Контрольная работа ТДиУ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Государственное общеобразовательное учреждение высшего профессионального образования
Московский государственный университет дизайна и технологии
Новосибирский технологический институт
Московского государственного университета дизайна и технологии (филиал)
(НТИ МГУДТ (филиал))
Кафедра химии
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 1
по дисциплине «Химия»
Специальность: 261201.65 − Технология и дизайн
упаковочного производства
Новосибирск−
−2010
2
Методическая разработка составлена на основании следующих нормативных
документов:
1. Государственный образовательный стандарт высшего профессионального образования. Направление подготовки дипломированного специалиста 656900
−“Технология полиграфического и упаковочного производства”. Квалификация выпускника – инженер. – М.: Министерство образования РФ. 2000. Номер государственной регистрации 162Тех./ДС. Утвержден 17.03.2000.
2. Рабочий учебный план. Специальность 261201.65 − “Технология полиграфического и упаковочного производств”. Набор 2009 г. Утвержден 29.10.2009г.
Разработчик:
доцент, к.х.н.
А.Ф. Федяшина
Рецензент:
профессор, д.х.н.
В.А. Логвиненко
Методическая разработка рассмотрена на заседании кафедры химии,
протокол № ______ от «____» ___________ 2010 г.
Декан ТФ
С.В. Яковлева
Декан ФЗОиЭ
А.Р. Соколовский
3
СОДЕРЖАНИЕ
Стр.
1. Методические указания _____________________________________ 4
2. Раздел 1. Основные понятия и законы химии ___________________ 5
2.1 Основные понятия химии ________________________________ 5
2.2 Основные законы химии _________________________________ 8
3. Раздел 2. Строение атома. Химическая связь ___________________ 15
2.1 Строение атома _________________________________________ 15
2.2 Химическая связь _______________________________________ 18
4. Раздел 3. Энергетика химических процессов. Термохимия ________
3.1 Термохимия ___________________________________________
3.2 Энтропия химических реакций ___________________________
3.3 Энергия Гиббса ________________________________________
28
28
30
30
5. Раздел 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие __ 34
4.1 Скорость химических реакций ____________________________ 34
4.1.1 Скорость химических реакций в гомогенной системе ________ 35
4.1.2 Скорость химических реакций в гетерогенной системе ______ 36
4.2 Факторы, влияющие на скорость реакции ___________________ 36
4.2.1 Концентрация реагирующих веществ _____________________ 36
4.2.2 Давление _____________________________________________ 37
4.2.3 Температура ___________________________________________ 39
4.3 Химическое равновесие __________________________________ 40
4.3.1 Принцип Ле−Шателье __________________________________ 41
6. Раздел 5. Растворы. Концентрация растворов. Гидролиз солей _____ 46
5.1 Концентрация растворов _________________________________ 46
5.2 Свойства растворов неэлектролитов ________________________ 51
5.2.1 Осмотическое давление _________________________________ 51
5.2.2 Давление пара растворителя над разбавленными растворами
неэлектролитов _______________________________________ 52
5.2.3 Температура кипения и кристаллизации разбавленных растворов неэлектролитов ____________________________________ 53
5.3 Свойства растворов электролитов ________________________ 56
5.3.1 Степень диссоциации __________________________________ 56
5.3.2 Константа диссоциации ________________________________ 57
5.3.3 Ионное произведение воды. Водородный показатель ________ 58
5.4 Реакции ионного обмена ________________________________ 61
5.5 Гидролиз солей _________________________________________ 64
7. Рекомендуемая литература ___________________________________ 67
8. Таблица вариантов __________________________________________ 68
4
Методические указания
Работа студента над разделами курса «Химия» должна начинаться с самостоятельного изучения материала по учебникам и учебным пособиям. Для
лучшего усвоения материала необходимо конспектировать основные формулировки законов, незнакомые термины, химические формулы и уравнения реакций, математические зависимости и т.п.
Контрольная работа выполняется в ученической тетради. После указания
номера задания пишется содержание вопроса или условие задачи так, как они
даются в данном пособии. Задания выполняются в том порядке, в каком они
следуют в Вашем варианте. При решении задач необходимо производить все математические действия, используя при этом стандартные обозначения мер и других величин. Ответы на теоретические вопросы должны быть краткими, но
обоснованными.
Аккуратно оформленная работа, подписанная студентом с указанием даты
выполнения и шифра (номера студенческого билета), представляется на рецензирование в институт. Незачтенная работа возвращается студенту на доработку.
Исправление необходимо выполнять в той же тетради в соответствии с указаниями рецензента, но не в рецензированном тексте. Работа после исправления
замечаний возвращается на повторное рецензирование.
Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем
не рецензируется и не засчитывается.
