Ой Санкт-Петербургской олимпиады школьников по химии

Задания

Ой Санкт-Петербургской олимпиады школьников по химии

Санкт-Петербург

2016 г.

Сборник задач отборочного (районного) и заключительного (городского) этапов Санкт-Петербургской олимпиады школьников по химии с решениями и указаниями к решению (для учителей, методистов, педагогов системы дополнительного образования школьников, учащихся 8 – 11 классов).

Составители:

Байгозин Д.В., Бегельдиева С.М., Ванин А.А., Григорьев А.Г., Гусев И.М., Злотников Э.Г., Коронатов А.Н., Михайлов К.И., Мосягин И.П., Пошехонов И.С. (ответственный редактор), Ростовский Н.В., Скрипкин М.Ю., Хлебникова Л.А.

Ответственный за выпуск: Воронина М.Н.

Компьютерная верстка: Пошехонов И.С.

ОГЛАВЛЕНИЕ

Предисловие для участника олимпиады
1. Задания олимпиады
1.1. Отборочный (районный) этап. Теоретический тур
1.2. Отборочный (районный) этап. Практический тур
1.3. Заключительный (городской) этап. Теоретический тур
1.4. Заключительный (городской) этап. Практический тур
2. Решения задач
2.1. Отборочный (районный) этап. Теоретический тур
2.2. Отборочный (районный) этап. Практический тур
2.3. Заключительный (городской) этап. Теоретический тур
2.4. Заключительный (городской) этап. Практический тур
3. Сведения о составителях заданий

Предисловие для участника олимпиады

Дорогой друг!

Мы очень рады, что Вас интересует наша общая любимая наука – ХИМИЯ. Надеемся, что данный сборник будет небесполезен для Вас в период подготовки к олимпиаде. В нем приведены задания Санкт-Петербургской олимпиады школьников по химии 2015/2016 года и развернутые решения задач. Попробуйте свои силы в работе с ними! Помните, что задания отборочного (районного) тура составлены большей частью в рамках школьной программы. Да, они могут несколько выходить за ее пределы, но если Вам не только известны частные, конкретные факты, а Вы понимаете общие закономерности, выработали логику химического мышления – никаких проблем задания создавать не должны. Конечно, в настоящее время существует достаточно много различных программ, различающихся, в частности, порядком изложения тех или иных тем. Однако составители всегда стараются учесть этот момент и дать задания, не требующие сильного опережения какой-либо программы. Некоторое исключение составляет, вероятно, 8 класс – здесь объем пройденного к концу ноября – началу декабря материала настолько незначителен, что составители вынуждены немного забегать вперед, а участникам можно пожелать почитать учебник – ведь разбираться самому всегда так интересно… Да и полезно – приучает к самостоятельной работе.

В 9, а особенно в 10 – 11 классах задания отборочного тура олимпиады, конечно же, становятся существенно сложнее. Кроме того, с этого года во всех трех параллелях, учащиеся которых могут завоевать право выступать в региональном этапе Всероссийской олимпиады школьников по химии, в комплект заданий входит и экспериментальная задача – пусть в виде слайд-шоу, но все-таки проверяется наличие практических навыков. При этом, как и на региональном этапе, ее выполнение является обязательным, и полученный балл учитывается при подведении итогов на равных с баллами за теоретические задания.

Участники, взявшие не менее 50% баллов на отборочном этапе, приглашаются на заключительный этап олимпиады. Как Вы понимаете, эта планка не столь уж и высока. Отношение к участникам, прошедшим на заключительный этап, меняется. Ведь пройдя столь далеко, Вы уже доказали, что являетесь в известной степени профессионалом в выбранной области. Поэтому задания заключительного этапа могут довольно существенно выходить за рамки стандартной школьной программы. Как и на региональном и заключительном этапах Всероссийской олимпиады школьников, на заключительном этапе Санкт-Петербургской олимпиады постоянно затрагиваются такие темы, как «Координационная химия», «Физико-химические методы анализа» и другие. Таким образом, для успешного выступления необходима не только химическая логика, но и химическая эрудиция, а желательно, и химическая интуиция.

Не забывайте изучать литературу по химии, а также заглядывать за новой информацией на сайт олимпиады http://chemspb.3dn.ru. В этом учебном году сайт начал полноценно функционировать, посещаемость его выросла со 100 человек в месяц до 50-70 человек в день, в дни олимпиады – до 1500 уникальных посетителей! Произошло это, в том числе, благодаря вашим советам по работе ресурса. К следующему году планируется корректировка дизайна для повышения наглядности и наполнение сайта справочными материалами.

