Программа вступительных экзаменов по химии для поступающих на химический факультет

КАЛИНИНГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ХИМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ

ПРОГРАММА вступительных экзаменов по химии для поступающих на химический факультет

О Н

Н2 0

Калининград 1998

Н

Программа вступительных экзаменов по химии для поступающих на химический факультет / Калинингр. ун-т; Сост. Н.В. Чибисова, Т.Н. Куркова, В.Ф. Логинова / Под ред. доцента В.Р. Пануса. - Калининград, 1998. - 23 с. В программе даны теоретические вопросы, выносимые на вступительные экзамены по химии, а также примеры решения задач.

Составители: доцент кафедры неорганической и аналитической химии, к.б.н. Н.В. Чибисова; доцент, к.х.н. Т.Н. Куркова; ст. преподаватель В.Ф. Логинова.

Утверждена методической комиссией химического факультета Калининградского государственного университета.

© Калининградский государственный университет, 1998

Программа вступительных экзаменов по химии для поступающих на химический факультет Составители: Наталья Викторовна Чибисова, Татьяна Николаевна Куркова, Вера Федоровна Логинова Лицензия № 020345 от 14.01.1997 г. Редактор Л.Г. Ванцева. Оригинал-макет Д.В. Голубина. Подписано в печать 14.04.1998 г. Формат 60×90 1/16. Бумага для множительных аппаратов. Ризограф. Усл. печ. л. 1,4. Уч.-изд. л. 1,5. Тираж 300 экз. Заказ . Калининградский государственный университет, 236041, г. Калининград, ул. А. Невского, 14.

ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ На экзамене по химии поступающий в университет должен: - показать знание основных теоретических положений; - уметь применять теоретические положения химии при рассмотрении классов неорганических и органических веществ и их соединений; - уметь раскрывать зависимость свойств веществ и их соединений; - знать свойства важнейших веществ, применяемых в промышленности и быту; - понимать основные научные принципы важнейших химических производств; - решать типовые и комбинированные задачи по основным разделам химии. На экзамене можно пользоваться следующими таблицами: - “Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева”; - “Растворимость оснований, кислот и солей в воде”; - “Электрохимический ряд стандартных электронных потенциалов”. При решении задач разрешается пользоваться калькулятором. В экзаменационные билеты для устного экзамена включаются, как правило, четыре вопроса: - по теоретическим основам химии; - по неорганической химии; - по органической химии; - задача. В билете может быть и три вопроса. На основе периодического закона абитуриенты должны уметь давать сравнительную характеристику элементов по группам и периодам. Характеристика элемента включает: - электронную конфигурацию атома, возможные элементы и степени окисления элемента в соединениях; - формы простых веществ и основные типы соединений, их физические и химические свойства, лабораторные и промышленные способы получения, распространенность элемента и его соединений в

3

природе, практическое значение и области применения его соединений. При описании химических свойств должны быть отражены реакции с участием неорганических и органических соединений (кислотно-основные и окислительно-восстановительные реакции), а также качественные реакции. Характеристика каждого класса органических соединений включает особенности электронного и пространственного строения соединений данного класса, закономерности изменения физических и химических свойств в гомологическом ряду, номенклатуру, виды изомерии, основные типы химических реакций и их механизмы. Характеристика конкретных органических соединений включает физические и химические свойства, лабораторные промышленные способы получения, области применения. При описании химических соединений необходимо учитывать реакции с участием как радикала, так и функциональной группы.

ПРОГРАММА ВСТУПИТЕЛЬНЫХ ЭКЗАМЕНОВ 1. Предмет и задачи химии. Явления физические и химические. Место химии среди естественных наук. Химия и экология. 2. Основы атомно-молекулярного учения. Понятия атома, молекулы, элемента, вещества. Относительная атомная и относительная молекулярная массы. Моль - единица количества вещества. Молярная масса. Стехиометрия: закон сохранения массы вещества, постоянство состава. Закон Авогадро, молярный объем, уравнение МенделееваКлапейрона. Относительная плотность газа. 3. Химические элементы. Знаки химических элементов, формулы химических соединений. Простое вещество. Сложное вещество. Аллотропия. Валентность и степень окисления. Составление химических формул по валентности элементов и атомных групп. 4. Строение атома. Атомное ядро. Изотопы - разновидность атомов химических элементов. Ядерные превращения. 5. Строение электронных оболочек атомов. Электронные конфигурации атомов в основном и возбужденном состояниях. 4

