Shimanovich I.L. Química: diretrizes, programa, solução de problemas padrão, questões programadas para autoteste e tarefas de teste para estudantes de meio período de engenharia e especialidades técnicas (não químicas) de universidades / I.L. Shimanovich. - 3ª ed., rev. - M.: Mais alto. escola, 2003. - 128 p.

161. Uma solução contendo 0,512 g de não eletrólito em 100 g de benzeno cristaliza a 5,296°C. A temperatura de cristalização do benzeno é 5,5°C. Constante crioscópica 5.1. Calcule a massa molar do soluto.

162. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de açúcar C12H22O11, sabendo que a temperatura de cristalização da solução é -0,93°C. A constante crioscópica da água é 1,86.

163. Calcule a temperatura de cristalização de uma solução de ureia (NH2)2CO contendo 5 g de ureia em 150 g de água. A constante crioscópica da água é 1,86.

164. Uma solução contendo 3,04 g de cânfora C10H16O em 100 g de benzeno ferve a 80,714°C. O ponto de ebulição do benzeno é 80,2°C. Calcule a constante ebulioscópica do benzeno.

165. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de glicerol C3H5(OH)3, sabendo que esta solução ferve a 100,39°C. A constante ebulioscópica da água é 0,52.

166. Calcule a massa molar de um não eletrólito, sabendo que uma solução contendo 2,25 g dessa substância em 250 g de água cristaliza a -0,279°C. A constante crioscópica da água é 1,86.

167. Calcule o ponto de ebulição de uma solução a 5% de naftaleno C10H8 em benzeno. O ponto de ebulição do benzeno é 80,2°C. Sua constante ebulioscópica é 2,57.

168. Uma solução contendo 25,65 g de um determinado não eletrólito em 300 g de água cristaliza a -0,465°C. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86.

169. Calcule a constante crioscópica do ácido acético, sabendo que uma solução contendo 4,25 g de antraceno C14H10 em 100 g de ácido acético cristaliza a 15,718°C. A temperatura de cristalização do ácido acético é 16,65°C.

170. Quando 4,86 ​​g de enxofre foram dissolvidos em 60 g de benzeno, seu ponto de ebulição aumentou 0,81°. Quantos átomos uma molécula de enxofre contém nesta solução? A constante ebulioscópica do benzeno é 2,57.

171. A temperatura de cristalização de uma solução contendo 66,3 g de algum não eletrólito em 500 g de água é -0,558°C. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86.

172. Que massa de anilina C6H5NH2 deve ser dissolvida em 50 g de éter etílico para que o ponto de ebulição da solução seja 0,53° maior que o ponto de ebulição do éter etílico. A constante ebulioscópica do éter etílico é 2,12.

173. Calcule a temperatura de cristalização de uma solução a 2% de álcool etílico C2H5OH. A constante crioscópica da água é 1,86.

174. Quantos gramas de ureia (NN2)2CO devem ser dissolvidos em 75 g de água para que a temperatura de cristalização diminua 0,465°? A constante crioscópica da água é 1,86.

175. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de glicose C6H12O6, sabendo que esta solução ferve a 100,26°C. A constante ebulioscópica da água é 0,52.

176. Quantos gramas de fenol C6H5OH devem ser dissolvidos em 125 g de benzeno; de modo que a temperatura de cristalização da solução seja 1,7° menor que a temperatura de cristalização do benzeno? A constante crioscópica do benzeno é 5,1.

177. Quantos gramas de ureia (NH2)2CO devem ser dissolvidos em 250 g de água para que o ponto de ebulição aumente 0,26°? A constante ebulioscópica da água é 0,52.

178. Quando 2,3 g de um determinado não eletrólito são dissolvidos em 125 g de água, a temperatura de cristalização diminui 0,372°. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86.

179. Calcule o ponto de ebulição de uma solução aquosa a 15% de álcool propílico C3H7OH. A constante ebulioscópica da água é 0,52.

180. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de metanol CH3OH, cuja temperatura de cristalização é -2,79 °C. A constante crioscópica da água é 1,86.

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO E CIÊNCIA DA FEDERAÇÃO RUSSA

Agência Federal de Educação

COM ANKTP ACADEMIA ESTADUAL DE SERVIÇO E ECONOMIA DE ETERSBURG

X NOME

INSTRUÇÕES METODOLÓGICAS, PROGRAMA, SOLUÇÃO DE PROBLEMAS PADRÃO E TAREFAS DE CONTROLE

PARA ESTUDANTES POR CORRESPONDÊNCIA DE ENGENHARIA E ESPECIALIDADES TÉCNICAS

São Petersburgo

Química. Diretrizes, programa, solução de problemas típicos e trabalhos de teste para estudantes por correspondência de especialidades de engenharia e economia. – São Petersburgo: Editora SPbGASE, 2004. – 87 p.

Editado por I.L. Shimanovich

Ó São Petersburgo academia estadual serviço e economia

DIRETRIZES GERAIS

A ciência tornou-se a força produtiva da nossa sociedade. Sem a aplicação das conquistas da ciência, e em particular da química, o desenvolvimento da indústria moderna e do socialismo é impossível. agricultura. A química, sendo uma das disciplinas fundamentais das ciências naturais, estuda o mundo material, as leis de seu desenvolvimento e a forma química do movimento da matéria. No processo de estudo da química, uma visão de mundo materialista dialética é formada e uma visão científica do mundo como um todo é desenvolvida. Conhecimento de química é necessário para resultados frutíferos atividade criativa engenheiro de qualquer especialidade. O estudo da química permite obter uma compreensão científica moderna da matéria e das formas de seu movimento, da matéria como um dos tipos de matéria em movimento, do mecanismo de transformação compostos químicos, sobre as propriedades dos materiais técnicos e o uso de processos químicos em tecnologia moderna. É necessário compreender firmemente as leis e teorias básicas da química, dominar a técnica dos cálculos químicos e desenvolver as habilidades para realizar de forma independente experimentos químicos e generalização dos factos observados, para compreender o significado das decisões do Partido Comunista e do governo soviético sobre o desenvolvimento da química e a quimização da economia nacional. O conhecimento de química é necessário para o estudo subsequente bem-sucedido de disciplinas científicas gerais e especiais.

Vista principal sessões de treinamento estudantes de meio período - trabalho independente sobre material educativo. Em um curso de química é composto pelos seguintes elementos: estudar a disciplina a partir de livros didáticos e livros didáticos; realização de testes; realização de trabalhos práticos laboratoriais;

TRABALHANDO COM O LIVRO. Recomenda-se estudar o curso por tema, familiarizando-se previamente com o conteúdo de cada um deles de acordo com o programa. (A localização do material do curso no programa nem sempre coincide com sua localização no livro didático.) Ao ler pela primeira vez, não se demore em conclusões matemáticas ou na elaboração de equações de reação: tente ter uma ideia geral de. as questões apresentadas e também marcar locais difíceis ou pouco claros. Ao reestudar o tema, compreenda todos os princípios teóricos, relações matemáticas e suas conclusões, bem como os princípios de elaboração de equações de reação. Mergulhe na essência de uma questão específica, em vez de tentar lembrar fatos e fenômenos individuais. Estudar qualquer assunto no nível da essência, e

não no nível dos fenômenos individuais contribui para uma assimilação mais profunda e duradoura do material.

Para melhor lembrar e assimilar o material que está sendo estudado, você deve ter pasta de trabalho e inserir nele as formulações das leis e conceitos básicos da química, novos termos e nomes desconhecidos, fórmulas e equações de reações, dependências matemáticas e suas conclusões, etc. Em todos os casos em que o material possa ser sistematizado, faça gráficos, diagramas, diagramas, tabelas. Eles facilitam muito a memorização e reduzem a quantidade de material para fazer anotações.

Ao estudar o curso, consulte também o índice de assuntos no final do livro. Até que uma ou outra seção seja dominada, você não deve prosseguir para o estudo de novas seções. Breve resumo O curso será útil na revisão do material durante a preparação para o exame.

O estudo da unidade curricular deve ser acompanhado da realização de exercícios e resolução de problemas (ver lista de literatura recomendada). Resolver problemas é um dos melhores métodos forte assimilação, teste e consolidação do material teórico.

PARA VERIFICAR TAREFAS. No processo de estudo de um curso de química, o aluno deve completar dois testes.Os testes não devem ser

um fim em si; são uma forma de auxílio metodológico aos alunos no estudo do curso. Você poderá começar a realizar o teste somente quando uma determinada parte do curso tiver sido dominada e as soluções para os exemplos de problemas típicos dados neste manual sobre o tema relevante tiverem sido minuciosamente analisadas.

As soluções dos problemas e as respostas às questões teóricas devem ser breve mas claramente justificadas, exceto nos casos em que a essência da questão não exija tal motivação, por exemplo, quando for necessário criar uma fórmula eletrônica de um átomo, escrever uma equação de reação , etc. Ao resolver problemas, você precisa fornecer todo o processo de solução e transformações matemáticas.

O trabalho de teste deve estar bem formatado; devem ser deixadas grandes margens para comentários do revisor; reescreva os números e condições das tarefas na ordem em que são indicados na tarefa. No final do trabalho deverá ser fornecida uma lista de referências indicando o ano de publicação. Os trabalhos deverão ser datados, assinados pelo aluno e submetidos ao instituto para análise. Se o trabalho de teste não for aprovado, ele deverá ser concluído novamente de acordo com as instruções do revisor e enviado para revisão junto com o trabalho reprovado. As correções deverão ser feitas no final do caderno e não no texto revisado. Uma tabela de opções para tarefas de teste é fornecida no final do manual. Teste,

Se não for preenchido de acordo com a sua própria versão, não será revisado pelo professor e não será considerado aprovado.

eu AULAS DE ABORAÇÃO. Para um estudo aprofundado da química como ciência baseada na experimentação, é necessário realizar um workshop de laboratório. Ele desenvolve as habilidades dos alunos em experimentação científica, uma abordagem de pesquisa para estudar o assunto e pensamento químico lógico.

No processo de realização das aulas laboratoriais, os alunos aprendem as habilidades de trabalho árduo, rigor, assistência mútua camaradagem e responsabilidade pelos resultados obtidos. Os alunos residentes no local do instituto ou instituição de ensino realizam trabalhos práticos laboratoriais paralelamente ao estudo do curso, todos os restantes - durante a sessão de exames laboratoriais.

PARA CONSULTA. Em caso de dificuldades durante o estudo do curso, você deve procurar aconselhamento por escrito do professor do instituto para revisar as provas, ou aconselhamento oral do professor do UKP. Podem ser obtidas consultas sobre a organização do trabalho independente e sobre outras questões organizacionais e metodológicas.

PALESTRAS. Para auxiliar os alunos matriculados no UKP, são ministradas palestras sobre as seções mais importantes do curso, que não descrevem todas as questões apresentadas no programa, mas examinam em profundidade e detalhes os fundamentais, mas não totalmente abordados na literatura educacional. , conceitos e padrões que compõem fundamentação teórica curso de química. As palestras também dão recomendações metodológicas Para auto-estudo alunos durante o restante do curso. Alunos que não podem assistir às aulas durante o curso

de acordo com o livro, ouça palestras durante sessões de orientação ou exames laboratoriais.

REGISTRO. Depois de concluir a oficina de laboratório, os alunos fazem um teste. Para passar no teste, você deve ser capaz de descrever o andamento dos experimentos, explicar os resultados do trabalho e suas conclusões e ser capaz de traçar equações de reação. Os alunos que realizam o teste apresentam um caderno de laboratório com uma nota do docente sobre a realização de todos os trabalhos previstos no plano do workshop.

EXAME. Podem realizar o exame os alunos que tenham concluído os trabalhos de teste e tenham sido aprovados no teste prático laboratorial. Os alunos apresentam ao examinador seu livro de notas, instruções para o exame e testes concluídos.

PROGRAMA

O conteúdo do curso e o escopo dos requisitos para o aluno passar no exame são determinados pelo programa de química para especialidades de engenharia (não químicas) do ensino superior. instituições educacionais, aprovado pelo Departamento Educacional e Metodológico de ensino superior Ministérios Superiores e Secundários educação especial URSS 4 de outubro de 1984 Este programa do curso de química é compilado de acordo com nível moderno ciência química e os requisitos para a formação de especialistas altamente qualificados da economia nacional socialista. O programa consiste em uma introdução e cinco seções. As primeiras quatro seções abordam o conteúdo da parte geral do curso necessária à formação de engenheiros de qualquer especialidade. O conteúdo da quinta seção do programa reflete a especialização dos futuros engenheiros. Varia em função das principais áreas (mecânica, energia, construção) do perfil de formação dos futuros engenheiros. Este programa é fornecido abaixo.

INTRODUÇÃO

A importância da química no estudo da natureza e no desenvolvimento da tecnologia. A química como ramo das ciências naturais é a ciência das substâncias e suas transformações. O conceito de matéria, substância e campo. A disciplina de química e sua conexão com outras ciências. A importância da química na formação de uma visão de mundo dialético-materialista.

Desenvolvimento da química e da indústria química na União Soviética. A importância específica da química nas questões tecnológicas e económicas dos sectores da economia nacional. Química e proteção ambiental.

Conceitos e leis químicas básicas à luz da filosofia materialista dialética moderna. Leis de conservação e relações entre massa e energia. Leis estequiométricas e conceitos atômico-moleculares. Equivalente químico. Massas moleculares e atômicas.

EU. ESTRUTURA DA MATÉRIA

1. Estrutura atômica e sistemática elementos químicos

Informações básicas sobre a estrutura dos átomos. Composição dos núcleos atômicos. Isótopos. Conceito moderno sobre um elemento químico.

Cascas eletrônicas de átomos. Postulados de Bohr. Natureza dual-onda-partícula do elétron. Características do comportamento dos elétrons nos átomos. A colocação de elétrons nos átomos. Análogos eletrônicos. Estados normais e excitados dos átomos.

Tabela periódica de elementos D.I. Mendeleev. Caráter dialético da lei periódica. Justificativa experimental tabela periódica. Significado científico geral da lei periódica. Mudanças nas propriedades dos elementos químicos. Eletronegatividade. Oxidação e redução.

2. Ligação química

Ligação química e valência dos elementos. Formação de moléculas a partir de átomos. Tipos e características básicas de ligações químicas. Conceitos básicos de ligações covalentes. Valência dos elementos químicos. Método de ligação de valência. Saturação e direção das ligações covalentes. Hibridização de orbitais de elétrons.

Polaridade de comunicação. Método orbital molecular. Ligação iônica. Estado de oxidação. Número de coordenação.

A estrutura das moléculas mais simples. Polaridade elétrica das moléculas e suas características quantitativas.

3. Tipos de interação de moléculas. Estado condensado da matéria

Agregação de moléculas homogêneas. Condensação de vapor e polimerização. Forças de Vanderwaals. Ligação de hidrogênio.

Agregação de moléculas diferentes. Complexação. Mecanismo doador-aceitador de formação de ligações em compostos complexos.

Estrutura dos cristais. Características do estado cristalino da matéria. Sistemas cristalinos. Tipos redes de cristal. Conexão metálica. Cristais reais.

Propriedades das substâncias em vários estados. Características das propriedades superficiais de corpos líquidos e sólidos.

II. SOBRE AS REGULARIDADES GERAIS DOS PROCESSOS QUÍMICOS

1. Energia dos processos químicos

E afinidade química

Efeitos energéticos das reações químicas. Energia interna e entalpia. Leis termoquímicas. Entalpia de formação de compostos químicos. Efeitos energéticos durante transições de fase. Cálculos termoquímicos. Entropia e suas alterações durante processos químicos e transições de fase. Energia de Gibbs e sua mudança durante processos químicos.

V sistemas homogêneos

A taxa de reações químicas. Sistemas homogêneos e heterogêneos. Dependência da taxa de reações homogêneas da concentração dos reagentes. Lei da ação de massa. Dependência da taxa de reações homogêneas da temperatura. Energia de ativação.

Equação de Arrhenius. Equilíbrio químico em sistemas homogéneos. Aceleração de reações homogêneas. Catálise homogênea. Reações em cadeia. Reações fotoquímicas. Reações químicas de radiação.

3. Cinética química e equilíbrio

V sistemas heterogêneos

Transições de fase e equilíbrios. Velocidade de reações químicas heterogêneas. Equilíbrio químico em sistemas heterogéneos. Os principais fatores que determinam a direção das reações e o equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier. Regra de fase.

