Назаров М.Н., Пузин Ю.И. - Уфимский государственный

М.Н. Назаров, Ю.И. Пузин
ХИМИЯ
УФА 2008
Федеральное агенство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
М.Н. Назаров, Ю.И. Пузин
ХИМИЯ
Учебное пособие
УФА 2008
ВВЕДЕНИЕ
При создании пособия авторы преследовали цель – облегчить усвоение
материала по общей и неорганической химии студентами заочной формы
обучения.
Каждая глава содержит краткий теоретический материал, призванный
дать ключевые понятия, раскрыть основное содержание данной темы и
очертить
круг
вопросов,
подлежащих
дополнительному
изучению.
Самостоятельная работа с учебной литературой должна оставаться основной
формой изучения программного материала.
Курс химии для студентов нехимических специальностей состоит из двух
больших разделов: общие законы химии и химия элементов. Качественное
изучение материала первого раздела, каждая глава которого содержит
подробные примеры решения типовых задач, обеспечит успешное усвоение
материала второго раздела, где рассматриваются свойства отдельных групп
элементов.
При изучении свойств каждого конкретного элемента (группы элементов)
следует, прежде всего, обратить внимание на его положение в Периодической
системе, электронное строение атома, характерные степени окисления. Затем
следует рассмотреть свойства данного элемента в виде простого вещества, его
соединений
с
кислородом и
водородом,
свойства характеристических
соединений (оксидов, гидроксидов, кислот) с точки зрения их кислотноосновных свойств, участие в окислительно-восстановительных реакциях,
способность к комплексообразованию.
К выполнению контрольных работ можно приступить только при
усвоении определенной части курса и после тщательного разбора примеров
решения задач по соответствующей теме.
Общие законы химии
I. Моль. Закон Авогадро. Законы идеальных газов
В химических расчетах часто используется понятие ―количество
вещества‖. Единицей количества вещества является моль.
Моль-количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов
или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа
углерода 12С.
Число структурных единиц системы, содержащихся в 1 моле (постоянная
Авогадро), равно 6,02 1023 моль-1.
Масса 1 моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах,
численно равна относительной молекулярной массе этого вещества.
Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при
одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое
число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа
занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (273 К, Р=101,3 кПа)
это 22,4 л.
В расчетах, связанных с газами, часто приходится переходить от данных
условий к нормальным или наоборот. При этом удобно пользоваться формулой,
следующей из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
pV
T
p H VH
TH
,
где р – давление; V – объѐм; Т – температура; индекс ―н‖ указывает на
нормальные условия.
Примеры решения задач
Пример 1. Сколько весит молекула СuO ?
Решение. Относительная молекулярная масса CuO равна 80. Следовательно,
молярная масса CuO равна 80 г/ моль. В 1 моле CuO содержится 6,02 1023
молекул. Находим массу одной молекулы: m= 80/(6,02 1023) = 13,3 1023 г.
Пример 2. Какой объѐм займет при температуре 20°С и давлении 250 кПа
аммиак массой 51 г ?
Решение. Зная объѐм, занимаемый 1 молем газа (22,4 л) и молярную массу
аммиака (17 г), находим объѐм, который будет занимать 51 г аммиака при
нормальных условиях
17 г занимают объѐм 22,4 л
51 г
—―—
VН ,
откуда VH = (51 22,4) / 17 = 67,2 л.
Приводим полученный объѐм к указанным условиям:
V= PHVHT / PTH = 101,3 67,2 293 /250 273 = 29,2 л.
Задачи
1. Сопоставить количество молекул, содержащихся в 1 г NH3 и в 1 г N2. В каком
случае и во сколько раз число молекул больше?
2. Выразить в граммах массу одной молекулы диоксида серы.
3. Одинаково ли число молекул в 0,001 кг Н2 и в 0,001 кг О2 ? В 1 моль Н2 и в
1 моль О2 ? В 1 л Н2 и в 1 л О2 при одинаковых условиях ?
4. Сколько молекул содержится в 1 мл водорода при н.у. ?
5. Какой объем при н.у. занимают 27 1021 молекул газа?
6. Определите объѐм газа при н.у., если при 373 К и 500 кПа его объѐм равен
5 л.
7. Определите объем оксида углерода (IV) при 300 К и 100 кПа, если его масса
равна 88 г.
8. Определите относительную молекулярную массу газа, если масса его
составляет 8,5 г, объѐм 18,1 л при 300 К и давлении 80 кПа.
9. Определите массу диоксида углерода, если объѐм его составляет 10 л при 200
кПа и 300 К.
10. Определите объѐм, который займет при нормальных условиях газовая
смесь, содержащая водород массой 1,4 г и азот массой 5,6 г.
II. Вывод химических формул.
Расчеты по химическим формулам и 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 элементов, образующих
данное вещество. Молекулярная формула показывает действительное число
атомов каждого элемента в молекуле.
Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его состав и
атомные массы образующих данное вещество элементов.
Для нахождения молекулярной формулы вещества необходимо также
знать его молекулярную массу.
Пример решения задачи
Газообразное соединение азота с водородом содержит 12,5% (масс.)
водорода. Плотность соединения по водороду равна 16. Найти молекулярную
формулу соединения.
Решение. Сначала находим простейшую формулу вещества. Представим
ее в общем виде: СХNУ.
Атомные массы элементов равны 14 и 1. Поэтому массы азота и водорода
в составе данного соединения относятся как 14х : 1у. По условию задачи это
отношение равно 87,5 : 12,5.(Массовая доля азота равна 100% - 12,5% = 87,5%).
Следовательно, 14х : у = 87,5 : 12,5, откуда х : у = 87,5 : (12,5 14) = 1 : 2.
(Если полученное отношение атомов элементов выражается дробными
числами, то его приводят к целочисленным значениям. Например, х : у = 1,32 :
1,98. Делим оба числа на меньшее из них:
x
y
1,32 1,98
:
1,32 1,32
1 : 1,5
и умножаем на 2: х : у = 2 : 3. )
Простейшая формула соединения NH2.
Находим молекулярную формулу вещества.
Истинную молекулярную массу находим исходя из плотности вещества
по водороду:
М = 2 16 = 32
Находим отношение истинной молекулярной массы к молекулярной
массе простейшей формулы:
М
32
2
М(NH 2 ) 14 2 1
Cледовательно, в составе истинной формулы вещества в 2 раза больше
атомов N и Н, чем в простейшей формуле. Таким образом, молекулярная
формула вещества N2H4.
При расчетах по химическим формулам используется понятие «массовая
доля вещества» - отношение массы данного вещества в системе к массе всей
системы, т.е.
( x)
m( x )
,
m
где (х) - массовая доля вещества х; m(x) - масса вещества х; m - масса всей
системы.
Массовая доля - безразмерная величина, выражается в долях или
процентах.
Пример решения задачи
Определить массу углерода в образце карбида кальция CaC2 массой
130,61 г, содержащем 2% примесей.
Решение. Молярные массы С и СаС2 соответственно равны 12 г/моль и
64 г/моль.
Из формулы карбида кальция видно, что 1 моль этого вещества содержит
2 моля углерода.
Определяем массу углерода в 1 моле СаС2:
m(c) = 2 12 = 24 г
Находим массовую долю углерода в карбиде:
(с )
m(c)
m(CaC 2 )
24
64
0,375 ,
или 37,5 % .
Масса карбида в образце с учѐтом примесей:
m(CaC2) = 130,61 0,98 = 128 г
Зная массовую долю углерода в карбиде кальция, находим массу
углерода в 128 г CaC2 :
m = 128 0,375 = 48 г
Задачи
11. В состав химического соединения входят Na, P и О. Массовые доли
элементов, % : Na - 34,6; P - 23,3; O - 42,1. Определите простейшую
формулу.
12. Некоторая кислота содержит водород (массовая доля 2,2%), иод (55,7%) и
кислород (42,1%). Определите простейшую формулу кислоты.
13. Найти молекулярную формулу вещества, содержащую (по массе) 93,75% С
и 6,25% Н, если его плотность по воздуху равна 4,41.
14. Найти молекулярную формулу соединения бора с водородом, если масса 1 л
этого газа равна массе 1 л азота, а содержание бора в веществе составляет
78,2 % (масс.).
15. Найти молекулярную формулу карбоновой кислоты, содержащей (по массе)
54,5 % С, 36,4 % О и 9,1 % Н, зная, что плотность ее паров по водороду равна
44.
16. Из образца горной породы массой 25 г, содержащего минерал аргентит
Ag2S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в
образце.
17. Какая масса Mn может быть получена из смеси Mn2O3 и MnO2 массой 500 г?
Массовая доля Mn2O3 в смеси - 80%, MnO2 - 20%.
18. Некоторый элемент проявляет в оксиде степень окисления +4. Массовая
доля этого элемента в оксиде составляет 71,17 %. Какой это элемент?
19. Оксид элемента имеет состав ЭО3. Массовая доля кислорода в этом оксиде
составляет 60%. Какой элемент образует оксид?
20. Элемент массой 16 г, взаимодействуя с молекулярным кислородом массой
6,4 г, образует оксид состава ЭО. Определите, какой это элемент.
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчѐты)
основаны на законе сохранения массы веществ. Каждая формула в уравнении
выражает один моль 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.
Примеры решения задач
Пример 1. К раствору, содержащему нитрат серебра массой 25,5 г, прилили
раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какая масса осадка при этом
образуется?
Решение
Записываем уравнение реакции:
2AgNO3 + Na2S = Ag2S + 2NaNO3
Определяем количество веществ нитрата серебра и сульфида натрия:
m(AgNO3) 25,5
n(AgNO3) = ———— = —— = 0,15 моль
M(AgNO3) 170
m(Na2S) 7,8
n(Na2S) = ———— = —— = 0,1 моль
M(Na2S) 78
Из уравнения реакции следует: AgNO3 и Na2S реагируют в соотношении 2 : 1.
А найденные количества реагентов относятся как 0,15 : 0,1 = 1,5 : 1.
Следовательно, сульфид натрия взят в избытке. Расчет ведем по веществу,
взятому в недостатке, т.е. по нитрату серебра.
Из уравнения следует, что из 2 моль AgNO3 образуется 1 моль Ag2S, значит,
из 0,15 моль AgNO3 образуется 0,075 моль Ag2S.
2 — 1
0,15 — х
Определяем массу сульфида серебра:
m = n(Ag2S) M(Ag2S) = 0,075 248 = 18,6 г
Пример 2. Какой объѐм оксида азота(IV) надо взять для реакции окисления
кислородом, чтобы получить 5,6 л оксида азота (V), если выход продукта 80 %
?
Решение
Записываем уравнение реакции:
4NO2 + O2 = 2N2O5
Из уравнения реакции следует: из 4 моль NO2 образуется 2 моль N2O5. Все
вещества газообразные, следовательно, при 100% - ном выходе из 4 л NO2
образуется 2 л N2O5, а для получения 5,6 л N2O5 требуется 11,2 л NO2.
4—2
х — 5,6
С учетом 80%-ного выхода необходимый объѐм диоксида азота составляет
V(NO2) = 11,2 / 0,8 = 14 л.
Задачи
21. К раствору, содержащему 10 г H2SO4, прибавили 9 г NaOH. Какую реакцию
имеет полученный раствор?
22. К раствору, содержащему 0,2 моля FeCl3, прибавили 0,24 моля NaOH.
Сколько граммов Fe(OH)3 образовалось в результате реакции и сколько
молей FeCl3 осталось в растворе?
23. При взаимодействии 10 молей SO2 и 15 молей О2 образовалось 8 молей SO3.
Сколько молей SO2 и О2 не вступило в реакцию?
24. Порошок частично окисленного магния массой 5,1 г обработали соляной
кислотой. При этом выделилось 3,74 л Н2, измеренного при н.у. Сколько
процентов магния (по массе) содержалось в образце?
25. Карбонат кальция разлагается при нагревании на СаО и СО2. Какая масса
природного известняка, содержащего 90% (по массе) СаСО3, потребуется для
получения 7,0 т негашеной извести?
26. В избытке HCl растворили Mg массой 6 г и Zn массой 6,5 г. Какой объѐм
водорода, измеренный при нормальных условиях, выделится при этом?
27. Оксид углерода (IV), полученный при сжигании угля массой 50 г,
пропустили через раствор гидроксида бария. Какая масса осадка
образовалась, если массовая доля углерода в угле составляет 96% ?
28. Сколько литров ацетилена при 300 К и 202 кПа образуется при
взаимодействии 230 г карбида кальция с водой?
29. При растворении 5 г образца магния в соляной кислоте выделится 3,5 л
водорода, измеренного при н.у. Сколько процентов магния содержится в
образце?
30. Сколько граммов оксида серы образуется при обжиге 200 г FeS2?
Вычислите объѐм оксида серы при 400 К и 120 кПа.
III. Эквивалент. Закон эквивалентов
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое
соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов
в химических реакциях.
Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества.
При расчетах, связанных с газообразными веществами, удобно
пользоваться понятием «эквивалентный объѐм» - это объѐм, занимаемый при
данных условиях 1 эквивалентом вещества.
Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента
необязательно исходить из его соединения с водородом. Его можно вычислить
по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого
известен.
Эквиваленты простых веществ можно определять по формуле
1
Э = —— (моль),
В n
где В - валентность элемента, n - число атомов элемента в соединении.
Эквиваленты сложных веществ определяются аналогично.
1
Э = —— ( моль),
z n
где z - заряд металла или, в случае кислот, заряд водорода, тогда z = 1;
n - число атомов металла или, в случае кислот, число атомов водорода.
Эквивалентная масса из определения равна:
ЭМ = Э М,
где М - молекулярная масса вещества, г/моль.
Эквивалент сложного вещества так же, как и эквивалент элемента, может
иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает
это вещество.
Закон эквивалентов формулируется следующим образом: вещества
взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их
эквивалентам. Так, для реакции А + В = С + Д можно записать:
mА
mВ
mС
mД
—— = —— = —— = ——
ЭМА ЭМВ ЭМС ЭМД
(здесь в числителе - массы веществ, в знаменателе - их эквивалентные массы),
т. е., если по условию задачи известно число эквивалентов одного из веществ
(реагента или продукта), то определено и число эквивалентов всех остальных
веществ. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических
расчетов по закону эквивалентов.
Примеры решения задач
Пример 1. Определить эквивалент и эквивалентную массу:
- элементов в соединениях HCl, CH4;
- оксидов TiO и TiO2;
- серной кислоты в реакциях
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O,
H2SO4 + Mg = MgSO4 + H2;
- эквивалент и эквивалентный объѐм О2, Н2.
Решение. В НСl с 1 молем атомов водорода соединяется 1 моль атомов
хлора, следовательно, ЭCl = 1 моль, Э.М.Сl = 35,5 г. В СН4 с 1 моль атомов Н
соединяется 1/4 моль атомов С, значит, ЭС =1/4 моль, Э.М.С = 12/4 = 3 г.
Ti2+O
Эквивалент
Э.М.TiO
M TiO
2
Э.М. TiO2
64
2
ЭTiO
32г . Эквивалент Ti4+O2 – ЭTiO
M TiO2
4
равен
80
4
20г .
2
1
0,5
моль,
2 1
1
0,25 моль,
4 1
При нахождении эквивалентов О2 и Н2 учтем, что валентность кислорода
равна 2, водорода -1.
1
1
ЭО2 = —— = 0,25 моль,
ЭН2 = —— = 0,5 моль
2 ×2
2×1
Эквивалентные объемы соответственно VЭО2 = 22,4 0,25 = 5,6 л, VЭН2 =
22,4 0,5 = 11,2 л.
При нахождении эквивалента H2SO4 в приведенных реакциях примем во
внимание, что число атомов Н, замещенных в первой реакции, равно 1, а во
второй -2. Поэтому в формуле Э = 1 / (z n) в первом случае n=1, а во втором
n=2. Значит,
Э H2SO4=1 /(1 1) =1 моль и Э.М. H2SO4= М H2SO4=98 г - для реакции с КОН и
Э H2SO4=1/(1 2) =0,5 моль и Э.М. H2SO4= М H2SO4 /2= 98/2 = 49 г - для реакции
с металлическим магнием.
Пример 2. При соединении 1,5 г натрия с избытком хлора образовалось
3,81 г хлорида натрия. Найти эквивалентную массу натрия и его эквивалент,
если известно, что эквивалентная масса хлора равна 35,45 г.
Решение. Из условия следует, что в хлориде натрия на 1,5 г натрия
приходится 3,81-1,50 =2,31 г хлора. Следовательно,
1,5 г натрия эквивалентны 2,31 г хлора.
Э.М.Na
—―—
35,45 г хлора.
Отсюда Э.М.Na = (1,5 35,45) / 2,31 = 23 г.
Молярная масса атомов натрия также равна 23 г/моль. Следовательно,
эквивалент натрия равен 1 моль.
Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла
требуется 2,24 л водорода при н.у. Вычислить эквивалент оксида и эквивалент
металла. Чему равен атомный вес металла?
Решение. По закону эквивалентов:
mMeO
m H2
——— = ———
Э.М.MeO Э.М. H2
Для газообразного вещества - водорода массовое отношение заменим
равным ему объемным отношением V H2 : VЭ H2:
mMeO
V H2
7,09 2,24
7,09 11,2
——— = ——— , —— = —— ,
Э.М.MeO = ———— = 35,45 г
Э.М.MeO VЭ H2 Э.М.MeO 11,2
2,24
По закону эквивалентов Э.М.MeO = Э.М.Me + Э.М. O2, отсюда Э.М.Me =
Э.М.MeO - Э.М. O2 = 35,45 - 8 = 27,45 г.
Атомный вес металла определяем из соотношения Э.М. = А/В, где А атомный вес, В - валентность элемента.
А = Э.М. В = 27,45 2 = 54,9
Задачи
31. Сколько граммов металла, эквивалент которого 12,16, взаимодействует с
310 см3 кислорода, измеренного при н.у.
32. При восстановлении водородом 10,17 г оксида двухвалентного металла
образовалось 2,25 г воды. Вычислите эквивалент оксида и эквивалент
металла. Чему равен атомный вес металла
33. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 металла.
Вычислите эквиваленты металла и его оксида.
34. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это
металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л кислорода (условия
нормальные).
35. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна
27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при
нормальных условиях. Определить массу металла.
36. Вычислите эквивалентную массу ортофосфорой кислоты, если при нейтрализации 9,797 г израсходовано 7,998 гидроксида натрия.
37. На нейтрализацию 1,8 г кислоты идет 2,0 г гидроксида натрия. Определите
эквивалентную массу кислоты.
38. Вычислить эквивалентную массу Cu (OH)2 в реакциях:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O ;
Cu (OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O
39. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 0,838 л водорода,
измеренного при н.у. Вычислите эквивалентную массу металла.
40. Вычислите эквивалентную массу алюминия, если 0,5 г его вытесняют из
раствора кислоты 0,056 г водорода.
IV. Состояние электрона в атоме
Химические свойства элементов определяются электронным строением
их атомов.
Электрон можно представить как некое ―облако‖, не имеющее четких
границ, ―размазанное‖ по всему объему атома и имеющее разную ―плотность‖
на различном расстоянии от ядра.
Особенно важное значение для характеристики состояния электрона
имеет волновая функция . Чем больше значение 2 в данной области
пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое
действие, т.е. что его существование будет обнаружено в каком-либо
физическом процессе. Вероятность обнаружения электрона в некотором
конкретном малом объеме V выражается произведением 2 V.
Энергия электрона в атоме может принимать только определенные
значения, т.е. она квантована. Возможные энергетические состояния электрона
в атоме определяются величиной главного квантового числа n (n=1,2,3... ).
Принято говорить, что n характеризует определенный энергетический уровень
электрона в атоме: при n=1 электрон находится на первом энергетическом
уровне, при n=2 - на втором и т.д.
Главное квантовое число определяет и размеры электронного облака.
Электроны, имеющие одно и то же значение n, образуют электронные облака
приблизительно одинаковых размеров, поэтому можно говорить о
существовании в атоме электронных слоев или оболочек, отвечающих
определенным значениям главного квантового числа. Чем n, тем энергия e,
тем ближе к ядру он находится, тем прочнее он с ним связан, и наоборот.
Форма электронного облака также не может быть произвольной. Она
определяется орбитальным (побочным) квантовым числом L (L=0...n-1). Это
связано с тем, что электрон в атоме не только притягивается ядром, но и
испытывает отталкивание со стороны электронов, расположенных между
данным e- и ядром. Внутренние электронные слои как бы образуют
своеобразный экран, ослабляющий притяжение электрона к ядру, или, как
принято говорить, экранируют внешний электрон от ядерного заряда. При этом
для электронов, различающихся значением L, экранирование оказывается
неодинаковым.
В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от значения L.
Поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями L,
называются энергетическими подуровнями электрона в атоме. Им присвоены
буквенные обозначения: L=0-s-подуровень(s-электрон), L=1-p-подуровень(pэлектрон), L=2-d-подуровень(d-электрон), L=3-f-подуровень(f-электрон).
Ориентация электронного облака в пространстве определяется значением
третьего квантового числа, называемого магнитным (m=-l...0..+l). Число
значений m для данного l и есть число возможных пространственных
ориентаций данного типа электрона. Состояние электрона в атоме,
характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l, и m, т.е.
определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве, получило
название атомной электронной орбитали. Электрон с вероятностью 90-95%
находится внутри области пространства, охватываемого атомной орбиталью.
Электрон характеризуется еще одной квантовой величиной, не связанной
с его движением вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Она
называется спиновым квантовым числом (S= 1/2). Упрощенно спин электрона
можно рассматривать как результат его вращения вокруг собственной оси.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все 4
квантовых числа были бы одинаковыми. Следовательно, каждая орбиталь
может быть занята не более чем двумя электронами с противоположными
спинами (спаренные электроны).
Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует
распределение электронов с максимальным абсолютным значением суммарного
спина в пределах подуровня.
В любом атоме число орбиталей бесконечно. С увеличением заряда число
электронов в атоме увеличивается , причем заполнение орбиталей электронами
происходит в определенной последовательности по принципу наименьшего
запаса энергии, согласно которому наиболее устойчиво такое состояние атома,
при котором его электроны имеют наименьшую энергию, а наименьшей
энергией обладают подуровни с самыми низкими значениями n и l. Таким
образом, заполнение орбиталей идет в порядке возрастания суммы n+l ( первое
правило Клечковского). При одинаковых значениях суммы n+l в первую
очередь заполняется орбиталь с меньшим значением n (второе правило
Клечковского).
Примеры решения задач
Пример 1. Какой подуровень будет заполняться вслед за подуровнем 4s ?
Решение. Подуровню 4s соответствует сумма n+l=4+0=4. Такую же сумму
имеет 3p подуровень, но он заполняется раньше, т.к. имеет меньшее значение
главного квантового числа. Значит, после подуровня 4s будет заполняться
подуровень с суммой n+l=5, причем из всех возможных комбинаций n+l,
соответствующих этой сумме (3+2, 4+1, 5+0), первой будет реализовываться
комбинация с наименьшим значением n, т.е. вслед за подуровнем 4s будет
заполняться подуровень 3d.
Пример 2. Сколько электронов максимально может разместиться на 3 уровне?
Решение. По условию n=3, значит, l=0,1,2, т.е., на 3 уровне существует 3s, 3p
и 3d подуровни. Определяем максимальное число электронов на каждом
подуровне: для s-подуровня любого уровня l=0, значит, m=0, т.е. m имеет
одно значение, следовательно, на s-подуровне только одна орбиталь с двумя
электронами (3s2); для р-подуровня любого уровня l=1, значит, m=-1,0,1, т.е.
m имеет три значения, следовательно, на р-подуровне три орбитали с шестью
электронами (3р6); для d-подуровня любого уровня l=2, значит, m=-2,-1,0,1,2,
т.е. m имеет пять значений, следовательно, на d-подуровне пять орбиталей с
десятью электронами (3d10).
Итого, на третьем уровне может размещаться 2+6+10=18 электронов. Число
орбиталей на подуровне можно определить по формуле 2l+1.
Максимальное число электронов на подуровне 2(2l+1). Максимальное число
электронов на уровне 2n2.
Пример 3. Составить электронные формулы атомов элементов с порядковыми
номерами 20 и 25 и графические схемы заполнения электронами валентных
орбиталей. Определить число валентных электронов для каждого атома.
Показать графические схемы заполнения валентных орбиталей атомов в
возбужденном состоянии.
Решение. С учетом последовательности заполнения уровней и подуровней по
правилам Клечковского (1s2s2p3s3p4s3d4p и т.д.) cоставляем электронные
формулы элементов, распределяя по орбиталям соответственно 20 и 25
электронов.
№ 20 (Ca ) 1s22s22p63s23p63d04s2
№ 25 (Mn) 1s22s22p63s23p63d54s2
Графические схемы: 4s2
Ca
2 валентных электрона
4s2
3d5
7 валентных электронов
Mn
Валентными являются электроны внешнего и предвнешнего заполняющегося (d
и f) подуровня.
В возбужденном состоянии атома происходит «распаривание» валентных
электронов путем их перехода на ближайший подуровень того же уровня:
4p1
4р1
4s1
4s1
Ca
3d5
Mn
Задачи
41. Какие четыре квантовых числа определяют состояние электрона в атоме.
Какие значения может принимать каждое из них
*Составьте электронную формулу элементов с порядковыми номерами 12 и 21.
Определите, к какому типу (s- , p- , d- и f-) относятся эти элементы и их
положение в Периодической системе (период, подгруппа).
42. Какие квантовые числа определяют энергию электрона в атоме В чем
сущность принципа минимума энергии
Укажите последовательность
заполнения уровней и подуровней.
* 13 и 22.
43. Какое квантовое число определяет форму атомных орбиталей
форму s-, p- и d- орбиталей.
* 16 и 24.
Изобразите
44. Какое квантовое число определяет количество орбиталей в данном
подуровне атома Чему равно число орбиталей на s- , p- , d- и f- подуровнях
* 11 и 25.
45. Какие значения может принимать магнитное квантовое число m при l = 0;
1; 3
* 18 и 24 .
46. Чему равно число орбиталей на p – подуровнях данного энергетического
уровня Изобразите форму p – орбиталей и расположение их в пространстве.
*30 и 36.
47. Какие электроны в атоме называются s- , p- , d- и f- электронами
Изобразите форму атомных орбиталей s- , p- , d- атомных орбиталей.
*31 и 42.
48. В чем сущность правила Гунда Разместите три электрона по энергетическим ячейкам d – подуровня.
* 20 и 40.
49. Что такое электронное облако Что характеризует вероятность нахождения
электрона в данной точке пространства и в элементарном объеме Что такое
орбиталь
* 54 и 56.
50. В чем сущность принципа Паули Какое максимальное число электронов на
s- , p- , d- и f- подуровнях
* 23 и 52.
*См. условие задачи 41.
V. Зависимость свойств элементов от положения
в периодической системе Д.И.Менделеева
Смысл периодического закона состоит в следующем:
возрастание положительного заряда ядер элементов приводит к
периодическому повторению строения внешних электронных оболочек атомов,
а следовательно, к периодическому повторению химических свойств
элементов.
Деление элементов на периоды обусловленно числом энергетических
уровней: в одном периоде объединены элементы, имеющие одинаковое число
энергетических уровней (электронных слоев), равное номеру периода.
Деление на группы и подгруппы обусловленно порядком заполнения
электронами уровней и подуровней:
элементы главных подгрупп состоят из S- или р-элементов (т.е. из элементов,
у которых заполняются либо S-, либо р-подуровень);
элементы побочных подгрупп состоят из d- или f-элементов (т.е. из элементов,
у которых заполняются либо d-, либо f-подуровень).
Номер группы, как правило, указывает максимальное число электронов,
которые могут участвовать в образовании химических связей.
Многие свойства элементов (радиус атома, электроотрицательность, степень
окисления и др.) связаны со строением электронных оболочек и поэтому,
вместе с последними, обладают периодичностью.
В периоде при движении слева направо радиус атомов уменьшается, т.к. при
одном и том же числе электронных слоев увеличивается заряд ядра и число
электронов на внешнем уровне, а следовательно, увеличивается и сила
притяжения электронов ядром, сжимающая атом.
