МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени ШАКАРИМА г. СЕМЕЙ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
имени ШАКАРИМА г. СЕМЕЙ
Документ СМК 3
УМКД
УМКД 042-18-10.1.92
уровня
/03-2013
УМКД
Учебно-методические
Редакция № 1
материалы по
от 18.09.2013 г.
дисциплине
«Химия»
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
«Химия»
для специальности 5В090100 – «Организация перевозок движения и
эксплуатация транспорта»
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ
Семей
2013
Содержание
1.
2.
3.
4.
Глоссарий
Лекции
Лабораторные занятия
Самостоятельная работа студента
3
7
117
155
1 ГЛОССАРИЙ
В
настоящем
УММ
использованы
следующие
термины
с
соответствующими определениями:
Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств.
Атомная единица массы (а.е.м.) – условная единица, равная 1/12 массы
атома углерода 12С.
Атомная масса (относительная) элемента, Аr (X) – отношение массы его
атома к 1/12 части массы атома углерода 12С.
Атомная орбиталь – полный набор волновых функций электрона в атоме.
Для каждой заданной волновой функции существует граничная область, в
которой сосредоточена определенная доля электронного заряда.
Валентные электроны – электроны, принимающие участие в образовании
химической связи.
Водородная связь – межмолекулярное взаимодействие молекул,
содержащих атом водорода, связанный с атомом элемента, обладающего высокой
электроотрицательностью.
Водородный показатель (рН) – отрицательный десятичный логарифм
концентрации ионовводорода.
Восстановитель – вещество, которое окисляется в химической реакции,
будучи причиной восстановления другого вещества.
Восстановление – процесс присоединения электронов.
Гесса закон – один из основных законов термохимии, согласно которому
энергетический эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а зависит
лишь от начального и конечного состояний.
Гибридизация – комбинация («смешивание») атомных орбиталей разного
типа, вследствие чего образуется набор эквивалентных (равноценных) гибридных
орбиталей.
Гидролиз – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению
реакции среды, т.е. рН.
Главное квантовое число, n – параметр, характеризующий размер
электронного облака и энергию электрона на данной оболочке.
Длина связи - расстояние между ядрами связанных между собой атомов.
Донорно-акцепторная ковалентная связь – связь, формирующаяся за
счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали
другого атома.
Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых
условиях содержится одинаковое число молекул.
Закон действующих масс – закон, учитывающий соотношение между
скоростью химической реакции и концентрацией реагентов: при постоянной
температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ.
Закон кратных отношений – если два элемента образуют между собой
несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них
приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые
целые числа.
Закон периодичности – периодическое изменение строения электронной
оболочки определяет периодичность изменения свойств элементов.
Закон постоянства состава – каждое химически чистое соединение всегда
имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его
получения.
Закон сохранения массы – при химических реакциях масса веществ,
вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате
реакции.
Изотопы – (атомы-близнецы) атомы, имеющие одинаковый заряд ядер, но
различные массовые числа.
Ионная связь – разновидность химической связи, в основе которой лежит
электростатическое взаимодействие ионов.
Ионное произведение воды, K H O – произведение концентрации ионов
водорода и гидроксид-ионов.
Катализатор – вещество, увеличивающее скорость химической реакции,
но в конечном итоге остающееся неизменным качественно и количественно.
Ковалентная связь – связь, образованная путем обобществления пары
электронов двумя атомами.
Константа скорости, k – численно равна скорости реакции при
концентрациях реагирующих веществ, равных единице.
Концентрация – отношение количества или массы вещества,
содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.
Магнитное квантовое число, ml – параметр, характеризующий
ориентацию орбитали в пространстве.
Массовая доля растворенного вещества – безразмерная физическая
величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе
раствора; выражается в % или в долях.
Металлическая связь – химическая связь, основанная на обобществлении
валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам
металла в кристалле.
Направленность связи – свойство ковалентной связи, обуславливающее
пространственную структуру (геометрию) молекул.
Насыщаемость связи – способность атомов образовывать строго
определенное число ковалентных связей.
Окисление – процесс отдачи электронов.
Окислитель – вещество, которое восстанавливается в химической реакции,
будучи причиной окисления другого вещества.
Оксиды – соединения, состоящие из атомов двух элементов, один из
которых – кислород.
Орбитальное квантовое число, l – параметр, определяющий форму
атомной орбитали. Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1.
Периодический закон (в формулировке Д. И. Менделеева) - свойства
простых тел, а также формы и свойства соединений химических элементов
находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс)
элементов.
Пирометаллургия – восстановление металлов при высоких температурах.
2
Полуреакция
–
половина
полного
уравнения
окислительновосстановительной реакции, соответствующая только окислительному или
только восстановительному процессу.
Полярность связи – несимметричное распределение электронной
плотности между атомами.
Принцип Ле Шателье – если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком
направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
Принцип Паули – согласно ему в атоме не может быть двух электронов,
обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, ml и ms. Из этого
следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем
они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины (т.е. ms1 =+1/2;
ms2 =-1/2).
Пи-связь (-связь) – ковалентная связь, образованная перекрыванием АО
по обе стороны линии, соединящей ядра атомов (боковые перекрывания).
Раствор – гомогенная (однородная) система переменного состава,
состоящая из двух и более компонентов.
Растворимость – количество вещества, которое может раствориться при
данной температуре в определенном количестве растворителя.
Свободная энергия (Гиббса), G – термодинамическая функция системы,
применяющаяся для выяснения возможности самоприозвольного протекания
изобарно-изотермических процессов.
Сигма–связь (-связь) - ковалентная связь, образованная перекрыванием
АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
Семейство элементов – совокупность элементов, в атомах которых
заселение орбиталей наружных электронных оболочек осуществляется по
одинаковому принципу. В соответствии с этим различают s-, p-, d- и f- семейства
элементов.
Спиновое квантовое число, ms – параметр, характеризующий угловой
момент импульса электрона.
Сплав – система, образующаяся при кристаллизации расплавленной смеси
металлов.
Стандартная энтальпия образования,  f H 0 – тепловые эффекты реакций
образования веществ в стандартном состоянии (298,150К и давлении 1 атм).
Тепловой эффект реакции – изменение энергии системы при протекании
в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой
другой работы, кроме работы расширения.
Теплоемкость – количество теплоты, которую необходимо затратить для
нагревания 1 г или 1 моль вещества на 1 градус (или на один кельвин).
Теплота (энтальпия) образования,  f H – тепловой эффект реакции
образования 1 моль сложного вещества из простых веществ.
Химическое равновесие – состояние системы, при котором скорости
прямой и обратной реакций равны.
Химическая коррозия – разрушение металла в результате химического
взаимодействия с окружающей средой.
Щелочные металлы – общее название элементов главной подгруппы I
группы, в которую входят литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
Энергетический эффект реакции – тепловой эффект реакции.
Энергия гидратации ионов – количество энергии, выделяющееся при
взаимодействии ионов с молекулами воды, когда свободные ионы переходят в
водный раствор.
Энтальпия – одна из важнейших термодинамических функций,
характеризующих состояние вещества.
Энтропия – термодинамическая функция, являющаяся мерой хаотичности,
неупорядоченности системы.
Электрометаллургия – катодное восстановление металлов из растворов
или расплавов их солей.
Электролиз – совокупность реакций, происходящих в растворах или
расплавах электролитов при прохождении через них постоянного электрического
тока.
Электронная конфигурация – распределение электронов по орбиталям.
Электрохимическая коррозия – разрушение металла под действием
окружающей среды в результате возникновения гальванических пар.
Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва химической связи.
Ядро – положительно заряженная частица, в которой практически
сосредоточена вся масса атома. Заряд ядра атома элемента равен его порядковому
номеру.
2 ЛЕКЦИИ
МИКРОМОДУЛЬ 1 «СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА»
1. Лекция
Введение
План
1. Место химии среди естественнонаучных дисциплин.
2. Предмет и задачи химии.
3. Краткие сведения об истории развития химии. Роль казахстанских ученых в развитии химии.
4. Значение химии для подготовки специалистов отрасли организации перевозок движения и
эксплуатации транспорта.
Химия является одной из естественных наук.
Весь окружающий нас мир представляет собой движущуюся материю в ее
бесконечно разнообразных формах и проявлениях.
Две такие формы проявления материи – это вещества и поля.
Вещество – это вид материи, состоящей из дискретных частиц, имеющих
массу покоя. Например, молекул, атомов, электронов, атомных ядер. Поле – это
такая форма существования материи, которая характеризуется, прежде всего,
энергией. Посредством поля осуществляется связь и взаимодействие между
частицами вещества.
Химия изучает качественный и количественный состав вещества.
Качественный состав показывает из каких химических элементов состоит данное
вещество, количественный состав указывает в каких количественных
соотношениях находятся составляющие его элементы.
Задачей химии является изучение строение вещества, т.е. выяснение, из
каких частиц состоит данное вещество, с помощью каких сил связаны между
собой эти частицы и как они расположены в пространстве.
Химия изучает также физические и химические свойства веществ.
Физические свойства: внешний вид вещества, его температуры плавления и
кипения, способность проводить тепло и электрический ток, агрегатное
состояние (твердое, жидкое, газообразное). Химические свойства вещества
характеризуют его способность превращаться в другие вещества. Такие
превращения называются химическими реакциями.
Важной задачей химии является разработка методов получения веществ,
обладающих необходимыми свойствами, т.е. методов синтеза химических
веществ.
Таким образом, химия изучает состав, строение, свойства и превращения
веществ. Также она занимается разработкой методов их получения и очистки.
В настоящее время известно около 10 млн. различных природных и
искусственно полученных веществ.
В истории химии можно выделить несколько периодов.
Первый период. Зарождение и развитие химического искусства (с
древнейших времен до середины XVII века).
Второй период. Становление химии как науки (со второй половины XVII в.
до конца XVIII в.).
Третий период. Развитие химической науки на основе кислородной теории
и атомно-молекулярного учения (с конца XVIII в. до 60-х гг. XIX в.)
Четвертый период. Превращение химии в современную науку (с 60-х годов
XIX в.).
В конце XIX в. внимание химиков все больше привлекается к
исследованию химических реакций и законов, которым они подчиняются.
Развивается физическая химия, основы которой были заложены М.В.
Ломоносовым. Появилась химическая теория растворов Д.И. Менделеева, были
исследованы свойства разбавленных растворов, была создана теория
электролитической диссоциации, развивались стереохимия и термодинамика,
учение о скорости химических реакций и катализе.
Как одна из отраслей естествознания химия тесно связана с другими
науками (биохимия, геохимия, физхимия, космохимия, электрохимия и др.)
В настоящее время не существует ни одной отрасли техники и технологии,
где не используются химические вещества и не осуществляются химические
процессы. Применение законов химии позволяет совершенствовать
существующие и создавать новые процессы, технологии и материалы.
Вот несколько актуальных направлений применения химии:
1) новые источники энергии (получение ракетного топлива, ядерного
горючего, создание устройств для преобразования солнечной энергии в
электрическую, разработка новых химических источников электрического тока);
2) новые материалы (производство синтетических материалов; создание
новых оптико-волокнистых материалов; разработка микроэлектроники и
молекулярной электроники, основанных на физико-химических процессах);
3)
проблемы
сельскохозяйственного
производства
(повышение
урожайности сельскохозяйственных культур за счет развития производства
минеральных удобрений, разработки средств борьбы с болезнями растений и их
вредителями; увеличение продовольственных ресурсов и сырья для легкой
промышленности за счет производства синтетических тканей, красителей,
заменителей жиров и т.д.);
4) охрана окружающей среды (разработка методов обнаружения и
количественного определения вредных примесей; создание безотходных или
малоотходных производств; разработка способов обезвреживания и утилизации
промышленных и бытовых отходов).
Основные понятия: химия как наука, предмет, задачи химии и связь с
другими науками, краткая история химии, значение химических знаний для
специалистов отрасли организации перевозок движения и эксплуатации
транспорта.
Вопросы для самоконтроля:
1. Что изучает наука химия?
2. Расскажите об актуальных направлениях применения химии?
2. Лекция
Фундаментальные теории и законы
План
1.Основные понятия химии.
2. Фундаментальные теории и законы химии.
3. Методы определения относительной атомной и относительной молекулярной массы,
эквивалентной массы элемента и вещества.
1.Атомно - молекулярное учение.
1.
Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества,
обладающая его химическими свойствами.
2.
Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического
элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам
соответствуют различные атомы. Атомы существуют в свободном состоянии, в
соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы.
Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и
образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы
состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных
электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему,
которая подчиняется законам, характерным для микросистем.
3.
Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними
существуют силы притяжения и отталкивания.
Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными
зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно
110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены
искусственным путем.
Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N
нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.
Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в
ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером
элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра
называется массовым числом A = Z + N.
Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но
различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.
Массовое
число ® A
Э
Заряд ® Z
ядра
63
65
35
37
Cu и
Cu;
Cl и
Cl
29
29
17
17
Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью
химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс цифра, стоящая справа внизу от символа.Обозначает число атомов в молекуле).
Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении
соединены между собой в молекуле.
Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких
простых веществ, различающихся по строению и свойствам.
Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же
элемента.
Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических
элементов.
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C основного изотопа природного углерода.
1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная
отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания
изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе,
умноженной наа.е.м.
Ar(Mg) = 24,312
m(Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 •10-23 г
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина,
показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12
массы атома углерода 12C.
Mг= mг /(1/12mа(12C))
mr - масса молекулы данного вещества;
mа(12C) - масса атома углерода 12C.
Mг = S Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме
относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.
Примеры.
Mг(B2O3)=2 • Ar(B) + 3 •Ar(O) = 2 •11 + 3 • 16 = 70
Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 •16 = 258
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе,
умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень
велико, поэтому при характеристике количества вещества используют
специальную единицу измерения - моль.
Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных
элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов
в 12 г углерода.
Число Авогадро диКваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого
вещества одно и то же и равно 6,02 • 10 23. (Постоянная Авогадро имеет
размерность - моль-1).
Пример.
Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?
Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль
вещества в 6,4 г серы:
n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль
Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную
Авогадро NA
N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023
Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).
M=m/n
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к
соответствующему количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной
массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая безразмерная.
M = NA • m(1 молекула) = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг
Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80
а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро
является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от
молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно
молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае
необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl 2 ® 2NaCl,
означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно
и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.
Закон сохранения массы веществ
(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)
Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе
всех продуктов реакции.
Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в
результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а
происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс
разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из
молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции).
Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая
масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину,
характеризующую количество материи.
В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась
пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.),
согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно,
характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная
телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm •
c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических
реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm
практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз
больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.
Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических
реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного
химического анализа.
Составление химических уравнений
Включает три этапа:
1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции
(справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "®" :
HgO ® Hg + O2
2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов
каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:
2HgO ® 2Hg + O2
3.
Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях
уравнения.
Расчеты по химическим уравнениям
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты)
основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических
процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно
меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение
реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в
долях единицы или в процентах.
h= (mp / mт) • 100%
Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах
принимают за 100% (количественный выход).
Пример 1
Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если
выход реакции составил 82% от теоретического?
Решение
CuO + H2 ® Cu + H2O
1.
Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль)
CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при
восстановлении может образовать Х г Cu
2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:
6,4 г –– 100% выход (теоретический)
Х г –– 82%
X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г
Пример 2
Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии,
если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся
примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?
Решение
a) Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды
w(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7
m(WO3) = w(WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г
b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления
23,2 г WO3 порошком алюминия.
WO3 + 2Al ® Al2O3 + W
При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2
г WO3 –– Х г W
X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г W
c)
Рассчитаем практический выход вольфрама
18,7 г W –– 100%
12,72 г W –– Y%
Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%
Пример 3.
Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов,
содержащих 20,8 г хлорида бария и 18,0 г сульфата натрия?
Решение
BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4 + 2NaCl
Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в
недостатке.
1.
Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в
недостатке.
Обозначим количество г Na2SO4 –– X.
208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г
X = (20,8 • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4
Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2затратится 13,2 г Na2SO4, а дано
18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие
вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.
2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль)
BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г
Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г
Закон постоянства состава
Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).
Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный
качественный и количественный состав и определенное химическое
строение, независимо от способа получения.
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного
вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых
соотношениях.
Пример.
CuS –сульфидмеди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1
Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы
в массовых отношениях 2 : 1.
Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в
химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.
Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди,
который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения
не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий
получения.
Массовая доля элемента w(Э) показывает, какую часть составляет масса данного
элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная
атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.
w(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr
Зная количественный элементный состав соединения можно установить его
простейшую молекулярную формулу:
1. Обозначают формулу соединения AxByCz
2. Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:
w(A) = (х • Ar(А)) / Mr(AxByCz)
w(B) = (y • Ar(B)) / Mr(AxByCz)
w(C) = (z • Ar(C)) / Mr(AxByCz)
X = (w(A) • Mr) / Ar(А)
Y = (w(B) • Mr) / Ar(B)
Z = (w(C) •Mr) / Ar(C)
x : y : z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))
3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.
4. Записывают формулу соединения.
Закон кратных отношений
(Д.Дальтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые
доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и
ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие
целые числа.
N2O
N2O3
NO2(N2O4)
N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два
атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.
Закон объемных отношений
(Гей-Люссак, 1808 г.)
Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов,
образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие
целые числа.
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических
реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных
отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Примеры.
a)
2CO + O2 ® 2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода
образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси
уменьшается на 1 объем.
b)
При синтезе аммиака из элементов:
n2 + 3h2 ® 2nh3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2
объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится
в 2 раза.
Закон Авогадро диКваренья
(1811 г.)
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях
(температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.
Закон справедлив только для газообразных веществ.
Следствия.
1.
Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях
занимает одинаковые объемы.
2.
При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого
газа занимает объем 22,4 л.
Пример 1.
Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в
избытке соляной кислоты?
Решение.
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода;
при растворении 4,8 г магния - Х л водорода.
X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода
Пример 2.
3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным
молекулярную массу хлора.
Решение.
Находим массу 22,4 л хлора
1 л––3,17 г хлора
22,4 л - Х г хлора
X = 3,17 • 22,4 = 71 г
Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.
Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых
законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно
записать так:
P1V1 / T1 = P2V2 / T2
И наоборот, из объединенного газового закона
при P = const (P1 = P2) можно получить
V1 / T1 = V2 / T2
(закон Гей-Люссака);
приТ= const (T1 = T2):
P1V1 = P2V2
(закон Бойля-Мариотта);
при V = const
P1 / T1 = P2 / T2
(закон Шарля).
Уравнение Клайперона-Менделеева
Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого
газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:
pV= (m / M) RT
где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314
Дж/(моль • К) или 0,082 л атм/(моль • К)).
Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из
уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.
Пример.
Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода
(II) массой 84 г?
Решение.
Количество моль CO равно:
n(CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль
Объем CO при н.у. составляет
3 • 22,4 л = 67,2 л
Изобъединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
(P • V) / T = (P0 •V0) / T2
Следует
V(CO) = (P0 • T • V0) / (P • T0) = (101,3 • (273 + 17) • 67,2) / (250 • 273) = 28,93 л
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа
тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.
DA(B) = r(B) / r(A) = M(B) / M(A)
Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на
общее число молей:
Mср= (m1 +.... + mn) / (n1 +.... + nn) = (M1 • V1 + .... Mn • Vn) / (n1 +.... + nn)
Пример1.
Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна
его плотность по воздуху (Мср.=29).
Решение.
DH2= Mв-ва / MH2= Мв-ва / 2
Мв-ва= 2DH2 = 34
Dвозд= Mв-ва / Mвозд.ср = 34 / 29 = 1,17
Пример2.
Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если
массовые доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно.
Решение.
Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29
Mсмеси= (15 • 28 + 50 • 40 + 35 • 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6
Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37
Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в
строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Понятие
эквивалента было введено для сопоставления соединительной способности
разных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его
массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) водорода или 8 ч. м.
кислорода или замещает эти массы в соединениях.
Один и тот же элемент может иметь несколько эквивалентов. Так, эквивалент
углерода в оксиде, углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) - шести.
Понятие эквивалента можно распространяется и на сложные соединения основания, кислоты и соли.
Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соединения,
содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической
составной части (основания, соли).
Формулируется закон так: во всех химических реакциях взаимодействие
различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами,
независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.
УДЕЛЬНАЯ ТЕПЛОЕМКОСТЬ
ЗАКОН ДЮЛОНГА И ПТИ
Расширение области применения квантовой теории началось в 1905 г.
благодаря работам Эйнштейна. Он рассмотрел вопрос о молекулярной удельной
теплоемкости произвольного вещества в твердом состоянии.
Еще в 1819 г. Дюлонг и Пти экспериментально установили следующий
закон: для любого элемента в твердом состоянии произведение удельной
теплоемкости на атомный вес (называемое атомной теплоемкостью)
постоянно.
Кинетическая теория дала этому закону другую эквивалентную
формулировку: количество тепла (называемое молекулярной теплоемкостью),
необходимое для того, чтобы температура одной грамм-молекулы любого
элемента в твердом состоянии повысилась на один градус Цельсия, составляет
около шести калорий.
Но поскольку грамм-молекула любого вещества содержит всегда одно и то
же число молекул, то этот закон в сущности означает, что для повышения
температуры на один градус каждой молекуле любого твердого элемента
необходимо сообщить одинаковое количество тепла. Этот закон был проверен
для целого ряда элементов при обычных температурах, так что часто даже
использовался химиками в некоторых сомнительных случаях для определения
молекулярного веса некоторых элементов. Но прошло едва десять лет с момента
открытия этого закона, как было обнаружено, что закон Дюлонга и Пти не
выполняется для некоторых твердых тел, обычно отличающихся особой
твердостью, как, например, алмаз. Кроме того, уже в 1875 г. Вебер, проводя
опыты с бором, углеродом и кремнием, показал, что для них молекулярная
теплоемкость растет с температурой до предельной величины, которая как раз
дается законом Дюлонга и Пти. Для алмаза при -50° С он нашел молекулярную
удельную теплоемкость равной 0,76.
На протяжении XIX века все попытки объяснить такое поведение
некоторых твердых тел оказывались тщетными. Более того, можно было легко
показать, что закон Дюлонга и Пти есть почти прямое следствие теоремы о
равномерном распределении энергии по степеням свободы - как мы помним,
одного из краеугольных камней классической статистической механики.
Но формула Планка для излучения черного тела основывается как раз на
отрицании теоремы о равномерном распределении энергии. Это и натолкнуло
Эйнштейна на мысль попытаться применить теорию Планка также к расчету
молекулярной теплоемкости. Можно предположить, что в твердом теле атомы в
результате их взаимодействия удерживаются вблизи некоторых определенных
положений, вокруг которых они могут колебаться, причем энергия этих
колебаний и определяет теплоемкость тела. Если принять, что эта энергия может
меняться непрерывно, то, согласно законам термодинамики, как показал
Больцман, отсюда следует закон Дюлонга и Пти, который, как мы уже видели,
противоречит опытным данным. Но если предположить, что энергия
колеблющегося атома может меняться только дискретными скачками,
пропорциональными частоте колебаний, тогда в расчеты классической механики
и термодинамики следует внести изменения. Так, если молекула газа
сталкивается с атомом, колеблющимся вокруг своей точки равновесия, она не
может отдать ему или получить от него столько энергии, сколько предусмотрено
правилами классической механики; она может отдать или получить лишь
энергию, кратную световому кванту. Из этого следует, что, если атом в
соответствии с законом распределения Максвелла обладает энергией, меньшей
энергии кванта, он останется в состоянии покоя и энергия не будет
распределяться равномерно. Энергия кванта довольно мала, так что для
большинства твердых тел при обычной температуре тепловое возбуждение может
сообщить такую энергию; в этом случае будет выполняться закон равномерного
распределения энергии и, следовательно, будет справедлив закон Дюлонга и Пти.
Но для тел очень твердых, в которых связь атомов очень сильна, квант колебания
слишком велик, чтобы тепловое возбуждение могло сообщить такую энергию
всем атомам. В этих случаях равномерного распределения по степеням свободы
нет, что и вызывает отклонение от закона Дюлонга и Пти. Точно так же при
низких температурах для всех тел тепловое возбуждение недостаточно, чтобы
сообщить каждому атому соответствующий квант колебания. Иными словами,
теория Эйнштейна истолковывает несоответствие закона Дюлонга и Пти данным
опыта при низких температурах и у слишком твердых тел при обычной
температуре «замораживанием» степеней свободы молекул, обусловленным
передачей энергии в форме квантов.
Основываясь на этой концепции, Эйнштейн с помощью простого расчета
вывел формулу для атомной теплоемкости. В формуле Эйнштейна атомная
теплоемкость стремится к нулю при приближении температуры к абсолютному
нулю и по мере возрастания температуры приближается к величине 6 кал/град.
Таким образом, значение константы Дюлонга и Пти, равное 6 кал/град, есть
асимптотическая величина, к которой стремится атомная теплоемкость всех
элементов. Объяснение, данное Эйнштейном, в некотором смысле обобщало
правило Дюлонга и Пти, которому, таким образом, оказались подчиняющимися
все элементы без исключения, но лишь при различных для каждого элемента
температурах.
Значительный вклад в экспериментальную проверку формулы Эйнштейна
внесли В. Нернст и его ученики, которые в течение нескольких лет занимались
этими исследованиями и пришли к выводу (1911 г.), что закон Эйнштейна
качественно подтверждается для всех элементов (серебро, цинк, медь, алюминий,
ртуть, иод и др.), подвергавшихся проверке, в том числе и для свинца, для
которого остались в силе экспериментальные данные, полученные еще в 1905 г.
Дьюаром, дававшие, как казалось, постоянную атомную теплоемкость вплоть до
самых низких температур.
Нернст проявил особый интерес к теории Эйнштейна. Еще в 1905 г. он
установил, что если принять теорию квантов, то постоянная, остающаяся
неопределенной при обычном термодинамическом определении энтропии,
оказывается равной нулю при абсолютном нуле. Из этой теоремы, известной
теперь как третий закон термодинамики, вытекает следствие, касающееся
удельной теплоемкости твердых тел при низких температурах: легко показать,
что если теорема Нернста верна, то удельная теплоемкость при абсолютном нуле
равна нулю. Опытное подтверждение формулы Эйнштейна делало более
достоверным (хотя и не доказывало, как это заметил вопреки мнению Нернста
сам Эйнштейн) третий закон термодинамики, который, впрочем, получил
многочисленные другие подтверждения.
Принципу Нернста сегодня обычно придают более драматическую
формулировку, являющуюся прямым следствием приведенной ранее: никаким
способом нельзя на опыте достигнуть абсолютного нуля. Более того, опыт
показывает, что, говоря словами самого Нернста, «в соответствии с
результатами квантовой теории, для каждого твердого тела существует в
окрестности абсолютного нуля некий температурный интервал, в котором
само понятие температуры практически теряет смысл», или, проще говоря, в
этом температурном интервале свойства тела (объем, тепловое расширение,
сжимаемость и т. д.) не зависят от температуры. Это, так сказать, поле
термической нечувствительности различно у разных тел; у алмаза, согласно
Нернсту, оно простирается не менее чем на 40 градусов от абсолютного нуля.
Однако из экспериментальной проверки Нернста следовало, что в
количественном отношении формула Эйнштейна не соответствует результатам
опыта. Например, для меди при 22,5° К формула Эйнштейна давала величину
атомной теплоемкости 0,023, опыт же показывал величину 0,223. В связи с этим
Нернст и Линдеман заменили формулу Эйнштейна другой, эмпирической
формулой, которая значительно лучше соответствовала данным опыта.
Многие сторонники квантовой физики того времени были убеждены, что
даже одно качественное соответствие формулы Эйнштейна данным опыта было
бы достаточным указанием на приемлемость теории по существу, хотя она и
нуждалась в поправках частного характера. С другой стороны, сам Эйнштейн
указывал, что гипотеза, рассматривающая атомы как материальные частицы,
является чрезвычайно упрощенной. Впоследствии Дебай, Борн и фон Карман
своими работами развили теорию Эйнштейна, указали на причины
количественного несовпадения с данными опыта и обобщили теорию на
удельную теплоемкость газов, получив хорошее совпадение с опытом.
Химические превращения. Основные стехиометрические законы
химии
Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или
объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное
значение для развития химии имело установление основных стехиометрических
законов.
1. Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748-1756 гг., А.
Лавуазье, 1777 г.).
Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ,
получившихся в результате реакции.
Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения
атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают
и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и
после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и
хлора должно образоваться столько молекул НСl, чтобы число атомов водорода и
хлора оставалось равным двум, т.е. две молекулы:
И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ
до и после реакции.
Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом
сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в
единстве как всеобщий закон природы.
Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии —
это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее
движения.
Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают
уравнением Эйнштейна:
E=mc2, где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме.
Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для
составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить
расчеты по химическим уравнениям.
2. Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1808 г.).
Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет
постоянный качественный и количественный состав.
Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства
состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций:
2Н2+О2=2Н2О
Са(ОН)2=СаО+Н2О
CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О
Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода,
независимо от способа ее получения, то есть на один атом кислорода приходится
два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо
о том, что это другое вещество (например, Н2О2).
Ж. Пруст писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют
одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом
железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же
состав, как и малахит из Испании».
В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается
постоянство состава соединения независимо от способа получения и места
нахождения.
Некоторые методы определения атомных масс химических элементов
Метод Менделеева
Атомную массу элемента можно рассчитать, исходя из положения этого
элемента в Периодической системе. Приблизительную атомную массу элемента
можно вычислить как среднеарифметическое атомных масс соседних с ним
элементов.
Так
атомная
масса
алюминия,
рассчитанная
как
среднеарифметическое атомных масс магния, кремния, бора и скандия равна
Ar(Mg)+Ar(Si)+ Ar(B)+ Ar(Sc))/4=(24,3+28,08+10,8+44,95)/4=27,03
что вполне удовлетворительно согласуется с табличной величиной 26,98. Для
определения точного значения атомной массы элемента необходимо знать его
эквивалентную массу. Разделив приблизительное значение атомной массы
элемента на его эквивалентную массу, находят валентность элемента, округлив ее
до целочисленного значения, и затем, умножая эквивалентную массу на
валентность элемента, находят его точную атомную массу.
Метод Авогадро
Как было показано закон Авогадро позволяет определить молекулярные
массы газов. С другой стороны результаты изучения объемных соотношений
газов, вступающих в реакцию, и полученных газообразных продуктов позволяют
определить число атомов в молекуле.
Так, при взаимодействии 1 объема хлора с 41 объемом водорода образуются 2
объема хлороводорода. Из этого следует, что молекула хлора, как и молекула
водорода, состоит из 2-х атомов.
Аналогично было установлено, что молекулы других простых газов, таких,
как кислород, азот также двухтомны. Атомную массу перечисленных газов
находят делением их молекулярной массы на 2.
Например, молекулярная масса хлора равна 71, следовательно, его атомная
масса 35,5.
О количестве атомов, входящих в состав молекул, можно также судить по
их молярной теплоемкости. Именно по результатам измерения этой
характеристики благородных газов было установлено, что их молекулы
одноатомны и атомная масса этих газов равна их молекулярной массе.
Метод Канниццаро
Этот метод применим для определения атомных масс элементов, дающих
газообразные или легколетучие соединения.
Для нахождения атомной массы этим методом определяют молярную массу
возможно большего числа газообразных или легколетучих соединений данного
элемента. Затем на основании данных анализа рассчитывают, сколько атомных
единиц массы приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых
соединений. Наименьшее количество данного элемента в молекуле изученных
веществ и будет его атомной массой, так как в молекуле не может находиться
меньше 1 атома.
В табл. 2 приведены молекулярные массы ряда соединений углерода,
процентное содержание углерода в каждом из них, а также масса углерода,
содержащаяся в каждом из этих соединений.
Наименьшая масса углерода, содержащегося в молекулах приведенных
соединений равна 12 а.е.м. Следовательно, атомная масса углерода не может
быть больше 12 (иначе пришлось бы предположить, что в состав сероуглерода,
диоксида и монооксида углерода входит часть атома углерода). Считать атомную
массу углерода меньше 12 нет оснований, так как соединения, содержащие менее
12 а.е.м. углерода, неизвестны.
Таблица 2. Молекулярные массы некоторых углеродсодержащих соединений и
содержание в них углерода.
Соединение
Молекулярная масса
Содержащие углерода
в%
в а.е.м.
Сероуглерод
76
15,79
12
Диоксид углерода
44
27,27
12
Монооксид углерода
28
42,86
12
Ацетон
58
62,07
36
Диэтиловый эфир
74
64,86
48
Ацетилен
26
92,31
24
Бензол
78
92,31
72
Нафталин
128
93,75
120
Метод Дюлонга и Пти
Французские ученые П. Дюлонг и А. Пти установили закон, согласно
которому атомная теплоемкость простого вещества в твердом состоянии (т.е.
произведение его удельной теплоемкости на молярную массу атомов) есть
величина постоянная и равная в среднем 26 Дж/ (К(моль).
Из закона Дюлонга и Пти следует, что, разделив 26 на удельную
теплоемкость простого вещества, легко определяемую экспериментально, можно
найти приблизительное значение атомной массы данного элемента.
Чтобы перейти от приблизительного значения атомной массы к точному ее
значению, предварительно определяют опытным путем эквивалентную массу
данного элемента. Разделив приблизительное значение атомной массы на его
эквивалентную массу, находят валентность элемента, часто несколько
отличающуюся от целого числа.
Так как валентность выражается только целыми числами, найденное
значение округляют. Умножив эквивалентную массу на валентность, получают
точное значение мольной массы атомов.
Бертоллиды (термин в память К. Л. Бертолле) — соединения переменного
состава, не подчиняющиеся законампостоянных и кратных отношений.
Бертоллиды
являются
нестехиометрическимибинарными
соединениями
переменного состава, который зависит от способа получения. Многочисленные
случаи образования бертоллидов открыты в металлических системах, а также
среди оксидов, сульфидов, карбидов, гидридов и др. Например, оксид ванадия(II)
может иметь в зависимости от условий получения, состав от V0,9 до V1,3. Данный
термин был введен Н. С. Курнаковым в 1912—1914 гг.
Дальтониды — научный термин, которым обычно обозначают вещества
постоянного качественного и количественного состава, который не зависит от
способа получения. Название происходит от имени английского учёного Джона
Дальтона.
Исторически это понятие связано с законом постоянства состава вещества.
Постоянство состава естественно для молекулярных веществ, поскольку
молекулы состоят из вполне конкретных атомов, определённого вида и
определённой массы. Для немолекулярных веществ, в частности, для кристаллов
с дефектами, могут быть большие отклонения от идеального соотношения между
числом атомов (стехиометрии). Поэтому в узком смысле (фактически
устаревшем) к дальтонидам относят так называемые стехиометрические
соединения, у которых вообще нет области гомогенности (области переменного
состава). В широком смысле к дальтонидам также относят соединения, у которых
область гомогенности имеет конечную (ненулевую) ширину, но содержит также
и стехиометрический состав.
Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными
стехиометрическими индексами, например, MgO, HCl.
Современный взгляд на вопрос включает также наличие полной
информации о структуре — в стехиометрическом соединении (истинном
дальтониде) заселённости кристаллографических позиций равны единице, то
есть, дефекты в макроскопических количествах отсутствуют. По одному только
составу нельзя строго отнести вещество к классу дальтонидов. Например, область
гомогенности оксида титана TiO включает стехиометрический состав (где
соотношение компонентов точно 1:1). Однако ни при этом составе, ни при какомлибо другом не достигаются идеальные (единичные) заселённости позиций
титана и кислорода. То есть, данное соединение не является дальтонидом.
Металлиды — химические соединения (обычно металл — металл, такие
соединения называются интерметаллическими, реже переходный металл —
неметалл), характеризующиеся металлическим типом связи. В таких соединениях
не соблюдается правило формальной валентности, они имеют высокую
температуру плавления (часто выше чем у индивидуальных компонентов),
являются бертоллидами.
Примеры металлидов
 Металл — металл: Cu9Al4.
 Металл — неметалл: Ti6O.
 Соединения, природа связи в которых может быть металлической или ионной
в зависимости от состава: GaAs, NiAs.
Основные понятия: Атом, молекула, атомно-молекулярное учение, молярная
масса, моль, молярный объём, химический эквивалент, закон сохранения массы,
закон постоянства состава, закон эквивалентов, газовые законы ( объёмных
отношений, Бойля – Мариотта, Гей – Люссака, Шарля, объединённый газовый
закон, Авогадро), уравнение Клайперона – Менделеева.
Вопросы для самоконтроля:
1. Одинаковы ли понятия: «атомная масса» и « масса атома» ?
2. Перечислите основные законы химии, которые подтверждают правильность
атомистической теории.
3. Что показывает химическая формула? Какие расчёты можно производить по
формуле?
4. Что показывает число Авогадро? Как можно воспользоваться этим законом для
определения величин молярных масс веществ?
5. В чем смысл закона сохранения массы вещества, каково его практическое
значение?
6. Сформулируйте закон постоянства состава. Как называются соединения,
имеющие переменный состав? Приведите примеры.
7. Сформулируйте закон объёмных отношений. Какова его роль в развитии
атомно-молекулярных представлений?
8. Сформулируйте закон эквивалентов. Дайте определение понятию
«эквивалент».
9. В чем смысл законов идеальных газов? Приведите примеры.
10. Как рассчитать объёмную и молярную долю компонента в газовой смеси?
Докажите равенство их, используя следствие закона Авогадро.
3. Лекция
Строение атома
План
1. Модели строения атома: модели Томсона, Резерфорда, Бора.
2. Квантово-механическая модель строения атомов: атомные орбитали, квантовые числа,
принцип Паули, правила Хунда и Клечковского.
3. Строение атомных ядер и изотопов. Ионы, энергия ионизации и сродство к электрону.
4. Элементарные частицы и ядерные реакции. Искусственная радиоактивность.
1. Модели строения атома: модели Томсона, Резерфорда, Бора.
Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы не делимы.
Однако в конце ΧΙΧ – начале ΧΧ века был установлен ряд фактов
свидетельствующих о сложном составе атомов. Сюда относятся открытие
электрона, а также открытия и изучение радиоактивности. Изучение
радиоактивности подтвердило сложность состава атомов. Теперь встал вопрос о
строении атома, о его внутренней структуре. Согласно модели предложенной в
1903 году Томсоном атом состоит из положительного заряда, равномерно
распределенного по всему объему атому и электрона колеблющегося внутри
этого заряда. Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения
внутреннего строения атома Резерфорда провел серию опытов по рассеянию αчастиц тонкими металлическими пластинками. По результатам этих опытов в
1911 году Резерфорд предложил схему строения атома. Согласно этой схеме атом
состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточено
преобладающая часть массы атома и вращающихся вокруг него электронов.
Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом
электрона, следовательно, атом в целом электронейтрален. Модель Резерфорда в
некоторых отношениях противоречива твердо-установленным фактам. В
настоящее время существует две модели структуры атома: 1 – модель Бора; 2 –
квантово-механическая модель строения атома. Согласно теории Бора электроны
в атоме вращаются вокруг ядра не по любым, а только по определенным
круговым орбитам, соответствующим разным значениям энергии. Он утверждал,
что энергия электрона изменяется скачками, то есть энергетические состояния
электронов в атоме квантованы. Энергия электроны вращающегося вокруг ядра
зависит от радиуса орбиты. Электрон обладает минимальной энергией, находясь
на ближайшей к ядру орбите. При поглощении кванта энергии электрон
переходит на менее стабильный уровень с более высокой энергией. При этом
энергия атома увеличивается, и он перейдет в возбужденное состояние. Переход
электрона в обратном направлении приведет к уменьшению энергии атома и
освобождению поглощенной им энергии. Бор пронумеровал уровни энергии
электрона, также обнаружил, что на разных энергетических уровнях может
находиться разное количество электронов: 1 уровень содержит до 2 электронов; 2
уровень - до 8 и т.д. Теория Бора хорошо подходила для простых атомов,
например водород, но не для атомов с более сложной структурой.
3. Квантово-механическая модель строения атома: атомные орбитали, квантовые
числа, принцип Паули, правила Хунда и Клечковского.
В 20-х годах ΧΧ века появилась новая теория строения атомов, основанная на
представлениях квантовой механики – квантово-механическая модель атома. В
основу этой модели положена квантовая теория, согласно которой электрон
имеет двойственную природу, т.е. обладает свойствами частицы и также волны.
Следовательно, нельзя говорить о какой-либо определенной траектории
движения электрона. Можно лишь судить о той или иной вероятности
пребывания его в данной точке пространства - это принцип неопределенности.
По современным представлениям состояние электрона в атоме описывается с
помощью 4 чисел, которые называются квантовыми.
Название
Символ Описание
Допустимые значения
Главное
n
Энергетический
Положительные
целые
уровень орбитали
числа (1,2,3 и т.д.)
Орбитальное l
Форма орбитали
Целые числа от 0 до n-1
Магнитное
m
Ориентация
Целые числа от –l до +l, в
том числе нулевое значение
Спиновое
ms
Спин электрона
-1/2 и +1/2
n – описывает среднее расстояние от орбитали до ядра, а также
энергетическое состояние электрона находящегося в атоме. n может принимать
положительные целочисленные значения. Чем больше значение n, тем выше
энергия электрона и больше размер электронного облака. Электроны,
характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в атоме электронные
облака одинакового размера, которые называются электронными оболочками.
l – также называется побочным и описывает форму орбитали, которая
зависит от n. l может принимать целочисленные значения от 0 до n-1. Например,
при n=3 возможны l=0,1,2. Орбитали имеющие одинаковые значения n, но разные
значения l принято называть энергетическими подуровнями. Энергетические
подуровни обозначаются разными буквами.
Обозначение энергетических подуровней
Орбитальное
Обозначение
квантовое число
энергетических подуровней
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
m – описывает ориентацию в пространстве различных орбиталей, может
принимать любое целочисленное значение как положительное так и
отрицательное в пределах от –l до +l. Следовательно значение m зависит от
значений l. Например, для l=1 возможны m= -1,0,+1. Это значит, что p-орбиталь
имеет 3 разные пространственные ориентации. Энергия этих орбиталей
одинакова, а ориентация в пространстве разная.
ms – описывает направление вращения электронов в магнитном поле: по
часовой стрелке или против. ms может принимать только 2 значения - -1/2 и +1/2,
и на каждой орбитали может находится только 2 электрона: один со спиной +1/2,
а другой со спиной -1/2. Для определения состояния электрона в
многоэлектронном атоме, важное значение имеет положение Паули (принцип
Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых
все 4 квантовых числа были бы одинаковыми. Из этого следует, что каждая
атомная орбиталь характеризуется определенными значениями n, l и m может
быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют
противоположные знаки. Два таких электрона находящиеся на одной орбитали и
обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными
в отличие от одиночного, то есть неспаренного электрона, занимающего какуюлибо орбиталь. Таким образом, квантовые числа используют для описания
состояния электрона в вакууме. Однако существуют и более простые способы
описания состояния электрона: 1 – диаграммы уровня энергии атома; 2 –
электронные конфигурации.
Диаграмма уровня энергии атома
Последовательность заполнения атомных орбиталей:
1) вначале электроны заполняют максимально низкие из свободных уровней
энергии;
2) если конкретный энергетический уровень имеет более одного подуровня, то
каждый из подуровней будет заполняться только одним электроном до тех пор,
пока все уровни этого уровня не будут иметь по одному электрону и лишь затем
эти подуровни начинают заполняться вторым электроном. Это называется
правилом Хунда;
3) последовательность заполнения атомных электронных орбиталей в
зависимости от значения главного и орбитального квантовых чисел была
исследована Клечковским, который установил, что энергия электронов
возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел (n+l). В
соответствии с этим им было сформулировано следующее положение:
а) первое правило Клечковского – при увеличении заряда ядра атома
последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с
меньшим значением суммы (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы;
б) второе правило Клечковского – согласно которому при одинаковых значениях
суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении
возрастания значения главного квантового числа.
3. Строение атомных ядер и изотопов. Ионы, энергия ионизации и сродство к
электрону.
Атом любого элемента состоит из одних и тех же частиц единственное что
меняется это количество различных субатомных частиц: протон, электрон,
нейтрон.
Основные характеристики трех основных субатомных частиц
Название
Символ
Заряд
Масса в
Местоположение
а.е.м.
+
Протон
p
+1
1
Ядро
0
Нейтрон
n
0
1
Ядро
Электрон
e
-1
0,0005
Вне ядра
По сравнению с остальной частью атома ядро имеет крайне малый размер и
большую плотность. В основном диаметр атомов равен примерно 10 -10 м, а
диаметр ядер приблизительно 10-15 м. В атоме все протоны и нейтроны находятся
внутри ядра. Ядро составляет большую часть массы атома, поэтому при расчетах
массу атома можно считать равной сумме масс протонов и нейтронов. Целое
число равное сумме протонов и нейтронов в ядре атома называется массовым
числом ядра, а количество в атоме одних только протонов называется
порядковым номером (атомный номер или заряд ядра). Для обозначения атомных
ядер применяют структурный символ элемента.
A – массовое число (p++ n0); Z – порядковый номер (p+):
Количество электронов в атоме равно количеству протонов ядра всех
атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, то есть содержат одинаковое
число протонов, но число нейтронов в ядрах этих атомов может быть различным.
Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом нейтронов,
называется изотопами. Для обозначения изотопов пользуются обычными
символами соответствующих элементов, добавляя к ним слева вверху индекс,
указывающий массовое число изотопа: 1H; 2H; 3H
Атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и
образовывать общие электронные пары. Атомы, лишившиеся одного или не
нескольких электронов, становится заряженным положительно, так как заряд
ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот атомы,
присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно,
образующиеся заряженные частицы называются ионами. Ионы обозначают теми
же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд, например
положительный трех зарядный ион Al обозначают Al3+, отрицательный – Cl-. Для
отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион
нужно затратить некоторую энергию называемую энергией ионизации. Энергию
ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами,
ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при
котором скорость электрона становится достаточной для ионизации атомов,
называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в
вольтах (В). Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или
меньшей металличности элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче
оторвать электрон от атома. Тем сильнее должны быть выражены металлические
свойства элемента. Атомы могут также присоединять электроны. Энергия,
выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется
сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации
обычно выражается в электрон-вольтах (эВ). Сродство к электрону атомов
металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно. Из этого следует, что
для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически
невыгодно. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно.
4. Радиоактивность
Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа
одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся
испусканием элементарных частиц или ядер (например, α- частиц).
Радиоактивность, проявляемая природными изотопами элементов,
называется естественной радиоактивностью.
Самопроизвольный распад ядер описывается уравнением: mt = m0 • (1/2)t /
T
1/2 где mt и m0 - массы изотопа в момент времени t и в начальный момент
времени; Т1/2 - период полураспада, который является постоянным для данного
изотопа. За время Т1/2 распадается половина всех ядер данного изотопа.
Основные виды радиоактивного распада.
a - распад. Сопровождается потоком положительно заряженных ядер
атома гелия 42Не (a- частиц) со скоростью 20000 км/с. При этом заряд Z
исходного ядра уменьшается на 2 единицы (в единицах элементарного заряда), а
массовое число А - на 4 единицы (в атомных единицах массы).
Z' = Z – 2
A' = A – 4
т.е. образуется атом элемента, смещенного по периодической системе на две
клетки влево, от исходного радиоактивного элемента, а его массовое число на 4
единицы меньше исходного.
226
222
4
Ra ®
Rh + He
82
80
2
b - распад.Излучение ядром атома потока электронов со скоростью 100'000
- 300'000 км/с. (Электрон образуется при распаде нейтрона ядра.Нейтрон может
распадаться на протон и электрон.) При b- распаде массовое число изотопа не
изменяется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд
ядра увеличивается на 1(Химический элемент смещается в периодической
системе на одну клетку вправо, а его массовое число не изменяется):
234
234
0
Th ®
Po + e
90
91
-1
g- распад. Возбужденное ядро испускает электромагнитное излучение с
очень малой длиной волны и высокой частотой, обладающее большой
проникающей способностью, при этом энергия ядра уменьшается, массовое
число и заряд остаются неизменными. (Химический элемент не смещается в
периодической системе, его массовое число не изменяется и лишь ядро его атома
переходит из возбужденного состояния в менее возбужденное).
Ядерные реакции - превращения ядер, происходящие при их столкновении
друг с другом или с элементарными частицами. Первая искусственная ядерная
реакция была осуществлена Э.Резерфордом (1919 г.) при бомбардировке ядер
азота a-частицами:
14
4
17
1
N + He ® O + H
7
2
8
1
С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических
элементов и ядра всех химических элементов с порядковыми номерами от 93 до
110.
Основные понятия: Ядерная модель атома. Протоны, нейтроны,
электроны.Основные положения квантовой механики. Уравнение Де Бройля.
Корпускулярно – волновой дуализм. Волновая функция. Атомная орбиталь.
Квантовые числа. Принцип заполнения орбиталей в многоэлектронных атомах.
Принцип Паули, Правила Клечковского и Гунда.
Вопросы для самоконтроля:
1. Какими научными открытиями была доказана сложность строения атома?
2. Сформулируйте основные принципы ядерной модели атома.
3. Достижения и противоречия атомной модели Резерфорда.
4. Основные положения постулатов Бора.
5. Из каких элементарных частиц состоит атомное ядро ?
6. Что характеризует главное квантовое число ?
7. Что характеризует спиновое квантовое число ?
8. Как составляются электронные формулы ?
9. Объясните правила Клечковского?
10. Каков смысл понятия атомная орбиталь? Каковы формы s и p- орбиталей?
11. Укажите число орбиталей, которые характеризуются следующими
значениями орбитального квантового числа: 2; 1; 0.
12. Какое число электронов может находиться в энергетических состояниях 2s;
3p; 4d; 5f?
13. Составьте электронные формулы для атомов элементов: хлора, ванадия,
олова.
14. Чему равен суммарный спин электронов в невозбужденном атоме хрома?
4. Лекция
Учение о периодичности
План
1. Современная формулировка периодического закона.
2. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева и электронное строение атома.
Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. s-, p-, d-, f- элементы.
Типические элементы. Переходные металлы.
3. Изменение свойств элементов в периодической системе (вертикальная, горизонтальная
периодичность, диагональное сходство). Периодичность изменения окислительновосстановительных свойств.
4. Перспективы развития периодической системы.
1. Периодичный закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 г., в современной
формулировке гласит: свойства химических элементов, а также формы и свойства
образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от
величины заряда ядер их атомов.
Заряд ядра (число протонов) равен атомному номеру элемента, определяет
число электронов в атоме и, как следствие этого, строение его электронной
оболочки в основном состоянии.
2. Графическим изображением периодического закона является таблица
периодической системы элементов. Формы такого изображения различны.
Принципиальный подход к построению таблиц единый – элементы
располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физической основой
структуры периодической системы элементов служит определенная
последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере
роста порядкового номера элемента Z.
В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется
электронами последним, различают 4 типа элементов:
1.
s–элементы
–
последним
заполняется
s-подуровень
внешнего
энергетического уровня;
2.
p–элементы – p–подуровень внешнего энергетического подуровня;
3.
d – элементы – d–подуровень предпоследнего энергетического уровня.
4.
f–элементы – f–подуровень третьего снаружи уровня.
Элементы со сходной электронной конфигурацией (заполняются однотипные
подуровни) внешних энергетических уровней обладают и сходными
химическими свойствами.
Периодом называется последовательный ряд элементов, электронная
конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяются от ns 1 до
ns2np6 (для первого периода s1 и s2). При этом номер периода совпадает со
значением главного квантового числа и внешнего энергетического уровня.
Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом и
заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, то есть в
периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение
свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с
увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.
Первые три периода создают s- и p- элементы. Четвертый и последующие включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и
f-подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. f-элементы
объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами
(5f-элементы).
В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы,
имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы
всего 8 групп, каждая из которых состоит из главных и побочных подгрупп. У
элементов главных подгрупп последними заполняются s- и p- подуровни
внешних энергетических уровней, электронные конфигурации которых являются
основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У
элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних (n-1)d- и (n2)f-подуровней при наличии на внешнем энергетическом уровне 1 – 2
электронов.
Элементы-аналоги имеют одинаковое строение внешних электронных
оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа n и поэтому
проявляют сходные химические свойства.
Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер
периодически повторяется конфигурация электронных оболочек и, как следствие,
периодически повторяются химические свойства элементов. В этом заключается
физический смысл периодического закона.
Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими
химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в одну
группу - номер группы. Он, как правило, указывает на число электронов, которое
может участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический
смысл номера группы.
Таким образом, у элементов главных подгрупп валентными (то есть
участвующими в образовании химических связей) являются электроны внешнего
энергетического уровня, а у элементов побочных подгрупп – и электроны
предпоследних уровней. Это основное различие между элементами главных и
побочных подгрупп.
Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов
изменяется периодически с ростом заряда их ядер, все свойства, определяемые
электронным строением, закономерно изменяется по периодам и группам
периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные
химические и физические характеристики элементов: атомные и ионные
радиусы, сродство к электрону, степень окисления, атомный объем и др.
Периодически изменяются также многие химические и физические свойства
простых и сложных веществ, образованных элементами–аналогами.
Атом не имеет строго определенную границу, поэтому установить его
абсолютные размеры невозможно. Различают следующие радиусы атомов.
Ковалентный радиус представляет собой половину межъядерного
расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ.
Металлический радиус равен половине расстояния между центрами двух
соседних атомов кристаллической решетки металла.
Кроме того, различают ионные радиусы катионов, которые всегда меньше
атомных радиусов соответствующих элементов, и радиусы анионов, которые
больше атомных радиусов.
Орбитальный радиус – теоретически рассчитанное расстояние от ядра до
главного максимума электронной плоскости главной орбитали.
Закономерности изменения рассматриваемых параметров в системе
элементов имеет периодический характер. Наиболее общие из них следую-щие:
1.
в периодах по мере роста заряда ядер радиусы атомов уменьшаются;
2.
в группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются, при этом в
группах А такое увеличение происходит в большей степени, чем в группах В.
Химическая активность элемента определяется способностью его ато-мов
терять или приобретать электроны. Количественно это оценивается энергией
ионизации Еион атомов (или потенциалом ионизации I) и его сродством к
электрону Еср.
Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва
наиболее слабосвязанного электрона от невозбужденного атома (э - элемент):
Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в
электрон-вольтах на атом (эВ/ат).
Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит
отрыв электрона, называется потенциалом ионизации I (выражается в вольтах В). Численное значение I в вольтах равно энергии ионизации Еион. в электронвольтах.
Отрыву первого электрона соответствует первый потенциал ионизации I1,
второго – I2, и т.д. При этом I1<I2<…
Потенциал ионизации является сложной функцией некоторых свойств
атома: заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных
оболочек.
Способность атома образовывать отрицательно заряженные ионы
характеризуется сродством к электрону, под которым понимается энергетический
эффект присоединения электрона к нейтральному атому в процессе:
Наибольшим сродством к электрону характеризуются элементы группы
VIIA. У большинства металлов и благородных газов сродство к электрону
невелико или даже отрицательно. Присоединение двух или большего числа
электронов к атому вообще невозможно.
Электроотрицательность
- условная величина, характеризующая
способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.
Для практической оценки этой способности атома введена условная
относительная шкала электроотрицательности (ЭО). По такой шкале наиболее
электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические
соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.
В периоде с ростом порядкового номера элемента ЭО возрастает, а в группе,
как правило - убывает.
Основные понятия: Периодическая система элементов и ее связь со
строением атома. Периоды и группы. Смысл периодического закона.
Вопросы для самоконтроля:
1. Чем отличается современная формулировка периодического закона от
формулировки, данной Д.И. Менделеевым?
2. Какая связь строения электронных конфигураций и периодического изменения
свойств элементов?
3. Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. s-, p-, d-, fэлементы. Типические элементы. Переходные металлы.
4. Изменение свойств элементов в периодической системе (вертикальная,
горизонтальная периодичность, диагональное сходство). Периодичность
изменения окислительно-восстановительных свойств.
5. Перспективы развития периодической системы.
5. Лекция
Химическая связь и строение молекул
План
1. Качественные характеристики химической связи: длина связи, энергия связи, валентные
углы. Изменение этих характеристик в рядах сходных веществ.
2. Механизмы образования связей.
3. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса.
4. Водородная связь.
5. Метод ВС и МО.
1. Виды химических связей, характеристики и свойства связей.
Мельчайшей частицей вещества является молекула, образующаяся в
результате взаимодействия атомов, между которыми действуют химические
связи или химическая связь. Учение о химической связи составляет основу
теоретической химии. Химическая связь возникает при взаимодействии двух
(иногда более) атомов. Образование связи происходит с выделением энергии.
Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные
атомы в молекулы, ионы, кристаллы.
Химическая связь по своей природе едина: она имеет электростатическое
происхождение. Но в разнообразных химических соединениях химическая связь
бывает различного типа; наиболее важные типы химической связи – это
ковалентная (неполярная, полярная), ионная, металлическая. Разновидностями
этих типов связи являются донорно-акцепторная, водородная и др. Между
атомами металлов возникает металлическая связь.
Химическая связь, осуществляемая за счет образования общей, или
поделенной, пары или нескольких пар электронов, называется ковалентной. В
образование одной общей пары электронов каждый атом вносит по одному
электрону, т.е. участвует «в равной доле» (Льюис, 1916 г.). Ниже приведены
схемы образования химических связей в молекулах H2, F2, NH3 и CH4.
Электроны, принадлежащие различным атомам, обозначены различными
символами.
C
В результате образования химических связей каждый из атомов в молекуле
имеет устойчивую двух- и восьмиэлектронную конфигурацию.
При возникновении ковалентной связи происходит перекрывание
электронных облаков атомов с образованием молекулярного электронного
облака, сопровождающееся выигрышем энергии. Молекулярное электронное
облако располагается между центрами обоих ядер и обладает повышенной
электронной плотностью по сравнению с плотностью атомного электронного
облака.
Осуществление ковалентной связи возможно лишь в случае
антипараллельных спинов неспаренных электронов, принадлежащих
различным атомам. При параллельных спинах электронов атомы не
притягиваются, а отталкиваются: ковалентная связь не осуществляется. Метод
описания химической связи, образование которой связано с общей электронной
парой, называется методом валентных связей (МВС).
1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с
противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара
принадлежит двум атомам.
2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются
взаимодействующие электронные облака.
При написании структурных формул электронные пары, обусловливающие
связь, часто изображаются черточками (вместо точек, изображающих
обобществленные электроны).
Важное значение имеет энергетическая характеристика химической связи.
При образовании химической связи общая энергия системы (молекулы) меньше
энергии составных частей (атомов), т.е. ЕABЕА+ЕB.
Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять
или замещать определенное число атомов другого элемента. С этой точки зрения
валентность атома проще всего определять по числу атомов водорода,
образующих с ним химические связи, или числом атомов водорода, замещаемых
атомом этого элемента.
С развитием квантовомеханических представлений об атоме валентность
стали определять числом неспаренных электронов, участвующих в образовании
химических связей. Кроме неспаренных электронов, валентность атома также
зависит от числа пустых и полностью заполненных орбиталей валентного
электронного слоя.
Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании
молекулы из атомов. Энергию связи обычно выражают в кДж/моль (или
ккал/моль). Это одна из важнейших характеристик химической связи. Более
устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Известно, например,
что атомы водорода стремятся объединиться в молекулу. Это означает, что
система, состоящая из молекул Н2 содержит меньше энергии, чем система,
состоящая из такого же числа атомов Н, но не объединенных в молекулы.
Высокая энергия
Энергия
отталкивание
2
r0
0
Изолированные атомы
Есв
r
1
притяжение
Рис. 2.1 Зависимость потенциальной энергии Е системы из двух атомов
водорода от межъядерного расстояния r: 1 - при образовании химической связи;
2 – без ее образования.
На рисунке 2.1 показана энергетическая кривая, характерная для
взаимодействующих атомов водорода. Сближение атомов сопровождается
выделением энергии, которое будет тем больше, чем больше перекроются
электронные облака. Однако в обычных условиях, вследствие кулоновского
отталкивания, невозможно достичь слияния ядер двух атомов. Значит, на какомто расстоянии вместо притяжения атомов, будет происходить их отталкивание.
Таким образом, расстояние между атомами r0, которому отвечает минимум на
энергетической кривой, будет соответствовать длине химической связи (кривая
1). Если же спины электронов у взаимодействующих атомов водорода
одинаковы, то будет происходить их отталкивание (кривая 2). Энергия связи для
различных атомов изменяется в пределах 170–420 кДж/моль (40–100
ккал/моль).
Процесс перехода электрона на более высокий энергетический подуровень
или уровень (т.е. процесс возбуждения или распаривания, о котором говорилось
ранее) требует затраты энергии. При образовании химической связи происходит
выделение энергии. Для того, чтобы химическая связь была устойчивой,
необходимо, чтобы увеличение энергии атома за счет возбуждения было меньше
энергии образующейся химической связи. Иными словами, необходимо, чтобы
затраты энергии на возбуждение атомов были скомпенсированы выделением
энергии за счет образования связи.
Химическая связь, кроме энергии связи, характеризуется длиной,
кратностью и полярностью. Для молекулы, состоящей более чем из двух атомов,
существенными являются величины углов между связями и полярность молекулы
в целом.
Кратность связи определяется количеством электронных пар,
связывающих два атома. Так, в этане Н3С–СН3 связь между атомами углерода
одинарная, в этилене Н2С=СН2 – двойная, в ацетилене НССН – тройная. С
увеличением кратности связи увеличивается энергия связи: энергия связи С–С
составляет 339 кДж/моль, С=С - 611 кДж/моль и CC - 833 кДж/моль.
Химическая связь между атомами обусловливается перекрыванием
электронных облаков. Если перекрывание происходит вдоль линии,
соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью (σ-связь).
Она может быть образована за счет двух s-электронов, s- и p-электронов, двух pxэлектронов, s и d электронов (например d 2 2 ):
(x  z )
Химическая
связь,
осуществляемая
одной электронной
парой, называется
одинарной. Одинарная связь – всегда σ-связь. Орбитали типа s могут
образовывать только σ-связи.
Связь двух атомов может осуществляться более чем одной парой
электронов. Такая связь называется кратной. Примером образования кратной
связи может служить молекула азота. В молекуле азота px-орбитали образуют
одну σ-связь. При образовании связи pz-орбиталями возникают две области
перекрывания – выше и ниже оси х:
Такая связь называется пи-связью (π-связь). Возникновение π-связи между
двумя атомами происходит только тогда, когда они уже связаны σ-связью.
Вторую π-связь в молекуле азота образуют ру-орбитали атомов. При образовании
π-связей электронные облака перекрываются меньше, чем в случае σ-связей.
Вследствие этого π-связи, как правило, менее прочны, чем σ-связи, образованные
теми же атомными орбиталями.
р-орбитали могут образовывать как σ-, так и π-связи; в кратных связях одна