Vários tipos de sorção. Equilíbrio de adsorção. Catálise heterogênea.

III. CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS COMPOSTOS

1. Propriedades dos elementos químicos

E substâncias elementares

Elementos químicos da tabela periódica. Classificação dos elementos por natureza química. Classificação das substâncias elementares. Alotropia, polimorfismo. Propriedades físicas substâncias elementares. Propriedades químicas das substâncias elementares.

2. Compostos simples de elementos químicos

Uma visão geral dos compostos simples de elementos e a natureza da ligação química neles. Compostos simples de hidrogênio: ácidos simples, hidretos. Os compostos halogéneos são halogenetos. Compostos de oxigênio – óxidos e hidróxidos. Sulfetos, nitretos, carbonetos.

3. Conexões complexas

Átomos e iões como agentes complexantes. Vários tipos de ligantes e compostos complexos. Compostos de ânions complexos. Compostos de cátions complexos e complexos neutros.

4. Compostos orgânicos

Estrutura e propriedades dos compostos orgânicos. Isomerismo. Características das propriedades dos compostos orgânicos.

Classificação de compostos orgânicos. Hidrocarbonetos e derivados halo. Compostos orgânicos contendo oxigênio e nitrogênio.

4. SOLUÇÕES E OUTROS SISTEMAS DISPERSOS. PROCESSOS ELETROQUÍMICOS

1. Principais características das soluções

E outros sistemas dispersos

Conceitos gerais sobre soluções e sistemas dispersos. Classificação de sistemas dispersos. Métodos de expressão da composição de soluções e outros sistemas dispersos. Solubilidade.

Mudanças na entalpia e entropia durante a dissolução. Densidade e pressão de vapor das soluções. Transformações de fase em soluções. Pressão osmótica. Questões gerais de análise físico-química.

2. Soluções aquosas de eletrólitos

Características da água como solvente. Dissociação eletrolítica; dois tipos de eletrólitos. Características do comportamento dos eletrólitos. Propriedades das soluções eletrolíticas. Eletrólitos fortes e fracos. Dissociação eletrolítica de compostos complexos.

Reacções iónicas e equilíbrios. Produto de solubilidade. Dissociação eletrolítica da água. Índice de hidrogênio. Hidrólise de sais. Teoria dos ácidos e bases. Eletrólitos anfotéricos.

3. Soluções sólidas

Formação de soluções sólidas. Tipos de soluções sólidas. Propriedades de diversas soluções sólidas.

4. Sistemas dispersos heterogêneos

Estabilidade agregativa e cinética de sistemas dispersos heterogêneos. Formação de sistemas dispersos heterogêneos. Sistemas grosseiramente dispersos – suspensões, emulsões, espumas. Surfactantes e sua influência nas propriedades de sistemas dispersos.

Estrutura e carga elétrica partículas coloidais. Propriedades dos sistemas coloidais liofóbicos e liofílicos. Formação e propriedades dos géis.

5. Processos eletroquímicos

Reações redox; elaboração de equações. Processos redox e eletroquímicos heterogêneos. Leis de Faraday.

O conceito de potenciais de eletrodo. Elementos galvânicos. Força eletromotriz e sua medição. Eletrodo de hidrogênio padrão e escala de potencial de hidrogênio. Potenciais de eletrodos metálicos, gasosos e redox.

Cinética dos processos de eletrodos. Polarização e sobretensão. Concentração e polarização eletroquímica.

Células galvânicas primárias, força eletromotriz, tensão e capacitância dos elementos. Células de combustível.

Eletrólise. Sequência de processos de eletrodo. Saída atual. Eletrólise com ânodos insolúveis e solúveis. Aplicação Prática eletrólise: produção e refino de metais, galvanoplastia, produção de hidrogênio, oxigênio e outros produtos. Baterias.

6. Corrosão e proteção de metais

Principais tipos de corrosão. Danos causados ​​pela corrosão economia nacional. Classificação dos processos de corrosão. Corrosão química de metais. Corrosão eletroquímica de metais.

Combate à corrosão metálica. Procure materiais resistentes à corrosão. Métodos para proteger metais da corrosão. Isolamento de metais de ambientes agressivos; Métodos de proteção eletroquímica (proteção protetora, catódica e anódica). Alterar as propriedades de um ambiente corrosivo; Importância económica da protecção dos metais contra a corrosão.

V. QUESTÕES ESPECIAIS EM QUÍMICA A. PARA ENGENHEIROS MECÂNICOS

1. Propriedades gerais de metais e ligas

Propriedades físicas dos metais. Propriedades químicas dos metais. Interações de vários metais. Análise físico-química de ligas metálicas. Compostos intermetálicos e soluções sólidas de metais.

2. Obtenção de metais

Distribuição e formas de ocorrência dos elementos metálicos na natureza. Extração de metais de minérios. Métodos básicos de recuperação de metais. Obtenção de metais puros e ultrapuros. Questões económicas relacionadas com a produção de metais.

3. Metais estruturais leves

O problema dos materiais estruturais leves. Magnésio e berílio. Alumínio. Titânio. Físico e propriedades químicas. Conexões. Distribuição e produção. Uso em tecnologia. Questões económicas relacionadas com o isolamento e utilização de metais leves.

4. Metais dos grupos vanádio, cromo e manganês

Vanádio, nióbio, tântalo. Cromo, molibdênio, tungstênio. Debate sobre manganês. Propriedades físicas e químicas. Conexões. Distribuição e produção. Uso em tecnologia.

5. Metais da família do ferro e do cobre

Características gerais da família dos metais e seus compostos. Ferro. Cobalto. Níquel. Cobre. Propriedades físicas e químicas. Conexões. Distribuição e produção. Uso em tecnologia. Questões económicas relacionadas com o isolamento e a aplicação. Metais nobres.

6. Metais dos grupos zinco, gálio e germânio

Zinco, cádmio, mercúrio. Gálio, índio, tálio. Estanho e chumbo. Propriedades físicas e químicas. Conexões. Distribuição e produção. Uso em tecnologia.

7. Boro, carbono, instrumental

E materiais abrasivos

Boro, boretos. Carbono e suas formas alotrópicas - grafite, diamante. Carbonetos; uso de carbonetos em tecnologia.

8. Silício, germânio, antimônio, materiais semicondutores

Silício, silides, silicatos. Germânio, Germanides. Antimônio e bismuto;

9. Materiais poliméricos orgânicos

O conceito de polímeros orgânicos. Métodos de síntese de polímeros orgânicos. Peculiaridades estrutura interna e propriedades físico-químicas de polímeros. Materiais poliméricos estruturais.

B. PARA ENGENHEIROS DE ENERGIA

1. Química de materiais estruturais e elétricos

Análise físico-química de metais e ligas; Magnésio, berílio; propriedades, compostos, aplicação em tecnologia. Alumínio, propriedades, compostos, aplicação em tecnologia. Metais de transição, suas propriedades, compostos, aplicações em energia, engenharia elétrica e rádio.

Silício, germânio, estanho, chumbo, suas propriedades e aplicações. Química de materiais semicondutores. Química de materiais de fibra óptica. Métodos para obtenção de materiais de alta pureza.

2. Materiais poliméricos em energia e engenharia elétrica

Métodos de recebimento materiais poliméricos. Dependência das propriedades do polímero na composição e estrutura. Materiais estruturais poliméricos, Dielétricos poliméricos. Semicondutores orgânicos.

Eu.L. Shimanovich

química

Instruções metodológicas, programa, solução de problemas padrão, questões programadas para autoteste e tarefas de teste para estudantes de meio período de engenharia e especialidades técnicas (não químicas) de universidades

DIRETRIZES GERAIS

A ciência tornou-se a força produtiva da nossa sociedade. Sem a aplicação das conquistas da ciência, e em particular da química, o desenvolvimento da indústria e da agricultura modernas é impossível. A Química, sendo uma das disciplinas fundamentais das ciências naturais, estuda o mundo material, as leis de seu desenvolvimento, forma química do movimento da matéria. No processo de estudo da química, desenvolve-se uma visão científica do mundo como um todo. O conhecimento da química permite obter uma compreensão científica moderna da matéria, das formas de seu movimento, da matéria como um dos tipos de matéria em movimento, do mecanismo de transformação dos compostos químicos, das propriedades dos materiais técnicos e da utilização de processos químicos em tecnologia moderna. É necessário compreender com firmeza as leis básicas, dominar a técnica dos cálculos químicos, desenvolver as habilidades de realizar experimentos químicos de forma independente e resumir os fatos.

Compreender as leis químicas ajuda um engenheiro a resolver problemas ambientais. O conhecimento de química é necessário para o estudo subsequente e bem-sucedido de disciplinas científicas gerais e especiais.

O principal tipo de treinamento para estudantes de meio período é o trabalho independente na matéria. Num curso de química é composto pelos seguintes elementos; estudar a disciplina por meio de livros didáticos e materiais didáticos; completar tarefas de teste e workshops de laboratório; consultas individuais (presenciais e escritas); assistir a palestras; passar em um teste de laboratório; passar em um exame para todo o curso.

coincide com sua localização no livro didático.) Ao ler pela primeira vez, tente ter uma ideia geral das questões apresentadas e marque também locais difíceis ou pouco claros. Ao reestudar o tema, compreenda todos os princípios teóricos, relações matemáticas e suas conclusões, bem como os princípios de elaboração de equações de reação. Mergulhe na essência de uma questão específica, em vez de tentar lembrar fatos e fenômenos individuais. Estudar qualquer questão ao nível da essência, e não ao nível dos fenómenos individuais, contribui para uma assimilação mais profunda e duradoura do material.

Para melhor lembrar e assimilar o material que está sendo estudado, é necessário ter um caderno de exercícios e nele anotar as formulações de leis e conceitos básicos da química, termos e nomes desconhecidos, fórmulas e equações de reação, dependências matemáticas e suas conclusões, e etc. Em todos os casos em que o material possa ser sistematizado, faça gráficos, diagramas, diagramas, tabelas. Eles tornam a memorização muito fácil e reduzem a quantidade de material sobre o qual você faz anotações. UM.

Estudo curso, consulte também o índice de assuntos no final livros. Até que uma ou outra seção seja dominada, você não deve prosseguir para o estudo de novas seções.

Tarefas de teste.

Durante o curso de química, o aluno deverá realizar duas provas.Os testes não devem ser um fim em si mesmos; são uma forma de auxílio metodológicoestudantes

PARA enquanto estudava o curso.

Você pode começar a completar o teste somente depois de dominar uma determinada parte do curso e resolver exemplos de problemas típicos fornecidos neste manual sobre o tópico relevante.

As soluções dos problemas e as respostas às questões teóricas devem ser breve mas claramente justificadas, exceto nos casos em que a essência da questão não exija tal motivação, por exemplo, quando for necessário criar uma fórmula eletrônica para um átomo, escrever uma equação de reação, etc. Ao resolver problemas, você precisa fornecer todo o processo de solução e transformações matemáticas.

Se o trabalho de teste não for aprovado, ele deverá ser concluído novamente de acordo com as instruções do revisor e enviado para revisão junto com o trabalho reprovado. As correções deverão ser feitas no final do caderno e não no texto revisado. Uma tabela de opções para tarefas de teste é fornecida no final do manual. Um teste que não seja concluído de acordo com a sua versão não é revisado pelo professor e não é considerado aprovado.

Para um estudo mais aprofundado do curso, recomenda-se responder às questões programadas do autoteste sobre alguns temas, que são apresentados na pág. 112. Cada pergunta tem cinco respostas, das quais você deve escolher a correta. Na mesa 9 mostra as respostas corretas.

Exercícios de laboratório. Para um estudo aprofundado da química como ciência baseada na experimentação, é necessário realizar um workshop de laboratório. Ele desenvolve as habilidades dos alunos em experimentação científica, uma abordagem de pesquisa para estudar o assunto e pensamento químico lógico.

No processo de realização das aulas laboratoriais, os alunos aprendem as habilidades de trabalho árduo, rigor, assistência mútua camaradagem e responsabilidade pelos resultados obtidos. Os alunos residentes no local do instituto ou UKP realizam trabalhos práticos laboratoriais paralelamente ao estudo do curso, todos os restantes - durante a sessão de exames laboratoriais.

Consultas. Se você tiver alguma dificuldade para estudar o curso, entre em contato com o instituto para obter orientação por escrito do professor que analisa as provas.

PROGRAMA

Este programa foi elaborado de acordo com o nível moderno da ciência química e os requisitos para a formação de especialistas altamente qualificados para a economia nacional. É composto por uma introdução e quatro seções. Os três primeiros abrangem o conteúdo da parte geral do curso necessária à formação de engenheiros de qualquer especialidade. Recomenda-se dedicar 70-75% do tempo de estudo alocado ao estudo da parte geral do curso. currículo para um curso de química. A quarta secção está relacionada com a especialização dos futuros engenheiros e varia consoante as principais áreas da sua formação (mecânica, energia, construção).

Com base neste programa padrão, os departamentos de química podem desenvolver programas de trabalho nos quais, de acordo com o perfil da especialidade de engenharia dos alunos, é permitido alterar a sequência de estudo dos temas individuais do curso, considerados mais detalhadamente, ou vice-versa. , de forma mais concisa. O programa de trabalho também inclui questões sobre uma parte especial do programa do curso, necessária para engenheiros da especialidade correspondente. Se necessário, seções individuais da parte especial do programa de trabalho podem ser ampliadas e especificadas. O programa de trabalho deverá também incluir questões ambientais de acordo com o perfil especial. Este programa é fornecido abaixo.

INTRODUÇÃO

A Química como disciplina das ciências naturais. O assunto é química e sua conexão com outras ciências. A importância da química na formação de uma visão de mundo, no estudo da natureza e no desenvolvimento da tecnologia. Chemicalização da economia nacional. Química e proteção ambiental.

1. Estrutura da matéria

1.1. ESTRUTURA ATÔMICA E SISTEMÁTICA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

Modelo da mecânica quântica do átomo. Números quânticos. Orbitais atômicos. Princípio de Pauli. Regras e ordem de preenchimento de orbitais atômicos. Estrutura dos átomos multielétrons. Tabela periódica de elementos D.I. Mendeleev. Mudanças nas propriedades dos elementos químicos e seus compostos. Propriedades redox dos elementos. O significado da lei periódica D.I. Mendeleev.

1.2. LIGAÇÃO QUÍMICA

Tipos e características básicas de ligações químicas. Ligações covalentes e iônicas. Método de ligação de valência, conceito de método orbital molecular. Estrutura e propriedades das moléculas mais simples.

1.3. TIPOS DE INTERAÇÃO DE MOLÉCULAS. CONEXÕES COMPLEXAS

Principais tipos de interações moleculares. Forças de interação intermolecular. Ligação de hidrogênio. Interação doador-aceitador de moléculas. Conexões complexas. Complexos, agentes complexantes, ligantes, carga e número de coordenação de complexos. Tipos de compostos complexos. O conceito de teorias de compostos complexos.

1.4. QUÍMICA DA SUBSTÂNCIA NO ESTADO CONDENSADO

Estado agregado de uma substância. Estrutura química de um sólido. Estados amorfo e cristalino da matéria. Cristais. Redes de cristal. Ligação química em sólidos. Ligação metálica e metais, ligação química em semicondutores e dielétricos. Cristais reais.

2. REGULARIDADES GERAISPROCESSOS QUÍMICOS

2.1. ENERGIA DOS PROCESSOS QUÍMICOS. EQUILÍBRIO QUÍMICO

Efeitos energéticos das reações químicas. Energia interna e entalpia. Termoquímica. As leis de Hess. Entalpia de formação de compostos químicos. Entropia e suas mudanças durante processos químicos. Energia de Gibbs e energia de Helmholtz e sua variação durante os processos químicos. Condições para ocorrência espontânea de reações químicas. Condições de equilíbrio químico. Constante de equilíbrio e sua ligação com funções termodinâmicas. Princípio de Le Chatelier.

2.2. EQUILÍBRIO EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS

Equilíbrio químico em sistemas heterogéneos. Equilíbrio de fase e regra de fase. Análise físico-química de sistemas de dois componentes. Distribuição do terceiro componente entre dois líquidos imiscíveis. Extração. Sorção. Surfactantes. Adsorção. Equilíbrio de adsorção. Sistemas dispersos heterogêneos. Sistemas coloidais e sua preparação. A estrutura das partículas coloidais. Estabilidade agregativa e cinética de sistemas. Coagulação. Emulsões. Suspensões.