6. Открытие Д.И. Менделеевым периодического закона и создание периодической системы химических элементов. Современная формулировка периодического закона. Строение периодической системы: большие и малые периоды, группы и подгруппы. Зависимость свойств элементов и образуемых ими соединений от положения элемента в периодической системе. 7. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Механизмы образования и примеры соединений. Понятие о гибридизации орбиталей. 8. Агрегатные состояния веществ. Типы кристаллических решеток. Зависимость свойств простых и сложных веществ от типа химической связи и кристаллической решетки. 9. Классификация химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Примеры других классификаций. 10. Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические уравнения. 11. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы. 12. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения, принцип Ле Шателье. 13. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости веществ от их природы, температуры и давления. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная концентрация). 14. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Условия протекания реакций в растворах электролитов. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, солей и оснований в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. 15. Окислительно-восстановительные процессы. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электрохимический ряд напряжений металлов. Электролиз расплавов и растворов, законы электролиза. Неорганическая химия

5

1. Основные классы неорганических веществ, их названия (номенклатура), генетическая связь между ними. 2. Оксиды. Способы получения, свойства оксидов. 3. Основания, способы получения, свойства. Щелочи, их получение, свойства, применение. 4. Кислоты, их классификация, общие свойства, способы получения. 5. Соли, их состав, химические свойства, способы получения. Гидролиз солей. 6. Металлы, их положение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы получения. Металлы и сплавы в технике. 7. Общая характеристика щелочных металлов. Оксиды и соли щелочных металлов. Калийные удобрения. 8. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы периодической системы химических элементов. Кальций и его соединения. Жесткость воды и ее устранение. 9. Общая характеристика элементов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов. Алюминий. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. 10. Железо, его оксиды и гидроксиды, зависимость свойств от степени окисления железа. Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна и стали. Роль железа и его сплавов в технике. 11. Водород, его взаимодействие с металлами, неметаллами, оксидами, органическими соединениями. 12. Кислород, его аллотропные модификации. Свойства озона. Оксиды и пероксиды. 13. Вода, строение воды. Физические и химические свойства. Пероксид водорода. Кристаллогидраты. 14. Общая характеристика галогенов. Галогеноводороды. Галогениды. Кислородсодержащие соединения хлора. 15. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы химических элементов. Сера. Сероводород. Сульфиды. Оксиды серы (IV) и (VI), получение, производство серной кислоты. 16. Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы периодической системы химических элементов. Азот. Аммиак, его

6

промышленный синтез. Соли аммония. Нитриды. Оксиды азота. Азотная и азотистая кислоты и их соли. Азотные удобрения . 17. Фосфор, его аллотропные модификации. Оксид фосфора (V), орто-, мета- и дифосфорная кислоты и их соли. Фосфорные удобрения. 18. Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы периодической системы химических элементов. Углерод, его аллотропные модификации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли. Карбиды кальция и алюминия. 19. Кремний. Оксид кремния (IV). Кремниевая кислота и ее соли.

Органическая химия 1. Теория химического строения органических соединений А.М. Бутлерова. Зависимость свойств веществ от их строения. Виды изомерии. Природа химической связи в молекулах органических соединений, гомо- гетеролитические способы разрыва связей. Понятие о свободных радикалах и ионах. 2. Предельные углеводороды (алканы и циклоалканы), их электронное и пространственное строение. Номенклатура. Изомерия. 3. Этиленовые углеводороды (алкены), их электронное и пространственное строение (σ- и π-связи). Номенклатура, изомерия. Правило Марковникова. Сопряженные диеновые углеводороды, особенности их химических свойств. 4. Ацетиленовые углеводороды (алкины), их электронное и пространственное строение (σ- и π-связи). Номенклатура. 5. Ароматические углеводороды (арены). Бензол, электронное и пространственное строение. Гомологи бензола. Понятие о взаимном влиянии атомов на примере толуола (реакции ароматической системы и углеводородного радикала). 6. Природные источники углеводородов: нефть, природный и попутный нефтяной газы, уголь. Перегонка нефти. Крекинг. Продукты, получаемые из нефти, их применение. 7. Спирты. Первичные, вторичные и третичные спирты. Номенклатура, строение, химические свойства одноатомных спиртов. Про-