из них обязательно является σ-связью:
NσN.

Таким образом, в молекуле азота из трех связей одна - σ-связь и две - πсвязи.
Длиной связи называется расстояние между ядрами связанных атомов.
Длины связей в различных соединениях имеют величины десятых долей
нанометра. При увеличении кратности длины связей уменьшаются: длины связей
N–N , N=N и NN равны 0,145; 0,125 и 0,109 нм (10-9 м), а длины связей C-C, C=C
и CC равны, соответственно, 0,154; 0,134 и 0,120 нм.
Между разными атомами чистая ковалентная связь может проявляться,
если электроотрицательность (ЭО)1 атомов одинакова. Такие молекулы
электросимметричны, т.е. «центры тяжести» положительных зарядов ядер и
отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке, поэтому их
называют неполярными.
l= 0
Если соединяющиеся атомы обладают различной ЭО, то электронное
облако, находящееся между ними, смещается из симметричного положения
ближе к атому с большей ЭО:
l1
Смещение электронного облака называется поляризацией. В результате
односторонней поляризации центры тяжести положительных и отрицательных
зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, между ними возникает
некоторое расстояние (l). Такие молекулы называются полярными или
диполями, а связь между атомами в них называется полярной.
Полярная связь – разновидность ковалентной связи, претерпевшей
незначительную одностороннюю поляризацию. Расстояние между «центрами
тяжести» положительных и отрицательных зарядов в молекуле называется
длиной диполя. Естественно, что чем больше поляризация, тем больше длина
диполя и больше полярность молекул. Для оценки полярности молекул обычно
пользуются постоянным дипольным моментом (Мр), представляющим собой
произведение величины элементарного электрического заряда (e) на длину
диполя (l), т.е. M p  el .
Дипольные моменты измеряют в дебаях Д (Д = 10-18 эл. ст. ед.  см, т.к.
элементарный заряд равен 4,810-10 эл. ст. ед., а длина диполя в среднем равна
расстоянию между двумя ядрами атомов, т.е. 10-8 см) или кулонометрах (Клм) (1
Д = 3,33·10-30 Клм) (заряд электрона 1,6·10-19 Кл умноженный на расстояние
между зарядами, например, 0,1 нм, тогда Мр = 1,6·10-19110-10 = 1,6·10-29 Кл · м).
Постоянные дипольные моменты молекул имеют значения от нуля до 10 Д.
У неполярных молекул l= 0 и Мр = 0, т.е. они не обладают дипольным
моментом. У полярных молекул Мр> 0 и достигает значений 3,5 – 4,0 Д.
При очень большой разности ЭО у атомов имеет место явная
односторонняя поляризация: электронное облако связи максимально смещается в
сторону атома с наибольшей ЭО, атомы переходят в противоположно
заряженные ионы и возникает ионная молекула:
К+
l2
Ковалентная связь становится ионной. Электроасимметрия молекул
возрастает, длина диполя увеличивается, дипольный момент возрастает до 10 Д.
Суммарный дипольный момент сложной молекулы можно считать равным
векторной сумме дипольных моментов отдельных связей. Дипольный момент
обычно принято считать направленным от положительного конца диполя к
отрицательному.
Предсказать полярность связи можно с помощью относительной ЭО
атомов. Чем больше разность относительных ЭО атомов, тем сильнее выражена
полярность: ЭО = 0 – неполярная ковалентная связь; ЭО = 0 – 2 – полярная
ковалентная связь;ЭО = 2 – ионная связь. Правильнее говорить о степени
ионности связи, поскольку связи не бывают ионными на 100%. Даже в
соединении CsF связь ионная только на 89%.
Химическая связь, возникающая за счет перехода электронов от атома к
атому, называется ионной, а соответствующие молекулы химических соединений
– ионными. Для ионных соединений в твердом состоянии характерна ионная
кристаллическая решетка. В расплавленном и растворенном состоянии они
проводят электрический ток, обладают высокой температурой плавления и
кипения и значительным дипольным моментом.
Если рассматривать соединения элементов какого-либо периода с одним и
тем же элементом, то по мере передвижения от начала к концу периода
преимущественно ионный характер связи сменяется на ковалентный. Например,
у фторидов 2-го периода LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 степень ионности связи от
фторида лития постепенно ослабевает и заменяется типично ковалентной связью
в молекуле фтора.
Таким образом, природа химической связи едина: принципиального
различия в механизме возникновения ковалентной полярной и ионной связей нет.
Эти виды связи отличаются лишь степенью поляризации электронного облака
молекулы. Возникающие молекулы отличаются длинами диполей и величинами
постоянных дипольных моментов. В химии значение дипольного момента очень
велико. Как правило, чем больше дипольный момент, тем выше реакционная
способность молекул.
2. Механизмы образования связей.
В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный
механизмы образования химической связи.
Обменный механизм. К обменному механизму образования химической
связи относятся случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома
участвует по одному электрону.
В молекулах Н2, Li2, Na2 связи образуются за счет неспаренных sэлектронов атомов. В молекулах F2 и Cl2 – за счет неспаренных р-электронов. В
молекулах HF и HCl связи образуются s-электронами водорода и p-электронами
галогенов.
Особенностью образования соединений по обменному механизму является
насыщаемость, которая показывает, что атом образует не любое, а ограниченное
количество связей. Их число, в частности, зависит от количества неспаренных
валентных электронов.
Из квантовых ячеек N и Н можно видеть, что атом азота имеет 3
N    
H 
2s
2p
1s
неспаренных электрона, а атом водорода – один. Принцип насыщаемости
указывает на то, что устойчивым соединением должен быть NH3, а не NH2, NH
или NH4. Однако существуют молекулы, содержащие нечетное число электронов,
например, NO, NO2, ClO2. Все они характеризуются повышенной реакционной
способностью.
На отдельных стадиях химических реакций могут образовываться и
валентно ненасыщенные группы, которые называются радикалами, например, H,
NH2, O, CH3. Реакционная способность радикалов очень высока и поэтому время
их существования, как правило, мало.
Донорно-акцепторный механизм
Известно, что валентно насыщенные соединения аммиак NH3 и трифторид
бора BF3 реагируют друг с другом по реакции
NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 кДж/моль.
Рассмотрим механизм этой реакции:
2s
2p
2s
2p
B*
+N
NH3
BF3
2s
2p
B*
F
F
F
N
H
H
H
F3B·NH3
Видно, что из четырех орбиталей бора три заселены, а одна - остается
вакантной. В молекуле аммиака заселены все четыре орбитали азота, из них три –
по обменному механизму электронами азота и водорода, а одна содержит
электронную пару, оба электрона которой принадлежат азоту. Такая электронная
пара называется неподеленной электронной парой. Образование соединения
H3N·BF3 происходит за счет того, что неподеленная электронная пара аммиака
занимает вакантную орбиталь фторида бора. При этом уменьшается
потенциальная энергия системы и выделяется эквивалентное количество энергии.
Подобный механизм образования называют донорно-акцепторным, донором –
такой атом, который отдает свою электронную пару для образования связи (в
данном случае атом азота); а атом, который предоставляя вакантную орбиталь,
принимает электронную пару, называется акцептором (в данном случае атом
бора). Донорно-акцепторная связь является разновидностью ковалентной связи.
В соединении H3N·BF3 азот и бор – четырехвалентны. Атом азота повышает
свою валентность от 3 до 4 в результате использования неподеленной
электронной пары для образования дополнительной химической связи. Атом
бора повышает валентность за счет наличия у него свободной орбитали на
валентном электронном уровне. Таким образом, валентность элементов
определяется не только числом неспаренных электронов, но и наличием
неподеленных электронных пар и свободных орбиталей на валентном
электронном уровне.
Более простым случаем образования химической связи по донорноакцепторному механизму является реакция аммиака с ионом водорода:

NH3  H   NH4 . Роль акцептора электронной пары играет пустая орбиталь иона
водорода. В ионе аммония NH4+ атом азота четырехвалентен.
3 Типы взаимодействия молекул.
Важной характеристикой молекулы, состоящей более чем из двух атомов,
является ее геометрическая конфигурация. Она определяется взаимным
расположением атомных орбиталей, участвующих в образовании химических
связей.
Перекрывание электронных облаков возможно только при определенной
взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания
располагается
в
определенном
направлении
по
отношению
к
взаимодействующим атомам.
При образовании ионной связи электрическое поле иона обладает
сферической симметрией и поэтому ионная связь не обладает направленностью и
насыщаемостью.
NaCl
CsCl
к.ч. = 6
к.ч. = 6
Угол между связями в молекуле воды составляет 104,5о. Величину его
можно объяснить на основании квантово-механических представлений.
Электронная схема атома кислорода 2s22p4. Две неспаренные p-орбитали
расположены под углом 90о друг к другу - максимум перекрывания электронных
облаков s-орбиталей атомов водорода с p-орбиталями атома кислорода будет в
том случае, если связи расположены под углом 90о. В молекуле воды связь О – Н
полярна. На атоме водорода эффективный положительный заряд δ +, на атоме
кислорода - δ-. Поэтому увеличение угла между связями до 104,5о объясняется
расталкиванием эффективных положительных зарядов атомов водорода, а также
электронных облаков.
Электроотрицательность серы значительно меньше, чем ЭО кислорода.
Поэтому полярность связи H –S в H2S меньше полярности связи Н–О в Н2О, а
длина связи H–S (0,133 нм) больше, чем Н–О (0,56 нм) и угол между связями
приближается к прямому. Для H2S он составляет 92о, а для H2Se – 91o.
По этим же причинам молекула аммиака имеет пирамидальное строение и
угол между валентными связями H–N–H больше прямого (107,3о). При переходе
от NH3 к PH3, AsH3 и SbH3 углы между связями составляют соответственно 93,3о;
91,8о и 91,3о.
Гибридизация атомных орбиталей
Возбужденный атом бериллия имеет конфигурацию 2s12p1, возбужденный
атом бора - 2s12p2 и возбужденный атом углерода - 2s12p3. Поэтому можно
считать, что в образовании химических связей могут участвовать не одинаковые,
а различные атомные орбитали. Например, в таких соединениях как BeCl2,
BeCl3,CCl4 должны быть неравноценные по прочности и направлению связи,
причем σ-связи из p-орбиталей должны быть более прочными, чем связи из sорбиталей, т.к. для p-орбиталей имеются более благоприятные условия для
перекрывания. Однако опыт показывает, что в молекулах, содержащих
центральные атомы с различными валентными орбиталями (s, p, d), все связи
равноценны. Объяснение этому дали Слейтер и Полинг. Они пришли к выводу,
что различные орбитали, не сильно отличающиеся по энергиям, образуют
соответствующее число гибридных орбиталей. Гибридные (смешанные) орбитали
образуются из различных атомных орбиталей. Число гибридных орбиталей равно
числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали
одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с
атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования
химических связей и поэтому обусловливают лучшее перекрывание электронных
облаков.
Гибридизация атомных орбиталей требует затрат энергии, поэтому
гибридные орбитали в изолированном атоме неустойчивы и стремятся
превратиться в чистые АО. При образовании химических связей гибридные
орбитали стабилизируются. Вследствие более прочных связей, образованных
гибридными орбиталями, из системы выделяется больше энергии, и поэтому
система становится более стабильной.
sp–гибридизация имеет место, например, при образовании галогенидов Be,
Zn, Co и Hg (II). В валентном состоянии все галогениды металлов содержат на
соответствующем энергетическом уровне s и p-неспаренные электроны. При
образовании молекулы одна s- и одна р-орбиталь образуют две гибридные spорбитали под углом 180о.
Экспериментальные данные показывают, что все галогениды Be, Zn, Cd и
Hg (II) линейны и обе связи имеют одинаковую длину.
sp2-гибридизация. В результате гибридизации одной s-орбитали и двух pорбиталей образуются три гибридные sp2-орбитали, расположенные в одной
плоскости под углом 120о друг к другу.
sp3-гибридизация характерна для соединений углерода. В результате
гибридизации одной s-орбитали и трех р-орбиталей образуются четыре
гибридные sp3-орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между
орбиталями 109,5о.
Гибридизация проявляется в полной равноценности связей атома углерода
с другими атомами в соединениях, например, в CH4, CCl4, C(CH3)4 и др.
В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и fорбитали.
При sp3d2-гибридизации
образуется 6 равноценных облаков. Она
наблюдается в таких соединениях как [SiF6], [Fe(CN)6].
Представления о гибридизации дают возможность понять такие
особенности строения молекул, которые не могут быть объяснены другим
способом.
Гибридизация атомных орбиталей (АО) приводит к смещению
электронного облака в направлении образования связи с другими атомами. В
результате области перекрывания гибридных орбиталей оказываются больше,
чем для чистых орбиталей и прочность связи увеличивается.
Поляризуемость и поляризующее действие ионов и молекул
В электрическом поле ион или молекула деформируются, т.е. в них
происходит относительное смещение ядер и электронов. Такая деформируемость
ионов и молекул называется поляризуемостью. Поскольку наименее прочно в
атоме связаны электроны внешнего слоя, то они испытывают смещение в первую
очередь.
Поляризуемость анионов, как правило, значительно выше поляризуемости
катионов.
При одинаковой структуре электронных оболочек поляризуемость иона
уменьшается по мере увеличения положительного заряда, например, в ряду:
F   Ne  Na   Mg 2  Al 3  Si 4
Для ионов электронных аналогов поляризуемость увеличивается с ростом
Li   Na   K   Rb   Cs 
числа
электронных
слоев,
например:
или



F  Cl  Br  I .
Поляризуемость молекул определяется поляризуемостью входящих в них
атомов, геометрической конфигурацией, количеством и кратностью связей и др.
Вывод об относительной поляризуемости возможен лишь для аналогично
построенных молекул, различающихся одним атомом. В этом случае о различии в
поляризуемости молекул можно судить по различию в поляризуемости атомов.
Электрическое поле может быть создано как заряженным электродом, так и
ионом. Таким образом, ион сам может оказывать поляризующее действие
(поляризацию) на другие ионы или молекулы. Поляризующее действие иона
возрастает с увеличением его заряда и уменьшением радиуса.
Поляризующее действие анионов, как правило, значительно меньше, чем
поляризующее действие катионов. Это объясняется большими размерами
анионов по сравнению с катионами.
Молекулы обладают поляризующим действием в том случае, если они
полярны; поляризующее действие тем выше, чем больше дипольный момент
молекулы.
Поляризующая способность увеличивается в ряду Li   Na   K   Rb   Cs  ,
т.к. радиусы увеличиваются и электрическое поле, создаваемое ионом,
уменьшается.
4 Водородная связь.
Водородная связь является особым видом химической связи. Известно, что
соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами, такими как
F, О, N, имеют аномально высокие температуры кипения. Если в ряду Н2Тe –
H2Se – H2S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от
H2S к Н2О наблюдается резкий скачок к увеличению этой температуры. Такая же
картина наблюдается и в ряду галогенводородных кислот. Это свидетельствует о
наличии специфического взаимодействия между молекулами Н2О, молекулами
HF. Такое взаимодействие должно затруднять отрыв молекул друг от друга, т.е.
уменьшать их летучесть, а, следовательно, повышать температуру кипения
соответствующих веществ. Вследствие большой разницы в ЭО химические связи
H–F, H–O, H–N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет
положительный эффективный заряд (δ+), а на атомах F, O и N находится избыток
электронной плотности, и они заряжены отрицательно (-). Вследствие
кулоновского
притяжения
происходит
взаимодействие
положительно
заряженного атома водорода одной молекулы с электроотрицательным атомом
другой молекулы. Благодаря этому молекулы притягиваются друг к другу
(жирными точками обозначены водородные связи).


