Олимпиады по химии

Методический комментарий Расположение электронных пар в валентных уровнях и геометрические формы молекул Число электрон­ных пар	Расположение электронных пар	Число связыва­ющих пар	Число неподелен- ных пар	Геометричес­кая форма молекулы
Примеры
2	Линейное	2	0	Линейная ах2	Аб(ин,);, АеС12-, ио2*
3	Плоский треугольник	3	0	Плоский тре­угольник АХ3	вгз, ОаС1
3	Плоский треугольник	2	1	Угловая ах2е	ЗпС12, РЬВг2
4	Тетраэдр	4	0	Тетраэдр АХ4	сн4, ВР4
4	Тетраэдр	3	1	Тригональная пирамида АХ3Е	ын3, н3о^+
4	Тетраэдр	2	2	Угловая ах3е2	Н2о, 8Е2
5	Тригональ­ная бипира­мида	5	0	Тригональ­ная бипира­мида АХ5	рр6
5	Тригональ­ная бипира­мида	4	1	Искаженный тетраэдр ах4е	вг4
5	Тригональ­ная бипира­мида	3	2	Т-образная форма АХ3Е2	С1Е3
5	Тригональ­ная бипира­мида	2	3	Линейная ах2е3	ХеР2
6	Октаэдр	6	0	Октаэдр АХ6	А1Ев,82Г10
6	Октаэдр	5	1	Квадратная пирамида ах5е	1Р5> ЭЬС15-
6	Октаэдр	4	2	Плоский квадрат АХ3Е2	1С1/, хк4

93




9 класс

1. 
   Донорно-акцепторный механизм образования ковалент­ной связи.
   
2. 
   Основные понятия координационной химии: комплек- сообразователь, координация, лиганд, координацион­ное число, координационная связь, внутренняя и внешняя сферы комплекса.
   
3. 
   Описание строения комплексных соединений с позиций метода валентных связей Л. Полинга. Связь геометри­ческого строения комплексных соединений с состояни­ем гибридизации и заселенностью орбиталей централь­ного иона в комплексах переходных металлов.
   

2. 
   Химическое равновесие*
   

Составители олимпиадных задач еще не пред­лагают девятиклассникам сложных заданий по этой те­матике. Вместе с тем, от участников олимпиад требуется знание следующих теоретических вопросов и умение про­изводить соответствующие расчеты:

1. 
   Динамический характер химического равновесия.
   
2. 
   Принцип подвижного равновесия Ле Шателье — Брауна.
   
3. 
   Константы равновесия реакций между газообразными веществами К_с, К_р и К_х и связь между ними.
   
4. 
   Связь константы равновесия с изменением стандарт­ной энергии Гиббса реакции: Д_г-ИТ\пК.
   

Как правило, решение задач, относящихся ц этому раз­делу, не вызывает у участников олимпиад больших затруд­нений.


94




Методический комментарий.

5. 
   Теории кислот и оснований. Ионные реакции в растворах
   

Основой для успешного выполнения заданий слу­жит знакомство с положениями классической теории кис­лот и оснований С. Аррениуса, знание важнейших силь­ных и слабых кислот и оснований, умение определять направление ионных реакций в растворах. Важнейшие воп­росы, которые должен изучить участник олимпиады, сле­дующие:

1. 
   Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот и ос­нований в растворе.
   
2. 
   Степень диссоциации и ее связь с константой диссоциа­ции (закон разбавления Оствальда).
   
3. 
   Понятие pH раствора, pH в кислых, нейтральных и ще­лочных средах.
   
4. 
   Гидролиз катионов и анионов солей в растворах, pH растворов гидролизующихся солей.
   
5. 
   Кривые титрования сильных и слабых кислот и осно­ваний.
   
6. 
   Произведение растворимости осадка и его связь с ра­створимостью.
   

Помимо классической теории кислот и оснований С. Аррениуса участник олимпиады много выиграет, если будет знаком и с другими важными теориями. Особо выде­лим следующие теоретические вопросы:

7. 
   Протонная теория Брёнстеда — Лоури. Сопряженные кислоты и основания.
   
8. 
   Теория кислот и оснований Льюиса.
   
9. 
   Автоионизация растворителей на ионы лиония и лиа­та. Теория сольвосистем.
   

Охарактеризуем кратко эти теории.


