Problèmes n°35 à l'examen d'État unifié de chimie

Algorithme pour résoudre de telles tâches

1. Formule générale de la série homologue

Les formules les plus couramment utilisées sont résumées dans le tableau :

Série homologue	Formule générale
Alcools monohydriques saturés
Aldéhydes saturés	C n H 2n+1 FILS
Acides monocarboxyliques saturés	C n H 2n+1 COOH

2. Équation de réaction

1) TOUTES les substances organiques brûlent dans l'oxygène pour former du dioxyde de carbone, de l'eau, de l'azote (si N est présent dans le composé) et du HCl (si du chlore est présent) :

C n H m O q N x Cl y + O 2 = CO 2 + H 2 O + N 2 + HCl (sans coefficients !)

2) Les alcènes, alcynes, diènes sont sujets à des réactions d'addition (réactions avec les halogènes, l'hydrogène, les halogénures d'hydrogène, l'eau) :

C n H 2n + Cl 2 = C n H 2n Cl 2

C n H 2n + H 2 = C n H 2n+2

C n H 2n + HBr = C n H 2n+1 Br

C n H 2n + H 2 O = C n H 2n+1 OH

Les alcynes et les diènes, contrairement aux alcènes, ajoutent jusqu'à 2 moles d'hydrogène, de chlore ou d'halogénure d'hydrogène pour 1 mole d'hydrocarbure :

C n H 2n-2 + 2Cl 2 = C n H 2n-2 Cl 4

C n H 2n-2 + 2H 2 = C n H 2n+2

Lorsque l’eau s’ajoute aux alcynes, des composés carbonylés se forment, pas des alcools !

3) Les alcools sont caractérisés par des réactions de déshydratation (intramoléculaire et intermoléculaire), d'oxydation (en composés carbonylés et, éventuellement, en acides carboxyliques). Les alcools (y compris polyhydriques) réagissent avec les métaux alcalins pour libérer de l'hydrogène :

C n H 2n+1 OH = C n H 2n + H 2 O

2C n H 2n+1 OH = C n H 2n+1 OC n H 2n+1 + H 2 O

2C n H 2n+1 OH + 2Na = 2C n H 2n+1 ONa + H 2

4) Les propriétés chimiques des aldéhydes sont très diverses, mais on ne retiendra ici que les réactions redox :

C n H 2n+1 COH + H 2 = C n H 2n+1 CH 2 OH (réduction des composés carbonylés par addition de Ni),

C n H 2n+1 COH + [O] = C n H 2n+1 COOH

point important : l'oxydation du formaldéhyde (HCO) ne s'arrête pas au stade acide formique, HCOOH est encore oxydé en CO 2 et H 2 O.

5) Les acides carboxyliques présentent toutes les propriétés des acides inorganiques « ordinaires » : ils interagissent avec les bases et les oxydes basiques, réagissent avec les métaux actifs et les sels d'acides faibles (par exemple, avec les carbonates et les bicarbonates). La réaction d'estérification est très importante - la formation d'esters lors de l'interaction avec les alcools.

C n H 2n+1 COOH + KOH = C n H 2n+1 COOK + H 2 O

2C n H 2n+1 COOH + CaO = (C n H 2n+1 COO) 2 Ca + H 2 O

2C n H 2n+1 COOH + Mg = (C n H 2n+1 COO) 2 Mg + H 2

C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 = C n H 2n+1 COONa + H 2 O + CO 2

C n H 2n+1 COOH + C 2 H 5 OH = C n H 2n+1 COOC 2 H 5 + H 2 O

3. Trouver la quantité d'une substance par sa masse (volume)

formule reliant la masse d'une substance (m), sa quantité (n) et sa masse molaire (M) :

m = n*M ou n = m/M.

Par exemple, 710 g de chlore (Cl 2) correspondent à 710/71 = 10 moles de cette substance, puisque la masse molaire du chlore = 71 g/mol.

Pour les substances gazeuses, il est plus pratique de travailler avec des volumes plutôt qu’avec des masses. Permettez-moi de vous rappeler que la quantité d'une substance et son volume sont liés par la formule suivante : V = V m *n, où V m est le volume molaire du gaz (22,4 l/mol dans des conditions normales).

4. Calculs utilisant des équations de réaction

C’est probablement le principal type de calculs en chimie. Si vous ne vous sentez pas à l’aise pour résoudre de tels problèmes, vous devez vous entraîner.

L'idée de base est la suivante : les quantités de réactifs et de produits formés sont liées de la même manière que les coefficients correspondants dans l'équation de réaction (c'est pourquoi il est si important de les placer correctement !)

Considérons, par exemple, la réaction suivante : A + 3B = 2C + 5D. L'équation montre que 1 mol A et 3 mol B lors de l'interaction forment 2 mol C et 5 mol D. La quantité de B est trois fois supérieure à la quantité de substance A, la quantité de D est 2,5 fois supérieure à la quantité de C. , etc. Si dans Si la réaction n'est pas 1 mol A, mais, disons, 10, alors les quantités de tous les autres participants à la réaction augmenteront exactement 10 fois : 30 mol B, 20 mol C, 50 mol D. Si nous sachez que 15 mol D se sont formées (trois fois plus que ce qui est indiqué dans l'équation), alors les quantités de tous les autres composés seront 3 fois plus importantes.

5. Calcul de la masse molaire de la substance d'essai

La masse X est généralement donnée dans l'énoncé du problème ; nous avons trouvé la quantité X au paragraphe 4. Il reste à utiliser à nouveau la formule M = m/n.

6. Détermination de la formule moléculaire de X.

La dernière étape. Connaissant la masse molaire de X et la formule générale de la série homologue correspondante, vous pouvez trouver la formule moléculaire de la substance inconnue.

Supposons, par exemple, que le poids moléculaire relatif de l'alcool monohydrique limitant soit de 46. La formule générale de la série homologue : C n H 2n+1 OH. Le poids moléculaire relatif est constitué de la masse de n atomes de carbone, de 2n+2 atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. On obtient l'équation : 12n + 2n + 2 + 16 = 46. En résolvant l'équation, on trouve que n = 2. La formule moléculaire de l'alcool est : C 2 H 5 OH.

N'oubliez pas d'écrire votre réponse !

Exemple 1 . 10,5 g d'un alcène peuvent ajouter 40 g de brome. Identifiez l’alcène inconnu.

Solution. Supposons qu'une molécule d'un alcène inconnu contienne n atomes de carbone. Formule générale de la série homologue C n H 2n. Les alcènes réagissent avec le brome selon l'équation :

CnH2n + Br2 = CnH2nBr2.

Calculons la quantité de brome entrée dans la réaction : M(Br 2) = 160 g/mol. n(Br2) = m/M = 40/160 = 0,25 mol.

L'équation montre que 1 mole d'alcène ajoute 1 mole de brome, donc n(C n H 2n) = n(Br 2) = 0,25 mol.

Connaissant la masse de l'alcène ayant réagi et sa quantité, nous trouverons sa masse molaire : M(C n H 2n) = m(masse)/n(quantité) = 10,5/0,25 = 42 (g/mol).

Or, il est assez simple d'identifier un alcène : le poids moléculaire relatif (42) est la somme de la masse de n atomes de carbone et de 2n atomes d'hydrogène. On obtient l'équation algébrique la plus simple :

La solution de cette équation est n = 3. La formule de l'alcène est : C 3 H 6 .

Répondre: C3H6.

Exemple 2 . L'hydrogénation complète de 5,4 g d'un alcyne nécessite 4,48 litres d'hydrogène (n.s.). Déterminez la formule moléculaire de cet alcyne.

Solution. Nous agirons conformément au plan général. Supposons qu'une molécule d'un alcyne inconnu contienne n atomes de carbone. Formule générale de la série homologue C n H 2n-2. L'hydrogénation des alcynes se déroule selon l'équation :

C n H 2n-2 + 2H 2 = C n H 2n+2.

La quantité d’hydrogène qui a réagi peut être trouvée à l’aide de la formule n = V/Vm. Dans ce cas, n = 4,48/22,4 = 0,2 mol.

L'équation montre que 1 mole d'alcyne ajoute 2 moles d'hydrogène (rappelez-vous que l'énoncé du problème fait référence à une hydrogénation complète), donc n(C n H 2n-2) = 0,1 mole.

En fonction de la masse et de la quantité de l'alcyne, nous trouvons sa masse molaire : M(C n H 2n-2) = m(masse)/n(quantité) = 5,4/0,1 = 54 (g/mol).

Le poids moléculaire relatif d'un alcyne est la somme de n masses atomiques de carbone et de 2n-2 masses atomiques d'hydrogène. On obtient l'équation :

12n + 2n - 2 = 54.

On résout l'équation linéaire, on obtient : n = 4. Formule alcyne : C 4 H 6.

Répondre: C4H6.

Exemple 3 . Lorsque 112 litres (n.a.) d'un cycloalcane inconnu sont brûlés dans un excès d'oxygène, 336 litres de CO 2 se forment. Établir la formule développée du cycloalcane.

Solution. La formule générale de la série homologue des cycloalcanes : C n H 2n. Avec la combustion complète des cycloalcanes, comme avec la combustion de tout hydrocarbure, du dioxyde de carbone et de l'eau se forment :

C n H 2n + 1,5n O 2 = n CO 2 + n H 2 O.

Attention : les coefficients de l'équation de réaction dépendent dans ce cas de n !

Au cours de la réaction, 336/22,4 = 15 moles de dioxyde de carbone se sont formées. 112/22,4 = 5 moles d'hydrocarbure sont entrées dans la réaction.

Un raisonnement supplémentaire est évident : si 15 moles de CO 2 sont formées pour 5 moles de cycloalcane, alors 15 molécules de dioxyde de carbone sont formées pour 5 molécules d'hydrocarbure, c'est-à-dire qu'une molécule de cycloalcane produit 3 molécules de CO 2. Puisque chaque molécule de monoxyde de carbone (IV) contient un atome de carbone, nous pouvons conclure : une molécule de cycloalcane contient 3 atomes de carbone.

Conclusion : n = 3, formule cycloalcane - C 3 H 6.

La formule C 3 H 6 correspond à un seul isomère - le cyclopropane.

Répondre: cyclopropane.

Exemple 4 . 116 g d'un aldéhyde saturé ont été chauffés longuement avec une solution ammoniacale d'oxyde d'argent. La réaction a produit 432 g d'argent métallique. Déterminez la formule moléculaire de l’aldéhyde.