Водородной называется такая связь,
которая образуется посредством атома

водорода, входящего в состав одной из
двух связанных частиц (молекул или
ионов). Энергия водородной связи (21–29

кДж/моль
или
5–7
ккал/моль)
приблизительно в 10 раз меньше энергии
обычной химической связи. И тем не
     
менее, водородная связь обусловливает
существование в парах димерных молекул
(Н2О)2, (HF)2 и муравьиной кислоты.
В ряду сочетаний атомов НF, HO, HN, HCl, HS энергия водородной связи
падает. Она также уменьшается с повышением температуры, поэтому вещества в
парообразном состоянии проявляют водородную связь лишь в незначительной
степени; она характерна для веществ в жидком и твердом состояниях. Такие
вещества как вода, лед, жидкий аммиак, органические кислоты, спирты и
фенолы, ассоциированы в димеры, тримеры и полимеры. В жидком состоянии
наиболее устойчивы димеры.

5 Метод ВС и метод МО.
Ранее рассматривались связи, обусловливающие образование молекул из атомов.
Однако между молекулами также существует взаимодействие. Оно является
причиной конденсации газов и превращения их в жидкие и твердые тела. Первую
формулировку силам межмолекулярного взаимодействия дал в 1871 г. Ван-дерВаальс. Поэтому они получили название вандерваальсовых сил. Силы
межмолекулярного взаимодействия можно подразделить наориентационные,
индукционные и дисперсионные.
Полярные молекулы вследствие электростатического взаимодействия
разноименных концов диполей ориентируются с пространстве так, что
отрицательные концы диполей одних молекул повернуты к положительным
концам диполей других молекул (ориентационное межмолекулярное
взаимодействие).
Энергия такого взаимодействия определяется электростатическим
притяжением двух диполей. Чем больше диполь, тем сильнее межмолекулярное
притяжение (Н2О, HCl).
Тепловое движение молекул препятствует взаимной ориентации молекул,
поэтому с ростом температуры ориентационный эффект ослабевает.
Индукционное взаимодействие наблюдается также и у веществ с
полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее
ориентационного.
Полярная молекула может увеличивать полярность соседней молекулы.
Иными словами, под влиянием диполя одной молекулы может увеличиваться
диполь другой молекулы, а неполярная молекула может стать полярной:
а
б
Дипольный момент, появляющийся в результате поляризации другой
молекулой или ионом, называется индуцированным дипольным моментом, а само
явление – индукцией. Таким образом, на ориентационное взаимодействие всегда
должно накладываться индукционное взаимодействие молекул.
В случае неполярных молекул (например, Н2, N2 или атомов благородных
газов) ориентационное и индукционное взаимодействие отсутствует. Однако
известно, что водород, азот и благородные газы сжигаются. Для объяснения этих
фактов Лондон ввел понятие дисперсионных сил межмолекулярного
взаимодействия. Эти силы взаимодействуют между любыми атомами и
молекулами независимо от их строения. Они вызываются мгновенными
дипольными моментами, согласованно возникающими в большой группе атомов:
а
+ - +б
-+ -+
В каждый данный момент времени направление диполей может быть иным.
Однако их согласованное возникновение обеспечивает слабые силы
взаимодействия, приводящие к образованию жидких и твердых тел. В частности,
оно обусловливает переход благородных газов при низких температурах в
жидкое состояние.
Таким образом, наименьшей составляющей среди сил, действующих между
молекулами, является дисперсионное взаимодействие. Между молекулами с
малой полярностью или не имеющими полярности (CH4, H2, HI) действующими
силами являются в основном дисперсионные. Чем больше собственный
дипольный момент молекул, тем больше ориентационные силы взаимодействия
между ними.
В ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с
увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ. Например,
в HCl на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного
взаимодействия, для НВr эта величина составляет 95%, а для HI – 99,5%.
Метод молекулярных орбиталей (МО)
Метод ВС широко используется химиками. В рамках этого метода большая
и сложная молекула рассматривается как состоящая из отдельных двухцентровых
и двухэлектронных связей. Принимается, что электроны, обусловливающие
химическую связь, локализованы (расположены) между двумя атомами. К
большинству молекул метод ВС может быть применен с успехом. Однако
имеется ряд молекул, к которым этот метод неприменим или его выводы
находятся в противоречии с опытом.
Установлено, что в ряде случаев определяющую роль в образовании
химической связи играют не электронные пары, а отдельные электроны. На
возможность химической связи при помощи одного электрона указывает
существование иона Н 2 . При образовании этого иона из атома водорода и иона
водорода выделяется энергия в 255 кДж (61 ккал). Таким образом, химическая
связь в ионе Н 2 довольно прочная.
Если попробовать описать химическую связь в молекуле кислорода по
методу ВС, то придем к заключению, что, во-первых, она должна быть двойной
(σ- и -связи), во-вторых, в молекуле кислорода все электроны должны быть
спарены, т.е. молекула О2 должна быть диамагнитна. [У диамагнитных веществ
атомы не обладают постоянным магнитным моментом и вещество выталкивается
из магнитного поля. Парамагнитным веществом называется то, атомы которого
или молекулы обладают магнитным моментом, и оно обладает свойством
втягиваться в магнитное поле]. Экспериментальные данные показывают, что по
энергии связь в молекуле кислорода действительно двойная, но молекула
является не диамагнитной, а парамагнитной. В ней имеется два неспаренных
электрона. Метод ВС бессилен объяснить это факт.
Наилучшим способом квантовомеханической трактовки химической связи
в настоящее время считается метод молекулярных орбиталей (МО). Однако он
гораздо сложнее метода ВС и не столь нагляден, как последний.
Метод МО рассматривает все электроны молекулы находящимися на
молекулярных орбиталях. В молекуле электрон находится на определенной МО,
описываемой соответствующей волновой функцией ψ.
Типы МО. Когда электрон одного атома при сближении попадает в сферу
действия другого атома, характер движения, а следовательно, и волновая
функция электрона, изменяется. В образовавшейся молекуле волновые функции,
или орбитали
электронов,
неизвестны.
Существует
несколько
способов
определения
вида МО по известным АО.
Чаще всего МО
получают
линейной
атомных орбиталей (ЛКАО).
комбинацией
Принцип
Паули, правило Гунда, принцип
наименьшей
энергии справедлив и для
метода МО.
ψ АВ  c1 ψ А  c 2 ψ В ;
ψ АВ  c 3 ψ А  c 4 ψ В .
Рис. 2 Образование связывающих и разрыхляющих молекулярных
орбиталей из атомных орбиталей.
В простейшем графическом виде МО, как ЛКАО, можно получить,
складывая или вычитая волновые функции. На рисунке 2.2 представлено
образование связывающих и разрыхляющих МО из исходных АО.
АО могут образовывать МО, если энергии соответствующих АО близки по
величине и АО имеют одинаковую симметрию относительно оси связи.
Волновые функции, или орбитали, водорода 1s могут дать две
линейные комбинации – одну при сложении, другую - при вычитании (рис. 2.2).
Когда волновые функции складываются, то в области перекрывания
плотность электронного облака, пропорциональная ψ2, становится больше, между
ядрами атомов создается избыточный отрицательный заряд и ядра атомов
притягиваются к нему. МО, полученная сложением волновых функций атомов
водорода, называется связывающей.
Если волновые функции вычитаются, то в области между ядрами атомов
плотность электронного облака становится равной нулю, электронное облако
«выталкивается» из области, находящейся между атомами. Образующаяся МО
не может связывать атомы и называется разрыхляющей.
Поскольку s-орбитали водорода образуют только σ-связь, то полученные
МО обозначаются σcв и σр. МО, образованные 1s-атомными орбиталями,
обозначаются σcв1s и σр1s.
На связывающей МО потенциальная (и полная) энергия электронов
оказывается меньше, чем на АО, а на разрыхляющей – больше. По абсолютной
величине возрастание энергии электронов на разрыхляющих орбиталях
несколько больше уменьшения энергии на связывающих орбиталях. Электрон,
находящийся на связывающих орбиталях, обеспечивает связь между атомами,
стабилизируя молекулу, а электрон на разрыхляющей орбитали дестабилизирует
молекулу, т.е. связь между атомами ослабевает. Еразр.  Есв.
МО образуются и из 2р-орбиталей одинаковой симметрии: связывающая и
разрыхляющая σ-орбитали из 2р-орбиталей, расположенных по оси х. Они
обозначаются σcв2р и σр2р. Связывающая
и разрыхляющая -орбитали
образуются из 2рz-орбиталей. Обозначаются они соответственно πсв2рz, πp2pz.
Аналогично образуются πсв2ру и πр2ру-орбитали.
Основные понятия: Природа химической связи. Ковалентная связь.
Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул. Метод
валентных связей. Метод молекулярных орбиталей. Порядок, длина,энергия
связи. Ионная связь. Металлическая связь. Межмолекулярные взаимодействия.
Типы кристаллических решёток.
Вопросы для самоконтроля:
1.
В чём сущность квантово – механического объяснения природы
химической связи?
2.
Какие основные типы химической связи вам известны? Приведите
примеры.
3.
В чём отличие понятия « валентность» и «степень окисления» ?
4.
В чем смысл направления и насыщаемости ковалентной связи?
5.
Что такое гибридизация атомных орбиталей?
6.
Что называется дипольным моментом? В каких единицах он измеряется?
7.
Какое взаимодействие между частицами называется межмолекулярным?
8.
Почему ионную связь называют электростатической?
9.
Чем можно объяснить электропроводность итеплопроводность твёрдых
металлов?
10. Почему углерод в большинстве своих соединений четырёхвалентен?
МИКРОМОДУЛЬ 2 «ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ
ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
6.Лекция
Энергетика химических процессов
План
1. Термохимические законы.
2. Энтальпии образования химических соединений.
3. Энтропия. Энергия Гиббса.
1. Термохимические законы
Химическое превращение – это качественный скачок, при котором
исчезают одни вещества и появляются другие. Происходящая при этом
перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул сопровождается
выделением или поглощением тепла, света, электричества и т.д. – превращением
химической энергии в другие виды энергии.
Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия. Данные
об энергетических эффектах используются для выяснения направленности
химических процессов, для расчета энергетических балансов технологических
процессов и т.д. С их помощью можно рассчитать температуру горения
различных веществ и материалов, температуру пожаров и т.п.
Состояние системы (вещества или совокупности рассматриваемых
веществ) описывают с помощью ряда параметров состояния – t, p, m. Для
характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений важно знать
также изменение таких свойств системы, как ее внутренняя энергия U, энтальпия
Н, энтропия S, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. По
изменению этих свойств системы можно судить, в частности, об энергетике
процессов.
Химические реакции обычно протекают при постоянном объеме V = const,
V = 0 (например, в автоклаве) или при постоянном давлении p = const
(например, в открытой колбе), т.е. является соответственно изохорными или
изобарными процессами.
Энергетический эффект химического процесса возникает за счет изменения
в системе внутренней энергии U или энтальпии H. Внутренней энергией системы
называют энергию всех видов движения и взаимодействия тел или частиц,
составляющих
систему
(кинетическая
энергия
межмолекулярного
взаимодействия, вращательная энергия, колебательное движение атомов и групп
в молекуле, энергия взаимодействия электронов между собой и с ядрами).
Предположим, что некоторая система за счет поглощения теплоты q
переходит из состояния 1 в состояние 2. В общем случае эта теплота расходуется
на изменение внутренней энергии системы U и на совершение работы против
внешних сил А: q  U  A или U  q  A .
Приведенное уравнение выражает закон сохранения энергии (который
называется также первым законом термодинамики), т.е. означает что сумма
изменения внутренней энергии и совершенной системой работы равна
сообщенной (или выделенной ею) теплоте.
2 Энтальпии образования химических соединений.
Для химических реакций под работой против внешних сил в основном
подразумевается работа против внешнего давления. В первом приближении (при
p = const) она равна произведению давления р на изменение объема системы V
при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:
A  pV2  V1   pV .
При изохорном процессе (V = const), поскольку изменения объема системы
не происходит, А = 0. Тогда переходу системы из состояния 1 в состояние 2
отвечает равенство: qV  U 2  U 1  U . Таким образом, если химическая реакция
протекает при постоянном объеме, то выделение или поглощение теплоты qv
связано с изменением внутренней энергии системы.
При изобарном процессе (p = const) тепловой эффект qр равен:
q p  U  pV ; q p  U 2  U 1   pV2  V1  или
q p  U 2  pV2   U 1  pV1  .
Введем обозначение U  pV  H .
Тогда
qp = H2 – H1 = H.
Величину Н называют энтальпией. Энтальпию можно рассматривать как
энергию расширенной системы. Таким образом, если при изохорном процессе
энергетический эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы
qV  U , то в случае изобарного процесса он равен изменению энтальпии
системы q p  H .
Химические и физические изменения в системе, как правило,
сопровождаются выделением и поглощением теплоты. Наибольшую теплоту,
которую можно получить при химическом процессе при данной температуре,
называют тепловым эффектом процесса. Процессы в химии, при которых
теплота выделяется, называются экзотермическими, а процессы, при которых
теплота
поглощается,
эндотермическими.
Тепловые
эффекты
экзотермических реакций в термохимии принято считать положительными,
а эндотермических функций – отрицательными. В отличие от термохимии в
химической термодинамике, наоборот, положительные значения принимаются
для тепла (Q), поглощенного системой. С целью согласовать систему знаков,
будем тепловой эффект процесса обозначать через Q и считать, что
Q = -q, т.е. QV= -U; QP = -H.
(В химической термодинамике: q – поглощаемая энергия - положительна; q
- отдаваемая (излучаемая) энергия – отрицательна.)
Энергетический эффект реакции, протекающей при постоянном давлении,
отличается от энергетического эффекта реакции, протекающей при постоянном
объеме, на величину pV. Для химического процесса, протекающего
изобарически, V представляет собой разность между суммой объемов исходных
веществ и продуктов реакции. Так, для реакции, записанной в общем виде:
aA  bB  ...  dD  eE  ... ,
изменение объема определяется равенством
V  Vпрод   Vисх  dVD  eVe  ...  aVA  bVB  ...,
где VA, VB, …, VD, VE… - молярные объемы веществ A, B, …, D, E…; Vпрод –
сумма молярных объемов продуктов реакции; Vисх – сумма молярных объемов
исходных веществ.
Следует отметить, что подавляющее большинство химических реакций
происходит при постоянном давлении. Поэтому таким реакциям в дальнейшем
будет уделено наибольшее внимание.
Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с
помощью термохимических расчетов. Абсолютные значения внутренней энергии
и энтальпии определить невозможно. Однако для термохимических расчетов это
несущественно, т.к. здесь представляет интерес энергетический эффект процесса,
т.е. изменение состояния системы – изменение значений U и H (U и Н).
При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается
энтальпия, или внутренняя энергия системы, и значения Н и U для них
отрицательны.
При эндотермических реакциях теплота поглощается, т.е. Н и U системы
возрастают, а Н и U имеют положительные значения (это значит, что продукт
реакции менее устойчив, чем исходное вещество).
Для того, чтобы можно было сравнивать энергетические эффекты
различных процессов, термохимические расчеты обычно относят к 1 моль
вещества и условиям, принятым за стандартные. За стандартные принимают
давление 101325 Па и температуру 25 оС (298,15 К). Стандартные тепловые
0
0
эффекты принято обозначать H 298
(U 298
).
Уравнения химических реакций с указанием тепловых эффектов называют
термохимическими уравнениями.
Термохимическое уравнение реакции синтеза 1 моля воды имеет вид:
H 2 r   1/2O 2 r   H 2 O ж  , ΔH 0298  285,83
кДж
.
моль
В термохимических уравнениях указывается также агрегатное состояние и
полиморфная модификация реагирующих и образующихся веществ: г – газовое,
ж – жидкое, к – кристаллическое и т.д.
В основе термохимических расчетов лежит закон, сформулированный
Гессом Г.И. (1841):
Тепловой эффект зависит только от вида (природы) и состояния
исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е.
от числа и характера промежуточных стадий.
Так, образование оксида углерода (IV) из графита и кислорода можно
рассматривать или как непосредственный результат взаимодействия простых
веществ:
С графит   О 2(r)  СО 2(r) , ΔН1 ,
или как результат процесса, протекающего через промежуточную стадию
образования и сгорания оксида углерода (II):
С графит  1 / 2О 2(r)  СО (r) , ΔН 2 ,
СОг   1 / 2О 2(r)  СО 2 (r) , ΔН 3 ,
или суммарно
Сграфит  О 2(r)  СО2 (r) , ΔН 2  Н 3 .
Согласно закону Гесса, тепловые эффекты образования СО2 как
непосредственно из простых веществ, так и через промежуточную стадию
образования и сгорания СО равны
Н1  ΔН 2  Н 3 .
По приведенному равенству нетрудно вычислить одну из величин Н, зная
две другие. Как известно, тепловые эффекты образования СО2(Н1) и горения СО
(Н3) определяются экспериментально. Тепловой же эффект образования СО
(Н2) измерить невозможно, т.к. при горении углерода в условиях недостатка
кислорода образуется смесь СО и СО2. Но теплоту образования СО можно
рассчитать по известным значениям
ΔН 2  ΔН1  ΔН 3 ; ΔН 2  110,5
ΔН 1 (393,5
кДж
)
моль
и
ΔН 3 (283,0
кДж
):
моль
кДж
.
моль
Следствия из закона Гесса:
1. Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с
обратным знаком, т.е. для реакций
A  В Н1 ,
В  А Н 2 ,
отвечающие им тепловые эффекты Н1 и ΔН 2 связаны равенством
Н1   ΔН 2 .
2. Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит
в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма
тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций
A  В Н 1
В  С Н 2
С  D Н 3
D  А Н 4
сумма их тепловых эффектов
Н1  Н 2  Н 3  Н 4  0 .
В термохимических расчетах широко используют энтальпии (теплоты)
образования веществ.
Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции
образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют
стандартные энтальпии образования. Их обозначают ΔH 0обр. 298 или ΔH 0f 298 (часто
один из индексов опускают; f – от англ. formation).
Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в
стандартных условиях (газообразный кислород, жидкий бром, кристалллический
иод, ромбическая сера, графит и т.д.), принимают равными нулю.
Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий
образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования
исходных веществ. Для реакций вида
aA  bB  ...  dD  eE...
тепловой эффект Нх.р. определяется равенством

 

H x.p.  dH 0f , D  eH 0f , E  ...  aH 0f , A  bH 0f , B  ...
или
H x.p.   H 0f ,прод  H 0f ,исх .
Примеры.
1. Для реакции взаимодействия
газообразного оксида серы (VI)
кристаллического
оксида
алюминия
и
Al 2 O3  3SO3  Al2 SO4 3
кДж
моль
Н х0. р.  H 0f , Al2  SO4 3  H 0f , Al2O3  3H 0f , SO3 
кДж
  3442,2   1676,0  3   396,1  577,9

моль
H
0
f ,. 298
- 167,0
- 396,1

- 3442,2

2. Реакция термического разложения СаСО3:
CaCO3  CaO  CO2
H 0f , 298
кДж
моль
 1206 ,9
-635,5
-393,5
Н х0. р.   635,5   393,5   1206,9   177,9
кДж

моль
3. Реакция разложения бертолетовой соли
2K Cl O 3  2 KCl  3O2
H
0
f .298
- 391,2
- 435,9
0
H х0. р.  2   435,9  0  2   391,2  89,4
кДж

моль
Энтальпии образования известны примерно для 4000 веществ в
различных агрегатных состояниях. Это позволяет чисто расчетным путем
установить энергетические эффекты самых разнообразных процессов.
3 Энтропия. Энергия Гиббса.
Большинство процессов представляет собой два одновременно
происходящих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности
расположения частиц относительно друг друга.
Частицам (атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному
движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного
состояния в менее упорядоченное.
Так, если, например, баллон с газом соединить с сосудом, то газ из
баллона будет распределяться по всему объему сосуда. При этом система из
более упорядоченного состояния (с меньшим беспорядком) переходит в
состояние менее упорядоченное (с большим беспорядком).
Количественной мерой беспорядка является энтропия S.
Или другими словами: энтропия – мера неупорядоченности системы. Ее
представляют как логарифмическое выражение вероятности существования
вещества или различных его форм:
S  к ln W ,
где S – энтропия, к 
R
- коэффициент пропорциональности (к – постоянная
N
Больцмана), W – термодинамическая вероятность существования вещества или
какой-либо его формы, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих
данному макросостоянию вещества.
При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее
упорядоченное энтропия возрастает (S> 0). Чтобы оценить изменение энтропии
при переходе из состояния 1 в состояние 2 необходимо, как обычно, из величины
какого-либо свойства, характеризующего конечное состояние, вычесть величину
того же свойства, характеризующего начальное состояние:
S  S 2  S1  к ln W2  к ln W1  к ln
W2
.
W1
II закон термодинамики: в изолированных системах энтропия
самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. S> 0.
Переход же системы из менее упорядоченного состояния в более
упорядоченное связан с уменьшением энтропии, и самопроизвольное протекание
подобного процесса менее вероятно. Так, ясно, что в рассматриваемом примере
невероятно, чтобы газ самостоятельно собрался в баллоне.
В случае перехода системы из менее упорядоченного состояния в более
упорядоченное энтропия системы уменьшается (S< 0).
Нетрудно понять, что энтропия возрастает при переходе жидкости в пар,
при растворении кристаллического вещества, при расширении газов и т.д. Во
всех этих случаях наблюдается уменьшение порядка в относительном
расположении частиц. Наоборот, в процессах конденсации, кристаллизации
веществ энтропия уменьшается.
Вероятность существования различных соединений вещества (газ,
кристаллическое, жидкое) можно описать как некоторое свойство и
количественно выразить значением энтропии S. [Энтропия может измеряться в
энтропийных единицах 1 э.е. = 1 кал/(мольград.) = 4,1868 Джмольград.]
Энтропии веществ, как и энтальпии их образования, принято относить к
определенным условиям. Обычно это стандартные условия. Энтропию в этом
0
случае обозначают S 298
и называют стандартной.
В соответствии со степенью беспорядка энтропия вещества в газовом
состоянии значительно выше, чем в жидком, а тем более – в кристаллическом.
0
0
Например, S 298
, H O ж   69,96 э.е., S 298 , H O пар  188,74 э.е.
2
2
При данном агрегатном состоянии энтропия тем значительнее, чем больше
атомов в молекуле. Например,
0
0
S 298
,O ( r)  238,8 э.е., S 298 ,O ( r)  205,03 э.е. ;
3
0
S 298 ,CO
2
 197,7 э.е.
0
S 298
,CO2
 213,6 э.е.
Чем больше твердость вещества, тем меньше его энтропия. Энтропия
возрастает с увеличением степени дисперсности частиц вещества.
Для химических реакций в целом
aA  bB  ...  dD  eE  ...
изменение энтропии будет
S х. р.   Sпрод.   Sисх.  dSD  eS E  ...  aS A  bS B  ....
Об изменении энтропии в химической реакции можно судить по
изменению объема в ходе реакции:
С ( графит)  1 / 2О2  СО( г ) ,
0
 87,7 э.е.  0 ;
V  0 и S 298
и S 298  90,1 э.е.  0 .
Если в реакции участвуют только твердые и образуются только твердые
вещества или число молей газообразного вещества не изменяется, то изменение
энтропии в ходе ее очень незначительно.
В стандартных условиях энтропия простого вещества не равна нулю.
III закон термодинамики: энтропия чистых веществ, существующих в
виде идеальных кристаллов при температуре 0 К, равна нулю.
Стремление системы к возрастанию энтропии называют энтропийным
фактором. Этот фактор тем больше, чем выше температура. Количественно
энтропийный фактор оценивается произведением Т· S .
Стремление системы к понижению потенциальной энергии называют
энтальпийным фактором. Количественно эта тенденция системы выражается
через тепловой эффект процесса, то есть значением Н .
Самопроизвольно, то есть без затраты работы извне, система может
переходить из менее устойчивого состояния в более устойчивое.
В химических процессах одновременно действуют две тенденции:
стремление частиц объединиться за счет прочных связей в более сложные, что
уменьшает энтальпию системы, и стремление частиц разъединяться, что
увеличивает энтропию. Иными словами, проявляется действие двух прямо
противоположных факторов – энтальпийного ( Н ) и энтропийного (Т· S ).
Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах,
протекающих при постоянных Т и р, отражает изменение энергии Гиббса G
(или изобарно–изотермического потенциала):
3 / 2 Н 2 ( г )  1 / 2 N 2 ( г )  NH 3( г )
V  0
0
G  H  TS .
Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной
возможности или невозможности осуществления процесса. Условием
принципиальной возможности являются неравенство:
G  0 (условие самопроизвольности).
Иными словами, самопроизвольно протекают реакции, если энергия
Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном.
Увеличение энергии Гиббса ( G  0 ) свидетельствует о невозможности
самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях.
Если же G  0 , то система находится в состоянии химического
равновесия.
В соответствии с уравнением G  H  TS самопроизвольному
протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии и увеличение
энтропии системы, то есть когда Н  0 и S  0 .
При других сочетаниях Н и S возможность процесса определяют
либо энтальпийный, либо энтропийный фактор.
Рассмотрим две следующие реакции:
1) СаО  СО2  СаСО3
кДж
Дж
кДж
0
Н х0. р.  177,88
; S 298
 160,48
; G  130,22
;
моль
град  моль
моль
2) СаСО3  СаО  СО2
кДж
Дж
кДж
0
Н х0. р.  177,88
; S 298
 160,48
; Gк0. р.1500  62,84
.
моль
град  моль
моль
Первая реакция экзотермическая, протекает с уменьшением объема.
Возможность этой реакции ( G  0 ) определяется действием энтальпийного
фактора, которое перекрывает противодействие энтропийного фактора:
Н  TS .
Вторая реакция эндотермическая. Протекает с увеличением объема.
Возможность этой реакции ( G  0 ), наоборот, определяется энтропийным
фактором. При высокой температуре энтропийный фактор перекрывает
энтальпийный фактор: Н  TS . Реакция протекает самопроизвольно.
Согласно уравнению G  H  TS влияние температуры на G
определяется знаком и величиной S .
Для реакции с S  0 (2C + O2 2CO) повышение температуры
приводит к увеличению отрицательного значения G . Для реакции с S  0
(2Hg + O2 2HgO) с повышением температуры отрицательное значение G
уменьшается; в этом случае высокотемпературный режим препятствует
протеканию процесса. При соответствующей температуре G приобретает
положительное значение, и реакция должна протекать в обратном направлении.
Если же при протекании процесса энтропия системы не изменяется
С  О2  СО2  , то значение G реакции от температуры практически не
зависит.
При высоких температурах самопроизвольно можут протекать
реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, при низких температурах –
только экзотермические реакции.
Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии ( Н  0 ) и
увеличением энтропии ( S  0 ), практически необратимы. В этом случае G
всегда будет иметь отрицательное значение, какую бы температуру не
применяли. Так, для реакции
2КClO3 = 2KCl+3O2
кДж
кДж
0
Н х0. р.  89,4
, S 298
 494,3
, G  0 при любой температуре.
моль
моль  град
Под стандартной энергией Гиббса образования G f понимают
изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моля вещества в
стандартных условиях из простых веществ, находящихся в стандартном
состоянии.
Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества,
устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.
Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии системы, не
зависит от пути процесса. Поэтому для реакции вида
0
аА  вВ  ...  dD  eE...
изменение стандартной энергии Гиббса G х. р. равно разности между суммой
стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции и суммой
стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ:
Gх0. р.   Gt0,прод.   Gt0,исх.  dGt0,D  eGt0,E  ...  aGt0,A  bGt0,B .
Для реакции NO + 1/2О2 = NO2
0
G 0f
86,58
0
51,5 Gх. р.  51,5  (86,58  0)  35,08 кДж/моль.
0

 

При пользовании значениями G 0f
критерием принципиальной
возможности процесса в нестандартных условиях следует принять условие
G 0  0 , а критерием принципиальной невозможности осуществления процесса
- неравенство G 0  0 . Равенство Gх0. р.  0 означает, что система находится в
равновесии.
Во многих случаях значениями Gх0. р. можно пользоваться лишь для
приближенной оценки направления протекания реакций.
Чем отрицательнее значение Gt0 вещества, тем данное химическое
соединение устойчивее. И наоборот, чем положительней Gt0 , тем менее
устойчиво данное вещество.
Gt0 известны для немногих соединений, но вместе с тем с помощью
Н 0f , 298 и S 0f , 298 можно вычислить Gх0. р. для десятков тысяч реакций, в том числе
предполагаемых и не изученных экспериментально.
Основные понятия: Система. Внутренняя энергия. Работа. Энтальпия.
Тепловой эффект реакции. Закон Гесса. Стандартное состояние. Энтропия.
Энергия химической связи и кристаллической решётки. Энергия Гиббса. Энергия
Гельмгольца.
Вопросы для самоконтроля:
1. Какие из следующих термодинамических функций относятся к функциям
состояния: энтальпия, изобарно – изотермический потенциал, свободная энергия
Гиббса, работа расширения газа?
2. Какую зависимость выражает уравнение второго начала термодинамики?
3. Какой знак имеет изменение энтальпии при замерзании воды?
4. Дайте формулировку третьему закону термодинамики.
5. Дайте определение закону Гесса и следствиям из этого закона.
6. Объясните сущность и природу энтропии.
7. Какое различие между изменением внутренней энергии и изменением
энтальпии процесса? Какие параметры отражают это различие?
8. В чём разница между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса
химической реакции?
9. Какая из модификаций углерода - апмаз или графит – более устойчива при
обычных условиях?
10. Можно ли предсказать влияние температуры на направление химической
реакции, если известна её энтальпия? Ответ подтвердите примером.
7.Лекция
Химическая кинетика. Химическое равновесие
План
1. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
2. Энергия активации химических реакций.
3. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.
1. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Химической кинетикой называется учение о скорости химических
реакций и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р,
катализатора и т.д.).
Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции
заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ),
другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки,
сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре).
Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких
пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода
при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное
время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма
бурно; при 630 °С она реагирует и без катализатора).
Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и
химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них
поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко
меняются.
Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, из
нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых
взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными,
а реакции, в которых вещества соединяются в различных фазах – гетерогенными.
Скорость гомогенной химической реакции принято выражать
изменением концентрации реагирующих веществ или образовывающихся
продуктов реакции в единицу времени. Концентрации исходных веществ в
ходе реакции уменьшаются, а концентрации продуктов реакции возрастают во
времени. Скорость гомогенной химической реакции по мере израсходования
исходных веществ уменьшается.
Средняя скорость реакции vср в интервале времени от t1 до t2 определяется
соотношением:
v
C C
 2 1
cp
t 2  t1
v  
;
моль
лс
.
C
С1
С2
t1
t2
t
Рис. 1 Изменение концентрации исходных веществ во времени.
Мгновенная скорость – это скорость реакции в данный момент времени t.
Она определяется производной от концентрации по времени:
dc
v 
.
t
dt
С
Продукты реакции
Исходные вещества
t
Рис. 2 Изменение концентрации реагирующих веществ во времени.
Скорость реакции всегда считается положительной. Если при расчетах
берем изменение концентрации исходных веществ, то в указанном выражении
ставится знак «-»; если это касается продуктов реакции, то следует принимать
знак «+».
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
природа реагирующих веществ;
концентрация реагентов;
температура;
катализаторы;
дисперсность (для твердых веществ);
кислотность среды (для реакции в растворах);
форма реактора (для цепных реакций);
интенсивность освещения видимыми или УФ-лучами (для фотохимических
реакций);
интенсивность облучения  -лучами (для радиационно – химических реакций)
и т.д.
Природа реагирующих веществ
2NO + O2 = 2NO2 – идет при стандартных условиях.
2CO + O2 = 2CO2 – не реагирует при стандартных условиях, хотя чисто внешне
уравнения данных реакций похожи, но природа веществ различна.
Концентрация реагентов
Необходимой
предпосылкой
взаимодействия
веществ
является
столкновение молекул. Число столкновений, а значит и скорость химической
реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ: чем больше молекул,
тем больше и столкновений.
Закон действующих масс
Для реакции аА + вВ  сС скорость прямой реакции
 пр.  k  [ A]a  [ B]b ,
где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k – константа
скорости химической реакции (данной).
Физический смысл константы скорости: она равна скорости реакции, когда
[А]=1 моль/л и [В]=1 моль/л .
Гомогенная реакция: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
v=k[NO]2·[O2].
Гетерогенная реакция: С(тв.) + О2(г) = СО2(г)
v=k[O2].
Считается, что площадь поверхности угля, на которой происходит реакция,
остается постоянной в течение длительного времени и ее учитывает коэффициент
к.
Влияние температуры на скорость гомогенных реакций
Повышение температуры увеличивает скорость движения молекул и
вызывает, соответственно, возрастание числа столкновений между ними.
Последнее влечет за собой и повышение скорости химической реакции.
В количественном отношении влияние температуры на скорость
гомогенных химических реакций может быть выражено в приближенной форме
правилом Вант-Гоффа:
повышение температуры на 10° увеличивает скорость гомогенных
химических реакций примерно в 2÷4 раза.
v
t
Рис. 3 Изменение скорости реакции в зависимости от повышения
температуры реакции.
Математически это будет выглядеть следующим образом:
k
v
2
k
1
n
 ;
t t
2 1
t
v
2