7

мышленный синтез этанола. Многоатомные спирты, номенклатура, особые свойства (этиленгликоль, глицерин). 8. Фенол, его строение, взаимное влияние атомов в молекуле. Химические свойства фенола, сравнение со свойствами алифатических спиртов. 9. Альдегиды. Номенклатура, строение, физические и химические свойства, Особенности карбонильной группы. Муравьиный и уксусный альдегиды, их получение, применение. 10. Карбоновые кислоты. Номенклатура, строение, физические и химические свойства. Взаимное влияние карбоксильной группы и углеводородного радикала. Предельные, непредельные и ароматические кислоты. Примеры кислот: муравьиная (ее особенности), уксусная, стеариновая, бензойная. Оксикислоты. Примеры оксикислот: молочная, винная, салициловая. 11. Сложные эфиры. Строение, химические свойства. Реакция этерификации. Жиры, их роль в природе, химическая переработка жиров (гидролиз, гидрирование). 12. Углеводороды. Моносахариды: глюкоза и фруктоза. Олигосахариды: мальтоза и сахароза. Полисахариды: крахмал и целлюлоза. Их строение, физические и химические свойства, роль в природе. 13. Амины. Алифатические и ароматические амины. Взаимное влияние атомов на примере анилина. Первичные, вторичные и третичные амины. 14. Аминокислоты. Строение, химические свойства, изомерия. Альфа-аминокислоты - структурные единицы белков. Пептиды. Строение, биологическая роль белков. 15. Пиррол. Пиридин. Пиримидиновые и пуриновые основания, входящие в состав нуклеиновых кислот. Представление о структуре нуклеиновых кислот. 16. Реакции полимеризации и поликонденсации. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (ВМС): мономер, полимер, элементарное звено, степень полимеризации (поликонденсации). Примеры различных типов ВМС. Перечень типовых расчетных задач по химии

8

1. Вычисление относительной молекулярной массы вещества по его формуле. 2. Вычисление массовых долей (процентного содержания) элементов в сложном веществе по его формуле. 3. Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе, если известна масса растворенного вещества и масса раствора. 4. Вычисление массы растворителя и массы растворенного вещества по известной массовой доле растворенного вещества и массе раствора. 5. Вычисление массы определенного количества вещества. 6. Вычисление количества вещества (в моль) по массе вещества. 7. Вычисление относительной плотности газообразных веществ. 8. Вычисление объема определенного количества газообразного вещества при любых заданных условиях. 9. Вычисление массы газообразного вещества, занимающего определенный объем, при любых заданных значениях температуры и давления. 10. Вычисление объема определенной массы газообразного вещества при любых заданных условиях. 11. Нахождение простейшей химической формулы вещества по массовым долям элементов. 12. Вычисление массы продукта реакции по известным массам исходных веществ. 13. Вычисление массы продукта реакции по известной массе одного из вступивших в реакцию веществ. 14. Вычисление выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного. 15. Вычисление массы (объема) продукта реакции по известной массе (объему) исходного вещества, содержащего определенную долю примесей. 16. Вычисление массовой доли компонентов смеси на основе данных задачи. 17. Установление молекулярной формулы газообразного вещества по продуктам сгорания. * * * Экзаменационные билеты могут содержать как типовые, так и комбинированные задачи, состоящие из нескольких типов перечис9

ленных выше расчетных задач. Кроме того, комбинированные задачи могут быть составлены по материалам различных разделов химии. Для решения задач по химии необходимо знание не только химии, но и математики. После составления уравнений химических реакций нужно провести расчеты по этим химическим уравнениям. Для того чтобы решить математическую часть задачи, необходимо не только знать законы и основные формулы, но и уметь ими пользоваться. В решении задачи указываются все используемые формулы и величины и поясняется ход решения. При оформлении задачи в произвольной форме дается краткая запись условия. Для окислительновосстановительных реакций приводится электронный баланс, для реакций электролитов в растворах дается ионное уравнение. В химическом уравнении указываются все условия проведения химической реакции (нагрев, катализаторы) и явления, сопровождающие химическую реакцию (выделение газа, выпадение осадка, выделение тепла). Придерживайтесь разумной точности вычислений. Значения молярных масс округляются до целых величин (за исключением молярной массы хлора). Основные формулы для решения химических задач