2.3. Cinética química

A taxa de uma reação química e sua dependência da concentração e da temperatura. Constante de taxa de reação. Catálise homogênea.

3. Reações em cadeia. Métodos físicos para acelerar reações químicas. Velocidade de reações químicas heterogêneas. Catálise heterogênea

SOLUÇÕES. PROCESSOS ELETROQUÍMICOS

3.1. Soluções

Hidrólise de sais. Dissociação de compostos complexos. Hidrólise. Teoria dos ácidos e bases. ru

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Química. Instruções metodológicas, programa, solução de problemas padrão, questões programadas para autoteste e tarefas de controle.

Shimanovich I.L. 3ª ed., Rev. - M.: 2003 - 128 p. (2003)

Química: diretrizes, programa, solução de problemas padrão, questões programadas para autoteste e tarefas de teste para estudantes de meio período de engenharia e especialidades técnicas (não químicas) de universidades. Formatar:

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Química: diretrizes, programa, solução de problemas padrão, questões programadas para autoteste e tarefas de teste para estudantes de meio período de engenharia e especialidades técnicas (não químicas) de universidades. Assista, baixe:

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A ciência tornou-se a força produtiva da nossa sociedade. Sem a aplicação das conquistas da ciência, e em particular da química, o desenvolvimento da indústria e da agricultura modernas é impossível. A química, sendo uma das disciplinas fundamentais das ciências naturais, estuda o mundo material, as leis de seu desenvolvimento e a forma química do movimento da matéria. No processo de estudo da química, desenvolve-se uma visão científica do mundo como um todo. O conhecimento de química é necessário para a frutífera atividade criativa de um engenheiro de qualquer especialidade. O conhecimento da química permite obter uma compreensão científica moderna da matéria, das formas de seu movimento, da matéria como um dos tipos de matéria em movimento, do mecanismo de transformação dos compostos químicos, das propriedades dos materiais técnicos e da aplicação de processos químicos em tecnologia moderna. É necessário compreender firmemente as leis básicas, dominar a técnica de cálculos químicos e desenvolver as habilidades para realizar experimentos químicos de forma independente e generalizar os fatos.
Compreender as leis químicas ajuda um engenheiro a resolver problemas ambientais. O conhecimento de química é necessário para o estudo subsequente e bem-sucedido de disciplinas científicas gerais e especiais.
O principal tipo de treinamento para estudantes de meio período é o trabalho independente na matéria. Em um curso de química, é composto pelos seguintes elementos: estudo da disciplina por meio de livros didáticos e materiais didáticos; completar tarefas de teste e workshops de laboratório; consultas individuais (presenciais e escritas); assistir a palestras; passar em um teste de laboratório; passar em um exame para todo o curso.
Trabalhando com um livro. Recomenda-se estudar o curso por tema, familiarizando-se previamente com o conteúdo de cada um deles de acordo com o programa. (A localização do material do curso no programa nem sempre é
coincide com sua localização no livro didático.) Ao ler pela primeira vez, tente ter uma ideia geral das questões apresentadas e marque também locais difíceis ou pouco claros. Ao reestudar o tema, compreenda todos os princípios teóricos, relações matemáticas e suas conclusões, bem como os princípios de elaboração de equações de reação. Mergulhe na essência de uma questão específica, em vez de tentar lembrar fatos e fenômenos individuais. Estudar qualquer questão ao nível da essência, e não ao nível dos fenómenos individuais, contribui para uma assimilação mais profunda e duradoura do material.
Para melhor lembrar e assimilar o material em estudo, é necessário ter um caderno de exercícios e nele anotar as formulações de leis e conceitos básicos da química, termos e nomes desconhecidos, fórmulas e equações de reação, dependências matemáticas e suas conclusões, etc. Em todos os casos em que o material possa ser sistematizado, faça gráficos, diagramas, diagramas, tabelas. Eles facilitam muito a memorização e reduzem a quantidade de material para fazer anotações.

Perguntas de segurança

1. Determine a massa equivalente e equivalente de fósforo, oxigênio e bromo nos compostos PH 3, H 2 O, HBr.
2. Que massa de NaOH contém os mesmos equivalentes que 140 g de KOH? Responder: 100g.
3. A partir de 1,35 g de óxido metálico obtém-se 3,15 g de seu nitrato. Calcule a massa equivalente deste metal. Responder: 32,5g/mol.
4. A partir de 1,3 g de hidróxido metálico obtêm-se 2,85 g de seu sulfato. Calcule a massa equivalente deste metal. Responder: 9g/mol.
5. O óxido do elemento trivalente contém 31,58% de oxigênio. Calcule a massa equivalente, molar e atômica deste elemento.
6. O que é igual a não. volume equivalente de hidrogênio? Calcule a massa equivalente do metal se 0,28 litros de hidrogênio (N.S.) fossem consumidos para reduzir 1,017 g de seu óxido. Responder: 32,68g/mol.
7. Expresse em moles: a) 6,02. 10 22 moléculas de C 2 H 2; b) 1,80. 10 24 átomos de nitrogênio; c) 3.01. 10 23 moléculas de NH3. Qual é a massa molar dessas substâncias?
8. Calcule a massa equivalente e equivalente de H 3 PO 4 nas reações de formação de: a) hidrogenofosfato; b) dihidrogenofosfato; c) ortofosfato.
9. 2,48 g de óxido metálico monovalente contém 1,84 g de metal. Calcule as massas equivalentes do metal e seu óxido. Qual é a massa molar e atômica desse metal?

1. O que é igual a não. volume equivalente de oxigênio? A combustão de 1,5 g de metal divalente requer 0,69 litros de oxigênio (n.o.). Calcule a massa equivalente, a massa molar e a massa atômica deste metal.
2. A partir de 3,31 g de nitrato metálico obtém-se 2,78 g de seu cloreto; Responder: 103,6g/mol.
3. Escreva as equações para as reações do Fe(OH) 3 com o ácido clorídrico (clorídrico), nas quais se formam os seguintes compostos de ferro: a) cloreto de diidroxoferro; b) hidroxicloreto de ferro; c) cloreto férrico. Calcule o equivalente e a massa equivalente de Fe(OH) 3 em cada uma dessas reações.
4. O excesso de hidróxido de potássio foi aplicado em soluções de: a) dihidrogenofosfato de potássio; b) nitrato de diidroxobismuto (III) Escreva equações para as reações dessas substâncias com KOH e determine seus equivalentes e massas equivalentes.
5. Que quantidade de Cr(OH) 3 contém o mesmo número de equivalentes que 174,96 g de Mg(OH) 2? Responder: 174

1. O excesso de ácido clorídrico (clorídrico) foi aplicado em soluções de: a) bicarbonato de cálcio; b) dicloreto de hidroxoalumínio. Escreva equações para as reações dessas substâncias com HCl e determine seus equivalentes e massas equivalentes.
2. Durante a oxidação 16,74 G de metal divalente, formaram-se 21,54 g de óxido. Calcule as massas equivalentes do metal e seu óxido. Quais são as massas molares e atômicas do metal?
3. Quando 3,24 g de metal trivalente reagem com um ácido, são liberados 4,03 litros de hidrogênio (n.s.). Calcule a massa equivalente, molar e atômica do metal.
4. Com base nas massas molares de carbono e água, determine a massa absoluta de um átomo de carbono e de uma molécula de água em gramas. Responder: 2,0× 10-23g, 3,0. 10-23 anos

1. Para neutralizar 9,797 g de ácido ortofosfórico foram consumidos 7,998 g de NaOH. Calcule o equivalente, a massa equivalente e a basicidade de H 3 PO 4 nesta reação. Com base no cálculo, escreva a equação da reação. Responder: 0,5 mol, 49 g/mol, 2.

20, foram consumidos 1,291 g de KOH para neutralizar 0,943 g de ácido fosforoso H 3 POs. Calcule o equivalente, a massa equivalente e a basicidade do ácido. Com base em seus cálculos, escreva a equação da reação. Responder: 0,5 mol, 41 g/mol, questões do teste

1. Escrever fórmulas eletrônicasátomos de elementos com números de série 9 e 28. Mostre a distribuição de elétrons desses átomos nas células quânticas. A qual família de elétrons pertence cada um desses elementos?
2. Escreva fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 16 e 26. Distribua os elétrons desses átomos entre as células quânticas. A qual família de elétrons pertence cada um desses elementos?
3. Qual é o número máximo de elétrons que podem ser ocupados? é-, p-,d- E f-orbitais de um determinado nível de energia? Por que? Escreva a fórmula eletrônica de um átomo de um elemento com número atômico 31.
4. Escreva fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 25 e 34. A qual família eletrônica pertence cada um desses elementos?
5. 4 é ou 3d; 5é ou 4h? Por que? Escreva a fórmula eletrônica de um átomo de um elemento com número atômico 21.
6. O isótopo níquel-57 é formado quando partículas a bombardeiam os núcleos dos átomos de ferro-54. Crie uma equação para esta reação nuclear e escreva-a de forma abreviada.
7. Quais orbitais do átomo são preenchidos primeiro com elétrons: 4 d" ou 5 é; 6 é ou 5 p? Por que? Escreva a fórmula eletrônica de um átomo de um elemento com número atômico 43.
8. O que são isótopos? Como podemos explicar que para a maioria dos elementos da tabela periódica as massas atômicas são expressas número fracionário? Os átomos de elementos diferentes podem ter a mesma massa? Como são chamados esses átomos?
9. O isótopo silício-40 é formado quando partículas a bombardeiam os núcleos dos átomos de alumínio-27. Crie uma equação para esta reação nuclear e escreva-a de forma abreviada.
10. Escreva fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 14 e 40. Quantos livres d-orbitais dos átomos do último elemento?

1. O isótopo carbono-11 é formado quando prótons bombardeiam os núcleos dos átomos de nitrogênio-14. Crie uma equação para esta reação nuclear e escreva-a de forma abreviada.
2. Escreva as fórmulas eletrônicas dos átomos e elementos com números de série 15 e 28. Qual é o spin máximo? R
   d-elétrons em átomos do segundo elemento?

1. Escreva fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 21 e 23. Quantos livres d-orbitais nos átomos desses elementos?
2. Quantos e quais valores um número quântico magnético pode assumir? eu no número orbital eu= 0, 1, 2 e 3? Quais elementos da tabela periódica são chamados é-, p-,d- E f-elementos? Dê exemplos.
3. Que valores os números quânticos podem assumir? p,eu, Teu E EM, caracterizando o estado dos elétrons em um átomo? Que valores eles assumem para os elétrons externos do átomo de magnésio?
4. Quais das fórmulas eletrônicas que refletem a estrutura de um átomo não excitado de algum elemento estão incorretas: a) 1 é 2 2é 2 2p 5 3é 1; b) 1 é 2 2é 2 2p 6; c) 1 é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3p 6 3d 4; e) 1 é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3p 6 4é 2; e) 1 é 2 2é 2 2p 6 3é 2 3d 2? Por que? Quais átomos de elementos correspondem a fórmulas eletrônicas compostas corretamente?
5. Escreva fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 24 e 33, levando em consideração que o primeiro tem “falha” de um 4 é-elétron para 3 d-subnível. Qual é o giro máximo? d-elétrons nos átomos do primeiro e
   R-elétrons em átomos do segundo elemento?
6. Os números quânticos para elétrons do nível de energia externo dos átomos de um determinado elemento têm os seguintes valores: n=4; eu = 0; Teu, = 0; Té=±½. Escreva a fórmula eletrônica de um átomo deste elemento e determine quantos 3 livres d-orbitais que contém.
7. Qual é o princípio de Pauli? Poderia estar em algum subnível do átomo R 7 - ou d 12 elétrons? Por que? Componha uma fórmula eletrônica para um átomo de um elemento com número atômico 22 e indique seus elétrons de valência.

40. Elabore fórmulas eletrônicas para átomos de elementos com números de série 32 e 42, levando em consideração que este último apresenta “falha” de um 5 é-elétron para 4 d-subnível. A qual família de elétrons pertence cada um desses elementos?

Perguntas de segurança

1. Com base na posição do germânio e do tecnécio na tabela periódica, crie fórmulas para ácidos meta-, ortogermânicos e óxido de tecnécio correspondentes ao seu estado de oxidação mais elevado. Desenhe graficamente as fórmulas desses compostos.
2. O que é energia de ionização? Em que unidades é expresso? Como a atividade de recuperação muda? é- E R-elementos em grupos da tabela periódica com número atômico crescente? Por que?
3. O que é eletronegatividade? Como a eletronegatividade muda? R-elementos de um período, de um grupo do sistema periódico com número atômico crescente? Por que?

44. Com base na posição do germânio, molibdênio e rênio na tabela periódica, crie fórmulas para o composto de hidrogênio do germânio, óxido de molibdênio e ácido rênio, correspondendo ao seu estado de oxidação mais alto. Desenhe graficamente as fórmulas desses compostos.

1. O que é afinidade eletrônica? Em que unidades é expresso? Como a atividade oxidativa dos não metais muda em um período e em um grupo do sistema periódico com o aumento do número atômico? Motive sua resposta com a estrutura atômica do elemento correspondente.
2. Elabore fórmulas de óxidos e hidróxidos de elementos do terceiro período da tabela periódica, correspondentes ao seu maior estado de oxidação. Como o caráter ácido-base desses compostos muda quando passam do sódio para o cloro? Escreva equações de reação que comprovem a natureza anfotérica do hidróxido de alumínio.
3. Qual elemento quarto período- Vanádio ou arsênico - tem propriedades metálicas mais pronunciadas? Qual destes elementos forma um composto gasoso com o hidrogênio? Motive sua resposta com base na estrutura dos átomos desses elementos.
4. O manganês forma compostos nos quais apresenta um estado de oxidação de +2, +3, +4, +6, +7. Crie fórmulas para seus óxidos e hidróxidos correspondentes a esses estados de oxidação. Escreva equações de reação que comprovem a natureza anfotérica do hidróxido de manganês (IV).
5. Qual elemento do quarto período - cromo ou selênio - possui propriedades metálicas mais pronunciadas? Qual destes elementos forma um composto gasoso com o hidrogênio? Motive sua resposta pela estrutura dos átomos de cromo e selênio.

1. Qual é o estado de oxidação mais baixo do cloro, enxofre, nitrogênio e carbono? Por que? Faça fórmulas para compostos de alumínio com esses elementos neste estado de oxidação. Quais são os nomes dos compostos correspondentes?
2. Qual deles tem R-elementos do quinto grupo da tabela periódica - fósforo ou antimônio - as propriedades não metálicas são mais pronunciadas? Qual dos compostos de hidrogênio desses elementos é o agente redutor mais forte? Motive sua resposta com a estrutura atômica desses elementos.
3. Com base na posição do metal na tabela periódica, dê uma resposta motivada à pergunta: qual dos dois hidróxidos é a base mais forte: Ba(OH) 2 ou Mg(OH) 2; Ca(OH)2 ou Fe(OH)2; Cd(OH)2 ou Sr(OH)2?
4. Com base no estado de oxidação dos átomos dos elementos correspondentes, dê uma resposta motivada à questão: qual dos dois hidróxidos é uma base mais forte: CuOH ou Cu(OH) 2; Fe(OH)2 ou Fe(OH)3; Sn(OH)2 ou Sn(OH)4? Escreva equações de reação que comprovem a natureza anfotérica do hidróxido de estanho (II).
5. Qual é o estado de oxidação mais baixo do hidrogênio, flúor, enxofre e nitrogênio? Por que? Elabore fórmulas para compostos de cálcio com esses elementos em seus estados de oxidação. Quais são os nomes dos compostos correspondentes?
6. Quais são os estados de oxidação mais baixos e mais altos do silício, arsênico, selênio e cloro? Por que? Crie fórmulas para compostos desses elementos que correspondam a esses estados de oxidação.
7. O cromo forma compostos nos quais exibe estados de oxidação +2, +3, +6. Crie fórmulas para seus óxidos e hidróxidos correspondentes a esses estados de oxidação. Escreva equações de reação que comprovem a natureza anfotérica do hidróxido de cromo (III).
8. As massas atômicas dos elementos da tabela periódica aumentam continuamente, enquanto as propriedades dos corpos simples mudam periodicamente. Como isso pode ser explicado? Dê uma resposta fundamentada.
9. Qual é a formulação moderna da lei periódica? Explique por que na tabela periódica dos elementos o argônio, o cobalto, o telúrio e o tório são colocados respectivamente antes do potássio, do níquel, do iodo e do protactínio, embora tenham maior massa atômica?
10. Quais são os estados de oxidação mais baixos e mais altos do carbono, fósforo, enxofre e iodo? Por que? Crie fórmulas para compostos desses elementos que correspondam a esses estados de oxidação.
11. Quais átomos do quarto período da tabela periódica formam um óxido correspondente ao seu estado de oxidação mais alto E 2 O 5? Qual deles produz um composto gasoso com hidrogênio? Criar fórmulas de ácidos correspondentes a esses óxidos e representá-los graficamente?