10
,
t
1
где  - температурный коэффициент скорости реакции, равный примерно 2÷4.
2. Энергия активации химических реакций.
Если бы каждое столкновение приводило к акту взаимодействия, все
реакции должны были бы протекать со скоростью взрыва. На самом деле к актам
взаимодействия приводит лишь незначительное число столкновений. К реакции
приводят столкновения только активных молекул, запас энергии которых
достаточен для совершения элементарного акта реакции. Число активных
соударений при данной температуре пропорционально общему содержанию
реагирующих молекул. С ростом температуры число активных соударений
возрастает гораздо сильнее, чем общее число столкновений.
Для того, чтобы при столкновении молекулы успели прореагировать,
химические связи должны быть «расшатаны». Для этого молекула должна
обладать повышенным запасом энергии. Молекулы, обладающие этим
необходимым запасом энергии, называются активированными. При нагревании
веществ активизация молекул происходит благодаря ускорению их
поступательного движения, а также вследствие усиления колебательного
движения атомов и атомных групп в самих молекулах. Все это приводит к
ослаблению связей внутри молекул. Таким образом, для того, чтобы молекулы
прореагировали, им необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер.
В соответствии с изложенным изменение энергии системы А+В при ее
превращении в S может быть графически представлено следующим образом (рис.
5.4.)
Молекула S образуется из А и В в результате перераспределения атомов и
химических связей. Для образования молекулы S активированные молекулы А и
В при столкновении вначале образуют активированный комплекс АВ, внутри
которого и происходит перераспределение атомов. Энергия, необходимая для
возбуждения молекулы до энергии активирования комплекса, называется
энергией активации Еа.
Н
АВ
S
Еа
ΔH
Н
А+В
Н
прод
исх
а)
Путь реакции
СД
Н
Еа
С+Д
ΔH
 Н исх
Р
Н
б)
прод
Путь реакции
Рис. 4 Диаграмма изменения энтальпий для эндотермических (а)
и экзотермических (б) процессов.
На рисунке а) видно, что продукты реакции обладают большим запасом
энергии, чем исходные вещества, то есть реакция А + В S эндотермическая.
Разность между энергией продуктов реакции и исходных веществ является
тепловым эффектом реакции Н .
Соответствующий график для экзотермической реакции С + Д → Р
представлен на рисунке б).
Взаимосвязь между константой скорости реакции k и энергией активации
Еа определяется уравнением Аррениуса:
k 
A e
Е /
RT
a
,
где А – предэкспоненциальный коэффициент, связанный с вероятностью и
числом столкновений.
Логарифмирование уравнения Аррениуса:
ln k  ln A 
Ea
или lg k  lg A  Ea  1
RT
2,3R T
дает уравнение прямой линии. Знание констант скорости при нескольких
температурах позволяет определить энергию активации данной реакции:
3 Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.
Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически
до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 → 2H2O
+ N2O – никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к
положительному результату).
Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных
условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций
меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие
водорода с иодом:
Н2  I2 
 2HI
 I 2  ; vобр  kобрНI 2 .
v пр  k пр Н 2
Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости
его разложения:
2
v пр  v обр ; k пр Н 2 I 2   k обрНI  .
Иными словами, наступит химическое равновесие:
v
1
v пр  v обр
2
t
Рис. 5 Изменение скорости прямой (1) и обратной (2) реакций
с течением времени.
Химическим равновесиемназывается состояние системы, при котором
скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в
исходные реагенты.
Химическое равновесие являетсядинамическим, то есть его установление
не означает прекращения реакции.
Признаки истинного химического равновесия:
1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии
внешних воздействий;
2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий,
сколь малы бы они ни были;
3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит
к равновесию.
На основании равенства скоростей прямой и обратной реакций при
равновесии можно записать:
2
k пр

HI 

 K .
H 2 I 2  с
k обр
Таким образом видим, что при установившемся равновесии произведение
концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций
исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим
коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет
собой постоянную величину, называемую константой равновесия.
В общем виде для реакции
аА  вВ 
 dD  eE
выражение для константы равновесия должно быть записано:
d
e

D   E 
Kc 
Aa  Bb .
Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются
равновесными концентрациями.
В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение Кс входят только
равновесные концентрации газообразных и растворенных веществ. Так, для
реакции СаСО3 ↔ СаО + СО2
Кс=[СО2].
При неизменных внешних условиях положение равновесия сохраняется
сколь угодно долго. При измении внешних условий положение равновесия может
измениться. Изменение температуры, концентрации реагентов (давления для
газообразных веществ) приводит к нарушению равенств скоростей прямой и
обратной реакций и, соответственно, к нарушению равновесия. Через некоторое
время равенство скоростей восстановится. Но равновесные концентрации
реагентов в новых условиях будут уже другими. Переход системы из одного
равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом
равновесия. Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла
весов. Подобно тому, как оно изменяется от давления груза на одну из чашек,
химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной
реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом
устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям.
Численное значение константы обычно изменяется с изменением
температуры. При постоянной температуре значения Кс не зависят ни от
давления, ни от объема, ни от концентраций веществ.
Зная численное значение Кс, можно вычислить значения равновесных
концентраций или давлений каждого из участников реакции.
Например, допустим, что необходимо вычислить равновесную
концентрацию HI, получающуюся в результате реакции Н2 + I2 ↔ 2HI.
Обозначим исходные концентрации Н2 и I2 через С, а их изменение к моменту
равновесия через х (моль/л). Тогда равновесные концентрации реагентов
составляют:
[I2] = (C – x); [H2] = (C – x) = [I2]; [HI] = 2x.
Имеем
K 
HI 2  2 x 2
. Исходя из этого выражения, можно
H 2 I 2  C  x 2
рассчитать х и, значит, равновесные концентрации реагентов.
Для реакций с участием газов удобнее пользоваться парциальными
давлениями веществ. Константу равновесия в этом случае обозначают через Кр.
Существует связь между Кс и Кр. На примере реакции синтеза аммиака
найдем ее.
N3+ 3H2 ↔ 2NH3;
Кс 
NH 3 2 .
N 2 H 2 3
Концентрации веществ в газовой среде можно выразить как отношение
числа молей n вещества к объему системы V:
С
n
.
V
Значение n можно найти из уравнения Менделеева – Клапейрона:
рV
РV = nRT =>n =
.
RT
Получаем
C
pV
p

.
RT  V RT
Выражаем через полученное значение величину Кс:
2
Kc 
 p NH3 


 RT 
3
 p H 2   p N2 

 

 RT   RT 

2
p NH
3
 
 RT
3
pH  pN
2
2
312

2
p NH
3
3
pH  pN
2
2
Или можно записать другим образом:
Kc 
2
p NH
3
pH
2
3
 pN
2
 nисхnкон 
 RT
После незначительных преобразований получим:
RT 2 .
  nкон nисх 
К с  К р  RT
или
К
где
р
 К
с
 
 RT
n
,
n - разность коэффициентов в уравнении реакции
n  ( d  c )  ( а  в ) .
Для реакций, протекающих без изменения объема получаем:
Кс  К р .
Существует связь между изменением изобарно–изотермического
потенциала химической реакции и константой равновесия, выраженной через
парциальное давление компонентов А, В, С, D, Е при равновесии.
Для температуры 298 она выглядит следующим образом:
0
G298   RT  ln K p .
7
кДж
, то K p  10 и
моль
прямая реакция практически необратима в стандартных условиях: если
0
Если G 298  0 , то
K p  1 ; если
0
G 298
 41,8
0
G298
 41,8кДж , то К р  10 7 и обратная реакция практически необратимая.
Направление смещения положения химического равновесия в результате
изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье: если на
систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в
системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это
воздействие к минимуму.
Основные понятия: Скорость химической реакции. Динамическое
равновесие. Константа химического равновесия. Взаимосвязь константы
равновесия и энергии Гиббса. Принцип Ле – Шателье. Влияние концентрации
реагентов, емпературы и давления на состояние равновесия.
Вопросы для самоконтроля:
1. Как называется раздел химии изучающий скорость химических реакций?
2. Перечислите признаки классификации химических реакций.
3.Что называют константой скорости реакции. От каких факторов она зависит ?
4. Какое правило характеризует влияние температуры на скорость химической
реакции?
5. Что называется энергией активации? Влияние какого фактора она
характеризует?
6. Как влияет поверхность контакта реагирующих веществ на скорость
химической реакции?
7. Как влияет природа реагирующих веществ на скорость реакции?
8. Как влияет концентрация реагирующих веществ на скорость реакции? Дайте
определение закона действующих масс.
9.Какой физический смысл имеет константа химического равновесия?
10.В чём сущность принципа Ле – Шателье ?
11. Что такое гомогенный и гетерогенный катализ?
12. Что такое механизм химической реакции?
МИКРОМОДУЛЬ 3 «РАСТВОРЫ»
8. Лекция
Растворы. Истинные растворы
План
1. Водные растворы.
2. Способы выражения состава растворов.
1 Водные растворы.
В широком смысле растворы бывают газообразными, жидкими, твердыми.
Примером газообразного раствора может служить воздух, жидкого – раствор
сахара в воде, твердого – многочисленные сплавы металлов.
Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более
независимых компонентов, соотношение между которыми может изменяться.
Один из компонентов раствора считается растворителем, остальные –
растворенными веществами.
Растворителем считается то вещество, количество которого преобладает в
данной системе. С этой точки зрения, воздух – это раствор кислорода, паров
воды, углекислого газа и благородных газов в азоте, так как содержание азота в
воздухе составляет 78% (об.). Этиловый или метиловый спирты неограниченно
смешиваются с водой. Поэтому в зависимости от соотношения количества спирта
и воды эта система может быть раствором спирта в воде или раствором воды в
спирте. Электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят
электрический ток) в растворах, например, серная кислота в воде, всегда
рассматриваются как растворенные вещества независимо от их количества.
Вода остается пока наиболее важным и распространенным растворителем,
хотя в последние годы все большее значение приобретают неводные
растворители.
Вода – химическое соединение кислорода с водородом, отвечающее в
парообразном состоянии формуле Н2О (11,9 % масс.водорода и 88,81 % масс.
кислорода).
Природная вода, как правило, содержит те или иные примеси. Наиболее
чистой природной водой считается дождевая. Однако и она содержит
растворенные атмосферные газы (О2, СО2 и т.д.), некоторые твердые вещества
(NaCl, нитраты и т.д.), микроорганизмы, частички пыли и т.п. В среднем в 1
литре дождевой воды растворено около 34 мг примесей (солей соляной, азотной,
сернистой кислот, аммониевых солей).
В морской воде в 1 литре в среднем находится около 35 г растворенных
солей (NaCl, MgCl2, MgSO4, CaSO4, KCl).
Вода, очищенная от нелетучих растворенных веществ перегонкой, называется
дистиллированной.
Вода – самое распространенное огнетушащее вещество, что связано с ее
особенностями:
1. Н2О
– высший оксид водорода, не подвергающийся дальнейшему
окислению.
2. Процесс фазового перехода жидкость-пар является эндотермическим, что
вызывает значительное снижение температуры в зоне горения при ее испарении.
3. Аномально высокая теплоемкость требует значительного подвода тепла для
ее нагревания до 100°, т.е. до температуры кипения.
4. Вода обладает хорошей смачивающей способностью по отношению ко
многим поверхностям, хорошей растворяющей способностью по отношению ко
многим веществам, что дает возможность улучшать ее огнетушащие свойства
введением в ее состав различных веществ (ПАВов, солей, щелочных металлов и
т.д.).
5. Основным механизмом огнетушащего действия воды является охлаждение
зоны горения.
Свойства воды, ограничивающие ее использование.
1. Расширение воды при замерзании. При давлении в 1 атм. вода при 0 °С
превращается в лед. Наибольшая плотность воды при 4 °С. Плотность воды при
этой температуре и давлении 1 атм. принята за единицу плотности жидких и
твердых веществ. Плотность льда при 0 °С составляет 0,9168 г/см3, т.е. он легче
жидкой воды.
2. Термическая деструкция, сопровождающаяся выделением кислорода и
водорода (при температуре выше 1000 °С).
3. Химическая активность по отношению к щелочным металлам и некоторым
другим веществам.
4. Электропроводность воды (совершенно чистая вода электрический ток не
проводит).
Молекула воды имеет угловое строение: входящие в состав ядра образуют
равнобедренный треугольник, в основании которого находятся два протона, а в
вершине – ядро атома кислорода. Из восьми электронов, составляющих
внешний электронный слой атома кислорода в молекуле воды
..
Н : О : Н две электронные пары образуют две ковалентные связи О-Н,

остальные четыре электрона представляют собой две неподеленные электронные
пары.
Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sp3–гибридизации.
Поэтому валентный угол НОН (104,3°) близок к тетраэдрическому (109,5°).
Электроны, образующие связи О-Н, смещены к более электроотрицательному
атому кислорода. В результате атомы водорода приобретают эффективные
положительные заряды, и на этих атомах создаются два положительных полюса.
Центры отрицательных зарядов неподеленных электронных пар атома кислорода,
находящиеся на гибридных sp3-орбиталях, смещены относительно ядра атома и
создают два отрицательных полюса.
В жидкой воде происходит
ассоциация
молекул
за
счет
образования водородных связей. В воде атом кислорода каждой молекулы
участвует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды
согласно схеме
В окислительно–восстановительных реакциях вода играет, как правило,
роль среды. Под действием сильных восстановителей при обычной температуре,
а в остальных случаях при повышенной температуре, вода проявляет
окислительные свойства, например, окисляет щелочные и щелочноземельные
металлы (нахолоду), железо, углерод и др. (при температуре накаливания). При
взаимодействии с сильными окислителями (фтор, хлор, электрический ток и т.д.)
вода склонна проявлять восстановительные свойства.
Растворы однородны в различных частях объема. Растворение вещества
часто происходит с выделением или поглощением тепла, иногда с изменением
объема (при смешении 1 л С2Н5ОН и 1 л Н2О объем полученного раствора равен
1,93 л при 25 °С). В водном растворе происходит образование гидратов, которые
являются сравнительно непрочными соединениями растворенных частиц и
растворителя (например, безводный CuSO4 – белое вещество, при его
растворении в воде образуется голубой раствор.Окраска раствора обусловлена
гидратированными ионами меди). Гидратированные частицы иногда настолько
прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора в твердую фазу
молекулы воды входят в состав кристаллов (так, при выпаривании водного
раствора сульфата меди в твердую фазу выделяется соль CuSO4·5H2O, в которой
вода называется кристаллизационной). Гидратация обусловлена силами
межмолекулярного
воздействия
между
растворенным
веществом
и
растворителем.
Наибольшая взаимная растворимость достигается тогда, когда эти силы
имеют подобный характер. Неполярные или малополярные соединения хорошо
растворимы в неполярных и малополярных растворителях и менее растворимы в
высокополярных растворителях (так, СО (малополярное соединение) хорошо
растворим в бензоле (неполярное соединение) и ограниченно растворим в воде
(полярное соединение)). Вода является хорошим растворителем полярных
соединений (NH3, C2H5OH).
Растворение – процесс обратимый: в зависимости от условий происходит
или растворение, или выделение из раствора растворенного вещества. Вследствие
обратимости процесса растворения к нему применим принцип Ле Шателье. Если
растворение вещества происходит с поглощением теплоты, то повышение
температуры приводит к увеличению растворимости. Наоборот, если при
растворении вещества теплота выделяется, то повышение температуры приведет
к уменьшению растворимости. В большинстве случаев растворимость солей
возрастает с повышением температуры, для одних умеренно (NaCl), а для других
весьма сильно (KNO3, AgNO3), и лишь в отдельных случаях растворимость
уменьшается.
Насыщенным называется раствор, находящийся в равновесии с твердой
фазой растворенного вещества и содержащий максимально возможное при
данных условиях его количество (имеет место динамическое равновесие).
Раствор, концентрация которого ниже концентрации насыщенного
раствора, называется ненасыщенным. В таком растворе можно при тех же
условиях растворить дополнительное количества вещества. Существуют и
пересыщенные растворы, которые содержат вещества больше, чем это следует из
его растворимости при данных условиях (получаются путем охлаждения
растворов, полученных при более высоких температурах. Такие растворы
метастабильны. «Затравки» в виде кристаллов или потирание стеклянной палочки
о стенку сосуда вызывают бурную кристаллизацию вещества).
Растворы, содержащие большое количество растворенного вещества,
называются концентрированными, а с малым содержанием растворенного
вещества – разбавленными.
2. Способы выражения состава растворов
1. Массовая доля – отношение (обычно процентное) массы растворенного
вещества к массе раствора. Например, 15% (масс.) водный раствор NaCl на 100
единиц массы содержит 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы Н2О.
w
mвва
.
m р ра
2. Мольная доля – отношение химического количества растворенного
вещества (или растворителя) к сумме химических количеств всех веществ,
составляющих раствор. В случае раствора одного вещества в другом мольная
доля растворенного вещества (N2) равна
N2 
n2
n1  n2
,
а мольная доля растворителя (N1)
n1
N1 
,
n1  n2
где n1 и n2 – соответственно количество растворителя и растворенного вещества.
3. Молярная концентрация (молярность) – отношение химического
количества растворенного вещества к объему раствора. Обычно молярность
обозначается См или (после численного значения молярности) М. Так, 2 М Н2SO4
означает раствор, в каждом литре которого содержится два моля серной кислоты,
то есть См = 2 моль/дм3.
n
С  вва .
M V р ра
4. Моляльность (моляльная концентрация) – отношение химического
количества растворенного вещества к массе растворителя. Обычно моляльность
обозначается буквой m. Так, для раствора H2SO4 запись m=2 моль/кг (Н2О)
означает, что в этом растворе на каждый килограмм растворителя (воды)
приходится два моля Н2SO4. Моляльность раствора в отличие от молярности не
изменяется при изменении температуры.
n
Cm  вва .
m р ра
5. Нормальность (нормальная или эквивалентная концентрация) –
отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.
Концентрация, выраженная этим способом, обозначается Сn или (после
численного значения нормальности) буквой н. Так, 2 н. Н2SO4 означает раствор, в
каждом литре которого содержится 2 эквивалента Н2SO4, то есть 98 г Н2SO4.
Э
Cn 
.
V р ра
Эквивалент кислоты – это её количество, содержащее один эквивалент
водорода, способного замещаться металлом.
Эк ты 
М к ты
Основность кислоты
Эквивалент основания – это его количество, которые реагирует с
эквивалентами кислот.
Эоснования 
М осния
Кислотность основания
Эквивалент соли может быть вычислен как частное от деления ее молярной
массы на произведение числа ионов металла и его валентности:
Эсоли 
М соли
nB
Пользуясь растворами, состав которых выражен нормальностью, легко
рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы
растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V1 раствора вещества
1 с нормальностью N1 реагирует с V2 раствора вещества 2 с нормальностью N2.
Это означает, что в реакцию вступило N1V1 эквивалентов вещества 1 и N2V2
эквивалентов вещества 2. Но вещества реагируют в эквивалентных количествах,
следовательно
N1V1 =N2V2 и
V1 N 2

V2 N1
Т.е. объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их
нормальностям.
Основные понятия: Физическая теория растворов. Растворимость. Типы
растворов. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева. Основные положения
физико-химической теории растворов. Массовая доля растворённого вещества.
Молярная концентрация растворённого вещества.
Нормальность раствора.
Вопросы для самоконтроля:
1. В чём проявляется аномальность свойств воды?
2. Что такое водные и неводные растворы?
3. Как классифицируют растворы?
4. Какие процессы протекают при растворении веществ в жидких растворителях?
5. Как изменяется растворимость твёрдых веществ при понижении температуры?
6. Что такое гидраты (сольваты)?
7. Чему равен тепловой эффект растворения?
8. Что показывают кривые растворимости?
9. Какими способами выражают концентрацию растворённого вещества в
растворе? Охарактеризуйте каждый из них.
10. Дайте сравнительную характеристику молярности и нормальности раствора.
Для растворов каких веществ они равны?
9. Лекция
Растворы неэлектролитов
План
1. Давление насыщенного пара растворителя над раствором. Коллигативные свойства
разбавленных растворов. Повышение температуры кипения растворов и понижение
температуры кристаллизации. Законы Рауля.
2. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Гипо-, гипер- и изотонические растворы.
1.
Первый закон Рауля
Над каждой жидкостью (растворителем или раствором) устанавливается
определенное давление пара, насыщающего пространство. Это давление
характеризует состояние равновесия между жидкой фазой и находящимися над
нею молекулами растворителя.
Рассмотрим растворы нелетучих веществ, такие, над которыми давление пара
обусловлено определенной концентрацией молекул растворителя, а концентрация
молекул растворенного вещества практически равна нулю или имеет ничтожно
малую величину, которой можно пренебречь. Давление пара над такими
растворами меньше, чем давление пара над чистыми растворителями при той же
температуре.
Поверхность раствора, в отличие от поверхности чистого растворителя,
частично занята молекулами нелетучего растворенного вещества. Это приводит к
уменьшению числа молекул растворителя, испаряющихся в единицу времени.
Следует также учитывать силы сольватационного воздействия между
молекулами растворителя и растворенного вещества, которые могут быть
прочнее сил сцепления молекул растворителя друг с другом.
Таким образом, добавление к растворителю любого растворимого в нем
нелетучего вещества и образование раствора вызывает нарушение состояния
равновесия между растворителем и его насыщенным паром и установление
нового равновесия, при котором давление пара раствора будет несколько
меньше давления пара растворителя при той же температуре.
Если обозначить давление пара растворителя через p0, давление пара
раствора через p, то разность p0 – p =  p показывает величину понижения
давления пара. Отношение этой разности к давлению пара растворителя показывает относительное понижение давления пара растворителя
р0  р
р
или
.
р0
р0
Согласно Первому закону Рауля относительное понижение давления
насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле
растворенного вещества:
р0  р
n2
р
 N2 ,

или
р0
р0
n1  n2
где n2 и n1 – количества растворенного вещества и растворителя, соответственно.
После некоторых преобразований закон Рауля можно записать и таком
виде:
р  р0  N1 и р  р0  N 2 .
Второй закон Рауля
Наряду с понижением давления пара изменяются также температуры
кипения и замерзания указанных растворов. Растворы кипят при более высокой
температуре, а замерзают – при более низкой, по сравнению с
соответствующими температурами для чистого растворителя.
При кипении давление пара жидкости становится равным внешнему давлению.
Из-за понижения давления пара раствора его надо нагреть до более высокой
температуры, чем растворитель, чтобы давление его пара достигло внешнего
давления и раствор мог закипеть.
Для выделения кристаллов льда из раствора последний должен быть
охлажден до некоторой температуры, лежащей ниже температуры замерзания
воды.
Таким образом, при растворении в воде вещества пределы жидкого
состояния раствора расширены по сравнению с растворителем на число градусов,
равное сумме повышения температуры кипения раствора tкип.И понижения его
температуры замерзания tзам.. Значения величинtкип. Иtзам пропорциональны
моляльности раствора. Одномоляльные растворы различных веществ
(неэлектролитов) характеризуются определенной для данного растворителя
величиной повышения температуры кипения и, соответственно, понижения
температуры замерзания.
Повышение температуры кипения одномоляльного раствора называется
эбулиоскопической постоянной растворителя Екип, а понижение температуры
замерзания – криоскопической постоянной растворителя Езам. Таким образом, в
соответствии со вторым законом Рауля повышение температуры кипения или
понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов
пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его
природы:
tкип = Екип · m,
tзам = Езам · m;
где Екип и Езам – коэффициенты пропорциональности, соответственно –
эбулиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие только от природы
растворителя. Для воды Езам = 1,86; Екип = 0,516; m – моляльность раствора.
Для случая, когда g г неэлектролита, молярная масса которого М,
растворены в А г растворителя можно записать:
m
g  1000
g  1000
g  1000

t

E


t

Е

кип
кип
зам
зам
и
M A ;
M A .
M A
Из этого выражения видно, что в соответствии с физическим смыслом
эмбулиоскопической и криоскопической констант
tкип = Екип. Иtзам. = Езам, когда g = М и А = 1000 г.
2. Осмотическое давление
Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой (т.е.
проницаемой только для растворителя) мембраной, то растворитель проникает в
раствор, преодолевая избыточное давление, до достижения равновесного его
значения – осмотического давления.
Осмотическое давление не зависит от природы растворителя и
растворенного вещества, оно пропорционально молярной концентрации раствора
СМ и абсолютной температуре Т:
р осм = СМ RT,
где R – универсальная газовая постоянная. Подставляя в это выражение С М=n/V,
где n – химическое количество растворенного вещества, моль; V – объем
раствора, л, получаем уравнение, аналогичное уравнению газового состояния:
росмV = nRT.
Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление численно равно тому
давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при
данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем
равный объему раствора.
При определении молярной массы растворенного вещества по величине
осмотического давления используют соотношение:
M2 
m2  R  T
,
pосм  V
где m2 масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, л.
Основные понятия: Физическая теория растворов. Основные положения
физико- химической теории растворов. Коллигативные свойства растворов.
Упругость пара. Осмотическое давление. Температура замерзания и кипения
растворов. Эбулиоскопическая постоянная растворителя. Криоскопическая
постоянная растворителя.
Вопросы для самоконтроля:
1. Какие свойства растворов называются коллигативными?
2. Какие свойства растворов используют для определения молекулярной массы
вещества?
3. Что такое осмотическое давление?
4. Закон Вант – Гоффа, определение, уравнение зависимости осмотического
давления от объёма раствора, количества растворённого вещества и температуры.
5. Охарактеризуйте свойства разбавленных растворов неэлектролитов: давление
пара над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры
замерзания.
6. Первый закон Рауля (давление пара растворов).
7. Второй закон Рауля (температура замерзания и кипения растворов).
8. Определение молекулярных масс растворённого неэлектролита.
10. Лекция
Растворы электролитов
План
1. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.
2. Водородный показатель. Гидролиз солей.
1 Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.
Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или
растворенном состоянии проводят электрический ток.
Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус.
Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов.
Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде,
характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью*, распадаются на
ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).
Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической
диссоциации. Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается
следующим примерным уравнением
КА К++А-.
К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны
сильно полярной или ионной химической связью.
По современным представлениям электролитическая диссоциация в
растворе
происходит
в
результате
сложного
физико–химического
взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителя.
Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется
сольватацией (для водных растворов - гидратацией) ионов. Сольватация
приводит к образованию в растворе ассоциаций между ионами (катионами и
анионами) и молекулами растворителя. Процесс растворения вещества К+А- в
воде, являющегося соединением с типичной ионной связью, может быть записан
следующим образом:
 
К А  хН2О


 К ( Н 2О)к  А ( Н 2О)а .
твердое жидкий
вещество растворитель
раствор
Электролитическая диссоциация полярных молекул (КА) в растворе
происходит вследствие ослабления связи, вызванного действием полярных
молекул растворителя:
КА + хН2О  К+(Н2О)к + А-(Н2О)а.
Ассоциации
К (Н2О)к
и
А-(Н2О)а
представляют
собой
гидратированные катионы
анионы.
+
и
Немаловажное
значение имеет величина
диэлектрической
проницаемости растворителя: чем больше последняя, тем больше ослабляются
связи между ионами электролита. Это вытекает из формулы закона Кулона
l l
F  12
2
 r
, где F – сила взаимодействия между зарядами l1 и l2, r расстояние между
центрами ионов, ε – диэлектрическая проницаемость растворителя. Для воды при
20° ε = 80, то есть сила притяжения ионов в водном растворе ослабляется в 80
раз.
Если в растворе дополнительно могут возникнуть еще и водородные связи
между молекулами растворителя и атомом водорода растворенного вещества, то
процесс диссоциации протекает еще более эффективно.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой
называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием
гидратированных водородных ионов (гидроксоний-ионов) и кислотного остатка:


НА  Н 2О  Н 3О  А ( Н 2О) А ,
где Н3О+ - ион гидроксония.
Все общие свойства кислот (кислый вкус, способность изменять окраску
индикаторов и т.д.) принадлежат иону гидроксония.
Основанием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с
образованием отрицательных гидроксид–ионов ОН-:
МеОН + хН2О  Ме+(Н2О)к+ ОН- + (х-к)Н2О,
где Ме+ - одновалентный катион.
Все общие свойства растворимых оснований (щелочно–мыльный вкус,
способность определенным образом изменять окраску индикаторов и т.д.)
принадлежат гидроксид–иону.
С точки зрения электролитической диссоциации соли можно рассматривать
как продукт взаимодействия кислоты и основания:
х(кислота) + у(основание) → соль + вода,
где х и у – переменное количество эквивалентов взаимодействующих между
собой кислот и оснований.
В зависимости от соотношения х и у различают следующие виды солей,
диссоциирующих в водных растворах по схеме:
при х > у – кислые соли
2H2SO4 + Mg(OH)2Mg(HSO4)2 + 2H2O;
Mg(HSO4)2  Mg2+ + 2HSO4- ;
при х = у – средние (нормальные) соли
H2SO4+ Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O;
MgSO4Mg2+ + SO42-;
при х < у – основные соли
H2SO4 + 2Mg(OH)2 (MgOH)2SO4 + 2H2O;
(MgOH)2SO4  2MgOH+ + SO42-;
Как правило, все соли относятся к сильным электролитам.
Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на
ионы.
В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно
распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного
электролита. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабляется до
минимума большими расстояниями между ними и гидратными оболочками,
выполняющими экранирующую роль.
В отличие от сильных электролитов диссоциация слабых электролитов
протекает обратимо и устанавливается равновесие.
Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом
величин:
степенью
электролитической
диссоциации
,
константой
электролитической диссоциации К и др.
Степень электролитической диссоциации  – это отношение числа
молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества
в растворе.
 может измеряться в долях единицы или в процентах.  = 0, если
диссоциация отсутствует;  = 1 или  = 100 % при полной диссоциации
электролита.
К процессу электролитической диссоциации, как к обратимому процессу,
можно применять принцип Ле Шателье и выявить влияние внешних факторов на
состояние равновесия, приводящее к изменению значения .
Для смещения равновесия
К+А- + хН2О  К+(Н2О)к + А-(Н2О)а
слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу
растворителя. Это означает, что:
1.
диссоциация слабых электролитов проходит эффективнее в разбавленных
растворах, чем в концентрированных. Иными словами,  возрастает с
уменьшением концентрации электролита в растворе и принимает максимальное
значение  = 1 в бесконечно разбавленном растворе.
2.
так как процесс диссоциации является эндотермическим, то степень
диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с
повышением температуры.
Константой электролитической диссоциации К называется постоянная
химического равновесия в растворе электролита:


К  А
К КА 
КА ,
где [К+], [A-] и [KA] - концентрации в растворе ионов К  и А (в г-ион/л) и
недиссоциированного соединения КА (в моль/л).
Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного
электролита значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от
 не зависит от концентрации.
Связь между константой К и степенью диссоциации  может быть
найдена следующим образом. Концентрация ионов К+ и А- в растворе равна
[К+] = [А-] = С,
где С – исходная молярная концентрация;  – степень электролитической
диссоциации электролита. Концентрация недиссоциировавших молекул КА в
растворе равна
[КА]=(1- )С.
2
К
С .
Откуда
1
Данное уравнение выражает закон разбавления Оствальда.
Если мала, то 1-  ≈ 1 и тогда
  

К
С .
Видно, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень
электролитической диссоциации возрастает.
Диссоциация слабого электролита, молекула которого может
диссоциировать не на два, а на большее количество ионов (электролиты с
разновалентными ионами), протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация).
Например, при диссоциации слабой угольной кислоты Н2СО3 в водном растворе
имеют место следующие равновесия:
I стадия: Н2СО3  Н+ + НСО3К1 


[ Н ]  [ НСО 3 ]
[ Н 2 СО3 ]
 4, 45  10
7
( 25
o
С)
.
II стадия: НСО3- Н+ + СО32-

2
[ Н ]  [СО3 ]
11
o
К1 
 4,70  10
( 25 С ) .

[ НСО3 ]
Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита с
разновалентными ионами определяется главным образом первой ступенью.
Для примера приведем константы электролитической
некоторых слабых кислот и оснований (25 °С):
СН3СООН 
H+ + CH3COO1,76·10-5
NH4OH 
NH4+ + OH1,79·10-5
HNO2 
H+ + NO2- (18 °C) 4·10-4
H2S 
H+ + HS6·10-8
H3PO4 
H+ + H2PO47,52·10-3
HF 
H+ + F6,61·10-4
HCN 
H++CN7,9·10-10
диссоциации
Ионообменные реакции
Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения
зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.
Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в
сторону образования наименее диссоциированных соединений.
В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется
следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону
образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов.
При написании уравнений ионных реакций сильные электролиты пишут в
диссоциированном виде, слабые – в недиссоциированном.
Образование осадков:
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
+
Врастворе:
Ag + NO3- + Na+ + Cl- AgCl + Na+ + NO3-.
Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид:
Ag+ + Cl- AgCl.
Уравнения такого вида называются ионными.
Ионное уравнение получение гидроксида железа запишется следующим
образом:
Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3.
Образование газов:
Na2S + H2SO4 H2S + Na2SO4;
2Na+ + S2- + 2H+ + SO42- H2S + 2Na+ + SO42-;
2H+ + S2- H2S.
Образование слабых электролитов:
а. образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при
взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид–ионов,
называется реакцией нейтрализации.
NaOH + HCl  H2O + NaCl
OH- + H+ H2O
(H3O+ + OH- 2H2O).
в. образование слабого основания.
NH4+ + Cl- + K+ + OH- NH4OH + K+ + ClNH4+ + OH- NH4OH.
с. образование слабой кислоты.
2СH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42- 2CH3COOH + 3Na+ + SO42CH3COO- + H+ CH3COOH.
2 Водородный показатель. Гидролиз солей.
Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:
1. образование водородных ионов и гидроксид–ионов:
Н2О  Н+ + ОН2. гидратация водородного иона с образованием гидроксония–иона:
Н+ + Н2О  Н3О+.
Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая – с
выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы
водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим
уравнением:
2Н2О  Н3О+ + ОН-.
При 22 оС степень электролитической диссоциации воды равна 1,8·10 -9, то
есть из 555000000 молекул воды диссоциирует одна. Следовательно, вода – очень
слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон
действующих масс:



Н 3О  Н 
К
Н 2О2 ,
где К - константа диссоциации воды.
[Н3О+]·[ОН-] = К·[Н2О]2
Так как [Н2О] = const, то получим:
[Н3О+][ОН-] = Кw.
ПостояннаяКw называется ионным произведением воды.
В 1 л воды, массу которой можно принять равной 1000 г, находится 1000
г/18 г = 55,5 моль вещества (ее молярная концентрация).
Следовательно, при 22 °С концентрации ионов гидроксония и гидроксид–ионов
равны:
[Н3О+][ОН-] = 55,5·1,8·10-9 = 1,000·10-7 г-ион/л.
Величина Кw возрастает с повышением температуры, так как при этом
увеличивается
степень
электролитической
диссоциации:
25
14
50
14
1000
14
К w  1,008  10 ; K w  5,474  10 ; K w  59,0  10 .
При
комнатной
температуре принимают округленное значение ионного произведения воды 10 -14.
Водородный показатель
Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную
или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций
ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе.
Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н3О+] = [ОН-],
то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным
амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства,
выраженные в одинаковой степени.
Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–
ионов, то есть [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды становится кислой. Кислотность
тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот,
концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то
есть [Н3О+] < [ОН-], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по
значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать
реакцию среды.
Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо
концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от
отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено
пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н+], названным
водородным показателем или рН:
рН = -lg[Н+];
 pH

[ H ]  10
В практике принимается Kw = 10-14 (22 °С), отсюда [Н+] = 10-7 г-ион/л и рН
= 7.
Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением
водородного показателя получаются следующие:
Нейтральная среда [Н3О+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л, рН = 7.
Кислотная среда [Н3О+] > [ОН-] > 10-7 г-ион/л, рН < 7.
Щелочная среда [Н3О+] < [ОН-] < 10-7 г-ион/л, рН > 7.
Это можно представить в виде схемы:
0
1
2
3
4 5 6
Усиливается кислотная
реакция среды
7
8 9 10 11 12 13 14
Усиливается щелочная
реакция среды
Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к
образованию слабого электролита.
Если соль рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с
основанием, то в зависимости от их силы все соли можно разделить на четыре
типа по приведенной схеме.
Таблица: 1
Кислоты
Сильные
Слабые
Сильные
I: NaCl, KNO3; pH=7 II: Na2CO3, K2S;
Основания
гидролиз не идет
рH> 7
Слабые
III: ZnCl2, Al(NO3)3;
IV:
CH3COONH4,
Al2S3
pН 7
Соли первого типа гидролизу не подвергаются, так как при их
взаимодействии с водой слабые электролиты не могут быть получены. В системе
Н2О ↔ Н+ + ОН- не нарушается равновесие. рН в растворах этих солей будет
равно 7.
Рассмотрим гидролиз солей оставшихся трех типов. Соли, образованные
многоосновными
кислотами
или
многокислотными
основаниями,
гидролизируются ступенчато, переходя в первой фазе в кислотные или основные
соли.
Гидролиз Na2CO3:
I ступень 2Na+ + CO32- + HOH  Na+ + HCO3- + Na+ + OHCO32- + HOH  HCO3- + OH-;
II ступень Na+ + HCO3- + HOH  H2CO3 + Na+ + OHHCO3- + HOH  H2CO3 + OH-.
При гидролизе Na2CO3 и других солей этого типа в растворе накапливаются
ионы OH-, сообщающие ему щелочную реакцию с рН > 7. Более сильно выражена
первая ступень гидролиза, чем вторая.
Гидролиз ZnCl2:
Iступень: Zn2+ + 2Cl- + HOHZnOH+ + Cl- + H+ + ClZn2+ + HOH  ZnOH+ + H+;
II ступень: ZnOH+ + HOH + Cl-Zn(OH)2 + H+ + ClZnOH+ + HOH Zn(OH)2 + H+.
При гидролизе ZnCl2 и других солей этого типа в растворе накапливаются
ионы H+, сообщающие ему кислотную реакцию с рН < 7.
Гидролиз СН3СООNH4:
NH4 + CH3COO- + HOHNH4OH + CH3COOH.
Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко. Реакция и рН
раствора определяется относительной силой образующихся оснований и кислот.
В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH 4OH и
CH3COOH при 25 ºС соответственно равны 1,79·10-5 и 1,76·10-5, а поэтому
реакция раствора практически нейтральна (рН = 7).
Процесс гидролиза солей количественно может быть охарактеризован с
помощью двух величин: степени гидролиза h, константы гидролиза Кгидр.
Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли,
подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.
Очевидно, степень гидролиза h может изменяться в следующих пределах:
гидролиз
полный
отсутствует
гидролиз
0  h  1 в долях единицы
0  h  100 в %
Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в
растворе гидролизированной соли.
Например, для равновесного состояния I ступени гидролиза Na2CO3 и ZnCl2
Кгидр выразится уравнениями:



НСО3  ОН 
К гидр. 
СО32  Н 2О ;



ZnOH  H 
К гидр. 
Zn 2  H 2O .
В общем случае Кгидр изменяется в следующих пределах:
гидролиз
полный
отсутствует
гидролиз
0  Кгидр  .
На состояние равновесия гидролиза сильно влияют различные факторы:
главным образом концентрация воды в растворе и температура системы.
Как видно из общего уравнения гидролиза
соль + вода  основание + кислота
и уравнения константы гидролиза
К гидр 
основание кислота
соль вода
увеличение концентрации воды (или изменение концентрации соли) в растворе в
силу постоянства Кгидр смещает равновесие слева направо. Поэтому разбавленные
растворы солей гидролизируются полнее и быстрее, чем концентрированные, и
степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора.
Изменение
температуры
также
резко
влияет
на
состояние
гидролитического равновесия: при повышении температуры степень гидролиза
увеличивается, что объясняется резким возрастанием ионного произведения
воды.
Основные понятия: Кислота и основание. Константа ионизации кислот и
оснований. Ступенчатая ионизация. Ионное произведение воды. Гидролиз солей.
Водородный показатель рН. Индикаторы.Гетерогенное равновесие в растворах
электролитов. Константа равновесия. Реакции ионного обмена. Произведение
растворимости.
Вопросы для самоконтроля:
1. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам? Приведите
примеры.
2. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.
3. Что характеризует константа диссоциации?.
4. Диссоциация комплексных соединений.
5. Как можно охарактеризовать среду любого водного раствора?
6. Какие теории кислот и оснований вы знаете?
7. В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются
необратимыми?
8. Что такое водородный показатель. Как рассчитывают эту величину?
9. Какой химический процесс называется гидролизом?
10. Какие факторы и как влияют на гидролиз?
11. Дайте понятие о произведении растворимости.
12. Гетерогенные равновесия
13. Условия растворения осадков.
МИКРОМОДУЛЬ 4 «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ»
11. Лекция
Электрохимические процессы.
Окислительно-восстановительные реакции
План
1. Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций.
2. Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций.
3. Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного
баланса.
1 Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций
Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень
окисления у атомов или ионов изменяется. Например, это реакция
Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑.
В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; измененная в ходе
реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а ионов водорода
– понижается от +1 до 0.
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов,
называются окислительно-восстановительными.
Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся
повышением СО.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать
электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов
восстановитель окисляется.
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени
окисления, называется восстановлением.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить
электроны, называется окислителем. В процессе присоединения электронов
окислитель восстанавливается.
Известно, что атомы металлов имеют на внешнем энергетическом уровне
мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть
окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7
электронов) склонны присоединять электроны и восстанавливаться,
следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами
окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами
восстанавливаются).
Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.
1. Горение магния на воздухе (или в кислороде):
2Mg0+O20=2Mg+2O-2.
Атом магния отдает два электрона атому кислорода. У последнего СО
понижается от 0 до -2, а степень окисления магния повышается от 0 до +2.
Следовательно, магний окисляется, а кислород восстанавливается; магний –
восстановитель, а кислород - окислитель.
2. Горение меди в хлоре:
0
Cu +Cl20=Cu+2Cl2-1.
Атом меди отдает два электрона двухатомной молекуле хлора. СО хлора
понижается от 0 до -1, а СО меди повышается
от 0 до +2. Хлор
восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является
восстановителем.
1. Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:
2Fe+2Cl2-1+Cl20=2Fe+3Cl3-1.
Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При этом СО
повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II)
окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор
при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.
2 Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительновосстановительных реакций.
Важнейшие окислители и восстановители
К числу сильных окислителей, широко используемых на практике,
относятся галогены (F2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия
KMn+7O4, манганат калия K2Mn+6O4, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr+6O3,
хромат калия K2Cr+6O4, бихромат калия K2Cr2+6O7, азотная кислота HN+5O3 и ее
соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная
кислота Н2S+6О4, оксид меди (II) Сu+2О, оксид серебра Ag2+1O, оксид свинца
Рb+4О2, гипохлориты (например, NaCl-1O) и другие соединения.
Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными
восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод,
оксид углерода С+2О, сероводород Н2S-2, оксид серы S+4О2, сернистая кислота
Н2S+4О3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn+2Cl2,
сульфат железа (II) Fe+2SO4.
Типы окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно–восстановительный эквивалент
Различают три типа окислительно–восстановительных реакций:
межмолекулярные,
внутримолекулярные
и
реакции
самоокисления–
самовосстановления.
A. Межмолекулярные – это такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы
элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем,
взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого
вещества (восстановителя): например:
Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O.
B. Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же
вещества таким образом, что одни из них окисляются, а другие восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение
бертолетовой соли и оксида ртути (II):
2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20;
2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20.
C. В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования)
атомы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что
одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют
(восстанавливаются). Например, растворение хлора в воде:
Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1 или
(Cl0Cl0 + H2O = HCl+1O + HCl-1).
В обиход химиков, изучающих рассматриваемые процессы, наряду с
химическими эквивалентами вошли окислительный и восстановительный
эквиваленты. Это частное от деления молярной массы вещества на число
приобретаемых (или теряемых) электронов. Так, в реакции
5H2S + 2KMnO4 + 3H3SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
для KMnO4 окислительный эквивалент равен 158,15/5, а для сероводорода
восстановительный эквивалент – половине его молярной массы.
3 Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе
электронного баланса.
С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными
реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит
переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку
электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от
восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов
реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем
всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение
называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения
коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.
Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул
восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны
быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было
одинаковым.
Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении
коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на
конкретных примерах.
1. При каталитическом окислении аммиака NH3 кислородом О2
образуется оксид азота NO и вода Н2О. Запишем схему процесса с помощью
формулы:
NH3 + O2  NO + H2O.
Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их
значения:
N-3H3 +O20N+2O-2 + H2O-2.
Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака
окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является
восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что
атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку
водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов.
Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно,
молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы
в виде схемы:
4 окисление – восстановитель
N-3 - 5ē  N+2
5
20
0
-2
5 восстановление - окислитель
O2 + 4ē  2O
4
Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя
и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых
электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится
на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты
ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой
схемы видно, что 4 молекулы NH3 отдают 20 электронов, которые принимаются 5
молекулами О2. Коэффициенты электронного баланса называются основными
коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:
4NH3 + 5O2 NO + H2O.
Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O.
2. При окислении сульфида мышьяка As2S3 азотной кислотой HNO3
образуются мышьяковистая кислота H3AsO4, серная H2SO4 и оксид азота NO.
Составим схему реакции, указывая СОнад символами тех элементов, у которых в
процессе реакции они изменяются:
As2+3S3-2+ HN+5O3 H3As+5O4 + H2S+6O4+ N+2O.
Подсчитаем
количество
электронов,
отдаваемых
молекулой
восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от
+3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As2S3 отдадут 4
электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы
этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As2S3отдает 28
электронов. Принимает электроны азот в HNO3, изменяя СО от +5 до +2.
Следовательно, каждая молекула HNO3 принимает 3 электрона. Запишем это в
виде схемы:
As2+3S3-2 - 28ē = 2As+5 + 3S+6 (окисление)
3
84
+5
2+
N + 3ē = N (восстановление)
28
Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3
молекулы As2S3 (3·28=84) и 28 молекул HNO3 (3·28=84), все остальные
коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными
коэффициентами:
3As2S3 + 28HNO3 => 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO.
Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, а в правой –
36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород
не входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то они уравниваются
добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их
недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в
последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды
приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород
или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их
необходимо уравнивать независимо друг от друга.
Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:
3As2S3 + 28HNO3+ 4Н2О = 6H3AsO4+ 9H2SO4 + 28NO.
3.
Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и
принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно
сократить основные коэффициенты, например:
HCl 5 O3  H 2 S 2  HCl 1  H 2 S 6 SO4
Cl 5  6e  Cl 1
S 2  8e  S 6
8
4
24
(восстановление)
(окисление)
6
3
Наибольший общий делитель равен 2. Коэффициенты в уравнении будут
4HСlO3 + 3H2S = 4HCl + 3H2SO4.
Электронный баланс в данном случае 4  6e  3  8e .
4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное, а в результате ее
должно получиться четное число атомов хотя бы одного из изменяющихся СО
элементов, то основные коэффициенты удваиваются:
Fe 2 SО4  HN 5 O3  H 2 SO4  Fe23 ( SO4 ) 3  N 2 O
Fe 2  1e  Fe 3
3
6
(окисление)
3
1
2 (восстановление)
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.
В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной
реакции принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания
образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H2SO4
определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в
соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород
или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.
5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительновосстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся
продуктов реакции. Например:
N
5
 3e  N
2
K 2 Cr26 O7  HCl 1  Cr 3 Cl3  Cl 20  KCl
1
(восстановление)
3 группы по два иона (окисление)
хлора, всего шесть
ионов хлора
K2Cr2O7 + 6HCl
2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.
На связывание продуктов реакции в соответствии с основными коэффициентами
необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул
CrCl3 и 2 молекул KCl). Таким образом:
K2Cr2O7 + 6HCl + 8HCl 2CrCl3 + 3Cl2+ 2KCl.
2Cr 6  6e  2Cr 3
2Cl 1  2e  Cl20
на восстановление на связывание
Уравниваем водород или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул
воды H2O, и получим окончательно:
K2Cr2O7 + 14HCl  2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O.
0
5
6. Сa  HN O3 разб  Сa 2 ( NO3 ) 2  N 3 H 4 NO3
8 4 (окисление)
Ca 0  2e  Ca 2
5
3
2 1 (восстановление)
N  8e  N
Основные коэффициенты 4 и 1:
4Сa + HNO34Ca(NО3)2 + NH4NO3.
На связывание продуктов реакции требуется в соответствии с основными
коэффициентами 9 молекул HNO3:
4Сa + HNO3 + 9HNO34Ca(NО3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
на окисление
на связывание
7. Оба элемента - и отдающий и принимающий электроны - находятся в
одной молекуле. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы
рассматривают как бы идущими справа налево:
KCl 5 O32  KCl 1  O20
Cl 1  6e  Cl 5
6
4
2
(окисление)
6
3
(восстановление)
24
O  4e  2O
0
2
2
4
Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая
часть уравнивается по правой части:
2KСlO3 = 2KCl + 3O2.
8. Один и тот же элемент окисляется и восстанавливается. Такие реакции
называются реакциями диспропорционирования. В этом случае, так же как и в
предыдущем, электронный баланс составляется справа налево:
4K2SO3+4 = 3K2SO4+6 + K2S-2
S+6 + 2ē = S+4
6
3 (восстановление)
12
S - 6ē = S
2 1 (окисление)
Рассмотренный способ подбора коэффициентов в окислительно–
восстановительных реакциях не является единственным. Существуют и другие
способы. Однако во всех случаях главным остается нахождение основных
коэффициентов электронного баланса.
-2
+4
Основные понятия: Степень окисления элемента. Зависимость степеней
окисления элементов от их положения в периодической системе Д.И.
Менделеева.Окислительно – восстановительные реакции. Окислитель.
Восстановитель. Диспропорционирование. Направление окислительно –
восстановительных реакций. Окислительно – восстановительные потенциалы.
Вопросы для самоконтроля:
1.Что называется степенью окисления? Какую роль играет данное понятие при
рассмотрении окислительно – восстановительных процессов?
2.Дайте определение окислительно – восстановительным реакциям. Чем они
отличаются от обменных реакций?
3.Какие типы окислительно – восстановительных процессов вы знаете?
4.В чём сущность процессов окисления и восстановления?
5.Какие вещества могут проявлять окислительно – восстановительную
двойственность? Приведите примеры.
6.Как изменяются в процессе реакции степени окисления окислителя и
восстановителя?
7. Какие применяют методы для составления уравнений ОВР?
8. Какое правило лежит в основе метода ионно – электронного баланса?
9. Объясните влияние среды на протекание окислительно – восстановительных
реакций?
10.Можно ли предсказать направление окислительно – восстановительных
реакций?
11.Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И. Менделеева
обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными
свойствами?
12. Назовите часто применяемые окислители и восстановители.
13. Как определяются эквиваленты окислителя и восстановителя?
14. Как рассчитать молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя?
15. Как теоретически предсказать возможность самопроизвольного протекания
ОВР?
12. Лекция
Электродные потенциалы. Гальванический элемент
План
1. Гальванический элемент.
2. Уравнение Нернста.
1. Если окислительно-восстановительную реакцию осуществить так, чтобы
процесы окисления и восстановления были пространственно разделены, создать
возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по
проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникает направленное
перемещение электронов – электрический ток. При этом энергия химической
окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую
энергию. Устройства, в которых протекает такое превращение, называется
химическими источниками электрической энергии или гальваническими
элементами.
Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов,
погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом –
обычно через пористую перегородку. Электрод на котором в ходе реакции
происходит процесс окисления, называется анодом, электрод на котором
осуществляется восстановление – катодом.
Например: элемент медь-цинк или элемент Даниель-Якоби
(-)Zn/Zn2+ ║Cu2+/Cu (+)
Cu- положительный электрод, катод. На элементе проходит следющий процесс:
(A) Zn -2ē → Zn2+- процесс окисления
(K) Cu +2ē → Cu0- процесс восстановления
Zn- анод, источник электронов.
Протекает реакция:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu. За счет ОВР по внешней цепи (металлический проводник)
течет электрический ток, а по внутренней цепи (солевой мостик) движутся ионы
SO42-.
Электродвижущая сила гальванического элемента Даниэля при
стандартных условиях Е0г равна:
Е0г = Е0Си - Е0Ят = 0,34 – (-0,76) = 1,1в.
2. Электродный потенциал металла зависит от концентрации его ионов в
растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста. Е = Е0 + (RT/nF)·lnС.
Если внести в уравнение постоянные величины, использовать десятичный
логарифм, то при Т = 298К электродный потенциал металла Е = E0 + (0,059/n) ·
lgC. Здесь С – молярная концентрация ионов в растворе, n - число электронов,
принимающих участие в процессе.
3. Под коррозией металла понимают его разрушение под воздействием
окружающей среды.Основные виды коррозии: 1. сплошная, 2. местная, 3.
интеркристаллитная,
4.
транскристаллитная,
5.
избирательная,
6.
подповерхностная. По механизму протекания коррозионного разрушения
различают два типа коррозии - химическую и электрохимическую.
Химической коррозией называется разрушение металла окислением его в
окружающей среде без возникновения электрического тока в системе. В этом
случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды – газами
и неэлектролитами. Электрохимической коррозией называется разрушение
металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического
тока.
Электрохимическую коррозию вызывают загрязнения, примеси,
содержащиеся в металле. В этих случаях при соприкосновении металла с
электролитом на его поверхности возникает множество котроткозамкнутых
гальванических микроэлементов. При этом анодами являются частицы металла,
катодами – загрязнения, примеси. На аноде происходит процесс окисления Меnē → Men+, на катоде происходит процесс востановления водорода или
кислорода: 2 Н++ 2ē → 2 Н0 – Н2 ( рН<7); О2+ 4ē +2 Н2О →4 ОН- (рН>7).
Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены друг от друга в ряду
стандартных электродных потенциалов металлы, из которых образовался
гальванический элемент и чем больше влажность воздуха. Металлы высокой
чистоты (метеоритное железо) коррозии не подвергаются.
Вещества ускоряющие коррозию (хлориды, фториды, сульфиды, нитраты,
бромиды, йодиды), называются стимуляторами или активаторами. Вещества,
замедляющие коррозию, называются ингибиторами. Полностью предотвратить
коррозию невозможно, возможно лишь уменьшить скорость корродирования.
Для этого используют следующие методы: защита поверхности металлов
покрытиями,
создание
сплавов
с
антикоррозионными
свойствами,
электрохимические методы, изменение состава среды.
Основные понятия: Гальванические элементы. ЭДС.
Вопросы для самоконтроля:
1. Что такое гальванический элемент? Приведите примеры.
2. Охарактеризуйте принцип работы гальванического элемента Даниэля – Якоби.
13. Лекция
Электролиз
План
1. Электролиз, законы электролиза.
2. Коррозия металлов.
Электродные потенциалы и механизм их возникновения.
Для определения направления и полноты протекания окислительновосстановительных
реакций
между
окислительно-восстановительными
системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов
этих систем.
Механизм возникновения электродных потенциалов, их количественное
определение,
процессы,
которые
сопровождаются
возникновением
электрического тока или вызваны электрическим током, изучаются особым
разделом химии – электрохимией.
К электрохимическим относятся явления, возникающие на границе двух
фаз с участием заряженных частиц (ионов и электронов), например, при
погружении металлической пластинки в воду.
Для всех металлов характерно свойство в большей или меньшей степени
растворяться в воде. При этом в воду переходят положительно заряженные
ионы металла, в результате чего пластинка (из-за появления в ней избыточных
электронов) заряжается отрицательно. Гидратированные катионы металла
скапливаются возле поверхности пластинки на границе раздела двух фаз
(металл-раствор). Возникает двойной электрический слой, характеризующийся
некоторой разностью электростатических потенциалов. Как известно, энергию,
которую необходимо затратить (положительный потенциал) или которую можно
получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из
бесконечности в данную точку, называют электрическим потенциалом. Между
пластинкой и раствором устанавливается окислительно-восстановительное
равновесие:
n
Ме  mH 2O  MeH 2O m  ne  . (9.1)
пластинка 
пластинка
раствор
При погружении металла в раствор его соли также возникает двойной
электрический слой, но в этом случае возможны два механизма его образования.
Если концентрация катионов металла в растворе мала или металл довольно
активный, вследствие чего равновесие процесса, указанного выше, сдвинуто
вправо, то металлическая пластинка заряжается отрицательно:
В том случае, когда концентрация катионов металла в растворе велика или
металл малоактивный, равновесие указанного процесса сдвигается влево и
металлическая пластинка заряжается положительно:
В любом случае на границе раздела двух фаз образуется двойной
электрический слой. Разность (скачок) потенциалов, возникающая между
металлом и жидкой фазой, называетсяэлектродным потенциалом Е.
Потенциалу металла приписывается тот знак, который возникает на его
поверхности в двойном электрическом слое.
Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов.
Ряд стандартных электродных потенциалов.
Для определения направления и полноты протекания окислительновосстановительных
реакций
между
окислительно-восстановительными
системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов
этих систем.
Механизм возникновения электродных потенциалов, их количественное
определение,
процессы,
которые
сопровождаются
возникновением
электрического тока или вызваны электрическим током, изучаются особым
разделом химии – электрохимией.
К электрохимическим относятся явления, возникающие на границе двух
фаз с участием заряженных частиц (ионов и электронов), например, при
погружении металлической пластинки в воду.
Для всех металлов характерно свойство в большей или меньшей степени
растворяться в воде. При этом в воду переходят положительно заряженные
ионы металла, в результате чего пластинка (из-за появления в ней избыточных
электронов) заряжается отрицательно. Гидратированные катионы металла
скапливаются возле поверхности пластинки на границе раздела двух фаз
(металл-раствор). Возникает двойной электрический слой, характеризующийся
некоторой разностью электростатических потенциалов. Как известно, энергию,
которую необходимо затратить (положительный потенциал) или которую можно
получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из
бесконечности в данную точку, называют электрическим потенциалом. Между
пластинкой и раствором устанавливается окислительно-восстановительное
равновесие:
n
Ме  mH 2O  MeH 2O m  ne  . (9.1)
пл астинка

пл астинка
раств ор
При погружении металла в раствор его соли также возникает двойной
электрический слой, но в этом случае возможны два механизма его образования.
Если концентрация катионов металла в растворе мала или металл довольно
активный, вследствие чего равновесие процесса, указанного выше, сдвинуто
вправо, то металлическая пластинка заряжается отрицательно:
В том случае, когда концентрация катионов металла в растворе велика или
металл малоактивный, равновесие указанного процесса сдвигается влево и
металлическая пластинка заряжается положительно:
В любом случае на границе раздела двух фаз образуется двойной электрический
слой. Разность (скачок) потенциалов, возникающая между металлом и жидкой
фазой, называетсяэлектродным потенциалом Е. Потенциалу металла
приписывается тот знак, который возникает на его поверхности в двойном
электрическом слое.
Электролиз с нерастворимыми и растворимыми электродами.
Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий
при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав
электролита.
При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую
энергию, иначе говоря, осуществляется процесс, обратный по характеру
происходящему в гальваническом элементе. Как и в случае гальванического
элемента, на аноде происходит окисление, а на катоде – восстановление. Но при
электролизе анодом является положительный электрод, а катодом –
отрицательный.
Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от
многих факторов, важнейшими из которых являются состав электролита,
материал электродов и режим электролиза (температура, плотность тока и т.д.).
Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.
Электролиз расплавов электролитов.
Электролиз расплава соли с использованием инертных электродов показан
на следующей схеме:
Анод
При высоких температурах расплав соли диссоциирует на ионы:
MgCl2  Mg 2  2Cl  .
Прохождение электрического тока через расплав обусловлено тремя
одновременно протекающими процессами:
1) направленное движение катионов Мg2+ к катоду, а анионов Cl- - к аноду;
2) восстановление, происходящее на катоде:
Mg 2  2e  Mg ;
3) окисление, происходящее на аноде:
2Cl   Cl2  2e  .
Суммарное уравнение электролиза после уравнивания числа отдаваемых и
присоединенных электронов принимает вид:
Mg 2  2Cl   Mg  Cl2 .
Схематически весь процесс можно представить следующим образом:
MgCl2  Mg 2  2Cl 
Катод (-)
Mg2+
Mg2+ + 2e- = Mg
Анод ( + )
2Cl2Cl- - 2e- = Cl2
MgCl2  Mg  Cl2 
Электролиз растворов электролитов
Электролиз растворов электролитов более сложен из-за возможности
участия в электродных процессах молекул воды в восстановлении на катоде:
2 H 2O  2e   H 2  2OH 
и окислении на аноде:
2H 2O  O2  4 H   4e  .
В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание
двух или большего числа процессов, наиболее вероятен тот, осуществление
которого связано с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде
восстанавливаются в первую очередь окисленные формы окислительновосстановительных систем с наибольшим электродным потенциалом, а на аноде
окисляются восстановленные формы с наименьшим электродным потенциалом.
Для определения порядка протекания окислительно-восстановительных
процессов на электродах при электролизе водных растворов можно
руководствоваться следующими практическими правилами.
Катод.
1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих
стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода, в порядке
уменьшения Ео.
2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом (от Li + до
Al3+ включительно) не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются
молекулы воды (в кислой среде – ионы Н+).
3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший,
чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются
одновременно с молекулами воды.
Анод.
Характер окислительных процессов зависит также от материала
электродов.
Различают
нерастворимые(инертные)
и
растворимые(активные)электроды.
Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины; в
процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи
электронов во внешнюю цель.
При использовании инертных анодов следует учитывать следующее:
1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их Ео,
не превышающих + 1,5 В (S2-, J-, Br-, Cl-).
2. При
электролизе
водных
растворов,
содержащих
анионы
223кислородосодержащих кислот (CO3 , NO3 , SO4 , PO4 и др.), на аноде
окисляются не эти анионы, а молекулы воды.
3. В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН-:
4OH   O2  2H 2O  4e  .
При использовании растворимых анодов (из Cu, Zn, Ag, Ni и др. металлов)
электроны во внешнюю цель посылает сам анод за счет окисления атомов
металла, из которого сделан анод:
Me  Me n  ne 
анод
в
р р
во
.
внешнюю
цепь
Рассмотрим конкретные примеры.
Электролиз водных растворов солей (инертные электроды)
NaCl  Na   Cl 
1)
( - ) Катод
Na+, Н2О
Анод ( + )
Cl-, H2O
2 H 2O  2e   H 2  2OH 
2Cl   Cl2  2e 
2 H O  2Cl   H   2OH   Cl 
2
2
2
2H 2 O  2 NaCl  H 2   2 NaOH  Cl2 
2 K 2 SO4  4 K   2 SO4
2)
( - ) Катод
4К+, 4Н2О
4 H 2O  4e   2 H 2  4OH 
2
Анод ( + )
SO42-, Н2О
2H 2O  O2  4H   4e 
6H 2O  2H 2  O2  4OH   4H 
2 H 2O  2 H 2  O2  E o  0,76 В
ZnSO4  Zn 2  SO4
3)
2
( - ) Катод
Zn2+, H2O
Анод ( + )
SO42-, H2O
Zn 2  2e   Zn

2 H 2O  2e  H 2  2OH
2H 2O  O2  4H   4e 

Zn 2  4H 2O  Zn  H 2  O2  2OH   4H 
Zn 2  2H 2O  Zn  H 2  O2  2 H 
ZnSO4  2H 2O  Zn  H 2  O2  2H 
4)
Электролиз водного раствора CuCl2 (активный медный анод)
CuCl2  Cu 2  2Cl 
( - ) Катод
Cu2+, H2O
Анод ( + )
2Cl-, H2O
Cu  Cu 2  2e 
Cu 2  2e   Cu
Законы Фарадея.
Количественные характеристики электролитических процессов
устанавливаются двумя законами Фарадея:
I.
Масса веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо
пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор
или расплав электролита.
II.
При пропускании одинакового количества электричества через растворы
или расплавы различных элементов масса веществ, выделяющихся на
электродах, пропорциональна молярным массам их эквивалентов.
Экспериментально установлено, что для выделения на электроде одной
молярной массы эквивалента вещества необходимо затратить одно и то же
количество электричества, равное ~96500 Кл. Оно получило название постоянной
Фарадея F.
Оба закона можно объединить общей формулой:
m
Э  J t Э Q

 кQ ,
F
F
где m – масса окисленного или восстановленного вещества, г; Э – молярная масса
его эквивалента, г/моль; Q – количество электричества, прошедшее через элемент
(Q = Jt, где J – сила тока, А; t – время, с).
Если Q = Jt = 1 Кл, то
mк
Э
Э

.
F 96500
Величина К называется электрохимическим эквивалентом вещества. Она
представляет собой массу вещества, окисляющегося или восстанавливающегося
на электродах при прохождении через элемент 1 Кл электричества. Видно, что
химический
эквивалент
связан
с
электрохимическим
эквивалентом
соотношением:
к
Э
.
F
Показателем эффективности электролиза является выход по току η, %,
определяемый как отношение массы вещества, фактически полученной в данных
условиях электролиза mпракт, к массе вещества, теоретически вычисленной на
основании закона Фарадея mтеор:

mпракт
mтеор
100% 
mпракт  96500
Э  J t
100% .
Основные понятия: Коррозия металлов и сплавов. Электролиз. Законы М.
Фарадея. Гальванопластика. Кинетика электродных процессов.
Вопросы для самоконтроля:
1. Что называется коррозией металлов?
2. Какие виды коррозии Вы знаете? Какие факторы влияют на скорость
коррозии? Какие существуют методы защиты от коррозии?
3. В чем сущность электролиза?
4. Какие процессы протекают на катоде и аноде при электролизе растворов и
расплавов электролитов?
5. От чего зависит процесс на аноде при электролизе?
6. Сравните процессы на растворимом и нерастворимом аноде.
7. Сформулируйте законы Фарадея.
8. Что такое гальванопластика?
14. Лекция
Комплексные соединения
План
1. Понятие о комплексных соединениях. Теория Вернера.
2. Номенклатура комплексных соединений.
3. Устойчивость комплексных соединений.
1. Комплексными соединениями называются определенные химические
соединения,
образованные
сочетанием
отдельных
компонентов
и
представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к
существованию как в кристалическом так и в растворенном состоянии.
По координационной теории Вернера в молекуле комплексного соединения один
из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и
называется
комплексообразователем,
или
центральным
атомом.
В
непосредственной близости к нему расположены (координированны)
противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемы
лигандами.
Все комплексные соединения образуются по донорно-акцепному механизму.
Например: как образуется молекула NH4Cl
Н
Н
.х
.х
Н :N: + □Н+ →
+
Н :N: Н
.х
.х
H
Н
донор акцептор
2. Независимо от того, является ли комплексная частица катионом или анионом,
сначала называют анион, а затем катион. В названии комплексного иона,
придерживаются следующей последовательности. 1. Сначала называют
заряженные лиганды, к латинскому названию которых добавляется окончание
«о», а затем, называют нейтральные лиганды, при этом число лигандов
обозначается греческими числительными. 2. Затем называют центральный атом,
если он в составе аниона, то используют латинское названием элемента, перед
которым указывают степень окисления, а в конце добавляют окончание «ат».
Например,
[Zn(H2O)4](NO3)2 – нитрат тетрааквацинк (II),
NH4[Co(NH3)2(NO2)4] –
тетранитродиаммино (III) кобальтат аммония.
3. Комплексные соединения при диссоциации образуют комплексные ионы:
[Ag(NH3)2]Cl→ [Ag(NH3)2]+ + ClK[Ag(CN)2] → K+ + [Ag(CN)2]Комплексные ионы в свою очередь подвергаются вторичной диссоциации:
[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3
[Ag(CN)2]- ↔ Ag+ + 2CNПрименяя закон действующих масс к этим процессам можно получить
выражения констант нестойкости комплексных ионов:
Кн= ([Ag+]*[NH3]2)/[Ag(NH3)2]+ =6,8*10-8
Кн = ([Ag+]*[CN-]2)/[Ag(CN)2]- =1,0*10-21
Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность внутренней
сферы комплексного соединения.
Вопросы для самоконтроля:
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Какие основные положения координационной теории?
3. Что такое координационное число?
4. Что образуют внутреннюю сферу комплексных соединений?
5. Какие ионы образуют внешнюю сферу комплекса?
6. От чего зависят величина и знак заряда комплексной частицы ?
7. Как строятся названия комплексных соединений?
8. Какие виды изомерии встречаются в комплексных соединениях?
9. Из каких частиц состоит внутренняя сфера комплексных соединений?
10. Отчего зависит величина и знак заряда комплексной частицы?
11. Приведите примеры комплексных катионов, анионов и нейтральных
комплексных частиц?
15.Лекция
Химия и экология. Охрана окружающей среды
Содержание:
1. Химия и экология.
2. Загрязнение окружающей среды.
3. Роль химии в решении экологических проблем. Методы защиты водного и воздушного
бассейнов от загрязнений.
1. Загрязнением в узком смысле считается привнесение в какую-либо среду
новых, не характерных для неё физических, химических и биологических агентов
или превышение естественного среднемноголетнего уровня этих агентов в среде.
Непосредственными объектами загрязнения (акцепторами загрязняющих
веществ) служат основные компоненты экотопа (местообитание биотического
сообщества): атмосфера, вода, почва. Косвенными объектами загрязнения
(жертвы загрязнения) являются составляющие биоценоза – растения, животные,
микроорганизмы.
Источники загрязнения весьма разнообразны: среди них не только
промышленные предприятия и теплоэнергетический комплекс, но и бытовые
отходы, отходы животноводства, транспорта, а также химические вещества,
намеренно вводимые человеком в экосистемы для защиты полезных продуцентов
от вредителей, болезней и сорняков.
Среди ингредиентов загрязнения – тысячи химических соединений,
особенно металлы и оксиды, токсические вещества, аэрозоли. Разные источники
выбросов могут быть одинаковыми по составу и характеру загрязняющих
веществ. Так, углеводороды поступают в атмосферу и при сжигании топлива, и
от нефтеперерабатывающей, и от газодобывающей промышленности.
Загрязнителем может быть любой физический агент, химическое вещество
и биологический вид (главным образом микроорганизмы), подающие в
окружающую среду или возникающие в ней в количествах, выходящих за рамки
своей обычной концентрации – предельных естественных колебаний или
среднего природного фона в рассматриваемое время.
Различают антропогенные загрязнители, разрушаемые биологическими
процессами и неразрушаемые ими (стойкие). Первые входят в естественные
круговороты веществ и поэтому быстро исчезают или подвергаются разрушению
биологическими агентами. Вторые не входят в естественные круговороты
веществ, а потому разрушаются организмами в пищевых цепях.
Загрязнения окружающей среды подразделяют на природные, вызванные какимито естественными, обычно катастрофическими причинами (извержение вулкана,
селевой поток и т.п.), и антропогенные, возникающие в результате деятельности
людей.
Среди антропогенных выделяют загрязнение биологическое – случайное
или благодаря деятельности человека; механическое – засорение среды агентами,
оказывающими лишь механическое воздействие без физико-химических
последствий; химическое – изменение естественных химических свойств среды, в
результате которого повышается среднемноголетнее колебание количества
каких-либо веществ для рассматриваемого периода времени, или проникновение
в среду веществ, нормально отсутствующих в ней или в концентрациях,
превышающих норму.
Загрязнение физическое подразделяется на: 1) тепловое (термальное),
возникающее в результате повышения температуры среды главным образом в
связи с промышленными выбросами нагретого воздуха, отходящих газов и воды;
2) световое – нарушение естественной освещённости местности в результате
воздействия искусственных источников света, приводящее к аномалиям в жизни
растений и животных; 3) шумовое, образующееся в результате увеличения
интенсивности и повторяемости шума сверх природного уровня; 4)
электромагнитное, появляющееся в результате изменения электромагнитных
средств среды (от линии электропередачи, радио и телевидения, работы
некоторых некоторых промышленных установок и т.п.), приводящее к
глобальным и местным геофизическим аномалиям и изменениям в тонких
биологических структурах; 5) радиоактивные, связанные с превышением
естественного уровня содержания в среде радиоактивных веществ.
Загрязнение микробиологическое (микробное) – появление необычно
большого количества микроорганизмов, связанное с массовым их размножением
на антропогенных субстратах или средах, изменённых в ходе хозяйственной
деятельности человека.
С экологических позиций загрязнение означает непросто внесение в
атмосферу, почву или воду тех или иных чуждых им компонентов. В любом
случае объектом загрязнения является элементарная структурная единица
биосферы – биогеоценоз. Кроме того, избыток одних веществ в природной среде
или просто присутствие в ней других веществ означает изменение режимов
экологических факторов, поскольку вредные вещества по сути дела и есть
экологические факторы. Следовательно, режим этих факторов (или их состав)
отклоняется от требований экологической ниши того или иного организма (или
звена в пищевой цепи). При этом нарушаются процессы иного обмена веществ,
снижается интенсивность ассимиляции продуцентов, а значит, и продуктивность
биогеоценоза в целом. Таким образом, с экологической позиции загрязнению
можно дать следующее определение: загрязнение окружающей среды есть любое
внесение в ту или иную экологическую систему (биогеоценоз) не свойственных
ей живых или неживых компонентов или структурных изменений, прерывающих
круговорот веществ, их ассимиляцию, поток энергии, вследствие чего данная
экосистема разрушается или снижается её продуктивность.
Загрязнение среды – сложный многообразный процесс. Отходы
производств оказываются обычно там, где их раньше не было. Многие из них
химически активны и способны взаимодействовать с молекулами, входящими в
состав в ткани живого организма, или активно окисляться на воздухе. Понятно,
что такие вещества оказываются ядами по отношению ко всему живому
Последствия загрязнения далеко не всегда ощущаются сразу.
Скачкообразным проявлением загрязнения нередко предшествуют скрытые.
Именно поэтому в настоящее время ученые интенсивно ищут способы
своевременной косвенной индикации загрязнения в самые начальные его
моменты.
Но загрязнение – это не только выброс в природную среду вредных
веществ. При отводе воды в естественные водоемы от систем охлаждения в них
изменяется естественный режим температуры , что представляет собой тепловое
загрязнение . Важно то, что меняется режим температуры. В качестве загрязнения
можно рассматривать и отклонение от оптимальных параметров уровней шума и
освещенности.
Можно кратко сформулировать последствия загрязнения следующим
образом:
Загрязнение среды есть процесс нежелательных потерь вещества, энергии, труда
и средств, приложенных человеком к добыче и заготовке сырья и материалов,
превращающихся в безвозвратные отходы , рассеиваемые в биосферу.
Загрязнение имеет следствием необратимое разрушение как отдельных
экологических систем, так и биосферы в целом, включая воздействие на
глобальные физико-химические параметры среды.
Вследствие загрязнения теряются плодородные земли, снижается
продуктивность экологических систем и биосферы в целом.
Загрязнение прямо или косвенно ведет к ухудшению физического и
морального состояния человека как главной производительной силы общества.
Защита окружающей среды от загрязнения – одна из ключевых задач в
общей проблеме оптимизации природопользования, сохранения качества среды
для настоящего и будущих поколений людей.
Загрязнением в узком смысле считается привнесение в какую-либо среду
новых, не характерных для неё физических, химических и биологических агентов
или превышение естественного среднемноголетнего уровня этих агентов в среде.
Непосредственными объектами загрязнения (акцепторами загрязняющих
веществ) служат основные компоненты экотопа (местообитание биотического
сообщества): атмосфера, вода, почва. Косвенными объектами загрязнения
(жертвы загрязнения) являются составляющие биоценоза – растения, животные,
микроорганизмы.
Источники загрязнения весьма разнообразны: среди них не только
промышленные предприятия и теплоэнергетический комплекс, но и бытовые
отходы, отходы животноводства, транспорта, а также химические вещества,
намеренно вводимые человеком в экосистемы для защиты полезных продуцентов
от вредителей, болезней и сорняков.
Среди ингредиентов загрязнения – тысячи химических соединений,
особенно металлы и оксиды, токсические вещества, аэрозоли. Разные источники
выбросов могут быть одинаковыми по составу и характеру загрязняющих
веществ. Так, углеводороды поступают в атмосферу и при сжигании топлива, и
от нефтеперерабатывающей, и от газодобывающей промышленности.
Загрязнителем может быть любой физический агент, химическое вещество
и биологический вид (главным образом микроорганизмы), подающие в
окружающую среду или возникающие в ней в количествах, выходящих за рамки
своей обычной концентрации – предельных естественных колебаний или
среднего природного фона в рассматриваемое время.
Различают антропогенные загрязнители, разрушаемые биологическими
процессами и неразрушаемые ими (стойкие). Первые входят в естественные
круговороты веществ и поэтому быстро исчезают или подвергаются разрушению
биологическими агентами. Вторые не входят в естественные круговороты
веществ, а потому разрушаются организмами в пищевых цепях.
Загрязнения окружающей среды подразделяют на природные, вызванные какимито естественными, обычно катастрофическими причинами (извержение вулкана,
селевой поток и т.п.), и антропогенные, возникающие в результате деятельности
людей.
Среди антропогенных выделяют загрязнение биологическое – случайное
или благодаря деятельности человека; механическое – засорение среды агентами,
оказывающими лишь механическое воздействие без физико-химических
последствий; химическое – изменение естественных химических свойств среды, в
результате которого повышается среднемноголетнее колебание количества
каких-либо веществ для рассматриваемого периода времени, или проникновение
в среду веществ, нормально отсутствующих в ней или в концентрациях,
превышающих норму.
Загрязнение физическое подразделяется на: 1) тепловое (термальное),
возникающее в результате повышения температуры среды главным образом в
связи с промышленными выбросами нагретого воздуха, отходящих газов и воды;
2) световое – нарушение естественной освещённости местности в результате
воздействия искусственных источников света, приводящее к аномалиям в жизни
растений и животных; 3) шумовое, образующееся в результате увеличения
интенсивности и повторяемости шума сверх природного уровня; 4)
электромагнитное, появляющееся в результате изменения электромагнитных
средств среды (от линии электропередачи, радио и телевидения, работы
некоторых некоторых промышленных установок и т.п.), приводящее к
глобальным и местным геофизическим аномалиям и изменениям в тонких
биологических структурах; 5) радиоактивные, связанные с превышением
естественного уровня содержания в среде радиоактивных веществ.
Загрязнение микробиологическое (микробное) – появление необычно
большого количества микроорганизмов, связанное с массовым их размножением
на антропогенных субстратах или средах, изменённых в ходе хозяйственной
деятельности человека.
С экологических позиций загрязнение означает непросто внесение в
атмосферу, почву или воду тех или иных чуждых им компонентов. В любом
случае объектом загрязнения является элементарная структурная единица
биосферы – биогеоценоз. Кроме того, избыток одних веществ в природной среде
или просто присутствие в ней других веществ означает изменение режимов
экологических факторов, поскольку вредные вещества по сути дела и есть
экологические факторы. Следовательно, режим этих факторов (или их состав)
отклоняется от требований экологической ниши того или иного организма (или
звена в пищевой цепи). При этом нарушаются процессы иного обмена веществ,
снижается интенсивность ассимиляции продуцентов, а значит, и продуктивность
биогеоценоза в целом. Таким образом, с экологической позиции загрязнению
можно дать следующее определение: загрязнение окружающей среды есть любое
внесение в ту или иную экологическую систему (биогеоценоз) не свойственных
ей живых или неживых компонентов или структурных изменений, прерывающих
круговорот веществ, их ассимиляцию, поток энергии, вследствие чего данная
экосистема разрушается или снижается её продуктивность.
Загрязнение среды – сложный многообразный процесс. Отходы
производств оказываются обычно там, где их раньше не было. Многие из них
химически активны и способны взаимодействовать с молекулами, входящими в
состав в ткани живого организма, или активно окисляться на воздухе. Понятно,
что такие вещества оказываются ядами по отношению ко всему живому
Последствия загрязнения далеко не всегда ощущаются сразу.
Скачкообразным проявлением загрязнения нередко предшествуют скрытые.
Именно поэтому в настоящее время ученые интенсивно ищут способы
своевременной косвенной индикации загрязнения в самые начальные его
моменты.
Но загрязнение – это не только выброс в природную среду вредных
веществ. При отводе воды в естественные водоемы от систем охлаждения в них
изменяется естественный режим температуры, что представляет собой тепловое
загрязнение. Важно то, что меняется режим температуры. В качестве загрязнения
можно рассматривать и отклонение от оптимальных параметров уровней шума и
освещенности.
Можно кратко сформулировать последствия загрязнения следующим
образом:
Загрязнение среды есть процесс нежелательных потерь вещества, энергии,
труда и средств, приложенных человеком к добыче и заготовке сырья и
материалов, превращающихся в безвозвратные отходы, рассеиваемые в
биосферу.
Загрязнение имеет следствием необратимое разрушение как отдельных
экологических систем, так и биосферы в целом, включая воздействие на
глобальные физико-химические параметры среды.
Вследствие загрязнения теряются плодородные земли, снижается
продуктивность экологических систем и биосферы в целом.
Загрязнение прямо или косвенно ведет к ухудшению физического и морального
состояния человека как главной производительной силы общества.
Защита окружающей среды от загрязнения – одна из ключевых задач в
общей проблеме оптимизации природопользования, сохранения качества среды
для настоящего и будущих поколений людей.
ЗНАЧЕНИЕ ХИМИИ В РЕШЕНИИ ЭНЕРГЕТИЧЕСКОЙ ПРОБЛЕМЫ
Обеспеченность энергией является важнейшим условием социальноэкономического развития любой страны, ее промышленности, транспорта,
сельского хозяйства, сфер культуры и быта.
Особенно много энергии потребляет химическая промышленность. Энергия
тратится на осуществление эндотермических процессов, на транспортировку
материалов, крошения и измельчение твердых веществ, фильтрование, сжатие
газов и т.п.. Значительных затрат энергии нуждаются в производстве карбида
кальция, фосфора, аммиака, полиэтилена, изопрена, стирола и т.п.. Химические
производства вместе с нефтехимическими есть наноэнергоемкими областями
индустрии. Выпуская почти 7 % промышленной продукции, они потребляют в
пределах 13-20% энергии, которые тратится всей промышленностью.
Источниками энергии чаще всего есть традиционные невосстановимые
природные ресурсы - уголь, нефть, природный газ, торф, сланце. В последнее
время они очень быстро истощаются. Особенно ускоренными темпами
уменьшаются запасы нефти и природного газа, а они ограничены и
непоправимые. Не удивительно, что это порождает энергетическую проблему.
В разных странах энергетическую проблему решают по-разному, тем не
менее всюду уее решение значительный взнос делает химия. Так, химики
считают, что и в будущем (приблизительно еще лет 25-30) нефть сохранит свою
позицию лидера. Но ее взнос в энергоресурсы заметно сократится и будет
компенсироваться выросшим взносом угля, газа, водородной энергетики
ядерного горючего, энергии Солнца, энергии земных глубин и других видов
восстановительной энергии, включая биоэнергетику.
Уже сегодня химики беспокоятся о максимальном и комплексном
энерготехнологичное использование топливных ресурсов - уменьшение потерь
теплоты в окружающую среду, вторичная использование теплоты, максимальное
применение местных топливных ресурсов и т.п.
Разработаны химические методы изъятия вяжущей нефти (содержит
высокомолекулярные углеводороды), значительная часть которой остается в
подземных амбарах. Для увеличения выхода нефти в воду, которую закачивают
впласта, прибавляют поверхностно-активные вещества, их молекулы
размещаются на границе нефть-вода, которая увеличивает подвижность нефти.
Бензин более дорогой от добытого из нефти, тем не менее важная
принципиальная возможность его добывания.
Очень перспективной выдается водородная энергетика, которая
основывается на сжигании водорода, во время которого вредные выбросы не
возникают. Тем не менее для ее развития нужно решить ряд задач, объединенных
со снижением себестоимости водорода, созданием надежных средств его
хранения и транспортировка и т.п.. Если эти задачи будут разрешимы, водород
будет широко использоваться в авиации, водном и наземном транспорте,
промышленном и сельскохозяйственном производствах.
Неисчерпаемые возможности содержит ядерная энергетика, ее развитие для
производства электроэнергии и теплоты дает возможность высвободить
значительное количество органического топлива. Здесь перед химиками стоит
задача создать комплексные технологические системы покрытия энергетических
затрат, которые происходят во время осуществления эндотермических реакций, с
помощью ядерной энергии.
Большие надежды полагаются на использование солнечной радиации
(гелиоэнергетика). В Крыму действуют солнечные батареи, фотогальванические
элементы которых превращают солнечный свет в электрику. Для опреснения
воды и отопление жилья широко используются солнечные термоустановки,
которые превращают солнечную энерги ю на теплоту. Солнечные батареи уже
давно применяются в навигационных сооружениях и на космических кораблях В
отличие от ядерной стоимость энергии, которую добывают с помощью
солнечных батарей, постоянно снижается.
Для изготовления солнечных батарей главным полупроводниковым
материалом является силиций и соединения силиция. Ныне химики работают над
разработкой новых материалов-преобразователей энергии. Это могут быть
разные системы солей как накопители энергии. Дальнейшие успехи
гелиоэнергетики зависят от тех материалов, которые предложат химики для
преобразования энергии.
В новом тысячелетии прирост производства электроэнергии будет
происходить по счет развития солнечной энергетики, а также метанового
брожения бытовых отходов и других нетрадиционных источников добывания
энергии.
Вопросы для самоконтроля:
1. Химия и экология.
2. Загрязнение окружающей среды.
3. Роль химии в решении экологических проблем. Методы защиты водного и
воздушного бассейнов от загрязнений.
3. Лабораторные занятия
Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, газ,
ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать
правила внутреннего распорядка и техники безопасности.
ТРЕБОВАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ,
ОФОРМЛЕНИЮ И ЗАЩИТЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ
Перед тем как приступить к выполнению лабораторных работ, требуется
получить допуск. Для этого необходимо подготовить письменно основную
теорию по заданной работе, уяснить цели, задачи, порядок проведения
эксперимента. Для подготовки достаточно использовать теоретический материал,
приведенный в учебниках и данном практикуме непосредственно внутри каждой
лабораторной работы.
После выполнения эксперимента по лабораторной работе, расчета
необходимых величин, построения графиков работа защищается.
Оформленные в соответствии со стандартом лабораторные работы должны
содержать следующие пункты:
1. Цель работы.
2. Краткое теоретическое введение.
3. Описание методики эксперимента.
4. Результаты исследования и расчеты.
5. Выводы по работе с обоснованием возможных отклонений от теоретических
величин.
Защита лабораторных работ проводится во время аудиторного занятия.
На защите лабораторной работы проверяются выполненные расчеты,
оцениваются качество оформления и правильность построения графиков,
анализируется логичность выводов, оцениваются ответы на теоретические
вопросы, предполагающие знание лекционного материала по данной теме. Если
по теме лабораторной работы на момент ее защиты лекций не было, то при
подготовке теории следует руководствоваться контрольными вопросами,
приведенными в конце лабораторных работ.
К выполнению следующей лабораторной работы не допускаются те, кто не
защитил сделанную.
Общие правила работы в лаборатории. Техника безопасности
Перед тем как преступить к выполнению лабораторных работ, необходимо
ознакомиться с правилами работы в лаборатории.
Без преподавателя или лаборанта в верхней одежде в лабораторию входить
не разрешается. Все личные вещи, не являющиеся необходимыми для
выполнения работы, убираются в специально отведенный для этого шкаф.
К выполнению лабораторных работ не допускаются пришедшие без средств
индивидуальной защиты: хлопчатобумажный халат и кислотостойкие резиновые
перчатки (в случае работы с концентрированными кислотами).
При работе в лаборатории должны находиться не менее 2 человек.
Во время работы в лаборатории необходимо соблюдать чистоту, тишину,
порядок и правила техники безопасности. На рабочих столах и вокруг
работающих не должно быть ничего лишнего.
На рабочем месте запрещается принимать пищу, пить воду, курить и
использовать химическую посуду как пищевую.
Нельзя приступать к работе до полного уяснения всей техники ее
выполнения.
Запрещается приступать к работе, не согласовав план работы с
руководителем.
Опыты нужно проводить только в чистой химической посуде. После
окончания эксперимента посуду сразу же следует вымыть.
В процессе работы необходимо соблюдать чистоту и аккуратность, следить,
чтобы вещества не попадали на кожу лица и рук, т.к. многие вещества вызывают
раздражение кожи и слизистых оболочек.
Никакие вещества в лаборатории нельзя пробовать на вкус.
Нюхать вещества можно, лишь осторожно направляя на себя пары или газы
легким движением руки, не наклоняясь к сосуду.
Сосуды с веществами или растворами необходимо брать одной рукой за
горлышко, а другой снизу поддерживать за дно.
Категорически запрещается затягивать ртом в пипетки органические
вещества и их растворы, а также концентрированные кислоты.
Во время нагревания жидких и твердых веществ в пробирках и колбах
нельзя направлять их отверстия на себя и соседей. Нельзя также заглядывать
сверху в открытые нагреваемые сосуды во избежание возможного поражения
кожи и глаз при выбросе горячей массы.
Категорически запрещается выливать в раковины концентрированные
растворы кислот и щелочей, а также различные органические растворители,
сильно пахнущие и огнеопасные вещества. Все эти отходы нужно сливать в
специальные бутыли с надписью «Слив ____» или «Отработанная ____».
После окончания работы, уходя из лаборатории, нужно убрать рабочее
место, выключить нагревательные приборы и тщательно вымыть руки.
Правила работы с кислотами
и горючими веществами
Разбавление кислот производить приливанием кислоты в воду и только в
жаростойких и фарфоровых стаканах, т.к. при этом происходит значительное
выделение тепла. Склянки с концентрированными кислотами можно переносить
только в ведре.
Едкие щелочи следует растворять путем медленного прибавления к воде
небольших кусочков, которые нужно брать щипцами или шпателем.
Переливать концентрированные кислоты можно только при включенной
тяге в вытяжном шкафу. Дверцы шкафа должны быть по возможности прикрыты.
Запрещается при работе с этиловыми эфиром, спиртом, бензолом,
ацетоном,
уксусно-этиловым
эфиром
и
другими
горючими
и
легковоспламеняющимися жидкостями (ЛВЖ) проводить нагревание на
открытом огне, на сетке, вблизи открытого пламени или в открытых сосудах.
Следует иметь в виду, что легколетучие органические жидкости могут
воспламеняться при отсутствии открытого пламени, при падении на сильно
нагретую поверхность.
Запрещается ЛВЖ выливать в ведра, банки для мусора во избежание
пожара от случайно брошенной спички.
Разлитые кислоты и щелочи следует немедленно нейтрализовать и лишь
после этого проводить уборку.
Запрещается набирать растворы кислот и щелочей, всасывая их ртом в
пипетку.
Первая помощь в лабораториях при ожогах и отравлениях
При термических ожогах следует немедленно делать неоднократные
примочки в месте ожога спиртовым раствором таннина (можно также смачивать
раствором KMnO4 или С2Н5ОН и покрывать мазью от ожогов – сульфидиновой
эмульсией).
При ожогах кислотами сначала нужно хорошо промыть обожженное место
проточной водой, а затем раствором Nа2СО3.
При ожогах едкими щелочами требуется хорошо промыть обожженное
место водой, а затем разбавленной уксусной или борной кислотой.
В случае вдыхания хлора или паров брома следует вдыхать пары спирта, а
затем выйти на свежий воздух.
При попадании в глаза различных химических реагентов нужно
немедленно промыть глаза большим количеством воды в течение 3–5 мин, а
затем раствором HBr (при попадании щелочных реагентов) или раствором
Na2CO3 (при попадании кислых реагентов). После этих мер первой помощи
необходимо немедленно обратиться к врачу.
Тушение местного пожара и горящей одежды
Каждый работающий должен знать, где находятся в лаборатории средства
противопожарной защиты.
При возникновении пожара следует немедленно выключить газ и
электроприборы по всей лаборатории, убрать все горючие вещества подальше от
огня, засыпать песком или накрыть войлочным, шерстяным одеялом или
асбестом очаг пожара. Большое пламя тушат при помощи огнетушителя.
Если на ком-либо загорится одежда, тушить ее нужно обливанием водой из
душа или немедленно повалить человека на пол и накрыть войлочным одеялом,
которое не снимать до тех пор, пока не погаснет пламя.
Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей
курса химии. Для их выполнения студенту необходимо ознакомиться с
лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с
техникой проведения основных лабораторных операций.
Техника лабораторных работ и оборудование
Посуда и оборудование
Химические реакции проводят, как правило, в стаканах, пробирках, колбах,
на специальных стеклах или пластинах.
Большинство реакций в студенческом практикуме проводят в пробирках
(рис. 1). Пробирки могут быть цилиндрическими (1, а) и коническими (1, б),
последние применяются также для центрифугирования.
Рис. 1. Пробирки:
а По
– цилиндрическая,
б –
объему пробирки
коническая
Рис. 2. Колбы: а – круглая
плоскодонная,
разделяют на обычные (10-15 мл) и
б – коническая
(Эрленмейера)можно проводить в
полумикропробирки (от 2 до 6 мл). Реакции
без нагревания
плоскодонных колбах (рис. 2).
Реакции с малыми количествами вещества (несколько капель) проводят на
часовых (рис. 3, а) или предметных (рис. 3, б) стеклах либо в углублениях
специальной пластинки – фарфоровой, стеклянной или пластиковой (рис. 3, в).
Рис. 3. Стекла: а – часовое, 6 – предметное; в – пластинка для проведения реакций с
малыми количествами веществ
Для того, чтобы отобрать или добавить небольшой объем раствора
(жидкости), используют пипетки (рис. 4).
Рис. 4. Пипетки: а, б – капельные, в – для
отделения жидкости от осадка
Химическая воронка (рис. 5, а) используется для наливания жидкости в
сосуды с узкими горлами. Для насыпания порошков используют воронку с
укороченным стеблем. Капельная воронка (рис. 5, б) применяется для
прибавления жидкости по каплям в реакционную смесь (в течение длительного
времени), делительная – для разделения двух несмешивающихся жидкостей (рис.
5, в).
Рис. 5. Воронки: химическая (а),
капельная (б) и делительная (в)
Для получения газов в лаборатории используются различные приборы
прерывного действия. В аппарате Киппа газ получают реакцией между
жидкостью (например, раствором кислоты) и твердым веществом (мрамор,
сульфид железа, цинк). На рисунке 6 показан аппарат Киппа в действии.
Аппарат Киппа состоит из трех резервуаров. Верхний резервуар (1)
является шарообразной воронкой с длинным сужающимся концом. Резервуар (1)
вставлен в средний резервуар (2) на шлифе. Над верхним резервуаром
устанавливается предохранительная склянка (7).
Кусочки твердого вещества загружают в средний резервуар через тубус (4).
После этого тубус закрывают пробкой, в которую вставлена стеклянная трубка с
краном (5) для выхода и регулирования потока получаемого газа. При открытом
кране жидкость проходит в нижний резервуар (3), а из него в средний (2).
Нижний резервуар также имеет пробку (6), через которую сливают отработанную
жидкость. Выделяющийся газ при необходимости пропускают через промывные
склянки (8, 9) и собирают в приемник (10).
Рис. 6. Прибор (аппарат Киппа).
1, 2, 3 – шарообразные резервуары; 4 – тубус с пробкой и стеклянной трубкой; 5 –
кран; 6 – пробка,7 – предохранительная склянка; 8, 9 – промывные склянки; 10
– приемник газа
Для сборки приборов служит металлический универсальный штатив с
различными лапками и кольцами (рис. 7).
Рис. 7. Универсальный штатив
Квалификация реактивов
По существующему положению для реактивов установлены квалификации
«технический» (т.), «чистый» (ч.), «чистый для анализа» (ч. д. а.), «химически
чистый» (х. ч.) и «особо чистый» (ос. ч.), последняя иногда делится на несколько
марок. Содержание примесей может различаться для различных реактивов одной
квалификации в несколько раз, в зависимости от того, насколько легко поддается
очистке и для чего предназначен препарат.
Препараты квалификации «чистый» могут применяться в различных учебных
работах, «чистый для анализа» – в аналитических и научно-исследовательских
работах, реактивы квалификации «химически чистый» используются для особо
ответственных работ. Препараты особой очистки (квалификация ос. ч.)
применяются в специальных целях.
Правила работы с химическими реактивами
Сыпучие реактивы из банки (тары) отбирают шпателем (рис. 8, а) или
фарфоровой ложкой (рис. 8, б), растворы (жидкости) наливают из склянок либо
отбирают прилагаемыми (вставленными в пробку) пипетками.
Рис. 8. Шпатель (а) и фарфоровая ложка (б)
Просыпанный (пролитый) реактив или реактив, по ошибке взятый в
избытке, нельзя возвращать обратно в тару. Его следует утилизировать.
Утилизация отходов (остатков) реактивов и нейтрализация полученных в
результате экспериментов смесей производится следующим образом: водные
растворы неопасных веществ (кислот и оснований малой концентрации)
выливают в раковину. Отходы органических растворителей, солей серебра и
ртути собирают в вытяжном шкафу в отдельные склянки с соответствующими
надписями. Растворы, содержащие аммиак, сероводород, хлор и другие опасные
летучие вещества, следует выливать в раковину под тягой. После этого сосуд
ополаскивают водой и эту воду тоже выливают в раковину под тягой. Только
после этого сосуд можно окончательно вымыть в обычной раковине.
Мытье посуды
Стеклянную посуду считают чистой, если вода не образует отдельных
капель на стенках, а стекает равномерной пленкой.
Удалять загрязнения со стенок посуды можно различными методами:
механическими, химическими или комбинируя их. К механическим способам
можно отнести мытье посуды теплой водой с помощью щеток (ершей) или мытье
паром.
Физико-химические методы заключаются в удалении загрязнений с
помощью органических растворителей (бензин, ацетон, спирты и др.),
поверхностно-активных моющих средств или фосфата натрия.
Химические методы – мытье посуды хромовой смесью, раствором
перманганата калия, смесью соляной кислоты и пероксида водорода,
концентрированным раствором щелочи или серной кислотой.
Весы и взвешивание.
Взвешивание на электронных весах. Взвешивание на электронных весах
значительно быстрее и проще, поскольку масса вещества сразу высвечивается на
табло. Взвешивание проводят следующим образом. Стаканчик для взвешивания
помещают на чашку весов и записывают его массу или обнуляют показания
весов, нажав кнопку "тара". Затем снимают стаканчик с чашки весов, аккуратно
помещают в него взвешиваемое вещество и ставят на весы. Если масса вещества
не соответствует заданной, то стаканчик вновь снимают с весов и добавляют (или
убирают) необходимое количество вещества. Повторяют операцию нужное число
раз. Для взятия точной навески допускается добавлять на весах небольшое
количество вещества маленькими порциями.
Вещества взвешивают охлажденными до комнатной температуры. Снимать
и класть на чашки весов взвешиваемое вещество и разновески следует только при
арретированных весах.
При взвешивании рекомендуется использовать специальную посуду:
часовые стекла, тигли, бюксы.
Если в одной работе нужно сделать несколько взвешиваний, то
необходимо пользоваться одними и теми же весами.
Измерение объемов
Для измерения объема жидкости в случаях, не требующих большой
точности, используют мензурку и мерный цилиндр (рис. 10).
Для точного измерения объема служат мерные колбы (рис. 11), мерные
пипетки (пипетка Мора – рис. 12, а, градуированная пипетка – рис. 12, б) и
бюретки (рис. 12, в, г, д). Мерные колбы калиброваны «на вливание», а пипетки
на «выливание», т.е. для измерения объема налитой в колбу или вылитой из
пипетки жидкости.
Рис. 10. Мензурка (а) и мерный цилиндр (б)
Рис. 11. Мерная колба
Бюретки с краном (рис. 12, г, д) и зажимом (рис. 12, в) служат для точного
измерения объема вытекающей жидкости.
На рис. 13 показана бескрановая бюретка. Для сливания жидкости из
бюретки со стеклянной бусиной необходимо нажать на бусину так, чтобы она
слегка отошла от резиновой трубки. При этом образуется зазор между шлангом и
бусиной, в который и протекает жидкость. Если резиновая трубка бюретки
перекрыта зажимом, необходимо нажать на концы зажима, ослабляя его (зажим
не снимать!). При использовании бюреток для измерения объемов жидкости
необходимо следить, чтобы наконечник бюретки был заполнен раствором.
Рис. 12. Пипетки (а, б) и бюретки (в, г,
д)
При любых измерениях
Рис. 13. Бескрановая
жидкости
бюретка отсчет должен
объемов
производиться
таким образом, чтобы глаз находился на одном уровне с краем мениска. Отсчет
объема жидкости в сосуде (бюретка, пипетка, мерная колба) производят по
нижнему краю мениска, если жидкость смачивает стекло (рис. 14, а) и по
верхнему краю мениска, если жидкость не смачивает стекло (рис. 14, б).
Рис. 14. Отсчет уровня жидкости по мениску:
а – жидкость смачивает стекло; б – жидкость не
смачивает стекло
Приготовление раствора с точной концентрацией
Для приготовления растворов с точной концентрацией используют только
дистиллированную воду. Готовят такие растворы в мерных колбах (рис. 11).
Рассчитанную массу вещества взвешивают на весах в стаканчике или
бюксе – стаканчике с притертой пробкой (рис. 15).
Рис. 15. Бюксы: с
внутренним воронку
(а) и
В мерную колбу вставляют химическую
диаметром 6-10 см
наружным
(б)
шлифом
(воронка подбирается так, чтобы между ее стеблем и стенками горла колбы
оставалось пространство). Вещество переносят в мерную колбу, всыпая его через
стеклянную воронку. После перенесения основного количества вещества
стаканчик (бюкс) споласкивают небольшим количеством дистиллированной воды
и добавляют полученный раствор в колбу. Постепенно добавляя воду и
перемешивая жидкость легкими круговыми движениями колбы, добиваются
полного растворения вещества.
После полного растворения в колбу добавляют воду, доводя уровень
жидкости до метки. Последние порции воды следует прибавлять по каплям из
пипетки. Уровень жидкости определяется по нижнему или по верхнему уровню
мениска. После этого колбу плотно закрывают пробкой и перемешивают раствор,
несколько раз переворачивая колбу вверх дном.
Нагревание
В лаборатории применяют как электрические нагревательные приборы, так
и газовые горелки (нагревание открытым пламенем). Для поддержания
постоянной температуры в процессе эксперимента используются водяные
термостаты (интервал температур от комнатной до 80-90 °С) или песчаные бани
(100-300 °С).
Для нагрева используют электрические плитки, печи и сушильные шкафы.
Для нагревания жидкостей применяются только плитки с закрытой спиралью.
При этом следует использовать термостойкую посуду. Растворы (или другие
жидкости) можно также нагревать на электрических водяных банях (сосуд с
водой, подогреваемый с помощью электричества). Для более равномерного
прогревания жидкости рекомендуется вращать сосуд. Жидкости в сосуде при
нагревании должно быть не более половины его объема.
Для прокаливания, плавки и других операций при высоких температурах
используют электрические печи (трубчатые или муфельные).
Для упаривания растворов или просушивания твердых веществ применяют
специальную фарфоровую посуду: тигель или выпарительную чашу (рис. 16).
Фарфоровая посуда для этих операций обязательно должна быть тонкостенной.
При работе с открытым пламенем нагревать посуду желательно через
огнезащитную сетку (рис. 17), которую кладут на кольцо штатива или треногу.
Пламя горелки при этом не касается сосуда и нагревание получается более
равномерным.
Нагревание открытым пламенем – более быстрый, но более опасный способ
нагревания.
Посуда
прогревается
неравномерно,
потому
возможно
растрескивание сосуда. Нагревание открытым пламенем газовой или спиртовой
горелки возможно только для круглодонных колб и пробирок. Остальные сосуды
использовать
нежелательно.
При
нагревании
пробирку
зажимают
пробиркодержателем (рис. 18), колбу – за горло специальной лапкой, или
закрепляют в штативе (рис. 7).
Рис. 16. Тигель (а) и выпарительная чаша (б)
Рис. 17. Огнезащитная сетка
Для перемещения горячих выпарительных чаш и тиглей используют
тигельные щипцы (рис. 19).
Рис. 18. Держатель для пробирок
Рис. 19. Тигельные щипцы
Измельчение вещества
Измельчение твердых материалов можно производить вручную в ступках
(рис. 20) или механически в мельницах.
Ступки могут быть изготовлены из различных материалов: латунные,
фарфоровые и агатовые. В ступках измельчают небольшие количества веществ,
причем объем вещества не должен превышать трети объема ступки. Вначале
осторожными ударами пестика измельчают крупные куски вещества, доводя их
до размеров горошины, затем медленно растирают круговыми движениями, не
очень сильно прижимая пестик к стенкам ступки. По мере измельчения вещества
скорость движения пестика можно увеличить. Во время измельчения вещество
периодически собирают пестиком или шпателем со стенок к центру ступки.
Рис. 20. Ступка с пестиком
Полученный порошок (измельченный до нужной степени) пересыпают в
заранее подготовленную посуду или сразу же используют. При измельчении
пылящих веществ работу следует проводить в вытяжном шкафу.
Фильтрование
Суть фильтрования состоит в том, что жидкость с находящимися в ней
частицами твердого вещества пропускают через пористую перегородку (фильтр).
Поры фильтра столь малы, что жидкость (фильтрат) через них проходит, а
частицы твердого вещества задерживаются. Таким образом, осадок собирается на
фильтре, а жидкость – в сосуде (рис. 21).
При фильтровании воронку с фильтром закрепляют
в кольце штатива. Перед началом процесса фильтр
смачивают чистым растворителем (водой). Край
фильтра не должен доходить до края воронки
примерно на 0,5 см. Фильтрование ускоряется, если в
стебле воронки находится жидкость.
В зависимости от целей разделения жидкости и
осадка применяют различные фильтры. Общее
требование: материал фильтра не должен реагировать
с жидкостью или осадком.
Фильтры могут быть бумажными (складываются из
фильтровальной
бумаги),
стеклянными
или
фарфоровыми (пористая стеклянная или фарфоровая
пластина), сыпучими (слой хорошо очищенного
кварцевого песка), тканевыми или из стекловаты (или
обычной ваты) и др.
Рис. 21.
Один из широко распространенных материалов для
Фильтрование
фильтров – фильтровальная бумага. Она отличается
от обычной бумаги тем, что не проклеена, более чистая и волокнистая.
Фильтровальную бумагу заранее можно нарезать кругами различного диаметра.
Плотность (пористость) фильтровальной бумаги определяется по цвету бумажной
ленты, которой оклеена пачка готовых фильтров.
Черная (розовая) лента – быстрофильтрующие с большими порами
фильтры; белая лента – фильтры со средним размером пор; синяя лента –
плотные фильтры, предназначенные для фильтрования мелкозернистых осадков.
Собираемая жидкость (фильтрат) может после фильтрования остаться
мутной. В этом случае ее следует профильтровать повторно, используя фильтр с
более мелкими порами.
Простой фильтр обычно употребляют в случаях, когда отделяют
крупнокристаллический осадок. Для приготовления такого фильтра бумагу
складывают вчетверо, как показано на рис. 22, затем обрезают и вкладывают в
воронку.
Рис. 22. Изготовление простого фильтра: Рис. 23. Складчатый (плоёный) фильтр
а-в – стадии изготовления; г – фильтр помешен в воронку
Складчатый (плоёный) фильтр (рис. 23) обладает большей площадью
поверхности, поэтому фильтрование на нем идет быстрее.
Если фильтрование следует провести быстро, в приемнике создают
пониженное давление. В качестве приемника можно использовать колбу Бунзена
(рис. 24). Установка для фильтрования при пониженном давлении, изображенная
на рис. 24, состоит из фарфоровой воронки Бюхнера (1), колбы Бунзена (2),
предохранительной склянки (на рисунке не показана) и вакуумного насоса (3).
В фарфоровую воронку Бюхнера помещают два круглых бумажных
фильтра, смачивают их водой и проверяют, хорошо ли они прилегают к стенкам
воронки. Если фильтры прилегают хорошо, то при включенном насосе звук
ровный, если плохо, то звук неровный, свистящий. Края неплотно прилегающего
фильтра прижимают пальцем. После этого, не выключая насоса, в воронку
наливают до ½ ее высоты фильтрующуюся жидкость. В приемнике создается
разреженное давление, и фильтрат проходит в приемник. Жидкость добавляют по
мере ее расходования.
Осадок можно отмыть от жидкости, в которой он находился,
непосредственно на фильтре. Для этого, не дожидаясь полного окончания
фильтрования, на осадок наливают промывную жидкость, взмучивают его и
жидкость отсасывают. При необходимости процедуру промывания повторяют.
Рис. 24. Установка для фильтрования при пониженном давлении
(пояснение в тексте)
Центрифугирование
Помимо фильтрования разделение жидкости и осадка возможно путем
центрифугирования.
При быстром вращении ротора центрифуги (рис. 25) взвешенные в
жидкости твердые частицы под действием центробежной силы отбрасываются от
центра и таким путем отделяются от жидкости. После этого жидкость можно
просто слить (декантировать) с осадка. Центрифугирование целесообразно
применять для малых количеств осадков, а также, если они плохо отделяются от
жидкости.
Рис. 25. Общий вид центрифуги:
1 – гнезда для пробирок, 2 – крышка; 3 – панель управления
В гнезда центрифуги жидкость с осадком помещают в специальные
конические пробирки. При этом пробирки устанавливают пáрами в диаметрально
противоположные гнезда. Если необходимо отцентрифугировать смесь только в
одной пробирке, напротив нее устанавливается пробирка с примерно равным
объемом воды.
Лабораторная занятие 1
Тема «Классы неорганических соединений» (1 час)
Цель занятия: практическое закрепление знаний о классификации
неорганических веществ, их получении, свойствах и генетической связи между
ними.
Оборудование и реактивы: Пробирки, штатив, спиртовка, металлическая
ложечка, стеклянная банка на 150-200 мл, щипцы. Сера, лакмус, фенолфталеин,
основной карбонат меди, растворы сульфата меди, щелочи гидроксида натрия,
соляной кислоты, 20% раствор серной кислоты, сульфата натрия, хлорида бария,
цинк гранулированный.
Выполнение работы
ОКСИДЫ
ОПЫТ №1 Получение оксидов непосредственным окислением элементов.
Поместить на металлическую ложечку кусочек серы и нагреть в пламени
спиртовки. Как только сера загорится внести ложечку в банку, не касаясь дна и
стенок. Когда сера сгорит, ложечку вынуть, в банку налить не много
дистиллированной воды и взболтать. Испытать раствор лакмусом. Написать
уравнение реакции. Каков характер оксида? Сделайте вывод.
ОПЫТ №2 Получение оксидов разложением солей.
В сухую пробирку поместить немного основного карбоната меди
((СиОН)2СО3). Держа пробирку в наклонном положении, нагреть до полного
разложения соли. Какого цвета вещество остается? Что выделяется на холодных
стенках пробирки? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.
ОПЫТ №3 Получение оксидов разложением гидроксидов.
На раствор сульфата меди действуем избытком щелочи, получаем
гидроксид меди. Полученный осадок нагреть. Объяснить почернение
осадка и написать уравнение реакции. Сделайте вывод.
ГИДРОКСИДЫ
ОПЫТ №4 Взаимодействие с кислотами.
В пробирку налейте несколько капель раствора гидроксида натрия. Добавьте
1-2 капли фенолфталеина, затем по каплям приливайте раствор соляной кислоты.
Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод.
КИСЛОТЫ
ОПЫТ №5 Взаимодействие кислот с металлами.
В пробирку с 3-4 мл серной кислоты (разб.) опустить кусочек цинка,
пробирку нагреть до кипения. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
Сделайте вывод.
СОЛИ
ОПЫТ №6 Взаимодействие двух различных солей.
К 1 мл раствора сульфата натрия прилить 1 мл раствора хлорида бария. Что
наблюдается? Написать уравнение реакции. Сделайте вывод.
Контрольные вопросы:
1. Какие классы неорганических веществ вы знаете?
2. Какие неорганические соединения относятся к классу оксидов?
3. Какие соединения называются основаниями? Приведите примеры.
4. Какие неорганические соединения относятся к классу кислот?
5. Приведите примеры различных солей. Как их классифицируют?
6. Возможен ли перевод всех средних солей в кислые и основные соли?
7. Возможен ли перевод всех кислых и основных солей в средние соли?
8. Сравните способы получения щелочей и нерастворимых оснований.
9. Сравните способы получения в лаборатории сернистой кислоты и кремниевой.
10. При каком условии растворы солей реагируют друг с другом?
11. Какие химические свойства имеют амфотерные гидроксиды? Приведите
примеры.
Лабораторная занятие 2
Тема «Определение эквивалентной массы металла» (1 час)
Цель занятия: ознакомление с понятием эквивалент вещества и методикой
расчета молярной массы эквивалентов по закону эквивалентов.
Оборудование и реактивы: прибор для измерения объема водорода,
кислота соляная (W = 20%), кусочек металла, раствор сульфата меди.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Моль эквивалентов вещества (эквивалент) - это такое его количество,
которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или замещает то же
количество атомов водорода в химических реакциях. Моль эквивалентов
водорода равен одному 1 моль.
Чтобы определить эквивалент вещества надо исходить из конкретной
реакции, в которой участвует данное вещество.
½ Mg + ½ H2SO4 = ½ MgSO4 + ½ H2
Одному молю атомов водорода соответствует ½ моля магния, ½ моля
MgSO4 и ½ H2SO4.
Отсюда
Э (Mg) = ½ моля, Э (MgSO4) = ½ моля, Э(H2SO4) = ½ моля.
NaOH + ½ H2SO4 = ½ Na2SO4 + H2O
Отсюда
Э (NaOH) = 1 моль, Э (Na2SO4) = ½ моля.
½ Ca + ⅓ H3PO4 = Ca3(PO4)2 + ½ H2
Отсюда
Э (Ca) = ½ моля, Э (Ca3(PO4)2) = 1/6 моля, Э(H2) = ½ моля.
½ H2 + ¼ O2 = ½ H2O
Отсюда
Э(О2) = ¼ моля, Э(Н2О) = ½ моля.
Массу 1 моля эквивалентов называют молярной массой эквивалентов
(эквивалентная масса МЭ). Исходя из понятия моля эквивалентов и эквивалентной
массы, для расчета молярной массы эквивалентов вещества можно использовать
формулы:
для простого вещества
Для сложного вещества
,
где
МА- атомная масса элемента
М – молярная масса вещества
В - валентность элемента или функциональной группы
n - количество функциональных групп.
Для оснований функциональной является гидроксогруппа (ОН‾), для кислот
ион водорода (Н+), для солей ион металла.
Пример.
Рассчитать молярную массу эквивалентов сульфата алюминия.
Для газообразных веществ удобнее пользоваться понятием объем моля
эквивалентов (эквивалентный объем). Согласно закону Авогадро моль любого
газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 литра (молярный объем, VМ).
Исходя из этого можно рассчитать эквивалентный объем любого газа (VЭ).
Например VЭ (Н2)=11,2 л, VЭ (О2)=5,6 л.
Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах в
соответствии с законом эквивалентов:
Массы (объемы), участвующих в реакции веществ, пропорциональны их
эквивалентным массам (эквивалентным объемам).
,
Из закона эквивалентов следует, что число молей эквивалентов
участвующих в реакции веществ одинаковы.
Эквивалент вещества может измениться в зависимости от условий реакций.
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
1экв. 1экв.1экв. 1экв.
МЭ(NaOH) = М(NaOH) = 40 г/моль
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4) = 98 г/моль
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O
2экв.
2экв.2экв.
2экв.
МЭ(H2SO4) = М(H2SO4)/2 = 49 г/моль
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
1экв.
1экв. 1экв.
1экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2) = 98 г/моль
Cu(OH)2 + 2 HCl = CuCl2 + 2 H2O
2экв. 2экв. 2экв. 2экв
МЭ(Cu(OH)2) = M(Cu(OH)2)/2 = 49 г/моль
Пример.
Молярная масса эквивалентов металла равна 56 г/моль. Какой объем кислорода
(н.у.) образуется при разложении 1,28 г оксида этого металла.
Согласно закону эквивалентов:
Оксид металла это соединение металла с кислородом, поэтому молярная масса
эквивалентов оксида представляет собой сумму:
МЭ(оксида) = МЭ(металла) + МЭ(О2) = 56 + 8 = 64 г/моль
мл.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Сущность опыта заключается в определении объема водорода,
выделившегося при взаимодействии цинка с кислотой и расчете эквивалентной
массы цинка по закону эквивалентов.
Описание работы:
Определение эквивалентной массы цинка по объему вытесненного
водорода осуществляется на лабораторной установке (рис.1).
Установка состоит из двух бюреток: рабочей измерительной Б1 и
уравнительной Б2, соединенных резиновой трубкой Т и заполненных
подкрашенной водой. К рабочей бюретке при помощи газоотводной трубки Г
присоединена пробирка П.
Перед началом выполнения опыта необходимо проверить герметичность
установки. Для этого пробирку плотно надеть на пробку газоотводной трубки,
после чего уравнительную бюретку поднять или опустить на 15-20 см, закрепить
ее в этом положении лапками штатива и наблюдать в течение 1-2 минут за
положением в ней уровня жидкости. Если за это время уровень воды не
изменится, это будет означать, что прибор герметичен, и можно приступать к
выполнению работы.
Для удобства отсчета объема выделившегося водорода перед началом
работы жидкость в измерительной бюретке установить на нулевую отметку (по
нижнему мениску).
В пробирку П налить 5-6 мл 20% -ой соляной или серной кислоты, опустить
в пробирку навеску металла и быстро надеть пробирку на пробку с газоотводной
трубкой, не нарушая герметичности прибора.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2↑
Когда весь металл растворится и прекратится выделение водорода, дать
пробирке остыть 1-2 минуты, и не снимая пробирки, привести положение
жидкости в измерительной и уравнительной бюретке к одному уровню, для чего
уравнительную бюретку опустить вниз. Отметить объем выделившегося
водорода в мл в измерительной бюретке от нулевой отметки до уровня жидкости
(по нижнему мениску).
Опытные данные
Навеска металла m, кг
Объем выделившегося водорода V, л
Температура t, 0С
Абсолютная температураТ, К
Атмосферное давление Р, кПа
Давление насыщенного водяного пара при данной температуре (РН2O), кПа (см.
таблицу 1).
Парциальное давление водорода, РН2 = Р - РН2О, кПа
Расчет эквивалентной массы
1. Привести объем выделившегося водорода V к нормальным условиям Vo,
применив уравнение объединенного газового закона:
;
где ТО- абсолютная температура, 273 К
,
РО- давление при нормальных условиях, 101325 Па.
Рис.1. Лабораторная установка для определения эквивалентной массы металла
2. По закону эквивалентов рассчитать эквивалентную массу металла Э.
;
,
где Мэ- эквивалентная масса металла, кг/моль
m – масса навески металла, кг
Vэо- эквивалентный объем водорода, л
Vо – объем водорода, приведенный к нормальным условиям, л
3. Рассчитать относительную погрешность опыта:
относительная погрешность
,
где Этеор.- теоретическое значение эквивалентной массы металла,
Мэтеор.=МА/В.
МА- атомная масса металла
В – валентность металла.
Таблица 1
Давление насыщенного водяного пара.
Температура,
18
19
20
о
С
Давление пара,
2,06
2,20
2,37
кПа
21
22
23
24
2,48
2,64
2,80
2,98
Контрольные вопросы:
1. Установить правильную последовательность:
Эквивалент - это …
 1 моль
 водород
 атом
 количество
 замещает
 которое
 или
 присоединяет
 вещество
2. Дополнить:
1.
Масса
одного
эквивалента
вещества
называется
____________________________.
2. Масса одного эквивалента магния равна ____________
3. Имея концентрированный раствор азотной кислоты и металл, стоящий в ряду
напряжений между_____________и _______________, эквивалентную массу
этого
металла
можно
экспериментально
определить
(название)
__________________методом. Для этого необходимо провести реакции:
1) взаимодействия ________________ с __________________;
2) __________________________________ образующейся соли.
4. Вычислить эквивалентную массу металла можно, используя следующее
математическое выражение закона эквивалентов ____________________.
Из этого выражения следует, что для определения эквивалентной массы
металла необходимо измерить следующие физические величины:
1)________________________; 2) _________________________.
5. Чтобы рассчитать эквивалент металла по его эквивалентной массе, необходимо
использовать такое соотношение:________________.
Лабораторное занятие 3
Тема: Определение молекулярной массы оксида углерода (IV) (1 час)
Цель работы: освоение методов определения молекулярной массы
газообразного вещества на примере углекислого газа (диоксида углерода).
Оборудование и реактивы: Весы технохимические и разновес. Мерный
цилиндр на 500 мл. Аппарат Киппа с двумя промывными склянками. Колба
вместимостью 250-500 мл с пробкой. Термометр. Барометр. Карандаш восковой.
Мрамор. Растворы: хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см3), серной
кислоты (плотность 1,84 г/см 3), вода.
Выполнение работы
Сухую колбу плотно закройте пробкой и отметьте восковым карандашом
уровень, до которого пробка вошла в горло колбы. Взвесьте колбу с пробкой на
технохимических весах с точностью до 0,01 г (m1).
Наполните колбу 10 углекислым газом из аппарата Киппа, которым
пользуются для получения непрерывного тока газа в химических лабораториях
(рис. 1.).
Рис.1. Установка для получения и очистки диоксида углерода, состоящая из
аппарата Киппа, промывных склянок и приемника СО 2:
1 – шарообразная воронка; 2, 3 – соединенные между собой резервуары; 4, 5 –
тубусы; 6 – кран; 7 – перетяжка, 8, 9 –промывные склянки; 10 – приемник СО2.
Аппарат Киппа состоит из двух частей: нижней, представляющей собой два
соединенных между собой резервуара 2 и 3, и верхней – шарообразной воронки
1, удлиненный конец которой доходит почти до дна резервуара 3. В верхней
части резервуара 2 имеется тубус 5, который закрыт пробкой с газоотводной
трубкой, имеющей кран 6. В нижнем резервуаре 3 также имеется тубус 4,
служащий для выливания жидкости из прибора. Чтобы зарядить аппарат, в
резервуар 2 насыпают через тубус 5 твердое вещество. Размер кусочков
твердого вещества должен быть таким, чтобы вещество не попадало в
резервуар 3 через щель. Затем тубус 5 закрывают пробкой с газоотводной
трубкой. Кран 6 открывают и в прибор через воронку сверху наливают кислоту
в таком количестве, чтобы твердое вещество в резервуаре 2 было ею покрыто
(слишком много жидкости наливать не следует). Начинается реакция между
кислотой и твердым веществом, сопровождающаяся выделением, газа.
Кран 6 закрывают, и, если прибор герметичен, кислота вытесняется из
среднего шара 2 под давлением выделяющегося в процессе реакции газа. Как
только вся жидкость будет вытеснена из шара 2 в резервуары 3 и 1, реакция
прекращается, и газ перестает выделяться.
Для возобновления выделения газа вновь открывают кран 6, жидкость при
этом поднимается в средний резервуар 2, приходит в соприкосновение с твердым
веществом, и аппарат начинает работать. По окончание работы кран 6 снова
закрывают.
Для получения углекислого газа в резервуар 2 помещают мрамор СаСОз, а
через воронку 1 наливают хлороводородную кислоту. (Почему в данном случае
нельзя пользоваться серной кислотой?) Углекислый газ необходимо пропустить
через две промывные склянки (см. рис. 1), одна из которых 8 наполнена водой,
чтобы очистить газ от примеси хлористого водорода, а другая 9 –
концентрированной серной кислотой для осушки газа. (Запишите уравнения
реакций, протекающих в аппарате Киппа и промывных склянках.)
При наполнении колбы газ следует пропускать медленно, чтобы можно было
считать пузырьки в промывных склянках. После заполнения колбы
углекислым газом (через 3-4 мин. проба горящей лучиной), не закрывая крана
у аппарата Киппа, медленно выньте газоотводную трубку из колбы и тотчас
закройте колбу пробкой. Не нагревайте колбу руками, для чего при закрывании
пробкой держите колбу пальцами за горлышко на весу в вертикальном
положении. (Зачем необходима эта предосторожность?)
Взвесьте колбу с диоксидом углерода на тех же весах и с той же точностью,
что и колбу с воздухом (m2).
Произведите контрольный опыт. В ту же колбу дополнительно пропускайте
газ в течение 3 мин. и снова взвесьте колбу. Если воздух из колбы был
полностью вытеснен диоксидом углерода, то результаты первого и второго
взвешивания не должны расходиться более чем на 0,01 г. (В противном случае
опыт следует полностью повторить).
Определите рабочий объем колбы (V), для чего наполните колбу
дистиллированной водой до черты на горлышке колбы и измерьте объем воды,
вылив ее в мерный цилиндр.
Запишите в журнал атмосферное давление р (по показанию барометра) и
температуру Т (температуру помещения), при которых производился опыт.
Запись данных опыта и расчеты. Данные опыта запишите в следующем
виде:
Масса колбы с пробкой и воздухом m1, г
Масса колбы с пробкой и диоксидом углерода т2, г
Объем газа, равный объёму воды в колбе V, мл
Температура
Т, °C
абсолютная температура Т, К
Атмосферное
р, мм рт. ст.
давление
р, Па
По полученным данным рассчитайте:
1. Объем газа в колбе при нормальных условиях (V0): V0 
pVT0
p0T
2. Массу воздуха (т3) в объеме сосуда, зная, что масса 1 л воздуха при
нормальных условиях (ρв ) равна 1,293 г: т3 = ρв∙V0
3. Массу пустой колбы с пробкой (т4): т4 = m1 – m3.
4. Массу диоксида углерода в объеме сосуда (т5): т5 = m2 – m4..
5. Абсолютную плотность СО2 (ρ CO ), т. е. массу 1 л СО 2 при н.у.: ρ CO = т5/V0
6. Относительную плотность СО2 по воздуху (Dв), зная, что молярная
масса воздуха равна 29 г/моль: Dв = т5/m3
7. Молярную массу диоксида углерода:
а) по абсолютной плотности: М1 = 22,4∙ρ CO ;
б) по относительной плотности: М2 = 29∙Dв;
2
2
2
в) по уравнению Клапейpoнa-Менделеева:
M3 
mRT
pV
.
По полученным значениям Мi рассчитайте среднее значение: Моп.(среднее) = ( М1 +
М2 + М3)/3.
8. Погрешность опыта – абсолютную и относительную:
а) Абсолютная погрешность опыта (ΔМ) при определении молярной
массы вещества представляет собой разность между истинной молярной
массой (Мис.т), определяемой по периодической системе элементов, и
полученной опытным путем (Моп):
ΔМ = |Мис.т – Моп|.
6) Относительная погрешность равна отношению абсолютной
погрешности к истинной молярной массе и выражается в процентах:
ε, % = (ΔМ./Мис.т) ×100%
Контрольные вопросы:
1. Для осушки газов применяются следующие вещества: гидроксид
натрия, серная кислота, хлорид кальция, оксид кальция. Какие из этих
веществ можно использовать для осушки: а) диоксида углерода; б) аммиака;
в) азота; г) кислорода; д) сероводорода? Ответ мотивируйте.
2. Что тяжелее: сухой углекислый газ или равный объем этого газа,
содержащий водяные пары (при одинаковых условиях)?
3. Что называют абсолютной и относительной плотностью газа?
4. Вычислите значение универсальной газовой постоянной (R) в:
л  атм л  мм рт.ст . Дж
,
,
.
моль  К моль  К моль  К
5. Масса колбы с воздухом равна 63,872 г. После замещения воздуха
газом масса колбы оказалась равной 64,182 г. Вместимость колбы 470 мл,
температура. 15 °С, давление 102,66 кПа. Рассчитайте относительную
плотность газа по воздуху и его молярную массу. Ответ: 1,53; 44,2 г/моль.
6. Масса 1 л газа при 21 °С и 96,26 кПа равна 2,52 г. Рассчитайте
относительную плотность газа по водороду и его молярную массу. Ответ:
32; 64 г/моль.
Лабораторное занятие 4
Тема: «Определение энтальпии нейтрализации. Внутренняя энергия и
энтальпия» (1 час)
Цель занятия: Определение энтальпии реакции нейтрализации для
следующих реакций:
NaOH (р) + HCl (р) → NaCl (р) + H2O (ж)
KOH (р) + HNO3 (р) → KNO3 (р) + H2O (ж)
NH4OH (р) + CH3COOH (р) → NH4CH3COO (р) + H2O (ж)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Оборудование и реактивы:
Калориметр с мешалкой
Термометр Бекмана или термометр с ценой деления 0,1°С
2N растворы: NaOН, КОН, HNO3, HC1, NH4OH, CH3COOH
Секундомер (таймер)
Мерные цилиндры на 50 мл для каждого раствора
Технохимические (аптечные) весы с разновесами
Выполнение работы
Упрощенный калориметр состоит из двух стаканов. В большой стакан
вставляют другой стакан меньшего размера. Стаканы не должны между собой
соприкасаться. Во избежание потерь теплоты через стенки внутреннего стакана
калориметра между ними помещают прокладки, внутренний стакан закрывают
крышкой с тремя отверстиями в которые вставлены термометр {цена деления 0,1
о
С} - мешалка и воронка для вливания растворов. Выполняются 2 опыта с
сильными электролитами и 1 со слабыми.
Взвесить внутренний калориметрический стакан на технохимических весах и
налить в него 50 мл 2 N раствора щелочи, отметить температуру раствора с
точностью до 0,1 °С (t° щелочи). Вставить внутренний стакан с раствором щелочи
во внешний стакан, закрыть его крышкой, в отверстие крышки поместить
мешалку, термометр и воронку. Отмерить цилиндром 50 мл 2 N раствора кислоты
и измерить его температуру (t°кислоты).
При непрерывном помешивании быстро прилить через воронку раствор
кислоты к раствору щелочи. Отметить самую высокую температуру раствора -t°
конечную, которую показывает термометр после смешивания растворов.
Вычислить среднюю температуру растворов до реакций -t° начальную (среднее
арифметическое из температур растворов кислоты и щелочи), затем рассчитать
разницу: t° = t° кон. – t0 нач.
Таблица 1.
Система
Масса
калориметрическ
ого стакана, m1,г
Масса
раствор
а, m2, г
t0нач.,оС=1
/2
(t°щел.+t°
кисл.)
t°
t° g=t°C Н нейтрализации
кон. = t° c, кДж Дж/мол кДж/мо
, оС кон
ь
ль
.–
t0
нач
.
NaOH (р)
+ HCl (р)
KOH (р)
+ HNO3
(р)
NH4OH
(р)
+
CH3COO
H (р)
Вычислить g, выделяющуюся в калориметре по формуле:
g = t° ∙ Cc(1),
где Cc – теплоемкость системы; вычисляется как сумма теплоемкостей материала
из которого изготовлены
Контрольные вопросы:
1. Дополнить:
1. Тепловой эффект реакции - это _________________________
______________________________________________________________________
_____________________________________,
а
энтальпия
это
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________.
2. Термохимическое уравнение реакции нейтрализации уксусной кислоты
раствором
аммиака
можно
записать
следующим
образом:_____________________________________________________.
Изменение энтальпии данной реакции в стандартных условиях, рассчитанное по
соотношению
__________________________________,
равно
__________кДж/моль.
3. Растворение в воде соли сопровождается _________________ энергии
(_____________________
энтальпии
системы),
необходимой
для
________________________ кристаллической решетки, и ____________________
энергии (___________________ энтальпии системы) за счет процесса
______________________________________. Таким образом, значение энтальпии
растворения при стандартных условиях может быть __________________ и
______________________.
4. Энтальпией растворения называется_____________________
______________________________________________________________________
____________________________________________________, она выражается в
____________________________.
5. Если растворимость соли в воде с ростом температуры уменьшается, значит
процесс растворения ее сопровождается __________________________ теплоты,
т.е. ________________________ значением энтальпии растворения.
1. Установить правильную последовательность и дополнить:
6. Экспериментально энтальпию растворения медного купороса можно
определить так:
 рассчитать изменение температуры системы
 навеску медного купороса высыпать в воду и тщательно перемешать
 налить определенный объем воды в химический стакан и измерить ее
температуру

