ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ

МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

ОЛИМПИАДА ШКОЛЬНИКОВ «ГРАНИТ НАУКИ»

ХИМИЯ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ

К ОТБОРОЧНОМУ ТУРУ ОЛИМПИАДЫ

2019/2020 ГОДА

2

Х И М И Я

Отборочный тур олимпиады школьников «Гранит науки» по профилю Химия (предмет

олимпиады – химия) проходит с использованием интернет-технологий (заочно).

Каждый вариант олимпиадной работы отборочного тура включает в себя задания,

предполагающие подготовленность участников олимпиады в рамках программы, соответствующей

Кодификатору элементов содержания по химии 2020 года, помещенному на сайте ФГБ НУ

«Федеральный институт педагогических измерений».

http://www.fipi.ru/ege-i-gve-11/demoversii-specifikacii-kodifikatory

В олимпиадные задания отборочного тура включены элементы содержания из следующих

разделов (тем) курса химии:

Общая химия;

Неорганическая химия;

Органическая химия.

ПЕРЕЧЕНЬ ЭЛЕМЕНТОВ СОДЕРЖАНИЯ, ВКЛЮЧЕННЫХ В ЗАДАНИЯ ОЛИМПИАДЫ

ОТБОРОЧНОГО ТУРА 2019 ГОДА

ОБЩАЯ ХИМИЯ

1. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Моль – единица количества вещества.

2. Современное представление о строении атома. Строение электронных оболочек атомов на

примере элементов первого, второго и третьего периодов периодической системы. Изотопы.

3. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Их значение для

развития химии, физики и технологии.

4. Валентность элементов. Объяснение валентности с точки зрения учения о строении атома.

Понятие о степени окисления.

5. Ковалентная связь. Типы ковалентной связи, примеры.

6. Химические формулы, их графическое изображение.

7. Классификация химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена.

8. Тепловой эффект химических реакций. Эндо- и экзотермические превращения. Примеры.

9. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель. Уравнивание

окислительно-восстановительных реакций.

10. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения.

11. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции: природа

реагирующих веществ, концентрация, температура. Катализ и катализаторы.

12. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро (число Авогадро, относительная плотность

газов, молярный объем).

13. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости веществ от их природы,

температуры и давления. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Численное выражение концентрации

растворов.

14. Классификация оксидов. Основные способы получения и химические свойства оксидов.

15. Основания. Их типы. Основные химические свойства и получение. Особенности щелочей.

Неорганические и органические основания, их строение и свойства.

16. Свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации. Сильные

и слабые электролиты. Степень диссоциации.

17. Кислоты. Их общие свойства и способы получения. Реакция нейтрализации.

18. Соли, их классификация. Основные химические свойства и способы получения.

19. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Классификация неорганических соединений.

2. Металлы, их положение в периодической системе, физические и химические свойства.

Основные способы получения металлов. Коррозия металлов и борьба с ней.

3

3. Щелочные металлы, их характеристика на основе положения в периодической системе и

строения атома. Основные химические свойства. Соединения натрия и калия в природе.

4. Общая характеристика элементов II группы главной подгруппы периодической системы.

Кальций, его соединения в природе.

5. Алюминий. Характеристика элемента и его соединений на основе положения в периодической

системе и строения атома. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Способы получения

металлического алюминия.

6. Железо. Его оксиды и гидроксиды, зависимость их свойств от степени окисления железа.

Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна и стали.

7. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы.

Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода.

8. Оксиды углерода (II) и (IV), их химические свойства. Угольная кислота, ее химические

свойства. Свойства солей угольной кислоты.

9. Кремний. Его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота.

10. Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы периодической системы.

Азот. Его основные физические и химические свойства и важнейшие соединения.

11. Оксиды азота и азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной

кислоты.

12. Аммиак. Реакции, лежащие в основе его промышленного синтеза, физические и химические

свойства. Соли аммония. Качественная реакция на ион аммония.

13. Фосфор. Его аллотропные формы, физические и химические свойства. Оксид фосфора (V),

фосфорная кислота и ее соли.

14. Общая характеристика элементов VI группы главной подгруппы периодической системы.

15. Кислород, его физические и химические свойства, аллотропия. Способы получения.

16. Сера, ее физические и химические свойства. Основные физические и химические свойства

сероводорода и оксидов серы.

17. Серная кислота, ее свойства. Химические основы получения серной кислоты контактным

способом. Качественная реакция на сульфат-ион.

18. Общая характеристика элементов VII группы главной подгруппы периодической системы.

Сравнение их химических свойств. Соединения галогенов в природе.

19. Галогеноводороды. Их свойства и получение.

20. Вода, ее физические и химические свойства (взаимодействие с оксидами, металлами,

солями). Гидролиз солей.

21. Жесткость воды. Способы ее устранения.

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Теория строения органических веществ А.М. Бутлерова. Зависимость свойств органических

веществ от их строения. Изомерия.

2. Теория химического строения органических соединений А.М. Бутлерова. Электронная

природа химических связей в молекулах органических соединений, способы разрыва связей. Понятие о

свободных радикалах.

3. Именные реакции в органической химии и их значение. Реакции А.М. Бутлерова, Н.Н. Зинина,

Н.Д. Зелинского, М.Г. Кучерова, Ш.А. Вюрца.

4. Природные источники углеводородов. Нефть, способы ее переработки (перегонка, крекинг

нефтепродуктов).

5. Основные классы органических соединений.