Perguntas de segurança

1. Que ligação química é chamada de covalente? Como podemos explicar a direção de uma ligação covalente? Como o método da ligação de valência (BC) explica a estrutura da molécula de água?
2. Qual ligação covalente é chamada de polar? Qual é uma medida quantitativa da polaridade de uma ligação covalente? Com base nos valores de eletronegatividade dos átomos dos elementos correspondentes? determine qual das ligações: HI, ICI, BrF é a mais polar.
3. Qual método de formação de uma ligação covalente é denominado doador-aceitador? Que ligações químicas existem nos íons NN + 4 e BF - 4? Especifique doador e aceitante.
4. Como o método da ligação de valência (BC) explica a estrutura linear da molécula BeCl 2 e do CH 4 tetraédrico?
5. Qual ligação covalente é chamada de ligação s e qual é chamada de ligação p? Explique a estrutura da molécula de nitrogênio como um exemplo.
6. Quantos elétrons desemparelhados um átomo de cloro possui em seus estados normal e excitado? Distribua esses elétrons entre as células quânticas. Qual é a valência do cloro devido aos elétrons desemparelhados?
7. Distribua os elétrons do átomo de enxofre entre as células quânticas. Quantos elétrons desemparelhados seus átomos possuem nos estados normal e excitado? Qual é a valência do enxofre devido aos elétrons desemparelhados?
8. O que é chamado de momento elétrico de um dipolo? Qual das moléculas HCl, HBr, HI tem o maior momento dipolar? Por que?
9. Quais estruturas cristalinas são chamadas de iônicas, atômicas, moleculares e metálicas? Cristais de quais substâncias: diamante, cloreto de sódio, dióxido de carbono, zinco - possuem as estruturas indicadas?

1. Como o método da ligação de valência (BC) explica a estrutura angular das moléculas de H 2 S e a estrutura linear das moléculas de CO 2?
2. Desenhe um diagrama de energia para a formação da molécula He 2 e do íon molecular He + 2 usando o método orbital molecular. Como o método MO explica a estabilidade do íon He + 2 e a impossibilidade da existência da molécula He 2?
3. Que ligação química é chamada de ligação de hidrogênio? Entre as moléculas de que substâncias se forma? Por que o H 2 O e o HF, tendo peso molecular mais baixo, derretem e fervem em temperaturas mais altas do que seus análogos?
4. Qual ligação química é chamada iônica? Qual é o mecanismo de sua formação? Que propriedades de uma ligação iônica a distinguem de uma ligação covalente? Dê dois exemplos de compostos iônicos típicos. Escreva as equações de transformação para o correspondente
   íons em átomos neutros.
5. O que deve ser entendido por estado de oxidação de um átomo? Determine o estado de oxidação do átomo de carbono e sua valência, determinada pelo número de elétrons desemparelhados, nos compostos CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2.
6. Quais forças de interação molecular são chamadas de orientacionais, indutivas e dispersivas? Quando ocorrem essas infiltrações e qual é a sua natureza?
7. Desenhe um diagrama de energia para a formação do íon molecular H 2 e da molécula de H 2 usando o método orbital molecular. Onde é maior a energia de ligação? Por que?
8. Quais elétrons do átomo de boro estão envolvidos na formação de ligações covalentes? Como o método da ligação de valência (BC) explica a forma triangular simétrica da molécula BF 3?

1. Desenhe um diagrama de energia para a formação de uma molécula de O2 usando o método do orbital molecular (MO). Como o método MO explica as propriedades paramagnéticas da molécula de oxigênio?
2. Desenhe um diagrama de energia para a formação de moléculas F 2 usando o método do orbital molecular (MO). Quantos elétrons existem nos orbitais ligantes e antiligantes? Qual é a ordem de ligação nesta molécula?
3. Desenhe um diagrama de energia para a formação da molécula de N 2 usando o método do orbital molecular (MO). Quantos elétrons existem nos orbitais ligantes e antiligantes? Qual é a ordem de ligação nesta molécula?

Perguntas de segurança

1. Calcule quanto calor será liberado durante a redução do Fe 2 O 3 com o metal alumínio se forem obtidos 335,1 g de ferro. Responder: 2543,1kJ.
2. O álcool etílico gasoso C 2 H 5 OH pode ser obtido pela interação do etileno C 2 H 4 (g) e do vapor d'água. Escreva uma equação termoquímica para esta reação, calculando seu efeito térmico. Responder: -45,76kJ.
3. Calcule o efeito térmico da reação de redução do óxido de ferro (II) com hidrogênio com base nas seguintes equações termoquímicas:

FeO(k) + CO(g) = Fe(k) + CO 2 (g); D N= -13,18kJ.

CO (g) + ½O 2 (g) = CO 2 (g); D N= -283,0kJ.

H 2 (g) + ½O 2 (g) = H 2 O (g); D N= -241,83kJ.

Responder: +27,99kJ.

1. Quando o sulfeto de hidrogênio gasoso e o dióxido de carbono interagem, formam-se vapor de água e dissulfeto de carbono CS 2 (g). Escreva uma equação termoquímica para esta reação, calculando seu efeito térmico. Responder: +65,43kJ.
2. Escreva a equação termoquímica para a reação entre CO(g) e hidrogênio, como resultado da formação de CH 4 (g) e H 2 O(g). Quanto calor será liberado durante esta reação se 67,2 litros de metano forem obtidos em condições normais? Responder: 618,48kJ.
3. O efeito térmico de qual reação é igual ao calor de formação do NO? Calcule o calor de formação de NO com base nas seguintes equações termoquímicas:

4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6 H 2 O (l); D N= -1168,80kJ.

4NH 3 (g) + 3O 2 (g) = 2N 2 (g) + 6 H 2 O (l); D N= 1530,28kJ.

Responder: 90,37kJ.

1. O cloreto de amônio cristalino é formado pela reação de gases de amônia e cloreto de hidrogênio. Escreva uma equação termoquímica para esta reação, calculando seu efeito térmico. Quanto calor será liberado se 10 litros de amônia forem consumidos na reação, calculado em condições normais? Responder: 78,97kJ.
2. O efeito térmico de qual reação é igual ao calor de formação do metano? Calcule o calor de formação do metano com base nas seguintes equações termoquímicas:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (l); D N= -285,84kJ.

C(k) + O 2 (g) = CO 2 (g); D N= -393,51kJ.

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = 2H 2 O (l) + CO 2 (g); D N= -393,51kJ.

Responder: -74,88kJ.

1. O efeito térmico de qual reação é igual ao calor de formação do hidróxido de cálcio? Calcule o calor de formação do hidróxido de cálcio com base nas seguintes equações termoquímicas:

Ca(k) + 1/2O 2 (g) = CaO(k); D N= -635,60kJ.

H 2 (g) + 1/O 2 (g) = H 2 O (l); D N= -285,84kJ.

CaO(k) + H 2 O(l) = Ca(OH) 2 (k); D N= -65,06kJ.

Responder: -986,50kJ.

1. O efeito térmico cuja reação de combustão do benzeno líquido com a formação de vapor d'água e dióxido de carbono é igual a -3135,58 kJ. Elabore uma equação termoquímica para esta reação e calcule o calor de formação de C 6 H 6 (l). Responder: +49,03kJ.
2. Calcule quanto calor será liberado durante a combustão de 165 litros (n.s.) de acetileno C 2 H 2 se os produtos da combustão forem dióxido de carbono e vapor de água? Responder: 924,88kJ.
3. Quando o gás amônia queima, produz vapor d'água e óxido de nitrogênio. Quanto calor será liberado durante esta reação se forem obtidos 44,8 litros de NO, calculados em condições normais? Responder: 452,37kJ.
4. A reação de combustão do álcool metílico é expressa pela equação termoquímica:

CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l); D N = ?

Calcule o efeito térmico desta reação se for conhecido que o calor molar de vaporização do CH 3 OH (l) é +37,4 kJ. Responder: -726,62kJ.

1. A combustão de 11,5 g de álcool etílico líquido liberou 308,71 kJ de calor. Escreva a equação termoquímica para a reação que resulta na formação de vapor de água e dióxido de carbono. Calcule o calor de formação de C 2 H 5 OH (l). Responder:
   -277,67kJ/mol.
2. A reação de combustão do benzeno é expressa pela equação termoquímica:

C 6 H 6 (g) + 7 1 /2O 2 (g) = 6CO 2 (g) + ZN 2 O (g); D N = ?

Calcule o efeito térmico desta reação se for conhecido que o calor molar de vaporização do benzeno é +33,9 kJ. Responder:-3135,58kJ.

95. Calcule o efeito térmico e escreva a equação termoquímica para a reação de combustão de 1 mol de etano C 2 H 6 (g), que resulta na formação de vapor d'água e dióxido de carbono. Quanto calor será liberado durante a combustão de 1 m 3 de etano, calculado em condições normais? Responder: 63742,86kJ.

97. A reação de combustão da amônia é expressa pela equação termoquímica:

4NH 3 (g) + 3O 2 (g) = 2N 2 (g) + 6H 2 0 (l); D N= -1530,28kJ.

Calcule o calor de formação de NH 3 (g). Responder: - 46,19kJ/mol.

1. Quando 6,3 g de ferro interagem com o enxofre, 11,31 kJ de calor são liberados. Calcule o calor de formação do sulfeto de ferro FeS. Responder: - 100,26kJ/mol.
2. Quando 1 litro de acetileno (n.o.) é queimado, 56,053 kJ de calor são liberados. Escreva a equação termoquímica para a reação que resulta na formação de vapor de água e dióxido de carbono. Calcule o calor de formação de C 2 H 2 (g). Responder: 226,75kJ/mol.

100. Ao produzir uma massa equivalente de hidróxido de cálcio a partir de CaO(c) e H 2 O(l), são liberados 32,53 kJ de calor. Escreva a equação termoquímica para esta reação e calcule o calor de formação do óxido de cálcio. Responder:-635,6kJ.

Perguntas de segurança

1. Calcular D G o 298 para as seguintes reações:

a) 2NaF(k) + Cl 2 (g) = 2NaCl(k) + F 2 (g)

b) PbO 2 (k) + 2Zn(k) = Pb(k) + 2ZnO(k)

É possível obter flúor pela reação (a) e reduzir o PbO 2 com zinco pela reação (b)? Responder: +313,94kJ; -417,4kJ.

102. A que temperatura o sistema atingirá o equilíbrio:

4HCl (g) + O 2 (g) 2H 2 O (g) + 2C1 2 (g); D H= -114,42kJ?

O cloro ou o oxigênio são os agentes oxidantes mais fortes neste sistema e em que temperaturas? Responder: 891K.

103. A redução de Fe 3 O 4 com monóxido de carbono segue a equação:

Fe 3 O 4 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + CO 2 (g)

Calcular D G o 298 e tirar uma conclusão sobre a possibilidade de ocorrência espontânea desta reação em condições padrão. O que é D? S cerca de 298 neste processo? Responder:+24,19kJ; +31,34 J/ (mol. K).

104. A reação de combustão do acetileno ocorre de acordo com a equação:

C 2 H 2 (g) + 5/20 2 (g) = 2C0 2 (g) + H 2 O (l)

Calcular D G o 298 e D S o 298. Explique a diminuição da entropia como resultado desta reação. Responder:-1235,15kJ; -216,15 J/ (mol. K).

105. A entropia diminui ou aumenta durante as transições: a) água em vapor; b) grafite em diamante? Por que? calcular D S o 298 para cada transformação. Tire uma conclusão sobre a mudança quantitativa na entropia durante as transformações de fase e alotrópicas.

Responder: a) 118,78 J/ (mol.K); b) -3,25 J/ (mol. K).

106. Como podemos explicar que em condições padrão uma reação exotérmica é impossível:

H 2 (g) + CO 2 (g) = CO (g) + H 2 O (l); D N= -2,85kJ?

Conhecendo o efeito térmico da reação e as entropias padrão absolutas das substâncias correspondentes, determine D G cerca de 298 esta reação. Responder:+19,91kJ.

2NO(g) + O 2 (g)2NO 2 (g)

Motive sua resposta calculando D G o 298 reação direta. Responder:-69,70kJ.

108. Com base nos valores dos calores padrão de formação e nas entropias padrão absolutas das substâncias correspondentes, calcule D G

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k)

Esta reação pode ocorrer espontaneamente sob condições padrão? Responder:-92,08kJ.

109. A que temperatura o sistema atingirá o equilíbrio:

CO(g) + 2H 2 (g) CH 3 OH(l); D H= -128,05kJ?

Responder:»385,5 K.

110. A que temperatura o sistema atingirá o equilíbrio:

CH 4 (g) + CO 2 (g) = 2CO (g) + 2H 2 (g); D N =+247,37kJ?

Responder:» 961,9 mil.

111. Com base nos calores padrão de formação e nas entropias padrão absolutas das substâncias correspondentes, calcule D G 298

4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (g)

Responder: - 957,77kJ.

112. Com base nos calores padrão de formação e nas entropias padrão absolutas das substâncias correspondentes, calcule D G cerca de 298 reações procedendo de acordo com a equação:

CO 2 (g) + 4H 2 (g) = CH 4 (g) + 2H 2 O (l)

Esta reação é possível sob condições padrão? Responder:-130,89kJ.

113. Calcule D Nó, D S o e D Gó T reação procedendo de acordo com a equação:

Fe 2 O 3 (k) + ZN 2 (g) = 2Fe (k) + 3H 2 O (g)

A reação de redução do Fe 2 O 3 com hidrogênio é possível em temperaturas de 500 e 2.000 K? Responder: +96,61kJ; 138,83 J/K; 27,2kJ; -181,05kJ.

1. Qual dos carbonatos: BeCO 3 ou BaCO 3 - pode ser obtido pela reação dos óxidos correspondentes com CO 2? Qual reação ocorre com mais energia? Tire sua conclusão calculando D G o 298 reações. Responder:+31,24kJ; -130,17kJ;
   -216,02kJ.
2. Com base nos calores padrão de formação e nas entropias padrão absolutas das substâncias correspondentes, calcule D G cerca de 298 reações procedendo de acordo com a equação:

CO (g) + 3H 2 (g) = CH 4 (g) + H 2 O (g)

Esta reação é possível sob condições padrão? Responder: - 142,16kJ.

116. Calcule D Nó, D S o e D Gó T reação procedendo de acordo com a equação:

TiO 2 (k) + 2C (k) = Ti (k) + 2CO (g)

A reação de redução do TiO 2 com carbono é possível em temperaturas de 1.000 e 3.000 K? Responder:+722,86kJ; 364,84 J/K; +358,02kJ; -371,66kJ.

117. Com base nos calores padrão de formação e nas entropias padrão absolutas das “substâncias” correspondentes, calcule D G cerca de 298 reações procedendo de acordo com a equação:

C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 2H 2 O (l)

Esta reação é possível sob condições padrão? Responder:-1331,21kJ,

118. Determine em que temperatura começará a reação de redução do Fe 3 O 4, procedendo de acordo com a equação:

Fe 3 O 4 (k) + CO (g) = 3FeO (k) + CO 2 (g); D N = + 34,55kJ.

Responder: 1102,4 K.

119. Calcule a que temperatura começará a dissociação do pentacloreto de fósforo, procedendo conforme a equação:

PC1 5 (g) = PC1 3 (g) + Cl 2 (g); D N= +92,59kJ.

Responder: 509 mil.

120. Calcule a mudança na entropia para reações que ocorrem de acordo com as equações:

2CH 4 (g) = C 2 H 2 (g) + 3H 2 (g)

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

C (grafite) + O 2 (g) = CO 2 (g)

Por que nessas reações D S o 298 > 0;<0; @ 0?

Responder: 220,21J/K; -198,26J/K; 2,93 J/K.

Perguntas de segurança

121. A oxidação do enxofre e do seu dióxido ocorre de acordo com as equações: a) S(k) + O 2 = SO 2 (k); b) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)

Como as taxas dessas reações mudarão se os volumes de cada sistema forem reduzidos quatro vezes?