Вариант контрольной работы, выполняемой студентом, определяется двумя последними цифрами номера его студенческого билета (шифра). Например, номер
студенческого билета 2046, последние две цифры – 46, из чего следует, что студент должен выполнять задания, включенные в вариант 46.
5
Раздел 1
Основные понятия и законы химии
Химия изучает превращение одних веществ в другие. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов между атомами элементов, разрушение одних соединений и
возникновение других. Например:
NaOH + HCl = NaCl +H2O.
1.1 Основные понятия химии
Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения. Например: N, Cl2, NH3, HCl.
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра: Al, K, S.
Атом – наименьшая электронейтральная частица химического элемента,
сохраняющая все его химические свойства. Состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Например, 6530 Zn : порядковый
номер элемента в периодической системе – 30, относительная атомная масса –
65, число электронов в электронной оболочке (–30) равно числу протонов, определяющих заряд ядра атома (+30). Ядро атома: число протонов (+30) и число
нейтронов (65 – 30 = 35)
Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и
химическим строением. Например: H2O, H2SO4, KOH.
Вещества, молекулы которых содержат атомы только одного элемента,
называют простыми. Например: K, H2, O2, O3, Ar, N2.
Вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, называют сложными веществами или химическими соединениями. Например: CO,
H2O, HCl, H2SO4, Na2 SO4, CH4, C2H5OH.
Химическое уравнение – это запись химической реакции с помощью формул
реагентов и продуктов с указанием их количеств в молях. Например:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 +H2O.
В химическом уравнении число атомов каждого элемента в левой и правой
частях уравнения одинаково. Числа, стоящие перед химическими формулами,
называются стехиометрическими коэффициентами.
Абсолютные массы атомов ничтожно малы. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 · 10-27 кг, кислорода – 26,67 · 10-27 кг, углерода −
19,93·10-27 кг. Поэтому в химии используются не абсолютные значения атомных
масс, а относительные. За единицу атомной массы принята 1/12 часть массы изотопа углерода 12С.
Относительная атомная масса элемента (Ar) – это величина, равная отношению абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы изотопа
углерода 12С. Например:
Ar(H) = m(H) / 1/12 m 12C = 1,674 · 10-27/ 1/12 ⋅ 19,93·10-27кг = 1,0079.
6
26,67 ⋅ 10 −27 кг
= 15,9994.
1 / 12 ⋅ 19,93 ⋅ 10 −27 кг
Относительная молекулярная масса (Mr) – это величина, равная отношению абсолютной средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12С. Она численно равна сумме
относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Например: Mr(H2O):
2Ar(H) = 2 · 1,00797 = 2,01594
Ar(O) = 1 · 15,9994 = 15,9994
Mr(H2O) = 18,01534 или Mr(H2O) = 18.
Ar(O) =
Полученное число показывает, во сколько раз масса молекулы H2O больше
1/12 массы 12С.
Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов,
молекул, ионов и др.) этого вещества. Единицей количества вещества является
моль.
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С.
Зная массу одного атома углерода (19,93 ·10-27 кг), можно вычислить число
атомов NА в 0,012 кг углерода:
0,012кг / моль
NА =
= 6,02 ⋅ 10 23 1 / моль
− 27
19,93 ⋅ 10 кг
Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества.
Молярная масса вещества (М) – это масса одного моля, равная отношению
массы к количеству вещества.
М=
m
ν
,
где m – масса вещества, г;
ν - количество вещества, моль.
Молярная масса имеет размерность г/моль или кг/моль.
Молярную массу вещества легко вычислить, зная массу молекулы.
Например, масса молекулы воды равна 2,99·10-26 кг, то молярная масса
М(H2O) = 2,99·10-26 кг · 6,02·1023 г/моль = 0,018 кг/моль.
Численное значение молярной массы равно относительной молекулярной
или атомной массе.
Например: M(H2O) = 18 г/моль;
Mr(H2O) =18
M(H2SO4) = 98 г/моль; Mr(H2SO4) = 98.
Отсюда, зная молярную массу вещества, легко определить массу атома или
молекулы этого вещества, разделив молярную массу на число Авогадро (NA).
16 г / моль −1
Μ (O)
Например: m(O) =
=
= 2,667 ⋅ 10 −21 г = 2,667 ⋅ 10 −26 кг
23
−1
NA
6,02 ⋅ 10 моль
7
18г / моль −1
M ( H 2O )
m(H2O) =
=
= 2,99 ⋅ 10 − 23 г = 2,99 ⋅ 10 − 26 кг
23
−1
NA
6,02 ⋅ 10 моль
Пример 1. Определите количество вещества брома Br2, содержащегося в
молекулярном броме массой 12,8 г.
Решение.
Молярная масса Br2 составляет:
М(Br2) = 2М(Br) = 2·80 = 160 г/моль
Определяем количество вещества Br2
m( Br2 )
12,8 г
ν ( Br2 ) =
=
= 0,08 моль
M ( Br2 ) 160 г/моль
Пример 2. Сколько молекул содержится в молекулярном йоде массой 50,8 г?