Из книг можем посоветовать такие издания, как «Общая химия» Н.Л.Глинки; «Общая химия» А.В.Суворова и А.Б.Никольского; «Основы общей химии» Б.В.Некрасова (в 2-х или 3-х томах); «Курс неорганической химии» Г.Реми (в 2-х томах); «Химия элементов» Н.Гринвуда и А.Эрншо (в 2-х томах); «Органическая химия» Р.Моррисона и Р.Бойда; «Начала органической химии» А.Н. и Н.А. Несмеяновых (в 2-х томах), «Химия в тестах» В.В. Сорокина и Э.Г. Злотникова, есть и много других книг. Первые две книги пригодятся, в основном, учащимся 8 и 9 классов, остальные – старшеклассникам.

Несколько слов и о структуре настоящего сборника. В первой части его приведены задания олимпиады 2015/2016 года. Попробуйте справиться с ними самостоятельно. Для проверки Вам в помощь будет вторая часть сборника, где Вы сможете ознакомиться с авторскими решениями задач.

ИТАК, УСПЕХОВ!!!

ЗАДАНИЯ ОЛИМПИАДЫ

Класс

Ростовский Н.В. (№ 5)

I вариант

1. Если объединить все формулы, выражающие количество вещества, получается следующее выражение (которое, к сожалению, не приводят в школьных учебниках в полной форме):

n – количество вещества (моль), N - число атомов/молекул (шт.), N_a – число Авогадро, m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), V – объем газа (л), V_m – молярный объем идеального газа (22,4 л/моль), p – давление (кПа), R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль*К)), T – абсолютная температура (К).

1) Каков физический смысл отношения молярной массы к молярному объему?

2) Рассчитайте количество атомов гелия в шарике объемом 2 литра, находящемся при н.у. (101,325 кПа, 0 °С (273,15 К)). Как изменится общее число атомов, если гелий заменить водородом?

2. В лабораторию поступил образец смеси углерода и алюминия. Образец сожгли, при этом образовалось 44 г CO₂ и 204 г Al₂O₃.

1) Укажите, к каким классам относятся упомянутые в задаче вещества.

2) Напишите уравнения приведенных в задаче химических реакций. Рассчитайте массовую долю (в процентах) алюминия в исходной смеси.

3. Кислород в природе представлен тремя стабильными изотопами с массовыми числами 16, 17, 18; водород – двумя с массовыми числами 1 и 2. Сколько видов молекул, различающихся по изотопному составу (изотопомеров) может содержать вода? Вычислите количество молекул ¹H²H¹⁷O в 200 мл воды, если содержание этого изотопомера в воде составляет 0,000134998 г/кг (плотность воды считайте равной 1,00 г/мл).

4.Для внешнекорневой подкормки овощных культур используют различные препараты. Так, для повышения устойчивости некоторых растений к заболеваниям в определенный период их опрыскивают раствором борной кислоты H₃BO₃ из расчета 4 л 0,015%-ного раствора на 1 м². Вычислите количество борной кислоты (в моль), необходимое для обработки 40 м² насаждений.

5.Расставьте коэффициенты в приведенных ниже схемах химических реакций и установите соответствие между схемой реакции (левый столбец) и суммой коэффициентов (правый столбец).

(1) P + O2 → P2O5 (2) Na + Cl2 → NaCl (3) H2 + N2 → NH3 (4) NH3 + O2 → N2 + H2O (5) KClO3 → KCl + O2

(а) 5 (б) 6 (в) 7 (г) 11 (д) 15

II вариант

1. Если объединить все формулы, выражающие количество вещества, получается следующее выражение (которое, к сожалению, не приводят в школьных учебниках в полной форме):

n – количество вещества (моль), N - число атомов/молекул (шт.), N_a – число Авогадро, m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), V – объем газа (л), V_m – молярный объем идеального газа (22,4 л/моль), p – давление (кПа), R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль*К)), T – абсолютная температура (К).

1) Каков физический смысл отношения молярной массы к числу Авогадро?

2) Рассчитайте количество атомов неона в шарике объемом 5 литров, находящемся при н.у. (101,325 кПа, 0 °С (273,15 К)). Как изменится общее число атомов, если неон заменить кислородом?

2. В лабораторию поступил образец смеси серы и магния. Образец сожгли, при этом образовалось 64 г SO₂ и 80 г MgO.

1) Укажите, к каким классам относятся упомянутые в задаче вещества.

2) Напишите уравнения приведенных в задаче химических реакций. Рассчитайте массовую долю (в процентах) магния в исходной смеси.

