Министерство информационных технологий и связи Российской

Министерство информационных технологий и связи
Российской Федерации
ГОУВПО ПГАТИ
Кафедра физики
ХИМИЯ
Методические указания к практическим занятиям
для студентов дневного, заочного и дистанционного обучения для всех
специальностей ПГАТИ
Рекомендуется к печати
решением Совета ФЭТИ
от 2004 г.
Авторы составители:
Редактор:
Рецензент:
д. т. н., профессор Н. П. Логинов
к. т. н., доцент Г. Н. Гончарова
д. ф.-м. н., профессор А. Г. Глущенко
д. т. н., профессор В. М. Большаков
Самара, 2004
1
2
СОДЕРЖАНИЕ
СОДЕРЖАНИЕ............................................................................................3
ВВЕДЕНИЕ ..................................................................................................5
Список рекомендуемой литературы ..........................................................6
Варианты контрольных заданий ................................................................7
Задачи по химии ........................................................................................10
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНОЙ
РАБОТЫ.....................................................................................................27
1. ПРОСТЕЙШИЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ....................27
1.1. Эквивалент. Закон эквивалентов. .................................................27
2. ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ. ...................................................28
3. МОЛЬ. ЗАКОН АВОГАДРО. МОЛЬНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗА................29
4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС ВЕЩЕСТВ В
ГАЗООБРАЗНОМ СОСТОЯНИИ...........................................................30
5. ВЫВОД ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ. РАСЧЕТЫ ПО
ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ ...........................................................32
6. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ....33
7. СТРОЕНИЕ АТОМА. ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ.
ЗАВИСИМОСТЬ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ ОТ СТРОЕНИЯ
ИХ
АТОМОВ....................................................................................................34
8. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ ...............35
9. ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ. ГЕОМЕТРИЧЕСКАЯ СТРУКТУРА
МОЛЕКУЛ .................................................................................................37
10. ИОННАЯ СВЯЗЬ. ПОЛЯРИЗАЦИЯ ИОНОВ ..................................38
11. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ...............................................................................39
12. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ .....................................................................40
12.1. Энергетика химических реакций................................................40
12.2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.........42
13. РАСТВОРЫ..........................................................................................45
13.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в
растворе. Растворимость ......................................................................45
13.2 Физико-химические свойства разбавленных растворов
неэлектролитов......................................................................................48
14. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ .........................................................49
14.1. Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации ........49
14.2. Сильные электролиты. Активность ионов.................................51
14.3. Ионнное произведение воды. Водородный показатель............52
3
15. ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ ВОДЫ....................................................................................53
16. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ.................................................................56
16.1. Степень окисленности. Окисление и восстановление..............56
16.2. Окислители и восстановители ....................................................58
16.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных ....61
17. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ.
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ ..........................................................63
Ответы к задачам контрольного задания.................................................68
4
ВВЕДЕНИЕ
Учебный курс по дисциплине «Химия» жизненно необходим для
каждого инженера-специалиста по радиоэлектронике, системам связи,
телевидению и радиовещанию как основа естественнонаучных знаний
о веществе, его превращениях и реакционной способности при контакте с другими веществами и соединениями.
Основная задача преподавания химии в ПГАТИ заключается в
изучении химических свойств элементов, освоении единой международной терминологии в названиях элементов, простых веществ и их
соединений, изучении периодического закона, являющегося одним из
фундаментальных законов естествознания и химической науки, познании основных законов химии, физики и термодинамики, и применении их на практике при обосновании правильного выбора веществ и
соединений элементов для использования их в качестве электро- и радиоматериалов для современной радиоэлектроники и техники связи.
Методические указания предназначены для заочной и дневной
форм обучения студентов. Объем курса предусмотрен программой.
Изучая рекомендуемую литературу, следует усвоить главные понятия
и законы в каждом разделе курса химии. Изучаемый материал рекомендуется кратко конспектировать, особенно студентам заочной формы обучения. На возникшие вопросы студенты могут получить консультации у преподавателей, ведущих занятия по химии в академии.
При самостоятельном изучении курса следует решать задачи и отвечать на вопросы для самопроверки, что будет способствовать глубокому усвоению материала.
Для успешного усвоения курса химии студент обязан:
а) выполнить контрольную работу, содержащую 10 задач,
вариант задания приведен в таблице 1;
б) выполнить лабораторные работы или практические работы;
в) сдать зачет по теории курса, имея при себе контрольную
работу с положительной оценкой и отчет по лабораторным и
практическим занятиям.
К выполнению контрольных работ следует приступать после
изучения литературы по соответствующим разделам курса и
ознакомления с методами решения типовых примеров, приведенных в
пособии и в задачнике из списка рекомендуемой литературы.
5
Ответы на задания должны быть краткими и ясными. При решении
задач надо обязательно приводить полное содержание задач и их
номера в таблице контрольных заданий, обосновывать и приводить ход
их решений. При использовании других литературных источников для
обоснования предлагаемых решений задач, необходимо указать
авторов, название, год издания, название издательства, страницу и
номер задачи или раздела.
В тетради нужно оставлять поля не менее 25 мм для замечаний
преподавателей. У заочников контрольные работы посылаются в
академию на рецензию. Студент, не выполнивший замечания преподавателя, данных в рецензии, не допускается до зачета до
устранения замечаний. Номер варианта контрольного задания совпадает с двумя последними цифрами студенческого билета. При
выполнении контрольных заданий в качестве справочного материала
целесообразно воспользоваться таблицами и некоторыми примерами
решения задач из сборника задач и упражнений по общей химии Н. Л.
Глинки (из списка рекомендуемой литературы под номером [5]).
Список рекомендуемой литературы
Основная
1. Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. М.:
Высшая школа , 1994 , 608 с.
2. Глинка Н. Л. Общая химия , 1988.
3. М. Г. Швехгеймер, К. И. Кобраков. Органическая химия .-М.
Высшая школа, 1994 .-544 с.
4. В.Н. Кулезнев , В.А. Шершнев. Химия и физика полимеров. -М.:
Высшая школа .- 1988.
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. -М. Химия, 1984.
Дополнительная
6. Угай Я. А. Общая химия. - Высшая школа. 1984.
7. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. -М.: Высшая школа, 1997.
8. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. -М.: Высшая школа.
1987.
6
Варианты контрольных заданий
Таблица 1.
№№
вар.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
1
13
14
15
16
9
10
19
17
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
18
19
20
19
18
17
16
15
14
13
12
2
33
34
35
36
37
38
39
23
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
38
39
40
39
38
37
36
35
34
33
32
Номера задач контрольного задания
3
4
5
6
7
8
53
85
93 113 133 153
54
86
94 114 134 154
55
87
95 115 135 155
50
88
96 116 136 156
45
70
97 117 137 157
47
79
98 118 138 158
48
77
99 119 139 159
59
61
89 102 140 157
41
62
81 101 121 141
42
63
82 102 122 142
43
64
83 103 123 143
44
65
84 104 124 144
45
66
85 105 125 145
46
67
86 106 126 146
47
68
87 107 127 147
48
69
88 108 128 148
49
61
89 109 129 149
50
70
90 110 130 150
51
80
91 111 131 151
52
81
92 112 132 152
58
66
98 118 138 158
59
67
99 119 139 159
60
68 100 120 140 160
58
69
96 115 134 153
57
70
95 114 133 152
56
71
94 113 132 151
55
72
93 112 131 150
54
73
92 111 130 149
53
74
91 110 129 148
52
75
90 109 128 147
50
76
89 108 127 146
9
178
177
176
175
174
173
172
170
169
168
167
166
165
164
163
162
161
170
179
178
161
178
177
180
173
179
180
171
172
170
169
10
193
194
195
196
197
198
199
193
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
198
199
200
191
190
189
188
187
186
185
184
7
№№
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
8
1
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
20
19
5
4
3
2
1
20
15
19
18
17
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
16
15
14
13
12
2
31
30
29
28
27
26
25
24
23
22
21
31
30
29
28
22
21
24
32
33
34
35
36
37
38
39
40
27
26
25
22
29
28
30
31
32
24
33
3
49
48
47
46
45
44
43
42
41
59
60
48
47
46
45
52
60
58
59
44
43
42
41
57
56
55
54
53
49
51
50
45
46
49
50
51
52
41
4
77
78
79
65
64
63
62
61
78
80
79
69
68
67
66
65
64
63
62
61
78
80
79
72
73
74
75
76
77
78
79
80
69
80
79
78
77
76
5
88
87
86
85
84
83
82
81
97
98
99
90
89
88
87
99
117
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
91
92
93
94
95
6
107
106
105
104
103
102
101
116
118
119
120
113
112
111
110
108
109
107
108
119
107
106
105
102
103
104
118
115
114
113
112
111
110
119
120
103
104
105
7
126
125
124
123
122
121
135
137
139
136
138
134
133
132
131
130
129
128
123
125
121
140
126
138
139
135
134
137
136
133
132
131
130
123
124
128
130
125
8
145
144
143
142
141
160
154
155
156
157
153
141
154
153
152
158
159
160
141
142
143
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
145
143
144
145
146
9
168
167
166
165
164
163
162
161
173
174
175
176
175
174
173
172
171
170
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
179
178
177
176
175
175
178
179
180
161
10
183
182
181
180
194
193
196
199
200
195
197
182
181
199
198
197
196
200
186
185
184
183
182
181
180
191
192
193
194
195
196
188
187
186
184
185
186
187
№№
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
1
11
1
2
3
4
18
5
6
7
8
9
10
20
19
18
17
16
15
14
6
5
4
3
2
1
20
14
13
12
11
10
2
34
35
36
37
38
39
40
21
22
23
28
27
26
25
24
23
22
38
40
27
26
25
24
23
22
21
24
32
33
34
35
3
53
54
55
56
57
59
60
58
59
57
56
55
54
53
52
51
41
50
60
45
44
43
42
41
59
60
46
47
48
49
50
4
75
74
73
72
71
62
70
69
68
67
66
65
64
63
62
61
80
79
78
64
63
62
61
78
80
79
72
73
74
75
76
5
96
97
98
99
100
84
82
83
84
85
88
91
92
93
94
95
96
90
97
83
82
81
97
98
99
117
83
84
85
86
87
6
106
101
107
108
109
110
112
134
113
111
115
116
118
117
106
105
104
103
102
102
101
116
118
119
120
110
105
106
107
108
109
7
126
127
122
121
139
123
124
125
126
127
131
128
129
130
132
133
128
135
136
121
135
137
139
136
138
123
124
125
126
127
128
8
150
151
155
156
157
158
159
160
141
142
143
144
146
147
148
149
150
151
152
160
154
155
156
157
153
158
159
160
141
142
143
9
162
163
165
166
177
168
169
170
171
172
173
174
176
177
178
162
179
180
161
174
175
187
176
179
180
177
180
179
170
171
172
10
188
189
190
191
192
193
194
195
183
185
181
182
187
188
189
184
190
191
192
193
196
199
200
195
197
198
187
188
189
190
191
9
Задачи по химии
1. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида металла.
Определить эквивалентную массу металла.
2. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г кислорода
и с 3,17 г одного из галогенов. Определить эквивалентную массу
галогена.
3. Масса 1 л кислорода равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21 г магния, эквивалент которого равен 1/2
моля?
4. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г
металла образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.
5. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,68 л
кислорода (условия нормальные).
6. Мышьяк образует 2 оксида, из которых один содержит 65,2%
(масс.), а другой 75,7% (массовых) мышьяка. Определить эквивалентные массы мышьяка в обоих случаях.
7. Металл в количестве 1 г соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г
серы. Найти эквивалентные массы металла и брома, зная, что
эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.
8. Эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль. Эквивалентная
масса хлорида меди равна 99,5 г/моль. Какова формула хлорида меди?
9. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной
кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем
выделившегося водорода (условия нормальные).
10. На восстановление 1,8 оксида металла израсходовано 833 мл
водорода, его объем измерен при нормальных условиях. Вычислить
эквивалентные массы оксида и металла.
11. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого
равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного
при нормальных условиях. Определить массу металла.
12. 1,6 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковое
количество водорода. Вычислить эквивалентную массу цинка, зная,
что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль.
10
13. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью
образовалась соль
. Найти для этого случая значение эквивалентной массы ортофосфорной кислоты.
14. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2 г гидроксида натрия.
Определить эквивалентную массу кислоты.
15. При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,4 г соли. Вычислить эквивалентные массы вещества и образовавшейся соли.
16. 0,376 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили
0,468 л водорода, измеренного при нормальных условиях, определить
эквивалентный объем водорода, зная, что эквивалентная масса алюминия равна 8,99 г/моль.
17. Сколько молекул диоксида углерода находится в 1 л воздуха,
если объемное содержание CO2 составляет 0,03% (условия нормальные)?
0
18. Определить объем, занимаемый 0,07 кг азота при 21 С и
давлении 142 кПа (1065 мм рт. ст.).
19. Бертолетова соль при нагревании разлагается с образованием
KCl и О2 . Сколько литров кислорода при температуре 00 С и
давлении 101,3 кПа можно получить из 1 моля KClO3 ?
20. После взрыва 0,02 л смеси водорода и кислорода осталось не
прореагировавшим 0,0032 л кислорода. Выразить в процентах по
объему первоначальный состав смеси.
21. Масса 200 мл ацетилена при нормальных условиях равна 0,232
г. Определить мольную массу ацетилена.
22. Вычислить мольную массу газа, если масса 600 мл его при
нормальных условиях равна 1,714 г.
3
0
23. Масса 0,001 м газа равна (при 0 С , 101,33 кПа) 1,25 г.
Вычислить: а) мольную массу газа, б) массу одной молекулы газа.
3
24. Масса 0,001 м газа при нормальных условиях равна 0,0021 кг.
Определить мольную массу газа и его плотность по воздуху.
25. Из скольких атомов состоят в парах молекулы ртути, если
плотность паров ртути по воздуху равна 6,92?
0
26. Какой объем займет 1 кг воздуха при 17 С и давлении 101,33
кПа?
3
0
27. Вычислить массу 1 м воздуха при 17 С и давлении 83,2 кПа
(624 мм рт. ст.).
11
28. Найти простейшую формулу вещества, содержащего (по массе)
43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода.
29. Найти простейшую формулу оксида ванадия, зная, что 2,73 г
оксида содержат 1,53 г металла.
30. Вещество содержит (по массе) 26,53% калия, 35,37% хрома и
38,1% кислорода. Какова его простейшая формула?
31. Найти молекулярную формулу вещества, содержащего (по
массе) 93,75% углерода и 6,25% водорода, если плотность этого
вещества по воздуху равна 4,41.
32. Вычислить массу азота, содержащегося в 1кг: а) калийной
селитры KN O3 ; б) аммиачной селитры; в) аммофоса ( N H 4 ) 2 HPO 4 .
33. Какую массу железа можно получить из 2 т железной руды,
содержащей 94% по массе Fe2O3 ?
34. К раствору, содержащему 10 г серной кислоты, прибавили 9 г
гидроксида натрия. Какую реакцию имеет полученный раствор?
35. Раствор, содержащий 34 г A gN O3 , смешивают с раствором,
содержащим такую же массу хлорида натрия. Весь ли нитрат серебра
вступит в реакцию? Сколько граммов A gCl получилось в результате
реакции?