95

9 класс Согласно протонной теории кислот и оснований Брён- стеда — Лоури, к кислотам относятся вещества, способ­ные отдавать протон, а к основаниям — вещества, способ­ные присоединять протон. Иначе говоря, кислоты — доноры, а основания — акцепторы протонов. Кислые свой­ства вещества проявляют только в присутствии основа­ния, а основные свойства — в присутствии кислоты. Как только протон присоединяется к основанию, образуются новые кислоты и основания. Такие пары кислот и основа­ний называют сопряженными. Н^+ Кислота 4- основание «=> Основание 4- кислота

сопряженная пара

сопряженная пара

В соответствии с электронной теорией Льюиса, кисло­та — это вещество, которое может быть акцептором элек­тронов, т. е. в молекуле кислоты есть свободная (незапол- неная) орбиталь, на которой можно разместить пару электронов. Основание — это вещество, которое может быть донором электронов, т. е. в молекуле основания есть неподеленная пара электронов.
Автоионизация — самопроизвольный процесс, при ко­тором две молекулы растворителя образуют катион и ани­он. В отличие от автоионизации автопротолиз — процесс, при котором образование ионов происходит в результате передачи протона от одной молекулы растворителя к дру­гой. Процесс автоионизации воды передается уравнением
2Н₂О = Н₃О⁺ 4- ОН", жидкого аммиака —
2ЬГН₃ = ЫН+4- N4- жидкого трихлорида сурьмы —
28ЬС1„ = 8ЬСИ4- 8ЬС17. о л 4


96




Методический комментарий.


В соответствии с теорией сольвосистем кислота — это растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать катион, кото­рый получается при автоионизации растворителя (ион ли­ония). Основание — растворимое вещество, которое или при диссоциации, или при взаимодействии с растворите­лем образует анион, который получается при автоиониза­ции растворителя (ион лиата).
Например, растворитель 8О₂ характеризуют катион и анион:
2ЭО₂ = ЭО²⁺ + 8О²’
или, точнее,
380, = [ЭО²⁺-8О₂ ] + ЭО²'.
Примером кислоты является 8ОС1₂, основания — [(СН₃)₄Ы]₂8О₃, а реакция нейтрализации имеет вид:
8ОС1₂ (кислота) + [(СН₃)₄Ы]₂8О₃ (основание) =
= 2[(СН₃)₄Ы]С1 (соль) + 28О₂ (растворитель).

5. 
   Расчеты на основе закона эквивалентных отношений
   

Основным отличием расчетных задач, предла­гаемых на олимпиадах девятиклассникам, от заданий, ко­торые выполняли восьмиклассники, является широкое ис­пользование понятия «молярная масса эквивалентов вещества» и закона эквивалентных отношений. В приво­димой ниже таблице (см. с. 98) сопоставлены характерис­тики, относящиеся к 1 моль вещества и к 1 моль эквива­лентов вещества.
Формулы для расчета молярных масс эквивалентов Для простого вещества А:
IЬ ) ь где Ъ — валентность элемента А.


97

9 класс Сравнительная характеристика 1 моль вещества	■ —— 1 моль эквивалентов вещества
Количество вещества п(А), моль	Количество вещества эквивалентов: п (А) или п| — А |, моль, где Ъ ^экв [Ь ] число эквивалентов вещества А
Молярная масса: М(А), г/моль	Молярная масса эквивалентов: Мэкв(А) или М —А I,г/моль Ь ) (для водорода — 1 г/моль, для кислорода — 8 г/моль)
Молярный объем: Vm = 22,4 л/моль (для любого газа при н. у.)	Эквивалентный объем: ^ЭКВ(А) (для водорода — 11,2 л/моль, для кислорода — 5,6 л/моль при н. у.)
Закон постоянных отношений: тп(А) 7—т- = const zn(B)	Закон эквивалентных ний: тп(А) _ МЭКВ(А ^т(В) МЖ.(В	этноше- L )
Формула для п(А): , . ТП(А) п(А) =——— ^v ’ М(А)	Формула для пэкв(А): ти(А) "”“^(АЬ ЛС(А)
Стехиометрическое соотношение: п(А) п(В) а Ъ	Эквивалентное соотношение: п (А) = п (В) ЭКВ^К 7 3KB^V 7
Если А и В — газы, то ^(А) У(В) а Ъ	Если А и В — газы, то KJA) = ^экв(В)

98

Методический комментарий

Например, М^-уАГ
Для кислоты Н_аВ:
м\— н_ов I
V а /
где а — основность кислоты.