m( х ) , где М(х ) m(x) - масса вещества х (г), М (х) - молекулярная масса вещества х (г/моль). V( х ) а) для газов: ν(х) = , где V (x) - объем газа x в л, Vm - молярVm ный объем газов, который при нормальных условиях составляет 22,4 л/моль; б) нормальные условия: Т = 273 К = 0° С, Р = 101 кПа =760 мм. рт. ст. = 1 атм. В системе СИ для измерения давления используется величина Па; в) количество атомов, молекул или ионов вещества х: N(x) = NA × ν(х), где NA - число Авогадро, равное 6,02 × 1023. 2. Массовая доля вещества х (безразмерная величина, изменяемая в пределах от 0 до 1, иногда измеряется в процентах): 1. Количество вещества (размерность - моль): ν(x) =

10

m( x ) m( x ) = m(смеси ) m( х ) + m( у) + ... 3. Массовая доля элемента в соединении: М ( Э) , ω(Э) = n × М (соединения ) где n - число атомов элемента, массовая доля которого определяется в соединении. 4. Объемная доля вещества х (безразмерная величина, изменяемая в пределах от 0 до 1, иногда измеряется в процентах): V( x ) ϕ(x) = . V(смеси ) ν( х ) , где x, y... - компоненты газовой Для газов ϕ(x) = ν( х ) + ν( у ) + ... смеси; ϕ(O2) = 21% (в воздухе). 5. Молярная доля вещества х (безразмерная величина, изменяемая в пределах от 0 до 1, иногда измеряется в процентах): ν( х ) χ(х) = , ν( х ) + ν( у) + ν( z ) + ... где x, y, z - компоненты смеси. 6. Молярная концентрация вещества х (размерность - моль/л, иноν( х ) гда обозначается - М): С(х) = . V( раствора ) 7. Плотность вещества х (размерность г/мл = г/см3): m( х ) ρ(х) = . V( раствора ) 8. Плотность газа х по газу y (безразмерная величина): М(х ) , Dy (x) = М ( у) где M(x) и M(y) - молекулярные массы газов x и y (молекулярный вес воздуха 29 г/моль). V V 9. Универсальный газовый закон: P1 1 = P2 2 . Этот закон выT1 T2 полняется при неизменной массе газовой смеси. ω(x) =

11

Т , где R V - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль×К в системе СИ. 11. Растворимость вещества (х) определяется количеством граммов данного вещества, которое может раствориться в 100 г воды при заданной температуре (размерность - г; всегда указывается, при какой 100ω , где ω - массовая доля насыщентемпературе измерена): Рt(x) = 1− ω ного раствора при данной температуре. 12. Выход продукта реакции показывает, во сколько раз меньше получилось практического продукта реакции по сравнению с вычисленным теоретически по уравнению реакции (безразмерная величина изменяемая в пределах от 0 до 1, иногда измеряется в процентах): m( практичес кая ) V( практичес кий) ν( практичес кая ) ω(х) = = . = m( теоретичес кая ) ν( теоретичес кая ) V( теоретичес кий) Последнее соотношение для газов. 13. Закон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а зависит лишь от начального и конечного состояний системы. Отсюда вытекает практическое следствие: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов при формулах этих веществ в уравнениях реакции. 14. Число частиц в заданном количестве вещества х: N(x) = ν×NA, NA = 6,02 × 1023. 15. Закон действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Для реакции типа aA +bB = dD , где a, b, d - стехиометрические коэффициенты (коэффициенты реакции): υ = κ×Ca(A)×Cb(B), где κ - константа скорости химической реакции, равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных одному молю. 16. Константа равновесия реакции: aA +bB ⇔ dD + eE - вычисляC d ( D) × C е ( Е ) , где С - молярная ется по формуле K(равновесия) = а С ( А ) × С b ( В) концентрация веществ в равновесном состоянии. 10. Закон Менделеева-Клайперона: P×V = ν × RT = m×R×

12

17. Закон Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 t −t

1 2 V( t 1 ) = γ 10 , где γ градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза. V( t 2 ) - температурный коэффициент Вант-Гоффа, который колеблется для разных реакций от 2 до 4.