3. Кислород в природе представлен тремя стабильными изотопами с массовыми числами 16, 17, 18; водород – двумя с массовыми числами 1 и 2. Сколько видов молекул, различающихся по изотопному составу (изотопомеров) может содержать вода? Вычислите количество молекул ¹H²H¹⁸O в 300 мл воды, если содержание этого изотопомера в воде составляет 0,000728769 г/кг (плотность воды считайте равной 1,00 г/мл).

4. Для внешнекорневой подкормки овощных культур используют различные препараты. Так, для повышения устойчивости некоторых растений к заболеваниям в определенный период их опрыскивают раствором борной кислоты H₃BO₃ из расчета 6 л 0,010%-ного раствора на 1 м². Вычислите количество борной кислоты (в моль), необходимое для обработки 50 м² насаждений.

5. Расставьте коэффициенты в приведенных ниже схемах химических реакций и установите соответствие между схемой реакции (левый столбец) и суммой коэффициентов (правый столбец).

(1) P + S → P2S3 (2) Ba + O2 → BaO (3) Li + N2 → Li3N (4) NH3 + O2 → NO + H2O (5) KClO4 → KCl + O2

(а) 4 (б) 5 (в) 6 (г) 9 (д) 19

Класс

Класс

Класс

Класс

Автор задания – Скрипкин М.Ю.

I вариант

Описание эксперимента:

В четырех пронумерованных стаканчиках находятся следующие соли: хлорид аммония, хлорид калия, фосфат калия, иодид калия. Для определения содержимого стаканчиков были проделаны указанные ниже опыты.

1. К порошкам прилили воду – все выданные вещества растворились.

2. Из каждого стаканчика отлили немного раствора и добавили нитрат серебра. Во всех четырех стаканах выпал осадок – в №1 и №2 белый, в №3 и №4 – желтый.

3. К растворам, образующим с нитратом серебра белый осадок, добавили твердый таблетированный гидроксид натрия, у верхней части расположили кусочек фильтровальной бумаги, смоченной фенолфталеином, и нагрели. При этом в одном случае (стакан №2) бумажка окрасилась в малиновый цвет, а в другом (стакан №1) осталась белой.

4. К растворам, из которых при добавлении соли серебра выпал желтый осадок, добавили водный раствор хлорида меди. В одном случае (стакан №4) выпал голубой осадок, в другом (стакан №3) – коричневая смесь осадков.

Задание:

1. Напишите уравнения всех протекавших в ходе эксперимента реакций.

2. Определите содержимое стаканчиков.

II вариант

Описание эксперимента:

В четырех пронумерованных стаканчиках находятся следующие соли: хлорид калия, сульфат калия, карбонат натрия, иодид натрия. Для определения содержимого стаканчиков были проделаны указанные ниже опыты.

1. К порошкам прилили воду – все выданные вещества растворились.

2. Из каждого стаканчика отлили немного раствора и добавили ацетат свинца. Во всех четырех стаканах выпал осадок – в №№ 1, 2 и 4 белый, в №3 – желтый.

3. Выпавшие белые осадки обработали азотной кислотой. В случае №4 наблюдалось выделение газа.

4. К твердым веществам, растворы которых при взаимодействии с раствором ацетата свинца образовывали белый осадок, не взаимодействующий с азотной кислтой, добавили концентрированную серную кислоту и закрыли стаканы влажными лакмусовыми бумажками. При этом в случае №2 бумажка окрасилась в красный цвет, а в №1 окраску не изменила.

5. К раствору, дающему желтый осадок с раствором ацетата свинца (№3), добавили раствор хлорида железа (III), цвет изменился.

Задание:

1. Напишите уравнения всех протекавших в ходе эксперимента реакций.

2. Определите содержимое стаканчиков.

Класс

Автор задания – Скрипкин М.Ю.

I вариант

Описание эксперимента:

Для определения содержания ионов металлов на практике нередко применяют комплексонометрическое титрование. Оно основано на реакции образования комплексного соединения между ионом определяемого металла и веществом-титрантом.

В качестве титранта во многих случаях используется трилон Б – двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, Na₂H₂Y:

Анион этилендиаминтетрауксусной кислоты Y^4- образует с анализируемыми ионами комплексные соединения состава 1:1.

В данном опыте метод комплексонометрического титрования был применен для определения жесткости воды (по суммарному содержанию ионов магния и кальция). Из анализируемого образца отобрали аликвоту 20 мл, разбавили ее дистиллированной водой до 100 мл. К пробе добавили аммиачный буферный раствор (NH₃×H₂O + NH₄Cl, рН = 9) и индикатор хромоген черный Т (в точке эквивалентности из бесцветного стал красным.

