочи, их соли растворимы в воде.

4. А_r(Ве) = 9 (ранее ошибочно приписывали значение А_r = 13,8).

5. Атомный вес (массу).

6. Экасилиций – германий ₃₂Gе, экаалюминий – галлий ₃₁Gа и экабор – скандий ₂₁Sс.

7. Периодический закон Д.И.Менделеева: при возрастании относительных атомных масс А_r химических элементов наблюдается периодическая повторяемость важнейших характеристик элементов, а также свойств образуемых ими простых и сложных веществ.

Щелочные металлы в ампулах: а – цезий; б – рубидий; в – калий; г – натрий

Урок 46

1. Атомный номер химического элемента совпадает с зарядом ядра атома. (Например, атом элемента № 11 натрия содержит в ядре 11 протонов и имеет заряд ядра +11.)

2. Максимально возможное число электронов N в электронном слое с номером n определяют по формуле: N = 2n².

3. Периодичность в изменении свойств элементов вызвана периодическими изменениями числа электронов во внешних электронных слоях атомов.

4.

5. Устойчивая электронная конфигурация у атомов с 8e во внешней оболочке. Ответ. г – 8e, правило октета.

6. Приведены старая и «новая» химические формулы:

H₂O H₁₆O, MgO Mg₂O₃, CO₂ C₄O₃, CaBr₂ Ca₂Br, SO₂ SO₂.

Урок 47

1. Периодическая система химических элементов.

2. – символ элемента, азот – название элемента, 7 – заряд ядра атома,
14 – относительная атомная масса.

3. Радиоактивные элементы.

4. ₉₂U.

5. Ядерные реакции.

6. Горизонтальные строки в таблице элементов образуют периоды. Каждый период начинается щелочным металлом, а заканчивается инертным (благородным) газом.

7. В периодической системе 2-й и 3-й периоды включают по 8 элементов, 4-й и 5-й периоды – по 18 элементов.

8. В 4-м и 5-м периодах, начиная с 3-го и по 12-й элемент от начала периода, новые электроны поступают не во внешний слой, а в предвнешний. Эти 10 элементов (в 4-м периоде со Sc по Zn, а в 5-м периоде с Y по Сd) называют переходными металлами, или d-элементами.

9. Группа периодической системы – это вертикальная колонка химических элементов в таблице. Номер группы чаще всего обозначают римской цифрой. Например, II группу составляют элементы Ве, Mg, Са, Zn, Sr, Сd, Ва, Нg, Rа.

10. Химические элементы группы Iа – водород Н, литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Сs, франций Fr; группа Iб – медь Сu, серебро Аg, золото Аu.

Металлы группы Iб таблицы Д.И.Менделеева: а – медь Cu; б – серебро Ag; в – золото Au

11. Металлические свойства элементов в периодах слева направо ослабевают, а в группах сверху вниз усиливаются.

12. Все элементы групп б – металлы.

13. У атомов металлов в их соединениях не бывает отрицательных степеней окисления.

14. Координаты элементов в периодической системе: ₆С – 2-й период, IVа группа; ₁₅Р – 3-й период, Vа группа; ₂₉Сu – 4-й период, Iб группа.

Урок 48

1.

3. Li₂О и Ag₂O; FeО и MgО; Al₂О₃ и Fе₂О₃.

4. а) KОН;  б) Zn(ОН)₂;  в) Gа(ОН)₃;  г) Zr(ОН)₄.

5. Газы легче воздуха: водород Н₂, азот N₂, аммиак NН₃ и гелий Не.

6. Примеры соединений общей формулы А_хВ_у, у которых (А) = (В): SO₂, MgC₂, FeF₃, K₂Se, Be₃N₂, TbBr₂.

7. а) As₂О₅ и Аs₂О₃; б) АsСl₃; в) АsН₃; г) Н₃АsО₄; д) Н₃АsО₃; е) K₃АsО₄.

8. Физические свойства металлического рубидия: низкие температуры плавления (38,9 °С) и кипения (703 °С), легкий ( = 1,525 г/см³), мягкий и режется ножом, пары соединений рубидия окрашивают пламя в пурпурно-красный цвет.

Химические свойства рубидия:

на воздухе мгновенно воспламеняется с образованием надперекиси:

Rb + O₂ = RbO₂;

в атмосфере хлора воспламеняется:

2Rb + Cl₂ = 2RbCl;

при растирании рубидия с серой происходит взрыв:

2Rb + S = Rb₂S;

с водой реакция тоже протекает со взрывом:

2Rb + 2H₂O = 2RbOH + H₂.