124. A reação prossegue de acordo com a equação N 2 + 3H 2 = 2NH 3. As concentrações das substâncias envolvidas foram: = 0,80 mol/l; Responder:= 1,5 mol/l;

= 0,10 mol/l. Calcule a concentração de hidrogênio e amônia quando = 0,5 mol/l. Responder: 3,2 . 10 -4 ; 1,92 . 10 -4 .

= 0,70 mol/l; [H2] = 0,60 mol/l.

125. A reação prossegue de acordo com a equação H 2 + 1 2 = 2H1. A constante de velocidade desta reação a uma certa temperatura é 0,16. Concentrações iniciais dos reagentes: [H 2 ] = 0,04 mol/l;

= 0,05 mol/l. Calcule a taxa inicial da reação e sua taxa quando [H 2 ] = 0,03 mol/l. Responder: 126. Calcule quantas vezes a taxa de reação que ocorre na fase gasosa diminuirá se a temperatura for reduzida de 120 para 80 o C. Coeficiente de temperatura da taxa de reação 3.

4HCl(g) + O 2 2H 2 O(g) + 2C1 2 (g)

foi estabelecido nas seguintes concentrações de substâncias auditadas: [H 2 O] p = 0,14 mol/l;

p = 0,14 mol/l; [HC1] p = 0,20 mol/l; [O 2 ] p = 0,32 mol/l. Calcule as concentrações iniciais de cloreto de hidrogênio e oxigênio. Responder: PARA[HC1] ref = 0,48 mol/l; [O 2 ] ref = 0,39 mol/l.

135. Calcule a constante de equilíbrio para um sistema homogêneo Responder: 0,416.

Perguntas de segurança

CO(g) + H 2 O(g)CO 2 (g) + H 2 (g) Responder: se as concentrações de equilíbrio dos reagentes forem: [CO] p = 0,004 mol/l; [H2O] p = 0,064 mol/l; [CO 2 ] p = 0,016 mol/l; [H 2 ] p = 0,016 mol/l. Quais são as concentrações iniciais de água e CO?

1. = 1; [H2O] ref = 0,08 mol/l; [C0] ref = 0,02 mol/l. Responder: 140. As concentrações iniciais de entrada e saída no sistema homogêneo 2NO + Cl 2 2NOCl são 0,5 e 0,2 mol/l, respectivamente. Calcule a constante de equilíbrio se 20% do NO tiver reagido no momento em que o equilíbrio ocorre.
2. 141. Calcule a concentração molar e equivalente de uma solução de cloreto de cálcio a 20% com densidade de 1,178 g/cm3.
   Solução a 2% do mesmo ácido com densidade de 1,009 g/cm 3. Calcule a porcentagem e a concentração molar da solução resultante, cujo volume é de 8 litros. Responder: 5,0%; 0,82 M.

144. Calcule as concentrações equivalentes e de troca de uma solução de НNO 3 a 20,8% com densidade de 1,12 g/cm 3 . Quantos gramas de ácido estão contidos em 4 litros desta solução? Responder: 3,70 n.; 4,17m; 931,8g

1. Calcular concentrações molares, equivalentes e molais
   Solução a 16% de cloreto de alumínio com densidade de 1,149 g/cm 3 . Responder: 1,38 milhões; 4,14 n.; 1,43 m.
2. Quanto e que substância permanecerá em excesso se 0,3 N for adicionado a 75 cm3? Solução de H 2 SO 4 adicione 125 cm 3 0,2 N. Solução de KOH? Responder: 0,14g de KOH.
3. Para precipitar na forma de AgCl toda a prata contida em 100 cm 3 de solução de AgNO 3 foram necessários 50 cm 3 de 0,2 N. Solução de HCl. Qual é a normalidade da solução AgNO 3? Que massa de AgCl precipitou? Responder: 0,1 n.; 1.433g.
4. Que volume de uma solução de HCl a 20,01% (p.f. 1,100 g/cm3) é necessário para preparar 1 litro de uma solução a 10,17% (p.f. 1,050 g/cm3)? Responder: 485,38cm3.

149. Misturou 10 cm 3 de uma solução de HNO 3 a 10% (pl. 1,056 g/cm 3) e 100 cm 3 de uma solução de HNO 3 a 30% (pl. 1,184 g/cm 3). Calcule a concentração percentual da solução resultante. Responder: 28,38%.

150. Qual o volume de uma solução de KOH a 50% (pl. 1,538 g/cm3) é necessário para preparar 3 litros de uma solução a 6% (pl. 1,048 g/cm3)? Responder: 245,5cm3.

151. Qual o volume de uma solução de carbonato de sódio a 10% (ponto de fusão 1,105 g/cm3) é necessário para preparar 5 litros de uma solução a 2% (ponto de fusão 1,02 g/cm3)? Responder: 923,1 cm3.

152. Para neutralização 31 cm 3 0,16 n. solução alcalina requer 217 cm 3 de solução de H 2 SO 4. Qual é a normalidade e o título da solução de H 2 SO 4? Responder: 0,023 n.; 1,127x10 -3g/cm3.

153. Qual é o volume de 0,3 n. solução ácida é necessária para neutralizar uma solução contendo 0,32 g de NaOH em 40 cm 3? Responder: 26,6 cm3.

154. Para neutralizar 1 litro de solução contendo 1,4 g de KOH, são necessários 50 cm 3 de solução ácida. Calcule a normalidade da solução ácida. Responder: 0,53 n.

155. Que massa de HNO 3 estava contida na solução se fossem necessários 35 cm 3 0,4 N para neutralizá-la? Solução de NaOH? Qual é o título da solução de NaOH? Responder: 0,882g, 0,016g/cm3.

156. Que massa de NaNO 3 deve ser dissolvida em 400 g de água para preparar uma solução a 20%? Responder: 100g.

157. Misture 300 g de uma solução a 20% e 500 g de uma solução de NaCl a 40%. Qual é a concentração percentual da solução resultante? Responder: 32,5%.

158. Misturou 247 g de solução de ácido sulfúrico a 62% e 145 g de ácido sulfúrico a 18%. Qual é a concentração percentual da solução resultante? Responder: 45,72%.

159. De 700 g de ácido sulfúrico a 60%, 200 g de água foram removidos por evaporação. Qual é a concentração percentual da solução restante? Responder: 84%.

160. De 10 kg de uma solução a 20%, foram liberados 400 g de sal durante o resfriamento. Qual é a concentração percentual da solução resfriada? Responder: 16,7%.

Perguntas de segurança

1. Uma solução contendo 0,512 g de não eletrólito em 100 g de benzeno cristaliza a 5,296°C. A temperatura de cristalização do benzeno é 5,5°C. Constante crioscópica 5,1°. Calcule a massa molar do soluto. Responder: 128g/mol.
2. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de açúcar C 12 H 22 O 11, sabendo que a temperatura de cristalização da solução é -0,93 ° C. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 14,6%.

163. Calcule a temperatura de cristalização de uma solução de uréia (NH 2) 2 CO contendo 5 g de uréia em 150 g de água. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder:-1,03ºC.

164. Uma solução contendo 3,04 g de cânfora C 10 H 16 O em 100 g de benzeno ferve a 80,714°C. O ponto de ebulição do benzeno é 80,2°C. Calcule a constante ebulioscópica do benzeno. Responder: 2,57°.

165. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de glicerol C 3 H 5 (OH) 3, sabendo que esta solução ferve a 100,39 ° C. A constante ebulioscópica da água é 0,52°. Responder: 6,45%.

166. Calcule a massa molar de um não eletrólito, sabendo que uma solução contendo 2,25 g dessa substância em 250 g de água cristaliza a -0,279°C. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 60g/mol.

1. Calcule o ponto de ebulição de uma solução de naftaleno C 10 H 8 a 5% em benzeno. O ponto de ebulição do benzeno é 80,2°C. Sua constante ebulioscópica é 2,57°. Responder: 81,25°C.
2. Uma solução contendo 25,65 g de um certo não eletrólito em 300 g de água cristaliza a -0,465°C. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 342g/mol.
3. Calcule a constante crioscópica do ácido acético, sabendo que uma solução contendo 4,25 g de antraceno C 14 H 10 em 100 g de ácido acético cristaliza a 15,718 ° C. A temperatura de cristalização do ácido acético é 16,65°C. Responder: 3,9°.
4. Quando 4,86 ​​g de enxofre foram dissolvidos em 60 g de benzeno, seu ponto de ebulição aumentou 0,81°. Quantos átomos uma molécula de enxofre contém nesta solução? A constante ebulioscópica do benzeno é 2,57°. Responder: 8.

1. A temperatura de cristalização de uma solução contendo 66,3 g de algum não eletrólito em 500 g de água é -0,558°C. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 442g/mol.
2. Que massa de anilina C 6 H 5 NH 2 deve ser dissolvida em 50 g de éter etílico para que o ponto de ebulição da solução seja 0,53° maior que o ponto de ebulição do éter etílico. A constante ebulioscópica do éter etílico é 2,12°. Responder: 1,16g.
3. Calcule a temperatura de cristalização de uma solução a 2% de álcool etílico C 2 H 5 OH. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder:-0,82ºC.
4. Quantos gramas de uréia (NN 2) 2 CO devem ser dissolvidos em 75 g de água para que a temperatura de cristalização diminua 0,465°? A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 1,12g.
5. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de glicose C 6 H 12 O 6, sabendo que esta solução ferve a 100,26 ° C. A constante ebulioscópica da água é 0,52°. Responder: 8,25%.
6. Quantos gramas de fenol C 6 H 5 OH devem ser dissolvidos em 125 g de benzeno; de modo que a temperatura de cristalização da solução seja 1,7° menor que a temperatura de cristalização do benzeno? A constante crioscópica do benzeno é 5,1°. Responder: 3,91g.

177. Quantos gramas de uréia (NH 2) 2 CO devem ser dissolvidos em 250 g de água para que o ponto de ebulição aumente 0,26°? A constante ebulioscópica da água é 0,52°. Responder: 7,5g.

1. Quando 2,3 g de um determinado não eletrólito são dissolvidos em 125 g de água, a temperatura de cristalização diminui 0,372°. Calcule a massa molar do soluto. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 92g/mol.
2. Calcule o ponto de ebulição de uma solução aquosa a 15% de álcool propílico C 3 H 7 OH. Constante ebulioscópica da água 0,52° .Responder: 101,52°C.
3. Calcule a concentração percentual de uma solução aquosa de metanol CH 3 OH, cuja temperatura de cristalização é -2,79 ° C. A constante crioscópica da água é 1,86°. Responder: 4,58%.

Perguntas de segurança

201. Elabore uma equação íon-molecular e molecular para hidrólise conjunta que ocorre ao misturar soluções de K 2 S e CrCl 3. Cada um dos sais retirados é hidrolisado irreversivelmente até o final com a formação da base e do ácido correspondentes.

203. Qual dos sais Al 2 (SO 4) 3, K 2 S, Pb(NO 3) 2, KCl sofre hidrólise? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais correspondentes. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?

204. Ao misturar soluções de FeCl 3 e Na 2 CO 3, cada um dos sais retirados é hidrolisado irreversivelmente até o final com a formação da base e do ácido correspondentes.

Expresse esta hidrólise conjunta em termos de equações iônicas e moleculares.

206. Qual é o valor do pH (> 7<) имеют растворы солей Na 2 S, А1Сl 3 , NiSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

207. Elabore equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise de sais Pb(NO 3) 2, Na 2 CO 3, Fe 2 (SO 4) 3. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?

1. Elabore equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais HCOOC, ZnSO 4, A1(NO 3) 3. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
2. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы солей Na 3 PO 4 , K 2 S, CuSO 4 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
3. Elabore equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais CuCl 2, Cs 2 CO 3, Cr(NO 3) 3. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?

1. Qual dos sais RbCl, Cr 2 (SO 4) 3, Ni(NO 3) 2, Na 2 SO 3 sofre hidrólise? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais correspondentes. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
2. As seguintes substâncias foram adicionadas à solução de Al 2 (SO 4) 3: a) H 2 SO 4 ; b) KOH, c) Na 2 SO 3; d) ZnSO4. Em que casos aumentará a hidrólise do sulfato de alumínio? Por que?
3. Escreva equações iônico-moleculares para a hidrólise dos sais correspondentes.
4. Qual dos dois sais, em igualdade de condições, está mais sujeito à hidrólise: Na 2 CO 3 ou Na 2 SO 3; FeС1 3 ou FeCl 2? Por que? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise desses sais.
5. Ao misturar soluções de A1 2 (SO 4) 3 e Na 2 CO 3, cada um dos sais retirados é hidrolisado irreversivelmente até o final com a formação da base e do ácido correspondentes. Escreva uma equação iônico-molecular e molecular para a hidrólise articular que ocorre.
6. Qual dos sais NaBr, Na 2 S, K 2 CO 3, CoCl 2 sofre hidrólise? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais correspondentes. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
7. Qual dos dois sais, em iguais condições, sofre maior hidrólise: NaCN ou NaClO; MgCl2 ou ZnCl2? Por que? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise desses sais.
8. Elabore equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise de um sal cuja solução apresenta: a) uma reação alcalina; b) reação ácida.

1. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы следующих солей: К 3 РО 4 , Pb(NO 3) 2 , Na 2 S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
2. Qual dos sais K 2 CO 3, FeCl 3, K 2 SO 4, ZnCl 2 sofre hidrólise? Escreva equações iônico-moleculares e moleculares para a hidrólise dos sais correspondentes. Qual valor de pH (> 7<) имеют растворы этих солей?
3. Ao misturar soluções de Al 2 (SO 4) 3 e Na 2 S, cada um dos sais retirados é hidrolisado irreversivelmente até o final com a formação da base e do ácido correspondentes. Expresse esta hidrólise conjunta em termos de equações iônicas e moleculares.

Perguntas de segurança

221. Com base no estado de oxidação do cloro nos compostos HCl, HC1O 3, HClO 4, determine qual deles é apenas um agente oxidante, apenas um agente redutor, e qual pode exibir propriedades oxidantes e redutoras. Por que?

KBr + KBrO 3 + H 2 SO 4 ® Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

222. As reações são expressas por esquemas:

P + HlO 3 + H 2 O ® H 3 PO 4 + Hl

H 2 S + Cl 2 + H 2 O ® H 2 SO 4 + HCl

Escreva equações eletrônicas. Organize os coeficientes nas equações de reação. Para cada reação, indique qual substância é agente oxidante e qual é agente redutor; qual substância é oxidada, qual é reduzida.