Solution. La formule générale de la série homologue des aldéhydes saturés est : C n H 2n+1 COH. Les aldéhydes s'oxydent facilement en acides carboxyliques, notamment sous l'action d'une solution ammoniacale d'oxyde d'argent :

C n H 2n+1 COH + Ag 2 O = C n H 2n+1 COOH + 2 Ag.

Note. En réalité, la réaction est décrite par une équation plus complexe. Lorsque Ag 2 O est ajouté à une solution aqueuse d'ammoniaque, un composé complexe OH se forme - l'hydroxyde d'argent diammine. C'est ce composé qui agit comme agent oxydant. Au cours de la réaction, un sel d'ammonium d'un acide carboxylique se forme :

C n H 2n+1 COH + 2OH = C n H 2n+1 COONH 4 + 2Ag + 3NH 3 + H 2 O.

Encore un point important ! L'oxydation du formaldéhyde (HCOH) n'est pas décrite par l'équation donnée. Lorsque HCOH réagit avec une solution ammoniacale d'oxyde d'argent, 4 moles d'Ag pour 1 mole d'aldéhyde sont libérées :

НCOH + 2Ag2O = CO2 + H2O + 4Ag.

Soyez prudent lorsque vous résolvez des problèmes liés à l'oxydation des composés carbonylés !

Revenons à notre exemple. En fonction de la masse d'argent libéré, vous pouvez trouver la quantité de ce métal : n(Ag) = m/M = 432/108 = 4 (mol). Selon l'équation, 2 moles d'argent sont formées pour 1 mole d'aldéhyde, donc n(aldéhyde) = 0,5n(Ag) = 0,5*4 = 2 moles.

Masse molaire de l'aldéhyde = 116/2 = 58 g/mol. Essayez de réaliser vous-même les étapes suivantes : vous devez créer une équation, la résoudre et tirer des conclusions.

Répondre: C2H5COH.

Exemple 5 . Lorsque 3,1 g d'une certaine amine primaire réagissent avec une quantité suffisante de HBr, 11,2 g de sel se forment. Déterminez la formule de l’amine.

Solution. Les amines primaires (C n H 2n + 1 NH 2) lorsqu'elles interagissent avec des acides forment des sels d'alkylammonium :

С n H 2n+1 NH 2 + HBr = [С n H 2n+1 NH 3 ] + Br - .

Malheureusement, en fonction de la masse de l'amine et du sel formé, nous ne pourrons pas connaître leurs quantités (puisque les masses molaires sont inconnues). Prenons un chemin différent. Rappelons la loi de conservation de la masse : m(amine) + m(HBr) = m(sel), donc m(HBr) = m(sel) - m(amine) = 11,2 - 3,1 = 8,1.

Faites attention à cette technique, qui est très souvent utilisée lors de la résolution de C 5. Même si la masse du réactif n'est pas indiquée explicitement dans l'énoncé du problème, vous pouvez essayer de la retrouver à partir des masses d'autres composés.

Nous revenons donc sur la bonne voie avec l’algorithme standard. Sur la base de la masse de bromure d'hydrogène, nous trouvons la quantité n(HBr) = n(amine), M(amine) = 31 g/mol.

Répondre: CH 3 NH 2 .

Exemple 6 . Une certaine quantité d'alcène X, lorsqu'elle réagit avec un excès de chlore, forme 11,3 g de dichlorure, et lorsqu'elle réagit avec un excès de brome, 20,2 g de dibromure. Déterminer la formule moléculaire de X.

Solution. Les alcènes ajoutent du chlore et du brome pour former des dérivés dihalogènes :

C n H 2n + Cl 2 = C n H 2n Cl 2,

C n H 2n + Br 2 = C n H 2n Br 2.

Dans ce problème, il est inutile d'essayer de trouver la quantité de dichlorure ou de dibromure (leurs masses molaires sont inconnues) ou la quantité de chlore ou de brome (leurs masses sont inconnues).

Nous utilisons une technique non standard. La masse molaire de C n H 2n Cl 2 est 12n + 2n + 71 = 14n + 71. M(C n H 2n Br 2) = 14n + 160.

Les masses des dihalogénures sont également connues. Vous pouvez retrouver les quantités de substances obtenues : n(C n H 2n Cl 2) = m/M = 11,3/(14n + 71). n(C n H 2n Br 2) = 20,2/(14n + 160).

Par convention, la quantité de dichlorure est égale à la quantité de dibromure. Ce fait nous permet de créer l'équation : 11,3/(14n + 71) = 20,2/(14n + 160).

Cette équation a une solution unique : n = 3.

Option n° 1380120

Tâches 34 (C5). Sergey Shirokopoyas : Chimie - préparation à l'examen d'État unifié 2016

Lorsque vous effectuez des tâches avec une réponse courte, saisissez dans le champ de réponse le numéro qui correspond au numéro de la bonne réponse, ou un chiffre, un mot, une séquence de lettres (mots) ou des chiffres. La réponse doit être écrite sans espaces ni caractères supplémentaires. Séparez la partie fractionnaire de la virgule décimale entière. Il n'est pas nécessaire d'écrire des unités de mesure. La réponse aux tâches 1 à 29 est une séquence de nombres ou un nombre. Pour une réponse correcte et complète aux tâches 7-10, 16-18, 22-25, 2 points sont attribués ; si une erreur est commise - 1 point ; pour une réponse incorrecte (plus d'une erreur) ou son absence - 0 point.

Si l'option est spécifiée par l'enseignant, vous pouvez saisir ou télécharger des réponses aux tâches avec une réponse détaillée dans le système. L'enseignant verra les résultats de l'exécution des tâches avec une réponse courte et pourra évaluer les réponses téléchargées aux tâches avec une réponse longue. Les scores attribués par le professeur apparaîtront dans vos statistiques.

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Certaines substances or-ga-no-A contiennent en masse 11,97 % d'azote, 51,28 % de carbone-le-ro-da, 27,35 % d'acide et de l'eau. A est formé par l'interaction de la substance B avec le pro-pa-no-lom-2 dans une co-molaire-de-no-she-Recherche 1 : 1. On sait que la substance B a une origine naturelle.

1) À propos des calculs qui ne sont pas nécessaires pour trouver la formule de la substance A ;

2) Établir son mo-le-ku-lyar-nu-lu-lu ;

3) Créer une forme structurelle de la substance A, qui crée une série de connexions entre les atomes dans la taupe-ku-le ;

4) Écrivez l'équation de la réaction de la substance A à partir de la substance B et du prop-pa-no-la-2.

Lors de la combustion de 40,95 g de matière organique, 39,2 litres de dioxyde de carbone (n.o.), 3,92 litres d'azote (n.o.) et 34,65 g d'eau ont été obtenus. Lorsqu'elle est chauffée avec de l'acide chlorhydrique, cette substance subit une hydrolyse dont les produits sont des composés de la composition et de l'alcool secondaire.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Le sel d'amine primaire a réagi avec le nitrate d'argent, conduisant à un précipité et à la formation d'une substance organique A, contenant en poids 29,79 % d'azote, 51,06 % d'oxygène et 12,77 % de carbone.

Sur la base des données des conditions problématiques :

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de cette substance A, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de la réaction d'obtention de la substance A à partir du sel de l'amine primaire et.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

En brûlant un dipeptide d'origine naturelle pesant 2,64 g, on a obtenu 1,792 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 1,44 g d'eau et 448 ml d'azote (n.s.). Lorsque cette substance était hydrolysée en présence d’acide chlorhydrique, un seul sel se formait.

Sur la base des données des conditions problématiques :

2) établir sa formule moléculaire ;

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Certaines substances organiques A contiennent en poids 13,58 % d'azote, 46,59 % de carbone et 31,03 % d'oxygène et sont formées par l'interaction de la substance B avec l'éthanol dans un rapport molaire de 1:1. On sait que la substance B est d'origine naturelle.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule de la substance A ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de la substance A, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) Écrivez l'équation de la réaction d'obtention de la substance A à partir de la substance B et de l'éthanol.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Une substance organique A contient en masse 10,68 % d'azote, 54,94 % de carbone et 24,39 % d'acidité et se forme lors de l'interaction de la substance B avec le prop-no-lom-1 en molaire de-no-she-nii 1 : 1. On sait que la substance B est un ami-no-acide naturel.

Sur la base des conditions données :

1) sur les calculs qui ne sont pas nécessaires pour trouver la formule de la substance A ;

2) établir sa forme moléculaire ;

3) créer une forme structurelle de la substance A, qui crée une série de connexions entre les atomes dans la taupe-ku-le ;

4) écrivez l'équation de la réaction d'obtention de la substance A à partir de la substance B et de n-pro-pa-no-la.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Une certaine substance, qui est un sel d'origine organique, contient en poids 12,79 % d'azote, 43,84 % de carbone et 32,42 % de chlore et est formée par la réaction d'une amine primaire avec du chloroéthane.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule de la substance organique originale ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de cette substance, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de réaction pour produire cette substance à partir d'amine primaire et de chloroéthane.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

En brûlant un dipeptide d'origine naturelle pesant 3,2 g, on a obtenu 2,688 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 448 ml d'azote (n.s.) et 2,16 g d'eau. Lorsque cette substance était hydrolysée en présence d’hydroxyde de potassium, un seul sel se formait.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule du dipeptide ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée du dipeptide, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de réaction pour l'hydrolyse de ce dipeptide en présence d'hydroxyde de potassium.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

En brûlant un dipeptide d'origine naturelle pesant 6,4 g, on a obtenu 5,376 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 896 ml d'azote (n.s.) et 4,32 g d'eau. Lorsque cette substance était hydrolysée en présence d’acide chlorhydrique, un seul sel se formait.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule du dipeptide ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée du dipeptide, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de réaction pour l'hydrolyse de ce dipeptide en présence d'acide chlorhydrique.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

La combustion d'une substance organique pesant 4,12 g a produit 3,584 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 448 ml d'azote (n.s.) et 3,24 g d'eau. Lorsqu'elle est chauffée avec de l'acide chlorhydrique, cette substance subit une hydrolyse dont les produits sont des composés de la composition et de l'alcool.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule de la substance organique originale ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de cette substance, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de la réaction d'hydrolyse de cette substance en présence d'acide chlorhydrique.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Lorsqu'une certaine substance organique pesant 4,68 g était brûlée, 4,48 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 448 ml d'azote (n.s.) et 3,96 g d'eau étaient obtenus. Lorsqu'elle est chauffée avec une solution d'hydroxyde de sodium, cette substance subit une hydrolyse dont les produits sont un sel d'un acide aminé naturel et un alcool secondaire.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule de la substance organique originale ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de cette substance, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Lorsqu'une certaine substance organique pesant 17,55 g était brûlée, 16,8 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 1,68 litres d'azote (n.s.) et 14,85 g d'eau étaient obtenus. Lorsqu'elle est chauffée avec une solution d'hydroxyde de sodium, cette substance subit une hydrolyse dont les produits sont un sel d'un acide aminé naturel et un alcool secondaire.