В группах при движении сверху вниз радиус атомов увеличивается, т.к. в этом
направлении увеличивается число электронных слоев.
Способность атомов удерживать валентные электроны характеризуется
энергией ионизации, сродством к электрону и электроотрицательностью.
Энергия ионизации J - это энергия, которую необходимо затратить для отрыва
от атома наиболее слабо связанного с ним электрона.
В периодах энергия ионизации увеличивается слева направо, а в подгруппах
(в первую очередь главных)-снизу вверх.
Сродство к
электрону Е - это энергия, которая выделяется при
присоединении к атому одного электрона.
Сродство к электрону изменяется по периодической таблице, в целом,
аналогично изменению энергии ионизации.
Энергия ионизации и сродство к электрону характеризуют металлические
(способность отдавать электроны) и неметаллические (способность принимать
электроны) свойства элементов.
Более полной и общей характеристикой этих свойств является
электроотрицательность элемента (Х).
Х=J+E
Чем меньше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены его
металлические свойства и слабее неметаллические.
Примеры решения задач
Пример 1. Какую высшую и низшую степень окисления проявляют мышьяк,
селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих
этим степеням окисления.
Решение
Высшую степень окисления
элемента определяет номер группы
периодической системы, в которой он находится. Низшая степень окисления
определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при
присоединении того количества электронов, которое необходимо для
образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2np6). Данные
элементы находятся соответственно в Va, VIa, VIIa группах и имеют структуру
внешнего энергетического уровня s2p3, s2p4, s2p5. Низшие степени окисления -3,
-2, -1. Примеры H3As-3, Na2Se-2, KBr-1. Высшие степени окисления элементов
+5, +6, +7. Примеры соединений H3As+5O4, Se+6O3, KBr+7O4.
Пример 2. Какой из элементов четвертого периода седьмой группы- марганец
или бром – проявляет металлические, а какой -неметаллические свойства?
Решение
Электронные формулы элементов
25Mn
1s22s22p63s23p63d54s2
35Br
1s22s22p63s23p63d104s24p5
Марганец -d-элемент VIIб группы, бром -р-элемент VIIa группы. На внешнем
уровне марганца два электрона. Атомы элементов с небольшим (1-2) числом
электронов на внешнем уровне обычно имеют низкие значения
электроотрицательности, поэтому способны лишь к потере электронов, т.е.
проявляют металлические свойства. У бора на внешнем уровне 7 электронов,
до образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки не хватает всего
одного электрона, значение электроотрицательности высокое, поэтому более
характерным является присоединение электронов, т.е. неметаллические
свойства.
Для всех групп, содержащих p- и d-элементы, преобладание металлических
свойств у d-элементов является общей закономерностью.
Задачи
51. Что такое энергия ионизации атома Что она характеризует Как она
изменяется в периодах и в подгруппах с увеличением порядкого номера
52. Как и почему изменяется энергия ионизации атома в главных и побочных
подгруппах
53. Как изменяются радиусы атомов и положительных ионов в периодах и
подгруппах с увеличением порядкового номера Что такое лантаноидное
сжатие
54. Что такое сродство к электрону Как изменяется окислительная
способность неметаллов в периодах и группах с увеличением порядкого
номера
55. Что такое электроотрицательность Что она характеризует Как изменяется
электроотрицательность p- элементов в периодах и группах с увеличением
порядкового номера
56. Как изменяются свойства гидроксидов элементов в периодах и группах с
увеличением порядкого номера Почему
57. С учетом положения элементов в периодической системе ответьте на
вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием:
Mg(OH)2 или Ba(OH)2 ; Ca(OH)2 или Fe(OH)2 ?
58. Составьте формулы оксидов и гидрооксидов элементов IIIА подгруппы. Как
изменяются свойства этих соединений при переходе от Al к Tl
59. Составьте формулу оксидов и гидрооксидов элементов третьего периода
периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как
изменяются их свойства при переходе от натрия к сере
60. Какова современная формулировка периодического закона В чем причина
периодической зависимости свойств элементов и образуемых ими соединений
от заряда ядра атомов
VI. Химическая связь
Образование химической связи между атомами происходит за счет
электронов, расположенных на внешнем и предвнешнем (для d- и f-элементов)
энергетических уровнях и связанных с ядром наименее прочно. Их называют
валентными электронами.
В зависимости от характера распределения электронной плотности в
молекуле различают три основных типа химической связи: ковалентную,
ионную и металлическую.
Связь, осуществляемая за счет электронных пар, в одинаковой мере
принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной.
Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный за счет неспаренных электронов, находящихся в невозбужденном или
возбужденном состоянии, и донорно-акцеторный.
Число связей за счет неспаренных электронов, которые может
образовывать атом данного элемента с другими атомами, равно числу этих
электронов в основном или возбужденном состоянии. Например, атом углерода
в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и может образовать 2
химические связи, например, с двумя неспаренными электронами атома
кислорода (получается молекула С=О):
2р2
2р4
2s2
2s2
C
O
В возбужденном состоянии атом углерода имеет на внешнем уровне четыре
неспаренных электрона и может образовать 4 химические связи,
2р2
2р3
2s2
E
2s2
C
C
____________________
например, с четырьмя неспаренными электронами двух атомов кислорода
(получается молекула О=С=О).
Число
образуемых
атомом
ковалентных
связей
называется
ковалентностью элемента в соответствующем соединении.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
заключается в том, что один из атомов, участвующих в образовании
химической связи, предоставляет неподеленную электронную пару (его
называют донором), а второй (акцептор)-свободную орбиталь. Примером
может служить образование иона аммония NH4+ из молекулы аммиака NH3 и
иона водорода Н+:
Н
..
Н :N:+
..
Н
H+
Н
+
..
Н:N:Н
..
Н
NH3 – донор, Н+- акцептор
Все связи N-H в ионе аммония равноценны.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
особенно распространен в комплексных соединениях.
Для обоих механизмов образования ковалентной связи справедливо
следующее: атом не может образовать ковалентных связей больше, чем число
валентных орбиталей.
Ковалентная связь характеризуется длиной (это расстояние между ядрами
атомов, образовавших связь), прочностью (она определяется энергией связи это энергия, которую необходимо затратить для разрыва всех связей в
молекулах, составляющих 1 моль вещества), направленностью (все орбитали,
кроме S, имеют пространственную направленность, поэтому и связи,
образованные за счет перекрывания таких орбиталей, обладают определенной
направленностью), полярностью (если общая электронная пара расположена
симметрично между ядрами атомов, то связь неполярная - это молекулы,
состоящие из атомов одного элемента, если общая электронная пара смещена в
сторону более электроотрицательного атома, то связь полярная - это молекулы,
образованные атомами разных элементов).
Различают - и -ковалентные связи.
связь – это связь, при
образовании которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль
прямой, соединяющей центры атомов.
связь это связь, при образовании
которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль линии,
перпендикулярной прямой, соединяющей центры атомов.
Ковалентная связь, образованная одной парой электронов, называется
одинарной (простой), двумя - двойной, тремя - тройной. Двойную и тройную
связи называют кратными.
Ионной называется химическая связь, осуществляемая за счет сил
электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. К
возникновению ионов приводит большая разница электроотрицательностей (
1,7) атомов, образующих связь. Поэтому ионная связь возникает между
атомами типичных металлов и неметаллов (CsF, BaCl2, Na2O). Например,
образование молекулы NaCl можно представить следующим образом:
0
Na - 1e
+
Na ,
0
-
Cl + 1e
+
-
Cl , Na + Cl = NaCl
-
Ионы Na+ и Cl имеют завершенные (8-электронные) внешние оболочки.
Молекул с чисто ионной связью нет. Даже в молекуле CsF электронная
пара лишь на 89% принадлежит фтору, а на 11% - цезию. Поэтому говорят о
степени ионности связи.
В отличие от ковалентной ионная связь является ненаправленной и
ненасыщенной. Каждый ион способен притягивать, координировать вокруг
себя равноценно по всем направлениям ионы противоположного знака.
Например, координационное число в кристалле NaCl равно 6, т.е. каждый ион
Na+ связан с 6 ионами Cl- и наоборот.
Металлической называется связь, осуществляемая между всеми атомами
в кристаллической решетке металла совокупностью обобществленных
валентных электронов.
Атомы металлов имеют на внешнем уровне много свободных орбиталей и
мало валентных электронов. Валентные электроны имеют возможность
беспрепятственно переходить от атома к атому, становятся общими для всех
атомов, образующих кристаллическую решетку металла. Совокупность
хаотически движущихся обобществленных валентных электронов называют
электронным газом. Его высокой подвижностью объясняются такие
характерные свойства металлов, как тепло - и
электропроводность;
отсутствием локализованных химических связей - пластичность и ковкость.
Энергия (прочность) металлической связи растет с увеличением числа
валентных электронов и заряда ядра.
Примеры решения задач
Пример 1. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами,
может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном состояниях ?
Решение
Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора
2
3s 3p3:
3d0
3p3
3s2
15P
Атомы фосфора имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен
переход одного S-электрона на 3d-подуровень:
3d1
3p3
3s1
15P
Следовательно, в соответствии с числом неспаренных электронов,
валентность фосфора в нормальном состоянии равна трем (например, РН3), а в
возбужденном - пяти (например, РСl5).
Пример 2. Как изменяется прочность связи Н-Э в ряду Н2О - Н2S - H2Se H2Te ?
Решение
В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов
(O,S,Se,Te) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания
с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области
перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает
ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области
перекрывания электронных облаков, т.е. ослабление связи. Таким образом, при
переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н-Э уменьшается.
Пример 3. Что такое гибридизация валентных орбиталей ? Какое строение
имеют молекулы типа АВn, если связь в них образуется за счет sp-,sp2-,sp3гибридизации орбиталей атома А?
Решение
Теория валентных связей предполагает участие в образовании
ковалентных связей не только «чистых» атомных орбиталей, но и
«смешанных», так называемых гибридных атомных орбиталей. При
гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных
облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой
одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей равно
числу исходных.
Гибридизация орбиталей и пространственная
конфигурация молекул
Тип
молекулы
Исходные
орбитали
атома А
АВ2
АВ3
АВ4
S+P
S+P+P
S+P+P+P
Тип гиб- Число гиб- Пространствен- Валентный
ридизации ридных ор- ная конфигуугол*
биталей
рация молекул
атома А
SP
2
линейная
1800
SP2
3
треугольная
1200
SP3
4
тетраэдрическая
109028
Валентным называется угол между двумя ближайшими связями в
молекуле.
Задачи
61. Какова современная формулировка периодического закона В чем
причина периодической зависимости свойств элементов и образуемых ими
соединений от заряда ядра атомов
62. Что такое ковалентность элементов Напишите электронные формулы
кислорода и серы, распределите электроны по энергетическим ячейкам в
нормальном
и
возбужденном
состояниях,
определите
возможные
ковалентности этих элементов.
63. Какая химическая связь называется ковалентной Как она образуется и
каковы ее свойства
64. Какая химическая связь называется ионной Как она образуется и
каковы ее свойства
65. Что такое - и - связь Напишите электронную формулу азота,
распределите электроны по энергетическим ячейкам, определите его
ковалентность. Какие связи в молекуле азота
66. Определите характер связей в молекулах LiF, HF, F2 . Укажите смещение
электронного облака связи с учетом величин электроотрицательностей (ЭО).
67. Что такое гибридизация Определите тип гибридизации валентных
орбиталей бериллия при образовании молекулы BeCl2 и ее форму.
68. Определите направление связей в молекуле аммиака и ее форму.
Укажите смещение электронного облака связи с учетом величин ЭО.
69. Определите форму молекул H2O, H2Se. Как изменяется величина
валентного угла в молекулах этих соединений
70. Что такое допорно-акценторная связь Объясните механизм образования
ионов BF4- ; [Zn(NH3)4]2+.
VII. Термохимия и термодинамика
К важнейшим величинам, характеризующим химические системы,
относятся внутренняя энергия U, энтальпия, энтропия S и энергия Гиббса. Все
эти величины представляют собой функции состояния и не зависят от способа,
которым это состояние, достигнуто.
Химические реакции чаще осуществляются при постоянном давлении
(изобарный процесс). В подобных случаях для энергетической характеристики
процесса удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией
H(кДж).
В результате реакции энтальпия системы либо возврастает ( Н 0), т.е.
система поглощает энергию из внешней среды (эндотермическая реакция), либо
уменьшается ( Н
0), т.е. система выделяет энергию (экзотермическая
реакция).
В основе расчетов, связанных с изменением энтальпии или внутренней
энергии системы в результате реакции, лежит закон Гесса:
Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и
конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от
промежуточных стадий процесса.
Упрощает многие термохимические расчеты следствие из закона Гесса:
Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно разности
между суммами стандартных энтальпий образования продуктов реакции и
исходных веществ: Н= Нпрод
Нисх.
Стандартными в термодинамике приняты следующие условия: давление
101,3 кПа (1 атмосфера); температура 298 К (250С).
Стандартной энтальпией образования сложного вещества (кДж/моль)
называется стандартное изменение энтальпии при химической реакции (или,
короче, стандартная энтальпия реакции) образования 1 моля данного вещества
из простых веществ.
Энтальпии образования простых веществ принимаются равными нулю.
Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция,
определяется совместным действием двух факторов:
1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней
энергией (энтальпией) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного
состояния, т.е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим
числом равновероятных способов (микросостояний).
Мерой вероятности состояния системы является энтропия S(Дж/моль.К) величина, пропорциональная числу равновероятных микросостояний,
которыми может быть реализована данное макросостояние.
Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического
состояния в жидкое, из жидкого в газообразное, при расширении газов,
растворении вещества и т.п. Во всех этих случаях упорядоченность системы
понижается, беспорядок возрастает, поэтому можно говорить, что энтропия
является мерой беспорядка системы.
Влияние обеих тенденций на направление протекание процесса отражает
функция состояния, называемая энергией Гиббса; она связана с энтальпией и
энтропией соотношением
G = H TS
Как и в случае Н и S, изменение энергии Гиббса G (KДж) в
результате химической реакции (или, короче, энергия Гиббса реакции) равно
сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы
энергий Гиббса образования исходных веществ:
G=
Gпрод
Gисх
Изменение энергии Гиббса G является мерой самопроизвольного
протекания химической реакции: при постоянных температуре и давлении
реакция может протекать самопроизвольно в сторону уменьшения энергии
Гиббса ( G=G2-G1 0).
Из анализа выражения G= H-T S видно, что наиболее вероятно
самопроизвольное протекание экзотермических реакций, протекающих с
повышением энтропии и, с другой стороны, самопроизвольное протекание
эндотермических реакций, идущих с уменьшением энтропии, невозможно. При
низких температурах наиболее вероятно протекание экзотермических реакций,
при высоких - реакций, сопровождающихся возрастанием энтропии.
Примеры решения задач
Пример 1. Могут ли в стандартных условиях самопроизвольно протекать в
прямом направлении при 298 К реакции
Cl2 (г.) + 2HJ(г.)=J2(K.)+2HCl(г.) ,
(1)
J2(K.)+H2S(г.)=2HJ(г.)+S(K.) ?
(2)
Как скажется рост температуры на направлении протекания этих реакций?
Решение
Находим знаки G0298 для этих реакций. Используем справочные данные
G0 образования (кДж/моль) для HJ (1,8), HCl (-95,2) и H2S (-33,8).
Тогда для реакций (1) и (2) соответственно:
G= Gпрод- Gисх
0
G 1=-95,2 2 - 1,8 2= -194,0 кДж
G02=1,8 2- (-33,8)=37,4 кДж
Отрицательный знак G01, указывает на возможность самопроизвольного
протекания реакции (1); положительный знак G02 означает, что реакция (2) в
указанных условиях протекать не может.
Ответ на второй вопрос определяется знаком S0 данных реакций. В
реакции (1) число молей веществ в газообразном состоянии уменьшается, в
реакции (2) - возрастает. Следовательно, S01 0 и S02 0, т.е. в уравнении
G= H0-T S второй член для реакции (1) положителен, а для реакции (2) отрицателен. Значит, с возрастанием Т значение G01 будет возрастать (т.е.
становиться менее отрицательным), а G02 - уменьшаться (становиться менее
положительным). Это означает, что повышение температуры будет
препятствовать протеканию реакции (1) и благоприятствовать протеканию
реакции (2) в прямом направлении.
Пример 2. Установить, возможно ли при температурах 298 и 2500 К
восстановление диоксида титана до свободного металла по реакции
TiO2(k)+2C(k) = Ti(k)+2CO(г)
0
0
Зависимостью Н и S от температуры пренебречь.
Решение
Используем справочные данные по величинам Gобр (кДж/моль) при 298К
для TiO2 (-888,6) и СО (-137,1). Тогда для данной реакции:
G= Gпрод- Gисх
0
G 298=-137,1 2-(-888,6)=614,4кДж
Поскольку G
восстановление TiO при 2980К невозможно.
Для расчета G
воспользуемся уравнением G = H T S . При этом, в
соответствии с указанием в условии задачи, используем справочные значения
Н и S при 298 К Н обр(кДж/моль) TiO =-943,9; CO=-110,5; S (Дж/моль К)
TiO =50,3; C=5,7; Ti=30,6 и СО=197,5
Тогда для рассматриваемой реакции
Н =-110,5 2-(-943,9)=722,9 кДж ,
S =30,6+197,5 2-50,3-5,7 2=363,9 Дж/К .
Находим G
реакции (выражая S0 в кДж/К):
G
= H -T S =722,9-2500 363,9/1000=-186,9кДж.
Таким образом, G
0, так что восстановление TiO2 графитом при
2500 К возможно.
Задачи
71. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания
реакции
Fe2O3 (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO2 (г)
∆H298, кДж/моль
-823
-110,6
0
-393,8
S298, Дж/ (моль • град)
87,5
197,7
27,2
213,8
при температурах 1000 и 2000 К.
72.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
Fe2O3 (т) + 3H2 (г) = 2Fe (т) + 3H 2O (г)
-823
0
0
-242
87,5
130,7
27,2
189
при температурах 500 и 2000 К.
73.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
WO3 (т) + 3H2 (г) = W (т) + 3H 2O (г)
-843
0
0
-242
75,9
130,7
32,6
189
при температурах 600 и 1500 К.
74.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
TiCl4 (г) + 2Mg (т) = Ti (т) + 2MgCl2 (г)
-763
0
0
-641
352
32,7
30,6
90
при температурах 400 и 1600 К.
75.*
∆H298, кДж/моль
TiO2 (г) + 2C (т) + 2Cl2 (г) = TiСl4 (г) + 2СО (г)
-943,5
0
0
-763
-110,6
S298, Дж/ (моль • град)
50,2
5,7
223
352
197,7
при температурах 800 и 1500 К
76.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
MgO (г) + C (т) = Mg (т) + СО (г)
-691,8
0
0
-110,6
26,9
5,7
32,7
197,7
при температурах 1000 и 3000 К.
77.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
3V2O5 (т) + 10Al (г) = 6V (г) + 5Al2O3 (т)
-1573
0
0
-1677
131
28,4
28,9
50,9
при температурах 500 и 1500 К.
78.*
4Fe(OH)2 (т) + O2 (г) + 2H2O (ж) = Fe(OH)3 (т)
-480
0
-237
-700
∆G298, кДж/моль
при стандартных условиях.
79.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
Cr2O3 (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3СO (г)
-1141
0
0
-110,6
81,2
5,7
23,6
197,7
при температурах 1000 и 3000 К.
80.*
∆H298, кДж/моль
S298, Дж/ (моль • град)
NiO (т) + CO (г) = Ni (т) + СO2 (г)
-239,7 -110,6
0
-393,8
37,9
197,7 29,9
213,8
при температурах 800 и 1500 К.
* См. условие задачи 71.
VIII. Скорость химической реакции.
Химическое равновесие
Скорость химической реакции измеряется качеством вещества,
вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу
времени в единице объема системы (для гомогенной, т.е. однофазной реакции)
или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной, т.е.
двухфазной реакции).
Для гомогенной реакции, протекающей при постоянном объеме,
Vгомог = С/ t
( С - изменение мольной концентрации какого-либо из
веществ- исходных или конечных).
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их
концентрации, температуры и присутствия в системе катализаторов.
Согласно закону действия масс при постоянной температуре скорость
реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Например, для реакции
2NO + O2 = 2NO2
выражение скорости по закону действия масс будет следующим:
V = k NO O2
где k - константа скорости реакции, ее значение зависит от природы
реагирующих веществ.
При гетерогенных реакциях концентрации веществ в твердой фазе
обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение
закона действия масс:
3Fe(T) + 2CO(г) = Fe3C(T) + CO2 (г)
V = k CO 2
Зависимость скорости (или константы скорости) от температуры может
быть выражена уравнением
Vt+ t = Vt t ,
выражающим эмпирическое правило Вант-Гоффа: повышение температуры на
каждые 100С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза. Здесь Vt- скорость
реакции при температуре t, Vt+ t - скорость реакции при повышенной
температуре, -температурный коэффициент скорости реакции.
Для обратимых реакций характерно состояние, называемое химическим
равновесием, при котором скорости прямой и обратной реакций одинаковы и
изменения концентраций реагирующих веществ, называемых равновесными, не
происходит.
Так, для реакции А+2В
C+D по закону действия масс имеем:
V=k A B ,V=k C D
В состоянии химического равновесия V = V, т.е. k A
Отсюда
k/k= C
D /( A
B
B
=k C
D.
)= Kр,
где Кр
константа равновесия реакции. Численное значение константы
равновесия характеризует выход данной реакции. Так, Кр 1 при значительном
превышении концентраций продуктов реакции над концентрациями исходных
веществ, а это значит, что выход реакции велик. При Кр 1 (по аналогичной
причине) выход реакции мал.
Константа зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и
не зависит от концентраций веществ. Независима она и от присутствия
катализаторов. Изменение концентраций любого из веществ, составляющих
равновесную систему, влечет за собой изменение концентраций всех остальных
веществ, в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между
ними вновь отвечает константе равновесия.
Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому
равновесию называется смещением химического равновесия. Направление
этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какоелибо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное
воздействие будет ослаблено.
Константа равновесия химической реакции связана со стандартным
изменением энергии Гиббса этой реакции уравнением
G = - 2,3RTlgK
Анализ уравнения показывает, что при отрицательных значениях G
равновесие смещено в направлении прямой реакции, и выход продуктов
сравнительно велик, при положительном знаке G0 равновесие смещено в
сторону обратной реакции, и выход продуктов прямой реакции сравнительно
мал.
Примеры решения задач
Пример 1. Сместится ли равновесие системы
4HCl(г)+O2(г)
2Cl2(г)+2H2O(г)+Q
если повысить давление в 2 раза; если повысить температуру ?
Решение. По закону действия масс имеем
V0 = k HCl 4 O2 , V0 = k Cl2 2 H2O 2
Для веществ в газовой фазе повышение давления в системе означает
увеличение их концентраций в соответствующее число раз.
Тогда
V = k 2HCl 4 2O2 , V = k 2Cl2 2 2H2O
2
или
V = 24 2 k HCl 4 O2 = 32V0, V = 22 22 k Cl2 H2O = 16V0
То есть, скорость прямой реакции возрастет в 32 раза, а скорость обратной в 16 раз.
Таким образом, равновесие системы нарушится и сместится в сторону
прямой реакции.
На этот же вопрос можно ответить, используя принцип Ле Шателье .
Равновесие системы при повышении давления сместится так, чтобы
ослабить это воздействие, т.е. в сторону реакции, идущей с понижением
давления. А понижается давление по прямой реакции, т.к. она протекает с
уменьшением числа газообразных молекул (обратная реакция идет,
соответственно, с повышением давления). Следовательно, повышение давления
в данной равновесной системе приведет к смещению равновесия в сторону
прямой реакции.
Принцип Ле Шателье дает ответ и на второй вопрос задачи. При повышении
температуры равновесие системы сместится так, чтобы ослабить это
воздействие, т.е. в сторону реакции, идущей с поглощением тепла. По условию
задачи прямая реакция - экзотермическая, идет с выделением тепла, значит,
обратная - эндотермическая, идет с поглощением тепла. Следовательно,
повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону обратной
реакции.
В реальности закон действия масс неприменим к данной реакции в целом,
поскольку одновременное столкновение более чем трех частиц крайне
маловероятно. Реакции, в уравнения которых входит большее число частиц,
протекают в несколько стадий, и закон действия масс применим лишь к
отдельным стадиям процесса.
Пример 2. В системе А(г) + 2В(г)
С(г) равновесные концентрации равны:
А = 0,06 моль/л; В = 0,12 моль/л; С = 0,216 моль/л. Найти константу
равновесия и исходные концентрации веществ А и В.
Решение
Подставляем данные задачи в выражение константы равновесия:
К= С р / ( А р В 2р) = 0,216 / (0,06 0,122) = 250
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, если
известно изменение концентрации одного из веществ, то по уравнению реакции
можно найти изменения концентраций всех других веществ, составляющих
реакционную систему. Согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В
образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы
образовалось 0,216 моля вещества С, то при этом было израсходовано 0,216
моля А и 0,216
2=0,432 моля В. Таким образом, искомые исходные
концентрации равны:
А 0 = 0,06+0,216 = 0,276 моль/л
В 0 = 0,12+0,432 = 0,552 моль/л
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г)+Н2О(г)
СО2(г)+Н2(г)
при 8500С равна 1. Вычислить равновесные концентрации веществ, если
исходные концентрации : СО 0=3 моль/л, Н2О 0=2 моль/л.
Решение
Выражение константы равновесия данной реакции
К= СО2 р Н2 р / СО р Н2О р
Пусть к моменту равновесия концентрация СО2 р= х моль/л. Согласно
уравнению реакции число молей образовавшегося водорода при этом будет
также х моль/л. По столько же молей (х) СО и Н2О расходуется для
образования х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех
веществ:
СО2 р= Н2 р= х моль/л; СО р=(3-х) моль/л; Н2О р=(2-х) моль/л
Тогда
1=х2 / (3-х)(2-х); х2=6-2х-3х+х2; 5х=6; х=1,2 моль/л.
Искомые равновесные концентрации:
СО2 р=1,2 моль/л
Н2 р=1,2 моль/л
СО р=3-1,2=1,8 моль/л
Н2О р=2-1,2=0,8 моль/л
4. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз
возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 750С ?
Решение
Отношение скоростей реакции при температурах 750(Vt+ t) и 200(Vt) равно
Vt+ t / Vt= t/10
t = 75-20 =550; Vt+ t / Vt = 2,8 5,5 = 287
Скорость реакции увеличится в 287 раз.
Задачи
81. Во сколько раз изменится скорость химической реакции N2 (г)+ 3H2 (г) =
2NH3 (г), если: а) увеличить давление в 2 раза; б) увеличить концетрацию N2 в 3
раза; в) понизить температуру на 40 С ( )
82. Во сколько раз надо увеличить концентрацию CO2 ,чтобы скорость
реакции CO2 (г)+C(г) = 2CO (г) увеличилась в 4 раза
83. Во сколько раз надо увеличить давление, чтобы скорость реакции CaO
(т) +CO2 (г) = CaCO3 (г) увеличилась в 12 раз
84. При 1300 К константа равновесия реакции FeO (т) + CO (г)= Fe (т) + CO2
(г) равна 0,5. Вычислить равновесные концентрации CO и CO2, если исходные
концентрации [CO]исх = 0,05 моль/л и [CO2]исх = 0. В какую сторону сместится
равновесие при увеличении концентрации СО
85. При установлении равновесия: ZnO (т) + CO (г) = Zn (т) + CO2 (г)
концентрация [СО]=1моль/л, [СО2]=1моль/л. Вычислите исходную концентрацию [СО]исх , если исходная концентрация [CO2]исх равна нулю.
86. При установлении равновесия N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г) концентрация
[N2] = 0.02 моль/л, [H2] = 7,2 моль/л и [NH3] = 0,8 моль/л. Вычислите исходную
концентрацию азота и водорода, если начальная концентрация аммиака равна
нулю. В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления.