Решение.
Молярная масса йода составляет
М(J2) = 2М(J) = 2·127 = 254 г/моль
Определяем количество вещества J2
m( J 2 )
50,8 г
ν (J 2 ) =
=
= 0,2 моль
M ( J 2 ) 254 г/моль
Используя число Авогадро (NA), находим число (n) молекул J2.
N(J2) = ν(J2)⋅NA = 0,2⋅6,02⋅1023 = 1,2⋅1023 молекул.
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая соответствует одному иону (атому) водорода в ионно–обменных реакциях, или одному электрону в окислительно–восстановительных реакциях.
Молярная масса эквивалента – это масса одного моля эквивалента.
Обозначается М(1/z B) – г/моль.,
где 1/z - фактор эквивалентности;
z - число эквивалентности;
В – вещество.
ν(1/z B) – количество эквивалентов вещества, (моль).
М(1/z В) – молярная масса эквивалента вещества В, (г/моль).
Например:
M (1 / 3 Al ) =
M (1 / 2 H 2 SO4 ) =
M ( Al ) 27 г/моль
=
= 9 г / моль ;
3
3
M ( H 2 SO4 ) 98г / моль
=
= 49г / моль .
2
2
8
1.2 Основные законы химии
Закон сохранения массы вещества. Масса веществ, вступающих в реакцию,
равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Например, Н2 + Сl2 = 2HCl
Так как атомы имеют постоянную массу, то не меняется масса веществ до и
после реакции.
Закон постоянства состава
Каждое химически чистое вещество имеет один и тот же качественный и
количественный состав независимо от способа его получения.
Например: 2H2 + O2 = 2H2O
NaOH + HCl = NaCl + H2O
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Во всех реакциях состав H2O: (ω(H)=1,11%; ω(О)=88,89%).
Закон эквивалентов
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е. моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества.
Например, в реакции 1/3Al + HCl = 1/3AlCl3 + 1/2H2 один моль эквивалентов алюминия (1/3 моль Al) реагирует с одним молем эквивалентов кислоты (1
моль HCl) с образованием одного моля эквивалентов хлорида алюминия (1/3
моль AlCl3) и одного моля эквивалентов водорода (1/2 моль Н2).
Математическое выражение закона эквивалентов:
m( A) M (1 / z A)
=
,
m( B ) M (1 / z B)
где m(A) и m(B) – массы взаимодействующих веществ А и В, г;
М(1/z А) и М(1/z В) – молярные массы эквивалентов этих веществ, г/моль.
Если одно из веществ является газом, то закон эквивалентов принимает вид:
m( A) M (1 / zA)
=
,
V0 ( B ) Vэкв ( B)
где Vo(В) – объем газа (при н.у.), л;
Vэкв(В) – объем моля эквивалентов газа, л.
V0
Определяется как Vэкв = , где Vo – молярный объем газа, л.
z
Пример 3.Определите молярную массу эквивалента металла, если при взаимодействии металла массой 7,20г с хлором была получена соль
массой 28,20г. Молярная масса эквивалента хлора –
35,45
г/моль.
Решение. Находим массу хлора.
m(Cl) = m(соли) – m(Me) = 28,20 – 7,20 = 21,00 г
По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента металла.
9
m( Me) M (1 / zMe)
=
m(Cl2 ) M (1 / zCl2 )
m( Me) ⋅ M (1 / zMe) 7,20 ⋅ 35,45
M (1 / zMe) =
=
= 12,15г / моль
21,00
m(Cl2 )
Пример 4. На восстановление оксида металла массой 1,8 г израсходован водород объемом (н.у.) 833 см3. Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла.
Решение. По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента
оксида, зная что Vэкв(Н2) = 11,2 л /моль
m(окс) M (1 / z окс)
=
V0 ( Н 2 )
Vэкв ( Н 2)
m(окс) ⋅ Vэкв (Н 2 ) 1,8 ⋅ 11,2
=
= 24,2 г / моль
M (1 / z окс) =
0,833
V0 ( H 2 )
M(1/zMe) = M(1/z окс) – M(1/z O) =24,2 – 8,0 = 16,2 г/моль.
Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом.
Если температура газа равна 273 К (0оС), а давление 101,3 кПа (760 мм.рт.ст.), то
условия, при которых находится газ, называются нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через Vo, а давление через
Ро .
При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный
22,4 л ·моль-1.
Этот объем называют мольным объемом газа (Vm). Мольный объем газа
(Vm) – это отношение объема газа к его количеству:
Vo
Vm = ,
ν
где Vm – мольный объем газа ( л/моль);
Vo –объем газа ( л);
ν - количество газа (моль).