После этого к раствору стали по каплям при постоянном перемешивании добавлять из бюретки трилон Б с концентрацией 0,025 ммоль/л. После добавления 10,5 мл титранта окраска раствора сменилась на фиолетовую, а после добавления 10,8 мл титранта – на синюю. Опыт повторили еще 2 раза – результаты эксперимента сходились в пределах 0,1 мл.

Задание:

1.Каково содержание катионов жесткости в образце (в ммоль/л)?

2. Почему титрование выполняют при рН = 9 (слабощелочная среда)? Почему анализируемый раствор не должен быть ни сильнокислым, ни сильнощелочным?

II вариант

Описание эксперимента:

Для определения содержания ионов металлов на практике нередко применяют комплексонометрическое титрование. Оно основано на реакции образования комплексного соединения между ионом определяемого металла и веществом-титрантом.

В качестве титранта во многих случаях используется трилон Б – двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, Na₂H₂Y:

Анион этилендиаминтетрауксусной кислоты Y^4- образует с анализируемыми ионами комплексные соединения состава 1:1.

В данном опыте метод комплексонометрического титрования был применен для определения содержания ионов меди в сточных водах гальванического производства. Из анализируемого образца отобрали аликвоту 20 мл, разбавили ее дистиллированной водой до 100 мл. К пробе добавили аммиачный буферный раствор (NH₃×H₂O + NH₄Cl, рН = 9). Раствор стал синим. Затем индикатор мурексид (в точке эквивалентности меняет окраску с желтой на лиловую). Раствор изменил окраску с синей на желто-зеленую (лимонную).

После этого к раствору стали по каплям при постоянном перемешивании добавлять из бюретки трилон Б с концентрацией 0,025 ммоль/л. После добавления 10,3 мл титранта окраска раствора сменилась на лиловую. Опыт повторили еще 2 раза – результаты эксперимента сходились в пределах 0,1 мл.

Задание:

1.Каково содержание ионов меди в образце (в ммоль/л)?

2.Чем обусловлен синий цвет образца после добавления аммиачного буфера?

3.Почему титрование выполняют при рН = 9 (слабощелочная среда)? Почему анализируемый раствор не должен быть ни сильнокислым, ни сильнощелочным?

Класс

Автор задания – Скрипкин М.Ю.

I вариант

Описание эксперимента:

Для определения содержания малых количеств ионов металлов в растворе нередко применяют метод фотометрии, основанный на зависимости интенсивности окраски раствора от концентрации определяемого иона. Количественной характеристикой интенсивности окраски служит оптическая плотность D – величина, прямо пропорциональная концентрации окрашенных частиц С (моль/л) и толщине кюветы l (см): D = e*C*l, где e – молярный коэффициент поглощения.

Одним из примеров применения фотометрического метода является определение железа (III) с сульфосалициловой кислотой (С₇Н₆SO₆):

Для проведения анализа вначале приготовили подкисленный серной кислотой раствор, содержащий 0,01 мг железа(III) в 1 мл раствора, и 20% раствор сульфосалициловой кислоты. В мерные колбы объемом 100 мл внесли 1, 2, 4, 6, 8 и 10 мл раствора соли железа, довели рН до 6-8 и добавили в каждую колбу по 2 мл раствора сульфосалициловой кислоты. Довели раствор в колбах до метки. После этого измерили оптическую плотность растворов при длине волны 420 нм в кюветах толщиной 1 см относительно пустой кюветы. Результаты приведены в таблице ниже:

Объем исходного раствора соли железа, мл	Оптическая плотность
	0,08
	0,21
	0,32
	0,54
	0,76
	0,84

Аликвоту анализируемого раствора 20 мл перенесли в мерную колбу объемом 250 мл и разбавили раствор водой до метки. После этого отобрали с помощью мерной пипетки 5 мл полученного раствора, перенесли в мерную колбу объемом 100 мл, добавили 2 мл раствора сульфосалициловой кислоты, довели рН до 6-8 и добавили воды до метки. Измерили оптическую плотность раствора при длине волны 420 нм в кювете толщиной 1 см относительно пустой кюветы. Значение оптической плотности составило 0,87.

Эксперимент повторили эксперимент, взяв вместо 5 мл исследуемого раствора 2,5 мл. Тогда значение оптической плотности составило 0,58.

Задание:

1. На основании данных об оптической плотности стандартных растворов постройте калибровочный график (зависимость оптической плотности от концентрации раствора).

2. Рассчитайте концентрацию ионов железа в анализируемом растворе.