87. При установлении равновесия 2CO () + O2 () = 2CO2 () + 566,2 кДж
концентрация [CO](г) = 2 моль/л, [О2](г) = 0,5 моль/л, и [CO2](г) = 2моль/л.
Вычислите исходную концентрацию CO и O2 , если начальная концентрация
CO2 равна нулю. В какую сторону сместится равновесие при повышении
температуры
88. При установлении равновесия Fe2O3 (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO2 (г)
концентрация [CO] = 1моль/л и [CO2] = 2моль/л. Вычислите исходную
концентрацию [СО]исх, если начальная концентрация CO2 равна нулю.
89. Вычислите исходную концентрацию водорода: ZnO(т) + H2 (г) =
= Zn(т) +H2O (г), если константа равновесия при некоторой температуре
равна 0,5, а равновесная концентрация [H2O] = 0,6 моль/л. В какую сторону
сместится равновесие при увеличении концентрации H2O
90. В какую сторону сместится равновесие: а) при понижении давления;
б) при повышени температуры?
FeО (т) + H2 (г)
Fe (т) + H2O (г) –23кДж
Fe2O3 (т) +3SO3 (г)
Fe2(SO4)3 (т) – 1081кДж
TiO2 (т) + 2C (т) + 2Cl2 (г)
TiCl4 (г) + 2CO (г) + 32,7 кДж
IX. Растворы.
Способы выражения содержания
растворенного вещества в растворе
Растворы - это гомогенные химические системы переменного состава,
образованные двумя или несколькими веществами.
Состав раствора определяется количествами растворенного вещества и
растворителя.
Существует несколько способов количественного выражения состава
растворов в виде различных долей либо в виде различных концентраций
растворенного вещества. Концентрацией раствора называется количество
растворенного вещества, содержащееся в единице массы или объема раствора
или растворителя.
Наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания
растворенного вещества в растворе следующие:
1) массовая доля
- отношение массы растворенного вещества к общей
массе раствора
= (mв / mр-ра ) 100% (в долях или %);
2) мольная доля N - отношение количества растворенного вещества (в
молях) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор:
N1=n1 / (n1+n2+n3+...)
(в долях);
3) моляльность m - отношение количества растворенного вещества (в
молях) к массе растворителя:
m=n / mр-ля
(моль/кг р-ля);
4) молярность См или М - отношение количества растворенного вещества (в
молях) к объему раствора:
См=n / V (моль/ л);
5) эквивалентная концентрация или нормальность Сн - отношение числа
эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:
Сн=nэкв / V (экв/л или н)
6) титр (Т) - количество граммов растворенного вещества в 1см3 (мл)
раствора
Т=mв / V(мл) (г/мл).
Первые три вида концентраций - массовые, вторые три вида - объемные.
Пересчет массовых концентраций в объемные и наоборот можно произвести
только зная плотность раствора.
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислите: массовую, моляльную, молярную, нормальную
концентрации, мольную долю, титр раствора Н3РО4, полученного при
растворении 18г кислоты в 282 мл воды, если его плотность 1,031 г/см3.
Решение
Масса раствора 282+18=300г. Тогда массовая доля =mв / mp-pa=18 / 300 =
0,06 (6%).
Для нахождения моляльности сначала вычисляем количество растворенного
вещества n=mв / М=18 / 98=0,184 моль. Тогда моляльность m=0,184 / 0,282=0,65
моль/кгН2О.
Для определения мольной доли кислоты сначала вычисляем количества
растворенного вещества (n1) и растворителя (n2):
n1=18 / 98=0,184 моль n2=282 / 18=15,67 моль.
Отсюда мольная доля N=0,184 / (0,184+15,67) =0,012.
При нахождении молярности используем уже найденное количество
растворенного вещества n1=0,184 моль в 300г раствора. Определяем объем
раствора V=300 / 1,031 = 290,98 мл = 0,291 л; следовательно, молярность
СМ=0,184/0,291=0,63 моль/л.
Для вычисления нормальности сначала определяем эквивалент Н3РО4
Э=1 / (1 3) = 0,33 моль
и находим число эквивалентов растворенного вещества в известном объеме
раствора (0,291 л):
0,33 моль - 1экв
0,184 моль - х экв
х=0,56 экв.
Отсюда нормальность Сн = 0,56 / 0,291 = 1,92 н.
Определяем титр раствора. Так как в 291 мл раствора содержится 18г
кислоты, то
Т=18 / 291=0,0618 г/мл.
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3
0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты
Решение
Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных
количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах.
При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно
пропорциональны их нормальностям, т.е.:
V1 / V2 = Cн,2 / Cн,1, или V1Cн,1 = V2 Cн,2,
50 Cн,1 = 25 0,5, откуда Cн,1= 25 0,5/50=0,25 н.
Пример 3. К 1 л 10% - ного раствора KOH (плотность 1,092 г/см3)
прибавили 0,5 л 5% -ного раствора KOH (плотность 1,045 г/см3). Объем смеси
довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.
Решение
В 1 л 10%-го раствора содержится
1092 10/100 = 109,2 г KOH.
Масса 0,5 л 5% - ного раствора 1045 0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится
522,5 5/100 = 26,125 г KOH.
В общем объеме полученного раствора (2 л ) масса KOH составляет 109,2 +
26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора C m = 135,325/(2 56,1) =
1,2 М, где 56,1 – молекулярный вес KOH.
Пример 4. Какой объем 96% - ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см3 ,
потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора
Решение
Эквивалентная масса H2SO4 = М/2 = 98,08/2 = 49,04 г. Для приготовления 3 л
0,4 н. раствора требуется 49,04 0,4 3 = 58,848 г H2SO4. Масса 1 см3 96%- ной
кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится
1,84 96/100 = 1,766 г H2SO4
Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять 58,848 / 1,766
= 33,32 см3 этой кислоты.
Задачи
91. Сколько мл 60% -ного раствора азотной кислоты (плотность 1,367 г/см3)
и воды нужно для приготовления 1 л 10% -ного раствора азотной кислоты
(плотность 1,054 г/см3).
92. Определить процентную концентрацию раствора, полученного при
прибавлении 300 г воды к 250 г 15% -ного раствора едкого натра.
93. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрацию и титр
20%-ного раствора хлорида натрия (плотность 1,148 г/см3).
94. Вычислите молярную и нормальную концентрацию раствора серной
кислоты, в 200 мл которого содержится 9 г H2SO4.
95. До какого объема нужно довести раствор, содержащий 20 г NaOH,
чтобы его концентрация была равна 0,2 М, 0,5 н.
96. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации 10%-ного
раствора, азотной кислоты (плотность 1,056 г/см3).
97. Сколько мл 30%-ного раствора едкого кали (плотность 1,29 г/см3)
необходимо для приготовления 3 л 0,54 М раствора
98. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр
раствора, содержащего 2 г глюкозы (C2H12O6) в 60 г воды (плотность 1,01
г/см3).
99. Для нейтрализации 20 мл 0,1 н. раствора кислоты потребовалось 6 мл
раствора едкого натра. Определить нормальную концентрацию раствора едкого
натра и его титр.
100. Определить нормальную концентрацию раствора, полученного при
смешении 800 мл 3,0 н раствора едкого кали и 1,2 л 12% -ного раствора едкого
кали (плотность 1,10 г/см3).
Х. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
Неэлектролиты - это вещества, растворение которых не сопровождается
распадом на ионы.
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств,
количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в
растворе частиц растворенного вещества.
1. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя
над раствором равно мольной доле растворенного вещества (закон Рауля).
(р0-р1 )/ р0=N2=n2 / (n1+n2),
p1 = p0N1,
где р0- давление насыщенного пара над чистым растворителем;
р1- парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором;
n1- количество растворителя (в молях);
n2- количество растворенного вещества (в молях);
N1- мольная доля растворителя;
N2- мольная доля растворенного вещества.
2. Повышение температуры кипения и понижение температуры
кристаллизации раствора пропорциональны его моляльной концентрации.
tкип = Е m,
tкрист = К m,
где Е- эбуллиоскопическая постоянная растворителя;
К- криоскопическая постоянная растворителя;
m- моляльность раствора.
3. Осмотическое давление раствора пропорционально его молярной
концентрации:
Р = СмRT (закон Вант-Гоффа),
где См- молярность раствора; R- газовая постоянная; Т- температура, К.
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить температуры кристаллизации и кипения 2%- ного
раствора глюкозы C6H12O6.
Решение
tкип. = E m
tкр. = K m
Моляльность раствора (см. тему IX) равна:
n
2/180
моль
m=
=
(
)
m р-ля
0,098
кг р-ля
(180 г/моль – молярная масса глюкозы).
Эбуллиоскопическая постоянная для воды 0,52.
Криоскопическая постоянная для воды 1,86.
2/180
Тогда повышение температуры кипения tкип. = 0,52
= 0,06 С.
0,098
2/180
Понижение температуры кристаллизации tкр. = 1,86
= 0,21 С.
0,098
Вода кипит при 100 С, следовательно, температура кипения раствора 100 +
+ 0,06 = 100,06 С; вода кристаллизуется при 0 С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0 - 0,21 = - 0,21 С.
Пример 2. Раствор, содержащей 11,04 г глицерина в 800 г воды,
кристаллизуется при – 0,279 С. Вычислить молярную массу глицерина.
Решение
Температура кристаллизации чистой воды 0 С. Значит, понижение
температуры кристаллизации t = 0-(-0,279) = 0,279 С:
n
11,04/М
tкр. = K m = K
= 1,86
= 0,279
m р-ля
0,8
(М – молярная масса глицерина).
Отсюда M = (186 11,04) / (0,279 0,8) = 92 г/ моль.
Пример 3.Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 3 г сахара, при 12 С равно 83,14 кПа. Определите относительную молекулярную массу сахара.
Решение
По закону Вант-Гоффа Росмт. = СМRT.
Молярность раствора (см. тему IX) равна:
СМ = n/V (моль/л).
Тогда Росмт. = (n/V) RT = [(3/M) / 0.25] 8,314 (273 + 12) = 83,14
(M – молярная масса сахара).
3 8,314 (273+12)
Отсюда М =
= 342 г / моль;
83,14 0,25
относительная молекулярная масса сахара равна 342.
Пример 4. Давление насыщенного пара воды при 100 С равно 101,325
кПа. Определить давление пара воды над 10%-ным раствором глицерина.
Решение
Из закона Рауля следует, что давление насыщенного пара растворителя над
раствором пропорционально мольной доле растворителя:
p1 = p0 N1
Мольная доля (см. тему IX) растворителя равна
N1 = n1 / (n1 + n2).
900/18
Тогда p1 = 101,325
= 100,74 кПа
900/18 + 100/342
(342 – молярная масса глицерина, 18 – молярная масса воды).
Задачи
101. Определить температуру замерзания раствора, полученного при растворении 300 г сахара (C12H22O11) в 1500 г воды Криоскопическая постоянная
воды равна 1,86 град.
102. Давление насыщенного пара воды при 100 С равно 101,325 кПа (760
мм рт.ст.). Определить давление пара воды над 4%-ным раствором мочевины
CO(NH2)2 при этой температуре.
103. Вычислить осмотическое давление при 0 С раствора, содержащего 3,72
г анилина C6H5NH2 в 1л раствора.
104. Вычислить, сколько глицерина C3H5 (OH)3 нужно растворить в 200 г
воды, чтобы раствор замерзал при -5 С. Криоскопическая постоянная воды 1,86
град.
105. Раствор, содержащий 2,05 г растворенного вещества в 650 г воды,
замерзает при –0,93 С. Вычислить относительную молекулярную массу
растворенного вещества. Криоскопическая постоянная воды 1,86 град.
106. Вычислить температуру замерзания водного 30%-ного раствора C2H5OH.
Криоскопическая постоянная воды 1,86 град.
107. Определить температуру кипения раствора, содержащего 3,46 г
мочевины CO(NH2)2 в 100 г воды. Эбуллиосопическая постоянная воды равна
0,52 град.
108. Вычислить, при какой температуре замерзает водный 35%-ный раствор
глицерина C3H5 (OH)3 Криоскопическая постоянная воды 1,86 град.
109. Осмотическое давление раствора, содержащего 0,4 г растворенного
вещества в 660 мл раствора, при 27 С равно 24,91 кПа. Вычислите
относительную молекулярную массу растворенного вещества.
110. Осмотическое давление раствора, содержащего 3 г сахара в 250 мл
раствора, равно 83,08 кПа при 12 С. Определите относительную молекулярную
массу сахара.
XI. Электролитическая диссоциация.
Ионное произведение воды.
Водородный показатель
По способности проводить электрический ток в растворе или расплаве
вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электропроводность
растворов и расплавов объясняется процессом распада электролитов на ионы,
который называется электролитической диссоциацией.
В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы,
другие - частично, т.е. часть молекул электролита остается в растворе в
недиссоциированном виде.
Число , показывающее, какая часть молекул растворенного вещества
распалось на ионы, называется степенью электролитической диссоциации:
Степень диссоциации зависит от природы растворяемого вещества и
растворителя, температуры (с ее ростом , как правило, увеличивается),
концентрации раствора (при разбавлении раствора возрастает).
В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные
( 30 % при концентрации раствора 0,1 моль/л) и слабые ( 3 % при
концентрации 0,1 моль/л).
К сильным электролитам относятся:
- почти все соли;
- из важнейших кислот: HCl, HBr, HJ, H2SO4, HNO3, HClO4;
- щелочи - гидроксиды металлов IА и IIА групп, кроме Mg и Be.
Слабые электролиты и электролиты средней силы:
- почти все органические вещества;
- из кислот: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H3PO4, H2SO3, H2C2O4;
- гидроксиды, кроме щелочей, а также NH4OH;
- многие бинарные соединения (Н2О, оксиды и др.).
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между
недиссоциированными молекулами и ионами, например:
СН3СООН ↔ Н+ + СН3СОО-,
к которому применим закон действия масс, и можно определить константу
равновесия, называемую в таких случаях константой диссоциации:
К= Н+ СН3СОО- / СН3СООН недисс
В случае электролита АX, диссоциирующего на ионы А+ и Х-, К и
связаны соотношением
К= 2См(1- ) (Закон разбавления Оствальда).
Если
1, то 11. Тогда выражение закона разбавления упрощается:
К= 2 См, откуда = (К / См )1/2.
Концентрации ионов А+ и X- составляют:
А+ = X- = См или А+ = X- = (К См)1/2
Вода, будучи очень слабым электролитом, диссоциирует в
незначительной степени:
Н2О
Н+ + ОНЭтому процессу соответствует константа диссоциации
К= Н+ ОН- / Н2О
Поскольку
очень
мала,
то
равновесная
концентрация
недиссоциированных молекул воды [ 2О] практически равна общей
концентрации воды, т.е. 1000/18=55,55 моль/л, и выражение для константы
диссоции воды можно преобразовать:
[H+] [OH-]=K[H2O] =KH2O
KН2О- постоянная при данной температуре величина, называется ионным
произведением воды; она зависит только от температуры.
В чистой воде при 25 С [Н+]=[ОН-]=10-7 моль/л, следовательно, КН2О=10-14.
Эта величина справедлива и для разбавленных водных растворов.
Концентрации [H+] и [ОН-] взаимосвязаны: чем больше одна величина,
тем меньше другая, и наоборот. Но их произведение при данной температуре
остается постоянным.
Растворы, в которых [Н+]=[ОН-], называются нейтральными, если
[H+] [OH-], -кислыми, если [OH-] [H+], - щелочными.
Вместо концентрации ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их
обратными десятичными логарифмами; эти величины обозначаются символами
и
и называются соответственно водородным и гидроксильным
показателями:
lg [H+] и
lg [OH-]
При 25 С
в кислых
При этой температуре в нейтральных растворах
в щелочных
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов
водорода в 0,1 М растворе HClO .
-8
Константа диссоциации HClO равна
.
+
-8
Решение. [H ]= К См
= 5 10 0,1=7 10-5 моль/л.
[H+]=
[H+]/CM=7
Cм ,
/0,1=7
моль/л
или
К/См
[Н+]=
=
/0,1
= 7 10-4 моль/л,
См=7 10-4 0,1=7 10-5 моль/л.
Пример 2. При какой массовой доле муравьиной кислоты в растворе
(плотность 1 г/мл)
? Константа диссоциации кислоты при 25 С равна 1,8
-4
10 .
Решение
lg[H+]=2, отсюда [H+]=10-2 моль/л.
Находим молярность раствора.
[H+]= K Cм
, тогда См= [H+]2/K=(10-2)2/1,8 10-4=0,55 моль/л.
Пересчитываем молярную концентрацию в массовую долю.
MНСООН=46 г/моль
=mВ/mР-РА=См М/V =0,55 46/1000 1=0,025 (2,5 )
Пример 3. [OH-]=10-3 моль/л. Вычислить
.
Решение
lg[H+]
[OH-][H+]=10-14,
следовательно, [H+]=10-14/[OH-]=10-14/10-3=10-11 моль/л;
lg 10-11=11.
Пример 4.Определить
раствора а(OH)2 при 25 С, имеющего
концентрацию 0,012 моль/л.
Решение
а
а2+
2
-lg[OH]
Из уравнения диссоциации гидроксида следует, что [OH-]=2 0,012=0,024
моль/л. Тогда
lg0,024=1,62;
.
Задачи
111. Вычислить концентрацию ионов OH- и NH4+ в 0,5 М растворе NH4OH,
если константа диссоциации К = 1,8 10-5.
112. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов H+ и HS- в 0,1
м растворе H2S, если константа диссоциации (первая ступень) К = 3 10-7.
113. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов H+ в 0,1%-ном
растворе CH3COOH (плотность 1г/см3), если константа дисоциации К=1,85 10-5.
114. Вычислить pH и pOH 0,1 н. раствора HCN, если константа диссоциации
К=7 10-10.
115. Определить концентрацию ионов ионов H+ и OH- при pH 3.
116. Определить молярную концентрацию раствора CH3COOH, если pH 6, а
степень диссоциации равна 1,3%.
117. Определить pH и pOH 0,1 н. раствора CH3COOH, если константа
диссоциации ее К=1,8 10-5.
118. Определить pH и pOH раствора, содержащего 0,1 г/л NaOH, если
степень диссоциации равна 1.
119. Определить pH и pOH насыщенного раствора Zn(OH)2, если его
растворимость 2,3 10-6 моль/л, а степень диссоциации равна 1.
120. Определить молярную концентрацию раствора NH4OH, если pH 8, а
степень диссоциации равна 1,3%.
XII. Произведение растворимости
Растворимость - способность веществ равномерно распределяться в виде
атомов, молекул или ионов по всему объему растворителя. Количественно
растворимость S выражается максимальным числом граммов вещества, которое
растворяется в 100г Н2О при данной температуре. При этом получается
насыщенный раствор.
Растворение кристаллических веществ в воде - процесс обратимый,
протекающий одновременно в двух противоположных направлениях: переход
вещества из твердой фазы в раствор (растворение) и выделение частиц
растворенного вещества из раствора (кристаллизация). С течением времени
скорости обоих процессов выравниваются и, при данной температуре,
устанавливается динамическое равновесие осадок
раствор. При изменении
температуры равновесие нарушается, т.к. растворимость веществ зависит от
температуры (в большинстве случаев увеличивается с ростом температуры).
Равновесие осадок
насыщенный раствор малорастворимых
соединений
характеризуют
величиной,
называемой
произведением
растворимости (ПР).
Например, в насыщенном растворе ВаSO4 устанавливается равновесие:
ВаSO4
осадок
Ва2+ + SO42раствор
Применив к этому равновесию закон действующих масс, можно записать:
К= Ва2+ SO42- / BaSO4
или
2+
2К ВаSO4 = Ba SO4
(1),
где К - константа равновесия.
Так как в насыщенном растворе концентрация молекул сульфата бария
ВаSO4 - величина постоянная, то постоянно и произведение величин, стоящих
в левой и правой частях уравнения (1):
ПР= Ва2+ SO42- .
Таким образом, ПР-постоянная величина, равная произведению
концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном
растворе.
Если при диссоциации молекулы электролита образуется несколько
одинаковых ионов, то в выражении ПР их концентрации возводятся в
соответствующую степень. Например:
Са3(РО4)2 3Са2+ + 2РО43ПР
= Са2+ 3 РО43- 2
Са (РО )
3
42
С помощью ПР решаются многие вопросы, связанные с образованием или
растворением осадков. Из уравнения (1) видно, что при введении в
насыщенный раствор ионов Ва2+ или SO42-, например, путем добавления
другого электролита, содержащего либо ионы Ва2+, либо SO42-, равновесие
сместится влево - в сторону образования осадка. И, наоборот, если один из
ионов выводить из раствора, например, связав его в нерастворимое или
малодиссоциированное соединение, то равновесие сместится вправо - осадок
ВаSO4 будет растворяться. Таким образом,
- условием образования осадка малорастворимого электролита является
превышение произведения концентраций ионов в растворе над его
произведением растворимости,
- а условием растворения осадка - превышение значения ПР над
произведением концентраций ионов.
Исходя из значений ПР можно также вычислить растворимость S (в
моль/л) малорастворимых электролитов.
Примеры решения задач
Пример 1. Определить ПР фторида магния, если его растворимость в воде
при некоторой температуре равна 0,001 моль/л.
Решение. В насыщенном растворе фторида магния устанавливается
равновесие
MgF2
Mg2+ + 2Fосадок
раствор
По уравнению видно, что при растворении какого-то числа молей MgF2 в
жидкой фазе появляется такое же число молей ионов Mg2+ и вдвое большее
число молей ионов F-. Значит, произведение растворимости данной соли можно
выразить через ее растворимость следующим образом:
ПР= Mg2+ F- 2 = S (2S)2=4S3
Тогда
ПР=4 (0,001)3=4 10-9
Пример 2. ПР иодида свинца при 200С равно 8 . 10-9. Вычислить
растворимость соли. Сколько граммов ионов J- содержится в 200 мл
насыщенного раствора ?
Решение
PbI2
Pb2+ + 2Iосадок
раствор
Выразим ПР иодида свинца через растворимость. По уравнению: в
насыщенном растворе содержится S моль/ л ионов Рb2+ и 2S моль/л I-. Отсюда
ПР PbI2 = Pb2+ I- 2= S (2S)2 =4S3
и
S= (ПР PbI2 /4)1/3 = (8 10-9/ 4)1/3 = 1,3 10-3 моль/л
Поскольку концентрация ионов I- в растворе 2S моль/ л, молярная масса
ионов иода 127г/ моль, то в 0,2 л раствора содержится 2 . 1,3 . 10-3 127 0,2 =
0,066 г ионов I-.
Пример 3. Определить, выпадет ли
осадок фосфата серебра при
смешивании 200 мл раствора AgNO3 с концентрацией 5 . 10-5 моль/ л и 100 мл
раствора фосфата калия с концентрацией 1,5 10-7 М. ПР Ag3PO4 = 1,3 . 10-20
Решение
Ag3PO4 3Ag+ + PO43Осадок выпадет, если произведение концентраций ионов Ag+ 3 PO43- в
конечном растворе будет больше ПР Ag3PO4.
Концентрации ионов после смешения раствора составят:
Ag+ = C Ag+ V1 / (V1 + V2),
PO43- =C (PO4 )3- V2 / (V1 + V2),
где
С Ag+ - концентрация ионов серебра в растворе AgNO3;
C (PO4 )3- - концентрация фосфат-ионов в растворе К3РО4,
V1- объем раствора AgNO3, V2- объем раствора К3РО4.
Из уравнений диссоциации АgNO3 Ag+ + NO3- и К3РО4 3К++РО43следует, что из одного моля каждой соли в раствор переходит по одному молю
ионов Аg+ и РО43- соответственно. Значит, САg+= 5 . 10-5 моль/ л и СРО3-4=1,5.107
моль/ л. Тогда
Ag+ 3 PO43- = (C Ag+. V1 / (V1 + V2))3. C (PO4 )3- . V2 / (V1 + V2) =
= (5.10-5. 0,2 / (0,2+0,1))3. (1,5.10-7.0,1)/( 0,2+0,1)=1,85.10-21
Найденное значение произведения концентраций ионов меньше значения
ПР Ag3PO4 , следовательно, раствор будет ненасыщенным относительно фосфата
серебра, и осадок не образуется.
Задачи
121. Произведение растворимости ПРZn(OH)2 = 5 10-17. Выпадает ли осадок,
если смешать 20 мл 0,02 н раствора ZnSO4 с 80 мл 0,01 раствора NaOH?
122. Вычислить растворимость сульфата бария в 0,1 М растворе сульфата
натрия, если ПРBaSO4 = 10-10.
123. Произведение растворимости ПРMg (OH)2 =3 10-11. Выпадает ли осадок,
если к 2 л раствора Mg(NO3)2 , содержащего 1,48 г этой соли, добавить 1 л 0,05
н раствора NaOH.
124. Произведение растворимости ПРPbI2 = 1,35 10-8. Вычислить
растворимость PbI2 и концентрацию ионов Pb2+ и I-.
125. Произведение растворимости ПРCаSO4 = 6.26 10-5. Выпадает ли осадок,
если смешать 100 мл 0,04 и раствора CaCl2 со 100 мл 0,02 и раствора Na2SO4 ?.
126. Определить, во сколько раз растворимость CaSO4 в 0,01М растворе
Na2SO4 меньше, чем в чистой воде, если ПРCaSO4 =6.26 10-5 .
127. К 1 л 0,1 М раствора HCl прибавили 1 мл 0,01 М раствора AgNO3 .
Выпадет ли при этом осадок AgCl, если ПРAgCl = 1.6 10-10?
128. Сколько граммов ионов Ba2+ содержится в 200 мл насыщенного
раствора карбоната бария, если ПРBaCO3 = 8*10-9?
129. Вычислить ПРMg (OH)2, если его растворимость равна 2 10-4 моль/л.
130. Произведение растворимости ПРCaCO3 = 1.7 10-8. Вычислите
растворимость карбоната кальция и концентрацию ионов Ca2+ и CO2-3 .
ХIII. Гидролиз солей
Реакции гидролиза являются частным случаем ионообменных реакций
между электролитами.
Ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в том
случае, если в качестве продуктов образуются:
а) малорастворимые соединения- осадки (AgJ, BaSO4, CaF2 и др.);
б) слабодиссоциирующие соединения (CH3COOH, NH4OH и др.),
ионы (HCO3-, HPO42-, MgOH+ и др.);
в) газы (СО2, H2S, NH3 и др.).
При выводе молекулярно-ионных уравнений сильные электролиты
записываются в виде отдельных составляющих их ионов, так как именно в
таком состоянии они находятся в растворе; слабодиссоциирующие соединения
- молекулы или сложные ионы, а также малорастворимые соединения и газы записываются в недиссоциированном состоянии.
Примеры ионообменных реакций:
а) CaCl2+2AgNO3=2AgCl Ca NO3 2
Ag+ +Cl-=AgCl;
б) CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl
CH3COO-+H+=CH3COOH;
в) Na2SO3+2HCl=2NaCl+H2SO3(SO2 +H2O)
SO32-+2H+=SO2+H2O.
Гидролизом называется обменное взаимодействие вещества с водой.
Один из важнейших его случаев - гидролиз солей - это обменное
взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию
слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований,
анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся
изменением
cреды.
Любую соль удобно рассматривать как продукт ионообменной реакции
между соответствующими кислотами и основаниями (реакция нейтрализации).
Например,
2HCl+Zn(OH)2=ZnCl2+2H2O
H2S+2NaOH=Na2S+2H2O
Гидролиз – реакция, обратная реакции нейтрализации.
Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) слабой кислотой и
сильным основанием, среда при этом становится щелочной (
); б) слабым
основанием и сильной кислотой, среда при этом становится кислой (
);
в)слабой кислотой и слабым основанием, среда в этом случае слабокислая или
слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и
основания, образующих соль.
Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, не подвергаются гидролизу. В этом случае имеет место лишь диссоциация соли,
среды
не изменяется, оставаясь равным 7.