В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое
число молекул, а следовательно, и молей газов. Отношение масс данных объемов
газов равно отношению их молярных масс:
m1: m2 = M1 : M2,
где m1 и m2 – массы газов, г;
M1 и M2 – их молярные массы, г/моль.
Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же
объема другого газа (взятых при одинаковых условиях) называют плотностью
первого газа по второму (обозначается буквой Д).
m1
M1
и M1 = ДМ2
= Д . Отсюда Д =
m2
M2
10
Обычно плотность газа определяют по водороду (обозначается Д (Н 2 ) ), молярная масса которого 2 г/моль, или по воздуху (обозначают Д(В)), средняя молярная масса которого равна 29 г/моль. Отсюда, молярная масса вещества в газообразном состоянии равна: М = 2 Д (Н 2 ) или М = 29Д(В).
Пример 5. Относительная плотность галогеноводорода по воздуху равна 2,8.
Определите плотность этого газа по водороду и назовите его.
Решение. Определяем молярную массу галогеноводорода(НГ).
М(НГ) = 29Д(В) = 29 ⋅ 2,8 = 81 г/моль.
Далее находим молярную массу галогена.
М(Г) = М(НГ) – М(Н) = 81 – 1 = 80 г/моль.
Следовательно, галоген-бром, а газ-бромоводород.
Вычисляем плотность HBr по водороду:
М(НВr) 81
ДН2 =
= = 40,5.
2
M(H 2 )
Зависимость между объемом газа, давлением и температурой выражается
уравнением Клапейрона:
PV PoVo
=
,
T
To
где P,V – давление и объем при данной температуре, Т;
Pо, Vо, То – давление, объем и температура при нормальных условиях.
Пример 6. При температуре 25оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество
газа занимает объем 152 см3. Определите, какой объем будет занимать этот газ при нормальных условиях.
Решение. Используя уравнение Клапейрона получаем:
3
PVTo 99,3кПа ⋅ 152см 273К
3
=
= 136,5см .
Vо =
101,3кПа ⋅ 298К
PoT
Пример 7. Какой объем (л) займет при температуре 20оС и давлении
кПа аммиак массой 51 г?
Решение. Определяем количество вещества аммиака:
m( NH 3 )
51г
=
= 3 моль.
ν(NH3) =
M ( NH 3 ) 17 г / моль
Объем газа при нормальных условиях составит:
V0(NH3) = Vm ⋅ ν(NH3) = 22,4 ⋅ 3 = 67,2 (л).
250
11
Далее по уравнению Клапейрона определяем объем аммиака при данных условиях задачи:
PoVoT 101,3кПа ⋅ 67,2 л ⋅ 293К
=
= 29,2 л .
V(NH3) =
PTo
250кПа ⋅ 273К
PoVo
постоянна, одинакова и
To
ее называют универсальной газовой постоянной R. Она имеет различные значения. Так, если давление измерено в Па, а объем в м3, то
R=
-1 -1
3
8,31Дж⋅моль ⋅К (1Дж=Па⋅м ). Если давление в мм.рт.ст., а объем в (л), то
R = 62,36 мм.рт.ст.⋅л⋅моль-1⋅К-1. Уравнение Клапейрона принимает вид PV=RT
(для ν=1 моль).
Для ν-молей газа:
m
PV=νRT или PV= RT .
M
Данное уравнение получило название уравнения Менделеева-Клапейрона
(уравнение состояния идеального газа.) Оно связывает массу газа (кг), температуру (К), давление (Па) и объем (м3) с его молярной массой (кг/моль). При этом
R=8,31 Дж/моль⋅К.
Для любого газа количеством 1 моль величина
Пример 8. Вычислите молярную массу бензола, если масса 600 см3 его паров при температуре 870С и давлении 83,2 кПа равна 1,3 ⋅10-3 кг.
Решение. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона, находим:
mRT 1,3 ⋅ 10 −3 кг ⋅ 8,31Па ⋅ м 3 / моль ⋅ К ⋅ 360 К
=
М=
= 78 ⋅ 10 − 3 кг / моль = 78 г / моль .
3
−6 3
PV
83,2 ⋅ 10 Па ⋅ 600 ⋅10 м
Пример 9. Газометр объемом 20 л наполнен газом. Плотность этого газа по
воздуху 0,4, давление 103,3 кПа, температура 170С. Определите
массу газа.
Решение. Находим молярную массу газа.
М(газа) = 29 ⋅ Д(В) = 29⋅0,4 = 11,6 г/моль
Далее по уравнению Менделеева-Клапейрона определяем массу газа.
PVM 103,3 ⋅103 ⋅ 20 ⋅10 −3 ⋅ 11,6
m(газа) =
=
= 9,94 г.
RT
8,31 ⋅ 290
Газы часто представляют собой смеси индивидуальных газообразных веществ. Так, воздух является смесью азота, кислорода, аргона и др.