3. Для чего требуется подкислять исходный раствор соли железа?

II вариант

Описание эксперимента:

Для определения содержания малых количеств ионов металлов в растворе нередко применяют метод фотометрии, основанный на зависимости интенсивности окраски раствора от концентрации определяемого иона. Количественной характеристикой интенсивности окраски служит оптическая плотность D – величина, прямо пропорциональная концентрации окрашенных частиц С (моль/л) и толщине кюветы l (см): D = e*C*l, где e – молярный коэффициент поглощения.

Одним из примеров применения фотометрического метода является определение кобальта с нитрозо-Р-солью:

Для проведения анализа вначале приготовили подкисленный серной кислотой раствор, содержащий 25 мкг кобальта в 1 мл раствора, и 0,1% раствор нитрозо-Р-соли. В мерные колбы объемом 100 мл внесли 0.5, 1, 2, 3, 4 и 5 мл раствора соли кобальта, довели рН до 6-8 и добавили в каждую колбу по 2 мл раствора нитрозо-Р-соли. Довели растворы в колбах до метки. После этого измерили оптическую плотность растворов при длине волны 400 нм в кюветах толщиной 1 см относительно пустой кюветы. Результаты приведены в таблице ниже:

Объем исходного раствора соли кобальта, мл	Оптическая плотность
0,5	0,34
	0,48
	0,60
	0,72
	0,84
	0,92

Аликвоту анализируемого раствора 20 мл перенесли в мерную колбу объемом 250 мл и разбавили раствор водой до метки. После этого отобрали с помощью мерной пипетки 5 мл полученного раствора, перенесли в мерную колбу объемом 100 мл, добавили 4 мл раствора сульфосалициловой кислоты, довели рН до 6-8 и добавили воды до метки. Измерили оптическую плотность раствора при длине волны 400 нм в кювете толщиной 1 см относительно пустой кюветы. Значение оптической плотности составило 0,94.

Эксперимент повторили эксперимент, взяв вместо 4 мл исследуемого раствора 2 мл. Тогда значение оптической плотности составило 0,50.

Задание:

1. На основании данных об оптической плотности стандартных растворов постройте калибровочный график (зависимость оптической плотности от концентрации раствора).

2. Рассчитайте концентрацию ионов кобальта в анализируемом растворе.

3. Для чего требуется подкислять исходный раствор соли кобальта?

Класс

Класс

Класс

Класс

Класс

Автор задания – Хлебникова Л.А.

Практическое задание:

1.Вам выдана смесь, состоящая из сульфата бария, карбоната магния и хлорида кальция. Используя только реактивы из приведенного ниже списка, выделите эти соли из смеси в индивидуальном виде. С использованием только выданных реактивов докажите полноту разделения солей.

2. Опишите ход выполнения работы и наблюдаемые явления.

Теоретические вопросы:

1.Предложите план разделения смеси солей.

2. Предложите реакции, с помощью которых можно подтвердить полноту выделения.

3. Напишите уравнения всех проводимых химических реакций.

Оборудование: химические стаканы, воронка, фильтры, стеклянная палочка, пробирки, штатив для пробирок, штатив для сбора установки для фильтрования, спиртовка.

Реактивы:дистиллированная вода, соляная кислота, карбонат натрия, сульфат натрия, нитрат серебра, фосфат натрия.

Класс

Автор задания – Хлебникова Л.А.

Практическое задание:

1.В восьми пакетах находятся следующие сухие вещества: оксид кальция, хлорид кальция, карбонат кальция, оксид бария, хлорид бария, сульфат бария, хлорид натрия и сульфат натрия. Используя только исходные вещества, воду и раствор хлороводородной кислоты, определите содержимое каждой пробирки.

2. Опишите ход выполнения работы и наблюдаемые явления.

Теоретические вопросы:

1.Представьте наиболее простой путь идентификации этих веществ.

2. Напишите уравнения всех проводимых реакций в молекулярном и ионном виде.

3. Напишите уравнения всех проводимых химических реакций.

Оборудование:пробирки, штатив для пробирок, ложечка (шпатель) для отбора пробы.

Реактивы:H₂O, HCl (0,5 М).

Класс

Автор задания – Скрипкин М.Ю.

Практическое задание:

1.В выданной Вам мерной колбе находится неизвестный объем раствора индивидуальной соли, в состав которой могут входить: катион – кальция, магния, алюминия, цинка, свинца; анион – сульфат, хлорид, нитрат.Используя имеющийся набор реактивов, определите соль и установите, какое количество ее содержится в выданном Вам растворе.