При обычных условиях гидролиз идет преимущественно по одной
ступени, т.е. соотношение ионов соли и молекул воды, вступивших во
взаимодействие 1:1. При повышении температуры или разбавлении раствора
гидролиз усиливается и для солей, образованных многоосновными кислотами
(например, Na3PO4) или многокислотными основаниями (например, FeCl3), в
значительной степени возможен гидролиз по второй, третьей ступеням.
Примеры
Пример 1. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей:
а) K2CO3; б) ZnSO4; в) CrCl3; г) BaCl2. Для случая в) принять, что имеет
место две ступени гидролиза.
Решение
а) карбонат калия может быть получен взаимодействием KOH и H2CO3.
Слабым электролитам является угольная кислота; значит, при гидролизе
этой соли с водой будет взаимодействовать кислотный остаток (гидролиз по
аниону), образуя слабодиссоциирующие ионы HCO3-:
CO32- + HOH
HCO3- + OHионное уравнение.
Молекулярное уравнение получим, дополняя ионное уравнение катионами K+:
K2CO3 + HOH
KHCO3 + KOH
В растворе появляется избыток ионов OH-, поэтому раствор K2CO3 имеет
щелочную реакцию (рН 7);
б) сульфат цинка – соль сильной серной кислоты и слабого основания
Zn(OH)2; значит, при гидролизе этой соли с водой будут взаимодействовать
ионы Zn2+ (гидролиз по катиону), образуя слабодиссоциирующие ионы
ZnOH+:
Zn2+ + HOH
ZnOH+ + H+ ионное уравнение .
Молекулярное уравнение получаем, дополняя ионное уравнение
анионами SO42-:
2ZnSO4 + 2HOH
(ZnOH)2SO4 + H2SO4
В растворе появляется избыток ионов H+ , поэтому раствор ZnSO4 имеет
кислую реакцию (pH 7);
в) хлорид хрома (III) – соль сильной кислоты и слабого основания, т.е.
гидролиз идет по катиону:
I ступень
3+
Cr + HOH
CrOH2+ + H+
CrCl3 + HOH
CrOHCl2 + HCl
II ступень
CrOH + HOH
Cr(OH)2+ + H+
CrOHCl2 + HOH
Cr(OH)2Cl + HCl
+
Раствор имеет кислую реакцию (pH 7);
г) хлорид бария – соль сильной кислоты и сильного основания, гидролизу
не подвергается, так как ни Ba2+, ни Cl- не способны взаимодействовать с
водой с образованием слабого электролита.
Ионное равновесие воды HOH H+ + OH- не нарушается, среда остается
нейтральной (pH = 7).
Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов
Al(NO3)3 и K2CO3 Составьте ионное и молекулярное уравнение реакции.
Решение
Карбонат натрия гидролизуется по аниону, сульфат алюминия – по
аниону, т.е. в растворах этих солей, взятых порознь, имеют место
равновесия:
CO32- + HOH
HCO3- + OHAl3+ + HOH
AlOH+ + H+
и гидролиз практически ограничивается этой первой стадией. Если смешать
эти растворы, то ионы OH- и H+ связываются, образуя молекулу слабого
электролита – воды. Уход ионов из сферы реакции смещает оба равновесия
вправо и активизирует последующие ступени гидролиза:
HCO3- + HOH
H2CO3 + OH-,
AlOH2+ + HOH
Al(OH)2+ + H+,
Al(OH)2+ + HOH
Al(OH)3 + H+,
т.е. гидролиз по катиону и аниону взаимно усиливают друг друга, что, в
конечном счете, приводит к образованию кислоты и основания:
3CO2
3+
2Al +
3CO32-
+ 6H2O
2Al(OH)3 + 3H2CO3
3H2O
Молекулярное уравнение:
2Al(NO3)3 + 3K2CO3 + 3H2O
2Al(OH)3 + 3CO2 + 6KNO3
Задачи
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции гидролиза и
определите реакцию среды раствора:
131. NH4NO3 , Al(CH3COO)3*, Na2SO4
132. KCN, FeCl3*, KNO3
133. AlCl3*, CH3COONa, NaCl
134. CrCl3*, CH3COONH4, Ba(NO3)2
135. ZnCl2, K2S, CaBr2
136. NH4Cl, (NH4)2S, Sr(NO3)2
137. K3PO4*, Cu(NO3)2, KJ
138. FeCl3*, Pb(CH3COO)2, Li2SO4
139. Na2CO3, K2SiO3, KMnO4
140. Na3PO4*, NaCN, NaClO4
*Принять, что имеет место две ступени гидролиза.
XIV. Окислительно- восстановительные реакции
Окислительно–восстановительными реакциями (ОВР) называются
реакции, идущие с изменением степеней окисления всех, некоторых или хотя
бы одного элемента.
Степенью окисления называется заряд атома, вычисленный исходя из
условного предположения, что все связи в молекуле ионные. Другими словами:
степень окисления- это тот условный заряд, который приобрел бы атом
элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число
электронов.
Примеры ОВР:
2Zn0+O2=2Zn+2O-2
3H2S-2+S+4O2=3S0+3H2O
2KMn+7O4+16 HCl-1=5Cl02+2KCl+2Mn+2Cl2+8H2O
При определении степени окисления атомов в соединениях следует
учитывать:
- водород почти во всех соединениях проявляет степень окисления +1.
Исключение - гидриды металлов (например NaH-1, CaH2-1);
- кислород во всех соединениях, за исключением пероксидов (например
H2O2-1) и O+2F2, обладает степенью окисления -2 ;
- сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю;
- степени окисления атомов в простых веществах (H2, Cl2, сера, графит и
др.) равны нулю.
Изменение степеней окисления атомов в ходе ОВР вызвано переносом
электронов от восстановителя к окислителю.
Окислителем является атом (молекула или ион), принимающий
электроны; восстановителем - атом (молекула или ион), отдающий электроны.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель окисляется.
Окисление - процесс приема электронов, восстановление – процесс их
отдачи.
В приведенных выше уравнениях Zn0, S-2, Cl-1 - восстановители, в ходе
реакций окисляются, повышая степени окисления соответственно до Zn +2, S0,
Cl0; O0, S+4, Mn+7- окислители, в ходе реакций восстанавливаются, понижая
степени окисления соответственно до O-2, S0,Mn+2.
Окислительные свойства характерны:
а) для типичных неметаллов (F2, Cl2, O2 и др.) в свободном состоянии;
б) кислородсодержащих кислот и их солей (H2SO4, HNO3, нитраты,
кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, KMnO4, K2Cr2O7 и др.);
в) водорода в составе неорганических кислот;
г) ионов металлов, находящихся в высшей степени окисления (Fe3+, Cu2+, Hg2+ и
др.)
К важнейшим восстановителям принадлежат: а) активные металлыметаллы Ia, IIa подгрупп, Zn, Fe, Al и др.; б) анионы бескислородных кислот
(HCl, HBr, HI, H2S) и их соли; в) металлы в низшей степени окисления (Sn2+,
Fe2+, Cu+ и др.).
ОВР подчиняются не только закону сохранения массы, но и закону
сохранения электрического заряда, т.е. число электронов, отданных в данной
реакции
восстановителем,
должно
равняться
числу
электронов,
присоединенных окислителем. Поэтому подбор коэффициентов ОВР
осуществляют с таким расчетом, чтобы соблюдался баланс по электронам.
При составлении ОВР методом электронного баланса:
- записывают схему реакции:
Na2SO3+KMnO4+H2SO4 Na2SO4+MnSO4+K2SO4+H2O;
- определяют элементы, атомы которых изменяют степень окисления в ходе
реакций:
Na2S+4O3 + KMn+7O4+H2SO4 Na2S+6O4+Mn+2SO4+K2SO4+H2O;
- составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
S+4- 2 e S+6 (окисление, S+4-восстановитель)
Mn+7+5 e Mn+2 (восстановление, Mn+7- окислитель);
- устанавливают баланс по электронам, умножая полученные электронные
уравнения на наименьшие множители, определяемые найденными числами
электронов:
S+4- 2 e
S+6
Mn+7+5 e Mn+2
5
5S+4-10 e
5S+6
2
2Mn+7+10 e 2Mn+2;
- переносят найденные коэффициенты из электронных уравнений в
молекулярное:
5Na2SO3+2KMnO4+H2SO4 5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+H2O;
- проставляют коэффициенты перед оставшимися веществами (они
однозначно определяются уже проставленными коэффициентами):
5Na2SO3+2KMnO4+3H2SO4 5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O;
- проверяют материальный баланс по атомам каждого элемента (обычно
бывает достаточно проверить баланс по кислороду и водороду: слева и справа
по 35 атомов кислорода и по 6 - водорода).
Примеры решения задач
Пример 1. Определить степень окисления Si, Mn, Cr всоединениях H2SiO3,
Mn(OH)4, K2Cr2O7.
Решение. Проставляем известные степени окисления, обозначив
неизвестные как x,y, z соответственно: H2+1 SiX O3-2, MnY (O-2H+1)4, K2+1Cr2Z O7-2.
Поскольку сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть
равна нулю, то неизвестные величины находим из уравнений
2 1+x+3 (-2)=0 y+4 (-2)+4 1=0 2 1+2 z+7(-2)=0
x=4
y=4
z=6
+4
+4
+6
Таким образом, Si , Mn , Cr .
Пример 2. Исходя из степеней окисления азота и серы, определить, какие
соединения могут быть только восстановителями, только окислителями и какие
могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:
NH3, N2H4 , N2, NO, HNO2, HNO3, H2S, H2S2, S2, SO, SO2, H2SO4.
Решение. Определяем степени окисления N и S в указанных соединениях:
N-3H3, N2-2H4, N20, N+2O, HN+3O2, H2S-2, H2S2-1, S20, S+2O, S+4O2, H2S+6O4.
Азот находится в V группе, сера в VI. Следовательно, максимальная
степень окисления азота +5, минимальная -3, для серы соответственно +6 и -2.
Любые другие степени окисления для этих элементов являются
промежуточными.
В максимальной степени окисления элемент проявляет только
окислительные свойства, в минимальной- только восстановительные, в
промежуточной- как окислительные, так и восстановительные. Поэтому:
NH3 и H2S- восстановители, HNO3 и H2SO4- окислители, остальные
вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные
свойства.
Пример 3. Могут ли протекать ОВР между веществами: а) MnO2 и HI; б)
K2Cr2O7 и NaNO2; в) FeCl2 и H2S; г) KMnO4 и H2O2 ?
Решение
а) Степень окисления Mn=+4 - промежуточная, I=-1 - минимальная.
Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO2 окислитель, HI - восстановитель;
б) степень окисления Сr=+6 - максимальная, N=+3- промежуточная.
Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем K2Cr2O7 окислитель, NaNO2 - восстановитель;
в) степень окисления Fe=+2 - минимальная , S=-2 - минимальная.
Оба элемента в данных соединениях могут проявлять только
восстановительные свойства. Следовательно, взаимодействие этих веществ
невозможно;
г) степень окисления Mn=+7, кислород в составе пероксидов имеет степень
окисления -1, которая для него является промежуточной. Следовательно,
взаимодействие этих веществ возможно, причем KMnO4- окислитель, H2O2восстановитель.
Пример 4. Определить коэффициенты в ОВР методом электронного
баланса
Zn+H2SO4 ZnSO4+H2S +H2O
0
Zn +H2S +6 O4 Zn+2 S +6 O4+H2S -2 +H2O
Zn0- 2e = Zn+2
8 4
4Zn0-8 e=4 Zn+2 (окисление, Zn0 – восстановитель)
S+6 +8e = S-2
2 1
S+6+8 e= S-2 (восстановление, S+6
окислитель)
4Zn+H2SO4 4ZnSO4+H2S +H2O
Особенность данной реакции в том, что S+6 выполняет роль как
окислителя (один атом восстанавливается до S-2), так и солеобразователя (в
составе иона SO-24 без изменения степени окисления идет на связывание
четырех ионов Zn2+). Поэтому перед H2SO4 должен стоять коэффициент 5, а
не 1.
Коэффициент перед H2O определяется однозначно из соображений
материального баланса:
4 Zn+5H2SO4 4 ZnSO4+H2S +4 H2O
Слева и справа по 20 атомов кислорода и по 10 атомов водорода.
Пример 5. Определить коэффициенты в ОВР методом электронного
баланса
A+3s2 S-23 +HNO+53 H3A+5sO4 + H2 SO4+N+2O
Особенность данной реакции в том, что два элемента - мышьяк и сера
повышают свои степени окисления, т.е. являются восстановителями.
При составлении электронных уравнений учтем, что соотношение атомов
As и S два к трем:
2As+3 - 4e
2As+5
6As+3-12e
28 e
-2
3S - 24e
N+5 +3e
3
+6
3As2 S3 +28HNO3
84 e
-2
9S – 72e
3S
N+2
6As+5
28
+6
9S
28 N+5+84e
28 N+2
6H3AsO4 + 9H2 SO4+28 NO
Слева и справа по 84 атома кислорода и по 28 атомов водорода.
Задачи
141. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях
окислительно-восстановительных реакций:
Cu + H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + H2O
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O
142.*
Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 +NO2 + H2O
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 +NaNO3 + K2SO4 + H2O
143.*
Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Zn +H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 +H2O
144.*
MnO2 + KI + H2SO4 = MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
145.*
CrCl3 + H2O2 + KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
146.*
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
MnO2 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
147.*
Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 +H2O
KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + KOH
148.*
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
149.*
Ni + HNO3 = Ni(NO3)2 + NO + H2O
Cd + HNO3 = Cd(NO3)2 + NO2 + H2O
150.*
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2S + H2O
Ni(OH)2 + NaOH + Br2 = Ni(OH)3 + NaBr
* См. условие задачи № 141.
XV. Химические источники электрической энергии.
Электродные потенциалы
Если окислительно-восстановительную реакцию осуществить так, чтобы
процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, и
создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по
проводнику (внешней цепи ), то во внешней цепи возникает направленное
перемещение электронов - электрический ток. При этом энергия химической
реакции превращается в электрическую. Устройства, в которых происходит
такое превращение, называются химическими источниками электрической
энергии, или гальваническими элементами.
Гальванический элемент состоит из двух электродов (металлов,
погруженных в растворы электролитов), сообщающихся друг с другом через
пористую перегородку.
Электрод, на котором в ходе реакции происходит окисление, называется
анодом; электрод, на котором идет восстановление,- катодом.
Электродные процессы количественно характеризуются значениями
электродных потенциалов.
Электродным потенциалом ( , ) называется разность потенциалов так
называемого двойного электрического слоя, образующегося на поверхности
раздела фаз при погружении пластинки металла в раствор соли этого металла.
Причиной возникновения двойного электрического слоя является переход
части ионов кристаллической решетки металла (Men+) с поверхности пластинки
в раствор под действием полярных молекул воды.
При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его
поверхность отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между
перешедшими в раствор катионами и поверхностью металла, и устанавливается
подвижное равновесие.
Me
Men++ne
Me
“-” электроны
“+” ионы Men+
р-р соли Me
Таким образом, возникает двойной электрический слой, имеющий
определенную разницу потенциалов.
Значение электронного потенциала, отвечающее стандартным условиям
(концентрация раствора электролита 1 моль/л, Т=298 К, Р=1 атм), называется
стандартным электродным потенциалом данного металла 0 . Измеряют их в
сравнении со стандартным водородным электродом, потенциал которого
условно принят равным нулю.
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраической величины
0
, образуют ряд стандартных электродных потенциалов (справедлив только
для водных растворов).
Электрод
Li+/Li
Rb+/Rb
K+/K
Cs+/Cs
Ba2+/Ba
Ca2+/Ca
γо , В
-3,05
-2,93
-2,93
-2,92
-2,90
-2,87
Электрод
Cd2+/Cd
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Sn2+/Sn
Pb2+/Pb
Fe3+/Fe
γо , В
-0,40
-0,28
-0,25
-0,14
-0,13
-0,04
Na+/Na
Mg2+/Mg
Al3+/Al
Ti2+/Ti
Mn2+/Mn
Cr2+/Cr
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Fe2+/Fe
-2,71
-2,37
-1,70
-1,60
-1,18
-0,91
-0,76
-0,74
-0,44
2H+/H2
Sb3+/Sb
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
Hg22+/2Hg
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
Pt2+/Pt
Au3+/Au
0
+0,20
+0,21
+0,34
+0,79
+0,80
+0,85
+1,19
+1,50
Чем меньше значение 0 , т.е. чем левее стоит металл в ряду напряжений,
тем более сильно выражены восстановительные свойства его атомов и тем
слабее - окислительные свойства его ионов. И наоборот.
Зависимость электродного потенциала металла от температуры и
концентрации его ионов в растворе выражается уравнением Нернста
= 0 + (0,059/n) lgC,
где 0 - стандартный электродный потенциал; n- число электронов,
принимающих участие в процессе; С-концентрация (при точных вычислениях активность) ионов металла в растворе, моль/л.
Электродвижущая сила Е гальванического элемента определяется как
разность двух электродных потенциалов - катода и анода, т. е. из потенциала
окислителя ок. вычитается потенциал восстановителя в;
Е = ок в ,
ок всегда больше в и Е всегда больше нуля.
При этом изменение энергии Гиббса окислительно-восстановительной
системы, связанное с электродвижущей силой уравнением G=-nFE, имеет
отрицательное значение, что отвечает условию самопроизвольного протекания
процесса (F – постоянная Фарадея, равна 96500 Кл/моль).
Если ОВР в гальваническом элементе осуществляется в стандартных
условиях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной
электродвижущей силой Е0 данного элемента.
Примеры решения задач.
Пример 1. Вычислить стандартную ЭДС гальванического элемента с
медным и кадмиевым электродами. Составить уравнения электродных реакций,
суммарное уравнение реакции.
Решение. Используем значения 0 из ряда напряжений металлов. Кадмий
имеет меньший потенциал (-0,4 В) и является анодом, на котором протекает
окислительный процесс:
Cd-2 e = Cd2+
Медь, потенциал которой 0,34 В,- катод, т.е. электрод, на котором протекает
восстановительный процесс:
Cu2+ + 2 e = Cu0
Суммарное уравнение процесса получаем, сложив уравнения катодного и
анодного процессов:
Cu2+ + Cd0=Cu0+Cd2+
Значение стандартной ЭДС равно разности стандартных электродных
потенциалов окислителя и восстановителя:
E0= 0ок- 0в=0,34 -(-0,4)=0,74 В
Пример 2. Вычислить электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в
котором концентрация ионов Zn2+ составляет 7*10-2 моль/л.
Решение. Поскольку концентрация ионов металла отлична от 1 моль/л, то
для определения электродного потенциала используем уравнение Нернста
= 0+(0,059/n) lg[Zn2+]
Здесь n=2 (Zn0-2e=Zn2+), [Zn2+]=7 10-2 моль/л, 0=-0,76 В
= -0,76+(0,059/2) lg 7 10-2=-0,79 В
Пример 3. Гальванический элемент состоит из металлического цинка,
погруженного в 0,1 м раствор нитрата цинка, и металлического свинца,
погруженного в 0,02 м раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС, написать
уравнения электродных процессов, суммарное уравнение, составить схему
элемента и указать направление тока.
Решение. Рассчитываем значение по уравнению Нернста:
0
0
Zn=-0,76 В;
Рв=-0,13В
Zn= -0,76+(0,059/2) lg0,1= -0,76+0,030(-1)=-0,79 В
Рb= -0,13+(0,059/2) lg0,02=-0,13+0,030(-1,7)=-0,18 В
Находим ЭДС элемента :
Е= Рb- Zn=-0,18-(-0,79)=0,61 В
Поскольку Рb Zn, то на свинцовом электроде будет происходить
восстановление, т.е. он будет служить катодом:
Рb2++2 е=Рb0,
на цинковом электроде будет протекать процесс окисления:
Zn0-2e=Zn2+,
т.е. он будет служить анодом.
Суммарное уравнение реакции:
Рb2+ + Zn0 = Рb0 +Zn2+
Cхема гальванического элемента имеет вид
- Zn Zn (NО3)2 (0,1 м) Рb (NO3)2 (0,02 м) Рb +
Двойная черта обозначает границу раздела двух жидких фаз, две
одиночные черты- поверхности раздела между металлом и раствором.
Ток идет от цинковой пластинки к свинцовой.
Задачи
151. Вычислите электродные потенциалы положительного и отрицательного
электродов и ЭДС гальванического элемента.
- Zn ZnSO4 CuSO4 Cu +
2,0М
1,0М
Составьте уравнения электродных процессов, суммарное уравнение.
Укажите направление тока.
152.* - Zn ZnCl2 NiSO4 Ni +
2,0 н
2,0М
153.* - Zn ZnSO4 ZnSO4 Zn +
0,01М
2,0 М
154.* -Ni NiSO4 AgNO3 Ag +
0,1н
1,0н
155.* - Сd CdSO4 SnSO4 Sn +
0,1М
1,0 М
156.* - Fe FeSO4 CuSO4 Cu +
0,002н
0,1М
157.* - Sn SnSO4 AgNO3 Ag +
0,02н
1,0н
158.* - Fe Fe2 (SO4)3 CuSO4 Cu +
0,03н
2,0 М
159.* - Cd CdSO4 CuSO4 Cu +
0,01 М
2,0 М
160.* - Cu CuSO4 AgNO3 Ag +
0,02н
2,0н
* См. условие задачи 151.
XVI. Электролиз. Закон Фарадея
Электролизом
называется
совокупность
окислительновосстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении
постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. При
этом на катоде происходит процесс восстановления - присоединение
окислителем электронов из электрической цепи, а на аноде - окислительный
процесс - переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.
Анод при электролизе заряжен положительно, катод - отрицательно.
При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов
можно руководствоваться следующими соображениями:
1. В электродных процессах могут принимать участие молекулы воды.
2. Ионы металлов с малыми значениями стандартных электродных
потенциалов (от Li+ до Al3+ включительно) обладают слабой тенденцией к
присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам H+, и поэтому не
восстанавливаются на катоде. Функцию окислителя выполняют ионы H+,
восстанавливаясь по схеме :
2H+OH-+2e=H2+2OH- (электрохимическое восстановление воды)
3. Катионы с положительными значениями стандартных потенциалов
2+
(Cu , Ag+, Hg2+ и др.) обладают большей тенденцией к присоединению
электронов по сравнению с ионами H+ и поэтому выполняют роль окислителя
на катоде, восстанавливаясь при этом до металла, например:
Cu+2 + 2e = Cu0
4. При электролизе водных растворов солей металлов Zn, Fe, Cd, Ni и др.,
занимающих положение между отмеченными выше группами, наблюдается
совместное восстановление металла и воды.
5. По отношению к аноду- окислителю функцию восстановителей могут
выполнить одноатомные анионы (Сl-, Br -, I-), а также ионы гидроксила воды.
Более сильными восстановительными свойствами обладают галогенид-ионы, за
исключением F-, поэтому при электролизе HСl, HBr, HI и их солей на аноде
происходит окисление галогенид-иона, например:
2Cl--2 e= Cl2
Большинство кислородсодержащих анионов (CO32-, PO43-, NO3-, SO42-,
ClO4-) не окисляются на аноде. Функцию восстановителя при этом выполняют
ионы ОН- воды, окисляясь по схеме
2HOH- 4 e = O2+4H+ (электрохимическое окисление воды)
6. При электролизе растворов кислот водород на катоде
восстанавливается по схеме
2H+ + 2e =H2,
при электролизе растворов щелочей гидроксильные ионы на аноде окисляются
по схеме
4OH-- 4 e = O2+ 2H2О
Состав продуктов электролиза в значительной степени зависит от
температуры, концентрации раствора,
среды, силы тока, а также от
материала электродов.
Если анод изготовлен из металла, его называют активным или
растворимым, так как при этом независимо от природы аниона идет окисление
атомов металла, из которого изготовлен анод (кроме Pt, Au). Например, в
случае никелевого анода
Ni0 - 2 e = Ni2+
образующиеся ионы Ni2+ переходят в раствор, масса анода уменьшается.
Кислотные остатки (анионы) остаются в растворе.
Электролиз расплавов протекает по более простой схеме: на катоде
восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.
В общем случае из нескольких возможных электродных процессов на
катоде (заряжен отрицательно) будет идти процесс с наибольшим значением
электродного потенциала, а на аноде (заряжен положительно) - процесс с
наименьшим значением электродного потенциала. При этом затраты энергии на
осуществление электродных процессов будут минимальными.
Процессы электролиза подчиняются закону Фарадея, согласно которому
масса электролита, подвергшаяся превращению, а также массы веществ,
выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего
через электролит электричества и эквивалентным массам веществ.
m= ЭJt/ F,
где m- масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Jсила тока, A; Э- эквивалентная масса вещества; t - продолжительность
электролиза, c; F- постоянная Фарадея (96500 Кл)- количество электричества,
необходимое для электрохимического превращения одного эквивалента
вещества. Здесь речь идет об окислительно-восстановительном эквиваленте. Он
равен молярной массе, деленной на число электронов, приобретаемых
окислителем или теряемых восстановителем (в расчете на 1 молекулу) в данной
ОВР.
Например, в реакции 2HI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 +2HCl
I- -1 e = 1/2 I02
эквивалент HI равен его мольной массе, а в реакции
HI + 3Cl2 + 3H2O = HIO3 + 6HCl
I- - 6 e = I+5
эквивалент HI составит 1/6 его мольной массы.
Примеры решения задач
Пример 1. Составить уравнения электродных реакций и суммарное
уравнение электролиза расплава ZnCl2 .
Решение
ZnCl2 Zn2+ +2ClНа катоде идет восстановление катионов:
Zn2+ + 2 e= Zn0 ,
на аноде- окисление анионов:
2Cl- - 2 e =Cl2
Суммарное уравнение:
Zn2+ + 2Cl- = Zn+Cl2
Пример 2. Составить уравнения электродных реакций и суммарное
уравнение электролиза водного раствора NaI с инертным анодом. Рассчитать,
сколько иода выделится при пропускании тока силой 5 А в течение 10 ч.
Решение. На катоде из двух возможных процессов
Na+ + e = Na0
(1)
2 H2O + 2 e = H2+2OH
(2)
будет протекать тот, который имеет больший электродный потенциал.
Стандартный электродный потенциал системы (1) равен -2,71В.
Электродный потенциал системы (2) зависит от
и в нейтральной среде
имеет значение -0,41 В. На катоде будет происходить процесс с большим
электродным потенциалом, т.е. электрохимическое восстановление воды.
Для выбора анодного процесса следует сравнить электродные
потенциалы систем
2I- -2 e = I2
(3)
+
2H2O - 4e = O2 + 4H
(4)
Стандартный электродный потенциал системы (3) 0,54 В. Электродный
потенциал окисления воды зависит от
и в нейтральной среде составляет
0,82В. На аноде будет протекать процесс с меньшим значением электродного
потенциала, т.е. окисление иодид-ионов.
Складывая уравнения катодного и анодного процессов, получаем
суммарное уравнение процесса электролиза:
2NaI + 2H2O = I2 + H2 + 2NaOH
Массу выделившегося иода находим по уравнению закона Фарадея, имея
в виду, что t=10ч=36000 с и ЭI2=127 :
mJ2=ЭJt/ F= 127 5 36000/96500=236,9 г.
Пример 3. Составить уравнения электродных процессов электролиза
раствора Cu(NO3)2 с медным анодом. Какое количество меди растворится за 1
час при силе тока 3 А
Решение. На катоде будет восстанавливаться медь, т.к. потенциал процесса
Cu2+ + 2 e = Cu0
=0,34 В
больше электродного потенциала восстановления воды ( = -0,41 В).
На аноде будет окисляться медь, т.е. материал анода, т.к. потенциал этого
процесса (0,34 В) меньше потенциала окисления воды (0,82 В) (NO3- относится
к неокисляющимся на аноде кислородсодержащим анионам):
Cu0-2e = Cu2+
Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению
металла анода и выделению его на катоде.
Количество растворенного металла составит (t= 3600 с, ЭСu=32 г):
m= ЭJt/F= 32 3 3600/96500=3,58 г
Задачи
161. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при
электролизе с нерастворимыми анодами: а) расплава ZnCl 2; б) растворов ZnCL2
и ZnSO4. Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н.у.) при
пропускании тока силой 10А в течение 1 ч.