36. При сжигании 3 г антрацита получилось 5,3 л СО2 , измеренного при нормальных условиях. Сколько процентов углерода по
массе содержит антрацит?
37. К раствору, содержащему 6,8 г трихлорида алюминия, прилили
раствор, содержащий 5 г КОН . Найти массу образовавшегося осадка.
38. Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л диоксида углерода, взятого при нормальных условиях.
Найти массу вещества, образовавшегося в результате реакции.
39. Сколько граммов хлорида аммония образуется при смешении
7,3 г HCl с 4 г аммиака? Найти массу оставшегося после реакции газа.
40. Какова масса природного известняка, содержащего 90%
(массовых) СаСО3 , потребуется для получения 7 тонн негашеной
извести. Карбонат кальция разлагается на СаО и СО2 при нагревании.
41. Написать формулы ангидридов указанных кислот:
H 2 S O4 , H 3 BO3 , H 4 P2O7 , HOCl , H M nO4 .
42. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным
гидроксидам: H 2 S iO3 , Cu(OH ) 2 , H 3 A sO4 , H 2W O4 , Fe(OH ) 3 .
12
43. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить указанные превращения:
Ba → BaO → BaCl2 → Ba( N O3 ) 2 → BaS O4 ;
M g → M gSO4 → M g(OH ) 2 → M gO → M gCl2 .
44. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Z n → K 2 Z nO2 , S → H 2 S O3 , N H 3 → H N O3 , Cu → CuS .
45. Как доказать амфотерный характер соединений:
ZnO, A l2O3 , S n(OH ) 2 , Cr(OH ) 3 ?
46. Можно ли осуществить в растворах указанные ниже реакции:
CuS O4 + BaCl2 → BaSO4 + CuCl2 ;
FeS + K 2 S O4 → FeS O4 + K 2 S ;
A gCl + KN O3 → A gN O3 + KCl ?
Дать мотивированный ответ.
47. Какие кислоты могут быть получены непосредственным
взаимодействием с водой оксидов: P2O5 , СО2 , N 2O5 , S O2 ?
48. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать
соляная кислота: N 2O5 , Z n(ОH ) 2 , СаО, A gN O3 , H 3 PO4 ,
H 2 S O4 ?
Составить уравнения реакций.
49. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных
свойствах FeO, Cs2O , HgO, Bi2O3 .
50. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный
характер: S eO2 , SO3 , M n2O7 , P2O5 , CrO3 .
51. Сколько значений магнитного квантового числа возможно для
электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое число
которого равно l=2? l=3?
52. Какое максимальное число электронов может содержать атом в
электронном слое с главным квантовым числом n=4?
53. Определить по правилу Клечковского последовательность
заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l:
а) 5, б) 6 и в) 7.
54. Указать порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение электронами орбитали 4d; б) начинается заполнение
подуровня 4р.
13
55. У какого элемента начинает заполняться подуровень 4f? У которого элемента завершается заполнение этого подуровня?
56. Какой подуровень заполняется в атомах после заполнения
подуровня 5р? После заполнения подуровня 5d?
57. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом
ядра:
а) 8, б) 13, в) 18, г) 23, д) 53, е) 63, ж) 83.
Составить схемы заполнения электронных орбиталей этих атомов.
58. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбужденные атомы:
а) хлора, б) ванадия, в) марганца?
59.Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные
атомы:
а) хлора, б) бора, в) серы, г) хрома, д) ртути, е) европия?
2+
3+
60. Составить электронно-графические схемы ионов Fe и Fe .
Чем можно объяснить особую устойчивость электронной конфи3+
гурации иона Fe ?
61. Структура валентного электронного слоя атома элемента
2
4
5
1
выражается формулой : а) 5s 5 p , б) 3d 4 s . Определить порядковый номер и название элемента.
62. Написать электронные формулы ионов:
2+
4+
2+
2+
3+
2−
а) Sn , б) Sn , в) M n , г) Cu , д) Cr , е) S .
63. На каком основании хром и сера, фосфор и ванадий
расположены в одной группе периодической системы? Почему их
помещают в разных подгруппах?
64. Для атома углерода значения последовательных потенциалов
ионизации составляют в вольтах:
I1 =11,3 , I 2 =24,4 , I 3 =47,9 , I 4 =64, I 5 =392.
Объяснить: а) ход изменения потенциалов ионизации; б) чем вызван резкий скачок при переходе от I 4 к I 5 .
65. Значения первых потенциалов ионизации элементов I группы
периодической системы элементов соответственно равны (в В): Li=5,4,
Cs=3,9 , Cu=7,7 , Ag=9,2. Указать: а) у элементов какой подгруппы I
группы металлические свойства выражены более резко; б) чем
объяснить различный ход изменения значений потенциалов ионизации
в подгруппах ?
66. Как изменится с ростом порядкового номера значение первого
потенциала ионизации у элементов второго периода? Чем объяснить,
что первый потенциал ионизации атома Be больше, чем у атомов Li и В?
14
67. Указать тип химической связи в молекулах Н 2 , Cl2 , HCl,
привести схему перекрывания электронных облаков.
68. Вычислить разность относительных электроотрицательностей
атомов для связей Н-О и О-Г ( где Г - это Cl, Br, I) в соединениях НОГ
и определить:
а) какая из связей характеризуется большей степенью ионности;
б) каков характер диссоциации молекул в водном растворе.
69. Вычислить разность относительных электроотрицательностей
атомов для связей Н-О и О-As. Какая из связей более полярна? К
какому классу гидроксидов относится A s(OH ) 3 ?
70. Как изменяется прочность связи в ряду: HF - HCl - HBr - HI?
Назовите причины этих изменений.
−11
м.
71. Длина диполя молекулы фтороводорода равна 4 ⋅10
Вычислить ее дипольный момент в Дебаях и в кулон-метрах.
72. Дипольные моменты молекул Н 2О и H 2 S равны
соответственно 1,84 и 0,94 Дебай. Вычислить длины диполей. В какой
молекуле связь более полярна? Указать направления дипольных
моментов связей в этих молекулах.
73. Указать тип гибридизации атомных орбиталей кремния в
молекулах S iH 4 и S iF4 . Полярны ли эти молекулы?
74. Исходя из представлений о природе ионной связи, объяснить,
почему при обычных условиях ионные соединения существуют в виде
ионных кристаллов, а не в виде отдельных молекул?
0
0
75. Температура плавления CaCl2 - 780 С , CdCl2 - 560 С ;
2+
радиус иона Ca равен 0,104 нм, иона Cd2+ - 0,099 нм. Объяснить
различие температур плавления.
76. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж.
Рассчитать теплоту образования сульфида железа. При решении задач
следует пользоваться справочными данными (табл. приложения).
77. Исходя из теплового эффекта реакции
3CaO ( k ) + P2O5 ( k ) = Ca3 (PO4 ) 2 (к); ΔН 0 = - 739 кДж,
0
определить ΔН 298 образования ортофосфата кальция.
78. При восстановлении 12,7 г. оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить ΔН
CuO.
0
298
образования
15
79. Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся
при сжигании 112 л водяного газа, взятого при нормальных условиях.
80. Исходя из образования Н 2О (г.) и ее ΔН
следующих данных:
FeO (k) + CO (г.)=Fe (к.) + СО2 (г.), ΔН
0
298 =
0
298
, а также
- 18,2 кДж,
2СО (г.) + О2 =2 СО2 ( г. ), x= - 566 кДж,
вычислить ΔН
0
298 -реакции
:
FeO ( k .) + H 2 ( г.) = Fe( k .) + Н 2О ( г.)
81. Найти значение константы скорости реакции А+В → АВ, если
при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01
−5
моль/л. Скорость реакции равна 5×10 моль/(л*мин).
82. Во с ко л ько р аз из ме нит ся скорость р е а кц и и
2А+В → А2 В ,если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а
концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?
83. Как изменится скорость реакции 2NO(г.) +О2(г.) →2NO2(г.) ,
если: а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем
системы в 3 раза; в) повысить концентрацию N O в 3 раза?
0
84. Две реакции протекают при 25 С с одинаковой скоростью.
Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, а
0
второй - 2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95 С .
85. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции
равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить
0
температуру на 25 С ?
0
86. При 150 С некоторая реакция заканчивается за 16 мин.
Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5,
рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить
0
0
ее: а) при 200 С ; б) при 80 С .
87. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении
температуры от 290 до 300 К скорость ее увеличивается в 2 раза?
88. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой
при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К?
89. В каком направлении сместятся равновесия:
2СО ( г.) + О2 ( г.) ←
⎯→ 2СО2 ( г.) ; ΔН 0 = - 566 кДж
16
N 2 ( г ) + O2 ←
⎯→ 2 NO( г ) ; ΔН 0 =180 кДж,
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
90. Сколько граммов N a2 S O4 потребуется для приготовления 5 л
8%-ного раствора (по массе) с плотностью ρ =1,075 г/мл?
91. 1 мл 25%-ного (по массе) раствора содержит 0,458 г растворенного вещества. Какова плотность этого раствора?
92. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном
смешением 300 г 25%-ного раствора и 400 г 40%-ного (по массе)
раствора этого вещества.
93. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20%-ного (по массе)
раствора серной кислоты с плотностью 1,14 г/мл, чтобы получить 5%ный раствор?
94. К 500 мл 32%-ной (по массе) HN O3 (ρ =1,2 г/мл) прибавили
1 л воды. Чему равна массовая доля HN O3 в полученном растворе?
95. Плотность 26%-ного (по массе) раствора КОН равна 1,24 г/мл.
Сколько молей КОН находится в 5 л раствора?
96. Для приготовления 5%-ного (по массе) раствора сернокислого
магния взято 400 г M gS O4 ⋅ 7Н 2О . Найти массу полученного
раствора.
97. Определить массовую долю CuSO4 в растворе, полученном
при растворении 50 г медного купороса CuS O4 ⋅ 5H 2O в 450 г воды.
98. Для нейтрализации 30 мл 0,1 нормального раствора щелочи
потребовалось 12 мл раствора кислоты. Определить нормальность
кислоты.
99. Найти молярность 36,2%-ного (по массе) раствора HCl, плотность которого 1,18 г/мл.
100. Сколько миллилитров 96%-ного (по массе) раствора H 2 S O4
(ρ =1,84 г/мл) нужно взять при приготовлении 1 л 0,25 н. раствора?
101. Какой объем 10%-ной (по массе) серной кислоты (ρ =1,07 г/мл)
потребуется для нейтрализации раствора, содержащего 16 г NaOН?
102. Какой объем 0,2 н. Раствора щелочи потребуется для осаждения в виде Fe(OH ) 3 всего железа, содержащегося в 100 мл 0,5 н.
раствора FeCl3 ?
103. Сколько граммов CaCO3 выпадает в осадок, если к 400 мл
0,5 н. раствора CaCl2 прибавить избыток раствора соды?
17
104. На нейтрализацию 20 мл раствора, содержащего в 1 л 12 г
щелочи, израсходовано 24 мл 0,25 н. раствора кислоты. Рассчитать
эквивалентную массу щелочи.
105. На нейтрализацию раствора, содержащего 2,25 г кислоты.
Потребовалось 25 мл 2 н. раствора щелочи. Определить эквивалентную
молекулярную массу кислоты.
106. Раствор, в 100 мл которого находится 2,3 г вещества, обладает
при 298 К осмотическим давлением, равным 618,5 кПа. Определить
молекулярную массу вещества.
107. Сколько молей неэлектролита должен содержать 1 л раствора,
0
чтобы его осмотическое давление при 25 С было равно 2,47 кПа?
108. На сколько градусов повысится температура кипения воды,
если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы C 6 H 12O6 ?
109. Водный раствор спирта, содержащий 15% спирта ( ρ =0,97
0
г/мл), кристаллизуется при −10,26 С . Найти молекулярную массу
спирта и осмотическое давление раствора при 293 К.
0
110. Какова молярность раствора неэлектролита, если при 0 С его
осмотическое давление равно 2,27 кПа?
111. Степень диссоциации угольной кислоты Н 2СО3 на первой
ступени в 0,1 н. растворе равна 211
, ⋅10
−3
. Вычислить константу
диссоциации К 1 .
112. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды,
0
кристаллизуется при − 013
, С . Вычислить кажущуюся степень
диссоциации соли.
113. Вычислить приближенное значение активности ионов
К+ и
SO4 2− в 0,01 М растворе K 2 S O4 .
2+
114. Вычислить приближенное значение активности ионов Ва
и
−
Cl в 0,002 н. растворе BaCl2 .
115. Вычислить ионную силу и активность ионов в 0,1%-ном (по
массе) растворе BaCl2 . Плотность раствора принять равной единице.
116. Рассчитать активности иона водорода в 0,005 н. растворе HCl,
содержащем, кроме того, 0,15 моль/л хлористого натрия.
117. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов Н
(в моль/л) равна:
18
+
−7
−3
−10
а) 4,6 ⋅10 ; б) 81
, ⋅10 ; в) 2,7 ⋅10 .
118. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов
ОН − (в моль/л) равна:
−6
−4
−9
а) 4,6 ⋅10 ; б) 5 ⋅10 ; в) 9,3 ⋅10 .
119. Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором
степень диссоциации кислоты равна 0,042.
120. Определить Н
+
и ОН
−
в растворе, рН которого равна 6,2.
−2
121. Как изменится рН воды, если к 10 л ее добавить 10 моль
NaOH:
а) возрастет на 2; б) возрастет на 3; в) возрастет на 4; г)
уменьшится на 4?
122. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций,
приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:
а) N iCl2 + H 2 S ; б) Pb( N O3 ) 2 + KI ; в)
K 2CO3 + H Cl ;
г) CuS O4 + N aOH ; д) CaCO3 + H Cl .
123. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций
нейтрализации:
а) H Cl + Ba(OH ) 2 ; б) HF+KOH; в) Fe(OH ) 3 + HN O3 ;
г) H N O2 + N H 4OH ; д) H 2 S + N H 4OH .
124. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить
степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
125. Вычислить константу гидролиза хлорида аммония, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
126. Какие из перечисленных ниже солей, подвергаясь частичному
гидролизу, образуют основные соли:
а) Cr2 ( S O4 ) 3 ; б) N a2CO3 ; в) A gN O3 ; г) A lCl3 .
127. Определить степень окисленности серы в следующих соединениях: SO2 , H 2 S , N a2 SO3 , CS 2 , H 2 S O4 , A s2S 3 .
128. Определить степень окисленности хрома в следующих соединениях:
K 2CrO4 , Cr2O3 , Fe(CrO2 ) 2 , K 2Cr2O7 , Cr2 (S O4 ) 3 .
129. Указать, в каких из приведенных процессов происходит
окисление азота, а в каких - восстановление, как изменяется в каждом
случае степень окисленности азота:
19
N H +4 → N 2 ; N O −3 → N O ; N O −2 → N O −3 ;
N O2 → N O − 2 .
130. Какие из следующих реакций относятся к окислительновосстановительным?