6. Генетическая связь между классами органических соединений.

7. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное

строение, тип гибридизации. Номенклатура алканов, их физические и химические свойства.

8. Карбиды металлов. Их получение и использование в органическом синтезе.

9. Алкены: тип гибридизации, σ- и π-связи, номенклатура. Этилен, его свойства и получение.

10. Алкадиены. Особенности их строения. Номенклатура. Получение, основные химические

свойства и применение на примере дивинила.

11. Ацетилен. Особенности его строения (тип гибридизации, тройная связь). Номенклатура

алкинов. Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Основные химические свойства.

12. Реакции полимеризации и поликонденсации. Их практическое использование.

4

13. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений: мономер, полимер, элементарное

звено, степень полимеризации. Полиэтилен. Природный и синтетический каучук.

14. Спирты, их строение, химические свойства, получение и применение. Водородная связь и ее

влияние на физические свойства спиртов.

15. Альдегиды, их строение и основные химические свойства. Получение и применение

муравьиного и уксусного альдегидов.

16. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Получение и химические свойства

этих кислот на примере муравьиной и уксусной.

17. Бензол, его электронное строение. Получение бензола. Его основные химические свойства.

18. Фенол, его строение. Взаимное влияние атомов в молекуле фенола. Химические свойства в

сопоставлении со свойствами алифатических спиртов.

19. Нитросоединения. Их свойства и применение на примере нитробензола, тринитротолуола и

др.

20. Жиры как представители сложных эфиров. Их строение, получение по реакции

этерификации. Химические свойства.

21. Глюкоза, ее строение, химические свойства. Сахароза, ее гидролиз.

22. Амины – органические основания, их реакции с водой и кислотами. Анилин, его получение

из нитробензола.

СТРУКТУРА ВАРИАНТА ЗАДАНИЙ ОЛИМПИАДНОЙ РАБОТЫ

ОТБОРОЧНОГО ТУРА

Общая база включает три блока заданий из всех, указанных выше, разделов курса химии. Каждый блок заданий состоит из трех частей

Часть 1. Общая химия;

Часть 2. Неорганическая химия;

Часть 3. Органическая химия.

Для конструирования вариантов олимпиадной работы отборочного тура использованы

различные способы представления информации в текстах заданий (таблицы; схемы; схематические

рисунки; ионные уравнения; графические формулы).

Содержательные элементы представлены в каждом варианте заданиями, различающимися по

уровню сложности и форме выполнения.

Блоки содержат тестовые задания с выбором одного правильного ответа.

Первый блок содержит задания базового уровня сложности. Второй блок содержит задания, для

выполнения которых участникам олимпиады необходим повышенный уровень подготовки,

подразумевающий умение применять термины различных тем и комбинированный алгоритм действий.

Третий блок содержит расчётные задания высокого уровня сложности, позволяющие оценить

способность участников олимпиады применять свои знания и умения в сложных ситуациях, требующих

проявления достаточно высокой степени самостоятельности мышления, творческих способностей, более

глубоких знаний и смекалки.

Участник олимпиады получает индивидуальный вариант олимпиадной работы отборочного

этапа, состоящий из 50 заданий: двадцать задач из первого блока заданий; двадцать задач из второго

блока заданий; десять задач из третьего блока заданий.

Каждое задание оценивается в зависимости от уровня его сложности. Баллы, полученные

участником олимпиады за выполненные задания, суммируются.

ПРИМЕРЫ ЗАДАЧ И ИХ РЕШЕНИЙ ИЗ ВАРИАНТА ЗАДАНИЙ 2019 ГОДА

Пример 1. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции можно с помощью

метода электронного баланса. Он основан на том, что число электронов, отдаваемых восстановителем и

принимаемых окислителем в одной и той же реакции должно быть одинаковым. При этом

рекомендуется следующая последовательность действий.

5

1) Для заданной схемы реакции определить, какое вещество является окислителем, а какое -

восстановителем. С этой целью необходимо подсчитать степени окисления атомов в реагентах и

продуктах реакции. Например, в реакции, протекающей по схеме

Na2SO3 является восстановителем за счет атома серы, степень окисления которого повышается с +4 до

+6, а K2Cr2O7 − окислителем за счет атома хрома, понижающего степень окисления с +6 до +3.

2) Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

процесс окисления

6

3 (3)

процесс восстановления 1 (4)

При составлении электронных уравнений следует вести расчет на количество атомов элемента

окислителя или восстановителя, содержащихся в одной молекуле (формальной единице) вещества: Для

K2Cr2O7 расчет производится для , а не для .

3) Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных (3) и принятых (4) электронов и с его

помощью рассчитать множители для обоих уравнений: НОК равно 6; множитель для уравнения (3)

равен 3 (6 : 2 = 3); множитель для уравнения (4) − 1 (6 : 6 = 1).

4) Поставить коэффициенты в уравнении реакции к формулам окислителя, восстановителя,

продуктов окисления и восстановления, перенося туда найденные множители, деленные на

стехиометрические индексы при атомах-восстановителях (3 : 1 = 3) и атомах-окислителях (2 : 2 = 1):

5) Подобрать остальные коэффициенты в следующем порядке:

– перед соединениями, содержащими атомы металлов;

– перед формулой вещества, создающего кислую или щелочную среду в растворе (в нашем

случае перед формулой H2SO4 необходим коэффициент 4, так как на связывание образующихся в

реакции ионов хрома и калия расходуется 4 молекулы кислоты).

6) Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчитав суммарное число атомов каждого

элемента в левой и правой частях уравнения. Чаще всего ограничиваются подсчетом числа атомов

кислорода в исходных веществах и продуктах реакции.

Окончательный вид уравнения

Пример 2.

Реакции, идущие с образованием слабого электролита

1) Реакция нейтрализации, протекающая с образованием слабого электролита – воды:

HCl + KOH = KCl + H2O.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

H+ + Cl

- + K

+ + OH

- = K

+ + Cl

- + H2O

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты, гидроксида калия и

хлорида калия представлены в ионной форме, формула слабого электролита – воды записана в

молекулярной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

H+ + OH

- = H2O

(сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы).

Пример 3.

2) Реакции, идущие с образованием слабых кислот или оснований:

CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

CH3COO- + Na

+ + H

+ + NO3

- = CH3COOH + Na

+ + NO3

-

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – ацетата натрия, азотной кислоты и нитрата

натрия записаны в ионном виде, формула слабой уксусной кислоты представлена в молекулярной

форме).

,OHSOK)(SOCrOSNaSOHOCrKOSNa242342

3

4

6

24272

6

23

4

2

64

S2S

e

36

Cr26Cr2

e

6

2Cr 6

Cr

+4 +6 +6 +3

2 22 3 2 7 2 4 2 4 4 3 2 4 23Na S O +K Cr O +H SO 3Na S O +Cr (SO ) +K SO +H O.

2 22 3 2 7 2 4 2 4 4 3 2 4 23Na SO +K Cr O +4H SO =3Na SO +Cr (SO ) +K SO +4H O.

6

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

CH3COO- + H

+ = CH3COOH

(сокращены одинаковые ионы: катионы натрия и нитрат-анионы).

Пример 4.

3) Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного соединения:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH

- = 2Na

+ + [Zn(OH)4]

2-

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – гидроксида натрия и комплексной соли,

тетрагидроксоцинката (II) натрия записаны в ионной форме, формула труднорастворимого гидроксида

цинка (II) – в молекулярной).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]

2-

(сокращены катионы натрия).

Реакции, идущие с образованием газообразного продукта

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ + 2Cl

- = Zn

2+ + 2Cl

- + H2S

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты и хлорида цинка

представлены в ионном виде, формулы труднорастворимого сульфида цинка и слабой сероводородной

кислоты – в молекулярной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ = Zn

2+ + H2S↑

(сокращены хлорид-анионы).

Пример 5.

Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+ 2NaNO3

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ca2+

+ 2NO3- + 2Na

+ + CO3

2- = CaCO3 + 2Na

+ + 2NO3

-

(здесь все участники реакции относятся к классу солей – сильных электролитов, однако, одна из них –

карбонат кальция – является труднорастворимым веществом, поэтому формула этой соли записана в

молекулярной форме, тогда как формулы всех остальных солей – в ионной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

Сa2+

+ CO32-

= CaCO3 ↓

(сокращены катионы натрия и нитрат-анионы).

Пример 6.

Вычислить степень гидролиза цианида калия при концентрации 0,1 и 0,001 моль/л, если константа

диссоциации HCN = 7,2·10-10

.

Решение: Запишем уравнение диссоциации HCN:

HCN ↔ H+

+ CN-

10102,7

HCN

CNHK HCNd

Запишем уравнение гидролиза KCN в 3-х формах:

а) молекулярной

KCN + H2O ↔ HCN + KOH;

б) ионно-молекулярной

K+ + CN

- + H2O ↔ HCN + K

++ OH

-;

в) в краткой ионно-молекулярной форме

CN- + H2O ↔ HCN + OH

-.

Подставляем данные значения в формулу определения степени гидролиза для концентрации 0,1 н.:

%18,1%100102,71,0

10%100

10

14

HCNd

w

KC

K

7

Для концентрации 0,001 н. получаем:

%18,1%100102,7001,0

10%100

10

14

HCNd

w

KC

K

Пример 7.

Вычислить константу гидролиза Кh, степень гидролиза β и pH 0,1 моль/л раствора CН3COONa.

Решение: Запишем уравнение гидролиза CH3COONа в 3-х формах: а) молекулярной

CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH;

б) ионно-молекулярной

CH3COO- + Na

+ + Н2O ↔ CH3COOH + Na

+ + OH

-;

в) краткой ионно-молекулярной

CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH

-.

Kd CH3COOH = 1,74·10-5

, Kd H2O = 10-14

10

5

14

107,51074,1

10

d

wh

K

KK

Степень гидролиза определяем по формуле:

%0076,0%1001,0

107,5%100

10

3

COOCH

h

C

K

610 1056,71,0107,53

COOCHh CKOH

9,81,51414 pOHpH

Пример 8. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе HCOOH (Kd = 1,8·10

-4),

если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль HCOONa. Считать, что соль полностью диссоциирована.

HCOOH → H+

+ НCOO-

HCOONa → HCOO-+ Na

+

Решение: Исходная концентрация ионов водорода:

Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли обозначим х. Тогда

концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна (0,2-х). Концентрация же ионов HCOO-

слагается из двух величин: из концентрации, создаваемой диссоциацией молекул кислоты, и

концентрации, обусловленной присутствием в растворе соли. Общая концентрация ионов HCOO-

равна, следовательно, (0,1+х). Подставляем в формулу константы равновесия:

4108,1)2,0(

)1,0(

x

xx

HCOOH

HCOOHK HCOOHd

,

откуда х = 3,6·10-4

моль/л.