вычислить теплоту, поглощенную при растворении, по формуле
_____________________________________________
 измерить температуру полученного раствора сульфата меди
 вычислить энтальпию растворения медного купороса по формуле
____________________________________.
3. Дополнить:
7. Чтобы рассчитать энтальпию гидратации сульфата меди, необходимо
экспериментально
определить
энтальпию
растворения
___________________________ и ________________________________. Для
расчета энтальпии гидратации необходимо воспользоваться законом
________________, который применительно к данному случаю следует записать
так: ___________________________________.
8. Так как при растворении 10 г CaCl2 в 200 мл воды температура раствора
повысилась
на
7,7К,
следовательно,
энтальпия
растворения
его
равна_________кДж/моль (удельную теплоемкость раствора принять равной 4,18
Дж/г К).
Лабораторное занятие 5-6
Тема: «Химическая кинетика и химическое равновесие» (2 часа)
Цель занятия: формирование понятий о скорости химической реакции,
изучение влияния концентрации, температуры, катализатора на скорость
химических реакций.
Оборудование и реактивы: Пробирки, штатив, водяная баня, термометр,
секундомер, химические стаканы 50 мл, мерные цилиндры 25 мл, щипцы,
шпатель. Растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, хлорида железа (III),
роданида аммония, роданида железа (III), кристаллы хлорида калия.
Выполнение работы
Выполнение работы
ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических
реакций.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
можно изучить на примере реакции взаимодействия тиосульфата натрияNa2S203и
серной кислоты концентрациях тиосульфата натрия.
Na2S203 + H2S04 ->Na2S04 + S02 + H20 + S
Скорость реакции измеряется временем от начала смешивания растворов до
появления во всех опытах
одинаковой плотности суспензии серы растворы
серной кислоты и тиосульфата натрия отмеряют разными цилиндрами.
В три химических стаканчика налить:
В 1-й - 5 мл тиосульфата натрия и 10 МЛ ВОДЫ / мерным цилиндром /. Во 2ой - 10 МЛ тиосульфата натрия и 5 МЛ ВОДЫ. В 3-ю - 15 МЛ тиосульфата натрия и
воды не добавлять.
Затем другим мерным цилиндром влить в каждый стаканчик по 10 мл
серной кислоты. Отметить, через какой промежуток времени появится муть в
указанном стаканчике. Результаты записать в таблицу № 1.
№
стакан- А
чика Н2SO4
Объем, мл
Б
Na2S2O3
В
Н2О
Общий Концентрация Время появл. Скорость
Б
1
объем,мл
Мути
С=
𝑉
=
−
А+Б+В
А+Б+В
 (сек)

1.
10
5
10
25
2.
10
10
5
25
3.
10
15
0
25
Начертить график зависимости скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить в определенном масштабе
условные концентрации тиосульфата натрия (три точки, отстоящие от начала
координата на С, 2С, 3С). На оси ординат соответствующие им скорости в
условных единицах. Линия, соединяющая верхние концы перпендикуляров, будет
выражать особы графическую зависимость реакции от концентрации.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
При комнатной температуре налить в пробирку 5 мл раствора тиосульфата
натрия и прилить 5 мл серной кислоты разными мерными цилиндрами. Отметить
время появления мути. В две другие пробирки налить по 5 мл раствора серной
кислоты, 5 мл тиосульфата натрия и поместить в водяную баню, где температура
должна быть на 20 ° выше комнатной. Спустя 7-10 минут, не вынимая пробирки с
тиосульфатом натрия из стакана с горячей водой добавить в нее содержимое
пробирки с серной кислотой, отметить время с момента сливания растворов при
помешивании до появления легкого помутнения (опалесценция). Повторить опыт
еще два раза, увеличивая температуру на 20 ° С. Сделать вывод о влиянии
температуры на скорость реакции. Результаты записать в таблицу № 2.
№ опыта
Температура
Время до начала
Температурный
раствора
появления мути
коэффициент
1.
T1
1
1
2.
T2
2
2
3.
T3
3
3
Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции.
1
2
1+2
2
3
2
1=√ 2=√ ср=
Во сколько раз увеличивается скорость реакции в данном опыте,учитывая
правило Вант-Гоффа?
Где 𝑉 t1-скорость реакции при начальнои температуре
Vt2-скорость реакции при конечной температуре
-температурный коэффициент
t1+t2
Vt 2=Vt1 =
10
ОПЫТ 3. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие
В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия трихлорида
железа с роданидом аммония. Трироданид железа Fe(SCN)3 придает раствору
красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об
изменении концентрации Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия в ту или иную
сторону.
В пробирке приготовьте смесь слабых растворов из четырех капель FeCl3 и
четырех капель NH4SCN. При этом образуется Fe(SCN)3 согласно уравнению:
FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe(SCN)3↓ + 3 NH4 Cl
Раствор из почти бесцветного окрашивается в красный цвет. Полученный
раствор разбавьте водой 1: 2, разделите поровну в 4 пробирки. В одну из них
добавьте 2 капли FeCl3, в другую – 2 капли NH4SCN , в третью – 2 капли NH4Cl ,
в четвертую – 2 капли исходной смеси.
Отметьте изменение интенсивности окраски в первой, второй и третьей
пробирках, сравнивая их с четвертой. Результаты опыта запишите в таблицу:
№ пробирки
Добавленный
Изменение
Направление
реагент
интенсивности
смещения
окраски
равновесия
1
2
3
4
Контрольные вопросы:
1.Что называют константой скорости реакции. От каких факторов она зависит?
2. Как называется раздел химии изучающий скорость химических реакций?
3. Что называется энергией активации? Влияние какого фактора она
характеризует?
4. Как влияет поверхность контакта реагирующих вещества на скорость
химической реакции?
5. Как влияет природа реагирующих веществ на скорость реакции?
6. Как влияет концентрация реагирующих веществ на скорость реакции?
7.Какой физический смысл имеет константа химического равновесия?
8.В чём сущность принципа Ле – Шателье ?
9. Что такое гомогенный и гетерогенный катализ?
10. Что такое механизм химической реакции?
Лабораторное занятие 7
Тема: «Растворы. Приготовление растворов различной концентрации» (1
час)
Цель занятия: приобретение навыков в приготовлении растворов
заданных концентраций, выраженных различными способами.
Оборудование и реактивы: мерные цилиндры 50, 100 мл, набор
ареометров, термометр, кристаллизатор, фильтровальная бумага, часовое стекло,
электронные весы, химические стаканы 300 мл, стеклянные палочки, шпатель,
воронка, мерные колбы 100 мл, пипетки. Раствор карбоната натрия, кристаллы
поваренной соли, сульфата натрия, дистиллированная вода.
Выполнение работы
ОПЫТ 1. В мерный цилиндр налить около 100 мл раствора карбоната натрия и
измерить его температуру (довести температуру до 20°С, поместив цилиндр в
стакан либо с горячей водой, либо с холодной). Затем чистый сухой ареометр
осторожно опустить в цилиндр с исследуемым раствором так, чтобы он не касался
стенок сосуда. При этом ареометр не должен плавать на поверхности или
полностью быть погруженным в жидкость.
Давление шкалы ареометра, совпадающее с нижним краем мениска
жидкости, соответствуют плотности раствора - о (г/см) с точностью до третьего
десятичного знака.
ОПЫТ 2. Концентрацию исследуемого раствора в предыдущем опыте находят,
пользуясь табличными данными о плотности в зависимости от концентрации
раствора, пользуясь таблицей 1.
ПЛОТНОСТЬ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ Na2 С03 при 20°С
Таблица 1
С, % (масс.)
С, % (масс.)
1
2
4
6
1,0086
1,0190
1,0398
1,0606
8
10
1.2
14
1,0816
1,1029
1.1244
1,1463
ОПЫТ 3. ПРИГОТОВЛЕНИЕ 200 г 2% РАСТВОРА ПОВАРЕННОЙ СОЛИ
Необходимо рассчитать количество NaCl и воды, необходимо для
приготовления 200 г 2% раствора. Затем на технохимических весах (с точностью
до 0,02г) определить массу часового стекла и взвесить на нем вычисленное
количество NaCl. Если принять плотность Н20 равной 1 г/см3, то масса мерным
цилиндром на 250 см3.
Отвешенное количество NaCl осторожно перенести в стакан на 300 см3 при
этом стеклышко обмыть стаканом небольшим количеством воды из мерного
цилиндра. Оставшуюся воду перелить в стакан, смесь перемешать до полного
растворения стеклянной палочкой.
ОПЫТ 4. ПРИГОТОВЛЕНИЕ 100 см3 0,1 н РАСТВОРА СУЛЬФАТА
НАТРИЯ
Рассчитать сколько граммов сульфата натрия нужно взять для
приготовления 100 см3 0,1 Н раствора
сульфата натрия. Отвесить на
технохимических весах вычисленное количество на часовом стекле. В мерную
трубку емкостью 100 см3 перенести навеску соли через воронку. Затем
небольшим количеством воды из промывалки обмыть над воронкой часовое
стекло и смыть все соль в колбу, (постепенно добавляя воду и перемешивая
жидкость легкими круговыми движениями колбы) добиться полного растворения
сульфата натрия. Объем воды при этом не должен превышать 2/3 объема колбы.
После растворения всей соли добавить воды в колбу до метки. Последние порции
воды следует прибавлять по каплям из пипетки. Уровень жидкости определить по
нижнему мениску над меткой.
Контрольные вопросы:
1. Дайте определение понятию «раствор».
2. Что такое растворитель?
3. Как классифицируют растворы?
4. Какие процессы протекают при растворении веществ в жидких растворителях?
5. В чём суть физической теории растворов?
6. Изложите основные положения химической теории растворов.
7. Как изменяется растворимость твёрдых веществ при понижении температуры?
8. Что такое гидраты (сольваты)?
9. Чему равен тепловой эффект растворения?
10. Что показывают кривые растворимости?
11. Какими способами выражают концентрацию растворённого вещества в
растворе?
12. Как приготовить раствор с заданной массовой долей вещества?
13. Титр, молярная концентрация, нормальная концентрация.
Лабораторное занятие 8
Тема: «Влияние индикаторов на кислоты и основания. Электропроводность
растворов электролитов» (1 час)
Цель занятия: формирование понятий о диссоциации электролитов,
ионном произведении воды, исследование свойств электрической проводимости
растворов электролитов.
Оборудование и реактивы: Прибор для испытания электрической
проводимости веществ.
Выполнение работы:
Опыт 1. Изучение электрической проводимости растворов кислот, гидроксидов,
солей.
а) В прибор для испытания электрической проводимости растворов налейте
дистиллированную воду, опустите предварительно промытые дистиллированной
водой угольные электроды и включите вилку прибора в электрическую сеть.
Отметьте визуально степень накала лампы. Затем исследуйте электрическую
проводимость каждого из четырех растворов:
CH3COOH, NH4OH, HCl, KOH. После каждого испытания выключайте прибор
из электрической сети и промывайте электроды дистиллированной водой.
Результаты наблюдений внесите в таблицу.
Испытуемый раствор Степень накала лампы
Сила электролита
H2O
CH3COOH
NH4OH
HCl
KOH
По степени накала лампы сделайте вывод: сильным или слабым
электролитом является тот или иной раствор.
б) Смешайте равные объемы растворов:
1) сильной кислоты и сильного основания (HCl и KOH);
2) слабой кислоты и слабого основания (CH3COOH и NH4OH). Испытайте
электрическую проводимость полученных растворов. Сделайте вывод об
электрической проводимости полученных растворов.
В отчёте представьте:
результаты наблюдений внесите в таблицу;
по степени накала лампы сделайте вывод о силе электролита;
составьте уравнения диссоциации веществ (а);
составьте уравнения реакций (б) в молекулярной и ионных формах.
Контрольные вопросы:
1. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам? Приведите
примеры.
2. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.
3. Чем объясняется различие в свойствах ионов и атомов одного и того же
элемента?
4. Что характеризует константа диссоциации?
5. Является ли ионное произведение воды постоянной величиной для всех
разбавленных водных растворов?
6. Дайте определение кислот, оснований и солей с точки зрения ТЭД.
7. В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются
необратимыми?
8. Каковы особенности поведения растворов сильных электролитов?
9. Проводят ли электрический ток следующие системы: а) водопроводная вода;
б) дождевая вода ; в) расплавленный хлорид натрия?
10.Что называют степенью диссоциации электролита? Чему равна степень
диссоциации сильного электролита?
11.Что такое константа электролитической диссоциации? От каких факторов она
зависит?
12.Что называется произведением растворимости?
13.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноименного иона?
Лабораторное занятие 9
Тема: «Определение рН растворов солей. Гидролиз солей» (1 час)
Цель занятия: формирование понятий об ионном произведении воды,
водородном показателе рН, произведении растворимости, гидролизе солей,
исследование процесса гидролиза и установление факторов, влияющих на
гидролиз.
Оборудование и реактивы: универсальная индикаторная бумага,
предметные стекла, шпатель, пипетки, спиртовка, щипцы, пробирки, штатив,
мензурка. Кристаллы солей (сульфата алюминия, хлорида цинка, карбоната
натрия, силицида натрия, хлорида аммония, хлорида калия), растворы ацетата
натрия, сульфата алюминия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия,
фенолфталеин, лакмус, метилоранж.
Выполнение работы:
ОПЫТ 1.
Определение характера гидролиза при помощи универсальной
индикаторной бумаги.
Несколько полосок рН-индикаторной (универсальной) бумаги положите
на предметные стекла, 6 из них поместите по 1-2 кристалла солей, указанных в
нижеследующей таблице, и смочите каплей дистиллированной воды.
Испытуемая соль
Цвет индикаторной
бумаги
рН
Сульфат алюминия
Хлорид цинка
Карбонат натрия
Силицид натрия
Хлорид аммония
Хлорид калия
Одну полоску оставьте для сравнения. Полученные окраски сравните с
цветной шкалой.
Результаты внесите в таблицу. Составьте уравнения гидролиза солей в
молекулярной и молекулярно-ионной форме. Объясните наблюдаемые изменения
окраски рН-индикаторной бумаги.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на степень гидролиза
В пробирку возьмите 2-3 капли раствора ацетата натрия и 1 каплю
фенолфталеина и нагрейте до кипения. Что наблюдаете? Составьте уравнение
реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярной и молекулярно-ионной форме.
Объясните, почему окраска при нагревании усиливается, а при охлаждении
ослабевает.
ОПЫТЗ. Необратимый гидролиз.
Налейте в пробирку 4-5 капель раствора сульфата алюминия и столько же
раствора карбоната натрия (не перемешивать). Что происходит на границе
раствора? Составьте уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной
формах.
ОПЫТ 4. Гидролиз кислых солей
В две пробирки налейте 2-3 мл раствора солей? В первую карбонат натрия,
во вторую гидрокарбонат натрия. В обе пробирки добавьте по 1-2 капли
фенолфталеина. В какой пробирке цвет изменяется больше? Какая соль
гидролизуется больше, значит, в каком растворе преобладают ионы ОН-, почему?
Напишите реакции гидролиза.
Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах
Среда / Индикатор
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин
Кислая среда
Красный
Розовый
Нейтральная среда Фиолетовый Оранжевый
Щелочная среда