а) H 2 + Br2 = 2H Br ,
б) N H 4Cl = N H 3 + H Cl ,
в) N H 4 N O3 = N 2O + 2H 2O ,
г) 2K 2CrO4 + H 2 S O4 = K 2Cr2O7 + K 2 SO4 + H 2O ,
д) H 3 BO3 + 4H F = H BF4 + 3H 2O ,
е) Fe+S=FeS.
131 . Для следующих реакций указать, какие вещества и за счет
каких именно элементов играют роль окислителей и какиевосстановителей:
а) SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O = 2 H Br + H 2 S O 4 ,
б) Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ,
в) Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O,
г) 3I 2 + 6KOH = KIO 3 + 5KI + 3 H 2 0.
132 . В каких из указанных превращений кислород выполняет
функции восстановителя:
а) 2Ag 2 O → 4Ag + O 2 ,
б) 2F 2 + 2H 2 O → 4HF
+ O2 ,
→ 2N 2 + 6H 2 O,
+ 2KOH + H 2 O 2 → 2Ag + 2KNO 3 + O 2
в) 4N H 3 + 3O 2
г) 2AgNO 3
+ 2Н2О.
133. На основе электронного строения атомов указать, могут ли
быть окислителями: атомы натрия, кислород в степени окисления -2 ,
йод в степени окисления 0, фторид-ионы, катионы водорода, нитритионы, гидрид-ионы.
134. Какие из перечисленных веществ и за счет каких элементов
проявляют обычно окислительные свойства и какие – восстановительные? Указать те из них, которые обладают окислительновосстановительной двойственностью:
H 2 S, SO 2 , CO 2 , CO, Zn, F 2 , NaNO 2 , KMnO 4 , HOCl,
H 3 SbO 3 .
20
135. Указать, в каких из следующих реакций пероксид водорода
служит окислителем, а в каких - восстановителем:
а) I 2 + H 2 O 2 → HIO 3 + H 2 O;
→ Pb ( OН ) 2 + O 2 ;
в) K Cl O 3 + H 2 O 2 → K Cl + 2O 2 + H 2 O;
г) K Mn O 4 + H 2 O 2 → Mn O 2 + K O H + O 2 +
б) PbO 2 + H 2 O 2
H 2 O.
136. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления, в которых водород служит окислителем или восстановителем, и указать конкретно роль водорода в каждой реакции:
а) 2 Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ;
б) 2H 2 + O 2 = 2H 2 O; в) 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ;
г) BaH 2 + 2H 2 O = Ba ( OH ) 2 + 2H 2 .
137. Закончить уравнения реакций:
а) Mn ( OH ) 2 + Cl 2 + KOH = MnO 2 + ;
б) MnO 2 + O 2 + KOH = K 2 MnO 4 +;
в) FeSO 4 + Br 2 + H 2 SO 4 = ;
г) NaAsO 2 + I 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + .
138. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит
концентрированная азотная кислота:
а) C + HNO 3 → CO 2 + ; б) Sb + HNO 3 → HSbO 3 + ;
→ Bi ( NO 3 ) 3 + ;
→ PbSO 4 + NO 2 + .
в) Bi + HNO 3
г) PbS + HNO 3
139. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит
концентрированная серная кислота:
а) HBr + H 2 SO 4 → Br 2 + ; б) S + H 2 SO 4 → SO 2 + ;
в) Mg + H 2 SO 4 → MgSO 4 + .
140. Закончить уравнения реакций, в которых окислитель (или
восстановитель) дополнительно расходуется на связывание продуктов
реакции:
а) HBr + KMnO 4 → MnBr 2 + ; б) HCl + CrO 3 → Cl 2 + ;
→ N 2 + ; г) Cu 2 O + HNO 3
→ NO + .
в) NH 3 (избыток) + Br 2
141. Закончить уравнения реакций:
21
а) K 2 S + K 2 MnO 4 + H 2 O
→ S + ;
→ KNO 3 + ;
в) KI + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → I 2 + ;
г) Ni ( OH ) 2 + NaClO + H 2 O → Ni ( OH ) 3 + .
б) NO 2 + KMnO 4 + H 2 O
142. Закончить уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления. Какой атом или ион выполняет в данном случае
роль окислителя, какой восстановителя?
а) CuI 2 → CuI + I 2 ; б) Pb ( NO 3 ) 2 → PbO + NO 2 + ;
в) KClO 3
→ KCl + ; г) NH 4 NO 2 → N 2 + .
143. Вычислить эквивалентную массу H 2 SO 4 в следующих
реакциях:
а) Zn + H 2 SO 4 (разбавл.) = ZnSO 4 + H 2 ;
б) 2HBr + H 2 S O 4 (конц.) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O;
в) 8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 2I 2 + H 2 S + 4H 2 .
144. Железная пластинка погружена в раствор CuSO 4 . После
окончания реакции масса пластинки увеличилась на 2 грамма. Найти
массу выделившейся из раствора меди.
145. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых медь служила бы катодом, а в другом - анодом. Написать
уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и
вычислить значения стандартных э.д.с..
146. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней цепи следующих гальванических элементов:
а) Mg / Mg
2+
2+
2+
/ / Pb
2+
/ Pb;
2+
+
б) Pb / Pb / / Cu / Cu ; в) Cu / Cu / / Ag / Ag,
если все растворы электролитов одномолярные?
Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев?
147. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода,
погруженного в 1 М раствор AgNO 3 , и стандартного водородного
электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной
реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его э.д.с.?
148. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его
2+
соли при концентрациях иона Mg 0,1; 0,01; 0,001 моль/л.
149. Вычислить потенциал водородного электрода, погруженного
в чистую воду; в раствор с pH=3,5; в раствор с pH=10,7.
22
150. Э.д.с. элемента, состоящего из медного и свинцового
электродов, погруженных в 1 М растворы солей этих металлов равна
0,47 В. Измениться ли э.д.с., если взять 0,001 М растворы? Ответ
обосновать.
151. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового
электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содер3+
3+
жащий ионы Cr . При какой концентрации ионов Cr э.д.с. этого
элемента будет равна нулю?
152. Э.д.с. гальванического элемента, составленного из двух
водородных электродов, равна 272 мВ. Чему равен рH раствора, в
котором погружен анод, если катод погружен в раствор с рH = 3?
153. Какие из приведенных ниже реакций могут протекать
самопроизвольно?
а) H 3 PO 4 + 2HI = H 3 PO 3 + I 2 + H 2 O;
б) H 3 PO 3 + SnCl 2 + H 2 O = 2HCl + Sn + H 3 PO 4 ;
в) H 3 PO 3 + 2 AgNO 3 + H 2 O = 2Ag + 2HNO 3 + H 3 PO 4 ;
г) H 3 PO 3 + Pb ( NO 3 ) 2 + H 2 O = Pb + 2HNO 3 + H 3 PO 4 .
154. Составить уравнения процессов, протекающих при
электролизе расплавов NaOH, Pb ( NO 3 ) 2 , NiCl 2 с инертными
электродами.
155. Сос та в и т ь сх ем ы э ле ктро л из а вод ных растворов
H 2S O4 , CuCl2 , Pb(N O3 ) 2 с платиновыми электродами.
156. Написать уравнения электродных процессов, протекающих
при электролизе водных растворов FeCl3 и Сa( N O3 ) 2 с инертным
анодом.
157. Составить схемы электролиза водного раствора сульфата меди,
если: а) анод медный; б) анод угольный.
158. В какой последовательности будут выделяться металлы при
электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации
сульфаты никеля, серебра, меди?
159. При электролизе растворов СuCl2 на аноде выделилось
560 мл. газа (условия нормальные). Найти массу меди, выделившейся
на катоде.
160. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при
пропускании тока силой 6А через растворов нитрата серебра в течение
30 минут.
23
161. Чем обусловлена общность физических свойств металлов?
Охарактеризовать эти свойства.
162. Пользуясь данными, приведенными в таблице «Стандартные
0
0
энтальпии образования ΔH 298 , энтропии S 298 и энергии Гиббса
0
образования ΔG298 » приложения задачника [5], определить, какая из
приведенных ниже реакций может происходить при стандартных
условиях:
WO 3 (к.) + 3CO (г.) = W (к.) + 3CO2 (г.);
WO 3 (к.) + 3C (графит) = W (к.) + 3CO (г.);
WO 3 (к.) + 3Ca (к.) = W (к.) + 3CaO (к.).
163. Какой металл будет выделяться при охлаждении жидкого
сплава меди и алюминия, содержащего 25% (масс.) меди, если
эвтектика включает 32,5% (масс.) меди? Какую массу этого металла
можно выделить из 200 г сплава?
164. Сплав олова со свинцом содержит 73% (масс.) олова. Найти
массу эвтектики в 1 кг твердого сплава, если эвтектика включает 64%
(масс.) олова?
165. Серебряные монеты обычно чеканят из сплава, состоящего из
равных масс меди и серебра. Сколько граммов меди находится в 200 г
такого сплава в виде кристаллов, вкрапленных в эвтектику, если
последняя содержит 28% (масс.) меди?
166. Какую формулировку периодического закона дал Д. И.
Менделеев? Какова современная формулировка периодического закона?
В чем их сходство и различие?
167. По какому принципу элементы объединяются в группы и
подгруппы?
168. Почему у элемента VII группы - марганца преобладают
металлические свойства, тогда как стоящие в той же группе галогены
являются типичными неметаллами? Дать ответ, исходя из строения
атомов указанных элементов.
169. В чем проявляется диагональное сходство элементов? Какие
причины его вызывают? Сравнить свойства бериллия, магния и
алюминия.
170. Чем объяснить сходство химических свойств лантаноидов.
Напишите электронную формулу лантана.
171. С каким элементом более сходен молибден по свойствам - с
селеном или с хромом? Чем это объясняется?
172. Исходя из положения элементов в периодической системе,
определить:
24
а) у какого из гидроксидов: S n(OH ) 2 или Pb(OH ) 2 - более
выражены основные свойства; б) какой из оксидов является более
сильным окислителем: SnO2 или PbO2 ?
173. Описать электронное строение атомов водорода - протия,
дейтерия и трития. В чем их различие? Какие изотопы водорода более
стабильны?
174. В виде каких ионов может входить водород в состав
химических соединений?
175. Почему в периодической системе элементов водород относят
как к I, так и к VII группе?
176. Как получают водород в промышленности и в лаборатории?
Привести уравнения реакций.
177. Как получают гидриды металлов? Составить уравнения
реакций: а) получения гидрида кальция; б) взаимодействия его с водой.
178. Указать способы получения пероксида водорода. Описать
строение молекулы Н 2О2 . Почему она полярна?
179. Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие
валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и йода.
Какие степени окисленности проявляют галогены в своих соединениях?
180. Составить схему цепной реакции хлора с водородом. Какую
роль в ней играет освещение? Имеет ли влияние на реакцию частота
светового излучения?
181. Дать сравнительную характеристику свойств галогеноводородов, узнав характер изменения: а) температур кипения и плавления; б) термической устойчивости; в) восстановительных свойств.
182. Исходя из строения атома кислорода, указать его валентные
возможности. Какие степени окисленности проявляет кислород в
соединениях?
183. Указать лабораторные и промышленные способы получения
кислорода, привести сведения о важнейших областях его применения.
184. Описать электронное строение молекулы озона О3 , сравнить
химическую активность озона и молекулярного кислорода О2 . Как
получить озон из молекулярного кислорода?
185. Исходя из строения атомов серы, селена и теллура, указать
какие валентные состояния и степени окисленности характерны для
элементов. Каковы формулы их высших гидроксидов?
186. Составить уравнения реакций: а) концентрированной серной
кислоты с магнием и серебром; б) разбавленной серной кислоты с
железом.
25
187. Дать сравнительную характеристику атомов элементов
подгруппы азота, указав: а) электронные конфигурации; б) валентные
возможности; б) наиболее характерные степени окисленности в их
соединениях.
188. Привести примеры реакций, в которых азот играет роль
окислителя, а также пример реакции, в которой он является восстановителем.
189. Указать химические свойства фосфора и написать формулы
кислородосодержащих кислот фосфора.
190. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду
гидроксидов мышьяка (III), сурьмы (III), висмута (III)? Привести
примеры реакций.
191. Охарактеризовать аллотропные модификации углерода и
объяснить причину различия их свойств.
192. Описать свойства оксида углерода (II), указав: а) электронное
строение молекулы с позиций методов ВС и МО; б) отношение к воде
и водным растворам кислот и щелочей; в) окислительно-восстановительные свойства.
193. Дать краткую характеристику кремния, указав: а) электронное
строение атома и его валентные возможности; б) химические свойства
свободного кремния, а также его диоксида.
194. Опишите химические свойства элементов I группы таблицы
Менделеева. Чем объясняются различия в свойствах элементов главной
и побочной подгрупп I группы?
195. Рассмотреть особенности строения атомов элементов II
группы. Как изменяются химические свойства и первый потенциал
ионизации с ростом порядкового номера элементов в главной и
побочной подгруппах таблицы Д. И. Менделеева?
196. Рассмотрите особенности строения атомов III А подгруппы
третьей группы таблицы элементов. Какие валентные состояния
характерны для этих элементов? Как изменяются их свойства с
увеличением порядкового номера элемента?
197. Химические свойства бора и алюминия. Какие свойства
проявляют тригидроксиды бора и алюминия в реакциях со щелочными
металлами и с соляной кислотой?
198. Описать оксиды германия, олова и свинца. Как изменяются
кислотно-основные свойства гидроксидов в рядах:
Ge(OH ) 2 − Pb(OH ) 2 и Ge(OH ) 4 − Pb(OH ) 4 ?
199. Какие химические свойства имеют элементы подгруппы
железа? В какие реакции вступает железо, никель и кобальт с
кислотами и щелочами?
26
200. Опишите физико-химические свойства благородных газов
VIII группы. Какие химические соединения и при каких условиях они
образуют?
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ
КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ
1. ПРОСТЕЙШИЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ
1.1.Эквивалент. Закон эквивалентов.
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое
соединяется с 1 молем атомов водорода в химических реакциях.
Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества.
Для определения эквивалента
(эквивалентной массы)
необязательно исходить из его соединения с водородом. Их можно
вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим,
эквивалент которого известен.
Согласно закону эквивалентов эквивалентные массы сложных
веществ определяют по следующим формулам:
Э оксида =
М оксида
;
Число атомов элемента × валентност ь элемента
Э кислоты =
Э основания =
Э соли =
М кислоты
;
Основность кислоты
М основания
;
Кислотность основания
М соли
.
Число атомов металла × валентность металла
Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при
данных условиях 1 эквивалентом вещества. Эквивалентный объем
водорода равен 11,2 л/моль.
ПРИМЕР 1. Определить эквивалент и эквивалентные массы
элементов в соединениях HBr, H 2 O, NH 3 .
Решение. В указанных соединениях с 1 молем атомов водорода
соединяется 1 моль атомов брома, 1/2 моля атомов кислорода и 1/3
атомов азота. Следовательно, согласно определению, эквиваленты
27
брома, кислорода и азота равны соответственно 1 молю, 1/ 2 моля и 1/
3 моля. Исходя из мольных масс атомов этих элементов, находим
эквивалентные массы этих элементов: у Br она равна 79,9 г/ моль, у
кислорода – 16 × 1/2 = 8 г/ моль, у азота- 14 × 1/3 = 4,67 г / моль.