Парциальным давлением газа в газовой смеси называется давление, которое
производил бы газ, занимая при тех же условиях объем газовой смеси.
12
Закон парциальных давлений (Дальтон).
Общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое
взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.
Р = р1 + р2 +…+рn, где
Р – общее давление газовой смеси
р1,р2,рn – парциальное давление газов.
Парциальное давление газа в газовой смеси можно рассчитать по уравнению Менделеева-Клапейрона.
Пример 10. Газовая смесь приготовлена из 2 л водорода (Рнач. =93,3 кПа) и 5
л метана (Рннач. = 112 кПа). Объем смеси равен 7 л. Рассчитайте
парциальные давления газов и общее давление смеси.
Решение. Зная объемы газов и смеси, находим парциальные давления газов:
V (H 2 )
2
PH 2 =
⋅ Pнач. = ⋅ 93,3 = 26,66 кПа
V (см)
7
V (CH 4 )
3
⋅ Pнач = ⋅112 = 80 кПа
V (cм)
7
Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов.
Р = Р(H2) + P(CH4) = 26,66 + 80 = 106,66 кПа.
PCН 4 =
Пример 11. При температуре 0оС в сосуде объемом 14,0⋅10-3 м3 содержится
водород массой 0,8 ⋅10-3 кг и азот массой 6,3⋅10-3 кг. Определите
парциальное давление газов и общее давление газовой смеси.
Решение. По уравнению Менделеева-Клапейрона находим парциальное давление газов.
mRT 0,8 ⋅10 −3 ⋅ 8,31 ⋅ 273
Р(H2) =
= 64,8 ⋅ 103 Па = 64,80 кПа
=
−3
−3
MV
2 ⋅ 10 ⋅ 14 ⋅ 10
mRT 6,3 ⋅ 10 −3 ⋅ 8,31 ⋅ 273
Р(N2) =
=
= 36,46 ⋅ 103 Па = 36,46 кПа
−3
−3
MV
28 ⋅10 ⋅ 14 ⋅ 10
Робщ. = Р(Н2) + P(N2) = 64,80 + 36,46 = 101,26 кПа
Если газ собран над жидкостью, то при расчетах следует иметь в виду, что
его давление является парциальным и равно разности общего давления газовой
смеси и парциального давления пара жидкости. Например, газ собран над водой
при температуре 20оС и давлении 100 кПа, а давление насыщенного пара воды
при 20оС равно 2,3 кПа. Тогда, парциальное давление газа будет равно
100 – 2,3 = 97,7 кПа. Этой величиной пользуются в дальнейших расчетах.
Пример 12. Водород объемом 250 см3 собран над водой при температуре
26оС и давлении 98,7 кПа. Давление насыщенного пара воды
13
при 26оС составляет 3,4 кПа. Вычислите объем водорода при
нормальных условиях и его массу.
Решение. Находим парциальное давление водорода.
Р(Н2) = Р − Р(Н2О) = 98,7 – 3,4 = 95,3 кПа.
По уравнению Клапейрона определяем объем водорода (н.у.)
PVTo 95,3 ⋅ 250 ⋅ 273
= 215 см3
=
V0(H2) =
299 ⋅ 101,3
TPo
Находим количество водорода этого объема.
V 0,215
ν(Н2) =
=
= 0,0096 моль
Vm 22,4
Отсюда масса водорода:
m(H2) = νM = 0,0096⋅2=0,019 г.
Пример 13. Определите молекулярную формулу соединения, содержащего
30,43% азота и 69,57% кислорода (по массе). Плотность этого
вещества по водороду равна 46.
Решение. Находим молярную массу этого вещества.
M(NxOy) = 2 Д ( Н 2 ) = 2⋅46 =92 г/моль.
Определяем массу азота и кислорода в моле этого соединения.
ω ⋅ m( N x O y ) 30,43 ⋅ 92
m(N) =
=
= 28 г
100
100
ω ⋅ m( N x O y ) 69,57 ⋅ 92
m(O) =
=
= 64 г
100
100
Отсюда 14 х : 16 у = 28 : 64
28 64
х:y= :
= 2:4
x = 2; y = 4
14 16
Формула – N2O4.
Задачи к разделу 1:
«Основные понятия и законы химии»
1
На осаждение хлора, содержащегося в 0,666⋅10-3 кг соли, израсходовано
1,088⋅10-3 кг AgNO3. Вычислите молярную массу эквивалента соли.
2
В закрытом сосуде объемом 5 л находится при температуре 15оС смесь, состоящая из 4,4г СО2, 6,4 г О2 и 2,4г СН4. Вычислите общее давление газовой
смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему.