Теоретические вопросы:

1.Составьте план определения.

2. Напишите уравнения соответствующих реакций.

Реактивы:иодид калия, сульфат калия, гидроксид натрия, карбонат натрия, нитрат свинца, хлорид бария, серная кислота, 0,05 М раствор трилона Б, аммиачный буфер (рН = 10), индикатор хромоген черный Т.

Класс

Авторы задания – Скрипкин М.Ю., Хлебникова Л.А.

Практическое задание 1 – качественный анализ органических веществ:

1.В склянках без надписей находятся водные растворы сахарозы, глицерина, глюкозы и ацетальдегида. Используя растворы сульфата меди, гидроксида натрия и серной кислоты, идентифицируйте содержимое пробирок.

2. Опишите и объясните наблюдаемые явления.

Практическое задание 2 – определение содержания (г) ацетона и уксусной кислоты в водном растворе:

1.Проведите количественный анализ смеси, содержащий ацетон и уксусную кислот, используя оборудование и реактивы, приведённые в списке.

2. Рассчитайте содержание (г) ацетона и уксусной кислоты в объеме мерной колбы.

Теоретические вопросы:

1.Представьте план идентификации содержимого каждой пробирки с использованием только предложенных веществ.

2. Напишите уравнения всех реакций, проводимых для идентификации.

3.Предложите методику проведения количественного анализа.

4. Обоснуйте выбор индикатора, используемого для определения уксусной кислоты.

5. Приведите уравнения реакций, лежащих в основе определения, и расчётные формулы.

Оборудование:электроплитка, бюретка, мерная колба, аликвотная пипетка, коническая колба для титрования с притертой пробкой.

Реактивы:растворы иода (0,0500 моль/л), Na₂S₂O₃ (0,0500 моль/л), KOH или NaOH (0,1000 моль/л), крахмала 1%, фенолфталеина, метилоранжа, KOH (4 моль/л), HCl (2 моль/л).

Решения задач

Класс

I вариант

1. 1)По свойству пропорции: M*V = m*V_m. Откуда получается M/V_m = m/V, или отношение массы к объёму, т.е. физический смысл отношения молярной массы к молярному объему – это плотность газа.

2) Количество вещества гелия: n = p*V/(R*T). Подставляя численные значения, получаем n = 101,325*2/(8,31*273,15) = 0,08928 (моль). Тогда число атомов гелия N = n*N_a = 0,08928*6,02*10²³ = 5,37*10²².

3) При одинаковом количестве вещества число атомов водорода удвоится, т.к. водород Н₂ – двухатомная молекула.

Рекомендации к оцениванию:

1) Физический смысл 2 балла = 2 балла

2) Число атомов 2 балла = 2 балла

3) Изменение числа атомов 1 балл = 1 балл

ИТОГО 5 баллов

2.1)Классы веществ:

углерод – простое вещество, неметалл;

алюминий – простое вещество, металл;

оксид углерода (IV) – кислотный оксид;

оксид алюминия – амфотерный оксид;

2)C + O₂ = CO₂;

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

3)Рассчитаем массы исходных веществ:

n(CO₂) = m(CO₂)/M(CO₂) = 44/44 = 1 моль.

Из уравнения реакции следует, что n(C) = n(CO₂) = 1 моль.

Масса углерода m(C) = n(C)*M(C) = 1*12 = 12 г.

n(Al₂O₃) = m(Al₂O₃)/M(Al₂O₃) = 204/102 = 2 моль.

Из уравнения реакции следует, что n(Al) = 2*n(Al₂O₃) = 4 моль.

Масса алюминия m(Al) = n(Al)*M(Al) = 4*27 = 108 г.

Масса смеси равняется 12 + 108 = 120 г.

Массовая доля алюминия (108/120)*100% = 90%.

Рекомендации к оцениванию:

1) Указание класса по 0,25 балла 0,25∙4 = 1 балл

2) Уравнения по 1 баллу 1∙2 = 2 балла

3) Расчет массовой доли 2 балла = 2 балла

ИТОГО 5 баллов

3.Всего существует 9 типов молекул воды: ¹H₂¹⁶O, ²H₂¹⁶O, ¹H₂¹⁷O, ²H₂¹⁷O, ¹H₂¹⁸O, ²H₂¹⁸O, ¹H²H¹⁶O, ¹H²H¹⁷O, ¹H²H¹⁸O.

m(¹H²H¹⁷O) = 0,000134998·0,2 = 0,0000269996 г;

ν = m/M = N/N_A, N(¹H²H¹⁷O) = mN_A/M = 0,0000269996·6,02·10²³/20 = 8,13·10¹⁷.