Сравнивая исходную концентрацию ионов водорода с найденной, находим, что прибавление соли

HCOONa вызвало уменьшение концентрации ионов [H+] в

Пример 9.

Какой объем 95%-ного раствора серной кислоты ( =1,84 г/мл) надо взять для приготовления 400 г

10%-ного раствора кислоты?

Приготовление раствора означает, что концентрированный раствор разбавляют водой. При этом

остается неизменной масса растворенного вещества.

Кратко запишем условия задачи, обозначив параметры исходного раствора с индексом 1,

приготовляемого раствора с индексом 2.

лмольCKH Md /1062,0108,1 34

разлмоль

лмоль67,16

/3,6·10

/1064-

3

1,51056,7lglg 6 OHpOH

8

Дано:

С% 1 = 95 %

1 = 1,84 г/мл

m2 р-ра = 400 г

ω2 = 10%

Найти: V1 = ?

Решение: Из выражения для процентной концентрации приготовляемого раствора выразим

необходимую массу растворенного вещества (серной кислоты):

Определяем массу серной кислоты (m1 в-ва) в исходном растворе:

, т. к. m1р-ра=V1·ρ1, то

Поскольку m1в-ва = m2в-ва, получаем:

;

Ответ: объем 95%-ного раствора серной кислоты равен 22,9 мл.

Пример 10.

На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите

эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла?

Решение:1. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m1 и

m2 пропорциональны их эквивалентным массам (объемом):

)2(

2

)1(

1

ЭЭ m

m

m

m (1)

)()( 2

2

МеОЭ

МеО

НЭ

Н

m

m

m

m

(2)

Мольный объем любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объем водорода )2(ЭmV ,

молекула которого состоит из двух атомов, равен 22,4 : 2 =11,2 л. В формуле (2) отношение

)( 2

2

НЭ

Н

m

m

заменяем равным ему отношением

)( 2

2

НЭm

Н

V

V , где 2НV - объем водорода,

)( 2НЭmV - эквивалентный объем

водорода:

)()( 2

2

МеОЭ

МеО

НЭm

Н

m

m

V

V

(3).

Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла mЭ(MeO):

)(

09,7

2,11

24,2

МеОЭm

, в итоге

mЭ(MeO)=7,09∙11,2/2,24=35,45г/моль.

Согласно закону эквивалентов mЭ(MeO)= mЭ(Me) + mЭ(O),

отсюда mЭ(Me)= mЭ(MeО) - mЭ(O) = 35,45 – 8 = 24,75г/моль.

Мольная масса определяется по уравнению:

27,45∙2 = 54,9 г/моль.

Пример 11.

Раствор серной кислоты в воде с концентрацией 20 % (мас.) имеет плотность d = 1,12 г/см3. Выразить

концентрацию этого раствора всеми способами.

Решение. 1. Выделим мысленно 1 кг раствора и найдем его объем: л0,893мл

1,12

1000

рр

рр

рр

d

mV

%100

22

2

рар

вав

mm

%1001

1

1

рар

вав

m

m %100

11

1

1

раррар

вав

V

m

%100

11

1

раррар

вав

Vm

%100%100

11122 рарраррар Vm

млмлг

гmV

рар

рар

рар 9,22/84,1%95

400%10

11

22

1

9

2. Найдем массу растворенного вещества (H2SO4): г 020 1000

100

20

100

ωрр)SO(H 42

mm

3. Вычислим концентрацию раствора серной кислоты в г/л: л9223

0,893

200

рр

)SO(H

г/л42 /, г

V

mС

4. Найдем количество молей серной кислоты:

моль. 04298

200

)SO(H

)SO(H

)SO(H

42

42

42,

M

mn

5. Вычислим молярную концентрацию раствора серной кислоты:

моль/л. 282 0,893

2,04

рр

)SO(H

)SO(H

42

42,

V

nСM

6. Найдем массу растворителя (Н2О):

кг. 0,80г 800 020 1000)SO(HррO)(H 422 mmm

7. найдем моляльную концентрацию раствора серной кислоты:

моль/кг. 552 0,80

2,04

O)(H

)SO(H

)SO(H

2

42

42,

m

nm

8. Найдем количество молей воды:

моль. 44,44 18

800

O)(H

O)(H

O)(H

2

2

2

M

mn

9. Найдем мольную долю серной кислоты: 0,04.

44,442,04

2,04

)SO(H)SO(H

)SO(H

)SO(H

4242

42

42

nn

nx

10. Определим нормальную концентрацию раствора серной кислоты (для серной кислоты количество

обменных эквивалентов в одном моле вещества z = 2): экв/л. 564,2822С

)SO(H)SO(H 4242, MN zC

Пример 12. Какой объем раствора азотной кислоты концентрацией 10 %

(d = 1,06 г/см3) требуется для приготовления 250 мл 1 N раствора?

Решение. 1. найдем массу азотной кислоты, содержащейся в 250 мл 1 N раствора. Для этого

вычислим молярную концентрацию раствора по формуле: моль/л, ,01

z

CС N

M

количество вещества азотной

кислоты по формуле: моль 0,25 0,25 01

)(HNOРР)(HNO)(HNO333

,VCn M и ее массу г ,7515630,25)(HNO)(HNO)(HNO

333 Mnm

. 2. Вычислим объем 10 % раствора

. см ,6148 1,06 10

10015,75

ω

% 1003

рр)(HNO

)(HNO

рр

рр

рр

3

3

d

m

d

mV

Пример 13.