3 Металл массой 0,70 г вытеснил из кислоты 418 см3 водорода, собранного над
водой при температуре 150С и давлении 94,3 кПа. Давление водяного пара
при этой температуре равно 1,7 кПа. Определите молярную массу эквивалента металла.
14
4
Вычислите среднюю плотность по воздуху газовой смеси, имеющей объемный состав: 52% СН4 и 48% С2Н4.
5
При нагревании 0,612г некоторого вещества выделилось 0,168л кислорода
(н.у.) и образовалось 0,372г хлорида калия. Определите формулу этого вещества.
6
В газометре над водой при температуре 200С и давлении 98500 Па находится
8⋅10-3 м3 кислорода. Давление водяного пара при 200С равно 2335 Па. Какой
объем (н.у.) займет кислород, находящийся в газометре.
7
Масса газа объемом 0,327 л при температуре 130С и давлении 1,040⋅105 Па
равна 0,838 г. Вычислите молекулярную массу газа.
8
Объем резиновой камеры автомобильной шины равен 0,025 м3, давление в
ней 5,066⋅105 Па. Определите массу воздуха в камере при температуре 200С.
9
Вычислите, какое давление надо приложить, чтобы хлор массой 28,4г занимал объем 2,0 л при температуре 200С?
10 В сосуде объемом 0,050 м3 при температуре 250С содержится смесь из
0,020 м3 этилена под давлением 83950 Па и 0,015 м3 метана под давлением
95940 Па. Найдите парциальные давления газов и общее давление газов в сосуде.
11 Газовая смесь состоит из 5 л азота, находящегося под давлением 95940 Па и
3 л кислорода. Объем смеси 8 л. Общее давление газовой смеси 104200 Па.
Под каким давлением был взят кислород?
12 В закрытом сосуде объем 0,6 м3 при температуре 00С находится смесь, состоящая из 0,20 кг СО2, 0,40 кг О2 и 0,15 кг СН4. Вычислите: а) парциальные
давления газов; б) общее давление газовой смеси.
13 В газонаполненных лампах содержится смесь газов, имеющая объемный состав: 86% Ar и 14% N2. Рассчитайте парциальные давления газов, если общее
давление равно 39990 Па.
14 Сухой воздух имеет примерно следующий объемный состав: 78,09 % N2,
20,95 % О2, 0,93% Ar и 0,03% СО2. Вычислите парциальные давления этих
газов, если общее давление газовой смеси 101325 Па.
15 В закрытом сосуде объемом 6 л находится при температуре 100С смесь, состоящая из 8,8 г СО2, 3,2 г О2 и 1,2 г СН4. Вычислите общее давление газо-
15
вой смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему.
16 Металл массой 0,35 г вытеснил из кислоты 209 см3 водорода, собранного
над водой при температуре 200С и давлении 104,3 кПа. Давление водяного
пара при этой температуре равно 2,3 кПа. Определите молярную массу эквивалента металла.
17 При нагревании 1,225г некоторого вещества выделилось 0,336л кислорода
(н.у.) и образовалось 0,745г хлорида калия. Определите формулу этого вещества.
18
Определите молекулярную формулу оксида хлора, если при разложении оксида объемом 0,10л получились кислород и хлор объемом 0,10л и 0,05л соответственно (н.у.) Относительная плотность этого оксида по воздуху равна
2,34.
19 Определите формулу вещества, состоящего из углерода, водорода и кислорода, зная, что при сжигании 0,145г его получено 0,330г СО2 и 0,135г Н2О.
Относительная плотность пара этого вещества по водороду равна 29.
20
Какова простейшая и молекулярная формулы газообразного углеводорода,
если в нем содержится 81,82% углерода и 18,18% водорода, а 1л этого углеводорода (н.у.) имеют массу 2,6 г?
Раздел 2
Строение атома. Химическая связь
2.1 Строение атома
Порядковый номер химического элемента в периодической системе
Д.И.Менделеева соответствует числу протонов в ядре атома элемента и числу
электронов в электронной оболочке атома. Химические свойства соединений зависят в основном от строения внешних электронных уровней атомов элементов.
Описать строение электронных оболочек атомов можно с помощью принципа Паули, наименьших энергий и правила Гунда, используя для этого представления о квантовых числах.
Главное квантовое число ”n” в многоэлектронном атоме обозначает номер
электронного уровня. Оно принимает целочисленные значения от 1 до ∞:
n
= 1, 2, 3, … и характеризует энергию электрона, размер электронного облака,
число энергетических подуровней внутри каждого уровня.
Орбитальное квантовое число ”ℓ” характеризует электронные подуровни.
Оно принимает для данного ”n” все целочисленные значения от 0 до (n − 1):
ℓ = 0, 1, 2…(n − 1). Подуровни, характеризующиеся значениями ℓ, равными
0,
16
1, 2, 3, называют соответственно s-, p-, d-, f-подуровнями, а находящиеся на них
электроны - s-, p-, d-, f - электронами. Все орбитали одного подуровня имеют
одинаковую форму электронных облаков.