Рекомендации к оцениванию:

1) 9 типов молекул воды (правильный ответ без комментариев 1 балл) = 3 балла

2) Расчет количества ¹H²H¹⁷O = 2 балла

ИТОГО 5 баллов

4.Необходимый объем раствора V = 40∙4 = 160 л; поскольку раствор очень разбавленный, то можно считать его плотность равной 1 г/мл, тогда m(H₃BO₃) = 160∙0,00015 = 0,024 кг = 24 г. M(H₃BO₃) = 62 г/моль. n(H₃BO₃) = 24/62 = 0,4 моль.

Рекомендации к оцениванию:

1) Объем раствора = 2 балла

2) Количество H₃BO₃ = 3 балла

ИТОГО 5 баллов

5.1 – г, 2 – а, 3 – б, 4 – д, 5 – в.

Рекомендации к оцениванию:

1) Каждое правильное соответствие по 1 баллу 1∙5 = 5 баллов

ИТОГО 5 баллов

II вариант

1. 1)По свойству пропорции: M*N = m*N_a. Откуда получается M/N_a = m/N, или отношение массы к числу частиц, т.е. физический смысл отношения молярной массы к числу Авогадро – это масса одной частицы (атома, молекулы).

2) Количество вещества неона: n = p*V/(R*T). Подставляя численные значения, получаем n = 101,325*5/(8,31*273,15) = 0,22319 (моль). Тогда число атомов неона N = n*N_a = 0,22319*6,02*10²³ = 1,34*10²³.

3) При одинаковом количестве вещества число атомов кислорода удвоится, т.к. кислород О₂ – двухатомная молекула.

Рекомендации к оцениванию:

1) Физический смысл 2 балла = 2 балла

2) Число атомов 2 балла = 2 балла

3) Изменение числа атомов 1 балл = 1 балл

ИТОГО 5 баллов

2.1)Классы веществ:

сера – простое вещество, неметалл;

магний – простое вещество, металл;

оксид серы (IV) – кислотный оксид;

оксид магния – основный оксид;

2)S + O₂ = SO₂;

2Mg + O₂ = 2MgO

3)Рассчитаем массы исходных веществ:

n(SO₂) = m(SO₂)/M(SO₂) = 64/64 = 1 моль.

Из уравнения реакции следует, что n(S) = n(SO₂) = 1 моль.

Масса серы m(S) = n(S)*M(S) = 1*32 = 32 г.

n(MgO) = m(MgO)/M(MgO) = 80/40 = 2 моль.

Из уравнения реакции следует, что n(Mg) = n(MgO) = 2 моль.

Масса магния m(Mg) = n(Mg)*M(Mg) = 2*24 = 48 г.

Масса смеси равняется 32 + 48 = 80 г.

Массовая доля магния (48/80)*100% = 60%.

Рекомендации к оцениванию:

1) Указание класса по 0,25 балла 0,25∙4 = 1 балл

2) Уравнения по 1 баллу 1∙2 = 2 балла

3) Расчет массовой доли 2 балла = 2 балла

ИТОГО 5 баллов

3.Всего существует 9 типов молекул воды: ¹H₂¹⁶O, ²H₂¹⁶O, ¹H₂¹⁷O, ²H₂¹⁷O, ¹H₂¹⁸O, ²H₂¹⁸O, ¹H²H¹⁶O, ¹H²H¹⁷O, ¹H²H¹⁸O.

m(¹H²H¹⁸O) = 0,000728769·0,3 = 0,0002186307 г;

ν = m/M = N/N_A, N(¹H²H¹⁸O) = mN_A/M = 0,0002186307·6,02·10²³/21 = 6,27·10¹⁸.

Рекомендации к оцениванию:

1) 9 типов молекул воды (правильный ответ без комментариев 1 балл) = 3 балла

2) Расчет количества ¹H²H¹⁸O = 2 балла

ИТОГО 5 баллов

4.Необходимый объем раствора V = 50∙6 = 300 л; поскольку раствор очень разбавленный, то можно считать его плотность равной 1 г/мл, тогда m(H₃BO₃) = 300∙0,0001 = 0,03 кг = 30 г. M(H₃BO₃) = 62 г/моль. n(H₃BO₃) = 30/62 = 0,5 моль.

Рекомендации к оцениванию:

1) Объем раствора = 2 балла

2) Количество H₃BO₃ = 3 балла

ИТОГО 5 баллов

5. 1 – в, 2 – б, 3 – г, 4 – д, 5 – а.