9. С увеличением атомного номера у оксидов элементов группы IVа наблюдаются следующие общие закономерности.

Агрегатное состояние: СО₂ – газ;

SiO₂, GeO₂, SnO₂, PbO₂ – твердые вещества.

Плотность в этом ряду возрастает, а термическая устойчивость снижается.

Оксиды СО₂ и SiO₂ не изменяются при сильном нагревании, диоксиды олова и свинца разлагаются до монооксидов:

PbO₂ PbO + [O].

Оксиды СО₂ и SiО₂ – кислотные, SnO₂ и PbO₂ – амфотерные. С водой реагирует только СО₂:

СО₂ + H₂O = H₂CO₃.

10. Кислоты – Н₂S, НСl. В формулах кислот первый элемент – водород.

11.

Положение элемента в периодической системе определяется зарядом его ядра Z. Численно атомный номер элемента совпадает с зарядом ядра атома Z.

ГЛАВА 6. РАСТВОРЫ

1. Компонент – составная часть, кусочек целого.

2. Раствор – это однородная смесь двух или более веществ, состав которой может непрерывно изменяться.

3. Отличия растворов от смесей:

1) растворы устойчивы при хранении, а смеси – нет;

2) растворы гомогенны (однородны), а смеси гетерогенны (неоднородны, можно разглядеть частички одного вещества в другом).

4. Отличия растворов от химических соединений:

1) из растворов физическими операциями (упаривание, фильтрование) можно выделить компоненты раствора;

2) состав раствора непостоянен, тогда как состав химических соединений постоянен.

5. Причины образования растворов:

1) тепловые колебания частичек (молекул, атомов, ионов) растворяемого вещества (с поглощением энергии);

2) взаимодействие частичек вещества с молекулами растворителя (с выделением энергии).

6. Растворы – а, в, д, поскольку это однородные смеси.

7. Присутствие растворенного вещества в растворе можно определить по цвету, запаху, вкусу, температурам кипения и плавления (отличаются от констант чистых веществ), электропроводности; по остатку твердого вещества или высококипящей жидкости после упаривания растворителя.

Признаки водных растворов: а – цвет; б – запах; в – температура кипения; г – электропроводность

Урок 50

1. Растворитель – это среда, в которой при приготовлении раствора распределяется растворенное вещество. Если для приготовления раствора взяты вещества в различных агрегатных состояниях, то растворителем называют вещество, которое находится в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Например, в сахарном сиропе растворитель – вода. При комнатной температуре вода, как и сироп, – жидкость; сахар – растворенное вещество.

2. Растворимость вещества – максимальная масса вещества, которую при данной температуре можно полностью растворить в 100 г растворителя.

3. Растворимы все соли: а) катионов Na⁺, K⁺; б) анионов , CH₃COO^-.

4. При нагревании растворимость в воде твердых веществ возрастает, а газов уменьшается.

5. Насыщенными называют растворы, в которых содержание растворенного вещества при данной температуре соответствует его растворимости.

Ненасыщенные растворы содержат растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе.

Пересыщенные растворы содержат растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе.

Растворимость вещества при заданной температуре соответствует содержанию этого вещества в его насыщенном растворе. Обычно растворимость указывают в граммах растворенного вещества на 100 г воды.

6. Обозначим через х содержание KNО₃ в 40 г насыщенного раствора. Составим пропорцию, используя значение растворимости при 20 °С:

100 г воды –– 31,6 г KNО₃,

(40 – х) г воды –– х г KNО₃.

Отсюда х = 18,5 г.

Ответ. 18,5 г KNО₃.

7. Cоставим пропорцию:

112,4 г KОН –– 100 г воды,

56,2 г KОН –– х г воды.

Отсюда х = 50 г.

Ответ. 50 г воды.

8. Растворимость NaОН в 100 г воды при 80 °С равна 248 г. Значит:

в 348 г раствора содержится 248 г NaОН,

в 34,8 г раствора » » x г NaОН.

Содержание щелочи в насыщенном при 80 °С растворе х = 24,8 г NaОН, т.е. воды в растворе – 10 г.

Подобным образом при 20 °С верна пропорция:

в 100 г воды растворяется 108,7 г NaОН,

в 10 г воды » » у г NaОН.

Отсюда у = 10,9 г.

Разница масс растворенного при этих температурах NaОН в 10 мл воды дает массу осадка NaОН: 24,8 – 10,9 = 13,9 г.

Ответ. 13,9 г NaОН.