Магнитное квантовое число ”mℓ” принимает все целочисленные значения
от –ℓ до + ℓ, включая ”0”: mℓ = −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3. Число значений ”mℓ” соответствует числу орбиталей в подуровне и их ориентации в пространстве.
Пример 1. Сколько орбиталей включает р-подуровень?
Решение. Для р-подуровня ℓ = 1. Число значений mℓ равно трем (+1, 0, -1 ),
следовательно р-подуровень включает три р-орбитали (px, py, pz) с их ориентацией по координатам x, y, z.
Спиновое квантовое число ”ms” принимает два значения +1/2 и –1/2 и характеризует магнитное поле электрона. Если атом имеет два электрона, и оба они
характеризуются ms = +1/2, то суммарный спин равен 1; если один электрон атома характеризуется ms = +1/2, а другой − ms = −1/2, то суммарный спин равен нулю (правило Гунда). Электрон с соответствующим квантовым числом обозначается в электронно-графических формулах стрелочкой, например, ↓, что соответствует ms = −1/2 или ↑ − ms = +1/2.
Система четырех квантовых чисел позволяет установить, как распределяются по уровням, подуровням и орбиталям электроны атома. Однако в атоме не
может быть двух электронов, характеризующихся одинаковыми наборами четырех квантовых чисел (принцип Паули). Он определяет общее число электронов в
атоме.
Пример 2. Сколько электронов может содержать первый энергетический
уровень?
Решение. Для первого уровня n = 1. Следовательно, ℓ = 0; mℓ = 0; ms может
быть +1/2 и –1/2. Кратко комбинации квантовых чисел можно выразить такой
последовательностью: n, ℓ, mℓ, ms. Для первого уровня можно составить следующие комбинации квантовых чисел 1, 0, 0, +1/2 и 1, 0, 0, −1/2. Отсюда следует,
что первый уровень может содержать два электрона, а первый период таблицы
Д.И.Менделеева должен содержать два элемента.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяют по
формуле z = 2n2, где n – номер энергетического уровня, совпадающий со значением главного квантового числа ( n = 1, 2, 3 и тд.).
Максимальное число электронов на энергетическом подуровне определяют
по формуле z=2ּ(2ℓ+1), где ℓ – номер энергетического подуровня, совпадающий
со значением орбитального квантового числа (ℓ = 0, z = 2; ℓ = 1, z = 6; ℓ = 2, z =
10; ℓ = 3, z = 14 ).
Заполнение электронами атомных орбиталей (АО) в многоэлектронных атомах основано на принципе наименьшей энергии. Каждый электрон занимает ту
из доступных для него орбиталей, на которой его энергия будет наименьшей.
17
Последовательность заполнения электронами подуровней многоэлектронных атомов основана на этом же принципе и согласно правила Клечковского зависит от суммы (n+ℓ).
В пределах каждого значения суммы (n+ℓ) порядок заполнения подуровней
соответствует возрастанию главного квантового числа.
Например,
Подуровни
а) 3s 3p ;
б) 3d 4s ;
в) 3d 4p
n
3 3
3
4
3
4
ℓ
0 1
2
0
2
1
n+ℓ
3 4
5
4
5
5
3s < 3p
4s < 3d
3d ≈ 4p
Е3s < Е3р
Е4s< Е3d
Е3d ≈ E4p
В случае в) при одинаковой сумме квантовых чисел предпочтение в распределении электронов по орбиталям следует отдать орбитали 3d, как имеющей
меньшее значение n = 3.
Пример 3. Какова последовательность заполнения электронами таких подуровней, для которых сумма (n + ℓ) равна 5?
Решение. Составим таблицу возможных значений n и ℓ.
n+ℓ
5
n
3 4 5
ℓ
2 1 0
подуровни 3 d 4 p 5 s
Пример 4. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым
номером 12. Определите число электронов на внешнем уровне, к
какому семейству элементов данный атом принадлежит, в каком
периоде, группе он находится.
Решение. В соответствии с правилом Клечковского подуровни заполняются
в такой последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p. Из принципа Паули следует, что максимальное число электронов на s – подуровне равно 2, на p – подуровне 6. Суммарное число электронов составило 12: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2. Это элемент второй
группы, так как на внешнем уровне два электрона на s-подуровне и поэтому он
относится к семейству s-элементов. Элемент находится в третьем периоде, так
как максимальное значение главного квантового числа равно трем.
Строение атома выражают электронной и электронно-графической формулами. Например, строение атома фтора с порядковым номером девять выражают
электронной формулой: 1s2 2s2 2p5 и электронно-графической формулой:
9
F
↑↓ ↑↓ ↑
↑↓
↑↓
18
Или
1s
↑↓
2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓
↑
Пример 5. Изобразите электронно-графические формулы атомов углерода и
железа.