Синий
Желтый
Бесцветный
Бесцветный
Малиновый
Данную таблицу применяют во всевозможных лабораторных работах. Многое
реакции идут только при определенном значении рН среды, и изменение цвета
индикатора как раз и подскажет вам приблизительную величину рН раствора.
Для справки:
Кислая среда - рН<7
Щелочная среда - рН >7
Нейтральная среда рН =7
Следует учитывать только, что фенолфталеин имеет одинаковую окраску в
кислой и в нейтральной средах, а метилоранж следует добавлять самую малость,
иначе, при высокой его концентрации, будет трудно уловить границу перехода
цветов.
Контрольные вопросы:
1.Что такое водородный показатель? Как рассчитывают его величину?
2.Какой химический процесс называется гидролизом?
3.В чем заключается сущность гидролиза?
4.Какие соли наиболее сильно подвергаются гидролизу? Какие соли не
гидролизуются?
5.Какие факторы и как влияют на гидролиз?
6.Какие из перечисленных солей будут подвергаться гидролизу:
Na2SO4 , K2S, CH3COOK, AlCl3? Составьте молекулярные и молекулярно-ионные
уравнения гидролиза.
7.Имеются растворы солей KCl, NaCl,CuCl2 и AlCl3. В каких растворах
концентрация иона H+ равна концентрации иона OH-? Ответ поясните.
8.Можно ли, пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор Na2SiO3 от
водного раствора Na2SO4? Ответ поясните.
9.Что показывает величина рН раствора?
10. Какие индикаторы вы знаете? Охарактеризуйте изменение их окраски в
зависимости от рН раствора.
11.Что называется произведением растворимости?
12.Запишите уравнение реакции образования какого-либо малорастворимого
электролита (молекулярное и ионное) и выражение произведения растворимости
этого электролита.
13.Как изменится растворимость осадка при добавлении одноименного иона?
Лабораторная работа № 10
Тема «Буферные растворы. Свойства буферных растворов» (1 час)
Цель занятия: Научиться составлять буферные смеси с заданным
значением рН. Познакомиться со свойствами буферных растворов.
Оборудование и реактивы: Мерные цилиндры вместимостью 10 мл,
мерные колбы вместимостью 50 или 100 мл, набор пробирок, воронка, набор
пи- петок вместимостью 10 – 15 мл, бюретка вместимостью 25 мл, конические колбы для титрования вместимостью 250 – 100 мл, стакан для слива
избытка раствора из бюретки, стаканчик на 50 или 100 мл. Растворы: СН3СООН
0,1 М; СН3СООNa 0,1 М; NH4OH 0,1 M; NH4Cl 0,1 М; HCl 0,1 М; NaOH 0,1 М.
Индикаторы: универсальный, метиловый оранжевый, метиловый красный,
фенолфталеин, лакмус, тимолфталеин, ализариновый желтый.
Выполнение работы:
1.
Приготовление буферных растворов и исследование их свойств
Опыт 1. Получите у преподавателя вариант задания для проведения
эксперимента (варианты смотрите в таблице 1).
Таблица 1
Варианты заданий для экспериментальной работы студентов
№
варианта
Объем буферного
рН
раствора, мл
1
2
50
50
4,75
9,25
Исходные растворы
0,1 М СН3СООН 0,1 М СН3СООNa
0,1 М NH4OH
0,1 М NH4С1
Рассчитайте соотношения и абсолютные значения объемов исходных
растворов, необходимые для приготовления буферного раствора заданно- го
объема с определенным значением рН, используя формулы для расчета
водородного показателя буферных растворов.
Выполнение эксперимента. В мерную колбу прилейте из бюретки
необходимый объем первого раствора. Вторым раствором в мерной колбе
доведите объем буферной смеси до метки. Колбу плотно закройте проб- кой и
перемешайте полученный раствор, переворачивая колбу несколько раз.
В пробирку налейте около 1–2 мл буферной смеси. Определите рН с
помощью универсальной индикаторной бумаги. Нанесите каплю раство- ра на
индикаторную бумагу и сравните ее окраску со стандартным цветом на шкале
(приблизительное определение рН). Докажите с помощью одно- го или двух
индикаторов, что рН приготовленного вами раствора лежит в определенных
границах (приложение, табл. 2). Для этого к небольшому объему раствора в
пробирке прибавьте 1 – 2 капли выбранного вами ин- дикатора. Отметьте
окраску растворов. Результаты эксперимента занесите в таблицу 3.
Таблица 3-Интервалы перехода некоторых индикаторов
Индикатор
Интервал
перехода
рН
Значение
рТ
Окраска
в кислой
в щелочной
среде, мосреде, ионлекулярная
ная форма
форма
рКинд.
Метиловый оранжевый
13,1 – 4,4
4
Красный
Желтый
13,7
Метиловый красный
14,4 – 6,2
5
Красный
Желтый
15,1
Лакмус
15,0 – 8,0
7
Красный
Синий
Феноловый красный
16,4 – 8,0
7
Желтый
Красный
18,0
Фенолфталеин
18,0 – 10,0
9
Бесцветный
Малиновый
19,2
–
Тимолфталеин
19,4 – 10,6
10
Бесцветный
Синий
19,7
Ализариновый желтый
10,0 – 12,0
11
Желтый
Сиреневый
10,7
Таблица 2
Экспериментальные и расчетные данные по приготовлению буферного раствора
Уравнения
Объем рас- Цвет раствора и рН по выравновесий в рН буферного
твора, мл
бранному индикатору
системе
раствора
1
2
универсальный
… …
Опыт 2. В две пробирки поместите по 10 мл приготовленной буфер- ной
смеси. В одну пробирку добавьте 1 мл 0,1 М. раствора НС1, в другую
– 1 мл 0,1 М. раствора NаОН. Перемешайте растворы и определите рН этих
растворов с помощью универсального индикатора. Аналогичный опыт
проделайте с чистой водой. Какие изменения произошли со значени- ем рН в
буферном растворе и в воде после добавления кислоты и щелочи? Результаты
эксперимента занесите в таблицу 4.
Таблица 4
Экспериментальные данные исследования свойств воды и
буферного раствора
рН
рН
Буферный
раствор
исходного
раствора
после
добавления
НС1
после
добавления
Вода
NаОН
исходной
воды
после
добавления
НС1
после
добавления
NаОН
Опыт 3. В мерную колбу вместимостью 50 или 100 мл внесите 5 мл
исследуемого буферного раствора. К раствору в колбе добавьте дистиллированную воду примерно до половины колбы. Во сколько раз разбавлен
раствор? Перемешайте раствор и определите в нем рН с помощью универсального индикатора. Затем добавьте дистиллированную воду до метки,
закройте пробкой, перемешайте и вновь определите рН после разбавления с
помощью универсальной индикаторной бумаги.
Наблюдается ли изменение рН буферного раствора при разбавлении?
Результаты внесите в таблицу 5 и сделайте вывод о влияние разбавления
рН исходного буферного
раствора
на рН буферного раствора. Наблюдается ли изменение рН буферного раствора
при разбавлении в n1 раз и в n2 раз?
Таблица 5
Экспериментальные данные исследования свойств буферного раствора в связи
с разбавлением
Объем,
рН по универсальному индикатору
мл
буферного рас- воды воды
твора (V1) (V2)
После разбавления в n
раз
до разбавления
первое
разбавление
в n1 раз
второе
разбавление
в n2 раз
Контрольные вопросы:
1. Что называется буферным раствором? Для каких целей готовят
буферные растворы в лаборатории?
2. Приведите примеры наличия и функционирования буферных систем
в природе.
3. Объясните принцип действия ацетатного и аммиачного буферных
рас- творов.
4. В каком интервале рН наблюдается действие буферного раствора?
5. Как изменяется рН буферного раствора при разбавлении?
6. Объясните механизм поддержания постоянства рН при добавлении
в приготовленный вами буферный раствор: а) кислоты; б) щелочи.
7. Что называется буферной емкостью? От каких факторов она
зависит? При каком значении рН буферная емкость раствора максимальна?
Лабораторное занятие 11
Тема: «Окислительно-восстановительные реакции» (1 час)
Цель занятия: формирование понятий о степени окисления, электронном
балансе, электронно–ионном балансе, принципах классификации ОВР.
Оборудование и реактивы: пробирки, штатив, мензурка, наждачная
бумага, Растворы дихромата калия, серной кислоты, иодида калия,
перманганата калия, сульфата железа (II), сульфата меди, сернистокислого
натрия, железный гвоздь.
Выполнение работы:
Опыт № 1. Окислительные свойства бихромата калия.
Налить в пробирку 1-2 мл бихромата калия (К2Сr2O7). Добавить к нему
около 2 мл разбавленной серной кислоты (H2SO4) и прилить равный объем
раствора KI. Наблюдайте пожелтение раствора вследствие выделение йода.
Напишите уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив
окислитель и восстановитель.
Опыт №2. Восстановительные свойства сульфата железа.
Налить в пробирку 1-2 мл перманганатата калия (КМnO4). Добавить к
нему около 2-х мл разбавленной серной кислоты (H2SO4) и прилить равный
объем раствора FeSО4. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Напишите
уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив окислитель и
восстановитель.
Опыт №3.
Налить в пробирку 3-4 мл сульфата меди (CuSO4). Зачистить
наждачной бумагой железный гвоздь и опустить его в раствор CuSO4.
Наблюдайте появление выделяемого медно-красного осадка на железном
гвозде. Напишите уравнение ОВР. Составьте электронные схемы, обозначив
окислитель и восстановитель.
Опыт №4. Окислительные свойства марганцевогокислого калия в зависимости
от реакции среды.
A) реакция в кислой среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КМnO4 и около
2 –х мл разбавленной серной кислоты. Прилейте раствор сернисто-кислого
калия Na2SO3 и наблюдайте полное обесцвечивание окраски вследствие
образования MnSO4. Составьте уравнение реакции, пользуясь таблицей
окислителей - восстановителей и принимая во внимание, что Na2SO3 окисляется
в Na2SO4.
Б) реакция в щелочной среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КМnO4 и
около 2-х мл КОН. Прилейте раствор сернисто-кислого калия Na2SO3 и
наблюдайте
появление
зеленой
окраски
вследствие
образования
марганцовистого калия К2МnO4. Составьте уравнение реакции.
B) реакция в нейтральной среде. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора КMnО4 и
прибавьте около 2-х мл Н2O. Прилейте раствор сернисто-кислого калия Na2SO3.
Наблюдайте выделение бурого осадка двуокиси марганца - Мn02. Составьте
уравнение реакции, учитывая, что в число исходных веществ входит вода а в
число продуктов реакции-гидроксид калия, почему? До каких продуктов
восстанавливается КМn04 в зависимости от реакции среды?
Контрольные вопросы:
1.Что называется степенью окисления? Какую роль играет данное понятие при
рассмотрении окислительно – восстановительных процессов?
2.Дайте определение окислительно – восстановительным реакциям. Чем они
отличаются от обменных реакций?
3.Какие типы окислительно – восстановительных процессов вы знаете?
4.В чём сущность процессов окисления и восстановления?
5.Какие вещества могут проявлять окислительно – восстановительную
двойственность? Приведите примеры.
6.Как изменяются в процессе реакции степени окисления окислителя и
восстановителя?
7. Какие применяют методы для составления уравнений ОВР?
8. Какое правило лежит в основе метода ионно – электронного баланса?
9. Объясните влияние среды на протекание окислительно – восстановительных
реакций?
10.Можно ли предсказать направление окислительно – восстановительных
реакций?
11.Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И.
Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и
восстановительными свойствами?
12. Назовите часто применяемые окислители и восстановители.
Контрольные задания:
1. Составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций:
а) HNO3 + С → СО2 + NO + H2O;
б) HNO3 + AsH3 → H3AsO4 + NO2 + H2O;
2.Написать уравнения реакций :
а) КI + КNO2 + Н2SO4 =
б) КNO2 + КМnО4 + Н2SO4 =
3.Пользуясь ионно – электронным методом, составить ионные и молекулярные
уравнения реакций, протекающих по схемам:
а) СlO3¯ + NO2¯ → Cl¯ + NO3¯
б) МnO42¬ + Н2О → МnO4¯ + МnO2 + OH¯
4. Определить эквиваленты КСlO4, если это вещество в процессе реакции
восстанавливается:
а) до КСl б) до Сl2.
5. Какой объем раствора дихромата калия, содержащего 14,7 г К2Сr2O7 в 1 л,
необходим для окисления 2 л децимолярного раствора сероводорода в
присутствии разбавленной серной кислоты ? Ответ : 1,33 л.
6. Сколько литров углекислого газа при 27 0С и 100 кПа получится при
взаимодействии в сернокислом растворе 79 г КМnO4 с оксалатом натрия
Nа2С2О4? Ответ: 62,4 л.
7.В какой среде меньше расходуется окислителя КМnO4: в кислой, нейтральной
или щелочной ? Почему?
8 Закончить составление уравнений внутримолекулярных окислительно –
восстановительных реакций и указать, какой атом или ион выполняет функцию
восстановителя, а какой окислителя:
а) KNO3 → KNO2 + ……
б) AgNO3 → AgNO2 + NO2 + ……
в) NH4NO3 → N2O + ……
9. Сколько литров 30 % - ной соляной кислоты и пиролюзита, содержащего
90% двуокиси марганца прореагировали между собой, если выделившийся хлор
при температуре 17 ◦ С и давлении 100 кПа занимал объем 8 л ? Ответ : 161,4 г
кислоты и 32,5 г МnO2
10. Как теоретически предсказать возможность самопроизвольного протекания
окислительно – восстановительных реакций?
Лабораторное занятие 12
Тема: «Работа гальванического элемента. Расчет ЭДС гальванического
элемента. Формула Нернста» (1 час)
Цель занятия: формирование понятий о электродном потенциале,
гальваническом элементе.
Обрудование и реактивы: химические стаканы 50 мл, стеклянная
изогнутая трубка, милливольтметр, рН-метр. IM и 0,1М растворы сульфата
цинка, IM раствор сульфата меди, раствор хлорида калия.
Выполнение работы:
Устройство для непосредственного преобразования энергии химической
реакции в электрическую энергию называется гальваническим элементом.
Рассмотрим работу медно-цинкового гальванического элемента.
Рис. I Схема медно-цинкового гальванического элемента
Элемент составлен из цинковой пластины, погруженной в раствор
сульфата цинка и медной пластины; погруженной в раствор сульфата меди. Оба
раствора соприкасаются друг с другом. Они разделены перегородкой из
пористого
материала,
пропускающего
сульфат-ионы.
При
работе
гальванического элемента протекает суммарная реакция:
Zn + CuSO4 = ZnS04 + Сu
Здесь процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, и чтобы
осуществить процесс восстановления ионов меди, электроны от окислителя
переходят по проводнику, т.е. создают ток по внешней цепи. Цинковый
электрод источник электронов, поступающих во внешнюю цепь, принято
называть отрицательным (анод), а медный электрод - положительным (катод).
Уравнения электродных процессов, протекающих при работе гальванического
элемента:
анодный процесс, окисление: Zn - 2ё = Zn
катодный процесс, восстановление: Сu+2 + 2ё = Сu°
Гальванический элемент можно
записать
в
виде
краткой
электрохимической схемы:
А(-) Zn/ ZnS04// CuSO4, /Cu
(+) К
2
2
А (-) Zn / Zn+ // Сu+ / Сu ° (+) К
где одна черта означает границу между электродами и раствором, две черты границу между растворами, в скобках знаки электродов, причем анод
записывается слева, катод - справа. Необходимое условие работы
гальванического элемента -разность потенциалов его электродов. Электрод с
меньшим
потенциалом
является
анодом.
Электродвижущая
сила
гальванического элемента (Э.Д.С.) - величина положительная и определяется
как разность потенциалов катода и анода.
Э.Д.С = ЕК-Еа
1. ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ. Действие гальванического элемента основано на
протекании в нем окислительно - восстановительной реакции, в которой
пространственно разделены процессы окисления и восстановления, а электроны
от окислителя к восстановителю направлены по металлическому проводнику.
Осуществление этого процессаnна практике позволяет промышленности
получить самые различные виды электрических батареек, аккумуляторов и
других источников постоянного электрического тока.
2. ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Научиться работать с гальваническим элементом,
писать уравнения электродных процессов, иметь понятие об ЭДС элемента.
ХОД РАБОТЫ:
Опыт 1. Составление гальванических элементов.
Один из микростаканчиков заполнить IM раствором сульфата цинка, другой
- IM раствором сульфата меди. Соединить стаканчики электролитным мостиком,
заполненным насыщенным раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром.
Опустить в раствор сульфата цинка узкую цинковую пластинку, а в раствор
сульфата меди - медную. Соединить электрическим проводом опущенные
пластинки с гальванометром или другим регистрирующим прибором. Наблюдать
отклонение стрелки гальванометра, указывающее на возникновение
электрического тока.
Опыт 2. Составление концентрационного гальванического элемента. Наполнить
микростаканчики раствором сульфата цинка разной концентрации: первый
стаканчик - 1 M ZnS04, второй - 0,01 M ZnS04. Соединить стаканчики
электролитным мостиком. Опустить в каждый стаканчик цинковые полоски и
соединить их проводом с гальванометром. Отклоняется ли стрелка
гальванометра? Написать уравнения химических реакций, протекающих на
электродах гальванических элементов, и суммарное уравнение химической
реакции в результате которой возникает электрический ток в данном элементе.
В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи? Выписать из
приложения к лабораторному практикуму числовые значения стандартных
электродных потенциалов меди и цинка и вычислить ЭДС медно-цинкового
элемента.Какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе?
Вычислить стат. ЭДС серебр. концентрационного гальванического элемента.
Представить преподавателю отчет письменный на утверждение о проделанной
работе.
Контрольные вопросы:
1. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций
вытеснения металлов из их солей другими металлами и укажите стрелками
переход электронов:
а) Zn(NO3)2 + Pb
б) AlCl3 + Mg
в) AgNO3 + Cu
2. Химически чистый цинк почти не реагирует с соляной кислотой. При
добавлении к этим веществам соли никеля происходит энергичное выделение
водорода. Объясните эти явления.
3. Вычислить э.д.с. медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором
концентрация ионов Сd2+ составляет 0,8 моль / л, а ионов Сu2+ - 0,01моль / л.
4. Гальванический элемент
( - ) 2 Сr / 2Crl3+ | Н2SО4 | (Pb) 3 Н2 / 6H+ (+)
образовавшийся при коррозии хрома, спаянного со свинцом, даёт ток силой 6
А. Какая масса хрома окислится и сколько литров водорода выделится за 55 с
работы этого элемента?
Ответ: (0,04 л; 0,06 г)
5. Вычислите массу металла, окисляющегося при коррозии при нарушении
целостности поверхностного слоя медного покрытия на алюминии, если за 45 с
работы этой гальванопары нп катоде выделилось 0.09 л водорода (н.у.). Какую
силу тока даёт эта гальванопара?
6. Составьте схему коррозионного гальванического элемента, образованного
железом в контакте с медью: а) в кислой среде; б) во влажной среде. Напишите
уравнение реакций, протекающих на анодном и катодном участках элемента.
Лабораторное занятие 13
Тема: «Коррозия и защита металлов» (1 час)
Цель занятия: экспериментальное изучение процессов, протекающих
при электрохимической коррозии металлических изделий.
Коррозия это самопроизвольно протекающий, необратимый процесс
разрушения металла вследствие его взаимодействия с окружающей средой.
Разрушение металла при соприкосновении с электролитом с возникновением
в системе электрического тока называется электрохимической коррозией.
В атмосферных условиях роль электролита играет водная пленка на
металлической поверхности, в которой растворены электропроводящие
примеси. Согласно теории электролитической диссоциации коррозии при
соприкосновении металла с электролитом на его поверхности возникает
множество микрогальванических элементов. При этом анодами являются
частицы металла, катодами - загрязнения, примеси и участки металла,
имеющиеся более положительный потенциал. Наиболее часто при коррозии в
качестве катодных процессов наблюдается; ионизация кислорода (кислородная
деполяризация) и восстановление ионов водорода (водородная деполяризация).
Кроме первичных коррозийных процессов могут протекать в растворе
вторичные процессы (реакции).
Гальванический элементы, возникающие при контакте металла с
электролитом (микрогальванические элементы), схематически можно записать
в виде формул:
омедненное железо в кислой среде (-) Fe /H2SO4/H2, Сu(+)
омедненное железо в нейтральном растворе (-) Fe/NaCl/ 02 , Сu(+) 1.
Значение темы. Защиты металлов от коррозии является важнейшей
народно-хозяйственной задачей. Все многообразие способов защиты металлов
от коррозии можно осуществить изоляцией металла от коррозионной среды,
изменением свойств коррозийной среды, применением электрохимических
средств защиты. Потери от коррозии металлов в мировой экономике огромны,
около 10% общей массы потребляемого металла теряется безвозвратно.
Выполнение работы:
Цель работы: Изучать процесс, называемый коррозией, отличать
химическую и электрохимическую коррозию, научится описывать анодный и
катодный коррозионный процессы.
Оборудование и реактивы: пробирки, штатив, мензурка, пипетки, стеклянная
палочка, наждачная бумага. Растворы соляной кислоты, серной кислоты,
кусочки магния, цинка, меди, олова, железная проволочка или гвоздь.
Опыт 1. Ряд напряжений.
В три пробирки налить по 2 мл соляной кислоты и поместить в них по
кусочку магния, цинка и меди. Все ли металлы вытесняют водород из кислот?
Дайте объяснение.
Опыт 2 . Коррозия оцинкованного и луженного железа.
В две пробирки налить Vi их объема дистиллированной воды и добавить по
2-3 капли раствора 2Н серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия K3[Fe
(CN)6]. Последний является чувствительным реактивом на ионы Fe, с которым
дает синее окрашивание. Растворы перемешать стеклянной палочной.
Две железные проволочки очистить наждачной бумагой. Одной
проволочкой плотно обмотать кусочек цинка, другой - кусочек олова, опустить
их в приготовленные растворы. Наблюдать через несколько минут посинение
раствора, в который погружена железная проволочка в контакте с оловом.
Объяснить появление ионов Fe в растворе. Почему в растворе с парой железоцинк синее окрашивание не появляется?
Опыт 3. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в
присутствие меди.
В две пробирки внести по 5-6 капель 2Н серной кислоты и кусочек чистого
цинка.
Наблюдается
ли
вытеснение
водорода
из
серной
кислоты? Коснуться (иной проволочкой кусочка цинка в пробирке. Как
изменится интенсивность выделения водорода и на каком из металлов он
выделяется?
Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность
выделения водорода снова изменяется. Указать направление перехода
электронов в паре цинк-медь. Какой металл будет иметь отрицательный заряд и
являться катодом для ионов водорода имеющихся в растворе? Представить
преподавателю
на
утверждение
письменный
отчет
о
проделанной лабораторной работе.
Контрольные вопросы:
1. Что называется коррозией металлов?
2. Какие виды коррозии Вы знаете?
3. В чем отличие электрохимической коррозии от химической?
4. Каким образом можно определить возможность протекания коррозии с
выделением водорода и с поглощением кислорода?
5. Какие факторы влияют на скорость коррозии?
6. Составьте схему коррозионного гальванического элемента, образованного
железом в контакте с медью: а) в кислой среде; б) во влажной среде. Напишите
уравнение реакций, протекающих на анодном и катодном участках элемента.
7. Какой металл в паре Fe –Ni будет растворяться в разбавленном растворе
уксусной кислоты? На каком металле выделяется кислород?
8. В контакте с цинком или железом коррозия магния будет происходить
сильнее? Приведите схему процесса коррозии.
9. Какие существуют методы защиты от коррозии? Охарактеризуйте кратко
сущность каждого из них.
10. Какие защитные покрытия вам известны? Приведите примеры.
11. Что такое анодные и катодные металлические покрытия? Приведите
примеры.
12. На чем основана электрохимическая защита металлов и какие
разновидности этой защиты вам известны?
13. Какие вещества называют ингибиторами коррозии?
14. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди
при нарушении покрытия? Составьте уравнения анодного и катодного
покрытия.
15. Используя значения стандартных электродных потенциалов , определите,
какие металлы можно применять в качестве протекторов для защиты от
коррозии изделия из никеля.
Тестовый контроль:
1. Пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов, подберите
металлы и составьте из них гальванические элементы, ЭДС которых
равна 1,94 В:
А) Zn - Сu
В) Fе - Сd
С) Zn - Аg
D) Мg - Sn
Е) Рt - Cr
2. Анодный процесс в гальваническом элементе Fe – Ni в кислой среде:
А) Ni – 2е → Ni 2+
B) 2Н20 + 2ё → Н2 + 2ОНC) Fe – 2e → Fe 2+
D) Ni 2+ + 2ё → Ni
E) 2Н20 - 4ё → 02о + 4Н+
3. Пользуясь рядом стандартных электродных потенциалов, укажите
правильное значение ЭДС гальванического элемента Fe2+│Fe ║ Ni2+│Ni :
А) - 0,19 В
В) + 0,19 В
С) - 0,69 В
D) + 0,69 В
Е) - 0,47 В
4. Гальванический элемент с целью получения максимальной э.д.с. следует
составить из полуэлементов:
A) Cu2+ | Cu и Pb2+ | Pb
B) Cr3+ |Cr и Fe2+ | Fe
C) Pb2+ | Pb и Cr3+ |Cr
D) Cr3+ |Cr и Cu2+ | Cu
E) Pb2+ | Pb и Fe2+ | Fe
5. При равенстве концентраций в водном растворе, первым
восстанавливается на катоде катион металла :
A) Fe2+
B)Сu2+
С) Ag+
D) Na+
Е) Zn2+
6. При коррозии сплава золота и меди в нейтральной среде, содержащей
растворённый кислород, на катоде восстанавливается :
А) золото;
В) медь;
С) кислород;
D) вода.
7. На отрицательном электроде гальванического элемента протекает
процесс:
A) окисления;
B) восстановления;
C) обмена электронами;
D) нет правильного ответа;
Е) обмена ионами металла.
8. На положительном электроде гальванического элемента протекает
процесс:
A) окисления;
B) восстановления;
C) обмена электронами;
D) нет правильного ответа;
Е) обмена ионами металла.
9 В золотых сплавах Сu является важным компонентом, так как придаёт
им твёрдость и прочность. Подвергаются ли такие сплавы коррозии?
А) да, т.к. Сu – анод, в гальванопаре окисляется;
В) нет, гальванопара не образуется;
С) зависит от доли Сu в сплаве;
D) да, т.к. идёт окисление золота;
Е) нет правильного ответа.
10. При коррозии сплава железа и меди в кислой среде на катоде
восстанавливается :
А) железо;
В) медь;
С) кислород;
D) водород;
Е) нет правильного ответа.
Лабораторное занятие 14
Тема: «Электролиз» (1 час)
Цель занятия: приобретение навыков практического осуществления
процессов электролиза и составления схем различных их типов.
Оборудование и реактивы: U – образный электролизер с графитовыми
электродами, аккумулятор, секундомер. Фенофталеин, растворы иодида калия,
сульфата меди, хлорида цинка, сульфата натрия, хлорида олова (II).
Выполнение работы:
Опыт 1. Электролиз раствора йодида калия.
Электролизер заполните раствором йодида калия, опустите в раствор
графитовые электроды и подключите их к источнику постоянного тока. Время
проведения 3 минуты. При этом происходит выделение газообразного водорода
на катоде и образование свободного йода на аноде, который опускается на дно
электролизера тяжелыми струями бурого цвета.
Добавьте в раствор несколько капель фенолфталеина в область
прикатодного пространства. По окончании опыта анод промойте раствором
тиосульфата натрия Na2S2O3 для удаление йода, а затем дистиллированной
водой.
В отчёте: составьте схему электролиза и опишите наблюдаемые явления;
объясните, почему окрасился раствор в области катодного пространства при
добавлении фенолфталеина.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата меди.
Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II), опустите в него
графитовые электроды и пропустите через раствор электрический ток. Через 5 –
10 минут прекратите электролиз и отметьте на катоде красный налет меди.
Выключите ток и поменяйте местами электроды. Снова пропустите
электрический ток. Что происходит с красным налетом меди?
В отчёте: объясните наблюдаемые изменения с красным налётом меди;
составьте уравнения реакций, происходящих на катоде и аноде, в первом и
втором случае. Приведите значения стандартных потенциалов электродных
реакций и вычислите теоретическое напряжение разложения электролита,
подвергшегося электролизу.
Опыт 3. Электролиз раствора хлорида цинка.
Электролизер заполните раствором хлорида цинка, опустите в него
графитовые электроды, подключите их к источнику постоянного тока и
проведите электролиз в течение 3-5 минут.
По окончании опыта выньте катод и установите наличие цинкового
покрытия на его поверхности. Присутствие хлора в анодной зоне определите по
появлению синего окрашивания при добавлении 2-3 капель раствора йодида
калия и одной капли раствора крахмала.
По окончании опыта выньте катод обработайте соляной кислотой
(осторожно!) для снятия пленки цинка. Электроды и электролизер тщательно
промойте водой, предварительно обработав анод раствором Na2S2O3.
В отчёте: составьте схему электролиза раствора хлорида цинка.
Приведите значения стандартных потенциалов электродных реакций и
вычислите теоретическое напряжение разложения электролита, подвергшегося
электролизу.
Опыт 4. Электролиз раствора Na2SO4.
В U – образный сосуд (или стеклянный сосуд) Залейте раствор сульфата
натрия, прибавьте в оба колена сосуда по 3-4 капли раствора лакмуса. Опустите
в оба колена графитовые электроды и пропустите через раствор на катодном и
анодном участках?
В отчёте: укажите, какие газы выделяются на электродах; составьте
схему электролиза раствора сульфата натрия.
Опыт 5. Электролиз раствора хлорида олова (II).
Электролизер заполните раствором хлорида олова (II), опустите в него
графитовые электроды, подключите их к источнику постоянного тока и
проводите электролиз в течение 3-5 минут. Наблюдайте на катоде появление
блестящих
кристалликов
металлического
олова.
Окисление
или
восстановление олова происходит на катоде? Напишите уравнение катодного
процесса. Докажите образование свободного хлора на аноде, для чего выньте
анод из электролиза, прибавьте в анодное пространство в анодное пространство
по 3-4 капли растворов йодида калия и крахмала и наблюдайте появление
синего окрашивания.
В отчёте: составьте схему электролиза раствора хлорида олова (II).
Приведите значения стандартных потенциалов электродных реакций и
вычислите теоретическое напряжение разложения электролита, подвергшегося
электролизу.
Контрольные вопросы:
1. Что называется электролизом?
2. В чем сущность электролиза?
3. Какова последовательность электродных процессов на катоде электролизера?
4. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?
5. В чем суть электрического рафинирования металлов?
6. какие закономерности определяют процесс электролиза?
7. Какие продукты образуются при электролизе на инертных электродах
водных растворов: а) AgNO3 б) KBr в) Na2SO4?
8. Неочищенная медь содержит примеси серебра и никеля. Что произойдет с
этими примесями при электрическом рафинировании меди?
9. Раствор содержит ионы Fe2+ , Ag+ , Pb2+ концентрации. В какой
последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе, если
напряжение достаточно для выделения любого металла.
10. Составьте схемы электролиза водного раствора сульфата цинка, если:
а) анод цинковый;
б) анод угольный.
Тестовый контроль:
1. При электролизе водного раствора сульфата калия на катоде протекает
процесс:
А) К+ + ё → К°
В) 2Н20 - 4ё → 02о + 4Н+
C) 2Н20 + 2ё → Н2 + 2ОНD) 40Н-- 4ё → 02 + 2Н20
2. Первым восстанавливается на катоде в водном растворе (при равенстве
концентраций ) катион металла:
A) Fe2+
B) Сu2+
С) Ag+
D) Al3+
E) Ni2+
3. При полном электролизе водного раствора KCI на аноде выделилось 2,8
л газа, а накатоде при (н.у.) выделится:
A) 2,8 л 02
B.) 5,6 л Н2
C) 2,8 л Н2
D) 5,6 л 02
E) 5,6 л Сl2
4. Неверное утверждение:
A) На катоде источника постоянного тока происходит процесс передачи
электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является
восстановителем
B) На аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является
окислителем
C) На катоде происходит окисление катионов из раствора или расплава
D) На аноде происходит окисление анионов из раствора или расплава
5. Ёмкости, в которых проводится электролиз, называются:
A) Конверторами
B)Электролизерами
C) Электродами
D) Электрофорезами
6. При электролизе водных растворов солей органических кислот на аноде
происходит процесс:
A)2RCOO- - 2ё → R - R + С02
B)40Н- - 4ё → 2Н20 + 02о
C) 2RCOO- - 2ё → R - СО- R + 02о
D)2RCOO- - 2ё → 2R - О- R + 2СО2
8. При электролизе раствора хлорида кальция на катоде выделилось 5,6 г
водорода. Какой газ выделился на аноде и какова его масса?
A)198,8 г Сl2
B)89,6 г 02
C)243,6 г Сl2
D)102,2 г НС1
E) 202,2 г НС1
9. При электролизе водного раствора смеси солей CrCl3 и NaBr на катоде
будет практически выделяться :
A) Сl2
B) 02
C) Na
D) Н2
E) Cr
10. При электролизе раствора CuSO4 на аноде образовалось 570 мл газа
(н.у.). Масса меди, выделившейся на катоде:
А) 3,257 г
В) 5,325 г
С) 6,514 г
D) 5,821 г
Е) 4,123 г
Лабораторное занятие 15
Тема: «Получение и свойства комплексных соединений» (1 час)
Цель занятия: углубление знаний о донорно – акцепторном
взаимодействии между молекулами; знакомство с комплексными соединениями
(КС), их номенклатурой, образованием, стойкостью; формирование понятий о
различии между простыми и комплексными ионами; приобретение
практических навыков получения комплексных соединений, изучение их
свойств.
Оборудование и реактивы: пробирки, штатив, пипетки, спиртовка,
щипцы. Растворы аммиака, сульфата меди, железоаммониевых квасцов,
роданида калия, щелочи (конц.), хлорида бария, красной кровяной соли,
сернокислого железа (II).
Выполнение работы:
Опыт № 1. Получение комплексных солей.
Налить в пробирку 2 мл сульфата меди и по каплям прибавить раствор
аммиака. Наблюдать образование осадка основной соли меди (CuOH)2SО4.
Написать молекулярное и ионное уравнения реакции. К полученному осадку
прилить избыток раствора аммиака. Получается
раствор, содержащий
2+
комплексный ион [Cu(NH3)4] . Написать молекулярное и ионное уравнение
реакции образования комплексной соли.
Опыт №2. Диссоциация железоаммониевых квасцов.
Налить в три пробирки по 2 мл раствора железоаммониевых квасцов
(NH4)2Fe2(S04)4 . В одну пробирку добавить несколько капель роданистого калия.
Наличие, какого иона в растворе взятой соли указывает появление красно-бурой
окраски. В другую пробирку добавить несколько капель концентрированного
раствора щелочи. Слегка нагреть. На наличие, какого иона указывает запах
аммиака. В третью пробирку добавить 1 мл раствора хлорида бария. Какое
вещество выпадает в осадок? На присутствие, какого иона в растворе указывает
образование
этого
осадка?
Составить
уравнение
диссоциации
железоаммониевых квасцов. Написать молекулярные и ионные уравнения
реакций, происходящих во всех трех пробирках. Какой солью, двойной или
комплексной является данная соль?
Опыт №3. Диссоциация гексацианоферрата (III) калия.
Налить в две пробирки по 2мл раствора красной кровяной соли
K3[Fe(CN)6]. В одну из них добавить несколько капель щелочи, в другую
роданистого калия. Сравнить результаты опытов №2 и №3 и указать, какой
солью, двойной или комплексной является гексацианоферрат (III) калия.
Составить уравнение диссоциации этой соли.
Опыт №4. Комплексные соединения в реакциях обмена.
Налить в пробирку 1 мл раствора сернокислого железа (II) и добавить
несколько капель раствора красной кровяной соли. Наблюдать образование
осадка турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Написать молекулярное и ионное
уравнение реакции. Присутствие каких ионов - железа определяется с помощью
этой химической реакции.
Опыт №5. Устойчивость комплексных ионов.
Реакцией обмена получить гидроксид меди (II), растворить его в избытке
раствора аммиака. К полученному аммиакату меди [Cu(NH3)4](OH)2 добавить
раствор сульфида натрия, записать константу нестойкости комплексного иона.
Дать объяснение происходящему процессу. Написать уравнения химических
реакций.
Контрольные вопросы:
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Какие основные положения координационной теории?
3. Что такое координационное число?
4. Что образуют внутреннюю сферу комплексных соединений?
5. Какие ионы образуют внешнюю сферу комплекса?
6. От чего зависят величина и знак заряда комплексной частицы ?
7. Как строятся названия комплексных соединений?
8. Какие виды изомерии встречаются в комплексных соединениях?
9. Из каких частиц состоит внутренняя сфера комплексных соединений?
10. Отчего зависит величина и знак заряда комплексной частицы?
11. Приведите примеры комплексных катионов, анионов и нейтральных
комплексных частиц?
4 ПЕРЕЧЕНЬ ТЕМ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
СТУДЕНТОВ
Кол
№
СРСП
-во
СРС
час.
1.
Основные классы
1
Составление
глоссария
неорганических
основных понятий и терминов
соединений. Типы
химии
химических реакций.
Решение типовых задач по
теме
2.
Использовать
2
Решение задач на
представление о
стехиометрические законы
квантовании энергии для
химии, использование понятий
объяснения происхождения
эквивалент вещества,
линейчатых спектров.
соединения, окислительновосстановительный, на
 Характеризовать
применение законов Бойляэнергетическое состояние
Кол
-во
час.
3
6
3.
4.
5.
6.
электрона в атоме набором
квантовых чисел и
записывать его формулой,
используя буквенное
обозначение орбитального
квантового числа
Строение
ядра
атома. 2
Строение
электронной
оболочки атома
Характеристика
атомов, 1
простых
и
сложных
веществ
химических
элементов по положению в
классической
периодической системе
Характер
изменения 1
энтропии в реакции по
уравнению и агрегатному
состоянию
исходных
веществ
и
продуктов.
Вычисление
изменения
энергии
Гиббса.
Определение
влияния
температуры
на
направление химического
процесса, если известны
знаки при H и S
Формулы
для
расчета 2
скорости
реакций,
протекающих
в
гомогенных
и
гетерогенных
системах.
Для различных реакций
анализ
характера
изменения скорости при
изменении
температуры.
Вычисление
температурного
коэффициента
скорости
реакции.
Использование
правила Вант-Гоффа и
Мариотта, Гей-Люссака,
Шарля, Авогадро
Эволюция развития теорий
5
сложности атома.
Строения атома
Периодические свойства
5
атомов.
Первичная, вторичная,
внутренняя периодичность.
Радиус
атома,
энергия
ионизации,
сродство
к
электрону,
электроотрицательность
Характер
изменения 4,5
энтальпии системы при экзо- и
эндотермическом
процессе.
Понятие
«энтальпия
образования
вещества».
Вычисление
энтальпии
процесса, используя закон
Гесса
Скорость химических реакций. 6
Химическое равновесие
7.
8.
уравнения
Аррениуса.
Формулы для вычисления
константы
равновесия
обратимых
процессов.
Анализ
характера
смещения равновесия в
зависимости от изменения
температуры,
давления,
концентрации
Способы выражения
1
концентраций растворов.
Решение типовых задач по
теме
Выполнение упражнений
1
на тему обменные реакции
9.
Гидролиз солей. Решение
типовых задач по теме
10.
Составления уравнений
2
ОВР. Метод полуреакций и
метод электронного
баланса. Решение типовых
задач по теме
11
Электродный потенциал и 3
электролиз.
Решение
типовых задач по теме
Химическая связь. Решение 3
типовых задач по теме
12
13
1,5
Пространственное
2
расположение и изомерия
комплексных соединений.
Решение типовых задач по
теме
Растворы. Свойства растворов. 4
Растворимость веществ
Теория
электролитической
диссоциаций.
Степень
и
константа
диссоциаций.
Сильные
и
слабые
электролиты
Произведение растворимости.
Диссоциация воды.
Водородный показатель
Окислительновосстановительные реакции.
Окислительновосстановительные свойства
элементов. Виды
окислительновосстановительной реакции
Электродный потенциал и
электролиз
5
Химическая связь. Типы
химической связи:
ковалентная, ионная,
водородная, Ван-дерваальсова. Метод валентных
связей. Гибридизация. Метод
молекулярных орбиталей
Основные положения
координационной теории.
Типы и номенклатура
комплексных соединений.
Решение типовых задач по
6
6
6
7
4
теме