ПРИМЕР 2. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось
8,8 г сульфида железа. Найти эквивалентную массу железа и его
эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/
моль.
Решение. Из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6
г железа приходится 8,8 - 5,6 = 3,2 г серы. Согласно закону
эквивалентов, массы взаимодействующих веществ, пропорциональны
их эквивалентным массам. Тогда:
5,6 г железа эквивалентны
3,2 г серы,
16 г серы.
Э Fe г/ моль
Из соотношения следует, что эквивалентная масса железа равна:
5,6 х 16/ 3,2= 28 г/ моль.
Эквивалент железа равен:
28 г/моль : 56 г/ моль = 1/ 2.
ПРИМЕР 3. Некоторое количество металла, эквивалентная масса
которого равна 28 г/ моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода,
измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.
Решение. Зная, что эквивалентный объем водорода равен 11,2
л/моль, составляем пропорцию:
28 г металла эквивалентны 11,2 л водорода
Х г металла эквивалентны
0,7 л водорода.
Тогда Х = 0,7 × 28 / 11,2 = 1,75 г.
РЕШИТЬ САМОСТОЯТЕЛЬНО ЗАДАЧИ 1-3
1. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида металла.
Определить эквивалентную массу металла.
Ответ: 9,01 г/ моль.
2. Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит
65,2% , а другой - 75,7% мышьяка. Определить эквивалентные
массы As в обоих случаях.
Ответ: 15 и 24,9 г / моль.
3. Эквивалентная масса металла в 2 раза больше, чем
эквивалентная масса кислорода. Во сколько раз масса оксида больше
массы металла?
2. ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ.
Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и
объемом. Если температура равна 273 К, а давление равно
нормальному атмосферному (760 мм ртутного столба или 101, 325 кПа),
то условия, при которых находится газ , называются нормальными.
28
Закон Бойля-Мариотта формулируется так; При постоянной
температуре давление, производимое данной массой газа, обратно
пропорционально объему газа:
или P 2 / P 1 = V 1 / V 2 .
P i V i = const
ПРИМЕР 1. При некоторой температуре давление газа,
занимающего объем 3 л, равно 93,3 кПа ( 700 мм рт. ст.). Каким станет
давление газа, если, не изменяя температуры, уменьшить объем газа
до 2,8 л?
Решение. Обозначив искомое давление через P 2 , можно найти
его величину:
P 2 / 93,3 = 3/ 2,8 . Тогда P 2 = 93, 3 × 3/ 2,8 = 100 кПа ( 750 мм рт. ст.).
Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении объем газа
изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре Т:
V 1 / T 1 = V 2 / T 2 или V/ T = const.
0
ПРИМЕР 2. При 27 С объем газа 600 мл. Какой объем займет
0
газ при 57 С, если давление будет оставаться постоянным?
Решение. По условию задачи V 1 = 600 мл, Т 1 =273+ 27 = 300 К.
Подставляя эти значения в уравнение Гей-Люссака, получим:
600/ 300 = V 2 / 330, откуда V 2 = 600 × 330/ 300 = 660 мл.
Зависимость между объемом газа, давлением и температурой
можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля Мариотта и Гей-Люссака:
PV/ T = P 0 V 0 / T 0 .
В уравнении буквенные обозначения с индексом “0” относятся к
нормальным условиям существования газа, а без индексов - к любым
условиям.
3. МОЛЬ. ЗАКОН АВОГАДРО. МОЛЬНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗА
Моль - количество вещества, содержащее столько молекул, атомов,
ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в
12 г изотопа углерода с атомной массой, равной 12.
Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества N
23
(число Авогадро ) равно 6,02 × 10 моль-1.
Нужно учесть, что масса 1 моля вещества (мольная масса),
выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной
массе этого вещества.
29
ПРИМЕР 1. Выразить в граммах массу одной молекулы СО 2 .
Решение. Молекулярная масса углекислого газа
равна 44.
Следовательно, мольная масса СО 2 равна 44 г/ моль. В 1 моле
углекислого газа содержится 6,02 × 10
массу одной молекулы:
23
23
молекул. Отсюда находим
−23
г.
m= 44/ (6,02 × 10 ) = 7,31 × 10
Согласно закону Авогадро в равных объемах любых газов, взятых
при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится
одинаковое число молекул. Этот объем называется мольным объемом
газа и при нормальных условиях ( при 273 К и давлении 101,325 кПа )
равен 22, 4 л.
ПРИМЕР 2. Определить объем, занимаемый 5,25 г азота при
0
температуре 26 С и давлении 98,9 кПа (742 мм рт. ст.).
Решение. Зная мольный объем и мольную массу (28 г/ моль) азота,
находим объем, который будут занимать 5,25 г азота при нормальных
условиях:
28 г азота занимают объем 22,4 л ,
5,25 г V0 ,
откуда V 0 = 5,25 × 22,4/28 = 4,20 л.
Затем приводим полученный объем к указанным в задаче условиям:
V= P 0 V 0 T / (PT 0 ) = 101,3 × 4,20 × 299 / (98,9 × 273) = 4,71 л.
ЗАДАЧИ 4-6
4. Выразить в граммах массу одной молекулы диоксида серы.
21
5. Какой объем при нормальных условиях занимают 27 × 10
молекул газа?
6. Определить объем, занимаемый 0,07 кг N 2 при температуре
294 К и давлении 142 кПа. Ответ: 43 л.
4.ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНЫХ МАСС ВЕЩЕСТВ В
ГАЗООБРАЗНОМ СОСТОЯНИИ
Для определения ММ вещества обычно находят численно равную
ей мольную массу вещества в г/ моль. Используется несколько методов
определения ММ: по плотности газа, по мольному объему, по
уравнению Клапейрона-Менделеева.
30
ПРИМЕР 1. Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определить
ММ газа.
Решение. Из закона Авогадро следует, что при одном и том же
давлении и одинаковых температурах массы (m) равных объемов газов
относятся как их мольные массы (М).
m 1 / m 2 = M 1 /M 2 , тогда D = M 1 /M 2 = 1,17
Средняя мольная масса воздуха М 2 равна 29,0 г/ моль. Тогда
М 1 = 1,17 × 29,0 = 33,9 г/ моль, что соответствует молекулярной
массе, равной 33,9.
ПРИМЕР 2. Определить ММ газа, если при нормальных условиях
0,824 г его занимают объем 0, 260 л.
Решение. При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает
объем 22,4 л. Вычислив массу 22,4 л данного газа, мы узнаем его
мольную массу.
0, 824 г газа занимают объем 0,260 л ,
22,4 л ,
Хг
Х = 22,4 × 0,824 / 0,260 = 71,0 г.
Следовательно, мольная масса равна 71 г/ моль, а его
молекулярная масса равна 71.
ПРИМЕР 3. По уравнению Клапейрона - Менделеева вычислить
ММ бензола, зная, что масса 600 мл его паров при температуре 360 К и
давлении 83,2 кПа равна 1,30 г.
Решение. Уравнение Клапейрона - Менделеева :
PV = mRT / M ,
где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/ (моль × К)
1,30 × 10-3 × 8,31 × 360
М=
= 78,0 × 10− 3 = 78 г/моль
8,32 × 10 4 × 6 × 10− 4
Таким образом, молекулярная масса бензола равна 78,0 г/ моль.
ЗАДАЧИ 7-9
7. Плотность этилена по кислороду равна 0, 875. Определить
молекулярную массу этилена.
8. Какой объем займет 1 кг воздуха при 290 К и давлении 101,33
кПа ?
9. Вычислить мольную массу газа, если масса 600 мл его при
нормальных условиях равна 1,714 г. Ответ: 64 г/ моль.
31
5. ВЫВОД ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ. РАСЧЕТЫ ПО
ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ
Формулы веществ показывают, какие элементы и в каком
количестве входят в состав вещества. Различают формулы простейшие
и молекулярные. Простейшая формула выражает наиболее простой
возможный атомный состав молекул вещества, соответствующий
отношениям масс между элементами, образующими данное вещество.
Молекулярная формула показывает действительное число атомов
каждого элемента в молекуле.( для веществ молекулярного строения).
Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его
состав и атомные массы образующих данное вещество элементов.
ПРИМЕР 1.
Найти простейшую формулу оксида хрома,
содержащего 68,4 % (массовых) хрома.
Решение. Обозначим числа атомов хрома и кислорода в
простейшей формуле оксида соответственно через Х и У. Атомные
массы хрома и кислорода равны 52 и 16. Поэтому массы хрома и
кислорода в составе оксида относятся как
52Х : 16У.
По условиям задачи это отношение равно 68,4: 31,6.
Следовательно, 52Х : 16 У = 68,4: 31,6,
откуда Х: У = 68,4/ 52: 1,98 / 16 = 1,32 : 1,98.
Чтобы выразить полученное отношение целыми числами,
разделим оба его члена на меньший из них
Х:У = 1,32 / 1,32 : 1,98 / 1,32 = 1 : 1,5;
а затем умножая оба члена последнего на 2, получим: Х:У = 2 : 3.
Таким образом, простейшая формула оксида хрома Cr 2 O 3 .
Для нахождения молекулярной формулы вещества необходимо
кроме состава вещества знать его молекулярную массу.
ПРИМЕР 2. Газообразное соединение азота с водородом содержит
12,5 % (масс.) водорода. Плотность соединения по водороду равна 16.
Найти молекулярную формулу соединения.
Решение. Находим отношение числа атомов азота Х к числу
атомов водорода У в молекуле соединения:
Х : У = 87,5 / 14 : 12,5 / 1 = 6,25 : 12,5 = 1 : 2 .
Простейшая формула соединения NH 2 . Этой формуле отвечает
молекулярная масса, равная 16. Истинную молекулярную массу
вещества находим, исходя из его плотности по водороду:
М = 2 × 16 = 32.
32
Таким образом, истинная молекулярная масса вещества вдвое
больше вычисленной по его простейшей формуле. Следовательно,
молекулярная формула соединения N 2 H 4 .
В уравнении химической реакции каждая формула изображает
один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная мольные массы
участвующих в реакции веществ, можно по уравнению реакции найти
соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и
образующихся в результате ее протекания. Если в реакции участвуют
вещества в газообразном состоянии , то уравнение реакции позволяет
найти их объемные отношения.
ПРИМЕР 3. Хлор может быть получен действие серной кислоты
на смесь диоксида марганца с хлористым натрием. Реакция протекает
по уравнению:
2 NaCl + MnO 2 + 3 H 2 SO 4 = 2 NaHSO 4 + MnSO 4 + Cl 2 + H 2 O.
Какой объем хлора (условия нормальные) можно получить на 100 г
хлорида натрия?
Решение. Согласно уравнению реакции, из 2 молей NaCl
получается 1 моль хлора. Рассчитав массу 2 молей NaCl (117),
составим пропорцию:
117 г NaCl дают 22,4 л Сl 2 , 100 г NaCl - X л Cl 2
Cледовательно: Х = 22,4 × 100 / 117 = 19,15 л
ЗАДАЧИ 10-12
10. Найти простейшую формулу вещества, содержащего (по массе)
43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода.
11. Найти молекулярную формулу вещества, содержащего (по
массе)
93,75% углерода и 6,25% водорода, если плотность этого вещества
по воздуху равна 4,41.
12. К раствору, содержащему 6,8 г AlCl 3 ,прилили раствор,
содержащий 5г КОН. Найти массу образовавшегося осадка. Ответ: 2,3г.
6.ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Неорганические соединения классифицируются как по составу,
так и по свойствам. По составу они подразделяются на
двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения. К
бинарным соединениям относятся оксиды, галогениды, сульфиды,
нитриды, карбиды, гидриды и другие вещества.
33
Среди многоэлементных соединений важную роль играют
гидроксиды, которые делят на основные и кислотные. Первые
называются основаниями, а вторые - кислотами. Соединения,
образуемые взаимодействием оснований и кислот, а также основных
оксидов
с кислотами и кислотных оксидов с основаниями,
называются солями. Амфотерными называются оксиды, которые
образуют соли как с кислотами, так и с основаниями.
ЗАДАЧИ 13-15
13. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных
свойствах FeO, Cs 2 O, HgO, Bi 2 O 3 .
14. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный
характер SeO 2 , SO 3 , Mn 2 O 7 , CrO 3 , P 2 O 5 .
15.Составить формулы нормальных и кислых солей калия и
кальция, образованных : а) угольной кислотой, б) мышьяковистой
кислотой.
7. СТРОЕНИЕ АТОМА. ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ.
ЗАВИСИМОСТЬ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ ОТ СТРОЕНИЯ
ИХ АТОМОВ
Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется
определенными значениями квантовых чисел n, l, m, s. Состояние
электрона в атоме, отвечающее определенным значениям квантовых
чисел n, l, m, называют атомной электронной орбиталью (АО).
Каждая АО характеризуется определенным расположением в
пространстве волновой функции Ψ , квадрат которой определяет
вероятность обнаружения электрона в соответствующей области
пространства. Атомные орбитали, которым отвечают значения l,
равные 0, 1, 2, 3, называются соответственно s-, p-, d-, f- орбиталями. В
графических схемах электронного строения атомов каждая орбиталь
обозначается в виде квадрата.
Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов,
характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. Из этого
следует, что каждая АО может быть занята не более, чем двумя
электронами, отличающимися разными значениями спинов, которые в
квадрате обозначают противоположно направленными стрелками.
Порядок заполнения АО электронами определяется правилами
Клечковского, которые учитывают зависимость энергии орбитали от
значений как главного квантового числа n, так и орбитального
квантового числа l. Согласно этим правилам АО заполняются
34
электронами в порядке последовательного увеличения суммы n+l
(первое правило Клечковского), а при одинаковых значениях этой
суммы - в порядке последовательного возрастания главного квантового
числа n (второе правило Клечковского).
ПРИМЕР 1. Какой подуровень заполняется в атоме электронами
после заполнения подуровня 4p?
Решение. Подуровню 4р отвечает сумма n+l=4+1=5. Такой же
суммой n+l характеризуется подуровень 3d (3+2=5) и 5s (5+0=5).
Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n=3, чем состоянию
4р, поэтому подуровень 3d будет заполняться раньше, чем подуровень
4 р. Следовательно, после заполнения подуровня 4р будет заполняться
подуровень 5s, которому отвечает n=5.
ЗАДАЧИ 16-18
16. Какой подуровень заполняется после заполнения подуровня 5р?
После заполнения подуровня 5d?
17. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом
ядра: а) 15, б) 20, в) 35, г) 50. Составить графические схемы
заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
18. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбужденные атомы
хлора, ванадия, марганца?
8. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Описание химической связи в любой молекуле есть, по существу,
описание характера распределения в ней электронной плотности. По
характеру этого распределения химические связи подразделяют на
ковалентную, ионную и металлическую.
Ковалентная связь - химическая связь между двумя атомами,
осуществляемая общей для этих атомов парой электронов (Н 2 , Cl 2 и
др.).