Sur la base des données des conditions problématiques :

1) effectuer les calculs nécessaires pour trouver la formule de la substance organique originale ;

2) établir sa formule moléculaire ;

3) créer une formule développée de cette substance, qui reflète l'ordre des liaisons des atomes dans la molécule ;

4) écrire l'équation de la réaction d'hydrolyse de cette substance en présence d'hydroxyde de sodium.

Les solutions aux tâches à réponse longue ne sont pas automatiquement vérifiées.
La page suivante vous demandera de les vérifier vous-même.

Lorsqu'une certaine substance organique pesant 35,1 g était brûlée, 33,6 litres de dioxyde de carbone (n.s.), 3,36 litres d'azote (n.s.) et 29,7 g d'eau ont été obtenus. Lorsqu'elle est chauffée avec une solution d'hydroxyde de potassium, cette substance subit une hydrolyse dont les produits sont un sel d'un acide aminé naturel et un alcool secondaire.

Ce matériel fournit une analyse détaillée et des algorithmes pour résoudre 34 tâches de la version démo de l'examen d'État unifié-2018 en chimie, et fournit également des recommandations sur l'utilisation de manuels pour préparer l'examen d'État unifié.

Tâche 34

Lorsqu’un échantillon de carbonate de calcium était chauffé, une partie de la substance se décomposait. Dans le même temps, 4,48 litres (n.s.) de dioxyde de carbone ont été rejetés. La masse du résidu solide est de 41,2 g. Ce résidu est ajouté à 465,5 g d'une solution d'acide chlorhydrique prise en excès. Déterminez la fraction massique de sel dans la solution résultante.

Dans votre réponse, notez les équations de réaction qui sont indiquées dans l'énoncé du problème et fournissez tous les calculs nécessaires (indiquez les unités de mesure des quantités requises).

L'ouvrage de référence contient du matériel théorique détaillé sur tous les sujets testés par l'examen d'État unifié en chimie. Après chaque section, des tâches à plusieurs niveaux sont confiées sous la forme de l'examen d'État unifié. Pour le contrôle final des connaissances, des options de formation correspondant à l'Examen d'État unifié sont indiquées à la fin de l'ouvrage de référence. Les étudiants n'auront pas besoin de rechercher des informations supplémentaires sur Internet ni d'acheter d'autres manuels. Dans ce guide, ils trouveront tout ce dont ils ont besoin pour préparer l’examen de manière autonome et efficace. L'ouvrage de référence s'adresse aux lycéens pour préparer l'examen d'État unifié de chimie.

Répondre:Écrivons une brève condition pour ce problème.

Une fois tous les préparatifs effectués, nous procédons à la solution.

1) Déterminez la quantité de CO 2 contenue dans 4,48 litres. son.

n(CO 2 ) = V/Vm = 4,48 l / 22,4 l/mol = 0,2 mol

2) Déterminez la quantité d’oxyde de calcium formée.

Selon l'équation de réaction, 1 mole de CO 2 et 1 mole de CaO sont formées

Ainsi: n(CO2) = n(CaO) et est égal à 0,2 mol

3) Déterminer la masse de 0,2 mole de CaO

m(CaO) = n(CaO) M(CaO) = 0,2 mole 56 g/mole = 11,2 g

Ainsi, un résidu solide pesant 41,2 g est constitué de 11,2 g de CaO et (41,2 g - 11,2 g) de 30 g de CaCO 3

4) Déterminer la quantité de CaCO 3 contenue dans 30 g

n(CaCO3) = m(CaCO3) / M(CaCO 3) = 30 g / 100 g/mol = 0,3 mol

Pour la première fois, un manuel de préparation à l'examen d'État unifié de chimie est proposé aux écoliers et aux candidats, qui contient des tâches de formation regroupées par thème. Le livre présente des tâches de différents types et niveaux de complexité sur tous les sujets testés dans le cours de chimie. Chaque section du manuel comprend au moins 50 tâches. Les tâches correspondent aux normes éducatives modernes et aux réglementations relatives à la conduite de l'examen d'État unifié de chimie pour les diplômés des établissements d'enseignement secondaire. La réalisation des tâches de formation proposées sur les sujets vous permettra de vous préparer qualitativement à la réussite de l'examen d'État unifié en chimie. Le manuel s'adresse aux lycéens, aux candidats et aux enseignants.

CaO + HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaCO 3 + HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2

5) Déterminez la quantité de chlorure de calcium formée à la suite de ces réactions.

La réaction impliquait 0,3 mole de CaCO 3 et 0,2 mole de CaO pour un total de 0,5 mole.

En conséquence, 0,5 mole de CaCl 2 est formée

6) Calculer la masse de 0,5 mole de chlorure de calcium

M(CaCl2) = n(CaCl2) M(CaCl 2) = 0,5 mol · 111 g/mol = 55,5 g.

7) Déterminez la masse de dioxyde de carbone. La réaction de décomposition a impliqué 0,3 mole de carbonate de calcium, donc :

n(CaCO3) = n(CO 2) = 0,3 mole,

m(CO2) = n(CO2) M(CO 2 ) = 0,3 mol · 44 g/mol = 13,2 g.

8) Trouvez la masse de la solution. Il se compose de la masse d'acide chlorhydrique + la masse du résidu solide (CaCO 3 + CaO) minutes, la masse du CO 2 libéré. Écrivons ceci sous forme de formule :

m(r-ra) = m(CaCO 3 + CaO) + m(HCl) – m(CO2) = 465,5 g + 41,2 g – 13,2 g = 493,5 g.

Le nouvel ouvrage de référence contient tout le matériel théorique sur le cours de chimie requis pour réussir l'examen d'État unifié. Il comprend tous les éléments de contenu, vérifiés par du matériel de test, et permet de généraliser et de systématiser les connaissances et les compétences pour un cours d'école secondaire. Le matériel théorique est présenté sous une forme concise et accessible. Chaque section est accompagnée d'exemples de tâches de formation qui vous permettent de tester vos connaissances et votre degré de préparation à l'examen de certification. Les tâches pratiques correspondent au format de l'examen d'État unifié. À la fin du manuel, des réponses aux tâches sont fournies qui vous aideront à évaluer objectivement le niveau de vos connaissances et le degré de préparation à l'examen de certification. Le manuel s'adresse aux lycéens, aux candidats et aux enseignants.

9) Et enfin, nous répondrons à la question de la tâche. Trouvons la fraction massique en % de sel dans la solution à l'aide du triangle magique suivant :

ω%(CaCl2) = m(CaCI2) / m(solution) = 55,5 g / 493,5 g = 0,112 ou 11,2 %

Réponse : ω% (CaCI 2) = 11,2%

Option 1

Lors du traitement thermique du nitrate de cuivre (II) pesant 94 g, une partie de la substance s'est décomposée et 11,2 litres d'un mélange de gaz ont été libérés. 292 a été ajouté au résidu solide résultant g Solution d'acide chlorhydrique à 10 %. Déterminez la fraction massique d’acide chlorhydrique dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du nitrate de cuivre (II) :

2Cu(NO 3) 2 → 2CuО + 4NO 2 + O 2 + (Cu(NO 3) 2 ) reste. (1),

où (Cu(NO 3) 2 ) reste. – partie non décomposée du nitrate de cuivre (II).

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l’oxyde de cuivre (II) résultant et du nitrate de cuivre (II) restant.
• Un seul composant du résidu solide réagit avec l'acide chlorhydrique - le CuO résultant :

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O (2)

n(NON 2 + O 2) = 11,2 je/ 22,4 l/mole = 0,5taupe.

• De l'équation (1): n(CuO) = n(NON 2 + O 2) ∙ 2/5= 0,5 taupe∙ 2/5 = 0,2taupe.
• À l’aide de l’équation (2), nous calculons la quantité d’acide chlorhydrique qui a réagi avec CuO :

n(HCl (réaction)) = 2∙ n(CuO) = 2∙0,2 taupe = 0,4taupe.

• Trouvons la masse totale et la quantité d'acide chlorhydrique prise pour la réaction :

m(HCl (général)) in-va = m(HCl (total)) solution ∙ ω (HCl) = 292 g∙ 0,1 = 29,2 G.

n(HCl (total)) = m(HCl (gén.)) in-va / M(HCl) = 29,2 g / 36,5 g/mole= 0,8 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse d'acide chlorhydrique restant dans la solution résultante :

n(HCl (rés.)) = n(HCl (total)) – n(HCl (réagir.)) = 0,8 taupe - 0,4 taupe = 0,4taupe.

m(HCl (rés.)) = n(HCl (rés.))∙ M(HCl) = 0,4 taupe∙ 36,5 g/mole = 14,6g.

• m con.r-ra :

m con.r-ra = m(CuO) + m(Cu(NO 3) 2(restant)) + m(HCl (total)) solution

• Calculons la masse de CuO formée :

m(CuO) = n(CuO)∙ M(CuO) = 0,2 taupe∙ 80 g/mole = 16 G.

• Calculons la masse de Cu(NO 3) 2 non décomposé :

n(Cu(NO 3) 2(réaction)) = n(CuO) = 0,2 taupe,

où Cu(NO 3) 2(réaction.) est la partie décomposée du nitrate de cuivre (II).

m(Cu(NO 3) 2(réaction)) = n(Cu(NO 3) 2(réaction)) ∙ M(Cu(NON 3) 2) = 0,2 taupe ∙ 188 g/mole = 37,6 g.

m(Cu(NO 3) 2(restant)) = m(Cu(NO3)2(initiale)) – m(Cu(NO 3) 2(réaction)) = 94 g – 37,6 g = 56,4 G.