9. NaCl и KNO₃, KOH и NaOH (при 20 и 80 °С), NH₄Cl и KNO₃, NaCl и KCl.

10. Растворимость щелочей NaОН и KОН при температуре 20 °С и выше превышает 100%. Это значит, что, скажем, в 100 г воды растворяется более 100 г вещества. Для соли KNО₃ при 20 и 40 °С растворимость меньше 100%, а при 80 °С больше 100% (168,8 г KNО₃ в 100 г воды).

Мерные колбы для приготовления растворов определенной молярной концентрации смол

Урок 51

1. Концентрация раствора – это характеристика содержания растворенного вещества в порции раствора. Наиболее часто используемые способы выражения концентрации – массовая доля растворенного вещества , объемная доля _об (для жидкостей или газов) и молярная концентрация раствора с_мол.

= m(в-ва)/m(р-ра),

_об = V(в-ва)/V(р-ра),

с_мол = (в-ва в моль)/V(р-ра в л).

2. = m(в-ва)/[m(в-ва) + m(воды)] = 20/(20 + 60) = 0,25.

Ответ. в) 0,25.

3. Для 100 г 3%-го раствора надо взять 3 г питьевой соды и 97 г воды,

для 200 г 3%-го раствора » » 6 г питьевой соды и 194 г воды.

Ответ. 6 г соды NaHCO₃ и 194 г воды.

4. а) = m₀(NaOH)/(m₀(р-ра) - 100) = ₀•m₀(р-ра)/400 = 0,2•500/400 = 0,25;

б) = (m₀(NaOH) + 100)/(m₀(р-ра) + 100) = 200/600 = 0,33.

Ответ. а) = 0,25; б) = 0,33.

5. = m(в-ва)/m(р-ра) = 0,5/25 = 0,02.

Ответ. = 0,02.

6. m₁(сахара) = с₁(%)•m₁(р-ра)/100(%), где с₁ – массовая доля сахара в 1-м растворе, выраженная в процентах.

с(нового р-ра) = [m₁(сахара) + m₂(сахара)]•100(%)/m(нового р-ра) =

= (0,2•100 + 0,32•50)•100(%)/150 = 24%.

Ответ. с = 24%.

7. с_мол(KОН) = (KОН)/V(р-ра KОН) =m(KОН)/[M(KOH)•V(р-ра KОН)] = 2,8/(56•0,1) = 0,5 моль/л.

Ответ. с_мол = 0,5 моль/л KОН.

8. 5 л.

9. При полном осаждении из раствора ионов Ag⁺ с помощью ионов Сl^- равны их количества вещества, т.е. (AgNO₃) = (HCl).

Найдем (AgNO₃) = с_мол(AgNO₃)•V(р-ра AgNO₃) = 0,2•0,5 = 0,1 моль.

V(р-ра НCl) = (HCl)/с_мол(HCl) = 0,1/0,5 = 0,2 л, или 200 мл.

Ответ. 200 мл р-ра HCl.

10. Уравнение реакции:

Н₂S + СuSO₄ = CuS + H₂SO₄.

Количества вещества реагирующих веществ одинаковы:

(H₂S) = (CuSO₄) = с_мол(CuSO₄)•V(р-ра CuSO₄) = 0,25•2 = 0,5 моль.

Объем газа V(H₂S) = (H₂S)•V_M = 0,5•22,4 = 11,2 л.

Ответ. 11,2 л H₂S.

11. (H₂SO₄) = m(H₂SO₄)•100(%)/m(р-ра).

Масса раствора серной кислоты объемом 1 л (1 дм³):

m(р-ра H₂SO₄) = •V = 1,29•1 = 1,29 кг.

Масса кислоты в этом объеме раствора:

m(H₂SO₄) = •M(H₂SO₄) = 5•98 = 490 г (0,49 кг).

Массовая доля:

(H₂SO₄) = m(H₂SO₄)/m(р-ра H₂SO₄) = 0,49/1,29 = 0,38, или 38%.

Ответ. (H₂SO₄) = 38%.

Урок 52

1. Электролитами называют соединения, существующие в растворе в виде ионов. Растворы электролитов и их расплавы проводят электрический ток.

2. в) Гидратация.

4. Электропроводность.

5. Неэлектролиты – вещества с молекулярным строением. Как правило, электроотрицательности атомов таких веществ отличаются незначительно. Примеры неэлектролитов: йод I₂, нафталин С₁₀Н₈, спирт С₂Н₆О (С₂Н₅ОH).

6. а) Электролитическая диссоциация.

7. Электролиты – NaBr, K₂SO₄, CaCl₂.

8. Любой раствор электролита в целом электронейтрален. Это значит, что общее число положительно заряженных частиц в растворе равно общему числу отрицательно заряженных.