Ионная связь - результат электростатического взаимодействия
противоположно заряженных ионов, обладающих обособленными
друг от друга электронными оболочками (Cs + F-, Na + Cl-). Чисто
ионная связь представляет собой предельный случай. В большинстве
молекул химические связи имеют промежуточный характер между
чисто ковалентными и чисто ионными связями. Если смещение общей
пары электронов невелико от каждого атома, то связь по своему
характеру ближе к ковалентной, а при большом смещении пары
электронов к какому-либо атому связь ближе к ионной связи.
Для оценки способности атома данного элемента притягивать к
себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значением
35
относительной
электроотрицательности
(χ).
Чем
больше
электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он
обобществленные электроны. Существует правило: чем больше
разность электроотрицательностей элементов в молекуле, тем выше
ионность связи.
Значения электроотрицательностей атомов некоторых элементов
по отношению к электроотрицательности фтора, принятой равной 4,0,
приведены в таблице 1.
Таблица 1. Относительная электроотрицательность атомов
Н
2,1
N
Li
Be
B
C
0,98
1,5
2,0
2,5
Na
Mg
Al
Si
O
3,5
3,07
4,0
P
1,2
1,6
S
Cl
2,2
0,93
F
2,6
1,9
3,0
Se
K
Ca
Ga
Ge
As
Br
2,5
0,91
1,04
1,8
2,0
2,1
2,8
Te
Rb
Sr
In
Sn
I
Sb
2,1
2,6
0,89
0,99
1,5
1,7
1,8
ПРИМЕР 1. Вычислить
разность
относительных
электроотрицательностей атомов для связей Н-О и О-Э в соединениях
Э (ОН) 2 , где Э - Mg, Ca, Sr, и определить: а) какая из связей Н-О или
О-Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности;
б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?
Решение. По данным таблицы 1 вычисляем для связей О- Э
разность электроотрицательностей:
ΔχMgO = 3,5- 1,2= 2,3 ; ΔχСaO= 3,5- 1,04= 2,46; ΔχSrO = 3,5-0,99 =
=2,51.
Разность электроотрицательностей для связи О-Н составляет 1,4 .
Таким образом:
36
а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О более полярна, то-есть
характеризуется большей степенью ионности ;
б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по
наиболее ионной связи в соответствии со схемой: Э(ОН) 2 = Э
2+
+
−
+2 ОН ; следовательно, все рассматриваемые соединения будут
диссоциировать по типу оснований.
ЗАДАЧИ 19-21
19. Вычислить разность электроотрицательностей для связей K-Cl,
Ca-Cl, Fe-Cl, Ge-Cl. Какая из связей характеризуется наибольшей
степенью ионности?
20. Вычислить разность относительных электроотрицательностей
атомов для связей Н-О и О-As. Какая из этих связей более полярна? К
какому классу гидроксидов относится As (OH) 3 ?
21.Объяснить с позиций метода валентных связей способность
оксидов NO и NO 2 образовывать димерные молекулы.
9. ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ. ГЕОМЕТРИЧЕСКАЯ
СТРУКТУРА МОЛЕКУЛ
При образовании полярной ковалентной связи смещение общего
электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного
электрического заряда оказывается
выше вблизи
более
электроотрицательного атома
и ниже - вблизи
менее
электроотрицательного. В результате первый атом приобретает
избыточный положительный заряд, а второй, такой же по абсолютной
величине, избыточный отрицательный заряд. Подобную систему из
двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов,
расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называют
электрическим диполем.
Напряженность поля, создаваемая диполем, пропорциональна
дипольному
моменту
молекулы,
представляющему
собой
−19
произведение абсолютного значения заряда электрона q(1,60 × 10
Кл) на расстояние l между центрами
положительного и
отрицательного зарядов в диполе: μ= q⋅1
Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее
полярности.
Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D).
1 D = 3,33 × 10
−30
Кл · м .
37
ПРИМЕР 1. Длина диполя НСl равна 0,22 × 10
дипольный момент молекулы.
Решение.
q = 1,60 × 10
μ = q × l = 1,60 × 10
= 3,52 × 10
−19
−19
Кл. l= 2,2 × 10
× 2,2 × 10
−30
−11
−8
см. Вычислить
−11
м;
= 3,52 × 10
−3
Кл·м =
−30
/ 3,33 × 10 D = 1,06 D.
ЗАДАЧИ 22-23
−11
м.
22. Длина диполя молекулы фтороводорода равна 4 × 10
Вычислить ее дипольный момент в дебаях и кулон-метрах.
23. Дипольный момент молекулы CS 2 равен нулю. Каким типом
гибридизации АО углерода описывается образование этой молекулы?
10. ИОННАЯ СВЯЗЬ. ПОЛЯРИЗАЦИЯ ИОНОВ
Ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью.
Поэтому у ионных соединений проявляется склонность к ассоциации.
Все ионные соединения в твердом состоянии образуют твердые
кристаллические решетки, в которых каждый ион окружен
несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи
иона равноценны.
Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и
окружающих его электронов внешней электронной орбитали под
действием электрического поля соседнего иона, при этом валентные
электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация
электронной орбитали приводит к понижению степени ионности связи
и к превращению ее в полярную ковалентную связь.
Поляризуемость ионов - способность деформироваться под
действием внешнего электрического поля. При одинаковом
абсолютном значении заряда и равных радиусах ионов поляризуемость
анионов больше поляризуемости катионов. Поляризуемость ионов с
аналогичным электронным строением возрастает с ростом ионного
радиуса (с увеличением числа электронных слоев). При одном и том
же заряде и одинаковом радиусе ионов поляризуемость ионов с 18+
+
электронной оболочкой (например Cu , Cd ) выше, чем ионов с
благородногазовой электронной оболочкой (элементы 2 и 3 периодов
главных подгрупп).
38
ЗАДАЧИ 24-26
24. Исходя из представлений о природе ионной связи, объяснить,
почему при обычных условиях ионные соединения существуют в виде
ионных кристаллов, а не в виде отдельных молекул.
25. При переходе от CsF к CsI температура плавления кристаллов
уменьшается. Объяснить наблюдаемый ход изменения температуры.
26. Какой из перечисленных ионов обладает большим
+
поляризующим действием: а) Na , б) Ca
2+
, в) Mg
2+
, г) Al
3+
?
11. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ
Атом
водорода,
соединенный
с
атомом
сильно
электроотрицательного элемента, способен к образованию между
двумя молекулами
связи через водород, которая называется
водородной связью. Наличие водородных связей приводит к заметной
полимеризации воды, фтороводорода и многих органических
соединений. Например, фтороводород - полимер (HF) n , где n может
доходить до шести.
Энергия водородных связей обычно равна 8 - 40 кДж/ моль.
Наличие водородных связей является причиной аномально высоких
температур кипения и плавления некоторых веществ, так как на
разрыв водородных связей требуется дополнительная затрата энергии.
В веществах с молекулярной кристаллической решеткой
проявляется межмолекулярное взаимодействие, а силы называются
силами Ван-дер-Ваальса.
Они слабее сил ковалентной связи, но проявляются на больших
расстояниях. В их основе лежит электростатическое взаимодействие
молекулярных диполей.
ЗАДАЧИ 26-27
26. Какова природа сил Ван-дер-Ваальса? Какой вид
взаимодействия между частицами приводит к переходу в
конденсированное состояние Ne, N 2 , HI, Cl 2 ?
27. Температуры кипения трехфтористых азота, фосфора и
мышьяка соответственно равны 144, 178, 336 К. Объяснить
наблюдаемую закономерность.
39
12.ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
12.1. Энергетика химических реакций.
К важнейшим величинам , характеризующим химические системы,
относятся внутрення энергия U, энтальпия Н, энергия Гиббса
(изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины
представляют собой функции состояния, т.е. зависят только от
состояния системы, а не от способа, которым это состояние достигнуто.
Протекание химической реакции сопровождается изменением
внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия
системы уменьшается (ΔU<0), то реакция протекает с выделением
энергии (экзотермическая реакция).
Если же внутренняя энергия системы возрастает (ΔU>0), то
процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды
(эндотермическая реакция).
Если в результате протекания химической реакции система
поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение
внутренней энергии определяется уравнением:
ΔU = Q - A
Согласно закону сохранения энергии, ΔU зависит от начального и
конечного состояния системы, но не зависит от способа осуществления
реакции.
Если реакция протекает при постоянном объеме (ΔV=0, изохорный
процесс), то работа расширения системы (А= Р* ΔV) равна нулю. Если
при этом не совершаются и другие виды работ (например,
электрическая), то ΔU=Qν, где Q ν-тепловой эффект реакции, (т.е.
количество поглощенной системой теплоты), протекающей при
постоянном объеме. В случае экзотермической реакции тепловой
эффект меньше нуля, а для эндотермической реакции тепловой эффект
больше нуля.
Для реакций, протекающих при постоянном давлении (изобарный
процесс), можно записать уравнение: ΔН= ΔU + P* ΔV, т.е. изменение
энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии и совершенной
работы расширения. Если при этом никакие другие виды работ не
совершаются, то ΔН = Qр. Для экзотермической реакции тепловой
эффект меньше нуля, а для эндотермической реакции - больше нуля.
Стандартным состоянием вещества при данной температуре
называется его состояние при давлении, равном атмосферному
давлению (101,325 кПа = 760 мм рт.ст.). Условия, при которых все
участвующие в реакции вещества находятся в стандартном состоянии,
40
называются
стандартными
условиями
протекания
реакции.
Отнесенные к стандартным условиям изменения соответствующих
величин называются стандартными изменениями и их обозначения
имеют верхний индекс 0.
Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного
вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией
образования этого вещества, имеющeй размерность кДж/ моль.
Химические реакции, в которых указаны изменения энтальпии
(тепловые эффекты реакций ), называются термохимическими
уравнениями. Например, уравнение:
Рb О (к) + СО (г) = Рb (к) + СО2 (г) + 64 кДж
Закон Гесса для термохимических расчетов: Тепловой эффект
химической реакции зависит только от начального и конечного
состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от
промежуточных стадий процесса.
ПРИМЕР 1. Исходя из теплоты образования газообразного
диоксида углерода (ΔНо= - 393,5 кДж/ моль ) и термохимического
уравнения:
0
С (графит)+2 N2 O (г) = СО2 (г)+2 N 2 (г); ΔН = -557,5 кДж (1)
Вычислить теплоту образования N 2 О (г).
Решение. Обозначив искомую величину через Х, запишем
термохимическое уравнение образования N2 О из простых веществ:
N 2 (г) + 1/2 О 2 (г) = N2 O (г); ΔН1
0
= Х кДж
(2)
Запишем также термохимическое уравнение образования СО 2 (г)
из простых веществ:
С( графит) + О2 (г) = СО2 (г) ; ΔН
0
2
= -393,5 кДж
(3)
Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1).
Для этого умножим уравнение (2) на два и вычтем
найденное уравнение из уравнения (3). Имеем:
С(графит) + 2 N 2 О (г) = СО 2 (г) + 2N 2 (г );
0
ΔН = ( - 393,5 - 2Х ) кДж .
(4)
Сравнивая уравнения (1) и (4), находим:
-393,5 - 2Х = - 557,5, откуда Х= 82,0 кДж/ моль.
ПРИМЕР 2. Определить знаки ΔН, ΔS, ΔG для реакции:
АВ (к) + В 2 (г) = АВ 3 (к),
протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Как будет
изменяться значение ΔG с ростом температуры?
41
Решение. Самопроизвольное протекание реакции указывает на то,
что для нее ΔG < 0. В результате реакции общее число частиц в
системе уменьшается, причем расходуется газ В 2 , а образуется
кристаллическое вещество АВ 3 ; это означает, что система переходит в
состояние с более высокой упорядоченностью, т.е. для
рассматриваемой реакции ΔS < 0 . Таким образом, в уравнении ΔG =
ΔН - Т× ΔS величина ΔG отрицательна, а второй член правой части
уравнения (Т × ΔS) положителен. Это возможно только в том случае,
если ΔН < 0. С ростом температуры положительное значение члена Т
× ΔS в уравнении возрастает, так что величина ΔG будет становиться
менее отрицательной.
ЗАДАЧИ 27-30
27. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж.
Рассчитать теплоту образования сульфида железа..
28. При восстановлении 12,7 г оксида меди (11) углем (с
образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определить Δ Н0298
образования CuO.
29. Сожжены с образованием воды (газ) равные объемы водорода и
ацетилена, взятых при одинаковых условиях. В каком случае
выделится больше теплоты? Во сколько раз?
30. Объяснить, почему процессы растворения веществ в воде могут
самопроизвольно протекать не только с экзотермическим, но и с
эндотермическим эффектом?
12.2. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
Скорость химической реакции измеряется количеством вещества,
вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в
единицу времени в единице объема (в гомогенной реакции) или на
единицу площади поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакции).
В случае гомогенного процесса, протекающего при постоянном
объеме, скорость гомогенной химической реакции измеряется
изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ за
единицу времени.
Скорость зависит от природы реагирующих веществ, их
концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.
В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо
столкновение двух реагирующих частиц (молекул и атомов),
зависимость скорости реакции от концентрации определяется. Законом
действующих масс: при постоянной температуре скорость химической
42
реакции прямо пропорциональна произведению концентраций
реагирующих веществ.
Так, для реакции типа А + В 2 → АВ 2 закон действующих масс
выражается следующим образом:
V = k [A] × [B 2 ] .
В этом уравнении [A] и [B 2 ] - концентрации вступающих в
реакцию веществ, k - константа скорости реакции, значение которой
зависит от природы реагирующих веществ.
При гетерогенных реакциях концентрации веществ, обычно не
изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение
закона действия масс.
ПРИМЕР 1. Написать выражения закона действия масс для
реакций:
а) 2 NO (г) + Cl 2 (г) → 2NOCl (г),
в) CaCO 3 (к) → СаО (к) + СО 2 (г) .
Решение:
а) V= к[NO] × [Cl 2 ].
б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация
которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет
иметь вид: V = к, т.е. в данном случае скорость реакции при
определенной температуре постоянна.
Зависимость скорости реакции (или константы скорости) от
температуры может быть выражено уравнением:
V t + 10 / V t = k t+10/ k t = γ.
Здесь V t и k t - скорость и константа скорости при температуре t,
а два других члена уравнения относятся к скорости и константе
скорости при температуре (t+10 ) К; γ- температурный коэффициент
скорости реакции значение которого для большинства реакций лежит
в пределах от 2 до 4 (правило Вант Гоффа).
ПРИМЕР 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен
2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении темпе0
ратуры от 20 до 75 C?
Решение. Поскольку разность температур
0
Δ t = 55
0
С, то,
обозначив скорость реакции при 20 и 75 С соответственно через V и
o
V , получим:
V
0
/ V55/10 = 2,8 = 2,85.5 = 287 .
43
Это значит, что скорость реакции увеличится в 287 раз при
подъеме температуры на 55 градусов.
При изменении условий протекания реакции (температуры,
давления, концентрации какого либо компонента из участвующих в
реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов в
обратимых реакциях изменяются неодинаково, химическое равновесие
нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в
одном из возможных направлений устанавливается состояние нового
химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс
перехода от одного равновесного состояния к новому равновесному
состоянию называется смещением химического равновесия.
Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического
равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в
таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.
Так, повышение температуры проводит к смещению равновесия в
направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е.
охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение
равновесия в направлении уменьшения
общего числа молей
газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению
давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к
смещению равновесия в сторону прямой реакции; уменьшение
концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу
равновесия в направлении обратной реакции.
ПРИМЕР 3. В каком направлении сместится равновесие в
системах:
а) СО (г) + Сl 2 (г) ↔ СОСl 2 (г) ,
б) Н 2 (г) + I 2 (г) ↔2 HI (г) ,
если при неизменной температуре увеличить давление путем
уменьшения объема газовой смеси?
Решение. а) Протекание реакции в прямом направлении приводит
к уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления
в системе. Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, повышение
давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции.
б) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молей
газа и не приводит, следовательно, к изменению давления. В данном
случае изменение давления не вызывает смещения равновесия.
Константа равновесия Кт
химической реакции связана со
стандартным изменением энергии Гиббса ΔG 0т уравнением:
ΔG 0т = - 2,3 RT lg Kт.
44
o
При 298 К (25 С) это уравнение преобразуется к виду:
ΔG 0 298 = - 5,69 lg K 298 ,
где изменение энергии Гиббса выражено в кДж / моль.
ЗАДАЧИ 31-36
31. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В → А 2 В,
если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию
вещества В уменьшить в 2 раза?
32. При 423 К некоторая реакция заканчивается за 16 минут.
Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5,
рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если ее
проводить : а ) при 473 К; б) при 353 К.
33. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при
298 К, если энергию активации ее уменьшить на 4 кДж/ моль?
34. Константа равновесия реакции А(г) + В (г) ↔ С(г) + Д(г)
равна единице. Сколько процентов вещества А подвергнется
превращению, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества В?
35.Указать, какими изменениями концентраций реагирующих
веществ можно сместить вправо равновесие реакции:
СО 2 (г) + С ( графит) ↔ 2 СО (г).
36. Почему во многих случаях реакция практически не протекает,
хотя изменение энергии Гиббса реакции отрицательно? Какими
способами можно добиться в таких случаях протекания реакции?
13. РАСТВОРЫ
13.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в
растворе. Растворимость
Содержание растворенного вещества в растворе может быть
выражено либо безразмерными величинами-долями или процентами,
либо величинами размерными - концентрациями. Далее приведены
употребляемые
в
химии
способы
выражения
содержания
растворенного вещества в растворе:
Способ
выражения
содержания
растворенного
вешества в
растворе
Определение
45
Массовая
Процентное отношение массы растворенного
доля (С)
вещества к общей массе раствора ( С= 9,2 %)
Мольная доля
Отношение количества растворенного вещества
(или
растворителя) к сумме количеств всех веществ,
(N 1 )
находящихся в растворе. Например, в системе,
состоящей из растворителя и единственного
растворенного вещества, мольная доля последнего
(N2) равна N 2 = n 2 /(n 1 + n 2 ), а мольная доля
растворителя N 1 = 1 - N 2 , где n 1 и n 2 соответственно
количество
растворителя
и
количество растворенного вещества.
Отношение количества растворенного вещества к
Молярная
объему раствора; например, 1,5 М раствор или
концентрация
или молярность
С M =1,5 моль/ л.
(С M или М)
Моляльная
Отношение количества растворенного вещества к
концентрация
массе растворителя; например, m = 2 моль/кг
или
(Н 2 О).
моляльность
(m)
Отношение числа эквивалентов растворенного
Эквивалентна
я концентрация вещества к объему раствора; например: 0,75 н.
раствор или СН = 0,75 моль/ л.
или
нормальность
(СН или н.)
ПРИМЕР 1. Найти массы воды и медного купороса CuSO4× 5Н2О,
необходимые для приготовления одного литра раствора, содержащего
8% (масс.) безводной соли. Плотность 8% раствора СuSO4 равна 1,084
г/ мл.
Решение. Масса 1 л полученного раствора будет составлять
1,084 × 1000 = 1084 г. В этом растворе должно содержаться 8%
безводной соли, т. е. 1084 × 0,08 = 86,7 г. Массу CuSO 4 × 5 Н 2 О
(мольная масса 249,7 г/ моль), содержащую 86,7 г безводной соли
(мольная масса 159,6 г/ моль), найдем из пропорции:
249,7 : 159,6 = Х : 86,7 ; Х = 249, 7 × 86,7 / 159,6 = 135,6 г.
Необходимая для приготовления масса воды составит:
1084 - 135,6 = 948,4 г.
ПРИМЕР 2. Найти моляльность, нормальность и молярность
46
15%-ного (по массе ) раствора Н 2 SO 4 (ρ=1,10 г/ мл).
Решение. Для вычисления моляльности найдем сначала массу
серной кислоты, приходящуюся на 100 г воды:
1000: 85 = Х : 15 ;
X = 15 × 1000/ 85 = 176,5 г.
Мольная масса серной кислоты равна 98г/ моль; следовательно:
m = 176,5 / 98 = 1,80 моль/ кг.
Для расчета нормальности и молярности раствора найдем массу
серной кислоты, содержащуюся в 1000 мл (т.е. в 1000 × 1,1 = 1100 г)
раствора:
1100 : 100 = У : 15 ; У = 1100 × 15/ 100 = 165 г
Эквивалентная масса серной кислоты равна 49 г./ моль.
Следовательно:
С Н = 165/ 49 = 3,37 н. и См = 165/ 98 = 1,68 моль/ л.
Растворимость вещества измеряется содержанием вещества в его
насыщенном растворе. Обычно растворимость твердых веществ и
жидкостей выражают значением коэффициента растворимости, т.е.
массой вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г
растворителя с образованием насыщенного раствора.
Растворимость газов часто характеризуют
коэффициентом
абсорбции, который выражает объем газа, растворяющегося в одном
объеме растворителя с образованием насыщенного раствора. Согласно
закону Генри, объем растворяющегося газа (а, значит, и коэффициент
абсорбции) не зависит при данной температуре от парциального
давления газа.
ПРИМЕР 3. Коэффициенты абсорбции кислорода и азота при 273
К равны соответственно 0,049 и 0,023. Газовую смесь, содержащую
20% (об.) кислорода и 80% (об.) азота, взболтали с водой при 273 К до
получения раствора. Найти процентное соотношение по объему
растворенных в воде газов.
Решение. По условию задачи в 1 л воды растворяется 49 мл
кислорода и 23 мл азота. Однако непосредственно сравнивать эти
объемы нельзя, так как парциальные давления растворенных газов
различны и составляют соответственно 0,2 и 0,8 от общего давления
газовой смеси. Если принять последнее за единицу, то объемы
растворенных кислорода и азота, приведенные к этому давлению,
будут равны :
49 × 0,2= 9,8 мл О 2 и 23 × 0,8 = 18,4 мл N 2 ;
тогда общий объем растворенных газов составит:
9,8 + 18,4 = 28,2 мл.
Находим процентное содержание каждого газа:
47
9,8 × 100 / 28,2 = 35 % (об.) O 2 и 18,4 × 100/ 28,2 = 65 % (об.) азота.
ЗАДАЧИ 37-42
37. Сколько граммов Na 2 SO 3 потребуется для приготовления 5 л
8%-ного (по массе) раствора (плотность ρ= 1,075 г/ мл)?
38. Сколько граммов 30%-ного (по массе) раствора NaCl нужно
добавить к 300 г воды, чтобы получить 10%-ный раствор соли?
39.Плотность 26%-ного (по массе) раствора КОН равна 24 г/ мл.
Сколько молей КОН находится в 5 л раствора?
40. Растворимость хлорида кадмия при 293 К равна 114,1 г в 100 г
воды. Вычислить массовую долю и моляльность CdCl 2 в насыщенном
растворе.
41. Сколько граммов Na 2 CO 3 содержится в 500 мл 0,25 н.
раствора?
42. Газовую смесь, содержащую 40% (об.) N 2 О и 60% (об.) NO,
растворяли при 290 К и постоянном давлении в воде до полного
насыщения ее. Рассчитать процентный состав (по объему) газовой
смеси после выделения ее из воды, если при 290 К коэффициенты
абсорбции N 2 O и NO составляют соответственно 0,690 и 0,050.
13.2 Физико-химические свойства разбавленных растворов
неэлектролитов
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств,
называемых коллигативными свойствами, количественное выражение
которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц
растворенного вещества и от количества растворителя. Зависимость
этих свойств от концентрации выражается:
1. Понижение упругости пара растворителя над раствором Δр
(закон Рауля)
р 1 = N 1 × р 0 ; Δp = p 0 - p 1 = N 2 × p 0 = p 0 × n 2 / (n 1 + n 2 )
Здесь:
p
1
-
парциальное
растворителя над раствором; p
0
давление
насыщенного
пара
- давление насыщенного пара над
чистым растворителем; N 1 -мольная доля растворителя; N 2 - мольная
доля растворенного вещества;
n 1 - количество растворителя; n 2 - количество растворенного
вещества.
2. Понижение температуры кристаллизации раствора
48
Δt кр = K × m
Здесь K - криоскопическая постоянная растворителя, m моляльная концентрация растворенного вещества.
3. Повышение температуры кипения раствора
Δt K = Е × m.
Здесь Е - эбуллиоскопическая постоянная растворителя.
4.Осмотическое давление, Р , кПа
P= C × RT.
Здесь С - молярная концентрация; R - газовая постоянная (8,31 Дж/
(моль × К)); Т - температура, К.
ПРИМЕР 1. Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г
0
диэтилового эфира, кипит при 36,86 C, тогда как чистый эфир кипит
0
С. Определить молекулярную массу растворенного
при 35,60
вещества.
Решение. Из условия задачи находим разность температур
кипения:
Δt к = Е × m = 36,86 - 35,60 = 1, 26 градуса С.
Из этого уравнения определяем моляльность раствора:
1,26 = 2,02 m ; m = 1,26/ 2,02 = 0,624 моля на 1000 г эфира.
Из условия задачи следует, что в 1000 г растворителя находится
80 г растворенного вещества. Поскольку эта масса соответствует 0,624
моля, то мольную массу вещества найдем из соотношения:
М = 80/ 0,624 = 128,2 г/ моль.
Ответ: Молекулярня масса равна 128,2 .
ЗАДАЧИ 43-45
43.При 298 К осмотическое давление водного раствора равно 1,24
МПа. Вычислить осмотическое давление раствора при 273 К.
44. При 315 К давление насыщенного пара над водой равно 8,2 кПа.
На сколько понизится давление пара при указанной температуре, если
в 540 г воды растворить 36 г глюкозы С 6 Н 12 О 6 ?
45. В каком отношении должны находиться массы воды и этилового спирта, чтобы при их смешении получить раствор, кристаллизую0
щийся при (-20 С)?
14. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
14.1. Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации
При растворении в воде или других растворителях, состоящих из
полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической
49
диссоциации, т.е. в большей или меньшей степени распадаются на
положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.
Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются
слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие
между недиссоциированными
молекулами и продуктами их
диссоциации - ионами. Например, в водном растворе уксусной кислоты
устанавливается равновесие:
+
−
СН 3 СООН ↔ Н + СН 3 СОО
константа которого (константа диссоциации) связана
концентрациями соответствующих частиц соотношением:
К=
[
с
]
[ H + ] CH3 . COO− .
[ CH COOH ]
3
Степенью диссоциации α электролита называется доля его
молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу
молекул электролита в растворе.
+
−
В случае электролита АХ , диссоциирующего на ионы А и Х ,
константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон
разбавления Оствальда):
2
К = α × С Μ / (1-α) .
Здесь СМ - молярная концентрация электролита, моль/ л.
Если
степень диссоциации значительно меньше единицы, то при
приближенных вычислениях можно принять
1- α ≈ 1. Тогда
выражение закона разбавления упрощается:
К= α × С Μ . Отсюда α = K / C Μ .
Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора
с уменьшением концентрации степень диссоциации электролита
возрастает.
Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна
2
α
, то концентрация
составляют:
ионов А
+
+
и Х
−
−
в растворе одинаковы и
[ A ] = [X ] = α C Μ .
Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто
пользуются не константой К, а так называемым константы
диссоциации рК, который определяется соотношением:
рК = -lg K .
50
Очевидно, что с возрастанием К, т.е. с увеличением силы кислоты,
значение рК уменьшается; следовательно, чем больше рК, тем слабее
кислоты.
ПРИМЕР 1 . Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М
−2
. Найти константу диссоциации кислоты и
раствораравна 1,32 × 10
значение рК.
Решение. Проведем расчет по приближенной формуле и
подставим в нее известные из условия величины:
α
2
−2
−5
2
С Μ = (1,32× 10 ) × 0,1 = 1,74 × 10 .
Откуда:
рК = - lgK = 4,76
При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов
равновесие нарушается и смещается в сторону образования
недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации
уменьшается.
В растворах многоосновных кислот, а также оснований,
содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются
ступенчатые равновесия, отвечающие отдельным стадиям диссоциации.
Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени, а
серной - в две ступени. Каждой ступени отвечает своя константа
диссоциации.
ЗАДАЧИ 46-47
46. Степень диссоциации угольной кислоты Н 2 СО 3 по первой
К=
ступени в 0,1 н. растворе равна 2,11 × 10
−3
. Вычислить К 1 .
+
47. Вычислить концентрацию ионов Н
в 0,02 М растворе
сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты во второй ступени
пренебречь.
14.2. Сильные электролиты. Активность ионов
Электролиты, практически полностью диссоциирующие в водных
растворах, называются сильными электролитами. К сильным
электролитам относятся: большинство солей, которые уже в
кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды
щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты (НCl,
HBr, HI, HClO 4 ,HNO 3 ).
В растворах электролитов концентрация ионов довольно велика,
так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже
при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются
не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита,
зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало бы
51
ожидать
при
полной
диссоциации
электролита
на
не
взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания
состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией, их
активностью, т.е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в
соответствии с которой они действуют в химических процессах.
Активность иона α (моль/л) связана с его молекулярной
концентрацией в растворе С Μ соотношением:
α = f CΜ
.
Здесь f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).
Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах
коэффициент активности иона в данном растворителе зависит только
от заряда иона и ионной силы раствора I, которая равна полусумме
произведений концентрации С Μ каждого иона на квадрат его заряда
2
I= 0,5
.
Приближенно, коэффициент активности иона в разбавленном
растворе можно вычислить по формуле:
2
I .
lg f = - 0,5
ЗАДАЧИ 48-49
48. Вычислить приближенное значение активности ионов:
z
−
Ва2+ и Cl в 0,002 н. растворе ВаСl 2 .
49. Вычислить ионную силу и активность ионов в 0,1%-ном (по
массе ) в растворе хлористого бария. Плотность раствора принять
равной единице.
14.3. Ионнное произведение воды. Водородный показатель
Вода, будучи очень слабым электролитом, слабо диссоциирует на
ионы водорода и гидроксид-ионы;
Н2 О
В разбавленных водных
изменяется, так что ее можно
выражение
для константы
следующим образом:
+
⎯
⎯→ Н + + ОН¯.
растворах концентрация воды мало
считать постоянной величиной. Тогда
диссоциации можно преобразовать
−
[H ] × [OH ] = K [H 2 O] = KH2O.