Относительное понижение упругости пара над раствором тростникового сахара (С12Н22О11) в воде

составляет 2 %. Определить осмотическое давление этого раствора при температуре 47ºС. Плотность

раствора 1,15 г/см3. Определить также изменение температуры плавления и кристаллизации. Kэб =

0,52 K·кг/моль; Kкр = 1,86 K·кг/моль.

мл 18,16 кДж/моль; 6Δ

кДж/моль; 40Δ

01ОНпл

ОНкип

2

2

VН

Н

Решение. 1. Из закона Рауля следует, что мольная доля сахара в растворе составляет 0,02.

2. Определим величину повышения температуры кипения раствора:К 0,580,02

1040,02

3738,31

Δ

)(Δ

3

2

20исп

20кип

кип

x

H

TRТ

3. По формуле определим величину понижения температуры замерзания раствора:

К 2,06020106

273318

Δ

)(Δ

3

2

201пл

20пл

кр

,

,х

H

TRΤ

4. величину осмотического давления определим по формуле: МПа 2,93кПа 2929020

101618

320318π

6201

,

,

,x

V

RT

Пример 14. Вычислить рН раствора серной кислоты концентрацией 0,3 % (d = 1,0 г/см

3).

10

Решение. 1. Перейдем к моляльной концентрации серной кислоты. Для этого выделим мысленно

100 г раствора, тогда масса серной кислоты составит 0,3 г, а масса воды – 99,7 г. Вычислим моляльную

концентрацию:

моль/кг. 0,031 0,0997 98

0,3

O)(H)SO(H

)SO(H

)SO(H

242

42

42

mM

mСm

2. По уравнению диссоциации H2SO4 2H

+ + SO4

2 из 1 моль серной кислоты образуется 2 моль H

+,

следовательно, моль/кг. 0,062 0,03122][H

)SO(H 42

mC

3. Вычислим значение рН:

рН = -lg[H+] = –lg0,062 = 1,21.

Пример 15. Смешали 250 мл раствора (V1) с рН = 3 и 300 мл раствора (V2) гидроксида калия концентрацией

0,001 моль/л. Определить рН полученной смеси.

Решение. 1. Найдем число молей OH:

.VCn M моль 103 0,3 0,001 42(KOH)(KOH)

Согласно уравнению диссоциации: KOH K+ + OH

,

моль. 103 4

)(OH(KOH) nn

2. Найдем число молей H+:

моль. 102,5 0,25 1010][H 431

pH1)(H

VVn

3. Очевидно, что в избытке находятся гидроксид-ионы. Их остаточную концентрацию в полученном

растворе найдем по уравнению: .

VV

nn5

4

12

)(H)(OH

3 109,10,250,3

102,5)(3][OH

4. Вычислим рН3 по уравнению:

рН3 = 14 + lg[OH]3 = 14 + lg(9,110

5) = 9,96.

Пример 16. Найти рН раствора борной кислоты с мольной долей 0,0025 (dр-р = 1,0 г/см

3).

Решение. 1. выделим мысленно 1 кг раствора.

221121 MnMnmmm рр ,

где индекс 1 относится к растворителю (т.е. к воде), а индекс 2 – к растворенному веществу, т. е. к

H3BO3. M1 = 18 г/моль, М2 = 61,8 г/моль. 12

22

nn

nx

22

2

221 399

00250

0025011n

,

,n

x

xnn

, подставим в уравнение

п. 1: 2212399 MnMnm pp и найдем n2:

моль. 0,138 61,8 18399

1000

993 21

рр

2

MM

mn

2. Так как плотность раствора равна 1 г/см

3, то его объем соответствует 1 л и молярная концентрация

численно равна количеству вещества борной кислоты, т. е. СМ(Н3ВО3) = 0,138 моль/л.

3. Диссоциация борной кислоты по первой ступени протекает по реакции: H3BO3 H+ + H2BO3

, для

которой константа диссоциации Kd1 = 7,11010

. Второй и третьей ступенями диссоциации борной

кислоты пренебрегаем.

4. рН раствора борной кислоты вычисляем по уравнению:

,,,,CK Md610

)BO(H)BO(H1 109913801017][H3333

рН = -lg[H+] = -lg(9,910

6) = 5.

Пример 17. Составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для ацетата

аммония.

Решение. 1. Напишем уравнение диссоциации соли:

NH4CH3COO NH4+ + CH3COO

.

2. Определим сильный и слабый электролит. Иону NH4+ соответствует слабое основание NH4OH,

иону CH3COO

соответствует слабая кислота CH3COOH, следовательно гидролиз идет как по катиону

так и по аниону.

3. Составим ионное уравнение гидролиза:

NH4+ + CH3COO

+ HOH NH4OH + CH3COOH.

4. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

11

CH3COONH4 + H2O NH4OH + CH3COOH.

Пример 18.

Рассчитать растворимость соли ZnS в воде и в 0,1 моль/л растворе Na2S.

Решение. 1. Запишем уравнение диссоциации ZnS, отвечающее равновесному растворению соли:

ZnS (s) Zn2+

(p-p) + S

(aqp),

согласно которому Zn2+ = S; S

2 = S.

2. Составим уравнение произведения растворимости ZnS: L = Zn2+S

2 = S(S) = S

2, из которого

вычислим растворимость ZnS в воде: 1122 103811091 ,,LS моль/л.