162.* а) KOH; б) KOH и KCl
Рассчитайте, сколько выделится хлора при пропускании тока силой 5А в
течение 30 мин.
163.* а) NiJ2; б) NiJ2 и Be(NO3)2
Рассчитайте, сколько выделится иода в литрах (н.у.) при пропускании тока
силой 20А в течение 5 ч.
164.* а) CuCl2; б) CuCl2 и KCl
Рассчитайте, сколько выделится меди при пропускании тока силой 8А в
течение 5 ч.
165.* а) MgCl2; б) MgCl2 и ZnSO4
Рассчитайте, сколько выделится хлора в литрах (н.у.) при пропускании тока
силой 5А в течение 3ч.
166.* а) KI; б) KI и K2SO4
Рассчитайте, сколько выделится иода при пропускании тока силой 4А в
течение 10 ч.
167.* а) NaOH; б) NaOH и AlCl3
Рассчитайте, сколько выделится натрия при пропускании тока силой 4А в
течении 8 ч.
168.* а) SnSO4; б) SnSO4 и MgCl2
Рассчитайте, какое количество электричества необходимо пропустить через
раствор SnSO4, чтобы получить 1 кг олова.
169. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при
электролизе раствора CuSO4 с растворимым медным анодом и нерастворимым
графитовым анодом. Рассчитайте, сколько растворится меди на аноде при
пропускании тока силой 10 А в течение 3 ч.
170. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при
электролизе раствора ZnSO4 с растворимым цинковым и графитовым анодом.
Рассчитайте, сколько цинка растворится на аноде при пропускании тока силой
5 А в течение 20 ч.
*См. условие задачи № 161.
XVII. Коррозия металлов
Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения
металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их
с окружающей средой.
При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно
протекают два процесса:
анодный – окисление металла
Me0 – ne- = Men+
и катодный – восстановление ионов водорода
2H+ + 2e- = H2
или молекул кислорода, растворенного в воде,
O2 + 2H2O + 4е- = 4OHИз двух металлов, находящихся в контакте друг с другом, окисляться
(корродировать) будет тот, который расположен левее в ряду напряжений (см.
главу XV). Этот металл будет анодом.
Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются
деполяризаторами. При атмосферной коррозии – коррозии во влажном воздухе
при комнатной температуре – деполяризатором является кислород.
Пример решения задачи
Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в
нейтральном и кислом растворах. Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии
Решение
Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем кадмий
(-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий - катодом.
Анодный процесс
Zn0 – 2e- = Zn2+
Катодный процесс
в кислой среде 2H+ + 2e- = H2,
в нейтральной среде ½ О2 + H2O + 2e = 2OHТак как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый
гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)2.
Задачи
171. Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при коррозии
с кислородной и водородной деполяризацией Al и Zn. Приведите уравнение
реакции образования вторичных продуктов коррозии.
172.* Cd и Fe
173.* Zn и Mg
174.* Al и Fe
175.* Mg и Ni
176.* Be и Sn
177.* Fe и Zn
178.* Ni и Cd
179. Определите катод и анод пары Fe-Cu . Напишите уравнения
электродных реакций на железе и меди пары Fe-Cu, протекающих при коррозии
с кислородной деполяризацией.
180. Определите, какой из металлов является катодом и какой анодом в
паре Al-Fe. Составьте уравнения электродных реакций на железе и алюминии,
протекающих при коррозии с кислородной и водородной деполяризацией.
*См. условие задачи 171.
Химия элементов
XVIII. Элементы I а и II а подгрупп
Элементы этих подгрупп – типичные, очень активные (особенно
элементы Iа подгруппы) металлы. На внешнем электронном уровне
соответственно один и два валентных S электрона. Энергия ионизации атомов
низкая; понижается сверху вниз по подгруппе, соответственно усиливаются
металлические свойства. Имеют большие отрицательные значения стандартных
электродных поенциалов. У лития значение
в водном растворе наименьшее
из всех известных электрохимических систем.
Характер связи в соединениях преимущественно ионный, особенно в
соединениях металлов Iа подгруппы.
Будучи активными восстановителями, энергично реагируют с
кислородом. При этом с избытком O2 металлы IIа образуют нормальные оксиды
MeO, а из металлов Iа : литий – нормальный оксид Li2O , натрий – пероксид
Na2O2 , остальные – надпероксиды MeO2.
Из пероксидов Iа подгруппы наиболее устойчив Na2O2. Важное значение
имеет реакция
Na2O2 + CO2 Na2CO3 + 0,5О2
(аналогично реагирует K2O2), используемая для регенерации воздуха в
изолированных помещениях.
Пероксиды IIа подгруппы (кроме пероксидов Ba и Be) получают по
реакции: гидроксид + пероксид водорода (конц.) , например:
Ca(OH)2 + H2O2 CaO2 + 2H2O
Будучи солями перекиси водорода – слабой кислоты, пероксиды металлов
подвергаются гидролизу, например:
Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2,
и разлагаются кислотами с образованием соли и H2O2 , например:
BaO2 + H2SO4 BaSO4 + H2O2
Большинство металлов непосредственно взаимодействует с водородом
при нагревании, образуя гидриды. Водород входит в состав гидридов в
отрицательной степени окисления, за счет этого они проявляют хорошие
восстановительные свойства, в частности, восстанавливая оксиды и галогениды
до металлов, например:
MeCl2 + 2NaH Me + 2 NaCl + HCl
Гидриды полностью гидролизуются:
NaH + H2O NaOH + H2
С диоксидом углерода при нагревании дают соли муравьиной кислоты
(формиаты), например:
KH + CO2 KCOOH
Соединения щелочноземельных металлов с азотом называются
нитридами, с углеродом – карбидами; в воде нитриды и карбиды
гидролизуются с образованием гидроксида металла и аммиака и метана
соответственно.
Реакции оксидов и самих металлов с водой приводят к образованию
гидроксидов (исключение – Be по причине очень прочной оксидной пленки).
Большинство гидроксидов – сильные основания (Mg(OH)2 – основание
средней силы, Be(OH)2 –амфотерное основание), хотя гидроксиды IIа – слабее.
Их растворимость и основные свойства закономерно усиливаются сверху вниз
по подгруппе.
Сильные основания называют щелочами. Отсюда и название элементов
подгрупп: Iа – щелочные, IIа – щелочноземельные металлы.
Гидроксиды щелочноземельных металлов при нагревании разлагаются,
теряя воду (так же ведет себя и LiOH):
t
Me(OH)2 MeO + H2O
Щелочи реагируют с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными
гидроксидами с образованием солей:
2KOH + CO2 K2CO3 + H2O
2NaOH + Be(OH)2 Na2[Be(OH)4];
с галогенами
2NaOH +2F2 2NaF + H2O + OF2
3Br2 + 6KOH КBrO3 + 5 КBr + 3H2O;
с фосфором
3KOH + 4P + 3H2O 3KH2PO2 + PH3. ;
с кремнием
4NaOH + Si Na4SiO4 + 2H2. ;
с ацетатом натрия
NaOH + CH3COONa Na2CO3 + CH4 ;
при плавлении разрушают стекло и фарфор:
2NaOH + SiO2 Na2SiO3 + H2O
В соляной и разб. серной кислоте щелочноземельные металлы
растворяются с выделением водорода; все щелочные металлы реагируют с
кислотами со взрывом, потому такие реакции специально не проводят.
Соли металлов IIа (кроме солей лития и NaHCO3) хорошо растворимы в
воде, многие из солей металлов IIа (карбонаты, сульфаты, фосфаты и
некоторые другие) малорастворимы.
Наибольшее практическое значение из солей щелочных металлов имеют
карбонаты натрия (сода) и калия (поташ). Растворы карбонатов имеют
сильнощелочную реакцию вследствие гидролиза:
CO32- + H2O
HCO3- + OHЩелочные металлы (особенно натрий и калий) образуют соли
практически со всеми известными кислотами.
Из солей щелочноземельных металлов наиболее распространены и
широко используются сульфаты, карбонаты, хлориды кальция и магния. В
частности, CaSO4 2H2O – гипс; CaSO4 0,5H2O – алебастр; CaCO3 – мел,
мрамор, известняк; CaCO3 MgCO3 – доломит; MgCO3 – магнезия белая, а также
магнийсодержащие материалы: 3MgO 2SiO2 2H2O – асбест, 3MgO 4SiO2
H2O - тальк и др.
Сульфат кальция при нагревании разлагается:
t
2CaSO4 2CaO + 2SO2 + O2
Термически неустойчивы и карбонаты:
t
MgCO3 MgO + CO2
Карбонат кальция и в меньшей степени карбонат магния реагируют с
диоксидом углерода в воде с образованием гидрокарбонатов:
CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2
Большинство гидрокарбонатов растворимо в воде.
Содержание в природной воде ионов Ca2+ и Mg2+ обусловливает ее
жесткость. В жесткой воде плохо пенится мыло, так как составляющие его
основу хорошо растворимые натриевые соли стеариновой и пальмитиновой
кислот по обменной реакции переходят в плохорастворимые кальциевые и
магниевые соли
2C17H35COONa + Ca2+ (C17H35COO)2Ca + 2Na+.
Жесткая вода непригодна для многих технических целей.
Различают жѐсткость временную (карбонатную) – обусловленную
присутствием гиброкарбонатов, устраняющуюся кипячением:
t
Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O.
и постоянную (некарбонатную) – обусловленную наличием других
растворимых солей Mg и Ca.
Общая жесткость воды складывается из постоянной и временной.
Основными методами еѐ устранения являются реагентный и ионообменный.
Суть реагентного метода состоит в связывании ионов кальция и магния в
нерастворимые соединения. Для устранения постоянной жесткости обычно
используют соду или фосфат натрия, например:
MgCl2 + Na2CO3 MgCO3 + 2NaCl ,
а для устранения временной – гашеную известь или NaOH, например:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + 2H2O
Как правило, соду и гашеную известь используют совместно (содовоизвестковый метод).
Ионообменный метод заключается в обмене на катионите ионов Н+ или
Na+ на ионы магния и кальция.
Измеряется жесткость числом милли-эквивалентов солей жесткости (или
ионов жесткости) в 1 л воды.
Задачи
181. Составьте электронные формулы натрия и кальция в нормальном и
возбужденном состоянии; определите степени окисления этих металлов в
соединениях.
182. Почему при добавлении пероксида натрия к кислому раствору иодида
натрия появляется бурая окраска, а при добавлении оксида натрия раствор
остается бесцветным Составьте соответствующие уравнения реакций.
183. Составьте уравнения реакций и определите неизвестные вещества:
H2 H2O
NaCl Na Х Y NaHSO3
184. При взаимодействии 6 г двухвалентного металла с водой выделилось 3,36
л газа (н.у.). Определите этот металл.
185. Составьте уравнение реакций, позволяющих осуществить следующие
превращения:
H2SO4
t CH3COOH
Mg
X Mg(NO3)2
Y
(CH3COO)2Mg
186. Какой объем газов (н.у.) выделится при взаимодействии с водой 200 г
смеси, состоящей из кальция, его оксида и карбида, взятых в равном мольном
соотношении
187. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления
следующих превращений:
Be BeCl2 Be(OH)2 Na2[Be(OH)4] BeSO4.
188. Составьте уравнения реакций получения гидроксидов кальция, бериллия,
бария. Каковы их свойства Как изменяются основные свойства гидроксидов в
ряду:
Be(OH)2 Ca(OH)2 Ba(OH)2?
189. Как получить нитрид и карбид магния Какой характер связи в них
Сотавьте уравнения реакций получения карбида и нитрида магния и их
взаимодействия с водой.
190. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления
следующих превращений:
CaCO3 CaO Ca(OH)2 CaCO3 Ca(HCO3)2.
191. Что такое временная и постоянная жесткость воды Составьте уравнения
реакций, протекающих при устранении временной и постоянной жесткости.
192. Составьте уравнения реакций Mg с водой и кислотами (соляной, разб. и
конц. серной, разб. и конц. азотной).
193. Какие свойства имеют оксиды и гидроксиды бериллия и магния
Напишите уравнения диссоциации гидроксидов бериллия и магния и их
взамодействия с HCl и NaOH.
194. Какая соль Be(NO3)2 или Mg(NO3)2 – в большей степени подвергается
гидролизу Почему Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза
этой соли. Как сместится равновесие ее гидролиза при добавлении: а) кислоты;
б)соды
195.Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
O2
электролиз расплава
Na X Na2CO3 Na2SO4 NaOH
Y
196. Что такое щелочи Каковы их химические свойства Приведите
соответствующие уравнения реакций.
197. Как можно получить пероксиды натрия, кальция
Как они
взаимодействуют с водой , кислотами
198. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих
строительных материалов Чем обусловлены их вяжущие свойства
199. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) бериллия с
раствором щелочи; б) магния с конц. серной кислотой (окислитель приобретает
низшую степень окисления).
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить жесткость воды, зная, что в 500 литрах ее содержится
202,5 г гидрокарбоната кальция.
Решение
В 1 л воды содержится 202,5/500 = 0,405 г гидрокарбоната кальция, что
составляет 0,405/81= 0,005 экв., или 5мэкв. (81г- эквивалентная масса
гидрокарбоната кальция; см. гл. III).
Следовательно, жесткость воды 5 мэкв./л.
Пример 2. Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м3 воды, если
жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв./л.
Решение
1 экв. сульфата кальция составляет 0,5 моля, т.е. 136,14/2= 68,07 г., а 1 мэкв.
68,07 мг. В 1м3 воды с жесткостью 4 мэкв/л содержится 4 1000 = 4000 мэкв., т.е.
4000 68,07 = 272280 мг = 272,28 г CaSO4
Пример 3. Сколько граммов соды и гашеной извести надо для умягчения 500
литров воды, если общая жесткость равна 5 мэкв/л, а постоянная равна 3
мэкв/л.
Решение
Жобщ = Жврем + Жпост , Жврем = 5 – 3 = 2 мэкв/л.
В 500 литрах воды содержится 500 3=1500 мэкв = 1,5 экв. солей,
обусловливающих постоянную жесткость; значит, для ее устранения нужно
1,5 53 = 79,5 г соды (53 г – эквивалентная масса карбоната натрия).
Количество эквивалентов временной жесткости равно 500 2 = 1000 мэкв =
= 1 экв; значит, для еѐ устранения нужно 1 37 = 37 г гашеной извести (37 г –
эквивалентная масса гироксида кальция).
Пример 4. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование
100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл
0,08 н. раствора HCl.
Решение
Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Обозначив число
эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е.
нормальность, через Х, составляем пропорцию
6,25/100=Х/0,08
Х = 0,005 экв.
Таким образом в 1 л исследуемой воды содержится 0,005 1000 = 5 мэкв.
гидрокарбоната кальция (или 5 мэкв. ионов Ca2+). Карбонатная жесткость воды
5 мэкв/л.
Решение данных задач основано на законе эквивалентов. (гл.III).
Рассуждения, приведенные в данных примерах, выражаются формулой
Ж = m1 / Э1V + m2 / Э2V + ……,
где m- масса вещества (или ионов), обусловливающих жесткость или
применяемого для устранения жесткости воды, мг; Э – эквивалентная масса
этого вещества или ионов, мг/мэкв; V- объем воды, л.
Задачи
200. Некарбонатная жесткость воды равна 3,18 мэкв./л. Сколько Na3PO4 надо
взять. чтобы умягчить 1 м3 такой воды ?
201. Вычислить общую жесткость воды, если в 2 литрах воды содержится 60 мг
ионов Mg2+ и 102 мг ионов Ca2+.
202. Общая жесткость воды равна 9,5 мэкв./л, а временная 3,1 мэкв./л. Сколько
гидроксида кальция и соды надо взять, чтобы устранить жесткость 50литров
воды. Запишите соответствующие уравнения реакций.
203. Определить массу соли в 3 литрах воды с жесткостью, равной 2 мэкв./л,
если вода содержит только гидрокарбонат кальция.
204. Для умягчения 1 м3 воды потребовалось 127,2 грамма соды. Чему равна
жесткость воды ?
205. Вычислить жесткость воды, если в 20 литрах воды содержится 0,28 грамма
ионов Mg2+ и 1,18 грамма ионов Ca2+.
206. Для устранения общей жесткости по известково-содовому методу к 50
литрам воды добавлено 7,4 грамма гашеной извести и 5,3 грамма соды.
Рассчитать временную и постоянную жесткость воды. Запишите
соответствующие уравнения реакций.
207. Рассчитайте жесткость воды, в 2 литрах которой содержится 1,04 грамма
хлорида магния и 0,2 грамма гидрокарбоната магния.
208. На титрование 0,05 литра образца воды израсходовано 4,8 10-3 л 0,1 н HCl.
Рассчитайте карбонатную жесткость воды.
209. Какое количество 95%-ной соды необходимо для устранения общей
жесткости 1000 м3, если 1 литр воды содержит по 1 мэкв. ионов кальция и
магния ?
210. Некарбонатная жесткость воды равна 2,5 мэкв./л. Сколько надо взять:
а) Na2CO3; б) Na3PO4 для умягчения 500 литров этой воды ?
211. Один литр воды содержит 48,6 мг гидрокарбоната кальция и 29,6 мг
сульфата магния. Сколько молей Ca2+ и Mg2+ содержится в одном литре образца
воды ? Чему равна общая жесткость воды ?
212. Растворимость сульфата кальция в воде при 20 С равна 0,202 г / 100 г
воды. Плотность насыщенного раствора сульфата кальция равна 1000 кг/м3 .
Вычислите жесткость этого раствора.
XIX. Элементы IIIа подгруппы
На внешнем уравне элементов этой подгруппы - по три электрона (s2p1),
на предвнешнем у В- два, Al-восемь, галлия, индия, таллия-по восемнадцать.
Металлические свойства этих элементов выражены слабее, чем у
металлов II а и особенно Iа подгрупп, а у бора преобладают неметаллические
свойства. Типичная степень окисления +3, но сверху вниз по подгруппе
появляются и более низкие степени окисления - для таллия наиболее
устойчивые соединения Tl+1.
Наиболее важным в практическом отношении являются бор и алюминий.
Бор в обычных условиях весьма инертен, соединяется только со фтором;
на воздухе не окисляется, вода также на него не действует. При температуре
400-700 С окисляется кислородом, серой, хлором, при t 1200 С - азотом. С
водородом не взаимодействует.
При высокой температуре бор соединяется со многими металлами,
образуя бориды (состав боридов от Me4B до MeB12). Многие бориды металлов тверды, тугоплавки, химически устойчивы. Аналогичными свойствами
обладает и карбид бора B4C.
Концентрированные азотная и серная кислоты окисляют его в борную
кислоту:
B+3HNO3 H3BO3+3NO2
Связи, образуемые бором, ковалентные.
Наличие свободной орбитали в небольшом по размеру атоме бора
(B*
2s1
2р2
)
делает его одним из сильнейших акцентров неподеленной электронной пары.
Например,
BF3 +F- [BF4]Этот комплексный ион имеет тетраэдрическое строение в соответствии с
3
Sp
гибридизацией бора, характерное также и для других его соединений,
имеющих донорно-акцепторные связи. Другое типичное гибридное состояние
бора- Sp2 - гибридизация (например, в гапогенидах).
Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения
бора. Оксид бора, или борный ангидрид B2O3, - бесцветный, хрупкий, очень
огнестойкий. По химичекой природе он кислотный: в воде растворяется с
образованием борной (ортоборной) кислоты:
B2O3 +3H2O 2H3BO3
Это белые кристаллы, растворяющиеся в горячей воде.
Борная кислота, будучи очень слабой (КД1 =6 10-10), может быть получена
по обычной для слабых кислот реакции: раствор соли + сильная кислота:
Na2B4O7+H2SO4+5H2O=Na2SO4 +4H3BO3
Na2B4O7 -тетраборат натрия, как и борная кислота, растворим только в
горячей воде, при охлаждении раствора H3BO3 выкристаллизовывается.
При нагревании борная кислота теряет воду, переходя в метаформу
HBO2, а затем в борный ангидрид.
Соли борных кислот – бораты - большей частью являются производными
не орто-, а тетраборной Н2B4O7 и других более бедных водой кислот. Наиболее
распространен тетраборат натрия или бура Na2B4O7 10 H2O, образующаяся по
реакции нейтрализации:
4H3BO3 +2NaOH Na2B4O7+7 H2O
Водные растворы буры вследствие гидролиза обладают сильнощелочной
реакцией.
При переходе от бора к алюминию сильно возрастает радиус атома,
появляется еще один - восьмиэлектронный - промежуточный слой,
экранирующий ядро, что приводит к ослаблению связи внешних электронов с
ядром и к уменьшению энергии ионизации атома. Поэтому у алюминия
металлические свойства выражены гораздо сильнее, чем у бора. Химическая
связь в соединениях алюминия более ионная. Алюминий по свойствам больше
напоминает берилий, а бор - кремний (диагональное сходство).
Алюминий имеет довольно низкое значение стандартного электронного
-5
потенциала, но ввиду тончайшей (
мм), но очень прочной оксидной пленки
на его поверхности устойчив при комнатной температуре к действию
кислорода, воды, многих других реагентов.
При обычной температуре алюминий реагирует с хлором, бромом; при
сильном нагревании с кислородом, серой, фтором, азотом.
Лишенный оксидной пленки Al энергично окисляется водой:
2Al+6H2O 2Al(OH)3+3H2O
C кислотами активно взаимодействует с выделением водорода:
2Al+6HCl 2AlCl3 +3H2 ,
но в концентрированных серной и азотной и очень разбавленной азотной
кислотах пассивируется (оксидная пленка упрочняется).
Со щелочами алюминий также активно взаимодействует с выделением
водорода. Оксид на его поверхности реагирует со щелочью (Al 2O3 -амфотерный
оксид) с образованием растворимой комплексной соли
Al2O3 +2NaOH+3H2O 2Na [Al(OH)4 ]
и далее металл растворяется в воде.
Суммарное уравнение:
2Al +2NaOH+6H2O 2Na [Al(OH)4 ] + 3H2
Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих,
вследствие их гидролиза, кислую или щелочную реакцию.
Хорошие восстановительные свойства алюминия и высокое отрицательное значение энергии Гиббса образования Al2O3 объясняют его способность
восстанавливать многие металлы из их оксидов (алюмотермия), например:
t
WO3+2Al
Al2O3+W
При сплавлении оксида алюминия с основными оксидами или щелочами
получаются соли метаалюминиевой кислоты HAlO2, например:
сплав
Al2O3 +KOH
КAlO2 + H2O
сплав
Al2O3 +2CaO
2CaAlO2
У оксида алюминия известны несколько модификаций. В природе
встречается в виде минерала корунда. Связи Al-O-Al очень прочные, структура
плотная кристаллическая, по твердости уступает лишь алмазу.
Гидроксид алюминия Al(OH)3 выпадает в виде студенистого осадка при
действии щелочей на водные растворы солей алюминия.
Это типичный амфотерный гидроксид, растворяется и в кислотах, и в
щелочах:
Al(OH)3+NaOH Na [Al(OH)4 ]
Ион Al3+, обладая малым радиусом и большим зарядом, проявляет
склонность к комплексообразованию. Наличие на внешнем валентном уровне
незаполненных p - и d - орбиталей обусловливает возможность образования
комплексов с координационными числами 4 (например, [Al(OH)4 ]-, [AlH4 ]- тетраэдрическое строение, sp3- гибридизация) и 6 (например, [AlF6]3-)- октаэдр,
sp3d2 - гибридизация).
Из солей Al наиболее известны хлорид AlCl3 , сульфат- Al2 (SO4)3 18 H2O,
алюмокалиевые квасцы M+Al(SO4)2 12 H2O (здесь М+ - однозарядный катион
типа Na+, K+, NH4+).
Как соли алюминия, так и алюминаты в
растворах сильно
гидролизованы. Поэтому соли алюминия и слабых кислот в растворах
превращаются в основные соли или подвергаются полному гидролизу.
Например, при взаимодействии в растворе какой-либо соли алюминия с
Na2 CO3 образуется не карбонат алюминия, а его гидроксид и выделяется
диоксид углерода:
2Аl3+ +3CO2-3 +3H2 O 2Al(OH)3 +3CO2
Основное применение алюминия - производство сплавов на его основе.
Галлий, индий, таллий принадлежат к числу редких металлов. Это мягкие
металлы с низкими температурами плавления (t пл. Ga всего 29,8 С).
Характерная степень окисления +3, для таллия наиболее устойчивы соединения
со степенью окисления +1, что соответствует общей закономерности: сверху
вниз в главных подгруппах стабилизируются низкие степени окисления, в
побочных - высокие (например, в Iб подгруппе золото имеет стабильную
степень окисления +3).
С водой галлий и индий не реагируют, а таллий медленно
взаимодействует, при этом образуется TlOH и выделяется H2 (аналогично
реакции щелочных и щелочноземельных металлов). TlOH - сильное, хорошо
растворимое основание, это щелочь. Гидроксиды галлия (III) и индия (III) амфотерны, поэтому все соли этих металлов (III) подвержены гидролизу.
Поскольку значения стандартных электродных потенциалов Ga, In, Tl
отрицательные, они растворяются в кислотах с выделением водорода.
Задачи
213. Напишите электронные формулы Al, Ga, In, Tl в нормальном и
возбужденном состояниях, распределите валентные электроны по
энергетическим ячейкам и определите возможные степени окисления этих
металлов в их соединениях. Почему для Tl характерной степенью окисления
является +1
214. Как получаются гидроксиды Al(OH)3 ,Ga(OH)3 , In(OH)3 Какие они
имеют свойства Как диссоциируют? Напишите уравнения взаимодействия
этих гидроксидов с HCl и NaOH.
215. С какими из перечисленных ниже соединений взаимодействует Al, Tl :
H2O, HCl, H2SO4 (разб.), H2SO4 (конц.), HNO3 (разб.), HNO3 (конц.)? Напишите
уравнения реакций.
216. Как взаимодействует Al с водным раствором щелочи Какие стадии
этого процесса можно выделить Запишите соответствующие реакции.
217. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления следующих превращений:
Al AlCl3 Al(OH)3 Na[Al(OH)4]
218. Что такое алюмотермия Можно ли алюмотермическим способом
получить из оксида железа (III) железо и из оксида кальция кальций при
1500 К Подтвердите ответ расчетом энергии Гиббса соответствующих
реакций, если
Fe2O3(т) CaO (т) Al2O3 (т) Fe(т) Al(т) Ca(т)
H298 кДж/ моль
-823
-636
-1677
0
0
0
S 298 Дж/ (моль*град) 87,9
39,8
51
27,3 28,3 41,8
219. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
t электролиз
Al(OH)3
Х
Y
Al(NO3)3 Na[Al(OH)4]
220. Почему Al относится к металлам, а бор – к неметаллам, хотя эти
элементы являются полными электронными аналогами?
221. Осуществите превращения:
B H3BO3 Na2B4O7 H3BO3
222. Составьте, где возможно, молекулярные и электронные уравнения
реакций:
а) борного ангридида с водой ;
б) бора с концентрированными азотной и серной кислотами ;
в) борной кислоты с магнием ;
г) буры с сильной кислотой.
XX . Элементы IVа подгруппы
На внешнем уровне элементов этой подгруппы по 4 электрона. Общая
формула валентных электронов nS2p2 . Характерные степени окисления +2 и +4.
Соединения углерода и кремния со степенью окисления +2 немногочисленны и
сравнительно малостойки.
При переходе от углерода к свинцу закономерно ослабевают
неметаллические и нарастают металлические свойства элементов. Углерод и
кремний являются неметаллами, олово и свинец - металлы.
Углерод в свободном состоянии наиболее известен в виде двух
модификаций - алмаза и графита.
Углерод при взаимодействии с водородом образует метан:
С+2H2 CH4
Метан - простейший представитель водородных соединений углерода углеводородов, представляющих собой самый многочисленный класс
химических веществ и являющихся объектом изучения органической химии.