Эта константа представляет постоянную при данной температуре
величину и называется ионным произведением воды. В чистой воде
52
концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 298
К составляют 10
−7
моль/л. Отсюда следует, что при этих условиях
−14
ионное произведение воды будет равно 10 . Поскольку диссоциация
воды - эндотермический процесс, то с ростом температуры он
усиливается, а ионное произведение воды возрастает.
Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксидионов одинаковы, называются нейтральными растворами. Так, при 298
+
−
К в нейтральном растворе [H ] = [OH ]= 10
−
−7
моль/л. В кислых
+
−
растворах [H ] > [OH ], в щелочных растворах [H ] < [OH ].
Вместо концентраций ионов водорода и гидроксил-ионов удобнее
пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным
знаком; эти величины обозначаются
символами рН и рОН и
называются
соответственно
водородным
и
гидроксильным
показателями:
+
−
pOH = - lg [OH ].
рН = - lg [ H ];
Логарифмируя выражение для константы диссоциации и заменяя
знаки на обратные, получим:
pH + pOH = pK H 2O
В частности, при 298К рН + рОН = 14. Тогда в нейтральных
растворах рН=7, в кислых растворах рН меньше 7, в щелочных
растворах рН больше 7.
ПРИМЕР 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4 х
10
−3
моль/л Определить рН раствора.
Решение. Округляя значение логарифма до 0,01, получим:
−3
рН = -lg (4 × 10 ) = -(- 3+ 0,60)= 2,40.
ЗАДАЧИ 50-52
50. Вычислить рН 0,01 н. уксусной кислоты, в котором степень
диссоциации равна 0,042 .
51. Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г
NaOH. Диссоциацию щелочи считать полной.
52. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН=7,36)
больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?
15. ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ ВОДЫ
Сущность процессов, протекающих в растворах электролитов,
наиболее полно выражается при записи их в форме ионномолекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты,
53
малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной
форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты - в виде
составляющих их ионов. Например, уравнения реакций нейтрализации
сильных кислот сильными основаниями:
HClO 4 + NaOH = NaClO 4 + H 2 O,
2HNO 3 + Ca(OH) 2 = Ca(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением:
Н+ + ОН+ = Н2О,
из которого следует, то сущность этих процессов сводится к
образованию
из
ионов
водорода
и
гидроксид-ионов
малодиссоциированного электролита - воды.
Из рассмотренных уравнений следует, что обменные реакции в
растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов,
приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадка или
газов) или молекул слабых электролитов.
В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые
электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и продуктов
реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее
растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например,
при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием:
СН 3 СООН + КОН = СН3 СООК + Н 2 О;
−
или СН3 СООН + ОН¯ = СН 3 СОО¯ + Н 2 О.
в реакции участвуют два слабых электролита - слабая уксусная кислота
и вода. При этом равновесие смещается в сторону образования более
слабого электролита - воды, константа диссоциации которой (1,8* 10-16)
значительно меньше константы диссоциации уксусной кислоты (1,8*
10-5). Однако до конца реакция протекать не будет, так как в растворе
останется небольшое количество недиссоциированных молекул
уксусной кислоты и гидроксид-ионов, а реакция раствора будет не
нейтральной, а слабощелочной.
Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной
кислотой:
Zn(OH) 2 + 2 HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2 H2 O;
Zn(OH)2 + 2 H+ = Zn2++ 2 H 2 O.
равновесие будет сильно смещено вправо, в сторону образования более
слабого электролита (воды), но при достижении равновесия в растворе
останется небольшое количество
недиссоциированных молекул
основания и ионов Н+; реакция раствора будет слабокислой.
54
Следовательно, реакции нейтрализации, в которых участвуют
слабые кислоты или основания, являются обратимыми. Это означает,
что при растворении в воде соли, в состав которой входит анион
слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс
Гидролиза - обменного взаимодействия соли с водой, в результате
которого образуется слабая кислота или слабое основание.
Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то
в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он
приобретает щелочную реакцию.
При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым
основанием, гидролизу подвергается катион соли; при этом в растворе
возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую
реакцию.
При взаимодействии с водой соли, образованной слабым
основанием и слабой кислотой, гидролизу подвергается как катион, так
и анион соли
Pb(CH 3 COO) 2 + H 2 O ↔ Pb(OH)CH 3 COO + CH 3 COOH
параллельно протекают два процесса:
Pb
2+
−
+ H 2 O↔PbOH
+
+
+H ;
−
CH 3 COO + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH .
В этом случае реакция раствора зависит от относительной силы
кислоты и основания, образующих соль. Если К кислоты ≈ К
основания, то катион и анион гидролизуются в равной степени и
реакция раствора будет нейтральной.
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным
основанием, характеризуется константой гидролиза Кг:
Кг = [ OH + ][ HA] = К Н 2О / К КИСЛОТ А
[ A− ]
Здесь Кг воды - ионное произведение воды.
Последнее соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е.
чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа
гидролиза образованной ею соли.
Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты
[H + ][M OH ]
Кг=
= К Н 2О / К ОСНОВА НИЕ
M +
Отсюда следует, что Кг тем больше, чем меньше Кг основания, т.е.
чем слабее основание МОН.
55
Степенью гидролиза h называют долю электролита, подвергшуюся
гидролизу. Она связана с константой гидролиза приближенным
соотношением:
2
Кг = h × C м
Из этого уравнения следует, что степень гидролиза данной соли
тем больше, чем меньше ее концентрация или при разбавлении
раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает.
ЗАДАЧИ 53-55
53. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу:
NaCN, KNO 3 , KOCl, NaNO 2 , CaCl 2 , KHCOO, KВr? Для каждой из
гидролизующихся солей написать уравнение гидролиза в ионномолекулярной форме и указать реакцию ее водного раствора.
54. Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить
степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
55. В каком направлении будет смещено равновесие реакции
Ag J(к)+ NaCl (водн.) ' AgCl (к.)+ Na J (водн.)?
Дать обоснованное объяснение.
16. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ
16.1 . Степень окисленности. Окисление и восстановление.
Степень окисленности элемента в соединении определяется как
число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим
атомам (при положительной окисленности) или от других атомов к
атому данного элемента (при отрицательной окисленности).
Для вычисления степени окисленности элемента в соединении
следует исходить из следующих положений: 1 степени окисленности
элементов в простых веществах принимаются равными нулю; 2
алгебраическая сумма степеней окисленности всех атомов, входящих в
состав молекулы, равна нулю; 3 постоянную степень окисленности в
соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной
подгруппы 11А группы; цинк, кадмий (+2); 4 водород проявляет
степень окисленности +1 во всех соединениях, кроме гидридов
металлов (NaH, CaH 2 и др.), где его степень окисленности равна -1; 5
степень окисленности кислорода в соединениях равна -2, за
исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF 2 (+2).
Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в
результате которых изменяется степень окисленности одного или
56
нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его
степени окисленности, называется окислением. Присоединение атомом
электронов, приводящее к понижению его степени окисленности,
называется восстановлением.
Вещество, в которое входит окисляющийся элемент, называется
восстановителем; вещество, содержащее восстанавливающийся
элемент, называется окислителем. Так, в реакции:
4Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3
алюминий повышает степень окисленности от 0 до +3 и служит
восстановителем; в результате реакции восстановленная форма
алюминия (свободный алюминий) окисляется и превращается в
сопряженную с ней окисленную форму (алюминий в степени
окисленности +3).
Кислород в этой реакции понижает степень окисленности от 0 до 2 и служит окислителем; в результате реакции окисленная форма
кислорода (свободный кислород) восстанавливается и превращается в
сопряженную с ней восстановленную форму (кислород в степени
окисленности -2). Оба процесса: окисление и восстановление протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных
восстановителем, равно общему числу электронов, принятых
окислителем.
В рассмотренной реакции взаимодействуют два вещества, из которых кислород - окислитель, а алюминий - восстановитель. Такие
реакции относят к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления. Реакция
4 Н 3 РО 3 = 3 Н
3
РО 4 + РН 3
служит примером реакций самоокисления-самовосстановления, в
которых одновременно образуются соединения, содержащие данный
элемент в более окисленном и в более восстановленном состоянии по
сравнению с исходным; при этом исходное вещество проявляет
функции как окислителя, так и восстановителя. В последней реакции
фосфористая кислота (степень окисленности фосфора +3) выступает
одновременно в роли окислителя, причем фосфор восстанавливается
до степени окисленности -3 (РН 3 ), и в роли восстановителя, причем
фосфор окисляется в ортофосфорной кислоте
до степени
окисленности +5. Такие реакции возможны, если соответствующий
элемент находится в исходном соединении в промежуточной степени
окисленности (фосфор со степенью окисленности +3).
57
Существуют еще реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, в которых оба элемента: окислитель и восстановитель находятся в одном и том же соединении. К таким реакциям относятся
многие реакции термического разложения сложных веществ.
ЗАДАЧИ 56-58
56.Определить степень окисленности серы в следующих
соединениях; SO 2 , H 2 S, Na 2 SO 3 , CS 2 , H 2 SO 4 .
57. Установить, какие из приведенных процессов представляют
собой окисление и какие восстановление:
⎯→ SO 4
S⎯
2−
, S⎯
⎯→ S
2−
+
, Sn ⎯
⎯→ Sn
4+
,
−
K⎯
⎯→ K , Br 2 ⎯
⎯→ 2Br .
58. До каких продуктов может быть окислена вода:
а) до О 2
иН
+
; б) до ОН
−
; в) до 2ОН
−
?
16.2. Окислители и восстановители
Элементы, находящиеся в высшей степени окисленности, могут
только восстанавливаться, так как их атомы способны лишь принимать
электроны: сера в степени окисленности +6, азот в степенеи
окисленности +5, марганец в степени окисленности +7, хром в степени
окисленности +6.
Элементы, находящиеся в низшей степени окисленности, могут
только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать
электроны: сера в степени окисленности -2, азот в степени
окисленности -3 (аммиак и его производные), йод в степени
окисленности -1 (НI и иодиды).
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях
окисленности,
обладают
окислительно-восстановительной
двойственностью. Такие вещества способны и принимать и отдавать
электроны, в зависимости от партнера, с которым
они
взаимодействуют, и от условий проведения реакции.
Окислители
1. Окислительные свойства характерны для типичных неметалловгалогенов, кислорода, серы в элементарном состоянии. Галогены,
выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисленности 1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают.
Кислород, восстанавливаясь, переходит в состояние окисленности
(вода и гидроксид-ион).
58
2. Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее
важным окислителям относятся KMnO 4 ,K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 .
Перманганат калия, проявляя окислительные свойства за счет Mn
(+7), восстанавливается до разных продуктов в зависимости от
кислотности среды: в кислой среде - до Mn (+2), в нейтральной и
слабощелочной - до Мn (+4), в сильнощелочной - до Мn (+6).
Хромат и дихромат калия выступают в роли окислителей в кислой
среде, восстанавливаясь до иона хрома (3+).
Концентрированная серная кислота проявляет окислительные
свойства за счет серы в степени окисленности +6, которая может
восстанавливаться до степени окисленности +4 (диоксид серы),
(свободная сера), -2 (сероводород). Состав продуктов восстановления
определяется активностью восстановителя, а также соотношением
количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и
температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше
концентрация кислоты, тем глубже протекает восстановление. Так,
малоактивные металлы (Cu, Sb и др.), а также бромоводород и
некоторые неметаллы восстанавливают серную кислоту до SO 2 .
Активные металлы (Mg, Zn и др.) восстанавливают серную кислоту
до свободной серы или сероводорода.
Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в
степени окисленности +5, причем окислительная способность ее
усиливается с ростом концентрации. В концентрированном состоянии
азотная кислота окисляет большинство элементов до их высших
степеней окисленности. Состав продуктов восстановления азотной
кислоты зависит от активности восстановителя и концентрации
кислоты. Чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем
глубже протекает восстановление азота:
концентрация кислоты
←⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
NO 2
NO
N2 О
N2
NH 4
+
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
активность восстановителя
Кислородсодержащие кислоты галогенов (НOCl, HClO 3 и др.), их
соли, действуя в качестве окислителей,обычно восстанавливаются до
степени оксиленности галогена -1 (у хлора и брома) или до 0 (у иода).
3. Водород в степени окисленности +1 выступает как окислитель
преимущественно в растворах кислот (как правило, при
59
взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до
водорода):
Mg + H 2 SO 4 (разбавл.)
= MgSO 4 + H 2 .
4. Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисленности,
выполняя функцию окислителя, превращаются в ионы с более низкой
степенью окисленности.
Восстановители
1. Среди элементарных веществ к типичным восстановителям
принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные ,
цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы- водород,
углерод, фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы
окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде
металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк,
алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов
или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или
углекислого газа, а фосфор, при действии сильных окислителей, - до
ортофосфорной кислоты.
2. В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H 2 S) и их солях,
носителями восстановительной функции являются анионы, которые
окисляясь, обычно образуют элементарные вещества. В ряду
галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl
−
до
−
I .
3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие
−
ион Н , проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до
свободного водорода.
2+
2+
4. Металлы в низшей степени окисленности (ионы Sn , Fe и
др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою
степень окисленности.
ЗАДАЧИ 59-60
59. На основе электронного строения атомов указать, могут ли
быть окислителями: атомы натрия, катионы натрия, кислород в
степени окисленности -2, иод в степени окисленности 0, фторид-ионы,
катионы водорода, нитрит-ионы, гидрид-ионы.
60. Какие из перечисленных ниже веществ и за счет каких
элементов проявляют обычно окислительные свойства, а какие восстановительные? Указать те из них, которые обладают
окислительно-восстановительной двойственностью:
60
H 2 S, SO 2 , CO, Zn, F 2 , NaNO 2 , KMnO 4 , HOCl.
16.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций
При составлении уравнений окислительно-восстановительных
реакций рекомендуется придерживаться такого порядка:
1. Составить схему реакции с указанием исходных и
образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате
реакции степень окисленности, найти окислитель и восстановитель.
2. Составить схему полуреакций окисления и восстановления с
указанием исходных и образующихся реально существующих в
условиях реакции ионов или молекул.
3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой
частях полуреакций; при этом нужно помнить, что в водных растворах
+
−
в реакциях могут участвовать молекулы воды, ионы Н или ОН .
4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой
полуреакции: для этого прибавить к левой и правой частям
полуреакций необходимое число электронов.
5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для
полуреакций так, чтобы число электронов отдаваемых при окислении,
было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных
коэффициентов.
7. Расставить коэффициенты в полном уравнении реакции.
Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание
избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем
происходит по разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В
кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с
образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в
кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием
ионов водорода, а в щелочной среде - за счет гидроксид-ионов с
образованием молекул воды.
ПРИМЕР 1. Составить уравнение реакции восстановления оксида
железа (III) углем. Реакция протекает по схеме:
⎯→ Fe + CO.
Fe 2 O 3 + C ⎯
Решение.