Примеры решения экзаменационных задач Задача 1. При нормальных условиях 16,8 л смеси азота и оксида углерода (IV) имеет массу 29 г. Определите массу каждого газа в смеси. Решение. Общее количество моль газов в смеси: 16,8/22,4 = 0,75 моль. Обозначим количество моль азота через х, а количество моль СО2 через у. Тогда х + у = 0,75. Масса азота равна 28х, масса СО2 равна 44у, следовательно, 28х + 44у = 29. Решаем систему уравнений: х + у = 0,75 28х + 44у = 29 х =0,25 моль, у = 0,50 моль Масса азота: 28 × 0,25 = 7 г. Масса оксида углерода (IV): 44 × 0,5 = 22 г. Задача 2. 208,5 мг кристаллогидрата сульфата железа (II) обесцвечивает в сернокислом растворе 0,15 моль перманганата калия. Определите молекулярную формулу кристаллогидрата. Решение. Обозначим количество молекул Н2О в кристаллогидрате через х, то есть FeSO4 × xH2O. Тогда молярная масса кристаллогидрата равна (152 + 18х) г/моль, где 152 г/моль и 18 г/моль - соответственно молярные массы FeSO4 и Н2О. Согласно уравнению реакции: 10FeSO4×xH2O + 2KMnO4 +8H2SO4 = = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Mn+7 + 5e → Mn2+ 2 2 Fe2+ - 2e → 2Fe3+ 5 Составим пропорцию: 5(152 + 18х) г/моль FeSO4×xH2O

⎯

1 моль KMnO4 13

–3 208,5×10–3 г ⎯ 0,15×10 моль Решая пропорцию, получим х = 7. Следовательно, кристаллогидрат имеет молекулярную формулу: FeSO4×7H2O.

Задача 3. Массовые доли элементов в органическом соединении равны: С - 54,55%, Н - 9,09%, О - 36,36%. Определить формулу, если плотность паров этого вещества 3,92 г/л. Решение. Разделив массовые доли элементов на их молярные массы, получим соотношение атомов в молекуле: С : Н : О = 0,5455/12 : 0,0909/1 : 0,3636/16 = = 0,0455 : 0,0909 : 0,0227 = 2 : 4 : 1. Такому соотношению атомов удовлетворяет формула: С2nH4nOn (n - целое число). Выразим молярную массу вещества: М (С2nH4nOn) = 44n. Найдем молярную массу вещества по известной плотности паров. 1 л имеет массу 3,92 г 22,4 л – М М = 87,8 г/моль. Приравняем молярные массы: 44n = 87,8, n = 2. Формула органического соединения С4Н8О2. Задача 4. Сколько воды и медного купороса CuSO4×5H2O потребуется для приготовления 200 г раствора сульфата меди, из которого можно будет осадить 6,4 г меди электрохимическим способом? Решение. 160 г/моль 64 г/моль Cu CuSO4 x1 г 6,4 г х1 = 160×6,4 / 64 = 16 г CuSO4 250 г/моль 160 г/ моль CuSO4 CuSO4×5H2O 16 г x2 г х2 = 250×16/160 = 25 г CuSO4×5H2O. Следовательно нужно взять для приготовления раствора 25 г медного купороса и 200 - 25 = 175 г воды. Задача 5. Массовая доля хлорида меди (II) в насыщенном растворе этой соли при температуре 20°С равна 42,7%. Определить растворимость хлорида меди (II) при этой температуре. 14