223. Componha equações eletrônicas e indique qual processo - oxidação ou redução - ocorre durante as seguintes transformações:

Como 3-® Como 5+; N 3+ ® N 3- ; S 2- ® S 0

Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O ® Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

224. Com base no estado de oxidação do fósforo nos compostos PH 3, H 3 PO 4, H 3 PO 3, determine qual deles é apenas um agente oxidante, apenas um agente redutor, e qual pode exibir propriedades oxidantes e redutoras. Por que? Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

PbS + HNO 3 ® S + Pb(NO 3) 2 + NO + H 2 O

225. Veja a condição do problema 222.

P + HNO 3 + H 2 O ® H 3 PO 4 + NÃO

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH ® K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

226. Componha equações eletrônicas e indique qual processo - oxidação ou redução - ocorre durante as seguintes transformações:

Mn 6+ ® Mn 2+ ; Cl 5+ ® Cl - ; N 3- ® N 5+

Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

Cu 2 O + HNO 3 ® Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O

227. Veja a condição do problema 222.

HNO3 + Ca ® NH 4 NO 3 + Ca(NO 3) 2 + H 2 O

K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® S + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

228. Com base no estado de oxidação do cromo, iodo e enxofre nos compostos K 2 Cr 2 O 7, KI e H 2 SO 3, determine; qual deles é apenas um agente oxidante, apenas um agente redutor, e qual pode apresentar propriedades oxidantes e redutoras. Por que? Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH ® Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O

229. Veja a condição do problema 222.

H 2 S + Cl 2 + H 2 O ® H 2 SO 4 + HCl

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 ® S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

230. Veja a condição do problema 222.

KClO 3 + Na 2 SO 3 ® KCl + Na 2 SO 4

KMnO 4 + HBr ® Br 2 + KBr + MnBr 2 + H 2 O

231. Veja a condição do problema 222.

P + HClO 3 + H 2 O ® H 3 PO 4 + HCl

H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

232. Veja a condição do problema 222.

NaCrO 3 + Br 2 + NaOH ® Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O

FeS + HNO 3 ® Fe(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

233. Veja a condição do problema 222.

HNO 3 + Zn ® N 2 O + Zn(NO 3) 2 + H 2 O

FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O

234. Veja a condição do problema 222.

K 2 Cr 2 O 7 + HCl ® Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O

Au + HNO3 + HCl ® AuCl 3 + NO + H 2 O

235. Podem ocorrer reações redox entre substâncias: a) NH 3 e KMnO 4 ; b) HNO 2 e Hl; c) HCl e H2Se? Por que? Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H2O

236. Veja a condição do problema 222.

HCl + CrО 3 ® Cl 2 + CrCl3 + H2O

Cd + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® CdSO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

237. Veja a condição do problema 222.

Cr 2 O 3 + KClO 3 + KOH ® K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O

MnSO 4 + PbO 2 + HNO 3 ® НМnО 4 + Pb(NO 3) 2 + PbSO4 + H2O

238. Veja a condição do problema 222.

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

239. Veja a condição do problema 222.

l 2 + Cl 2 + H 2 O ® HlO 3 + HCl

K 2 Cr 2 O 7 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

240. Podem ocorrer reações redox entre substâncias: a) pH 3 e HBr; b) K 2 Cr 2 O 7 e H 3 PO 3; c) HNO 3 e H 2 S? Por que? Com base nas equações eletrônicas, coloque os coeficientes na equação da reação seguindo o esquema:

AsH 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + NO 2 + H 2 O

Perguntas de segurança

1. Em dois recipientes com solução azul de sulfato de cobre, no primeiro foi colocada uma placa de zinco e no segundo uma placa de prata. Em qual vaso a cor da solução desaparece gradativamente? Por que? Escreva as equações eletrônicas e moleculares para a reação correspondente.
2. A massa da placa de zinco aumentará, diminuirá ou permanecerá inalterada quando interagir com soluções: a) CuSO 4 ; b) MgSO4; c) Pb(NO 3) 2? Por que? Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.
3. Em que concentração de íons Zn 2+ (em mol/l) o potencial do eletrodo de zinco será 0,015 V menor que o potencial padrão do eletrodo? Responder: 0,30 mol/l.
4. A massa da placa de cádmio aumentará, diminuirá ou permanecerá inalterada quando interagir com soluções: a) AgNO 3 ; b) ZnSO4; c)NiSO4? Por que? Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.

245. Um eletrodo de manganês em uma solução de seu sal tem um potencial de -1,23 V. Calcule a concentração de íons Mn 2+ (em mol/l). Responder: 1,89. 10 -2 mol/l.

1. O potencial do eletrodo de prata na solução de AgNO 3 foi de 95% do potencial do eletrodo padrão. Qual é a concentração de íons Ag + (em mol/l)? Responder: 0,20 mol/l.
2. Faça um diagrama, escreva equações eletrônicas para processos de eletrodo e calcule a fem de uma célula galvânica de cobre-cádmio, na qual = 0,8 mol/l, a [Cu 2+ ] = 0,01 mol/l. Responder: 0,68 V.
3. Faça diagramas de duas células galvânicas, em uma das quais o cobre seria o cátodo e na outra o ânodo. Escreva para cada um desses elementos as equações eletrônicas para as reações que ocorrem no cátodo e no ânodo.
4. Em que concentração de íons Cu 2+ (mol/l) o potencial do eletrodo de cobre se torna igual ao potencial padrão do eletrodo de hidrogênio? Responder: 1,89. 10 -12 mol/l.

1. Qual célula galvânica é chamada de célula de concentração? Faça um diagrama, escreva equações eletrônicas para processos de eletrodos e calcule o EMF de uma célula galvânica composta por eletrodos de prata, abaixados: o primeiro em 0,01 N e o segundo em 0,1 N. Soluções de AgNO3. Responder: 0,059V.
2. Sob quais condições funcionará uma célula galvânica cujos eletrodos são feitos do mesmo metal? Faça um diagrama, escreva equações eletrônicas para processos de eletrodo e calcule o EMF de uma célula galvânica na qual um eletrodo de níquel está em uma solução 0,001 M e o outro, o mesmo eletrodo, está em uma solução 0,01 M de sulfato de níquel. Responder: 0,0295V.
3. Faça um diagrama, escreva equações eletrônicas para processos de eletrodo e calcule a fem de uma célula galvânica composta por placas de chumbo e magnésio imersas em soluções de seus sais com concentração = = 0,01 mol/l. A fem deste elemento mudará se a concentração de cada íon for aumentada no mesmo número de vezes? Responder: 2,244 V.
4. Faça diagramas de duas células galvânicas, em uma das quais o níquel é o cátodo e na outra o ânodo. Escreva para cada um desses elementos as equações eletrônicas para as reações que ocorrem no cátodo e no ânodo.
5. As placas de ferro e prata são conectadas por um condutor externo e imersas em solução de ácido sulfúrico. Desenhe um diagrama desta célula galvânica e escreva equações eletrônicas para os processos que ocorrem no ânodo e no cátodo.
6. Faça um diagrama, escreva equações eletrônicas para processos de eletrodo e calcule a fem de uma célula galvânica composta por placas de cádmio e magnésio imersas em soluções de seus sais com concentração = = 1 mol/l. O valor de EMF mudará se a concentração de cada íon for reduzida para 0,01 mol/l? Responder: 1.967V.
7. Desenhe o diagrama de uma célula galvânica composta por placas de zinco e ferro imersas em soluções de seus sais. Escreva equações eletrônicas para os processos que ocorrem no ânodo e no cátodo. Que concentração de íons de ferro teria que ser tomada (mol/l) para que a fem do elemento se tornasse igual a zero se = 0,001 mol/l? Responder: 7.3. 10 -15 mol/l.
8. Desenhe um diagrama de uma célula galvânica, que se baseia em uma reação que ocorre de acordo com a equação:

Ni + Pb(NO 3) 2 = Ni(NO 3) 2 + Pb

Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos. Calcule a fem deste elemento, se =0,01 mol/l, = 0,0001 mol/l. Responder: 0,064V.

1. Que processos químicos ocorrem nos eletrodos ao carregar e descarregar uma bateria de chumbo?
2. Que processos químicos ocorrem nos eletrodos ao carregar e descarregar uma bateria de níquel-cádmio?

260. Que processos químicos ocorrem nos eletrodos ao carregar e descarregar uma bateria de ferro-níquel?

Perguntas de segurança

261. A eletrólise de uma solução de K 2 SO 4 foi realizada a uma corrente de 5 A durante 3 horas. Elabore equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos. Que massa de água se decompôs neste caso e qual o volume de gases (n.s.) liberado no cátodo e no ânodo? Responder: 5,03g; 6,266 litros; 3.133 litros.

1. Durante a eletrólise de um sal de um determinado metal por 1,5 horas a uma corrente de 1,8 A, 1,75 g desse metal foi liberado no cátodo. Calcule a massa equivalente do metal. Responder: 17,37g/mol.
2. Durante a eletrólise de uma solução de CuSO 4, 168 cm3 de gás (n.s.) foram liberados no ânodo. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos e calcule quanto cobre é depositado no cátodo. Responder: 0,953g.

2S4. A eletrólise da solução de Na 2 SO 4 foi realizada durante 5 horas a uma corrente de 7 A. Escreva equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos. Que massa de água se decompôs neste caso e qual o volume de gases (n.s.) liberado no cátodo e no ânodo? Responder: 11,75g; 14,62 litros; 7,31 litros.

265. A eletrólise de uma solução de nitrato de prata foi realizada a uma corrente de 2 A durante 4 horas. Elabore equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos. Que massa de prata é liberada no cátodo e qual é o volume de gás (n.s.) liberado no ânodo? Responder: 32,20g; 1,67 litros.

1. A eletrólise de uma solução de algum sulfato metálico foi realizada com uma corrente de 6 A por 45 minutos, resultando na liberação de 5,49 g de metal no cátodo. Calcule a massa equivalente do metal. Responder: 32,7g/mol.
2. Quanto diminuirá a massa do ânodo de prata se a eletrólise da solução AgNO 3 for realizada a uma corrente de 2 A por 38 min 20 s? Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de grafite. Responder: 4,47g.

268. A eletrólise de uma solução de sulfato de zinco foi realizada durante 5 horas, resultando na liberação de 6 litros de oxigênio (n.o.). Faça equações para processos de eletrodo e calcule a intensidade da corrente. Responder: 5,74 A.

1. A eletrólise da solução de CuSO 4 foi realizada com ânodo de cobre por 4 horas a uma corrente de 50 A. Neste caso, foram liberados 224 g de cobre. Calcule o rendimento da corrente contínua (a relação entre a massa da substância liberada e a teoricamente possível). Compor equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos no caso de um ânodo de cobre e carbono, Responder: 94,48%.
2. A eletrólise da solução NaI foi realizada a uma corrente de 6 A por 2,5 horas. Escreva equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos de carbono e calcule a massa da substância liberada no cátodo e no ânodo. Responder: 0,56g; 71,0g.
3. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de carbono durante a eletrólise de uma solução de AgNO 3. Se a eletrólise for realizada com ânodo de prata, sua massa diminui em 5,4 g. Determine o consumo de eletricidade neste caso. Responder: 4830Cl.
4. A eletrólise da solução de CuSO 4 foi realizada durante 15 minutos a uma corrente de 2,5 A. Foram liberados 0,72 g de cobre. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos no caso de um ânodo de cobre e carbono. Calcule a eficiência atual (a relação entre a massa da substância liberada e a teoricamente possível). Responder: 97,3%.
5. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de grafite durante a eletrólise de fundidos e soluções aquosas de NaCl e KOH. Quantos litros (nº) de gás serão liberados no ânodo durante a eletrólise do hidróxido de potássio se a eletrólise for realizada por 30 minutos a uma corrente de 0,5 A? Responder: 0,052 litros.
6. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de grafite durante a eletrólise de uma solução de KBr. Que massa de substância é liberada no cátodo e no ânodo se a eletrólise for realizada por 1 hora e 35 minutos a uma corrente de 15 A? Responder: 0,886g; 70,79g.

275. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de carbono durante a eletrólise de uma solução de CuCl 2. Calcule a massa de cobre liberada no cátodo se 560 ml de gás (n.s.) forem liberados no ânodo. Responder: 1,588g

276. Durante a eletrólise de um sal metálico trivalente a uma corrente de 1,5 A por 30 minutos, 1,071 g de metal foram liberados no cátodo. Calcule a massa atômica do metal. Responder: 114,82.

1. Durante a eletrólise de soluções de MgSO 4 e ZnCl 2 conectadas em série a uma fonte de corrente, 0,25 g de hidrogênio foram liberados em um dos cátodos. Que massa de substância será liberada no outro cátodo; nos ânodos? Responder: 8,17g; 2,0g; 8,86g.
2. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem em eletrodos de carbono durante a eletrólise de uma solução de Na 2 SO 4. Calcule a massa da substância liberada no cátodo se 1,12 litros de gás (n.s.) forem liberados no ânodo. Que massa de H 2 SO 4 é formada perto do ânodo? Responder: 0,2g; 9,8g.
3. Durante a eletrólise de uma solução de sal de cádmio, foram consumidos 3.434 C de eletricidade. Foram liberados 2 g de cádmio. Qual é a massa equivalente de cádmio? Responder: 56,26g/mol.
4. Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos durante a eletrólise de uma solução de KOH. Qual é a intensidade da corrente se 6,4 g de gás forem liberados no ânodo em 1 hora, 15 minutos e 20 s? Quantos litros de gás (n.s.) foram liberados no cátodo? Responder: 17.08A; 8,96 litros.

Perguntas de segurança

281. Como ocorre a corrosão atmosférica do ferro estanhado e galvanizado quando o revestimento está danificado? Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos.

282. O cobre não desloca o hidrogênio dos ácidos diluídos. Por que? No entanto, se uma placa de cobre imersa em ácido for tocada por uma placa de zinco, uma violenta evolução de hidrogênio começa no cobre. Explique isso criando equações eletrônicas para os processos anódico e catódico. Escreva uma equação para a reação química que ocorre.

1. Como ocorre a corrosão atmosférica do ferro estanhado e do cobre estanhado quando o revestimento está danificado? Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos.
2. Se uma placa de zinco puro for imersa em ácido diluído, a evolução incipiente do hidrogênio quase cessa. Porém, quando você toca o zinco com um bastão de cobre, este começa a liberar hidrogênio rapidamente. Explique isso criando equações eletrônicas para os processos anódico e catódico. Escreva uma equação para a reação química que ocorre.
3. Qual é a essência da proteção sacrificial dos metais contra a corrosão? Dê um exemplo da proteção protetora do ferro em um eletrólito contendo oxigênio dissolvido. Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos.
4. O produto de ferro foi banhado com níquel. Que tipo de revestimento é esse - anódico ou catódico? Por que? Componha equações eletrônicas para os processos de corrosão anódica e catódica deste produto quando o revestimento é danificado pelo ar úmido e pelo ácido clorídrico (clorídrico). Quais produtos de corrosão são formados no primeiro e no segundo casos?
5. Componha equações eletrônicas para os processos anódico e catódico com despolarização de oxigênio e hidrogênio durante a corrosão do par magnésio-níquel. Quais produtos de corrosão são formados no primeiro e no segundo casos?
6. Uma placa de zinco e uma placa de zinco parcialmente revestida com cobre foram colocadas em uma solução de ácido clorídrico (clorídrico). Em qual caso o processo de corrosão do zinco ocorre de forma mais intensa? Motive sua resposta compilando equações eletrônicas dos processos correspondentes.
7. Por que o ferro quimicamente puro é mais resistente à corrosão do que o ferro industrial? Compor equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos que ocorrem durante a corrosão do ferro industrial em ar úmido e em ambiente ácido.
8. Qual revestimento metálico é chamado anódico e qual é chamado catódico? Cite vários metais que podem ser usados ​​para revestimento anódico e catódico de ferro. Componha equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos que ocorrem durante a corrosão do ferro revestido de cobre em ar úmido e ambiente ácido.
9. O produto de ferro foi revestido com cádmio. Que tipo de revestimento é esse - anódico ou catódico? Por que? Componha equações eletrônicas para os processos de corrosão anódica e catódica deste produto quando o revestimento é danificado pelo ar úmido e pelo ácido clorídrico (clorídrico). Quais produtos de corrosão são formados no primeiro e no segundo casos?
10. O produto de ferro foi revestido com chumbo. Que tipo de revestimento é esse - anódico ou catódico? Por que? Componha equações eletrônicas para os processos anódico e catódico, corrosão deste produto quando o revestimento é danificado em ar úmido e em ácido clorídrico (clorídrico). Quais produtos de corrosão são formados no primeiro e no segundo casos?

1. Duas placas de ferro, uma parcialmente revestida com estanho e outra com cobre, são colocadas em ar úmido. Qual destas placas enferruja mais rápido? Por que? Componha equações eletrônicas para os processos de corrosão anódica e catódica dessas placas. Qual é a composição dos produtos de corrosão do ferro?
2. Qual metal é mais adequado para proteção da banda de rodagem contra a corrosão da bainha do cabo de chumbo: zinco, magnésio ou cromo? Por que? Compor equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos da corrosão atmosférica. Qual é a composição dos produtos de corrosão?
3. Se uma placa de ferro puro for imersa em ácido sulfúrico diluído, a evolução do hidrogênio nela ocorre lentamente e quase para com o tempo. No entanto, se você tocar uma placa de ferro com um bastão de zinco, uma violenta evolução de hidrogênio começa nesta última. Por que? Que metal se dissolve neste caso? Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos.
4. Placas de zinco e ferro foram mergulhadas em uma solução de sulfato de cobre. Escreva equações eletrônicas e íon-moleculares para as reações que ocorrem em cada uma dessas placas. Que processos ocorrerão nas placas se suas extremidades externas estiverem conectadas a um condutor?
5. Como o pH do ambiente afeta a taxa de corrosão do ferro e do zinco? Por que? Compor equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos de corrosão atmosférica desses metais.

1. Uma placa de zinco e uma placa de zinco parcialmente revestida com cobre foram mergulhadas em uma solução eletrolítica contendo oxigênio dissolvido. Em qual caso o processo de corrosão do zinco é mais intenso? Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos.
2. Componha equações eletrônicas para os processos anódico e catódico com despolarização de oxigênio e hidrogênio durante a corrosão do par alumínio-ferro. Quais produtos de corrosão são formados no primeiro e no segundo casos?
3. Como ocorre a corrosão atmosférica do ferro revestido com uma camada de níquel se o revestimento estiver danificado? Escreva equações eletrônicas para os processos anódicos e catódicos. Qual é a composição dos produtos de corrosão?