Углерод и кремний - типичные восстановители. При нагревании с
избытком воздуха графит и кремний образуют диоксиды (СO2 и SiO2), при
недостатке кислорода можно получить монооксиды (CO и SiO), которые
образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами:
C + CO2 = 2CO,
Si + SiO2 = 2SiO
Уже при обычной температуре С и Si реагирует с фтором, при нагревании
- с хлором, образуя соответственно тетрафториды и тетрахлориды; при более
сильном нагревании - с серой (продукты - CS2 и SiS2) и даже между собой,
образуя карборунд – вещество, по твердости близкое к алмазу:
Si + C = SiC
Углерод окисляется концентрированными H2SO4 и HNO3:
C + 4HNO3 = CO2 + 2H2O + 4NO2
Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой
кислот:
3Si + 4HNO3 + 12HF = 3SiF4 + 4NO + 8H2O
Кроме того, Si растворяется в водных растворах щелочей:
Si + 2NаOН + H2О=Na2SiO 3+ 2H2
Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из
их оксидов:
CuO + C = Cu + CO
При нагревании же с оксидами активных металлов C u Si
диспропорционируют, образуя карбиды:
CaO + 3C = CaC2 + CO
2Al2O3 + 9C = Al4C3 + 6CO
или силициды:
2MgO + 3Si = Mg2Si + 2SiO2.
Активные металлы - более сильные восстановители, чем С и Si, поэтому
последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве
окислителей:
Ca + 2С = CaC2 ,
2Mg + Si = Mg2Si
Оксиды углерода (II) и кремния (II) не реагируют при обычных условиях
ни с кислотами, ни со щелочами. SiO малодоступен и используется редко, в
отличие от СО - угарного газа.
СО принято считать несолеобразующим, однако он реагирует с
расплавом щелочи при высоком давлении с образованием соли муравьиной
кислоты HCOОH, поэтому формально его можно считать ее ангидридом, что
подтверждается выделением СО при обезвоживании HCOOH:
H2SO4(конц.)
HCOOH
CO + H2O
На воздухе СО горит, образуя СО2 . Он восстанавливает металлы из их
оксидов:
FeO + CO = Fe + CO2
В присутствии катализатора СО окисляется хлором, образуя ядовитый газ
- фосген:
CO + Cl2 = COCl2
Со многими металлами СО образует летучие карбонилы:
Fe + 5CO = Fe(CO)5, Ni + 4CO = Ni(CO)4 .
Диоксид углерода СО2 постоянно образуется в природе при окислении
органических веществ. В лабораториях его обычно получают в аппарате Киппа:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ,
в промышленности - обжигом известняка:
CaCO3 = СаО + СО2
Кислый по своей природе, СО2 реагирует с сильными основаниями,
например,
Ca (OH)2 +CO2 = CaCO3 +H2O
Взаимодействием диоксида углерода с аммиаком под давлением
получается важное в практическом отношении соединение - карбамид или
мочевина:
CO2 +2NH3 = CO(NH2)2 + H2O
Раствор СО2 в воде обладает слабокислотной реакцией, обусловленной
присутствием в растворе небольших количеств угольной кислоты:
СО2 +Н2О = Н2СО3
Угольная кислота может существовать только в водном растворе. По
способности к диссоциации она относится к очень слабым; в растворе имеют
место равновесия:
Н2СО3
Н++НСО-3
2Н+ +СО32-
Будучи двухосновной, угольная кислота образует два ряда солей средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты), которые могут быть получены
действием СО2 на щелочи (см. выше) или обменными реакциями:
Ba(NO3)2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaNO3
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
Со слабыми основаниями угольная кислота обычно дает основные соли,
например, (CuOH)2CO3 - карбонат гидроксомеди (природный минерал малахит).
При нагревании все карбонаты (кроме солей щелочных металлов)
разлагаются:
t
MgCO3 = MgO+CO2 ,
а гидрокарбонаты щелочных металлов переходят в карбонаты:
t
2NaHCO3 = Na2CO3+CO2 + H2O
Растворы
карбонатов
имеют
вследствие
гидролиза
кислот
сильнощелочную реакцию:
CO32- +HOH HCO3- +OHКарбонаты менее растворимы, чем гидрокарбонаты.
Из солей угольной кислоты в природе широко распространен CaCO3
(известняк, мел, мрамор), а также MgCO3 . Одним из главных продуктов
основной химической промышленности является сода (Na2CO3
10H2Oкальцинированная сода, NaHCO3 - питьевая сода), в значительных объемах
карбонаты являются ценными рудами и используются для получения металлов
(FeCO3 - шпатовый железняк, ZnCO3 – галмей).
Из соединений углерода с серой и азотом большое практическое значение
имеют сероуглерод CS2
и синильная кислота HCN.
Кислотному оксиду SiO2 соотвествуют малорастворимые в воде орто – и
метакремниевые кислоты (H4SiO4 и H2SiO3). Соли кремниевых кислот –
силикаты – в большинстве своем также нерастворимы в воде; растворимы лишь
Na2SiO3 и K2SiO3. Растворы вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию.
Силикаты натрия и кальция составляют основу обычного стекла, состав
котрого выражается приблизительной формулой Na2O CaO 6SiO2.
Силикаты чрезвычайно распространены в природе.
В рамках IVа группы германий, олово и свинец выделяют в отдельную
подгруппу, поскольку эти элементы, особенно олово и свинец, являются
металлами. На воздухе эти металлы покрыты тонкой оксидной пленкой,
предохраняющей их от дальнейшего разрушения.
Вода сама по себе не действует на эти металлы, но в присутствии воздуха
свинец постепенно разрушается с образованием гидроксида.
Pb +O2 +2H2O = Pb(ОН)2
В жесткой воде процесс тормозится образованием нерастворимых солей сульфата и основного карбоната.
Разбавленные соляная и серная кислоты почти не действуют на эти
металлы. В концентрированной серной, особенно при нагревании, свинец и
олово растворяются с образованием соответственно Pb(HSO4)2 и Sn(SO4)2. В
концентрированной соляной кислоте олово растворяется, вытесняя водород. С
азотной кислотой интенсивность взаимодействия свинца растет с понижением
концентрации кислоты; олово же интенсивнее реагирует с концентрированной
HNO3:
4Sn + 10HNO3(р.) = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Sn + 4HNO3(к.) = H2SnO3 + 4NO2 + H2O
(оловянная кислота)
Оба этих металла растворяются в щелочах, причем олово - в
концентрированных с образованием станнитов - солей оловянистой кислоты
(H2SnO2):
Sn + 2NaOH = Na2SnO2 + H2 ,
которые в растворах существуют в гидратированной форме (например,
Na2[Sn(OH)4] - тетрагидроксостаннит натрия); свинец же лучше реагирует в
разбавленных горячих растворах с образованием гидроксоплюмбитов:
Pb + 4KOH +2H2O = K4[Pb(OH)6] + H2
Олово образует два ряда соединений, соответствующих устойчивым
степеням окисления +2 и +4, у свинца значительно более устойчивы и
многочисленны соединения со степенью окисления +2.
Гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2 получаются при действии щелочей на
растворимые соли этих металлов
Me2+ + 2OH- = Me(OH)2 .
Они амфотерны и реагируют как с кислотами, так и сильными основаниями:
Sn(OH)2 +2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
Pb(OH)2 + 4KOH = K4 [Pb(OH)6]
Гидроксиды олова (IV) называются оловянными кислотами и извесны в
двух модификациях: -оловянной и -оловянной кислот.
Состав этих кислот довольно неопределенный; формула H2SnO3 является
лишь простейшей из возможных, а правильнее состав выражает формула
mSnO2* nH2O.
-Оловянная кислота лекго растворяется в щелочах, образуя
гидроксостаннаты:
H2SnO3 + 2NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)6],
выделяющиеся из растворов в виде кристаллогидратов, например,
Na2SnO3*3H2O
Кислоты также растворяют -оловянную кислоту:
Н2SnO3 +4HCl = SnCl4 + 3H2O
В избытке соляной кислоты образуется комплексная гексахлороловянная
кислота:
SnCl4 +2НCl = Н2[SnCl6]
В отличие от -формы -оловянная кислота не растворяется ни в
растворах кислот, ни в растворах щелочей, реагируя лишь с расплавами
щелочей.
-Кислота при хранении в растворе, в котором ее получили, постепенно
превращается в -кислоту.
Среди содинений свинца (IV) большое значение имеет PbO2. Это
амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств. При сплавлении с
основными оксидами образуются плюмбаты - соли несуществующей в
свободном состоянии свинцовой кислоты (H2PbO3):
CaO + PbO2 = CaPbO3
Плюмбаты большинства металлов (кроме натрия и калия) нерастворимы в
воде.
Диоксид свинца, как и другие его соединения в высшей степени
окисления (+4), - очень сильный окислитель. Он, например, окисляет соляную
кислоту до свободного хлора:
PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O
Диоксид свинца используют в свинцовом аккумуляторе в качестве катода
(заряжен положительно):
PbO2 +SO42- + 4H+ +2e = PbSO4 + 2H2O
восстановление
Анодом (заряжен отрицательно) служит металлический свинец:
Pb + SO42- -2e = PbSO4
окисление
В качестве электролита используется 35-40 % раствор H2SO4 .
Суммарное
уравнение
окислительно-восстановительной
протекающей при работе (разрядке) свинцового аккумулятора:
реакции,
Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- = 2PbSO4 +2H2O
Для зарядки аккумулятора его подключают к внешнему источнику тока
(плюсом к плюсу и минусом к минусу). При этом на электродах протекают
процессы, противоположные тем, которые идут при его разрядке, и вновь
получаются вещества, необходимые для его работы.
Из средних солей данных металлов наиболее известны хлориды и
сульфиды олова (II и IV) и свинца (II), а также хлорид, иодид, сульфат,
гидросульфат, ацетат свинца (II). Последние две соли, в отличие от
большинства других солей свинца, хорошо растворимы в воде. Растворы солей
Sn и Pb имеют кислую реакцию вследствие гидролиза.
Задачи
223. Запишите электронные формулы углерода, олова и свинца в
нормальном и возбужденном состояниях. Какие степени окисления наиболее
характерны для этих элементов
224. Приведите уравнения реакций, характеризующих окислительные и
восстановительные свойства углерода
225. В чем различие химических свойств оксидов углерода (II) и (IV) Чем
это вызвано Приведите соответствующие уравнения реакций.
226. Какие соединения называются карбидами и силицидами Напишите
уравнения реакций их получения. Как взаимодействует с водой карбид
алюминия; силицид магния с соляной кислотой
227. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Ca(OH)2 CO2 Ca(OH)2
C
CO2
Х
Y
Z
CO2
228. Смесь кремния и угля массой 5,0 г обработали избытком
концентрированной щелочи при нагревании. В результате реакции выделилось
2,8 л газа (н.у.). Вычислите массовую долю углерода в смеси.
229. Из чего состоит обычное стекло Приведите реакции, лежащие в
основе его получения.
230. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества
Mg
O2 K2CO3
SiO2 Si Х SiH4 Y Z
231. Как ведут себя углерод и кремний с кислотами, щелочами Приведите
соответствующие уравнения реакций.
232. Как можно получить карбонаты, гидрокарбонаты Как они ведут себя
при нагревании Запишите соотвествующие уравнения реакций.
233. Кремниевая кислота слабее угольной. Запишите уравнения гидролиза
карбоната и силиката натрия и возможные значения pH среды при равных
исходных концентрациях солей и одинаковой температуре растворов.
234. С какими из следующих соединений, находящихся в водных растворах
HCl, H2SO4 (разб.), HNO3 (разб.), H2SO4 (конц.), HNO3 (конц.),
взаимодействует олово? Напишите уравнения реакций.
235. Какие свойства имеют оксиды и гидроксиды олова и свинца
Напишите уравнения реакций взаимодействия их со щелочами и кислотами.
236. Напишите уравнения реакций взаимодействия свинца с HNO3 (разб.),
HNO3 (конц.), H2SO4 (разб.), H2SO4 (конц.), CH3COOH, HCl.
237. Чем можно объяснить окислительные свойства оксида свинца (IV)
Закончите уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставьте
коэффициенты:
PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3 = HMnO4 + ………
PbO2 + HCl = Cl2 + ………
238. Составьте уравнения реакций свинца и олова с едким натрием; свинца с
водой при доступе кислорода.
239. Составьте уравнения реакций, протекающих при зарядке и разрядке
свинцового аккумулятора.
240. Как получить соду, имея металлический натрий, соляную кислоту,
мрамор и воду Составьте уравнения реакций.
XXI. Элементы Vа подгруппы
Азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут имеют на внешнем
энергетическом уровне по 5 электронов; соответственно их высшая степень
окисления +5, низшая -3.
В целом они характеризуются как неметаллы, уступающие по этому
признаку элементам VIa и VIIa
подгрупп. Неметаллические свойства
закономерно убывают сверху вниз по подгруппе, и у висмута уже преобладают
металлические свойства.
Широкий диапазон изменения степени окисления обусловливает большое
разнообразие соединений этих элементов; особенно азота. Так, известны
оксиды азота N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+5O5 . Все они могут быть получены
из азотной кислоты и ее солей.
Минимальную степень окисления – 3 азот имеет в аммиаке и его
производных.
N2O устойчив при комнатной температуре. Химически инертен и ни с
водой, ни с кислотами, ни со щелочью не реагирует. В этом отношении с ним
схож оксид NO (N2O и NO относятся к безраличным или несолеобразующим
оксидам).
Для оксида азота (II) характерна окислительно-восстановительная
двойственность. Например, он легко окисляется кислородом воздуха до
диоксида:
2NO + O2 = 2NO2,
с другой стороны, энергично окисляет водород в смеси их равных объемов при
нагревании:
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
Диоксид азота NO2 – бурый ядовитый газ с характерным запахом.
При t -11 С существует в виде димера N2O4, при t = 140 С – в виде NO2,
частично распадающегося при более высокой температуре на NO и O2 ; в
интервале температур -11 140 С имеет место равновесие
N2O4
2NO2 – Q
Оксиды азота II и IV являются промежуточными продуктами
промышленного способа получения азотной кислоты HNO3:
kat
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
(горение аммиака при обычных условиях приводит к образованию молекулярного азота и воды).
.
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
Если растворять диоксид азота в щелочах, то образуется смесь солей
азотной и азотистой кислот (нитритов и нитратов), например:
2N+4O2 + 2NaOH = NaN+5O3 + NaN+3O2 + H2O
Ангидридом азотистой кислоты HN+3O2 является неустойчивый оксид
азота +3: N2O3.
Ангидрид азотной кислоты – N2+5O5 – белый кристаллический, уже при
комнатной температуре постепенно разлагающийся на NO2 и O2.
Оксид азота +5 – очень сильный окислитель, многие органические
вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.
Азотистая кислота HNO2 принадлежит к числу слабых и известна только
в очень разбавленных растворах. Степень окисления +3 является
промежуточной для азота, поэтому HNO2 проявляет окислительно
восстановительную двойственность: под действием восстановителей она
восстанавливается обычно до NO, а в реакциях с окислителями – окисляется до
HNO3.
Азотная кислота также не отличается прочностью: уже под влиянием
света она постепенно разлагается:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
Принадлежит к числу наиболее сильных.
HNO3 за счет азота в максимальной степени окисления обладает ярко
выраженной окислительной способностью.
При этом чем более она разбавлена и чем активнее восстановитель, тем
глужбе она восстанавливается:
Cu + HNO3(к.) Cu(NO3)2 + N+4O2 + H2O
Cu + HNO3(р.) Cu(NO3)2 + N+2O + H2O
Zn + HNO3(очень разб.) Zn(NO3)2 + N-3H4 NO3 + H2O
S + HNO3(к.) H2SO4 + N+4O2 + H2O
Водород при окислении азотной кислотой, как правило, не выделяется.
Смесь, состоящая из 1 объема азотной и 3-4 объемов соляной кислот,
называется «царской водкой». Она растворяет некоторые металлы, не
взаимодействующие с азотной кислотой (Au, Pt, Pd, Os, Ru):
Au + HNO3 + 4HCl = H [AuCl4] + NO + 2H2O
Соли азотной кислоты – нитраты – термически нестабильны, разлагаются
с выделением кислорода. При этом нитраты щелочных и щелочноземельных
металлов переходят в нитриты:
t
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между Mg и Cu
включительно, дают оксид металла, азота и кислород:
t
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2;
нитраты наименее активных металлов разлагаются до свободного металла:
t
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
Все нитраты хорошо растворяются в воде.
Наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и
кальция, которые на практике называются селитрами.
С водородом азот образует несколько соединений, из которых
наибольшее значение имеет аммиак NH3 – газ с характерным резким запахом.
В лаборатории он легко получается по реакции:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O +2NH3
Аммиак очень хорошо растворим в воде, раствор имеет щелочную
реакцию
NH3 + H2O
NH4+ + OHи обычно выражается формулой NH4OH.
За счет неподеленной пары азота аммиак обладает слабыми основными
свойствами и обратимо реагирует с кислотами.
NH3 + HCl
NH4Cl
Фосфор в виде простого вещества существует в трех формах
(аллотропных модификациях) - белый, красный, черный. Белый фосфор
химически очень активен, легко взаимодействует с кислородом, галогенами,
многими металлами. С кислородом фосфор образует оксиды P2+5O5, P2+3O3 . Им
соответствуют орто– и метафосфорная кислоты (H3P+5O4 и HP+5O3) и
фосфористая кислота HР+3O2. Наиболее важной является ортофосфорная. По
способности к диссоциации она относится к кислотам средней силы.
Будучи трехосновной, образует три ряда солей: средние - фосфаты и
кислые – гидро – и дигидрофосфаты. Растворы средних солей вследствие
гидролиза имеют сильнощелочную реакцию.
Соли фосфорной кислоты широко используются в качестве минеральных
удобрений.
Из природных соединений фосфора самое важное – ортофосфат кальция
Ca3(PO4)2, составляющий основу минералов – фосфорита и апатита,
являющихся сырьем для получения фосфора и его соединений.
Для получения фосфора смесь фосфорита или апатита с песком и углем
прокаливают без доступа кислорода:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO
У сурьмы, и особенно у висмута, металлические свойства уже
преобладают над неметаллическими.
Оксид сурьмы (III) – типичный амфотерный оксид с некоторым
преобладанием основных свойств, растворяется в кислотах и щелочах.
Гидроксид сурьмы, или сурьмянистая кислота, получается при действии
щелочей на соли сурьмы в виде белого осадка. Осадок растворяется как в
избытке щелочи, так и в кислотах.
Соли сурьмы (III), как соли слабого основания, в водном растворе
гидролизуются с образованием основных солей:
SbCl3 + 2H2O
Sb(OH)2Cl + 2HCl,
неустойчивых и разлагающихся с отщеплением молекул воды:
Sb(OH)2Cl = SbOCl + H2O
Этот процесс обратимый: при подкислении осадок растворяется и может
снова выпадать при разбавлении раствора.
Аналогично идет и гидролиз солей висмута.
В солях SbOCl и BiOCl группировки SbO+ и BiO+ играют роль
одновалентного металла и называются соответственно антимонилом и
висмутилом.
Висмут типичным для металла образом ведет себя при действии на него
неорганических кислот. Имея положительное значение стандартного
электродного потенциала, он не растворяется в соляной и разбавленной серной
кислотах и окисляется азотной кислотой невысокой концентрации и горячей
концетрированной серной кислотой:
Bi +4HNO3 = Bi(NO3)3 + NO +H2O
Для висмута наиболее характерна степень окисления +3.
Оксид и гидроксид висмута (III) – основные, легко взаимодействуют с
кислотами, со щелочами не реагируют.
Соединения висмута (V) - сильные окислители, восстанавливаются до
производных висмута (III).
Задачи
241. Осуществите следующие превращения:
азот
аммиак
оксид азота (II)
оксид азота (IV)
азотная кислота
оксид азота (IV)
242. Каково электронное строение элементов подгруппы азота Какие
степени окисления проявляют в соединениях азот, фосфор, висмут Почему
азот и фосфор являются типичными неметаллами, а у висмута преобладают
металлические свойства
243. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Mg NaOH, t O2,kat
HNO3(оч.разб)
A
Б
O2 NaOH KMnO4
B
Г
Д
E
NaNO2
244. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
NaOH
Ca3(PO4)2 A P2O5 H3PO4 Na2HPO4 Б Ca3(PO4)2
245. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства Составьте уравнения реакций HNO2 :
а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4 . Какую функцию выполняет
азотистая кислота в этих реакциях
246. Какие из оксидов азота взаимодействуют с водой и щелочами Запишите
соотвествующие уравнения реакций, укажите, к какому типу относится каждая
из них.
247. Как получают азотную кислоту в промышленности Приведите
реакции, лежащие в основе ее производства.
248. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
HCl
A NH3 Б Mg3N2 B NH4Cl
249. Как действует азотная кислота на металлы Каковы могут быть
продукты ее восстановления; от чего это зависит Приведите уравнения
соответствуюших реакций.
250. Как различаются по кислотно-основным свойствам оксиды азота,
фосфора, сурьмы, висмута Подтвердите это соответствующими реакциями.
Чем обусловлено такое различие
251. На примере соли сурьмы покажите обратимость реакции гидролиза.
252. Кратко охарактеризуйте свойства висмута и его соединений. В чем их
сходство и отличие от других элементов этой подгруппы и их соединений.
XXII. Элементы VIа подгруппы.
Кислород. Сера
Элементы этой подгруппы имеют электронные конфигурации внешнего
валентного уровня типа ns2np4, что обусловливает, прежде всего,
окислительные свойства этих элементов.
Наибольшей окислительной способностью в виде простых веществ
обладают кислород и сера – типичные неметаллы.
Для всех элементов подгруппы характерно проявление степени окисления
–2. Все элементы, кроме кислорода, образуют также соединения со степенью
окисления +4 или +6, что связано с существованием на внешнем уровне
свободного d-подуровня.
Кислород почти всегда (кроме его соединений с фтором, где степень его
окисления +2, и пероксидов со степенью окисления -1) имеет степень
окисления -2.
Кислород уже при комнатной температуре реагирует с большинством
металлов; с неметаллами реагирует, как правило, при нагревании.
Также уже при комнатной температуре кислород взаимодействует со
многими сложными соединениями, например:
2NO + O2 = 2NO2
С сероводородом при нагревании в зависимости от соотношения
реагентов протекают реакции
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяются
тепло и свет – такие процессы называются горением.
Еще более сильным окислителем, чем O2 , является озон O3. Так, при
взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется иод
2KI + O3 + H2O = I2 + 2KOH + O2,
тогда как с кислородом эта реакция не идет.
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха или
электролизом воды; в лабораторных условиях – разложением ряда солей, таких
как KClO3, KMnO4, KNO3, K2Cr2O7, оксида ртути.
Особенно легко кислород выделяется из пероксида водорода H2O2. Это
очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом (особенно в
присутствии катализаторов) с выделением большого количества тепла:
2H2O2 = 2H2 + O2 + Q
Свойства пероксида водорода определяются наличием одинарной связи
между атомами кислорода – О – О -. Находясь при этом в промежуточной
степени окисления –1, кислород может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства.
Например, в реакции с хорошим восстановителем – иодид-ионом – H2O2 –
окислитель:
H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + 2H2O + K2SO4,
а в реакции с сильным окислителем – перманганатом калия – восстановитель:
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4+ 8H2O + K2SO4
Сера при комнатной температуре реагирует с фтором хлором и
концентрированными кислотами – окислителями (HNO3, H2SO4):
S + 2H2SO4 (к.) = 3SO2 + 2H2O
На воздухе сера горит, образуя SO2. Во всех этих реакциях сера является
восстановителем.
При нагревании сера реагирует с углеродом, фосфором, водородом и
большинством металлов, проявляя окислительные свойства.
Соединение серы с водородом – сероводород H2S – бесцветный газ с
характерным запахом гниющего белка.
Раствор H2S в воде – это очень слабая сероводородная кислота. Ее соли
называются сульфидами.
Сероводород – типичный восстановитель и окисляется не только
сильными, но и относительно слабыми окислителями, например ионами
трехвалентного железа:
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
Оксиды серы (IV) и (VI) SO2 и SO3 являются ангидридами соответственно
сернистой и серной кислот.
Сернистая кислота H2SO3 малоустойчива, легко распадается на SO2 и
H2O. По способности к диссоциации, относится к слабым кислотам. В водном
растворе существуют равновесия, аналогичные существующим в растворе
угольной кислоты.
На воздухе сернистая кислота медленно окисляется в серную.
Диоксид серы, сернистая кислота и ее соли вступают в обменные
реакции и реакции присоединения, идущие без изменения степеней окисления,
а также в окислительно-восстановительные реакции, где вследствие
промежуточной степени окисления серы +4 проявляют окислительновосстановительную двойственность.
При нагревании соли сернистой кислоты - сульфиты разлагаются на
сульфиды и сульфаты (соли серной кислоты).
Оксид серы (VI) SO3 –бесцветная жидкость при комнатной температуре;
энергично соединяется с водой с образованием серной кислоты H2SO4 .
SO3 очень хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте. Этот
раствор называется олеумом.
Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный
окислитель за счет серы в максимальной степени окисления +6. Малоактивные
металлы, металлы средней активности и неметаллы, обычно восстанавливают
ее до SO2:
Cu +2H2SO4 (к.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
2 Fe + 6H2SO4 (к.) = Fe(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
C + 2H2SO4 (к.) = 2SO2 + CO2 + 2H2O
2P + 5H2SO4 (к.) = 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O
При взаимодействии с активными металлами в зависимости от условий
реакции (температура, концентрация кислоты, длительность реакции)
продуктами восстановления могут быть как SO2 , так и свободная сера и
сероводород.
Разбавленная серная кислота окисляет за счет ионов H+, поэтому в ней
растворяются только металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода,
например:
Fe+ 2H2SO4 = FeSO4 + H2
Серная кислота – сильная двухосновная кислота. По первой ступени в
растворах невысокой концентрации она диссоциирует практически нацело:
H2SO4 H+ + HSO4-.
Диссоциация по второй ступени протекает в меньшей степени.
Как двухосновная, серная кислота образует два ряда солей – средние
(сульфаты) и кислые (гидросульфаты). Большинство их хорошо растворяется в
воде. К практически нерастворимым относятся сульфаты бария, стронция и
свинца.
При сильном нагревании многие сульфаты разлагаются до оксида
металла и SO3 или SO2 и О2.
Сульфаты меди, железа, цинка и некоторых других металлов,
содержащие кристаллизационную воду, называются купаросами.
Промышленное производство серной кислоты основано на так
называемом контактном методе. Процесс можно разбить на 3 этапа:
1) получение SO2 обжигом пирита (FeS2); 2) каталитическое окисление SO2 до
SO3; 3) поглощение SO3 96% -ной серной кислотой.
Задачи
253. Запишите электронные формулы кислорода и серы в нормальном и
возбужденном состоянии. Каковы возможные степени окисления этих
элементов
254. Как можно получить кислород в лаборатории; как его получают в
промышленности Приведите уравнения реакций.
255. Какими свойствами обладает кислород Приведите примеры его
взаимодействия с простыми и сложными веществами.
256. Что такое озон Каково строение молекулы O3 Какими свойствами он
обладает
257. Определите степень окисления серы в ионах S2-, SO32-, SO42-, S2O72-. Как
называются кислоты, анионами которых являются приведенные ионы
Изобразите графически строение этих кислот.
258. Приведите примеры ОВР (молекулярные и электронные) с участием
сероводорода. Какую функцию он в них выполняет, почему
259. Как может проявить себя диоксид серы, соли сернистой кислоты в
ОВР; почему Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций,
протекающих при пропускании SO2 через растворы: а) сероводорода; б) бихромата калия в кислой среде.
260. Чем определяются свойства пероксида водорода
Составьте
молекулярные и электронные уравнения реакций H2O2 :с KNO2 , Ag2O, PbS.
Охарактеризуйте роль пероксида водорода в этих реакциях.
261. Чем объясняется различие окислительной способности разбавленной и
концентрированной серной кислоты Приведите соотвествующие примеры
(молекулярные и электронные уравнения) взаимодействия H2SO4 с металлами и
неметаллами.
262. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
kat
S KMnO4
t
H2O2 A Б
B
SO2
K2SO3 Г+Д
263. Как получают серную кислоту в промышленности Приведите
уравнения реакций, лежащих в основе контактного метода ее производства.
264. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
H2O Cu
H2S Fe HCl Ag,O2
SO3
Б
В Г Д Е
Ag2S
265. Какую массу оксида серы (VI) нужно растворить в 100 г 91% -ного
рас- твора серной кислоты для получения 30% -ного олеума
XXIII. Элементы VIIа подгруппы
Все
элементы
подгруппы
галогенов
обладают
электронной
2
5
конфигурацией ns np , что обусловливает характерную степень окисления всех
элементов –1. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент, он не образует
соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления. Для
хлора, брома и иода известны степени окисления +1,+3,+5,+7.
Все галогены в виде простых веществ проявляют высокую
окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к
иоду. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, многие их них в
атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество тепла,
например:
2Al + 3F2 = 2AlF3 + 3000 кДж
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2 ,S, C, Si, P) –все
реакции сильно экзотермичны.
При нагревании фтор окисляет все другие галогены, например:
F2 + Cl2 = 2Cl +1F-1 ,
а при облучении реагирует даже с инертными газами, например:
2F2 + Xe = XeF4
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень
энергично. Например, в атмосфере фтора горит вода:
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
Хлор также очень реакционноспособен, реагирует почти со всеми простыми и
многими сложными веществами. Так, при нагревании, вытесняет бром или иод
из их соединений с водородом или металлами:
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2
Химическая активность брома также достаточно высока. Со многими
веществами он реагирует аналогично хлору, хотя реакции протекают менее
активно.
Хлор и бром взаимодействуют и с органическими соединениями, бром
при этом, будучи химически менее активным, используется как ―мягкий‖
реагент.
Промышленное получение фтора и хлора осуществляется электролизом
расплавов их солей. Бром и иод, как правило, получают химическим способом,
обычно окислением галогенидов металлов или галогенводородов.
Все галогенводороды при обычных условиях газообразны. Полярность и
прочность связи при переходе от HF к HI падает. При растворении в воде HI,
HBr и HCl диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты
относятся к числу сильных. В отличие от них фтороводородная (плавиковая)
кислота является слабой, что объясняется ассоциацией молекул HF вследствие
возникновения между ними водородных связей.
При взаимодействии галогенводородных кислот с металлами окисление
последних может происходить только за счет ионов H+, поэтому эти кислоты
реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.
В отличие от других галогенводородных кислот плавиковая кислота
реагирует с оксидом кремния (IV):
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O,
поэтому она разъедает стекло.
HF и HCl можно получать в лаборатории действием концентрированной
серной кислоты на твердые фторид и хлорид калия при нагревании:
KF + H2SO4 (к) = HF + KHSO4
KCl + H2SO4 (к) = HCl + KHSO4
Все галогены, кроме фтора, образуют соединения, в которых они
обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из них
являются кислородсодержащие кислоты и соотвествующие им соли и
ангидриды. Такие соединения наиболее характерны для хлора, для которого
известны четыре кислоты:
HCl+1O, HCl+3O2, HCl+5O3, HCl+7O4 .
Сила кислот существенно возрастает в ряду HCl +1O – HCl+7O4 (HClO –
очень слабая кислота, HClO4 – самая сильная кислота из всех известных). Такая
закономерность – усиление кислотных свойств с возрастанием степени
окисления центрального атома характерна не только для хлора, но и для других
элементов. Также общей закономерностью является ослабление кислотных
свойств с возрастанием радиуса иона центрального атома (при неизменном его
заряде). Так, константа кислотной диссоциации HI+1O в 250 раз меньше таковой
для HCl+1O.
Окислительная способность в ряду HClO – HClO4 ослабевает при
обычных условиях (свет, комнатная температура) и усиливается в темноте и
при более низких температурах. Из солей кислородсодержащих кислот широко
известны бертолетова соль (хлорат калия) KClO3 и хлорная ―белильная ‖
известь.
Бертолетову соль можно получать, пропуская хлор в горячий раствор
KOH с последующим его охлаждением:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
При нагревании бертолетова соль легко разлагается: в присутствии
катализатора (MnO2) – в основном согласно уравнению:
2KClO3 = 2KCl + 3O2 ,
а без катализатора при осторожном нагревании – в основном согласно схеме
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
Бертолетова соль и другие хлораты – сильные окислители. Окисляют,
например, оксид марганца (IV) до манганата, оксид хрома (III) до хромата,
железо (II) переводят в железо (III) и т.п. Cl+5 при этом восстанавливается до
иона Cl-1.
Действием хлора на гидроксид кальция получают смесь солей,
называемую хлорной известью:
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O
Формально ее состав можно выразить формулой CaOCl2 (хлорид –
гипохлорит натрия).
В отличие от хлора фтор взаимодействует со щелочным раствором
согласно уравнению
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + O+2F2 (+ O2 + O3 + H2O2)
При обычных условиях фторид кислорода – бесцветный газ; очень
ядовит. Проявляет сильные окислительные свойства.
Задачи
266. Как и почему изменяется сила галогеноводородных кислот по подгруппе
сверху вниз
267. Что такое бертолетова соль Изобразите ее графически. Каково ее
нетривиальное название Как ее можно получить; каковы ее свойства
(поведение в ОВР, отношение к нагреванию) Приведите уравнения
соответствующих реакций.
268. Как
и
почему
изменяется
восстановительная
способность
галогенводородных кислот и их солей по подгруппе сверху вниз?
Объясните, почему в приведенных ниже реакциях продукты
восстановления окислителя разные.
2KBr + 2H2SO4 (K) = Br2 +SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4 (K) = 4I2 +H2S + 4K2SO4 + 4H2O
Cоставьте электронные уравнения и подберите коэффициенты.
269. Из всех галогенидов натрия только один подвергается гидролизу.
Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза этого вещества.
Дайте обоснование своему выбору.
270. Осуществите превращения:
HCl Cl2 HCl NaCl AgCl
271. Оксид серы (IV) растворили в воде при повышенном давлении. К
раствору прилили бромную воду, а затем избыток хлорида бария.
Отфильтрованный и высушенный осадок имел массу 23,3 г. Сколько
граммов брома вступило в реакцию
272. Как называются кислородсодержащие кислоты хлора и их соли
Изобразите графически эти кислоты. Получите их из соответствующих
ангидридов. Как изменяется их сила и окислительная способность с
увеличением степени окисления хлора
273. Напишите электронную формулу фтора. Какова его степень окисления в
соединениях
Опишите кратко химические свойства фтора, их
особенности, отличия от свойств других галогенов. Запишите
соответствующие реакции.
274. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Сl2
NaBr
KOH
А
Cl2
Б
FeSO4
H2SO4
CaOCl2
В
275. Напишите электронные формулы хлора и фтора в нормальном и
возбужденном состоянии. Какие степени окисления могут иметь эти
элементы Приведите примеры соответствуюих соединений.
XXIV. Водород
Порядковый номер 1. Атомная масса 1,008. Число известных изотопов 4,
из которых протий (относительная атомная масса 1), дейтерий (относительная
атомная масса 2), тритий (относительная атомная масса 3) обнаружены в
природе, а четвертый (относительная атомная масса 4) получен искусственно.
Во Вселенной водород является самым распространенным элементом - он
составляет до 90% массы Солнца и многих звезд. В земной коре содержание
водорода составляет 1%. В природе он встречается как в свободном состоянии
(вулканические газы, газы нефтяных скважин, верхние слои атмосферы), Так и
в виде соединений. Наиболее распространенным соединением является вода,
где содержание водорода составляет 11,11%.
Ядро атома содержит один протон, вокруг которого один электрон,
занимающий S-орбиталь 1S1. Такая простая структура обусловливает
множество уникальных свойств водорода. Во-первых, атом водорода имеет
лишь валентную электронную оболочку. Поэтому ее единственный электрон не
экранирован от действия заряда ядра внутренними электронами. Во-вторых,
этой внешней электронной оболочке достаточно приобрести или потерять лишь
один электрон, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации.
Наконец, поскольку атом водорода состоит из одного электрона и одного
протона, он имеет очень малые размеры, его ковалентный радиус (0,03 нм)
имеет минимальное значение среди всех элементов. Эти особенности
объясняют многие отличительные свойства водорода и его особое положение в
периодической таблице.
Электронная структура единственной оболочки водорода аналогична
внешней оболочке щелочных металлов. Подобно щелочным металлам водород
имеет высшую степень окисления +1 однозарядного иона Н+. Эти основные
причины позволяют рассматривать водород как представителя I группы, но все
они являются в достаточной степени формальными. Так, энергия ионизации
атома водорода намного больше, чем у атомов щелочных металлов. Другое
важное различие: для щелочных металлов невозможно существование
отрицательно заряженных ионов, тогда как для водорода степень окисления -1
достаточно характерна (например, Na+1H-1). Радиус иона Н+ несравненно
меньше радиусов ионов щелочных металлов, а последние, как известно,
характеризуются наибольшими радиусами из всех прочих положительных
ионов. Таким образом, между водородом и щелочными металлами наблюдается
лишь некоторое формальное сходство.
Водород также включается в главную подгруппу седьмой группы. У него
до завершения внешней оболочки благородного газа гелия не достает одного
электрона. То же самое наблюдается у галогенов, у которых до образования
оболочки соответствующего благородного газа тоже не хватает одного
электрона. В соединениях с металлами водород, как и галогены, образует
отрицательный ион Н- (Na+1H-1 и Na+1Cl-1 ). Они по своему характеру
напоминают типичные соли, похожие на соответствующие производные фтора
и хлора. Водород, как и галогены, характеризуется высоким значением энергии
ионизации. Именно эти особенности позволяют помещать водород в подгруппу
галогенов.
Все отмеченные факты говорят о том, что водород следует рассматривать
как особый химический элемент, не имеющий полных аналогов.
Химические свойства. Для водорода характерны три типа электронных
процессов:
1) потеря электрона с образованием протона Н0 – e = Н+ ; здесь проявляются его восстановительные свойства
2) присоединение электрона, приводящее к образованию гидрид-иона
Н0 + e=Н- , существующего только в кристаллических гидридах самых
электро-положительных металлов (NaH, CaH2 ); окислительные свойства;
3) формирование двухэлектронных связей (ковалентные связи),
происходящих при образовании молекулы водорода и его взаимодействии с
неметаллами.
Энергия связи в молекуле велика, что объясняет сравнительно малую
активность молекулярного водорода при обычных условиях.
Так, при обычной температуре водород реагирует лишь с фтором (даже в
темноте) и с хлором (при освещении).
H2 + F2 = 2HF
H2 + Cl2 = 2HCl
При нагревании обратимо реагирует с бромом, иодом, а также с серой и
азотом:
H2 + S = H2S
3H2 + N2 = 2NH3
(катализатор, высокое давление)
С кислородом при повышенной температуре водород реагирует с
образованием овды с выделением большого количества тепла:
2H2 + О2 = 2H2О
Реагирует также со сложными веществами при нагревании, например:
CuO + H2 = Cu + H2O
CH2=CH2 + H2
CH3
CH3
CO + 2H2
CH3OH
Во всех приведенных выше реакциях волород является восстановителем.
Окислительные способности водорода проявляются в реакциях со
многими активными металлами при повышенных температуре и давлении,
например:
2Li + H2 = 2LiH
Образующиеся гидриды легко гидголизуются с образованием щелочи и
водорода:
LiH + H2O = LiOH + H2
Получение водорода и его применение. В лабораторных условиях водород
чаще всего получают восствновлением металлами, расположенными левее в
электрохимическом ряду напряжений, из воды, кислот или щелочей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2
В промышленности водород получают из природных и попутных газов.
1. Конверсия метана (при 800 900 С)
CH4 + H2O(пары) = CO + 3H2
3CH4 + O2 + H2O = 3CO + 7H2
2. Конверсия углерода (при 1000 С).
C + H2O = CO + H2
Получившийся водяной газ т.е. смесь H2 , H2O и CO пропускают над
Fe2O3 при 450 С
CO + H2O = CO2 + H2
3. Электролиз воды.
2H2O
O2 + 2H2
Этим способом получают наиболее чистый водород.
4. Крекинг и риформинг углеводородов.
СН4
С + 2H2
СН3
СН2 СН2 СН2
СН2 СН3
С6H6 + 4H2
Процессы идут при высоких температурах.
Применение. Примерно 50% получаемого водорода используется для
синтеза аммиака, который далее расходуется для производства азотной кислоты
и удобрений. Широко используют в анилинокрасочном производстве, для
синтеза хлороводорода, при восстановлении некоторых цветных металлов из
руд. В пищевой промышленности его применяют для получения заменителей
животных жиров (маргаринов). Значительное количество расходуется в
процессе синтеза метанола:
2Н2 + CO = CH3OH,
который используется как растворитель, а также в производстве других
органических продуктов.
Вода и пероксид водорода. Вода наиболее распространенное соединение на Земле. Это единственное химическое соединение, которое в природных
условиях существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары
воды). Редкой особенностью воды является то, что ее плотность в жидком
состоянии при 4 С больше плотности льда. Вода является хорошим
растворителем для веществ с ионным и полярным характером связи; водные
растворы являются, как правило, электролитами. Чистая вода – слабый
электролит, поэтому плохо проводит электрический ток.
Химические свойства. Вода участвует во многих химических реакциях в
качестве растворителя, реагента либо продукта.
1.Кислотно-основные реакции. Вода обладает амфотерными свойствами.
Это означает, что она может выступать как в роли кислоты, например:
NH3 + H2O
NH4OH
BaO + 3H2O = Ba(OH)2
,
так и в роли основания, например:
P2O5+ 3H2O = 2H3PO4
2. Вода воздействует гидролитически на многие соли, образуя либо
гидраты (гидратная вода в кристаллах солей называется кристаллизационной)
CaCl2 + 6H2O = CaCl2 6H2O,
либо продукты гидролиза:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Также широко распространен гидролиз органических соединений. Один
из наиболее известных примеров – гидролиз сложных эфиров.
3. Вода окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду
напряжений до олова. Например, со щелочными металлами даже на холоде
идет бурная реакция.
2K+ H2O = 2KOH + H2 ,
с алюминием (предварительно очищенным от оксидной пленки) при
кипячении:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 ,
а с железом – в виде пара при сильном нагревании:
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2 .
Пероксид (перекись) водорода – бесцветная сиропообразная жидкость.
Это очень неустойчивое вещество, способное разлагаться на воду и кислород
уже при обычных условиях:
2 H2O2 = 2H2O + O2
Разложение ускоряется катализаторами, например, в присутствии MnO2, меди,
железа, марганца, а также ионов этих металлов реакция может идти со взрывом,
при этом выделяется большое количество теплоты.
Водные растворы пероксида водорода более устойчивы. Например, 30%-й
раствор (пергидроль) может сохраняться довольно долго.
Пероксид водорода вступает в реакции:
без изменения пероксидной группировки
Ba(OH)2 + H2O2 = BaO2 + 2H2O
окислительно-востановительные реакции, проявляя способность выступать как в роли окислителя, так и восстановителя (см.гл XXII).
Пероксид водорода применяется для получения различных органических
пироксидов; используется в реакциях полимеризации; в производстве
отбеливателей и синтетических моющих, антисептических средств, для
реставрации живописи на основе свинцовых красок.
Задачи
276. Чем обусловлено двойственное расположение водорода в периодической
системе элементов?
277. Каковы степени окисления водорода в составе соединений? Приведите
примеры.
278. Что такое гидрид-ион? В каких соединениях он присутствует?
279. Как получают водород в промышленности? В лаборатории?
Проанализируйте реакции с точки зрения окисления - восстановления.
280. Какой объем водорода может быть получен при действии хлороводородной кислоты на 10г сплава железа с цинком, если массовая доля
цинка в сплаве 60%.
281. Почему водород способен проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? Приведите примеры.
282. При обработке 8,93г оксида свинца (II) водородом образовалось 0,54г
воды, какова масса восстановленного оксида и масса полученного остатка?
283. Взорвали 10л смеси, состоящей из 50% об. водорода и 50%об. кислорода.
Какой объем жидкой воды образуется? Какой газ останется после взрыва?
284. Газ, выделившийся при действии 2г цинка на 18,7мл. 14,6%-ной соляной
кислоты (плотность раствора 1,07г/мл ), пропустили при нагревании над 4г
оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?
285. Каковы важнейшие типы химических реакций, в которых вода участвует
в качестве реагента?
286. Чем обусловлена способность пироксида водорода проявлять как
окислительные, так и восстановительные свойства?
XXV. Главные переходные металлы (d – элементы)
Переходными называются элементы с валентными d – или f –
электронами. Они расположены в больших периодах и действительно занимают
переходное положение между электроположительными s –элементами и
электроотрицательными p – элементами.
d – Элементы называют главными переходными элементами. На внешнем
уровне у него находятся 1-2 s – электрона, остальные валентные электроны
расположены на d – орбиталях предвнешнего уровня: ns1-2 (n-1) d 1-10. Энергии
ионизации их атомов в целом невысокие; все они являются металлами.
За немногим исключением d – элементы проявляют переменную степень
окисления. Почти для всех возможна степень окисления + 2 (по числу внешних
электронов в атомах). Высшая степень окисления большинства из них отвечает
номеру группы периодической системы. С увеличением атомного номера в
пределах подгруппы значения устойчивой степени окисления возрастает. Так,
Fe+8O4 неизвестен, тогда как Os+8 O4 – устойчивое соединение.
Вследствие разнообразия степени окисления для соединений d –
элементов очень характерны окислительно-восстановительные реакции, в
которых они могут быть и окислителями, и восстановителями.
По этой же причине почти каждый из них имеет соединения, резко
отличающиеся по своим кислотно-основным свойствам. Например: Cr+2 (OH)2 –
основание, Cr+3 (OH)3 – амфотерный гидроксид, H2Cr+6O4 – кислота. Кислотные
свойства закономерно усиливаются с ростом степени окисления металла.
Гидроксиды d - элементов получают действием щелочей на растворимые
соли этих металлов:
Men+ + n OH- = Me(OH)n
При нагревании они обычно разлагаются на оксид и воду.
Еще одним общим свойствами d – элементов является их способность к
образованию комплексных ионов.
К наиболее важным d – металлам первого переходного ряда можно
отнести хром, марганец, железо, медь.
XХVa. Хром и его соединения
Хром находится в VI группе периодической системы. Формула его
валентных электронов 4s13d5 , максимальная степень окисления +6,
минимальная +2, наиболее устойчивая +3.
При высоких температурах горит в кислороде с образованием Cr2O3 ,
реагирует с парами воды
2Cr + 3H2O
Cr2O3 + 3H2
и с галогенами, образуя галогениды состава CrHal3 . Находясь в ряду
напряжений левее водорода, хром при обычной температуре растворяется в
разбавленных H2SO4 и HCl (образуются соли Cr(II)).
Холодными концентрированными H2SO4 и HNO3 хром пассивируется, но
при сильном нагревании эти кислоты растворяют его (образуются соли Cr (III)).
Хром образует три оксида со степенями окисления +2 (основной оксид),
+3 (амфотерный) и +6 (кислотный). Соответственно этим трем оксидам
известны и три ряда соединений хрома.
Гидроксид хрома Cr (II) получают обработкой растворов солей Cr2+
щелочами:
Cr+2 + 2OH- = Cr(OH)2
Аналогично действием щелочей на растворы солей Cr3+ получают
Cr(OH)3, обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в
кислотах, так и в щелочах:
Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O
Cr(OH)3 + 3OH+ = [Cr(OH)6]3- (гексагидроксохромит - ион)
При прокаливании гидроксиды хрома II и III распадаются на оксиды
хрома в соответствующей степени окисления и воду.
Оксид хрома (III) можно получить также прокаливанием дихроматов
калия
4K2Cr2O7 = 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
и аммония
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O
Оксид хрома (III) химически инертен: не реагирует с водой, кислотами,
растворами щелочей. Его амфотерная природа проявляется только при
сплавлении с соответствующими соединениями, например, щелочами:
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O
кислотный
и кислыми солями:
Cr2O3 + 6KHSO4 = Cr 2 (SO4)3 +3K2SO4+ 3H2O
основной
Триоксид хрома CrO3 легко растворяется в воде, образуя хромовую
кислоту ее соли - хроматы, т.е. является кислотным оксидом:
CrO3 + H2O = H 2CrO4
Хроматы щелочных металлов получаются окислением соединений хрома
(III), например, хромита калия, в присутствии щелочи:
2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
Ион CrO42- способен к полимеризации: в кислой среде он превращается в
ион Cr 2O72- (образуется дихромовая кислота H2Cr2O7 ). В щелочной среде эта
реакция протекает в обратном направлении:
Cr2O72- + 2OН- 2CrO4 2- + 2H2О
2CrO4 2- + 2H+ Cr 2O72- + H2O
Соединения, в которых хром находится в своей высшей степени
окисления + 6, являются хорошими окислителями, восстанавливаясь до
производных Cr +3. В щелочной среде при этом образуются производные
анионного комплекса [Cr(OH)6]3-, в нейтральной – гидроксид хрома.
Наибольшая окислительная активность наблюдается в кислой среде:
Cr 2O72- + 14H+ + 6 e = 2Cr 3+ + 7H2O,
= 1,33 В
Соединения хрома в низшей степени окисления +2 – хорошие
восстановители. Например, соли в водных растворах легко
окисляются кислородом воз- духа:
4Cr2+ + O2 + 4H+ = 4Cr3+ + 2H2O
Задачи
287. Как изменяются кислотно – основные свойства оксидов хрома сповышением его степени окисления. Подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций.
288. Какую функцию в окислительно–восстановительных реакциях выполняет
хром в степени окисления: а) +6, б) +3, в) 0 Приведите примеры, составьте
молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель.
289. Напишите уравнения реакций, описывающих превращение Cr +6
Cr+3: в
а) кислой среде; б) щелочной среде;
290. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Cr CrCl2 CrCl3 Cr(OH)3 Na3[Cr(OH)6]
291. Закончите уравнения реакций. Подберите коэффициенты, укажите
окислитель и восстановитель:
а) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 S + ….
б) K2Cr2O7 + HCl + SnCl2 SnCl4 + ….
в) K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + ….
292. Как получить гидроксиды хрома Какими свойствами они обладают
Приведите уравнения реакций с их участием.
293. Осуществите превращения:
NaOH H2SO4 (разб.) Br2
H+
KI
(NH4)2Cr2O7
А
Б
В
Г
Д
Е
сплавл.
NaOH
HCl
294. Что такое хроматы, дихроматы Изобразите графически хромат – и
дихромат – ионы. Запишите уравнения их взаимных превращений. В какой
среде устойчивы хроматы, в какой - дихроматы
295. Осуществите превращения, определите неизвестные вещества
H2SO4
Cr(OH)3 K2CrO4 A Б Cr(OH)3
296. Как можно получить оксид хрома (III) Осуществите дальнейшие
превращения.
А
Б
В
t
t
t
Cr2O3 +
А1+ О2
Б1+H2O
H2O
Приведите уравнения реакций.
XXVб. Марганец и его соединения
У марганца 7 валентных электронов: 4s2 3d5 . В соединениях он проявляет
степени окисления +2,+4,+6,+7.
Занимая в ряду напряжений положение рядом с хромом, марганец
аналогичным образом взаимодействует с кислотами.
С ростом степени окисления закономерно изменяются кислотноосновные свойства оксидов и гидроксидов марганца. Так, оксид и гидроксид
марганца (II) проявляют преимущественно основные свойства (легко реагируют
с кислотами), хотя гидроксид при сильном и длительном нагревании
растворяется в щелочах (Mn(OH)2 + 2OH- = [Mn(OH)4]2-). Оксид марганца (IV)
амфотерен, однако и кислотные и основные свойства выражены у него очень
слабо. Гидратные соединения Mn(VI и VII) – кислоты H2Mn+6O4
(марганцовистая, ее соли- манганаты) и HMn+7O4 (марганцевая, ее соли перманганаты). В безводном состоянии эти кислоты не получены и не очень
устойчивы даже в растворах невысокой концентрации. По способности к
диссоциации относятся к сильным кислотам.
Для соединений марганца, имеющего широкий диапазон изменения
степеней окисления, очень характерны окислительно-восстановительные
реакции.
В низшей степени окисления +2 соединения марганца-хорошие
восстановители. Например, полученный по обменной реакции (соль+щелочь)
гидроксид (II) быстро темнеет вследствие окисления кислородом воздуха:
2Mn+2(OH)2 + O2 = 2Mn+4O(OH)2
Сильные окислители переводят соединения Mn (II) в производные Mn
(VII), например:
2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O
Эта реакция используется в аналитической практике как качественная
реакция на соединения марганца.
В степени окисления +4 марганец в основном проявляет уже
окислительные свойства. Так, оксид марганца (IV) – сильный окислитель:
Mn+4O2 + 4H+ + 2e = Mn 2+ + 2H2O
= 1,23 В
При нагревании с кислотами MnO2 не образует солей Mn(IV), а проявляет
окислительные свойства, например, окисляет соляную кислоту:
Mn+4O2 + 4HCl = Mn2+Cl2+ Cl2 + 2H2O
При взаимодействии же с горячей азотной и серной кислотами диоксид
марганца разлагается с выделением кислорода.
MnO2 – наиболее устойчивое соединение марганца; в значительных
количествах содержится в земной коре. В качестве дешевого окислителя
широко используется в технике и лабораторной практике. Кроме того, это
исходный продукт для получения всех остальных производных марганца.
При взаимодействии оксида марганца (IV) с наиболее сильными
окислителями образуются производные Mn (VI или VII), например:
3Mn+4O2 + KClO3 + 6KOH = 3K2Mn+6O4 + KCl + 3H2O
Соединения марганца со степенью окисления +6 немногочисленны и
малоустойчивы. Наиболее известное из них – манганат калия K2MnO4 в водном
растворе самопроизвольно разлагается:
3K2MnO4 + 2H2O
2KMnO4 + MnO2 + 2H2O
Этот процесс обратим, и в присутствии избытка щелочных ионов
манганаты вполне устойчивы.
Манганаты – сильные окислители, особенно в кислой среде. Стандартный
потенциал ( ) системы:
MnO42 + 4H+ + 2е = MnO2 + 2H2O
равен, 2,26 В и заметно превышает значение
для перманганат – иона
(см.ниже).
Однако и манганат – ион может быть окислен более сильным
окислителем, например:
2K2Mn+6O4 + Cl2 = 2KMn+7O4 + 2KCl,
до перманганат – иона, содержащего марганец в высшей степени окисления +7.
Перманганат калия (KMnO4) – наиболее широко применяемая соль
марганцовой кислоты. Как и все соединения Mn(VII), это – сильный
окислитель. В зависимости от pH среды возможны следующие направления его
восстановления:
кислая среда (наивысшая окислительная способность):
MnO4 + 8H+ + 5 e = Mn2+ + 4H2O
=1,58 В;
нейтральная и слабощелочная среда:
MnO4 + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH
= 0,6 В;
сильнощелочная среда:
MnO4 + e = MnO42= 0,56 В;
Перманганат калия легко окисляет многие органические вещества,
например, алкены до диолов:
3H2C=CH2 + 2KMnO4 + 4H2O = 3H2C – CH2 + 2MnO2 + 2KOH
OH OH
При нагревании он распадается согласно уравнению
2KMnO4 = K2MnO4+ MnO2 + O2
Действием концентрированной серной кислоты на твердый манганат
калия может быть получен оксид марганца (VII) - ангидрид марганцовой
кислоты:
2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O
Оксид Mn2O7 – темно-зеленая маслянистая жидкость, легко разлагается
со взрывом:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2
Задачи
297. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной средах Привидите примеры;
составьте молекулярные и электронные уравнения.
298. Почему диоксид марганца обладает окислительно – восстановительной
двойственностью Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций:
а) MnO2 + KJ + H2SO4 ; б) MnO2 + KNO3 + KOH. В какой из них MnO2
выполняет более характерную для себя функцию
299. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:
MnCl2 Mn MnCl2 Mn(OH)2 Mn(OH)4
300. Какие оксиды образуют марганец. Как изменяются свойства оксидов
марганца с повышением степени окисления марганца Напишите уравнения
реакций взаимодействия оксидов марганца с кислотами и щелочами.