Решение. 100 г раствора содержит 42,7 г CuCl2 53,7 г растворителя – 42,7 г СuCl2 100 г растворителя – х г CuCl2 x =74,52 г Растворимость хлорида меди (II) при температуре 20°С равна 74,52 г CuCl2 на100 г растворителя. Задача 6. Определите массовую долю H2S в насыщенном растворе, полученном при 27°С и давлении 1,013×105 Па путем растворения 3,91 л сероводорода в 1 л воды. Решение. Согласно уравнению Клайперона-Менделеева, масса растворенного сероводорода при Т = 273 + 27=300 К и Р=101,3 кПа равна: m(H2S) = M×P×V/R×T = 34×101,3×3,91/8,31×300 = 5,4 г. Масса полученного раствора: m(H2S) + m(H2O) = 5,4 + 1000 = 1005,4 г. Массовая доля сероводорода в растворе: ω(%) = 5,4×100/ 1005,4 = 0,537%. Задача 7. При нагревании иодметана массой 2,84 г с металлическим натрием массой 0,69 г получен этан, объем которого составил 179,2 мл (н.у.). Определите массовую долю продукта реакции. Решение. 2CH3J + 2 Na → CH3–CH3 + 2NaJ 2 моль 1 моль 0,02 моль 0,01 моль ν(CH3J) = m(CH3J)/M(CH3J) =2,84/142 = 0,02 моль, ν(Na) = m(Na) / M(Na) = 0,69/23 = 0,03 моль. Согласно уравнению реакции, натрий взят в избытке: ν(Na) > ν(CH3J). Следовательно, образуется 0,1 моль С2Н6, или 0,01×22,4 = 0,224 л С2Н6 (теоретический выход). Тогда практический выход (179,2 мл) составит от теоретического: ω = 0,1792×100/0,224= 80%. Задача 8. При действии нитрата серебра на раствор, содержащий 6 г смеси бромидов калия и натрия, было получено 10,46 г бромида серебра. Определите массу каждой соли в смеси. 15

Решение. Обозначим количество моль NaBr и KBr соответственно через х и у. AgNO3 + NaBr → AgBr↓ + NaNO3 х моль х моль AgNO3 + КBr → AgBr↓ + KNO3 у моль у моль М(NaBr) = 103 г/моль; М (KBr) = 119 г/моль; М(AgBr) = 188 г/моль. 103х + 119у = 6 188(х + у) = 10,46 у = 0,017 моль KBr m(КBr) = 0,017×119 = 2 г; m (NaBr) = 6 – 2 = 4 г. Задача 9. При электролизе расплава хлорида одновалентного металла на электродах выделилось 3,12 г металла и 0,896 л хлора (н.у.). Хлорид какого металла подвергался гидролизу? Решение. MeCl → Me+ + Cl– 2 На катоде: Me+ + е → Me – 1 На аноде: 2Cl – 2 е → Cl2

2MeCl

электролиз

2Me + Cl2

Обозначим через х массу моль атомов металла. Согласно уравнению электролиза: 2(х + 35,5) г/моль – 22,4 л 3,12 г – 0,896 л х = 39 г/моль. Металл - К, хлорид металла - KCl. Задача 10. Сколько структурных единиц (молекул) содержится в 100 г воды? Решение. Молярная масса воды равна 18 г/моль. Определяем количество вещества воды: ν(Н2О) = m(Н2О)/М(Н2О); ν(Н2О) = 18/100 = 0,18 моль. Определить число структурных единиц (в данном примере - молекул) воды можно, используя постоянную Авогадро NA: N(Н2О) = ν(Н2О)×NA, где N(Н2О) - число структурных единиц (молекул воды); NA = 6,02×1023, следовательно, N(Н2О) = 0,18×6,02×1023 = 1,08×1023. 16

Задача 11. При давлении 105,4 кПа и температуре 25°С азот занимает сосуд вместимостью 5,5 л. Вычислите количество вещества азота, находящегося в данном сосуде. Решение. Найдем количество вещества азота, используя уравнение Менделеева - Клайперона: РV P×V=ν×R×T ⇒ ν= . RT Так как давление измерено в кПа, используем значение газовой постоянной в единицах СИ: R = 8,314 Дж/моль×К. Температура в градусах Кельвина будет равна Т = 273+25 = 298 К. Подставив данные в уравнение, вычислим количество моль азота: ν(N2) = 105,4 × 5,5 / 8,314 × 298 = 0,234 моль. Задача 12. Определить формулу вторичного амина, массовые доли С, Н и N в котором соответственно равны 61; 15,3 и 23,7%. Решение. Берем образец амина массой 100 г. Тогда m (C) = 61г; m (H) = 15,3 г; m(N) = 23,7 г. Общая формула аминов CxHyNz. Находим соотношение молей x : y : z в исходной формуле: x : y : z = m(C)/M(C) : m(H)/M(H) : m(N)/M(N), x : y : z = 61/12 : 15,3/1 : 23,7/14 = 5,08 : 15,3 : 1,7 = 3 : 9 : 1. Следовательно, формула амина C3H9N. Поскольку амин вторичный, то структурная формула амина: CH3 \ NH / C2H5 Задача 13. Алкен массой 45,5 г присоединил водород объемом 14,56 л (н.у.). Определить формулу алкена. Решение. Общая формула алкенов - CnH2n. Напишем уравнение реакции гидрирования в общем виде: CnH2n + H2 → CnH2n+2 . Выразим молекулярную массу алкена через атомные массы углерода, водорода и n: M(CnH2n) = 14×n г/моль. 17