1. quais são a carga do íon complexo, o estado de oxidação e o número de coordenação do agente complexante nos compostos [Cu(NH 3) 4 ]SO 4, K 2 [PtCl 6], K. Escreva as equações de dissociação para esses compostos em soluções aquosas.
2. Elabore fórmulas de coordenação para os seguintes compostos complexos de platina: PtCl 4 . 6NH 3, PtCl 4. 4NH3, PtCl4. 2NH3. O número de coordenação da platina (IV) é seis. Escreva a equação de dissociação para esses compostos em soluções aquosas. Qual composto é um não eletrólito complexo?
3. Crie fórmulas de coordenação para os seguintes compostos complexos de cobalto: CoC1 3. 6NH3, CoCl3. 5NH 3 , CoC1 3 . 4NH3. O número de coordenação do cobalto (III) é seis. Escreva as equações de dissociação para esses compostos em soluções aquosas.
4. Determine a carga do íon complexo, o estado de oxidação e o número de coordenação do antimônio nos compostos Rb, K, Na. Como esses compostos se dissociam em soluções aquosas?
5. Elabore fórmulas de coordenação para os seguintes compostos complexos de prata: AgCl. 2NH3, AgCN. KCN, AgNO2. NaNO2. O número de coordenação da prata é dois. Escreva as equações de dissociação para esses compostos em soluções aquosas.

306. Determine a carga do íon complexo, o estado de oxidação e o número de coordenação do agente complexante nos compostos K4, K4, K2 [HgI4]. Como esses compostos se dissociam em soluções aquosas?

307. A partir da combinação de partículas de Co 3+, NH 3, NO - 2 e K +, podem ser feitas sete fórmulas de coordenação de compostos complexos de cobalto, uma das quais é [Co(NH 3) 6 ](NO 2) 3. Elabore fórmulas para os outros seis compostos e escreva equações para sua dissociação em soluções aquosas.

308. Determine qual é a carga dos seguintes íons complexos: , , , se os agentes complexantes são Cr 3+, Hg 2+, Fe 3+. Escreva as fórmulas dos compostos contendo esses íons complexos,

309. Determine qual é a carga dos íons complexos; , , se os agentes complexantes forem Cr 3+ , Pd 2+ , Ni 2+ . Escreva as fórmulas dos compostos complexos contendo esses íons.

310. A partir da combinação das partículas Cr 3+, H 2 O, Cl - e K +, podem ser compostas sete fórmulas de coordenação de compostos complexos de cromo, uma das quais é [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3. Elabore fórmulas para os outros seis compostos e escreva equações para sua dissociação em soluções aquosas.

311. Crie fórmulas de coordenação para os seguintes compostos complexos de cobalto: 3NaNO 2 . Co(NO 2) 3, CoCl 3. 3NH3. 2H2O, 2KNO2. NH3. Co(NO2)3. O número de coordenação do cobalto (III) é seis. Escreva as equações de dissociação para esses compostos em soluções aquosas.

1. Escreva expressões para as constantes de instabilidade de íons complexos [(Ag(NH 3) 2 ] + , 4- , 2-. Quais são o estado de oxidação e o número de coordenação dos agentes complexantes nesses íons?
2. As constantes de instabilidade dos íons complexos 2-, 2-, 2-, respectivamente, são iguais a 8. 10 -20, 4. 10 -41, 1,4. 10 -17. Qual solução contendo esses íons possui mais íons CN na mesma concentração molar? Escreva expressões para as constantes de instabilidade dos íons complexos indicados.

1. Escreva expressões para as constantes de instabilidade dos seguintes íons complexos: - , + , - . Sabendo que eles são respectivamente iguais a 1,0. 10 -21, 6,8. 10 -8, 2,0. 10 -11, indique em qual solução contendo esses íons, em igual concentração molar, há mais íons Ag +.
2. Quando uma solução de KCN é adicionada a uma solução de 4 SO 4, um composto complexo solúvel K 2 é formado. Escreva as equações moleculares e íon-moleculares para a reação. Qual constante de instabilidade iônica é 2+ ou 2- maior? Por que?
3. Escreva as equações de dissociação para sais K 3 e NH 4 Fe(SO 4) 2 em uma solução aquosa. Uma solução alcalina foi adicionada a cada um deles. Nesse caso, o hidróxido de ferro (III) precipita? Escreva as equações moleculares e íon-moleculares para a reação. Quais compostos complexos são chamados de sais duplos?
4. Crie fórmulas de coordenação para os seguintes compostos complexos de platina (II), cujo número de coordenação é quatro: PtCl 2. 3NH3, PtCl2. NH3. KCl, PtCl2. 2NH3. Escreva as equações de dissociação para esses compostos em soluções aquosas. Qual composto é um não eletrólito complexo?
5. O cloreto de prata se dissolve em soluções de amônia e tiossulfato de sódio. Dê uma explicação para isso e escreva equações moleculares e íon-moleculares para as reações correspondentes,
6. Quais compostos complexos são chamados de sais duplos? Escreva as equações de dissociação para os sais K 4 e (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 em uma solução aquosa. Em que caso se forma um precipitado de hidróxido de ferro (II) se uma solução alcalina for adicionada a cada um deles? Escreva as equações moleculares e íon-moleculares para a reação.
7. As constantes de instabilidade dos íons complexos 3+, 4-, 3- são respectivamente iguais a 6,2. 10-36, 1,0. 10-37, 1,0. 10 -44. Qual desses íons é mais forte? Escreva expressões para as constantes de instabilidade dos íons complexos indicados e fórmulas de compostos contendo esses íons.

é -Elementos (…ns 1 - 2 )

Perguntas de segurança

1. Que estado de oxidação o hidrogênio pode exibir em seus compostos? Dê exemplos de reações nas quais o gás hidrogênio desempenha o papel de agente oxidante e nas quais atua como agente redutor.
2. Escreva as equações de reação para o sódio Com hidrogênio, oxigênio, nitrogênio e enxofre. Que estado de oxidação os átomos oxidantes adquirem em cada uma dessas reações?

323. Escreva as equações para as reações dos seguintes compostos de sódio com água: Na 2 O 2, Na 2 S, NaH, Na 3 N.

1. Como é obtido o sódio metálico? Componha equações eletrônicas para os processos que ocorrem nos eletrodos durante a eletrólise do NaOH fundido.
2. Quais propriedades o peróxido de hidrogênio pode exibir nas reações redox? Por que? Com base nas equações eletrônicas, escreva as equações para as reações do H 2 O 2: a) com Ag 2 O; b) com KI.
3. Por que o peróxido de hidrogênio é capaz de desproporcionar (autooxidação - autocura)? Elabore equações eletrônicas e moleculares para o processo de decomposição do H 2 O 2.
4. Como você pode obter hidreto e nitreto de cálcio? Escreva as equações de reação desses compostos com água. Escreva equações eletrônicas para reações redox.
5. Cite três isótopos de hidrogênio. Indique a composição de seus núcleos. O que é água pesada? Como é obtido e quais são suas propriedades?
6. Qual dos seguintes hidróxidos? é-elementos exibem propriedades anfotéricas? Elabore equações moleculares e íon-moleculares para as reações deste hidróxido: a) com um ácido, b) com um álcali.
7. Quando o dióxido de carbono passa pela água de cal [solução de Ca(OH) 2], forma-se um precipitado, que se dissolve quando o CO 2 passa novamente. Dê uma explicação para esse fenômeno. Escreva as equações de reação.
8. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações: a) berílio com solução alcalina; b) magnésio com ácido sulfúrico concentrado, leva em consideração que o agente oxidante adquire menor estado de oxidação.
9. Quando fundido, o óxido de berílio reage com o dióxido de silício e o óxido de sódio. Escreva as equações para as reações correspondentes. Que propriedades do BeO essas reações indicam?
10. Quais compostos de magnésio e cálcio são usados ​​como materiais de construção aglutinantes? O que determina suas propriedades adstringentes?
11. Como você pode obter carboneto de cálcio? O que é formado quando interage com a água? Escreva as equações para as reações correspondentes.
12. Como os hidróxidos de metais alcalinos podem ser preparados? Por que os álcalis cáusticos devem ser armazenados em recipientes bem fechados? Escreva as equações para as reações que ocorrem quando o hidróxido de sódio é saturado com a) cloro; b) óxido de enxofre SO 3; c) sulfeto de hidrogênio.
13. Como explicar a maior capacidade redutora dos metais alcalinos? Quando o hidróxido de sódio é fundido com o sódio metálico, este último reduz o hidrogênio do álcali em um íon hidreto. Escreva equações eletrônicas e moleculares para esta reação.

1. Que propriedade do cálcio permite que ele seja utilizado na metalotermia para obter determinados metais a partir de seus compostos? Elabore equações eletrônicas e moleculares para reações de cálcio: a) c V 2 O 5 ; b) com CaSO4. Em cada uma dessas reações, o agente oxidante é reduzido tanto quanto possível, adquirindo o menor estado de oxidação.
2. Quais compostos são chamados de cal virgem e cal apagada? Escreva as equações de reação para sua preparação. Que composto é formado quando a cal virgem é calcinada com carvão? Quais são os agentes oxidantes e redutores na última reação? Escreva equações eletrônicas e moleculares.
3. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações: a) cálcio com água; b) magnésio com ácido nítrico, tendo em conta que o agente oxidante adquire um estado de oxidação inferior.

Ca ® CaH 2 ® Ca(OH) 2 ® CaCO 3 ® Ca(HCO 3) 2

Perguntas de segurança

1. Que massa de Na 3 PO 4 deve ser adicionada a 500 litros de água para eliminar sua dureza carbonática (igual a 5 meq)? Responder: 136,6g.
2. Quais sais causam dureza na água natural? Que dureza é chamada de carbonato, não de carbonato? Como a dureza carbonática e não carbonática pode ser eliminada? Escreva as equações para as reações correspondentes. Qual é a dureza da água, da qual 100 litros contêm 14,632 g de bicarbonato de magnésio? Responder: 2 mEq/L.
3. Calcule a dureza carbonática da água, sabendo que a reação com o bicarbonato de cálcio contido em 200 cm 3 de água requer 15 cm 3 0,08 N. Solução de HCl. Responder: 6 mEq/L.
4. 1 litro de água contém 36,47 mg de íons de magnésio e 50,1 mg de íons de cálcio. Qual é a dureza desta água? Responder: 5,5 mEq/L.
5. Que massa de carbonato de sódio deve ser adicionada a 400 litros de água para eliminar uma dureza de 3 meq. Responder: 63,6g.
6. A água contendo apenas sulfato de magnésio tem dureza de 7 meq. Que massa de sulfato de magnésio está contida em 300 litros dessa água? Responder: 126,3g
7. Calcule a dureza da água sabendo que 600 litros contêm 65,7 g de bicarbonato de magnésio e 61,2 g de sulfato de potássio. Responder: 3,2 meq/l.
8. 220 litros de água contêm 11 g de sulfato de magnésio. Qual é a dureza desta água? Responder: 0,83 mEq/L.
9. A dureza da água na qual apenas o bicarbonato de cálcio está dissolvido é de 4 meq. . Qual é o volume de 0,1 N. Será necessária uma solução de HCI para reagir com o bicarbonato de cálcio contido em 75 cm3 desta água? Responder: 3cm3.
10. 1 m3 contém 140 g de sulfato de magnésio. Calcule a dureza desta água. Responder: 2,33 mEq/L.
11. A água contendo apenas bicarbonato de magnésio tem dureza de 3,5 meq. Que massa de bicarbonato de magnésio está contida em 200 litros desta água? Responder: 51,1g.
12. 132,5 g de carbonato de sódio foram adicionados a 1 m 3 de água dura. Quanto a rigidez diminuiu? Responder: a 2 mEq/L.
13. Qual a dureza da água se fosse necessário adicionar 21,2 g de carbonato de sódio a 50 litros de água para eliminá-la? Responder: 8 mEq/L.
14. Que massa de CaSO 4 está contida em 200 litros de água se a dureza causada por esse sal for 8 meq? Responder: 108,9g.
15. A água contendo apenas bicarbonato de cálcio tem dureza de 9 meq. Que massa de bicarbonato de cálcio está contida em 500 litros de água? Responder: 364,5g.
16. Quais íons devem ser removidos da água natural para torná-la macia? Quais íons podem ser usados ​​para amaciar a água? Escreva as equações para as reações correspondentes. Que massa de Ca(OH) 2 deve ser adicionada a 2,5 litros de água para eliminar sua dureza de 4,43 meq/l? Responder: 0,406g.
17. Que massa de carbonato de sódio deve ser adicionada a 0,1 m 3 de água para eliminar uma dureza de 4 meq? Responder: 21,2g.
18. 12,95 g de hidróxido de cálcio foram adicionados a 100 litros de água dura. Quanto diminuiu a dureza do carbonato? Responder: a 3,5 meq/l.
19. Qual é a dureza carbonática da água se 1 litro contém 0,292 g de bicarbonato de magnésio e 0,2025 g de bicarbonato de cálcio? Responder: 6,5 mEq/L.
20. Que massa de hidróxido de cálcio deve ser adicionada a 275 litros de água para eliminar sua dureza carbonática de 5,5 meq? Responder: 56,06g.

p -Elementos (…ns 2 n.p. 1 - 6 )

Perguntas de segurança

361. Escreva as equações de reação que precisam ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Al ® Al 2 (SO 4) 3 ® Na ® Al (NO 3) 3

1. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações de: a) alumínio com solução alcalina; b) boro com ácido nítrico concentrado.
2. Qual processo é chamado de aluminotermia? Elabore equações eletrônicas e moleculares para a reação em que se baseia o uso da termite (mistura de Al e Fe 3 O 4).
3. Escreva as equações de reação que precisam ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

B ® H 3 VO 3 ® Na 2 B 4 O 7 ® H 3 VO 3

Componha a equação para a reação redox com base em equações eletrônicas.

1. Qual estado de oxidação é mais característico do estanho e qual é mais característico do chumbo? Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações de estanho e chumbo com ácido nítrico concentrado,
2. Como podemos explicar as propriedades redutoras dos compostos de estanho (II) e as propriedades oxidantes do chumbo (IV)? Com base em equações eletrônicas, elabore equações de reação: a) SnCl 2 com HgCl 2; b) PbO 2 com HCl conc.
3. Que óxidos e hidróxidos formam o estanho e o chumbo? Como suas propriedades ácido-base e redox mudam dependendo do grau de oxidação dos elementos? Elabore equações moleculares e íon-moleculares para as reações de interação de uma solução de hidróxido de sódio: a) com estanho; b) com hidróxido de chumbo (II).

368. Quais compostos são chamados de carbonetos e silicietos? Escreva as equações para as reações: a) carboneto de alumínio com água; b) siliceto de magnésio com ácido clorídrico (clorídrico). Essas reações são redox? Por que?

1. Com base nas equações eletrônicas, crie uma equação para a reação do fósforo com o ácido nítrico, levando em consideração que o fósforo adquire o maior estado de oxidação e o nitrogênio adquire + 4.
2. Por que os átomos da maioria R-elementos são capazes de reações desproporcionais (autooxidação - autocura)? Com base nas equações eletrônicas, escreva a equação da reação para a dissolução do enxofre em uma solução alcalina concentrada. Um dos produtos contém enxofre no estado de oxidação +4.
3. Por que o ácido sulfuroso pode exibir propriedades oxidantes e redutoras? Com base em equações eletrônicas, elabore equações para as reações do H 3 SO 3: a) com sulfeto de hidrogênio; b) com cloro.
4. Como o sulfeto de hidrogênio se manifesta nas reações redox? Por que? Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações da solução de sulfeto de hidrogênio: a) com cloro; b) com oxigênio.
5. Por que o ácido nitroso pode exibir propriedades oxidantes e redutoras? Com base em equações eletrônicas, elabore equações para as reações do HNO 2: a) com água de bromo; b) com HI.

374. Por que o dióxido de nitrogênio é capaz de reações de autooxidação - autocura (desproporção)? Com base nas equações eletrônicas, escreva a equação da reação para a dissolução do NO 2 em hidróxido de sódio.

375. Quais propriedades o ácido sulfúrico exibe nas reações redox? Escreva as equações de reação para a interação do ácido sulfúrico diluído com o magnésio e do ácido sulfúrico concentrado com o cobre. Especifique o agente oxidante e o agente redutor.