• m con.r-ra = m(CuO) + m(Cu(NO 3) 2(restant)) + m(HCl (total)) solution = 16 g + 56,4g + 292 g = 364,4g
• Déterminer la fraction massique d'acide chlorhydrique dans la solution résultante ω (HCl) solution con.

ω (HCl) con.rr = m(HCl (restant))/ m con.r-ra = 14,6 g / 364, 4g= 0,0401 (4,01 %)

Répondre:ω (HCl) = 4,01%

Option 2

Lors de la calcination d'un mélange de carbonate de sodium et de carbonate de magnésium jusqu'à masse constante4,48 litres de gaz ont été rejetés. Le résidu solide a complètement réagi avec 73 g d'une solution d'acide chlorhydrique à 25 %. Calculez la fraction massique de carbonate de sodium dans le mélange initial.

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du carbonate de magnésium :

MgCO 3 →MgO + CO 2 (1)

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l'oxyde de magnésium obtenu et du carbonate de sodium d'origine. Les deux composants du résidu solide réagissent avec l'acide chlorhydrique :

MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O(2)

Na 2 CO 3 + 2HCl → MgCl 2 + CO 2 + H 2 O (3)

• Calculons la quantité de substance libérée CO 2 libérée lors de la décomposition du MgCO 3 :

n(CO2) = 4,48 je/ 22,4 l/mole = 0,2 taupe.

• De l'équation (1): n(MgO) = n(CO2) = 0,2 taupe,

m(MgO) = n(MgO)∙ M(MgO) = 0,2 taupe∙ 40 g/mole = 8 G.

• Trouvons la quantité d'acide chlorhydrique nécessaire à la réaction avec MgO :

n(HCl) 2 = 2∙ n(MgO) = 2∙0,2 taupe = 0,4 taupe.

• Trouvons la masse totale et la quantité d'acide chlorhydrique prise pour la réaction :

m(HCl (général)) in-va = m(HCl (total)) solution ∙ ω (HCl) = 73 g ∙ 0,25 = 18,25 G,

n(HCl (total)) = m(HCl (gén.)) in-va / M(HCl) = 18,25 g / 36,5 g/mole= 0,5 taupe.

• Trouvons la quantité d'acide chlorhydrique nécessaire à la réaction avec Na 2 CO 3 :

n(HCl) 3 = n(HCl (total)) – n(HCl) 2 = 0,5 taupe - 0,4 taupe = 0,1 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de carbonate de sodium dans le mélange initial.

De l'équation (3): n(Na 2 CO 3) = 0,5∙ n(HCl) 3 = 0,5∙0,1 mole = 0,05 mole.

m(Na2CO3) = n(Na2CO3) ∙ M(Na2CO3) = 0,05 taupe, ∙ 106 g/ taupe = 5,3 g.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de carbonate de magnésium dans le mélange initial.

De l'équation (1): n(MgCO3) = n(CO2) = 0,2 taupe,

m(MgCO3) = n(MgCO 3) ∙ M(MgCO 3) = 0,2 taupe∙ 84g/mole = 16,8G.

• Déterminons la masse du mélange initial et la fraction massique de carbonate de sodium qu'il contient :

m(MgCO 3 + Na 2 CO 3) = m(MgCO 3)+ m(Na2CO3) = 16,8 g + 5,3 g = 22,1g.

ω (Na2CO3) = m(Na2CO3) / m(MgCO 3 + Na 2 CO 3) = 5,3 g / 22,1g = 0,24 (24 %).

Répondre:ω (Na2CO3) = 24 %.

Option 3

Lors du chauffage d'un échantillon de nitrate d'argent(JE) une partie de la substance s'est décomposée et un résidu solide pesant 88 g s'est formé. À ce résidu, 200 g d'une solution à 20 % d'acide chlorhydrique ont été ajoutés, ce qui a donné une solution pesant 205,3 g avec une fraction massique d'acide chlorhydrique de 15,93 %. Déterminer le volume du mélange de gaz libéré lors de la décomposition du nitrate d'argent(JE) .

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition du nitrate d'argent (I) :

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 + (AgNO 3 ) reste. (1)

où (AgNO 3 ) reste. – partie non décomposée du nitrate d'argent (I).

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l’argent formé et du nitrate d’argent (I) restant.

m(HCl) et cx. = 20 g ∙ 0,2 = 40g

n(HCl) et cx. = 40 g / 36,5 g/mole= 1,1taupe

• Calculons la masse et la quantité d'acide chlorhydrique dans la solution résultante :

m(HCl) con. = 205,3 g ∙ 0,1593 = 32,7 g

n(HCl) con. = 32,7 g / 36,5 g/mole= 0,896 taupe(0,9 mole)

• Calculons la quantité d'acide chlorhydrique qui est entrée dans la réaction avec AgNO 3 :

n(HCl) réaction = 1,1 taupe - 0,896 taupe= 0,204 taupe(0,2 mole)

• Trouvons la quantité de substance et la masse de nitrate d'argent non décomposé :

D'après l'équation (2) n(AgNO 3) oct t. n(HCl) réaction = 0,204 taupe.(0,2 mole)

m(AgNO 3) oct t. = (AgNO 3) oct t. M(AgNO3) = 0,204 taupe∙ 170 g/mole = 34,68G.(34g)

• Trouvons la masse d'argent formée :

m(Ag) = m reste – m((AgNO 3) oct t) = 88 g – 34,68 g = 53,32 G.(54g)

n(Ag) = m(Ag)/ M(Ag) = 53,32 g / 108 g/mole= 0,494 taupe. (0,5 mole)

• Trouvons la quantité de substance et le volume du mélange de gaz formé lors de la décomposition du nitrate d'argent :
• D'après l'équation (1) n(NON 2 + O 2) =3/2∙ n(Ag) = 3/2 ∙0,494 taupe= 0,741taupe(0,75 mole)

V(NON 2 + O 2) = n(NON 2 + O 2) ∙ Vm = 0,741taupe∙ 22,4 je/ taupe = 16,6je.(16,8je).

Répondre: V(NON 2 + O 2) = 16,6 je. (16,8je).

Option 4

Lors de la décomposition de l'échantillon de carbonate de baryum, un gaz d'un volume de 4,48 litres a été libéré (en termes de conditions standards). La masse du résidu solide était de 50 g. Après cela, 100 ml d'eau et 200 g d'une solution de sulfate de sodium à 20 % ont été successivement ajoutés au résidu. Déterminez la fraction massique d'hydroxyde de sodium dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du carbonate de baryum :

BaCO 3 → BaO + CO 2 (1)

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l'oxyde de baryum formé et du carbonate de baryum non décomposé.
• Lorsque de l'eau est ajoutée, l'oxyde de baryum se dissout :

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 (2)

et l'hydroxyde de baryum résultant réagit en outre avec le sulfate de sodium :

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaOH(3)

• Le carbonate de baryum est insoluble dans l’eau, il ne se dissout donc pas.
• Calculons la quantité de dioxyde de carbone libérée lors de la calcination du carbonate de baryum :

n(CO2) = 4,48 je / 22,4 l/mole= 0,2 taupe,

De l'équation (1): n(BaO) = n(CO2) = 0,2 taupe,

m(BaO) = n(BaO)∙ M(BaO) = 0,2 taupe∙ 153 g/mole = 30,6 G.

• Déterminons lequel des réactifs Ba(OH) 2 ou Na 2 SO 4 réagit complètement.
• Calculons la masse et la quantité de sulfate de sodium :

m(Na 2 SO 4) dans - va = m(Na 2 SO 4) p - ra ∙ ω (Na2SO4) = 200 g ∙ 0,2 = 40 g

n(Na2SO4) = m(Na 2 SO 4) dans - va / M(Na2SO4) = 40 g / 142g/ taupe= 0,282taupe.

• De l'équation (2): n(BaO) = n(Ba(OH)2) = 0,2 taupe.
• Cela signifie que le sulfate de sodium est pris en excès et que l'hydroxyde de baryum réagit complètement.
• Calculons la quantité de substance et la masse d'hydroxyde de sodium formée :

De l'équation (3): n(NaOH) = 2∙ n(Ba(OH)2) = 2∙0,2 taupe = 0,4 taupe

m(NaOH) in-va = n(NaOH)∙ M(NaOH) = 0,4 taupe ∙ 40 g/mole= 16 g.

• Calculons la masse de la solution résultante :

m con.r-ra = m(BaO) + m(H 2 O) + m(Na 2 SO 4) solution – m(BaSO4)

m(H 2 O) = ρ (H 2 O) ∙ V(H 2 O) = 1 g/ml∙ 100 ml = 100 g

De l'équation (3): n(BaSO4) = n(Ba(OH)2) = 0,2 taupe

m(BaSO4) = n(BaSO4) ∙ M(BaSO4) = 0,2 g/mole∙ 233 taupe = 46,6 g.

m con.r-ra = m(BaO) + m(H 2 O) + m(Na 2 SO 4) solution – m(BaSO4) = 30,6 g + 100 g + 200 g – 46,6 g = 284g.

• La fraction massique de soude dans la solution est égale à :

ω (NaOH) = m(NaOH) / m con.r-ra = 16 g /284 g = 0,0563 (5,63 %).

Répondre: ω (NaOH) = 5,63 %.

Option 5

Lorsqu’un échantillon de nitrate de magnésium était chauffé, une partie de la substance se décomposait. La masse du résidu solide est de 15,4 g. Ce résidu peut réagir avec 20 g d'une solution de soude à 20 %. Déterminez la masse de l'échantillon d'origine et le volume des gaz libérés (en termes d'unités standard).

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du nitrate de magnésium :

2Mg(NO 3) 2 →t 2MgО + 4NO 2 + O 2 + (Mg(NO 3) 2 ) reste. (1),

où (Cu(NO 3) 2 ) reste. – la partie non décomposée du nitrate de magnésium.

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l'oxyde de magnésium résultant et du nitrate de magnésium restant. Un seul composant du résidu solide réagit avec l'hydroxyde de sodium - le Mg(NO 3) 2 restant :

Mg(NO 3) 2 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + 2NaNO 3 (2)

• Trouvons la quantité de substance et la masse d'hydroxyde de sodium :

m(NaOH) = m(NaOH) solution ∙ ω (NaOH) = 20 g∙ 0,2 = 4 g

n(NaOH). = m(NaOH)/ M(NaOH) = 4 g / 40 g/mole= 0,1 taupe.