27г/моль _ ,
= = 9 г/моль .


_ М(н.в)
а


98г/моль __ _ .
= = 32,7 г/моль;
98г/моль .
= 49,7 г/моль.


Например, М|—Н₃РО₄
М\ — Н₂8О₄
и
Для основания А(ОН)_ь:


3


М уА(ОН)₍


Ь


^М[т^А(^0Н)»
где Ь — основность А(ОН)_ь.
Например, М -^-Са(ОН)₂ = -⁷*-/^моль


=37 г/моль .


Для соли А_аВ₆:
М\ —А_аВ_ь | а о I а • Ь )


Например, М


—А1,(8О₄),
' 4 'О


342 г/моль __ .
= 57 г/моль.
2 * 3


Множители — и —, стоящие перед химическими фор­мулами в обозначениях для молярных масс эквивалентов, называют факторами эквивалентности.
Количество вещества п(А) и количество вещества эк­вивалента л_экв(А) связаны простым соотношением: п(А) = =& • п_экв(А). Например, для уравнения реакции
2А1(ОН)₃ + ЗН₂8О₄ = А1₂(8О₄)₃ + 6Н₂О:


99

10 класс Вещество	А1(ОН)3	Н 80 2 4	А12(8О4)3	н2о
Количество вещества	2 моль	3 моль	1 моль	6 моль
Фактор эквивалентности	£ 3	2	6	1
Количество вещества эквивалентов	6 моль	6 моль	6 моль	6 моль
Малярная масса эквивалентов, г/моль	26	49	114	9

Для расчетов на основе закона эквивалентных отноше­ний можно не записывать уравнения химических реакций, нужно вычислить молярные массы эквивалентов, соста­вить формулы для количества вещества эквивалента и само эквивалентное соотношение.
Определенные особенности имеет определение моляр­ных масс эквивалентов для окислительно-восстановитель­ных реакций:
м\ — х|=—-м(х),
п ) п
где п — число электронов, которые принимаются (отдаются) в расчете на одну формульную единицу реагента X.
Например, для полуреакции
Сг₂О₇²~ + бе" + 14 Н⁺ = 2Сг³⁺ + 7Н₂О
М | — Сг₂О²" | = — • М (Сг₂О^2-) = — • 216 г/моль = 36 г/моль ,
\ 6 ) 6 ' ' 6
а для полуреакции
РЬСгО / + Зе" + 8Н⁺ = РЬ²⁺ + Сг³⁺ + 4Н₂О
м[ —РЬ²⁺1 = — М(РЬ²⁺)= — -208г/моль= 69,3 г/моль.
I 3 у 3 3


юо




Районные олимпиады

2. 
   Задачи районных олимпиад юных химиков
   

95. 
    (1.1.1)
    

Как из четырех простых веществ (калия, кисло­рода, серы и водорода) получить три средние соли, три кис­лые соли и три кислоты? Напишите уравнения реакций.
Решение
Уравнения реакций: 20’С

1. 
   гк + з = к₂э;
   
2. 
   К₂8 + Н₂О = 2КНЭ,
   

в²’ + Н₂О = НЭ- + ОН";

3. 
   К₂Э + Н₂О = КОН + Н₂Э Т »
   

Н8 = Н₉Э ;
2 газ 2 р⁷

4. 
   Э + О₂ = вО₂,
   

802. 
     + Н₂О = Н₂8О₃;
     

5. 
   2КОН + Н₂8О₃ = К₂8О₃ + 2Н₂О;
   
6. 
   К₂8О₃ + ЭО₂ + Н₂О = 2КНЭО₃, 8О²“+ Н₂О = НЭО₃-+ ОН;
   
7. 
   2ЭО₂ + О₂ * = ^Т 28О₃ »
   

802. 
     + Н₂О = Н₂ЭО₄;
     

8. 
   2КОН + Н₂ЭО₄ = К₂вО₄ + 2Н₂О;
   
9. 
   К„8О, + Н„8О, = 2КНЭО.;
   

ЭО²- + Н 80. = 2Н8О"