1. Em qual composto gasoso o nitrogênio apresenta seu estado de oxidação mais baixo? Escreva as equações de reação para a produção deste composto: a) quando o cloreto de amônio reage com o hidróxido de cálcio; b) decomposição do nitreto de magnésio com água.
2. Por que o ácido fosforoso é capaz de reações de autooxidação - autocura (desproporcionalização)? Com base nas equações eletrônicas, crie uma equação para o processo de decomposição do H 3 PO 3, levando em consideração que neste caso o fósforo adquire os estados de oxidação mais baixo e mais alto.

378. Em qual composto gasoso o fósforo apresenta seu estado de oxidação mais baixo? Escreva as equações de reação: a) obtenção deste composto pela reação de fosfeto de cálcio com ácido clorídrico (clorídrico); b) sua combustão em oxigênio.

1. Qual é o estado de oxidação do arsênico, do antimônio e do bismuto? Qual estado de oxidação é mais típico para cada um deles? Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações: a) arsênico com ácido nítrico concentrado; b) bismuto com ácido sulfúrico concentrado,
2. Como as propriedades oxidativas dos halogênios mudam ao passar do flúor para o iodo e as propriedades redutoras de seus íons carregados negativamente? Por que? Elabore equações de reações eletrônicas e moleculares: a) Cl 2 + I 2 + H 2 O =;
   b)KI + Br 2 =. Especifique o agente oxidante e o agente redutor.
3. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação que ocorre quando o cloro passa por uma solução quente de hidróxido de potássio. A que tipo de processos redox esta reação pertence?

382. Que reações devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

NaCl ® HCl ® Cl 2 ® KClO 3

Componha equações para reações redox com base em equações eletrônicas.

1. Um excesso de solução de hidróxido de potássio foi adicionado à solução contendo SbCl 3 e BiCl 3 . Escreva equações moleculares e íon-moleculares para as reações que ocorrem. Que substância está no sedimento?
2. Como o efeito do ácido nítrico diluído nos metais difere significativamente do efeito dos ácidos clorídrico (clorídrico) e sulfúrico diluído? Qual é o agente oxidante no primeiro caso, o que é nos outros dois? Dê exemplos.
3. Escreva fórmulas e nomeie os ácidos oxigenados do cloro, indique o estado de oxidação do cloro em cada um deles. Qual ácido é o agente oxidante mais forte? Com base nas equações eletrônicas, complete a equação da reação:

KI + NaOCl + H 2 SO 4 ® I 2 +…

O cloro adquire um estado de oxidação mais baixo.

1. Que reações devem ser realizadas, com nitrogênio e água, para obter nitrato de amônio? Escreva as equações para as reações correspondentes.
2. Que estado de oxidação o silício pode apresentar em seus compostos?

Mg 2 Si ® SiH 4 ® SiO 2 ® K 2 SiO 3 ® H 2 SiO 3,

Em qual transformação ocorre uma reação redox?

388. Qual é a utilidade do silício? Escreva as equações de reação que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

SiO 2 ® Si ® K 2 SiO 3 ® H 2 SiO 3

Escreva reações redox com base em equações eletrônicas.

389. Como é produzido o dióxido de carbono na indústria e no laboratório? Escreva as equações para as reações e reações correspondentes que podem ser usadas para realizar as seguintes transformações:

NaHCO 3 ® CO 2 ® CaCO 3 ® Ca(HCO 3) 2

390. Quais sais de ácido carbônico têm maior utilização industrial? Como obter refrigerante de sódio metálico, ácido clorídrico (clorídrico), mármore e água? Por que o tornassol fica azul em uma solução de refrigerante? Confirme sua resposta elaborando equações para as reações correspondentes.

d -Elementos (…( n - 1) d 1 - 10 ns 0 - 2 )

Perguntas de segurança

1. A prata não reage com ácido sulfúrico diluído, mas se dissolve em ácido sulfúrico concentrado. Como isso pode ser explicado? Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação correspondente.
2. Escreva as equações de reação que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Cu ® Cu(NO 3) 2 ® Cu(OH) 2 ® CuCl 2 ® Cl 2

1. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações do zinco: a) com solução de hidróxido de sódio; b) com ácido sulfúrico concentrado, levando em consideração a redução do enxofre ao estado de oxidação zero.
2. Escreva as equações de reação que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Ag ® AgNO 3 ® AgCl ® Cl ® AgCl

1. Quando a solução de KI é gradualmente adicionada à solução de Hg(NO 3) 2, o precipitado que se forma inicialmente se dissolve. Que composto complexo é obtido neste caso? Escreva equações moleculares e íon-moleculares para as reações correspondentes.
2. Escreva as equações de reação que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Cd ® Cd (NO 3) 2 ® Cd (OH) 2 ® (OH) 2 ® CdSO 4

1. Quando soluções de nitrato de prata e cianeto de potássio são combinadas, forma-se um precipitado que se dissolve facilmente no excesso de KCN. Qual composto complexo é obtido? Escreva equações moleculares e íon-moleculares para as reações correspondentes.
2. A que classe de compostos pertencem as substâncias obtidas pela ação do excesso de hidróxido de sódio sobre soluções de ZnCl 2, CdCl 2, HgCl 2? Escreva equações moleculares e íon-moleculares para as reações correspondentes.
3. Quando o titânio é exposto ao ácido clorídrico (clorídrico) concentrado, forma-se tricloreto de titânio e, quando o titânio é exposto ao ácido nítrico, forma-se um precipitado de ácido metatitânico. Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.
4. Quando o titânio é dissolvido em ácido sulfúrico concentrado, este é minimamente reduzido e o titânio se transforma em um cátion com maior estado de oxidação. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
5. Qual estado de oxidação o cobre, a prata e o ouro apresentam nos compostos? Qual estado de oxidação é mais característico de cada um deles? O iodeto de potássio reduz os íons de cobre (II) em compostos de cobre com estado de oxidação +1. Elabore equações eletrônicas e moleculares para a interação do CI com o sulfato de cobre.
6. Os dióxidos de titânio e zircônio reagem com álcalis quando fundidos. Que propriedades dos óxidos essas reações indicam? Escreva as equações de reação entre: a) TiO 3 e BaO; b) ZrO 2 e NaOH. Na primeira reação forma-se metatitanato e, na segunda, forma-se ortozirconato dos metais correspondentes.

1. Hidróxidos de zinco e cádmio foram expostos a soluções excessivas de ácido sulfúrico, hidróxido de sódio e amônia. Quais compostos de zinco e cádmio são formados em cada uma dessas reações? Escreva equações de reação molecular e íon-molecular?
2. O ouro se dissolve em água régia e ácido selênico, adquirindo o maior estado de oxidação. Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.
3. Na presença de umidade e dióxido de carbono, o cobre oxida e desenvolve uma camada verde. Qual é o nome e a composição do composto resultante? O que acontece se for exposto ao ácido clorídrico (clorídrico)? Escreva as equações para as reações correspondentes. Componha a reação redox com base em equações eletrônicas.
4. Um pedaço de latão foi tratado com ácido nítrico. A solução foi dividida em duas partes. Em um deles foi adicionado um excesso de solução de amônia e no outro um excesso de solução alcalina. Que compostos de zinco e cobre são formados neste caso? Escreva as equações para as reações correspondentes.
5. O vanádio é obtido aluminotermicamente ou cálcio-termicamente pela redução do óxido de vanádio (V)V 2 O 5 . Este último se dissolve facilmente em álcalis para formar metavanadatos. Escreva as equações para as reações correspondentes. Componha equações para reações redox com base em equações eletrônicas.
6. O ácido nítrico oxida o vanádio em ácido metavanádico. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
7. Qual estado de oxidação o vanádio apresenta nos compostos? Crie fórmulas para óxidos de vanádio correspondentes a esses estados de oxidação. Como as propriedades ácido-base dos óxidos de vanádio mudam durante a transição do estado de oxidação mais baixo para o mais alto. Escreva as equações de reação: a) V 2 O 3 com H 2 SO 4 ; b) V 2 O 5 com NaOH.
8. Quando o zinco é adicionado a uma solução de metavanadato de amônio NH 4 VO 3 acidificado com ácido sulfúrico, a cor amarela torna-se gradualmente roxa devido à formação de sulfato de vanádio (II). Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
9. A cromita de potássio é oxidada pelo bromo em meio alcalino. A cor verde da solução torna-se amarela. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação. Quais íons determinam a cor inicial e final de uma solução?
10. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações: a) dissolução do molibdênio em ácido nítrico; b) dissolver tungstênio em álcali na presença de oxigênio. Observe que o molibdênio e o tungstênio adquirem o estado de oxidação mais alto.
11. Quando a cromita de ferro Fe(CrO 2) 2 é fundida com carbonato de sódio na presença de oxigênio, o cromo (III) e o ferro (II) são oxidados e adquirem estados de oxidação +6 e +3, respectivamente. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
12. Pó de alumínio foi adicionado a uma solução de dicromato de potássio acidificado com ácido sulfúrico. Depois de algum tempo, a cor laranja da solução tornou-se verde. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
13. O cromo é obtido por aluminotermia a partir de seu óxido (III), e o tungstênio é obtido pela redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio. Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.

Na 2 Cr 2 O 7 ® Na 2 CrO 4 ® Na 2 Cr 2 O 7 ® CrCl 3 ® Cr(OH) 3

Escreva a equação para a reação redox com base nas equações eletrônicas.

1. O manganês é oxidado pelo ácido nítrico até o estado de oxidação mais baixo e o rênio adquire o estado de oxidação mais alto. Que conexões são feitas? Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.
2. O cloro oxida o manganato de potássio K 2 MnO 4 . Que tipo de conexão isso produz? Como a cor da solução muda como resultado desta reação? Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.
3. Como muda o estado de oxidação do manganês durante a redução do KMnO 4 em meios ácidos, neutros e alcalinos? Componha equações eletrônicas e moleculares para a reação entre KMnO 4 e KNO 2 em ambiente neutro.

1. Com base em equações eletrônicas, crie uma equação para a reação de produção de manganato de potássio K 2 MnO 4 pela fusão de óxido de manganês (IV) com clorato de potássio KClO 3 na presença de hidróxido de potássio. O agente oxidante é reduzido tanto quanto possível, adquirindo o menor estado de oxidação.
2. Por que o óxido de manganês (IV) pode exibir propriedades oxidantes e redutoras? Com base nas equações eletrônicas, crie uma equação de reação:

a) MnO 2 + KI + H 2 SO 4 = ; b) MnO 2 + KNO 3 + KOH =

1. Para produzir cloro, o óxido de manganês (IV) é misturado em laboratório com cloreto de sódio na presença de ácido sulfúrico concentrado. Escreva as equações eletrônicas e moleculares para esta reação.
2. Escreva as equações de reação que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Fe ® FeSO 4 ® Fe (OH) 2 ® Fe (OH) 3 ® FeCl 3

1. Qual estado de oxidação o ferro apresenta nos compostos? Como você pode detectar íons Fe 2+ e Fe 3+ em solução? Escreva equações de reação molecular e íon-molecular.
2. Como a interação dos hidróxidos de cobalto (III) e níquel (III) com ácidos difere da interação do hidróxido de ferro (III) com ácidos? Por que? Escreva equações eletrônicas e moleculares para as reações correspondentes.

1. As seguintes substâncias podem existir juntas em solução: a) FeCl 3 e SnCl 2; b) FeSO4 e NaOH; c) FeCl 3 e K 3? Para substâncias em interação, escreva equações de reação.
2. Escreva as equações de reação que precisam ser realizadas para realizar as transformações:

Ni ® Ni (NO 3) 2 ® Ni (OH) 2 ® Ni (OH) 3 ® NiCl 2

Escreva equações para reações redox baseadas em equações eletrônicas.

1. Elabore equações eletrônicas e moleculares para as reações: a) dissolução da platina em água régia; b) interação do ósmio com o flúor. A platina oxida para o estado de oxidação +4 e o ósmio para +8.
2. Elabore equações moleculares e íon-moleculares das reações que devem ser realizadas para realizar as seguintes transformações:

Fe ® FeCl 2 ® Fe (CN) 2 ® K 4 ® K 3

Escreva equações eletrônicas para reações redox.

430. O ferrato de potássio K 2 FeO 4 é formado pela fusão de Fe 2 O 3 com nitrato de potássio KNO 3 na presença de KOH. Escreva equações eletrônicas e moleculares para a reação.

Compostos orgânicos. Polímeros

Perguntas de segurança

1. Escreva a fórmula estrutural do ácido acrílico (o carboxílico monobásico insaturado mais simples) e a equação de reação para a interação desse ácido com o álcool metílico. Elabore um esquema para a polimerização do produto resultante.
2. Como obter acetaldeído a partir de carboneto de cálcio e água usando a reação de Kucherov e, em seguida, ácido vinilacético (acetato de vinil). Escreva as equações para as reações correspondentes. Elabore um esquema para a polimerização do acetato de vinila.
3. Quais compostos são chamados de aminas? Elabore um diagrama do piso e da condensação de ácido adípico e hexametilenodiamina. Nomeie o polímero resultante.
4. Como você pode fazer cloreto de vinila com carboneto de cálcio, cloreto de sódio, ácido sulfúrico e água? Escreva as equações para as reações correspondentes. Elabore um esquema para a polimerização do cloreto de vinila.
5. A borracha natural é um polímero de qual hidrocarboneto insaturado? Escreva a fórmula estrutural deste hidrocarboneto. Como é chamado o processo de transformar borracha em borracha? Como a borracha e a borracha diferem em estrutura e propriedades?
6. Escreva as equações de reação para produzir acetileno e convertê-lo em um hidrocarboneto aromático. Quando que substância reage com o acetileno, forma-se a acrilonitrila? Elabore um esquema para a polimerização da acrilonitrila.
7. Escreva a fórmula estrutural do ácido metacrílico. Que composto é obtido quando reage com álcool metílico? Escreva a equação da reação. Elabore um esquema para a polimerização do produto resultante.
8. Quais hidrocarbonetos são chamados de dienos (diolefinas ou alcadienos)? Dê um exemplo. Qual fórmula geral expressa a composição desses hidrocarbonetos? Elabore um esquema para a polimerização do butadieno (divinil).
9. Quais hidrocarbonetos são chamados de olefinas (alcenos)? Dê um exemplo. Qual fórmula geral expressa a composição desses hidrocarbonetos? Elabore um esquema de produção de polietileno.
10. Qual fórmula geral expressa a composição dos hidrocarbonetos de etileno (olefinas ou alcenos)? Quais reações químicas são mais típicas para eles? O que é polimerização, policondensação? Como essas reações diferem umas das outras?
11. Quais são as diferenças nas composições dos hidrocarbonetos saturados e insaturados? Elabore um diagrama da formação da borracha a partir do divinil e do estireno. O que é vulcanização?
12. Quais compostos são chamados de aminoácidos? Escreva a fórmula do aminoácido mais simples. Elabore um diagrama do piso e da condensação do ácido aminocapróico. Qual é o nome do polímero resultante?
13. Quais compostos são chamados de aldeídos? O que é formaldeído? Que propriedade dos aldeídos está subjacente à reação do espelho de prata? Elabore um esquema para produção de resina de fenol-formaldeído
14. Quais são os nomes dos hidrocarbonetos dos quais o isopreno é representante? Elabore um esquema para a copolimerização de isopreno e isobutileno.
15. Quais compostos são chamados de organoelementos e organossilício? Indique as propriedades mais importantes dos polímeros de organossilício. Como um aumento no número de radicais orgânicos associados aos átomos de silício afeta as propriedades dos polímeros de organossilício?
16. Qual fórmula geral expressa a composição dos hidrocarbonetos de acetileno (alcinos)? Como obter acetileno do metano, depois do vinil acetileno e do último cloropreno?
17. Escreva a equação para a reação de desidratação do álcool propílico. Elabore um esquema para a polimerização do hidrocarboneto resultante.
18. Quais polímeros são chamados de estereorregulares? O que explica o ponto de fusão mais elevado e a maior resistência mecânica dos polímeros estereorregulares em comparação com os polímeros irregulares?
19. Como o estireno é produzido na indústria? Dê um esquema para sua polimerização. Use diagramas para representar as estruturas lineares e tridimensionais dos polímeros.
20. Quais polímeros são chamados de termoplásticos, termofixos? Liste três estados dos polímeros. O que caracteriza a transição de um estado para outro?