De l'équation (2): n(Mg(NO 3) 2) repos. = 0,5∙ n(NaOH) = 0,5∙0,1 mole = 0,05 mole,

m(Mg(NO 3) 2) repos. = n(Mg(NO 3) 2) repos. ∙ M(Mg(NO3)2) = 0,05 taupe,∙ 148g/mole = 7,4G.

• Trouvons la masse et la quantité de substance oxyde de magnésium :

m(MgO) = m reste – m(Mg(NO 3) 2) repos. = 15,4 g – 7,4g = 8G.

n(MgO) . = m(MgO)/ M(MgO) = 8 g / 40 g/mole= 0,2taupe.

• Trouvons la quantité de substance et le volume du mélange gazeux :

De l'équation (1): n(NON 2 + O 2) = 5/2 ∙ n(CuO)= 5/2 ∙ 0,2 taupe= 0,5 taupe.

V(NON 2 + O 2) = n(NON 2 + O 2) ∙ Vm = 0,5 taupe∙ 22,4 je/ taupe = 11,2 je.

• Trouvons la quantité de substance et la masse du carbonate de magnésium d'origine :

À partir des équations (1) : n(Mg(NO 3) 2) réaction. = n(MgO) = 0,2 taupe.

m(Mg(NO 3) 2) réaction. = n(Mg(NO 3) 2) réaction. ∙ M(Mg(NON 3) 2) = 0,2 taupe,∙ 148 g/mole = 29,6G.

m(Mg(NO 3) 2) réf. = m(Mg(NO 3) 2) réaction. + m(Mg(NO 3) 2) repos = 29,6 g+7,4g = 37G.

Répondre: V(NON 2 + O 2) = 11,2 je; m(Mg(NON 3) 2) = 37 g.

Option 6

Lors de la décomposition de l'échantillon de carbonate de baryum, un gaz d'un volume de 1,12 litre a été libéré (en termes de conditions standards). La masse du résidu solide était de 27,35 g. Après cela, 73 g d'une solution à 30 % d'acide chlorhydrique ont été ajoutés au résidu. Déterminez la fraction massique d’acide chlorhydrique dans la solution résultante.

• Lorsque le carbonate de baryum se décompose, de l'oxyde de baryum se forme et du dioxyde de carbone est libéré :

BaCO 3 →t BaO + CO 2

• Calculons la quantité de dioxyde de carbone libérée lors de la calcination du carbonate de baryum :

n(CO2) = 1,12 je / 22,4 l/mole= 0,05 taupe,

par conséquent, à la suite de la réaction de décomposition du carbonate de baryum, 0,05 mole d'oxyde de baryum s'est formée et 0,05 mole de carbonate de baryum ont également réagi. Calculons la masse d'oxyde de baryum formé :

m(BaO) = 153 g/mole∙ 0,05 taupe = 7,65 g.

• Calculons la masse et la quantité de substance du carbonate de baryum restant :

m(BaCO 3) repos. = 27,35 g – 7,65 g = 19,7 g

n(BaCO 3) repos. = 19,7 g/ 197 g/mole = 0,1 taupe.

• Les deux composants du résidu solide (l'oxyde de baryum résultant et le carbonate de baryum restant) interagissent avec l'acide chlorhydrique :

BaO + 2HCl → BaCl 2 + H 2 O

BaCO 3 + 2HCl → BaCl 2 + CO 2 + H 2 O.

• Calculons la quantité de substance et la masse de chlorure d'hydrogène interagissant avec l'oxyde et le carbonate de baryum :

n(HCl) = (0,05 taupe + 0,1 taupe) ∙ 2 = 0,3 taupe;

m(HCl) = 36,5 g/mole∙ 0,3 taupe = 10,95 g.

• Calculons la masse du chlorure d'hydrogène restant :

m(HCl) reste. = 73 g ∙ 0,3 – 10,95 g = 10,95 g.

• Calculons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m reste + m(HCl) solution – m(CO2) = 27,35 g +73g– 4,4 g= 95,95 g.

• La fraction massique de l'acide chlorhydrique restant dans la solution est égale à :

ω (HCl) = m(HCl) reste. / m con.r-ra = 10,95 g / 95,95 g = 0,114 (11,4 %).

Répondre: ω (HCl) = 11,4 %.

Option 7

Lorsqu'un échantillon de nitrate d'argent a été chauffé, une partie de la substance s'est décomposée et un mélange de gaz d'un volume de 6,72 litres (en termes de conditions standard) a été libéré.La masse du résidu était de 25 g. Après cela, le résidu a été placé dans 50 ml d'eau et 18,25 g d'une solution d'acide chlorhydrique à 20 % ont été ajoutés. Déterminez la fraction massique d’acide chlorhydrique dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du nitrate d'argent (I) :

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 (1)

• Le résidu solide est un mélange de l’argent formé et du nitrate d’argent (I) restant.
• Seul le nitrate d'argent (I) réagit avec l'acide chlorhydrique :

AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3 (2)

• Calculons la quantité de gaz formés lors de la décomposition du nitrate d'argent :

n(NON 2 + O 2) = 6,72 je/22,4 l/mole = 0,3 taupe.

• D'après l'équation (1) n(Ag) = 2/3∙ n(NON 2 + O 2) = 2/3∙0,3 taupe = 0,2 taupe

m(AgNO 3) oct. = 25 g – 21,6 g = 3,4 g

n(AgNO 3) oct. = 3,4 g / 170 g/mole= 0,02 taupe.

• Calculons la masse et la quantité d'acide chlorhydrique dans sa solution d'origine :

m(HCl) et cx. = 18h25 g∙ 0,2 = 3,65 g

n(HCl) et cx. = 3,65 g/36,5 g/mole= 0,1 taupe

• D'après l'équation (2) n(AgNO 3) oct t. n(AgCl) = n(HCl) réaction , Où n(HCl) réaction – la quantité de substance acide chlorhydrique qui a réagi avec AgNO 3. Par conséquent, la quantité de substance et la masse d’acide chlorhydrique n’ayant pas réagi :

n(HCl) reste. = 0,1 taupe – 0,02 taupe = 0,08 taupe;

m(HCl) reste. = 0,08 taupe∙ 36.5 g/mole= 2,92 g.

• Calculons la masse des sédiments déposés

m(AgCl) = n(AgCl)∙ M(AgCl) = 0,02 taupe∙ 143,5 g/mole= 2,87 g.

• La masse de la solution résultante est égale à :

m con.p-pa = m reste + m(HCl) solution + m(H2O) – m(AgCl) = 3,4 g + 18,25 g+ 50 g – 2,87 g = 68,78 g.

• La fraction massique dans la solution d'acide chlorhydrique résultante est égale à :

ω (HCl) = m(HCl) reste. / m con.p-pa = 2,92 g/68,78 g = 0,0425 (4,25 %).

Répondre: ω (HCl) = 4,25 %.

Option 8

Lorsqu'un échantillon de nitrate de zinc a été chauffé, une partie de la substance s'est décomposée et 5,6 litres de gaz ont été libérés (en termes de conditions standard). Les 64,8 g de résidu ont été complètement dissous dans un volume minimum de solution d'hydroxyde de sodium à 28 %. Déterminer la fraction massique de nitrate de sodium dans la solution finale.

Solution.

• Écrivons l'équation de la décomposition thermique du nitrate de zinc :

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 + (Zn(NO 3) 2 ) reste. (1),

où (Zn(NO 3) 2 ) reste. – la partie non décomposée du nitrate de zinc.

• Ainsi, le résidu solide est un mélange de l'oxyde de zinc formé et du nitrate de zinc restant.
• Les deux composants du résidu solide - le CuO formé et le Zn(NO 3) 2 restant - réagissent avec la solution d'hydroxyde de sodium :

ZnО + 2NaOH+ H 2 O → Na 2 (2)

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH → Na 2 + 2NaNO 3 (3)

• Calculons la quantité de substance dans le mélange gazeux résultant :

n(NON 2 + O 2) = 5,6 je/ 22,4 l/mole = 0,25 taupe.

• De l'équation (1): n(ZnO) = n(NON 2 + O 2) ∙ 2/5= 0,25 taupe ∙ 2/5 = 0,1taupe.

m(ZnO) = n(ZnО)∙ M(ZnO) = 0,1 taupe∙ 81 g/mole = 8,1 G.

• Trouvons la masse du nitrate de zinc restant et sa quantité :

m(Zn(NO 3) 2(restant)) = m reste – m(ZnO) = 64,8 g – 8,1 g = 56,7 G.

n(Zn(NO 3) 2(restant)) = m(Zn(NO 3) 2 (restant))/ M(Zn(NO3)2) = 56,7 g / 189 g/mole= 0,3 taupe.

• À l'aide de l'équation (2), nous calculons la quantité de NaOH requise pour la réaction avec ZnO :

n(NaOH (réaction)2) = 2∙ n(ZnО) = 2∙0,1 taupe = 0,2taupe.

• À l'aide de l'équation (3), nous calculons la quantité de NaOH requise pour la réaction avec du Zn(NO 3) 2 non décomposé :

n(NaOH (réaction)3) = 4∙ n(Zn(NO 3) 2(restant))= 4∙ 0,3 taupe = 1,6 taupe.

• Trouvons la quantité totale de substance et la masse d'hydroxyde de sodium nécessaire pour dissoudre le résidu solide :

n(NaOH (réagir.)) = n(NaOH (réaction)2) + n(NaOH (réaction)3) = 0,2 taupe +1,6 taupe= 1,8taupe

m(NaOH (réaction)) substances = n(NaOH (réactif)) ∙ M(NaOH) = 1,4 taupe∙40 g/mole= 56 g

• Poids de la solution de soude à 28 % :

m(NaOH) solution = m(NaOH (réaction)) substances / ω (NaOH) = 56 G / 0,28 = 200 g

• Trouvons la quantité de substance et la masse de nitrate de sodium dans la solution obtenue :

n(NaNO3) = 2 n(Zn(NO 3) 2(restant)) = 2∙0,3 taupe = 0,6 taupe.

m(NaNO3) = n(NaNO3)∙ M(NaNO3) = 0,6 taupe∙ 85 g/ taupe = 51 g.