301. Напишите электронную формулу марганца в нормальном и возбужденном
состояниях, распределите валентные электроны по энергетическим ячейкам,
определите его возможные степени окисления в соединениях. Укажите характерные степени окисления марганца.
302. Сильные окислители (PbO2 , NaBiO3 и др.) окисляют соединения марганца
(II) до марганца (VII). Закончите уравнения следующих окислительновосстановительных реакций и расставьте коэффициенты:
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + …..
Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 = HMnO4 + …..
303. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества вещества:
Na2SO3,NaOH Cl2
t
KMnO4
X1
X2 X3 MnCl2 Mn(NO3)2 HMnO4
304. При каких условиях разлагаются: а) перманганат калия; б) манганат
калия? Запишите уравнения реакций. При каких значениях pH и почему
устойчивость манганатов в растворе повышается
305. Перманганаты в щелочной среде восстанавливаются до манганатов,
растворы которых окрашены в зеленой цвет. Почему в случае избытка восстановителя зеленый цвет не появляется или быстро исчезает и выпадает бурый
осадок Составьте уравнения соотвествующих реакций.
306. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
H2SO4 t
X1
K2MnO4
KMnO4
X2
X3
MnSO4
XXVв. Железо и его соединения
Железо расположено в VIII группе периодической системы, валентными
являются восемь электронов (4s23d6) . Однако соединения железа (VIII)
неизвестны. Характерные степени окисления +2 и +3; последняя – наиболее
устойчивая.
Железо находится левее водорода в ряду напряжений; наряду с хромом и
марганцем его можно отнести к металлам средней активности.
На воздухе в присутствии влаги железо ржавеет:
4Fe + 3O3 + nH2O = 2Fe2O3 nH2O
При высоких температурах реагирует с водяным паром:
FeO + H2 (570 C)
Fe + H2O
Fe3O4 + H2 (550 C)
С неметаллами (кислородом, азотом, серой, галогенами и др.) железо
также реагирует при нагревании. Особенно легко идет взаимодействие с
хлором (образуется FeCl3, при слабом нагревании летуч и не создает на
поверхности металла защитной пленки).
В соляной и разбавленной серной кислотах железо растворяется с
выделе- нием водорода и образованием солей Fe(II), с азотной и
концентрированной серной получается соли Fe (III). При концентрации H2SO4 и
HNO3 близкой к 100% железо становится пассивным.
При взаимодействии солей Fe(II) и Fe (III) со щелочами выпадают осадки
гидроксидов железа (II) и железа (III) соответственно.
Белый Fe(OH)2 на воздухе быстро буреет, окисляясь в Fe(OH)3:
4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3
Так же легко окисляются оксид и соли железа (II), переходя соответственно в
оксид и соли железа (III), например:
6Fe+2SO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe+32(SO4)3 + 2NO + 4H2O
Гидроксид железа (III), в отличие от основного гидроксида железа (II),
обладает слабыми амфотерными свойствами: заметно растворяется в концентрированных щелочах с образованием гексагидроксоферратов:
Fe(OH)3 + 3OH = [Fe(OH)6]3Соли железа (III), как очень слабого основания, в растворах сильно
гидролизуются, и бурый цвет их растворов обусловлен образованием основных
солей Fe (III) или молекул Fe(OH)3, что может иметь место при достаточном
нагревании растворов невысокой концентрации.
Из солей железа наиболее важными являются хлорид и сульфат железа
(III) и сульфат железа (II) (FeSO4*7H2O – железный купорос).
При нагревании сульфаты железа разлагаются:
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3
(t 480 C)
Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3
(t 500 C)
Оксид железа (III) можно восстановить до оксида (II) или до
металлического железа:
Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
Fe2O3 + C = 2 Fe + 3CO
Соединения железа (III) обладают окислительнами свойствами. Это
проявляется, в частности, в неустойчивости его иодидов и цианидов. При
попытке их получения в растворах по обменным реакциям происходит
окислительно-восстановительный процесс, например:
2 FeCl3 + 6 KJ = 2FeJ2 + J2 + 6KCl
По этой же причине из растворов солей Fe (III) не удается осадить Fe +32S-23. При
добавлении H2S или какого-либо растворимого сульфида к раствору солей
Fe(III) образуется осадок, содержащий Fe+2S и коллоидную серу (S0).
Из комплексных соединений следует отметить устойчивые анионные
цианидные комплексы железа: гексацианоферрат (II) – ион [Fe+2(CN)6]4- (его
соль K4[Fe(CN)6] называется желтой кровяной солью) и гексацианоферрат (III)
– ион [Fe+3 (CN)6]3- (K3[Fe+3 (CN)6] красная кровяная соль).
Они широко используются в аналитической практике для обнаружения
ионов Fe3+ и Fe2+ соответственно. По обеим реакциям образуется соединение
интенсивно синего цвета K[Fe2+2, +3(CN)6], называемое берлинской лазурью или
турнбулленовой синью:
Fe3+ + K4 [Fe2+ (CN)6]
Fe2+ + K3 [Fe3+ (CN)6]
K+ [Fe2+2,+3(CN)6]-
Для обнаружения соединений железа (III) служит также действие роданида
калия KSCN или аммония NH4SCN. Бесцветные ионы SCN- образуют с ионами
Fe3+ кроваво-красный слабо диссоциирующий роданид железа (III):
Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3
Окраска появляется при очень малой концентрации Fe3+.
Из соединений железа в более высокой стпени окисления известны
ферраты – соли железной кислоты (H2Fe+6O4), не полученной в свободном
состоянии, например, K2FeO4, BaFeO4.
Ферраты – сильные окислители, превосходящие в этом отношении
перманганаты:
Fe+6O42- + 8H+ + 3e = Fe3+ + 4H2O,
Подобно марганцу и хрому, железо способно образовывать соединения
только за счет донорно – акцепторного взаимодействия, например:
Fe + 5CO = Fe (CO)5
Fe(CO)5 – пентакарбонил железа – желтая летучая жидкость, растворимая в
органических растворителях и нерастворимая в воде.
При нагревании карбанилы разрушаются, что используется для
получения чистейших металлов:
180 - 220 C
Fe(неочищ.) +5CO
7
(1-2)*10 Па
230 - 330 C
Fe(CO)5
Fe(чист.) + 5CO
Задачи
307. С какими кислотами (HCl, H2SO4 (к.), H2SO4 (р.), HNO3 (к.),HNO3 (р.))
реагирует железо Сотавьте молекулярные и электронные уравнения, отметьте
в каждом случае окислитель и восстановитель. Почему на холоде железо не
растворяется в концентрированных серной и азотной кислотах
308. Как можно обнаружить в раствре ионы Fe2+, Fe3+? Приведите уравнения
реакций.
309. Осуществите превращения:
Fe(OH)3 Fe2O3 Fe FeCl2 Fe(OH)2 Fe(OH)3 NaFeO2
310. С 21,55 г смеси сульфатов железа (II) и (III) прореагировало 3,4 г перманганата калия в кислой среде. Каковы массовые доли сульфатов в смеси
311. Как получают гидроксиды железа Как они взаимодействуют с кислотами
и щелочами Почему белый Fe(OH)2 быстро буреет в воде или влажном
воздухе? Запишите соответствующие уравнения реакций.
312. Сколько граммов хлорида железа (III) подвергалось гидролизу, если на
первой стадии реакции образовалось 20 г новой соли. Считать, что гидролиз по
I ступени прошел до конца. Чем обьясняется бурый цвет (особенно при
нагрева- нии) растворов солей железа (III) Запишите соотвествующие
уравнения.
313. Какую функцию в окислительно – восстановительных реакциях выполнявыполняет железо в степени окисления: а) +6; б) +3; в) +2; г) 0 Приведите при-
меры, составьте молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и
восстановитель.
314. Осуществите превращения и определите вещества:
H2SO4 (к) t
H2 S HCl K3 [Fe(CN)6]
Fe
A
Б
В
Г
Д
Е
315. Железную пластинку массой 50 г погрузили в раствор нитрата серебра,
затем промыли водой и высушили. Ее масса оказалась равной 52,6 г. Сколько
серебра выделилось из раствра на пластинку
316. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
O2
Na2S
FeS2 А FeO Fe FeCl3 Б
XXVг. Медь и ее соединения
Медь обладает наименьшей активностью среди расмотренных выше
переходных металлов. Находясь правее водорода в ряду напряжений металлов,
она не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах и реагирует
только с кислотами окислителями – концентрированной серной (продукт
восстановления кислоты – SO2), концентрированной азотной (NO2) и
разбавленной азотной (NO) кислотами.
В соответствии с положением в периодической системе (предпоследний
d- элемент 4-го периода) медь должна иметь формулу валентных электронов
4s23d9, однако конфигурация 4s13d10 является более устойчивой (―провал‖ s –
электрона на d –подуровень аналогичный имеющему место у хрома).
Известные степени окисления +1,+2,+3; наиболее устойчивая +2.
Одновалентная медь наиболее устойчива в форме амминокомплексов,
поэтому в аммиаке легко растворяются, например, хлорид, оксид меди (I):
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
В воде и кислотах сульфид, цианид, галогениды не растворяются, но
заметно растворяются в концентрированных растворах основных галогенидов
или галогенводородных кислот, например:
CuCl + HCl = H[CuCl2]
Большинство соединений Cu (I) легко окисляется, переходя в устойчивые
производные Cu (II) , например:
2Cu2O + O2 = 4CuO
4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O
В присутствии кислорода воздуха в кислой среде окисляется и
металлическая медь:
2Cu + O2 + 4HCl = 2CuCl2 + 2H2O
Соответствующие двухвалентной меди оксид и гидроксид ведут себя как
типичные основные соединения в реакциях с веществами с кислотной
природой, однако проявляют и слабые амфотерные свойства:
сплавл-е
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Оксид и гидроксид меди (II), как и оксид одновалентной меди, растворяется
в аммиаке с образованием темно - синего растовора, содержащего комплексный
ион [Cu(NH3)4]2+.
Гидроксид (II) осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой
студенистой массы при действии щелочей. Как и большинство гидроксидов
других d – элементов, при нагревании он разлагается, преврящаясь в черный
оксид:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O
CuO можно легко получить также прокаливанием нитрата меди или
карбоната гидроксомеди (II).
Карбонат гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 встречается в природе в виде
минерала малахита изумрудного цвета. Может быть получен также
искусственным путем:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
Сульфат меди (II), белый в безводном состоянии, в растворенном виде
имеет характерный сине-голубой цвет, обусловленный ионами [Cu(H2O)6]2+. Из
водных растворов кристаллизуется в виде CuSO4*5H2O и называется медным
купоросом.
Хлорид меди (II) CuCl2*2H2O – темно-зеленые кристаллы, легко
растворимые в воде.
Разбавленные растворы имеют сине-голубой, характерный для
гидратированных ионов Cu (II) цвет; концентрированные - зеленый цвет,
вызванный образованием ионов [CuCl4]2-.
Аналогичные ионы образуются в избытке галогенидов и цианидов
щелочных металлов (например, K2 [CuCl4], K2 [Cu(CN)4]).
Соединения меди в степени окисления +2 обладают окислительными
свойствами, например:
CuO + H2 = Cu + H2O
CuCl2 + Cu = 2CuCl (в инертной атмосфере)
В связи с протеканием окислительно–восстановительных процессов
невозможно получить по обменным реакциям иодид и цианид меди (II):
2Cu+2SO4 + 4KJ = 2Cu+1J
2Cu+2SO4 + 4KCN = 2Cu+1CN
+ J2 + 2K2SO4
+ C2N2 + 2K2SO4
В органической химии оксид меди (II) применяют, например, для
окисления спиртов в альдегиды, а гидроксид меди (II) – для окисления
альдегидов или углеводов (глюкозы) до соответствующих кислот.
Задачи
317. Как ведет себя медь в соляной кислоте, концентрированных и разбавленных серной и азотной кислотах, в соляной кислоте при доступе кислорода
Почему Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
318. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
HNO3 эл.ток Cl2 Cu
CuO
A
Б
B
Г [Cu(NH3)2]Cl
319. Какими способами можно получить оксид меди (II)? Каковы его химические свойства Приведите уравнения соотвествующих реакций.
320. Напишите электронную формулу меди. Какие степени окисления меди
известны Какая наиболее устойчива
321. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Fe
Cu2O CuO CuCl2
A
Б Cu(OH)2 CuO
322. Приведите уравнения реакций (молекулярные и электронные), характеризующие способность оксида и гидроксида меди (II) окислять органические
вещества.
323. Осуществите превращения:
Cu(OH)2 Cu(NO3)2 CuO Cu CuSO4 Cu(OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2
324. При прокаливании медного купороса потеря массы составила 36%.Выведите формулу медного купороса.
325. Охарактеризуйте кратко способность меди к образованию комплексных
ионов. Приведите примеры их образования; отметьте цвета растворов.
326. Какую функцию в окислительно – востановительных реакциях выполняет
медь в степени окисления: а) +2; б) +1; в) 0 Приведите примеры; составьте
молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель.
327. Железную пластинку массой 6 г продолжительное время выдерживали в
растворе, содержащем 3,2 г сульфата меди. По окончании реакции пластинку
вынули из раствора и высушили. Чему стала равна ее масса
Содержание
ВВЕДЕНИЕ
3
ОБЩИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
4
I.
Моль. Закон Авогадро. Законы идеальных газов
4
II.
Вывод химических формул. Расчеты по химическим формулам
5
и уравнениям
III.
Эквивалент. Закон эквивалентов
IV.
Состояние электрона в атоме
12
V.
Зависимость свойств элементов от их положения в
16
9
периодической таблице
VI.
Химическая связь
19
VII.
Термохимия и термодинамика
24
VIII.
Скорость химической реакции. Химическое равновесие
28
IX.
Растворы. Способы выражения содержания растворенного
33
вещества в растворе
Х.
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
36
XI.
Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды.
39
Водородный показатель
XII.
Произведение растворимости
42
XIII.
Гидролиз солей
45
XIV.
Окислительно-восстановительные реакции
48
XV.
Химические источники электрической энергии. Электродные
53
потенциалы
XVI.
Электролиз. Закон Фарадея
57
XVII.
Коррозия металлов
61
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
62
XVIII.
Элементы Iа и IIа подгрупп
62
XIX.
Элементы IIIа подгруппы
69
ХХ.
Элементы IVа подгруппы
73
ХХI.
Элементы Vа подгруппы
79
ХХII.
Элементы VIа подгруппы. Кислород, сера
83
ХХIII.
Элементы VIIа подгруппы
87
XXIV. Водород
XXV.
Главные переходные металлы (d-элементы)
90
96
XXVа. Хром и его соединения
96
XXVб. Марганец и его соединения
99
XXVв. Железо и еѐ соединения
102
XXVг. Медь и еѐ соединения
105
Варианты контрольных заданий
108
Контрольная работа №1
Контрольная работа №2
108
112
Варианты контрольных заданий
Контрольная работа № 1
Вариант
1
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
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
1
2
3
4
5
6
7
8
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
11
12
13
14
15
16
17
18
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
32
33
34
35
36
37
38
39
40
31
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
43
44
45
46
47
48
49
50
41
42
45
46
47
48
49
50
41
42
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
54
55
56
57
58
59
60
51
52
53
57
58
59
60
51
52
53
54
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
65
66
67
68
69
70
61
62
63
64
70
69
68
67
66
65
64
63
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
76
77
78
79
80
71
72
73
74
75
72
71
80
73
74
75
76
77
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
87
88
89
90
81
82
83
84
85
86
84
83
82
81
90
86
85
87
Номер задачи
2
91
101
92
102
93
103
94
104
95
105
96
106
97
107
98
108
99
109
100
110
98
109
99
110
100
101
91
102
92
103
93
104
94
105
95
106
96
107
97
108
97
105
96
106
95
107
94
108
93
109
92
110
91
101
100
102
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
120
119
118
117
116
115
114
113
112
111
120
119
118
117
116
115
114
113
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
129
128
127
126
130
124
123
122
121
125
121
123
125
127
129
122
130
124
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
138
137
136
135
134
133
132
131
140
139
138
136
134
132
140
131
133
135
141
142
143
144
145
146
147
148
149
150
147
146
145
144
143
142
141
148
149
150
149
150
148
146
147
144
145
142
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
156
155
158
153
152
151
157
154
160
159
154
159
153
160
152
158
151
157
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
165
164
163
162
170
166
167
168
169
161
170
161
162
169
163
168
164
167
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
174
179
172
171
175
176
178
177
173
180
170
161
162
169
163
168
164
167
1
29
30
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
2
9
10
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
5
6
7
8
10
1
2
3
4
9
2
4
6
8
1
3
5
7
10
9
19
20
30
29
28
27
26
25
24
23
22
21
28
22
29
21
27
23
26
24
25
30
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
31
32
34
35
36
37
38
39
40
31
32
33
37
36
35
32
31
40
39
38
34
33
40
39
38
37
36
35
34
33
32
31
43
44
47
48
49
50
41
42
43
44
45
46
49
47
45
41
50
48
46
44
42
43
49
48
47
46
45
44
43
42
41
50
55
56
60
59
58
57
56
55
54
53
52
51
52
54
56
58
60
51
53
55
59
57
58
57
56
55
54
53
52
51
60
59
62
61
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
63
62
70
69
65
64
66
61
68
67
67
66
65
64
63
62
61
70
69
68
78
79
76
77
78
79
80
71
72
73
74
75
75
77
71
72
79
80
73
78
75
74
76
75
74
73
72
71
80
79
78
77
89
88
83
84
85
86
87
88
89
90
81
82
87
90
86
89
82
88
84
85
83
81
85
84
83
82
81
90
89
88
87
86
98
99
92
91
94
93
99
100
98
97
96
95
92
91
100
99
98
97
96
95
94
93
94
93
92
91
100
99
98
97
96
95
103
104
109
108
106
107
105
102
101
110
104
103
103
102
101
110
109
108
107
106
105
104
103
102
101
110
109
108
106
105
107
104
112
111
118
117
115
116
113
114
112
119
111
120
114
113
112
111
120
119
118
117
116
115
112
111
120
119
118
117
116
115
114
113
126
128
121
122
123
125
124
127
126
129
130
128
125
124
123
122
121
130
129
128
127
126
121
130
129
128
127
126
125
124
123
122
137
139
135
136
137
138
139
140
131
132
133
134
136
135
134
132
131
140
138
139
137
133
140
139
138
137
136
135
134
133
132
131
141
143
150
141
149
142
148
143
147
144
145
146
147
146
145
144
143
142
141
150
148
149
149
148
147
146
145
144
143
142
141
150
156
155
152
159
153
158
154
157
155
156
160
151
158
157
156
155
154
153
152
151
160
159
158
157
156
155
154
153
152
151
160
159
166
165
166
168
170
161
163
165
162
164
169
167
169
168
167
166
165
164
163
162
161
170
167
166
165
164
163
162
161
170
169
168
166
165
172
171
177
178
179
180
174
173
176
175
180
179
178
177
176
175
174
173
172
171
176
175
174
173
172
171
180
179
178
177
1
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
2
15
16
17
18
19
20
11
12
13
14
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
3
2
1
6
5
4
10
9
8
7
9
7
29
21
30
22
28
23
27
24
25
26
19
11
20
12
18
13
17
14
15
16
29
21
30
22
28
23
27
24
25
26
22
24
38
37
36
35
34
33
32
31
39
40
38
37
36
35
34
33
32
31
39
40
37
35
33
31
38
36
34
32
39
40
31
32
46
45
44
43
42
41
49
48
47
50
43
42
41
50
49
48
47
46
44
45
46
48
47
49
45
50
44
41
42
43
50
49
54
53
52
51
60
59
57
56
58
55
58
57
56
55
54
53
52
51
59
60
53
55
54
56
52
57
51
58
59
60
55
56
62
61
70
69
68
67
65
64
66
63
63
62
61
70
69
68
67
66
64
65
70
62
61
63
69
64
68
65
66
67
64
65
80
79
78
77
76
75
73
72
74
71
78
77
76
75
74
73
72
71
79
80
77
79
78
80
76
71
75
72
73
74
78
79
88
87
86
85
84
83
81
90
82
89
83
82
81
90
89
88
87
86
85
84
84
86
85
87
83
88
82
89
90
81
82
83
96
95
94
93
92
91
99
98
100
97
98
97
96
95
94
93
92
100
99
91
93
95
94
96
92
97
91
98
99
100
96
97
104
103
102
101
110
109
107
106
108
105
103
102
101
104
105
109
110
107
108
106
108
110
109
101
107
102
106
103
104
105
103
101
112
111
119
120
118
117
115
114
116
113
119
118
117
120
111
115
116
113
114
112
115
117
116
118
114
119
113
120
111
112
113
114
129
130
127
128
126
125
123
122
124
121
125
124
123
126
127
121
122
129
130
128
122
124
123
125
121
126
130
127
128
129
130
121
137
138
135
136
134
133
131
139
132
140
131
140
139
132
133
137
138
135
136
134
139
131
140
142
138
133
137
134
135
136
138
131
145
146
143
144
142
141
149
147
150
148
147
146
145
148
149
143
144
141
142
150
146
148
147
149
145
150
144
141
142
143
146
147
153
154
151
152
159
160
157
155
158
156
153
152
151
154
155
159
160
157
158
156
151
153
152
154
160
155
159
156
157
158
152
153
161
162
170
169
167
168
165
163
166
164
169
168
167
170
161
165
166
163
164
162
168
170
169
161
167
162
166
163
164
165
169
170
180
179
178
177
175
176
173
171
174
172
176
175
174
177
178
172
173
180
171
179
176
178
177
179
175
180
174
171
172
173
180
178
1
93
94
95
96
97
98
99
100
2
5
3
1
2
4
6
8
10
26
28
30
21
23
25
27
29
33
34
35
36
37
38
39
40
48
47
46
45
44
43
42
41
57
58
59
60
51
52
53
54
66
67
68
69
70
61
62
63
80
71
72
73
74
75
76
77
84
85
86
87
88
89
90
81
98
99
100
91
92
93
94
95
102
110
109
108
107
105
104
106
115
116
112
111
120
119
118
117
129
122
128
123
127
124
125
126
137
132
136
134
135
139
133
140
148
149
150
145
144
143
142
141
155
154
156
160
159
158
157
151
161
162
163
164
165
166
167
168
176
174
172
179
171
177
173
175
Контрольная работа № 2
Вариант
1
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
1
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
193
194
195
196
197
198
199
200
201
212
213
214
215
216
217
218
219
220
221
213
214
215
216
217
218
219
220
221
212
214
215
216
217
218
219
220
221
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
240
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
240
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
240
241
242
243
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
252
253
Номер задачи
2
265
266
267
268
269
270
271
272
273
274
267
268
269
270
271
272
273
274
265
266
269
270
271
272
273
274
265
266
275
276
277
278
279
280
281
282
283
284
278
279
280
281
282
283
284
275
276
277
281
282
283
284
275
276
277
278
285
286
287
288
289
290
291
292
293
294
289
290
291
292
293
294
285
286
287
288
293
294
285
286
287
288
289
290
295
296
297
298
299
300
301
302
303
304
300
301
302
303
304
295
296
297
298
299
296
297
298
299
300
301
302
303
2
305
306
307
308
309
310
311
312
313
314
315
305
306
307
308
309
310
311
312
313
314
315
305
306
307
308
309
310
316
317
318
319
320
321
322
323
324
325
316
317
318
319
320
321
322
323
324
325
326
327
316
317
318
319
320
321
29
30
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
1
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
193
194
195
212
213
215
216
217
218
219
220
221
212
213
214
216
217
218
219
220
221
212
213
214
215
217
218
219
220
221
212
213
214
215
216
232
233
234
235
236
237
238
239
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
222
223
224
225
226
227
244
245
246
247
248
250
251
248
247
246
245
244
243
242
241
240
249
250
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
240
241
242
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
252
253
254
255
256
257
258
259
267
268
271
272
273
274
265
266
267
268
269
270
273
274
265
266
267
268
269
270
271
274
266
268
270
272
274
273
271
269
267
265
279
280
284
275
276
277
278
279
280
281
282
283
277
278
279
280
281
282
283
284
275
276
280
281
282
283
284
275
276
277
278
279
291
292
287
288
289
290
291
292
293
294
285
286
291
292
293
294
285
286
287
288
289
290
286
288
290
292
294
293
291
289
287
285
304
295
301
302
303
304
295
296
297
298
299
300
304
303
302
301
300
299
298
297
296
295
303
301
299
297
295
296
298
300
302
304
2
311
312
313
314
315
305
306
307
308
309
310
311
312
313
314
315
305
305
307
308
309
310
311
312
313
314
315
305
306
307
308
309
322
323
324
325
326
327
320
321
322
323
324
325
316
317
318
319
320
321
322
323
324
325
326
327
318
319
320
321
322
323
324
325
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
1
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
181
182
183
184
185
186
187
188
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
208
209
218
219
220
221
212
213
214
215
216
217
219
220
221
212
213
214
215
216
217
218
220
221
212
213
214
215
216
217
218
219
221
220
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
223
224
243
244
245
246
247
248
249
250
251
240
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
242
243
244
245
246
247
248
249
240
250
251
260
261
262
263
264
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
263
264
253
254
270
271
272
273
274
265
266
267
268
269
266
267
269
274
270
273
271
265
268
272
274
273
272
271
270
269
268
267
266
265
270
265
283
284
275
277
279
276
278
280
282
281
275
284
283
282
281
280
279
278
277
276
280
275
284
279
281
276
283
278
277
282
282
277
290
292
294
293
291
288
286
285
289
287
285
286
287
294
293
288
289
290
291
292
290
286
285
294
289
291
293
292
287
288
290
289
304
303
302
301
300
299
298
297
296
295
304
303
302
301
300
299
298
297
296
295
299
297
295
303
301
302
300
296
298
304
300
299
2
310
311
312
313
314
315
305
306
307
308
309
310
311
312
313
314
315
305
306
307
314
315
305
306
307
308
309
310
311
312
313
314
325
326
327
322
321
320
319
318
317
316
321
323
325
327
317
316
318
320
324
322
320
319
318
317
316
326
321
322
323
324
325
317
93
94
95
96
97
98
99
100
189
190
191
192
181
182
183
184
210
211
193
194
195
196
197
198
219
218
217
216
215
214
213
212
225
226
227
228
229
230
231
232
240
241
242
243
244
245
246
247
255
256
257
258
259
260
261
262
274
269
271
266
273
267
268
272
278
283
276
281
279
284
275
280
288
287
292
293
291
294
285
286
302
297
304
295
301
298
296
303
315
305
306
307
308
309
310
311
320
318
321
319
325
322
316
327
УДК 54(07)
ББК 24я7
Н 19
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Рецензенты:
Зав. кафедрой «Общая химия» Башкирского государственного
медицинского университета, доктор хим. наук, профессор
Е.В.Пастушенко
Зав. кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной академии
экономики и сервиса, канд. хим.наук, доцент
И.П.Журкина
Назаров М.Н, Пузин Ю.И.
Н 19
Химия: Учеб. пособие. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. – 117 с.
ISBN 978 5 7831 0852 5
Учебное пособие по общей и неорганической химии предназначено
для студентов заочной формы обучения нехимических специальностей.
Пособие включает 2 раздела из 25 глав, 100 вариантов двух
контрольных работ. Каждая глава содержит теоретическую часть,
примеры решения типовых задач.
Авторы надеются, что пособие будет способствовать более глубокому
усвоению учащимися курса общей и неорганической химии.
УДК 54(07)
ББК 24я7
ISBN 978 5 7831 0852 5
Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2008
Назаров М.Н., Пузин Ю.И., 2008
Учебное издание
Назаров Михаил Николаевич, Пузин Юрий Иванович
ХИМИЯ
Редактор Л.А.Маркешина
Подписано в печать
. Бумага офсетная. Формат 60х84 1/16.
Гарнитура "Таймс". Печать трафаретная. Усл. печ. л. 7,5. Уч.-изд. л. 6,7.
Тираж 600 экз. Заказ
.
Издательство Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Типография Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г. Уфа, ул. Космонавтов, 1