3. Для расчета растворимости в 0,1 М растворе Na2S, которую обозначим S1, получаем после

подстановки в уравнение произведения растворимости: L = Zn2+S

2;

Zn2+ = S1; S

= S1 + CNa2S = 0,1 моль/л, так как S1 0,1.

Получаем: L = S1(0,1), откуда

2122

1 10,910,1

101,9

(0,1)

L

S моль/л.

Пример 19.

Произойдет ли осаждение малорастворимого AgIO3 (L = 3,0108

) по реакции AgNO3 + KIO3 AgIO3

+ KNO3 при смешивании равных объемов 0,04 М растворов AgNO3 и KIO3?

Решение. 1. Для образования осадка AgIO3 должно выполняться условие [Ag+][IO3

] ≥ L.

2. После смешивания равных объемов растворов AgNO3 и KIO3 общий объем раствора будет в два

раза больше, и концентрации AgNO3 и KIO3 соответственно уменьшатся в два раза, и будут равны

0,02 моль/л: [Ag+][IO3

] = 0,020,02 = 410

4 > L, следовательно, как видно, из произведения ионов,

составляющих осадок, осаждение малорастворимого AgIO3 произойдет.

Пример 20.

Исходя из значений fH0298, вычислить rH

0298 реакции:

2Mg (s) + CO2(g) = 2 MgO (s) + C (графит)

Решение: По данным справочника физико-химических величин стандартные энтальпии образования

CO2 и MgO равны соответственно -393,5 и – 601,8 кДж/моль (стандартные энтальпии образования

простых веществ равны 0).

Отсюда находим rH0298= 2 fH

0298,MgO + fH

0298,C - fH

0298,CO2 –

- 2 fH0

298,Mg = - 601,8·2 + 0 – (-393,5) - 2·0 = - 810,1 кДж/моль.

Пример 21.

Пользуясь справочными данными, установить, возможно ли при

Т=2500 К восстановление диоксида титана до свободного металла по схеме:

TiO2 (s) + 2 C (графит) = Ti (s) + 2 CO(g).

Зависимостью rH0 и S

0 от температуры можно пренебречь.

Решение: Для расчета G02500 воспользуемся уравнением

G=H-(TS), при этом используем справочные значения fH0

298 и fS0298. (fH

0298 для TiO2 (-943,9) и

CO (-110,5)), а также значения S0298 (Дж/моль·К) для TiO2 (50,3), С (5,7), Ti (30,6) и СО (197,5). Тогда для

рассматриваемой реакции:

rH0298 = - 110,5·2 – (-943,9) = 722,9 кДж/моль;

rS0298 = 30,6 + 197,5·2 – 50,3- 5,7·2 = 425,6 – 61,7 = 363,9 Дж/моль.

Теперь находим G0

2500 реакции:

G0

2500 = H0

2500 - TS02500 = 722,9 - 2500·363,9/1000 = 722,9 – 909,8 = -186,9 кДж/моль. Таким

образом, G02500< 0, следовательно, восстановление TiO2 графитом при 2500 К возможно.

Пример 22.

Заполните следующую схему превращений:

3-метилпентанBr2, hv

BNaOH, спирт

СБO3, H2O

Назовите все промежуточные и конечные продукты.

Решение:

12

При бромировании 3-метилпентана легче будет замещаться водород у третичного атома углерода:

CH3 CH2 CH CH2 CH3

CH3

CH3 CH2 C CH2 CH3

CH3

Br

+

Br2, hv

HBr

3-бром-3-метилпентан

Под действием спиртового раствора щелочи отщепляется HBr (по правилу Зайцева водород

отщепляется от менее гидрогенизированного атома углерода) и образуется этиленовый углеводород.

CH3 CH2 C CH2 CH3

CH3

BrNaOH, спирт

CH3 CH C CH2 CH3

CH3

+

+ NaBr + H2O

3-метил-2-пентен

При озонировании этиленового углеводорода в начале образуется мольозонид, который

превращается в озонид, гидролиз последнего дает карбонильные соединения.

CH3 CH C CH2 CH3

CH3

CH3 CH C CH2 CH3

CH3

OOO

CH3 CH O C CH2 CH3

CH3

OO

озонид

O3

H2O

CH3 C O

H

ацетальдегид

+

+ CH3 C CH2 CH3

O

метилэтилкетон

Пример 23.

Определите строение этиленового углеводорода, если известно, что его подвергли окислению KMnO4

в кислой среде, а в результате последующих превращений продуктов окисления был получен этилен.

А Б В Г Д Этилен

KMnO4, H+

NaOH, H2O NaOHтв., to Cl2, hv NaOH, спирт

Решение

Такие задачи удобнее решать с выполнения последних стадий и последовательно переходить к

первой реакции. Этилен в результате реакции дегидрогалогенирования может быть получен из

хлорэтана:

CH3 CH2 Cl CH2 CH2

NaOH, спирт

Хлорэтан может получить реакцией радикального хлорирования этана:

CH3 CH3CH3 CH2 Cl

Cl2, hv

При обработке натриевой соли пропионовой кислоты твердой щелочью можно получить этан

(реакция Дюма):

CH3 CH2 C O

O Na

+ NaOHтв.Na2CO3 + CH3 CH3

13

Соли карбоновых кислот получают при действии разбавленного раствора щелочи на кислоты:

CH3 CH2

C O

OH

CH3 CH2

C O

ONa

NaOH, H2O

И, наконец, пропионовая кислота может быть получена при окислении этиленового углеводорода:

CH3 CH2 CH CH CH2 CH3 CH3 CH2

C O

OH

2KMnO4, H

+

Так как по условию задачи получается единственный продукт реакции, то этиленовый углеводород

имеет симметричное строение, т. е. окислению подвергался 3-гексен. Поэтому схема последовательных

превращений выглядит следующим образом:

3-гексен CH3 CH2

C O

OH

CH3 CH2

C O

ONa

CH3 CH3 CH3 CH2 Cl CH2 CH2

KMnO4, H+ NaOH, H2O NaOHтв., t

o

NaOHтв., to

Cl2 hv NaOH, спирт

Пример 24.