• Trouver la masse de la solution finale m con.r-ra :

m con.r-ra = m reste + m(NaOH) = 64,8 g + 200g = 264,8g

• Déterminer la fraction massique de nitrate de sodium dans la solution obtenue :

ω (NaNO3) = m(NaNO3)/ m con.r-ra = 51 g / 264,8g= 0,1926 (19,26 %)

Répondre:ω (NaNO3) = 19,26 %

Option 9

Lors de l'électrolyse de 360 ​​g d'une solution de chlorure de cuivre à 15 % (II), le processus a été arrêté lorsque 4,48 litres de gaz ont été libérés à l'anode. Une portion pesant 66,6 g a été prélevée de la solution résultante. Calculez la masse d'une solution d'hydroxyde de sodium à 10 % nécessaire pour une précipitation complète des ions cuivre de la portion sélectionnée de la solution.

Solution.

CuCl 2 → (électrolyse) Cu + Cl 2

m(CuCl 2) réf. = m(CuCl2) solution ∙ ω (CuCl2) = 360 g∙ 0,15 = 54 g

n(CuCl 2) réf. = m(CuCl 2) réf. / M(CuCl2) = 54 g / 135 g/mole= 0,4 taupe.

n(Cl2)= V(Classe 2)/ machine virtuelle= 4,48 je / 22,4 l/mole= 0,2 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de CuCl 2 restant dans la solution :

n(CuCl 2) réaction. = n(Cl2) = 0,2 mol.

n(CuCl 2) repos. = n(CuCl 2) réf. – n(CuCl 2) réaction. = 0,4 taupe – 0,2 taupe = 0,2 taupe.

m(CuCl 2) repos. = n(CuCl 2) repos. ∙ M(CuCl2) = 0,2 taupe∙135 g/mole= 27 g.

m con.r-ra = m(CuCl2) solution – m(Classe 2) – m(Cu)

m(Cl2) = n(Classe 2)∙ M(Cl2) = 0,2 taupe∙71 g/mole = 14,2 g.

m(Cu) = n(Cu)∙ M(Cu) = 0,2 taupe∙64 g/mole = 12,8 g.

m con.r-ra = m(CuCl2) solution – m(Classe 2) – m(Cu) = 360 g – 14,2 g – 12,8 g = 333 g

ω (CuCl2) con. = m(CuCl 2) repos. / m con.r-ra = 27 g/ 333 g = 0,0811

m(CuCl 2) portions = m Portion de solution ∙ ω (CuCl2) con. = 66,6 g∙0,0811 = 5,4 g

n(CuCl 2) portions = m(CuCl 2) portions / M(CuCl2) = 5,4 g / 135 g/mole= 0,04 taupe.

n(NaOH) = 2∙ n(CuCl 2) portions = 2∙0,04 taupe = 0,08 taupe.

m(NaOH) in-va = n(NaOH)∙ M(NaOH) = 0,08 taupe∙40 g/mole= 3,2 g.

m(NaOH) solution = m(NaOH) in-va / ω (NaOH) = 3,2 g / 0,1 = 32 g.

Répondre:m(NaOH) solution = 32 G.

Option 10

Lors de l'électrolyse de 500 g d'une solution de sulfate de cuivre à 16 % (II), le processus a été arrêté lorsque 1,12 litre de gaz s'est libéré à l'anode. Une portion pesant 98,4 g a été prélevée de la solution résultante. Calculez la masse d'une solution d'hydroxyde de sodium à 20 % nécessaire pour une précipitation complète des ions cuivre de la portion sélectionnée de la solution.

Solution.

m(CuSO 4) réf. = m(CuSO4) solution ∙ ω (CuSO4) = 500 g∙ 0,16 = 80 g

n(CuSO 4) réf. = m(CuSO 4) réf. / M(CuSO4) = 80 g / 160 g/mole= 0,5 taupe.

n(O2)= V(O2)/ machine virtuelle= 1,12 je / 22,4 l/mole= 0,05 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de CuSO 4 restant dans la solution :

n(CuSO 4) réaction. = 2∙ n(O 2) = 2∙0,05 taupe = 0,1 taupe.

n(CuSO 4) repos. = n(CuSO 4) réf. – n(CuSO 4) réaction. = 0,5 taupe – 0,1 taupe = 0,4 taupe.

m(CuSO 4) repos. = n(CuSO 4) repos. ∙ M(CuSO4) = 0,4 taupe∙ 160 g/mole= 64 g.

• Trouvons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m(CuSO4) solution – m(O2) – m(Cu)

m(O2) = n(O 2)∙ M(O 2) = 0,05 mole ∙ 32 g/mole = 1,6 g.

n(Cu) = n(CuSO 4) réaction. = 0,1 taupe.

m(Cu) = n(Cu)∙ M(Cu) = 0,1 taupe∙ 64 g/mole = 6,4 g.

m con.r-ra = m(CuSO4) solution – m(O2) – m(Cu) = 500 g – 1,6 g – 6,4 g = 492 g

n(H2SO4) = n(CuSO 4) réaction. = 0,1 taupe.

m(H2SO4)= n(H2SO4)∙ M(H 2 SO 4) = 0,1 taupe∙ 98 g/ taupe = 9,8 g.

ω (CuSO 4) con. = m(CuSO 4) repos. / m escroquer. p - ra = 64 g / 492 g = 0,13

ω (H 2 SO 4) con. = m(H2SO4)/ m con.r-ra = 9,8 g / 492 g = 0,02

• Trouvons la masse et la quantité de sulfate de cuivre (II) dans la portion sélectionnée :

m(CuSO4) portions = m Portion de solution ∙ ω (CuSO 4) con. = 98,4 g∙ 0,13 = 12,8 g

n(CuSO4) portions = m(CuSO4) portions / M(CuSO4) = 12,8 g / 160 g/mole= 0,08 taupe.

m(H 2 SO 4) portions. = m Portion de solution ∙ ω (H 2 SO 4) con. = 98,4 g∙ 0,02 = 1,968 g

n(H 2 SO 4) portions. = m(H 2 SO 4) portions. / M(H2SO4) = 1,968 g / 98g/mole= 0,02taupe.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 (1)

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

• Trouvons la masse d'hydroxyde de sodium nécessaire à la précipitation des ions Cu 2+ :

De l'équation (1): n(NaOH) 1 = 2∙ n(CuSO4) portions = 2∙0,08 taupe = 0,16 taupe.

De l'équation (2): n(NaOH) 2 = 2∙ n(H 2 SO 4) portions. = 2∙0,02 taupe = 0,04taupe.

n(NaOH (réagir.)) = n(NaOH (réaction)1) + n(NaOH (réaction)2) = 0,16 taupe +0,04taupe= 0,2taupe

m(NaOH) in-va = n(NaOH)∙ M(NaOH) = 0,2 taupe∙ 40 g/mole= 8g .

m(NaOH) solution = m(NaOH) in-va / ω (NaOH) = 8 g / 0,2 = 40g.

Répondre:m(NaOH) solution = 40 G.

Option 11

Electrolyse de 282 g d'une solution de nitrate de cuivre à 40 % (II) a été arrêté après que la masse de la solution ait diminué de 32 g. 140 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 40 % ont été ajoutés à la solution résultante. Déterminez la fraction massique d'alcali dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de cuivre (II) :

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O→(électrolyse) 2Сu + O 2 + 4HNO 3

Vérifions s'il reste du nitrate de cuivre dans la solution (II(Lorsque Cu(NO 3) 2 réagit complètement, l'électrolyse de l'eau commencera).

• Trouvons la masse et la quantité de substance du sulfate de cuivre (II) d'origine :

m(Cu(NO 3) 2) réf. = m(Cu(NON 3) 2) p - pa ∙ ω (Cu(NON 3) 2) = 282 g ∙ 0,4 = 112,8g

n(Cu(NO 3) 2) réf. = m(Cu(NO 3) 2) réf. / M(Cu(NON 3) 2) = 112,8 g / 189g/ taupe = 0,6 taupe.

Si tout Cu(NO 3) 2 est consommé, alors selon l'équation d'électrolyse, la masse de cuivre formée sera de 0,6 taupe ∙ 64g/mole = 38,4G, g), libéré de la solution. Par conséquent, après électrolyse, Cu(NO 3) 2 est resté dans la solution.

• L'hydroxyde de sodium ajouté réagit avec le Cu(NO 3) 2 restant et l'acide nitrique obtenu :

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3 (1)

HNO 3 + NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O (2)

• n(O2) = houblon n(Cu) = 2 Xtaupe. m(O2) = 32 X(g), UN m(O 2) = 64∙2 X = 128X(g). Selon le problème : m(O2) + m(O2) = 32.

32X + 128X = 32

X = 0,2(taupe)

• Trouvons la quantité de nitrate de cuivre (II) qui a subi une électrolyse :

n(Cu(NO 3) 2) réaction. = n(Cu) = 2 Xtaupe = 2∙0,2 taupe = 0,4 taupe.

• Trouvons la quantité de nitrate de cuivre (II) restant dans la solution :

n(Cu(NO 3) 2) repos. = n(Cu(NO 3) 2) réf. – n(Cu(NO 3) 2) réaction. = 0,6 taupe – 0,4 taupe = 0,2 taupe.

• Trouvons la quantité de substance de l'acide nitrique formé :

n(HNON 3) = 2∙ n(CuSO 4) réaction. = 2∙0,4 taupe = 0,8 taupe

m(NaOH (réf.)) in-va = m(NaOH (réf.)) solution ∙ ω (NaOH) = 140 g ∙ 0,4 = 56g

n(NaOH (réf.)) = m(NaOH (réf.)) in-va/ M(NaOH) = 56 g / 40 g/mole= 1,4taupe.

n(NaOH) réaction 1 = 2∙ n(CuSO 4) repos. = 2∙0,2 taupe = 0,4 taupe.

n(NaOH) réaction 2 = n(HNO3) = 0,8 taupe.

n(NaOH) reste. = n(NaOH) réf. – n(NaOH) réaction 1 – n(NaOH) réaction 2 = 1,4 taupe–0,4 taupe–0,8taupe=0,2taupe.

m(NaOH) reste. = n(NaOH) reste. ∙ M(NaOH) = 0,2 taupe∙ 40 g/mole= 8g.

m con.r-ra = m(Cu(NO 3) 2) solution + m(NaOH (réf.)) solution – ( m(Cu)+ m(O2)) – m(Cu(OH)2)=

282g + 140 g – 32 g – (0,2 taupe∙ 98g/mole) = 370,4g

ω (NaOH) con.rr = m(NaOH) reste. / m con.r-ra = 8 g / 370,4g = 0,216 (2,16 %).