По уравнению реакции (14n) г алкена присоединяют 22,4 л Н2 45,5 г ----------------------------- 14,56 л Н2 n=5 Подставим значение n в общую формулу алкена, получим пентен С5Н10. Задача 14. При нагревании метанола массой 2,4 г и муравьиной кислоты массой 1,4 г получен эфир массой 1,3 г. Найти массовый выход эфира. Решение. Составим уравнение реакции взаимодействия метанола и муравьиной кислоты:

НСООН + СН3ОН

Н2SO4

НСООСН3 + Н2О М(НСООН) = 46 г/моль М(СН3ОН) = 32 г/моль М(НСООСН3) = 60 г/моль. Найдем, какое реагирующее вещество дано в избытке. ν(НСООН) = m(НСООН) / М(НСООН) = 1,4 / 46 = 0,030 моль, ν(СН3ОН) = m(СН3ОН) / M(СН3ОН) = 2,4 / 32 = 0,075 моль. Метанол дан в избытке. В реакцию вступает 0,030 моль муравьиной кислоты, образуя 0,030 моль эфира: m(НСООСН3) = ν(НСООСН3) × M(НСООСН3) = 0,030×60 = 1,8 г. Массовый выход эфира равен: ω(НСООСН3) = m(практ.) / m(теорет.) = 1,3 / 1,8 = 0,72 (72%).

Задача 15. Смешали 800 г воды и 100 г оксида серы (VI). Вычислите массовые доли веществ в полученном растворе. Решение. Вода и оксид серы (VI) будут реагировать между собой по реакции: SO3 + H2O = H2SO4 , M(SO3) = 80 г/моль, M(H2SO4) = 98 г/моль. Определим количество каждого вещества: ν(SO3) = m(SO3) / M(SO3) = 100 / 80 = 1,25 моль По уравнению реакции ν(SO3) = (H2SO4), m(H2SO4) = М(H2SO4) × ν(H2SO4) = 98 × 1,25 = 122,5 г. ω(H2SO4) = m(H2SO4)×100 / m(раствора) = 122,5×100 / 800 + 100 = = 13,6%, 18

ω(Н2О) = 100 – 13,6 = 86,4%. Задача 16. Определить объем 35%-ной азотной кислоты (ρ = 1,214 г/мл), которую можно получить из 100 м3 аммиака. Решение. Составим стехиометрическую цепочку получения азотной кислоты из аммиака: NH3 → NO → NO2 → HNO3 1 моль

1 моль

Vm =22,4л/моль М (HNO3) = 63 г/моль, ν(HNO3)= V(HNO3) / Vm = 100 × 103 / 22,4 =4464,3 моль, ν(HNO3) = ν(NH3) = 4464,3 моль, m (HNO3) = ν(HNO3) × M(HNO3) = 63 × 4464,3 = 281250 г, Vраствора(HNO3) = m(HNO3) × 100 / ω( HNO3) × ρ(раствора) = = 281250 × 100 / 35 × 1,214 = 661920 мл = 661,92 л. Задача 17. При пропускании смеси этана и ацетилена через склянку с бромной водой масса содержимого склянки увеличилась на 1,3 г, а при полном сгорании такого же количества смеси углеводородов выделилось 14 л оксида углерода (IV). Каков объем исходной смеси газов (при н.у.)? Решение. Составим уравнения всех протекающих процессов: С2Н2 + Br2 → C2H2Br2; 2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O; 2C6H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O. Увеличение содержимого склянки произошло за счет поглощения ацетилена. Следовательно, ацетилена поглотилось 1,3 г, или 0,05 моль. В смеси содержалось 0,05 × 22,4 = 1,12 (л) ацетилена. При сгорании 0,05 моль С2Н2 выделилось 0,1 моль СО2 или 2,24 л. Следовательно, при сгорании этана образовалось 14 – 2,24 = 11,76 (л) СО2. Таким образом, этана в смеси было 11,76 / 2 = 5,88 (л). Объем исходной смеси этана и ацетилена равен 1,12 + 5,88 = 7 (л). Задача 18. Железную пластинку массой 80 г опустили в раствор медного купороса. Через некоторое время пластинку вынули из раствора, высушили и взвесили. Масса пластинки увеличилась на 5%. Сколько моль меди выделилось на пластинке?