Рекомендации к оцениванию:

1) Каждое правильное соответствие по 1 баллу 1∙5 = 5 баллов

ИТОГО 5 баллов

Класс

I вариант

1.1. На смесь металлов действуем избытком раствора щелочи. Уменьшение массы смеси соответствует массе алюминия:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

2. Твердый остаток растворяем в избытке соляной кислоты. Уменьшение массы смеси соответствует массе железа:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

3. Твердый остаток растворяем в избытке раствора азотной кислоты, уменьшение массы смеси соответствует массе меди:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Масса твердого остатка соответствует массе золота.

Рекомендации к оцениванию:

1) Количественное определение металла по 0,5 балла 0,5∙4 = 2 балла

2) Уравнения реакций по 1 баллу 1∙3 = 3 балла

ИТОГО 5 баллов

2.Декагидрат сульфита натрия: Na₂SO₃*10H₂O. Уравнения реакций:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SО₂

Ba(OH)₂ + SO₂ = BaSO₃ + H₂O

По стехиометрической схеме:

Na₂SO₃*10H₂O à BaSO₃

находим массу чистогокристаллогидрата: (32,55/217)*306 = 45,9 г.

Масса примесей в декагидрате сульфита натрия: 50 – 45,9 = 4,1 г.ω_(прим.) = 4,1/50 = 0,082 или 8,2%.

Рекомендации к оцениванию:

1) Уравнения реакций по 1 баллу 1∙2 = 2 балла

2) Масса чистого кристаллогидрата 2 балла = 2 балла

3) Массовая доля примесей 1 балл = 1 балл

ИТОГО 5 баллов

3.Находим массу серной кислоты в 1 мл 35%-ного раствора: 1,26*0,35 = 0,441 г.

Масса серной кислоты в 1 капле в 20 раз меньше: 0,441/20 = 0,02205 г.

Эта масса серной кислоты будет и в 500 мл раствора, а в 1 литре раствора будет в 2 раза больше: 0,02205*2 = 0,0441 г.

Количество серной кислоты: 0,0441/98 = 0,00045 моль

Учитывая диссоциацию серной кислоты:

H₂SO₄ = 2Н⁺ + SO₄^2–

находим концентрацию ионов Н⁺: 0,00045*2 = 0,0009 (моль-ионов/л) или 9*10^–4 (моль-ионов/л).

Рекомендации к оцениванию:

1) Расчет массы 3 балла = 3 балла

2) Расчет концентрации 2 балла = 2 балла

ИТОГО 5 баллов

4.Разложение оксида азота (I) протекает по уравнению:

2N₂O = 2N₂ + O₂

Скорость реакции: W = к[N₂O]²

Считая объем системы равным V, выразим начальную скорость: W₀ = к(0,2/ V)²

Разложилось N₂O: 0,2*0,2 = 0,04 моль (см. уравнение).

Осталось N₂O: 0,2 – 0,04 = 0,16 моль.

Скорость реакции к этому моменту составит: W = к(0,16/ V)².

Значит, скорость уменьшилась в: W₀: W = к(0,2/ V)²/к(0,16/ V)² = 0,04/0,0256 = 1,5625 раз.

Рекомендации к оцениванию:

1) Уравнение реакции 1 балл = 1 балл

2) Выражение для начальной скорости 2 балла = 2 балла

3) Выражение для конечной скорости 1 балл = 1 балл

4) Вывод об изменении скорости 1 балл = 1 балл

ИТОГО 5 баллов

5.CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O + CO₂

7,5 г CaCO₃ соответствуют изменению давления на 175,39 кПа

100 г CaCO₃ « « х кПа

Таким образом, в расчете на моль CaCO₃ изменение давления составит: 100*175,39/7,5 = 2338,53 кПа.

Me + H₂SO₄ = MeSO₄ + H₂

0,98 г металла соответствуют изменению давления на 35,08 кПа

А « « 2338,53 кПа

Отсюда относительная атомная масса металла равна 65,3. Это цинк.

Рекомендации к оцениванию:

1) Уравнения реакций по 1 баллу 1∙2 = 2 балла

2) Определение металла 3 балла = 3 балла

ИТОГО 5 баллов

II вариант

1.1.На смесь металлов действуем избытком раствора щелочи. Уменьшение массы смеси соответствует массе цинка:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

2. Твердый остаток растворяем в избытке соляной кислоты. Уменьшение массы смеси соответствует массе магния:

Mg +2HCl = MgCl₂ + H₂

3. Твердый остаток растворяем в избытке раствора азотной кислоты, уменьшение массы смеси соответствует массе серебра:

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Масса твердого остатка соответствует массе золота.