Répondre: ω (NaOH) = 2,16 %.

Option 12

Lors de l'électrolyse de 340 g d'une solution à 20 % de nitrate d'argent (je), le processus a été arrêté lorsque 1,12 litre de gaz s'est libéré à l'anode. Une portion pesant 79,44 g a été prélevée de la solution résultante. Calculez la masse d'une solution de chlorure de sodium à 10 % nécessaire pour une précipitation complète des ions argent de la portion sélectionnée de la solution.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate d'argent (I) :

4AgNO 3 + 2H 2 O→(électrolyse) 4Ag + O 2 + 4HNO 3

• Trouvons la masse et la quantité de substance du nitrate d'argent d'origine (I) :

m(AgNO 3) réf. = m(AgNO3) solution ∙ ω (AgNO3) = 340 g∙ 0,2 =68g

n(AgNO 3) réf. = m(AgNO 3) réf. / M(AgNO3) = 68 g / 170 g/mole= 0,4taupe.

• Trouvons la quantité d'oxygène libérée à l'anode :

n(O2)= V(O2)/ machine virtuelle= 1,12 je / 22,4 l/mole= 0,05 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse d'AgNO 3 restant dans la solution :

n(AgNO 3) réaction = 4∙ n(O 2) = 4∙0,05 taupe = 0,2taupe.

n(CuSO 4) repos. = n(AgNO 3) réf. – n(AgNO 3) réaction = 0,4 taupe – 0,2taupe = 0,2taupe.

m(AgNO 3) repos. = n(AgNO 3) repos. ∙ M(AgNO3) = 0,2 taupe∙ 170 g/mole= 34g.

• Trouvons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m(AgNO3) solution – m(O2) – m(Ag)

m(O2) = n(O 2)∙ M(O2) = 0,05 taupe ∙ 32 g/mole = 1,6 g.

n(Ag) = n(AgNO 3) réaction = 0,2 taupe.

m(Ag) = n(Ag)∙ M(Ag) = 0,2 taupe∙108g/mole = 21,6g.

m con.r-ra = m(AgNO3) solution – m(O2) – m(Ag) = 340 g – 1,6 g – 21,6g = 316,8g

ω (AgNO3) con. = m(AgNO 3) repos. / m con.r-ra = 34 g / 316,8g= 0,107.

• Trouvons la masse et la quantité de nitrate d'argent (I) dans la portion sélectionnée :

m(AgNO 3) portions = m Portion de solution ∙ ω (AgNO3) con. = 79,44 g∙ 0,107 = 8,5G.

n(AgNO 3) portions = m(AgNO 3) portions / M(AgNO3) = 8,5 g / 170 g/mole= 0,05taupe.

AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3

n(NaCl) = n(AgNO 3) portions = 0,05 taupe.

m(NaCl) in-va = n(NaCl)∙ M(NaCl) = 0,05 taupe∙ 58,5g/mole= 2,925g .

m(NaCl) solution = m(NaCl) in-va / ω (NaCl) = 40,2 g / 0,1 = 29,25g.

Répondre:m(NaCl) = 29,25 g.

Option 13

Lorsqu'on a effectué l'électrolyse de 312 g d'une solution de chlorure de sodium à 15 %, le processus a été arrêté lorsque 6,72 litres de gaz ont été libérés à la cathode. De la solution résultante, une portion pesant 58,02 g a été prélevée. Calculez la masse d'une solution à 20 % de sulfate de cuivre (.II), nécessaire à la précipitation complète des ions hydroxyle d’une partie sélectionnée de la solution.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium :

2NaCl + 2H 2 O→(électrolyse)H 2 + Cl 2 + 2NaOH

• Trouvons la masse et la quantité de substance du chlorure de sodium d'origine :

m(NaCl) réf. = m(NaCl) solution ∙ ω (NaCl) = 312 g∙ 0,15 = 46,8g

n(NaCl) réf. = m(NaCl) réf. / M(NaCl) = 46,8 g / 58,5g/mole= 0,8taupe.

n(H2)= V(H2)/ machine virtuelle= 6,72je / 22,4 l/mole= 0,3taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de NaOH formée :

n(NaOH) = 2∙ n(H 2) = 2∙ 0,3 taupe = 0,6taupe.

m(NaOH) = n(NaOH)∙ M(NaOH) = 0,6 taupe ∙ 40g/mole = 24g.

• Trouvons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m(NaCl) – m(H2)– m(Cl2)

m(H2) = n(H2)∙ M(H2) = 0,3 taupe∙ 2g/mole = 0,6g.

n(Cl2) = n(H2) = 0,3 taupe.

m(Cl2) = n(Classe 2)∙ M(Cl2) = 0,3 taupe ∙ 71g/mole = 21,3g.

m con.r-ra = m(NaCl) – m(H2) – m(Cl2) = 312 g – 0,6 g – 21,3g = 290,1g

ω (NaOH)con. = m(NaOH)/ m con.r-ra = 24 g / 290,1g = 0,0827

• Trouvons la masse et la quantité d'hydroxyde de sodium dans la portion sélectionnée :

m(NaOH) portions = m Portion de solution ∙ ω (NaOH)con. = 58,02 g∙ 0,0827 = 4,8 g

n(NaOH) portions = m(NaOH) portions / M(NaOH) = 4,8 g / 40= 0,12taupe.

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

n(CuSO4) = 0,5∙ n(NaOH) portions = 0,5 ∙ 0,12 taupe = 0,06taupe

m(CuSO 4) dans - va = n(CuSO4) ∙ M(CuSO4) = 0,06 taupe∙ 160 g/ taupe= 9,6 g .

m(CuSO4) solution = m(CuSO 4) in-va / ω (CuSO4) = 9,6 g / 0,2 = 48 g.

Répondre:m(CuSO4) solution = 48 g.

Option 14

Electrolyse de 640 g d'une solution de sulfate de cuivre à 15 % (II) a été arrêté après que la masse de la solution ait diminué de 32 g. 400 g d'une solution d'hydroxyde de sodium à 20 % ont été ajoutés à la solution résultante. Déterminez la fraction massique d'alcali dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) :

2CuSO 4 + 2H 2 O→(électrolyse) 2Сu + O 2 + 2H 2 SO 4

• La diminution de la masse de la solution s'est produite en raison de la libération de cuivre à la cathode et d'oxygène à l'anode.

Vérifions s'il reste du sulfate de cuivre dans la solution (II) après la fin de l'électrolyse(Lorsque CuSO 4 réagit complètement, l'électrolyse de l'eau commencera).

• Trouvons la masse et la quantité de substance du sulfate de cuivre (II) d'origine :

m(CuSO 4) réf. = m(CuSO4) solution ∙ ω (CuSO4) = 640 g∙ 0,15 = 96g

n(CuSO 4) réf. = m(CuSO 4) réf. / M(CuSO4) = 96 g / 160 g/mole= 0,6taupe.

Si tout CuSO 4 est consommé, alors selon l'équation d'électrolyse, la masse de cuivre formée sera de 0,6 taupe∙ 64g/mole = 38,4G, qui dépasse déjà la somme des masses de cuivre et d'oxygène (32 g), libéré de la solution. Par conséquent, après électrolyse, CuSO 4 est resté dans la solution.

• L'hydroxyde de sodium ajouté réagit avec le CuSO 4 restant et l'acide sulfurique obtenu :

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 (1)

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O (2)

• Laissez la quantité d'oxygène formée n(O2) = houblon. Ensuite, la quantité de substance du cuivre formé n(Cu) = 2 Xtaupe. m(O2) = 32 X(g), UN m(O 2) = 64∙2 X = 128X(g). Selon le problème : m(O2) + m(O2) = 32.

32X + 128X = 32

X = 0,2(taupe)

• Trouvons la quantité de sulfate de cuivre (II) qui a subi une électrolyse :

n(CuSO 4) réaction. = n(Cu) = 2 Xtaupe= 2∙0,2 taupe = 0,4taupe.

• Trouvons la quantité de sulfate de cuivre (II) restant dans la solution :

n(CuSO 4) repos. = n(CuSO 4) réf. – n(CuSO 4) réaction. = 0,6 taupe – 0,4taupe = 0,2taupe.

n(H 2 SO 4) = n(CuSO 4) réaction. = 0,4 taupe.

• Déterminons la masse et la quantité de substance de la solution initiale de soude :

m(NaOH (réf.)) in-va = m(NaOH (réf.)) solution ∙ ω (NaOH) = 400 g ∙ 0,2 = 80 g

n(NaOH (réf.)) = m(NaOH (réf.)) in-va/ M(NaOH) = 80 g / 40 g/mole= 2 taupe.

• Déterminons la quantité de substance et la masse d'hydroxyde de sodium restant dans la solution :

n(NaOH) réaction 1 = 2∙ n(CuSO 4) repos. = 2∙0,2 taupe = 0,4taupe.

n(NaOH) réaction 2 = 2∙ n(H 2 SO 4) = 2∙0,4 taupe = 0,8 taupe.

n(NaOH) reste. = n(NaOH) réf. – n(NaOH) réaction 1 – n(NaOH) réaction 2 = 2 taupe – 0,4taupe– 0,8 taupe= 0,8taupe.

m(NaOH) reste. = n(NaOH) reste. ∙ M(NaOH) = 0,8 taupe∙ 40 g/mole= 32g.

• Trouvons la masse de la solution résultante et la fraction massique d'hydroxyde de sodium qu'elle contient :

m con.r-ra = m(CuSO4) solution + m(NaOH (réf.)) solution – ( m(Cu)+ m(O2)) – m(Cu(OH)2)=

640g + 400 g – 32 g– (0,2taupe∙ 98g/mole) = 988,4g

ω (NaOH) con.rr = m(NaOH) reste. / m con.r-ra = 32 g / 988,4g = 0,324 (3,24 %).

Répondre: ω (NaOH) = 3,24 %.

Option 15

Lors de l'électrolyse de 360 ​​g d'une solution de chlorure de cuivre à 18,75 % (II), le processus a été arrêté lorsque 4,48 litres de gaz ont été libérés à l'anode. Une portion pesant 22,2 g a été prélevée de la solution résultante. Calculez la masse d'une solution d'hydroxyde de sodium à 20 % nécessaire pour une précipitation complète des ions cuivre de la portion sélectionnée de la solution.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) :

CuCl 2 → (électrolyse) Cu + Cl 2

• Trouvons la masse et la quantité de substance du chlorure de cuivre (II) d'origine :

m(CuCl 2) réf. = m(CuCl2) solution ∙ ω (CuCl2) = 360 g∙ 0,1875 = 67,5G.

n(CuCl 2) réf. = m(CuCl 2) réf. / M(CuCl2) = 67,5 g / 135 g/mole= 0,5taupe.