19

Решение. Железо как более активный металл вытесняет медь из раствора соли. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, M(Fe) = 56 г/моль, M(Cu) =64 г/моль. Увеличение массы пластинки является разностью между массой меди, осевшей на пластинке, и массой железа, ушедшей в раствор. Для составления расчетной пропорции рассмотрим связь масс железа и меди с увеличением массы пластинки. Если 1 моль (56 г) железа вступит в реакцию (т.е. уйдет в раствор), то при этом 1 моль меди (64 г) осядет на пластинку, и масса пластинки увеличится на Δm = = 64 – 56 = 8 г. По условию задачи масса пластинки увеличилась на Δm = = 80 × 5 / 100 = 4 г. Составим пропорцию: если Δm = 8 г выделяется 64 г меди, Δm = 4 г ---------------- х г меди, х = 4 × 64 / 8 = 32 г, что составляет 0,5 моль меди. Задача 19. Какой максимальный объем углекислого газа может поглотить 25 мл 10%-ного раствора гидроксида натрия с плотностью 1,1 г/мл? Решение. При взаимодействии углекислого газа со щелочью возможно образование кислой и средней соли. (1) CO2 + NaOH → NaHCO3 , (2) CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O , M(NaOH) = 40 г/моль. При образовании кислой соли (1) масса щелочи связывает в два раза больший объем углекислого газа, чем при образовании средней соли (2). Расчет объема углекислого газа следует вести по уравнению (1). Найдем массу NaOH в растворе: m(раствора) = V × ρ = 25 × 1,1 = 27,5 г, m(NaOH) = 0,1 × 27,5 = 2,75 г. По уравнению 1: 22,4 л СО2 поглощается 40 г NaOH Х -------------------------- 2,75 г Х = 1,54 л. 20

Образец экзаменационного билета

1. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакций от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы. 2. Фенол, его строение, взаимное влияние атомов в молекуле. Химические свойства фенола, сравнение со свойствами алифатических спиртов. 3. Сколько литров водорода и азота, взятых при нормальных условиях, потребуется для получения 34 г аммиака, если выход его составляет 50 % от теоретического. Сколько миллилитров раствора соляной кислоты с массовой долей 20% (пл. 1,1 г/см3) необходимо для нейтрализации гидроксида аммония, образовавшегося из полученного аммиака.

21

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА Основная 1. Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия: Учебники с 8 по 11 классы средней школы. М.: Просвещение, 1989 - 1995. 2. Цветков Л.А. Органическая химия: Учебник для 10 класса средней школы. 25-е изд. М.: Просвещение, 1988. 3. Химия: Справочные материалы / Под ред. Ю.Д. Третьякова. М.: Просвещение, 1984; 1988; 1993.

Дополнительная 1. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988; 1993; 1994. 2. Ахметов Н.С. Неорганическая химия: В 2 ч. 3-е изд. М.: Просвещение, 1992. 3. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы М.: Высшая школа, 1986; 1995. 4. Потапов В.М., Татаринчик С.Н. Органическая химия М.: Химия, 1989. 5. Оганесян Э.Т. Руководство по химии. М.: Высшая школа, 1991. 6. Мовсумзаде Э.М., Аббасова Г.А., Захарочкина Т.Г. Химия в вопросах и ответах с использованием ЭВМ. М.: Высшая школа, 1991. 7. Лидин Р.А., Молочко В.А. Химия для абитуриентов. М.: Химия, 1994. 8. Химия: Справочник школьника. М.: ТКО “АСТ”, 1996. 9. Решение задач по химии: Справочник школьника. М.: ТКО “АСТ”, 1996. 10. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Химия: Ответы на вопросы. М.: ФКК, 1997. 11. Кузьменко Н., Еремин В., Попков В. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы: Учебное пособие. М.: Дрофа, 1997.

22