Железо
восстанавливается,
понижая
степень
окисленности с +3 до 0; углерод окисляется повышая степень
окисленности от 0 до +2. Составим схемы эти процессов, указывая
61
степень окисленности элементов римскими цифрами ( в отличие от
зарядов ионов):
Fe+3 + 3 e
−
= Fe
−
0
0
⏐
2
⏐
3
C = C+2+ 2 e
Отношение числа электронов, участвующих в восстановлении и
окислении равно 3 : 2 . Следовательно, в реакции каждые два атома
железа восстанавливаются тремя атомами углерода. Конечная реакция
будет иметь вид:
Fe 2 O 3 + 3 C = 2 Fe + 3 CO.
ЗАДАЧИ 61-63
61. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления
для следующих реакций и определить, в каких случаях водород служит
окислителем и в каких - восстановителем:
a) 2 Al + 6 HCl = 3 AlCl 3 + 3 H 2 ;
б) 2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O;
в) 2 Na + 2 H 2 O = NaOH + H 2 ;
г) BaH 2 + 2 H 2 O = Ba(OH) 2 + 2H 2 .
62. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит
концентрированная серная кислота:
a) HBr + H 2 SO 4 ⎯
⎯→ Br 2 + ; б) S + H 2 SO 4 ⎯
⎯→ SO 2 + ;
в) Mg + H 2 SO 4 ⎯
⎯→ MgSO 4 + .
63. Закончить уравнения реакций внутримолекулярного
окисления-восстановления. Какой атом или ион выполняет в каждом
случае роль окислителя, какой - восстановителя?
a) CuI 2
в) KClO 3
62
CuI + I 2 ;
б) Pb(NO 3 ) 2 ⎯
⎯→ PbO + NO 2 + ...;
KСl + ...;
г) NH NO 2 ⎯
⎯→ N 2 + ....
17. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ
ЭНЕРГИИ. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
Если
окислительно-восстановительную
реакцию
(ОВР)
осуществить так, чтобы процессы окисления и восстановления были
пространственно разделены, и создать возможность перехода
электронов от восстановителя к окислителю по проводнику (внешней
цепи), то по внешней цепи возникнет направленное перемещение
электронов - электрический ток. При этом энергия химической ОВР
превращается в электрическую энергию. Устройства, в которых
происходит такое превращение называются химическими источниками
электрической энергии - 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 происходит процесс окисления, называется
анодом; электрод, на котором осуществляется процесс восстановления,
- катодом.
При схематическом изображении гальванического элемента
граница раздела между металлом и раствором обозначается
вертикальной чертой, граница между растворами электролитов двойной вертикальной чертой. Например, схема гальванического
элемента, в основе работы которого лежит реакция
Zn + 2 AgNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2 Ag,
изображается следующим образом:
Zn
Zn (NO 3 ) 2
AgNO 3
Ag.
Эта же схема может быть изображена в ионной форме:
Zn
Zn
2+
Ag
+
Ag.
В данном случае металлические электроды непосредственно
участвуют в происходящей реакции. На аноде цинк окисляется
2+
−
Zn = Zn + 2 e
и в форме ионов переходит в раствор, а на катоде серебро
восстанавливается
+
−
Ag + e = Ag .
и в виде металла осаждается на электроде. Складывая уравнения
электродных процессов (с учетом числа принимаемых и отдаваемых
электронов), получаем суммарное уравнение реакции:
+
Zn + 2 Ag = Zn
2+
+ 2 Ag .
63
В других случаях металл электрода не претерпевает изменений в
ходе электродного процесса, а участвует лишь в передаче электронов
от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так, в
гальваническом элементе:
Pt
Fe
2+
, Fe
3+
MnO
−
4
, Mn
2+
,H
+
Pt
роль инертных электродов играет платина. На платиновом аноде
окисляется железо (II):
2+
3+
+
−
−
,
Fe = Fe + e
а на платиновом катоде восстанавливается марганец (VII):
−
2+
MnO 4 + 8 H + 5 e = Mn + 4 H 2 O .
Умножив первое из этих уравнений на пять и сложив со вторым,
получаем суммарное уравнение протекающей реакции:
2+
−
+
3+
2+
5 Fe + Mn O 4 + 8 H = 5 Fe + Mn + 4 H 2 O .
Максимальное напряжение гальванического элемента (ГЭ),
отвечающее обратимому протеканию происходящей в нем реакции,
называется электродвижущей силой Е (э.д.с.) элемента. если реакция
осуществляется в стандартных условиях, т.е, если все вещества,
участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то
0
э.д.с. называется стандартной электродвижущей силой Е данного
элемента.
Э.д.с. ГЭ может быть представлена как разность двух
электродных потенциалов, каждый из которых отвечает
полуреакции, протекающей на одном из электродов. Так для
рассматриваемого
серебряно-цинкового
элемента
э.д.с.
выражается разностью:
E = φ Ag - φ Zn .
При вычислении э.д.с. меньший (в алгебраическом смысле)
электродный потенциал вычитается из большего.
Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ,
участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается
уравнением Нернста:
φ
=
φ
0
+
2,3RT
[Ox ]
lg
.
zF
[Re d ]
- стандартный электродный потенциал; R- газовая
Здесь φ
постоянная; Т - абсолютная температура; F - постоянная Фарадея
0
64
(96500 Кл/моль); z - число электронов, участвующих в электродном
процессе; [Ox] и [Red] - произведения концентраций (активностей)
веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в
окисленной (Ox) и восстановленной (Red) формах.
Например, для электродного процесса Fe
z= 1; [Ox]= [Fe
−
Для полуреакции MnO 4
3+
3+
−
+ e = Fe
], [Red] = [Fe
+
−
+8 H + 5 e = Mn
−
+
2+
2+
2+
имеем:
].
+ 4 H 2 O имеем:
2+
8
z= 5, [Ox] = [MnO 4 ] * [H ] , [Red] = [Mn ].
При осуществлении процесса в стандартных условиях
концентрация (активность) каждого вещества, участвующего в
реакции равна единице, так что логарифмический член уравнения
Нернста обращается в нуль и, следовательно:
φ
=φ .
Таким образом, стандартным электродным потенциалом
называется потенциал данного электрода при концентрациях
(активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе,
равных единице.
Применительно к рассмотренным выше примерам электродных
процессов уравнение Нернста после подстановки в него значений R, F
и T приобретает следующий вид:
Электрод
Zn/Zn
0
Электродный
процесс
2+
Zn
2+
Уравнение Нернста
+ 2e − , Zn
φ
=
φ
0
+
2+
+ 0,059 lg [Zn ]
2
Ag/ Ag
+
+
−
Ag + e ' Ag
φ
=
φ
0
+
+
+ 0,059 lg [Ag ]
Pt/Fe
2+
, Fe
3+
Fe
3+
−
+ e , Fe
2+
φ
=
φ
+ 0,059 lg
0
+
[Fe3+ ]
[Fe2+ ]
65
Pt/Mn O −4
-
MnO 4
−
+
−
,Mn
2+
,Н
φ =φ
+8H +
2+
+5e ↔ Mn +
+ 4 H2 O
+
0
+ 0,059 ×
5
−
+
× lg [ MnO4 ] ⋅ [ H ]
[ Mn 2 + ]
В последнем из приведенных примеров, как и в других случаях,
когда в электродном процессе участвует вода, электродный потенциал
+
−
зависит от концентрации ионов Н
или ОН , т.е. от рН раствора.
В качестве электрода сравнения, стандартный потенциал которого
считается равным нулю, принят стандартный водородный электрод, на
+
−
котором осуществляется процесс: 2Н + 2 е ' Н 2 .
При активности (концентрации) ионов водорода, равной единице
(рН = 0), и парциальном давлении газообразного водорода, равном
нормальному атмосферному давлению, условно принимаемому за
единицу.
При изменении концентрации ионов водорода при постоянстве
парциального давления водородного электрода изменится и при
температуре 298 К его величина будет равна из уравнения Нернста
φ = - 0,059 pa H + или без учета коэффициента активности
φ = - 0,059 pH . В частности, в нейтральных растворах
(рН =7) φ = -0,059 × 7 = - 0,41 В.
В задачниках и справочниках по химии приведены таблицы
электродных потенциалов для некоторых электрохимических
систем, измеренных по отношению к стандартному водородному
электроду.
Чем меньше в алгебраическом смысле значение φ , тем сильнее
выражены восстановительные свойства соответствующей
электрохимической системы; напротив, чем больше это значение, тем
более сильными окислительными свойствами характеризуется система.
ПРИМЕР 1. Определить э.д.с. гальванического элемента:
0
Ag
AgNO 3 (0,001M)
AgNO 3 (0,1 M)
Ag.
В каком направлении будут перемещаться электроны по внешней
цепи при работе этого элемента?
+
Решение. Стандартный электродный потенциал системы Ag /Ag
равен 0,80 В. Обозначив потенциал левого элемента через φ 1 , а
правого - через
66
φ
2
, находим:
φ 1 = 0,80 + 0,059 lg 0,001 = 0,80 + 0,059 (-3) = 0,62 В,
φ 2 = 0,80+ 0,059 lg 0,1 = 0,80 + 0,059 (-1) = 0,74 В.
Вычисляем э.д.с. элемента: Е = φ 2 - φ 1 = 0,74 - 0,62 = 0,12 В.
Поскольку φ 1 < φ 2 , то левый электрод будет служить
отрицательным полюсом элемента и электроны будут перемещаться по
внешней цепи от левого электрода к правому.
ЗАДАЧИ 64-66
64. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода,
погруженного в 1 М раствор AgNO 3 , и стандартного водородного
электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной
реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его э.д.с.?
65. Э.д.с. элемента, состоящего из медного и свинцового
электродов, погруженных в 1 М растворы солей этих металлов, равна
0,47 В. Изменится ли э.д.с., если взять 0,001 М растворы? Ответ
обосновать.
66. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного
электрода, погруженного в раствор с рН = 12. На каком электроде
водород будет окисляться при работе элемента, а на каком восстанавливаться? Рассчитать э.д.с. элемента.
При работе гальванического элемента электрохимическая система
с более высоким значением электродного потенциала выступает в
качестве окислителя, а с более низким - в качестве восстановителя.
Как и в любых других самопроизвольно протекающих процессах,
реакция в ГЭ сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Это
означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих
веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким
образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих
систем можно заранее определять направление, в котором будет
протекать окислительно-восстановительная реакция.
67. Указать, в каком направлении могут самопроизвольно
протекать следующие реакции:
a) H 2 O 2 + HOCl = HCl + O 2 + H 2 O,
б) 2НJO 3 + 5 H 2 O 2 = J 2 + 5 O 2 + 6 H 2 O,
в) J 2 + H 2 O 2 = 2 HJO 3 + 4 H 2 O.
67
Ответы к задачам контрольного задания
№№
задач
1
ОТВЕТ
№№
задач
9,01 г/моль
86
а)9,8 с; б)162 час 46
мин
2
127 г/моль
87
49,9 кДж/моль
3
10 л
88
80,3 кДж/моль
4
108 г/моль и 16 г/моль
89
-
5
137,4; Ва
90
430
6
15 г/моль; 24,9 г/моль
91
1,83 г/мл
7
79,9 г/моль; 9 г/моль
92
33,6%
8
CuCl
93
342 мл
9
56 г/моль; 3,36 л
94
12%
10
24,2 г/моль; 16,2 г/моль
95
28,7 моля
11
1,74 г
96
3,9 кг
12
32,6 г/моль
97
6,4%
13
1/2
98
0,25 н.
14
49 г/моль
99
11,7 моль/л
15
79 г/моль; 58,4 г/моль
100
6,9 мл
16
11,2 л/моль
101
183 мл
17
8 ⋅1018
102
0,25 л
18
43 л
103
10 г
19
33,6 л
104
40 г/моль
20
44% О2 , 56% Н 2
105
45 г/моль
21
26 г/моль
106
92
22
64 г/моль
107
0,001 моля
108
на 0,26 градуса
23
68
ОТВЕТ
28 г/моль; 4,65 ⋅10
−23
г
№№
задач
ОТВЕТ
№№
задач
ОТВЕТ
24
47 г/моль; 1,62
109
32; 13,4 МПа
25
Из одной
110
1 моль/м
26
820 л
111
4,7 ⋅10 −7
27
1 кг
112
28
3
0,9
113
а
+
К =0,0164 моль/л
N a2C O 3
S О42 − =0,0045
а
моль/л
29
V 2O 5
114
а
Ва2+ = 7,8 ⋅10−4 мол
ь/л
−
Сl = 19
, ⋅10−3
а
моль/л
30
115
K2C2O7
Сl − = 0,0144 ;
а
а
Ва2+ = 2,8 ⋅10 −3
моль/л
а
−
Сl = 8,4 ⋅10−3
а
+
моль/л
31
С10Н8
116
32
а) 138,5 г; б) 350 г; в) 212 г
117
моль/л
а) 6,7; б) 2,09; в) 9,57
33
1315 кг
118
а) 10,66; б) 8,7; в) 5,97
34
Щелочная
119
3,38
120
[ H ] = 63, ⋅10
Н
= 3,2 ⋅10 −3
+
35
28,7 г A gCl
−7
моль/л
[OH ] = 16, ⋅10
−
−8
моль/л
36
94,6%
121
в.
69
№№
задач
ОТВЕТ
№№
задач
ОТВЕТ
37
2,3 г
122
-
38
10 г
123
10,7 г СН 4 , 0,6 г N Н 3
124
39
−11
Кг =15
, ⋅10 ; рН=7,59;
h= 3,9 ⋅ 10 − 5
40
13,9 г
125
К г = 5,6 ⋅10−10 ;рН=5
,63 h= 2 , 4 ⋅ 1 0
41-50
-
126
а; г
51
5; 7
127-131
-
52
32
132
а, б, г
53
а) 3d → 4р → 5s,
133-142
-
−4
б) 4d → 5р → 6s,
в) 4f → 5d → 6р → 7s
54
а) Аg ; б) Ga
143
а) и б)- по 49,03
г/моль
в) 12,26 г/моль
55
Се; Yb
144
16,3 г
56
6s ; 6р
145
-
57
а) 5 ; б) 2 ; в) 0
146
58
-
147
59
а)1; б) 1; в) 2; г) 6; д) 0; е) 7
148
-2,39 В; -2,42 В; -2,45
В
60
-
149
-0,41 В; -0,21 В; -0,63
В
61
а) 52; б) 24
150
-
62-70
-
151
0,1 моль/л
70
а) от Мg к Pb б) от Pb
к Сu в) от Сu к Аg
0,8 В
№№
задач
ОТВЕТ
№№
задач
ОТВЕТ
71
6,41 ⋅10 −30 Кл × м ; 1,92
152
7,6
153
б, в, г
154-157
-
Дебай
72
73-75
0,038нм и 0,02 нм
-
76
Н 0 =-2100,3 кДж/моль
158
Аg, Сu, Ni
77
Н 0 =- 4137,5 кДж/моль
159
1,6 г
78
Н 0 =-162,1 кДж/моль
160
12 г
79
1312 кДж
161-162
-
80
23 кДж
163
46,2 г
81
0,1 л (моль × мин)
164
750 г
82
возрастёт в 2 раза
165
61,1 г
83
а) возрастёт в 27 раз; б)в 27 166-197
раз; в) возрастёт в 9 раз
84
V2/V1=4,77
198
85
в 8 раз
199
См. учебник
6,26 ⋅10 −5 моль/л
-
71