• Trouvons la quantité de chlore libérée à l'anode :

n(Cl2)= V(Classe 2)/ machine virtuelle= 4,48 je / 22,4 l/mole= 0,2 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de CuCl 2 restant dans la solution :

n(CuCl 2) réaction. = n(Cl2) = 0,2 taupe.

n(CuCl 2) repos. = n(CuCl 2) réf. – n(CuCl 2) réaction. = 0,5 taupe – 0,2 taupe = 0,3taupe.

m(CuCl 2) repos. = n(CuCl 2) repos. ∙ M(CuCl2) = 0,3 taupe∙135 g/mole= 40,5g.

• Trouvons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m(CuCl2) solution – m(Classe 2) – m(Cu)

m(Cl2) = n(Classe 2) ∙ M(Cl2) = 0,2 taupe ∙ 71 g/mole = 14,2 g.

n(Cu) = n(Cl2) = 0,2 mol.

m(Cu) = n(Cu)∙ M(Cu) = 0,2 taupe ∙ 64 g/mole = 12,8 g.

m con.r-ra = m(CuCl2) solution – m(Classe 2) – m(Cu) = 360 g – 14,2 g – 12,8 g = 333 g

ω (CuCl2) con. = m(CuCl 2) repos. / m con.r-ra = 40,5 g / 333 g = 0,122.

• Trouvons la masse et la quantité de chlorure de cuivre (II) dans la portion sélectionnée :

m(CuCl 2) portions = m Portion de solution ∙ ω (CuCl2) con. = 22,2 g∙ 0,122 = 2,71G.

n(CuCl 2) portions = m(CuCl 2) portions / M(CuCl2) = 2,71 g / 135 g/mole= 0,02taupe.

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + 2NaCl

• Trouvons la masse de solution de soude nécessaire à la précipitation du Cu 2+ :

n(NaOH) = 2∙ n(CuCl 2) portions = 2 ∙ 0,02 taupe = 0,04taupe.

m(NaOH) in-va = n(NaOH)∙ M(NaOH) = 0,04 taupe∙ 40 g/mole= 1,6g.

m(NaOH) solution = m(NaOH) in-va / ω (NaOH) = 1,6 g/ 0,2 = 8g.

Répondre:m(NaOH) solution = 8 G.

Option 16

Lorsqu'on a effectué l'électrolyse de 624 g d'une solution de chlorure de baryum à 10 %, le processus a été arrêté lorsque 4,48 litres de gaz ont été libérés à la cathode. Une portion pesant 91,41 g a été prélevée de la solution résultante. Calculez la masse d'une solution de carbonate de sodium à 10 % nécessaire pour une précipitation complète des ions baryum de la portion sélectionnée de la solution.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de baryum :

BaCl 2 + 2H 2 O → (électrolyse)H 2 + Cl 2 + Ba(OH) 2

• Trouvons la masse et la quantité de substance du chlorure de baryum d'origine :

m(BaCl 2) réf. = m(BaCl2) solution ∙ ω (BaCl2) = 624 g∙ 0,1 = 62,4g

n(BaCl 2) réf. = m(BaCl 2) réf. / M(BaCl2) = 62,4 g / 208g/mole= 0,3taupe.

• Trouvons la quantité d'hydrogène libérée à la cathode :

n(H2)= V(H2)/ machine virtuelle= 4,48je / 22,4 l/mole= 0,2taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse du Ba(OH) 2 formé :

n(Ba(OH)2) = n(H2) = 0,2 taupe.

m(Ba(OH)2) = n(Ba(OH)2)∙ M(Ba(OH)2) = 0,2 taupe ∙ 171g/mole = 34,2g.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de BaCl 2 restant dans la solution :

n(BaCl 2) réaction. = n(H2) = 0,2 taupe.

n(BaCl 2) repos. = n(BaCl 2) réf. – n(BaCl 2) réaction. = 0,3 taupe – 0,2taupe = 0,1taupe.

m(BaCl 2) repos. = n(BaCl 2) repos. ∙ M(BaCl2) = 0,1 taupe∙ 208g/mole= 20,8g.

• Trouvons la masse de la solution finale :

m con.r-ra = m(BaCl2) solution – m(H2)– m(Cl2)

m(H2) = n(H2)∙ M(H2) = 0,2 taupe∙ 2g/mole = 0,4g.

n(Cl2) = n(H2) = 0,2 taupe.

m(Cl2) = n(Classe 2)∙ M(Cl2) = 0,2 taupe ∙ 71g/mole = 14,2g.

m con.r-ra = m(BaCl2) solution – m(H2) – m(Cl2) = 624 g – 0,4g – 14,2g = 609,4g

ω (BaCl2) con. = m(BaCl2)/ m con.r-ra = 20,8 g / 609,4g = 0,0341

ω (Ba(OH)2)con. = m(Ba(OH)2)/ m con.r-ra = 34,2 g / 609,4g = 0,0561

• Trouvons la masse et la quantité d'hydroxyde de baryum dans la portion sélectionnée :

m(Ba(OH)2). = m Portion de solution ∙ ω (Ba(OH)2)con. = 91,41 g∙ 0,0561 = 5,13 g

n(Ba(OH)2). = m(Ba(OH)2). / M(Ba(OH)2) = 5,13 g / 171g/mole= 0,03taupe.

• Trouvons la masse et la quantité de chlorure de baryum dans la portion sélectionnée :

m(BaCl 2) portions = m Portion de solution ∙ ω (BaCl 2) repos. = 91,41 g∙ 0,0341 = 3,12g

n(BaCl 2) portions = m(BaCl 2) portions / M(BaCl2) = 3,12 g / 208g/mole= 0,015taupe.

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 + 2NaOH (1)

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 + 2NaCl (2)

• Trouvons la masse de solution de carbonate de sodium nécessaire à la précipitation des ions Ba 2+ :

À partir des équations (1) : n(Na2CO3) 1 = n(Ba(OH)2). = 0,03 taupe

À partir des équations (2) : n(Na2CO3) 2 = n(BaCl 2) portions = 0,015 taupe

n(Na2CO3)= n(Na2CO3) 1 + n(Na 2 CO 3) 2 = 0,03 taupe + 0,015 taupe = 0,045 taupe

m(Na 2 CO 3) dans - va = n(Na 2 CO 3)∙ M(Na2CO3) = 0,045 taupe∙ 106 g/ taupe = 4,77 g

m(Na 2 CO 3) p - ra = m(Na 2 CO 3) dans - va / ω (Na2CO3) = 4,77 g / 0,1 = 47,7 g.

Répondre:m(Na 2 CO 3) solution = 47,7 g.

Option 17

Lors de l'électrolyse de 500 g d'une solution de sulfate de cuivre à 16 % (II), le processus a été arrêté lorsque 1,12 litre de gaz s'est libéré à l'anode. 53 g d'une solution à 10 % de carbonate de sodium ont été ajoutés à la solution résultante. Déterminer la fraction massique de sulfate de cuivre (II) dans la solution résultante.

Solution.

• Écrivons l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) :

2CuSO 4 + 2H 2 O→(électrolyse) 2Сu + O 2 + 2H 2 SO 4

• Trouvons la masse et la quantité de substance du sulfate de cuivre (II) d'origine :

m(CuSO 4) réf. = m(CuSO4) solution ∙ ω (CuSO4) = 500 g∙ 0,16 = 80 g

n(CuSO 4) réf. = m(CuSO 4) réf. / M(CuSO4) = 80 g / 160 g/mole= 0,5 taupe.

• Trouvons la quantité d'oxygène libérée à l'anode :

n(O2)= V(O2)/ machine virtuelle= 1,12 je / 22,4 l/mole= 0,05 taupe.

• Trouvons la quantité de substance et la masse de CuSO 4 restant dans la solution après électrolyse :

n(CuSO 4) réaction. = 2∙ n(O 2) = 2∙0,05 taupe = 0,1 taupe.

n(CuSO 4) repos. = n(CuSO 4) réf. – n(CuSO 4) réaction. = 0,5 taupe – 0,1 taupe = 0,4 taupe.

m(CuSO 4) repos. = n(CuSO 4) repos. ∙ M(CuSO4) = 0,4 taupe∙ 160g/mole= 64g.

• Trouvons la quantité de substance de l'acide sulfurique formé :

n(H 2 SO 4) = n(CuSO 4) réaction. = 0,1 taupe.

• Trouvons la masse et la quantité de carbonate de sodium ajouté :

m(Na2CO3) = m(Na 2 CO 3) solution ∙ ω (Na2CO3) = 53 g∙ 0,1 = 5,3g

n(Na2CO3) = m(Na2CO3)/ M(Na2CO3) = 5,3 g / 106g/mole= 0,05taupe.

• Lorsque du carbonate de sodium est ajouté, les réactions suivantes peuvent se produire simultanément :

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → (CuOH) 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2Na 2 SO 4 (1)

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4 (2)

Parce que Si l'acide sulfurique est en excès, il dissout immédiatement le carbonate de cuivre basique formé par la réaction (1) avec formation de CuSO 4 et dégagement de CO 2 :

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 → 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O (3)

Ainsi, la quantité de CuSO 4 dans la solution reste inchangée et la quantité totale de CO 2 libérée dans les réactions (2) et (3) est déterminée par la quantité de carbonate de sodium :

n(Na2CO3) = n(CO2) = 0,05 taupe

• Trouvons la masse de la solution finale :
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Points pour chaque tâche de chimie

• 1 point - pour les tâches 1-6, 11-15, 19-21, 26-28.
• 2 points - 7-10, 16-18, 22-25, 30, 31.
• 3 points - 35.
• 4 points - 32, 34.
• 5 points - 33.

Total : 60 points.

Structure de l'épreuve d'examen se compose de deux blocs :

1. Questions nécessitant une réponse courte (sous forme de chiffre ou de mot) - tâches 1 à 29.
2. Problèmes avec réponses détaillées – tâches 30-35.

3,5 heures (210 minutes) sont allouées pour terminer l'épreuve d'examen en chimie.

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