Осуществите следующие превращения:

CH3 CH2

C O

O

Na

? ? ?электролиз Br2, h

KOH спиртовой

раствор KMnO4, H+

?

NaOH водный

раствор

1500 °C NaNH2 CH3CHBrCH3 H2O, HgSO4? ? ? ? ?NaOHтв, t°

?

?

Решение

CH3 CH2

C O

O

Na

CH3 CH2 CH2 CH3 CH3 CH2CH CH3

Br

CH3 CH CH CH3CH3 C

O

OH

CH3 C

O

O Na

CH3 C CH CH3

CH3O

электролиз Br2,h

-HBr

KOH спиртовой

раствор

KMnO4, H+

NaOH водный

раствор

CH4

NaOHтв

-Na2CO3

500 °CCH CH CH C Na

CH C CH CH3

CH3

NaNH2

-NH3

CH3CHBrCH3

-NaBr

H2O, HgSO4

Пример 25.

Как можно отличить следующие два изомерных углеводорода: 4-метил-2-пентин и 3-гексин?

Решение

Изомерные ацетиленовые углеводороды можно отличить реакцией озонирования или окисления в

жестких условиях KMnO4 или K2Cr2O7. При этом происходит разрыв углеродной цепи по месту тройной

связи и образование карбоновых кислот.

14

CH3 C C CH CH3

CH3

CH3 C C CH CH3

CH3O O

O

O OO

CH3 C

O

OH

+ CH3 CH

CH3

C

O

OH

O3H2O

4-метил-2-пентин

уксусная кислота изомасляная кислота

CH3 CH2 C C CH2 CH3 CH3 CH2 C C CH2 CH3

O O

OO

O

O

CH3 CH2

C O

OH

2

O3

H2O

пропионовая кислота

Продукты окисления получаются разные, поэтому, проведя их анализ, можно определить и различить

исходные изомеры.

Пример 26. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Определите функциональные группы X и Y. Укажите условия протекания всех реакций.

Решение

Из схемы видно, что группа X — ориентант первого рода, а Y — второго рода, причем X может быть

превращена в Y. Если внимательно изучить очень небольшой список ориентантов первого и второго

рода, то можно найти единственную пару заместителей, удовлетворяющих этим условиям: X — CH3,

Y — COOH.

Толуол может быть превращен в пара-ксилол по реакции Фриделя — Крафтса действием хлорметана

в присутствии катализатора AlCl3:

Метильная группа CH3 может быть превращена в карбоксильную COOH под действием кислого

раствора перманганата калия:

5C6H5CH3 + 6KMnO4 + 9 H2SO4 →

5C6H5COOH + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 14H2O.

3-нитробензойная кислота образуется из бензойной кислоты под действием нитрующей смеси:

Y

15

X — CH3, Y — COOH.

Задачи для самостоятельной работы

1. Зная степени окисления хрома, иода и серы в соединениях K2Cr

2O

7, KI и H

2SO

3, определите, какое

из них, за счет атомов этих элементов, является окислителем, какое восстановителем и какое проявляет

как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Напишите электронные уравнения

реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты:

K2Cr

2O

7 + KI + H

2SO

4 → I

2 + Cr2(SO

4)

3 + K

2SO

4 + H

2O

K2SO

3 + K

2Cr

2O

7 + H

2SO

4 → Cr

2(SO

4)

3 + K

2SO

4 + H

2O.

2. Почему сернистая кислота способна проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства. Напишите электронные уравнения реакции и расставьте стехиометрические коэффициенты:

Na2SO

3 + Na

2S + H

2SO

4 → S + Na

2SO

4 + H

2O

Na2SO

3 + HNO3 → Na

2SO

4 + NO2 + H

2O.

3. Какие реакции называют реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления? Напишите

электронные уравнения реакций и расставьте стехиометрические коэффициенты, обозначив окислитель

и восстановитель в каждой из них:1) KClO3 → KCl + ...; 2) NH

4NO

2 → N

2 + ...; 3) KMnO

4 → K

2MnO

4 +

MnO2 + ....

4. Какие из ионов металлов могут проявлять восстановительные свойства: Sn4+

, V2+

, Mn4+

, In3+

?

Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические коэффициенты в

уравнениях реакций:

Cu2S + HNO

3 → Cu(NO

3)

2 + H

2SO

4 + NO

2 + H

2O

VSO4 + NaNO3 + H2O → VOSO4 + NH3 + NaOH.

5. Какие из ионов: SO3

2-, NH

4

+, Cl

-, ClO

2

-, NO

3

-, за счет атомов S, N и Cl, могут проявлять

окислительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте стехиометрические

коэффициенты в уравнениях реакций: KClO2 → KClO3 + KCl,

Mn(NO3)

2 + PbO

2 + HNO

3 → HMnO

4 + Pb(NO

3)

2 + H

2O.

6. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полное и краткое) уравнения реакций,

протекающих в растворах при взаимодействии следующих веществ: а) Na2S + FeSO4 …; б) K2S +

HCl …; в) Рb(NO3)2 + HCl ….

7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные (полное и краткое) уравнения реакций,

протекающих в растворах при взаимодействии следующих веществ: а) Na2СO3 + H2SO4 …; б)

CuSO4 + NaOH …; в) Ba(NO3)2 + K3PO4 ….

8. В молекулярной и ионно-молекулярной форме запишите уравнения реакций, протекающих в

растворах следующих веществ:

a) CH3COOH + NaOH …; б) Zn(OH)2 + NaOH …; в) Fe(NO3)2+ Na2S ….

9. Почему растворы NaF и Na2S имеют щелочную, а растворы ZnSO4 и NH4NO3 кислую реакцию?

Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями.

10. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl2 или

FeCl3, MgCl2 или ZnCl2, NaCN или CH3COONa? Почему? Составьте ионно-молекулярные и

молекулярные уравнения гидролиза этих солей?

11. Вычислите константу диссоциации BeOH+

= Be

2++ OH

- исходя из того, что pH 2·10

-2 М раствора

BeCl2 составляет 4,2.

12. Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 2,4 М растворе Na3PO

4?

Определить степень гидролиза.

13. Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна

0,042.

16

14. Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов: а) 0,02 М NH4OH; б) 0,1 М HCN; в)

0,05 н. HCOOH; г) 0,01 М CH3COOH.

15. 1. Какую массу раствора сульфата металла MnSО4 с массовой долей сульфата, равной 15 %

[MnSО4], можно приготовить из 300 грамм кристаллогидрата данного металла MnSО4 ·5Н2О?

16. 2. Имеется раствор уксусной кислоты с массовой долей, равной 18 %, и плотностью 1,024 г/см3.

Определите какова молярность, нормальность и моляльность данного раствора?

17. 3. Сколько грамм раствора HNO3 с массовой долей 32 % следует добавить к раствору этого же

вещества массой 600 грамм с массовой долей 80 % для того, чтобы получить раствор с массовой долей,

равной 64 %?

18. Из ацетилена было получено вещество состава С4Н4. При взаимодействии с аммиачным

раствором оксида серебра оно давало С4Н3Ag, при гидрировании — бутан, при гидрохлорировании

одним молем HCl — С4Н5Cl, полимеризующееся в (–С4Н5Cl–)n. Определите строение углеводорода.

Напишите реакции его получения и всех превращений.

19. Вещество состава С10Н18 не дает осадка при взаимодействии с аммиачным раствором оксида

серебра и хлорида одновалентной меди. При частичном гидрировании на неактивном платиновом

катализаторе из него получается продукт С10Н20, который при озонолизе дает метилэтилуксусный

альдегид. Определите строение углеводорода, дайте ему название. Напишите все реакции.

20. Назовите следующие соединения:

21. Напишите схемы реакций ступенчатого гидрирования углеводородов: а) 3-метил-1-бутина;

б) 2,5-диметил-3-гексина. Назовите образующиеся углеводороды.

22. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Определите функциональные группы X и Y. Укажите условия протекания всех реакций.

23. Укажите, как с помощью трехстадийного синтеза можно получить 2-бром-4-нитробензойную

кислоту по следующей схеме:

Толуол → X1 → X2 → 2-бром-4-нитробензойная кислота.

Напишите уравнения реакций, назовите промежуточные соединения.

24. Даны вещества:

а) 1,4-диметилбензол;

б) 1-метил-3-этилбензол;

в) 1,2,4-триметилбензол;

г) изопропилбензол;

д) винилбензол;

е) фенилацетилен;

ж) дифенил.

Напишите структурные формулы этих веществ.

CH3-CH-CH2CH-C CH

C CH Br

CH3CH-C C-CH3

CH3

а) б)

C-CH=CH2г)CH3CH-C CH

Br

в) CH-CH-CH2C

C CH

CH3CH3

е)д) C-(CH2)2CH(CH3)2(CH3)2CH-C CHCH3-CH2-C

ж) з)-C C-CH-CH2-C CHCH

CH3

CH3CH-CH CH-C

CH=CH2

C2H5CH3

17

25. Определите строение алкена, при озонировании которого с последующим восстановлением

озонида (Zn пыль в уксусной кислоте) образуется смесь 2-бутанона и 2-метилпропаналя. Напишите

соответствующие уравнения реакций. Для Z-изомера данного алкена напишите уравнения реакций:

а) с Br2 в CCl4;

б) с водным раствором KMnO4 в нейтральной среде при охлаждении.

26. Напишите структурные формулы углеводородов: а) 3,4-диметил-3-гексена; б) 2-метил-3-этил-2-

пентена; в) 2,5-диметил-3-гексена; г) 2,5-диметил-2-гексена; д) 2,3-диметил-1-пентена. Укажите

углеводороды, для которых возможна геометрическая изомерия. Напишите формулы соответствующих

геометрических изомеров и назовите их. Укажите, чем различается строение таких изомеров.

Объясните, почему для некоторых из приведенных соединений геометрическая изомерия невозможна.

27. Напишите схемы реакций и укажите условия гидрирования следующих углеводородов: а) 2-

метил-2-пентена; б) 2,4-диметил-2-пентена; в) 2,4-диметил-3-гексена. Назовите образующиеся

углеводороды.

Составители:

доц. О.Л. Лобачева, доц. А.А. Кужаева, доц. Н.В. Джевага