Решение.
а) электронная формула атома углерода с порядковым номером шесть: 6С
1s22s22p2; электронно-графическая формула:
6
C
2p
2s ↑
↑
1 s ↑↓
↑↓
Или
1s
↑↓
2s
↑↓
2p
↑ ↑
Внешним является второй энергетический уровень: …2s2 2p2 и соответственно
2s
↑↓
2p
↑
↑
.
б) Электронная формула атома железа с порядковым номером двадцать
шесть: 1s2 2s2 2p6 3s23p64s23d6. Внешним является …3d64s2 и соответственно:
3d
4s
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ .
2.2 Химическая связь
Существует два подхода к описанию химической связи: метод валентных связей
(МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
1. Метод валентных связей исходит из того, что химическая связь осуществляется связывающими электронными парами, каждая из которых принадлежит
двум атомам. Связывающие электронные пары могут образовываться по
обменному или донорно-акцепторному механизму.
1.1. По обменному механизму связь возникает за счет перекрывания электронных орбиталей неспаренных электронов двух атомов. В связывающей электронной паре электроны имеют антипараллельные спины.
Пример 1. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании химической связи в молекулах: а) Li2; б) LiF; в) F2. Напишите графические
формулы этих молекул.
Решение: Электронные формулы атомов лития и фтора имеют вид:
3
9
Li 1s22s12p0
F 1s22s22p5
19
и электронно-графические формулы их соответственно:
2s
2p
↓
Li
2s
2p
↑↓ ↑↓
↑↓
↑
F
Неспаренный электрон атома лития занимает 2s−орбиталь, а атома фтора
2p−орбиталь. Следовательно, эти орбитали участвуют в образовании химической
связи вышеприведенных соединений. Это можно представить:
Li-Li
Li-F
F-F
Число связей, которые образует атом по обменному механизму, как правило, равно числу его неспаренных электронов в основном или валентновозбужденном состоянии. В методе валентных связей исходят из того, что валентно−возбужденные состояния атома, отличающиеся от основного большим
числом неспаренных электронов, получают переводом одного или нескольких
электронов электронных пар на свободные орбитали другого подуровня того же
электронного уровня.
Пример 2. Сколько связей по обменному механизму могут образовать атомы
серы и кислорода? Напишите эмпирические формулы их соединений со фтором.
Решение. Кислород с порядковым номером восемь является элементом
2-го периода. Электронная формула 8О 1s22s22p6. На валентном уровне атом
имеет 4 орбитали и 6 электронов:
2s
↑↓
2p
↑↓
↑
↑
В валентном электронном уровне атома кислорода нет вакантных орбиталей.
Следовательно, атом кислорода может образовать по обменному механизму
только две связи. Соединение со фтором имеет формулу ОF2 и соответственно
графическую F-O-F.
20
Сера с порядковым номером шестнадцать – элемент 3-го периода. Электронная формула 1s22s22p63s23p4.
Валентный уровень серы состоит из 3-х подуровней и 9 орбиталей.
Атом серы может иметь два валентно-возбужденных состояния.
3s
3p
3d
↑↓
↑↓ ↑
3s
↑↓
3p
↑
3d
↑
3s
↑
↑
↑
↑
сера (IV)
3p
↑ ↑
3d
↑
↑
↑
сера (VI).
Она может образовывать 2, 4 и 6 связей по обменному механизму.
Соединения серы со фтором имеют формулы SF2; SF4; SF6.
Связи между атомами могут быть кратными (двойными, тройными). Кратные
связи образуются с участием σ- и π- связей.
Пример 3. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании связи в
молекуле С2. Напишите графическую формулу молекулы С2.
Решение. Электронная конфигурация атома углерода с порядковым номером шесть 6С 1s22s22p2 и соответственно электронно-графическая формула
имеет вид:
2s
2p
↑↓
↑ ↑
В образовании связей у каждого атома углерода могут участвовать два
р−электрона (Рх, Ру): одна связывающая электронная пара образует σ−связь
(Рх−Рх), другая π (Ру−Ру)
π
+
+
δ
С
С
–
π
C
π
= C
σ
Связь может образоваться за счет неподеленной пары электронов одного атома
и свободной орбитали другого атома. Атом, представляющий для образования
21
связи электронную пару, называется донором (Д), а атом, имеющий свободную
орбиталь, называется акцептором (А).
Д
А=Д
+
А
Например, образование иона аммония:
2s
↑↓
2p
↑
↑
,
1s
↓
↑
N
H
N + 3H → NH3
NH3+H+→[NH4]+
Н
H
Н
N
H
Д
+H+ = H
N
+
Н
H
А
Геометрическую структуру молекул, направленность ковалентных связей определяет теория гибридизации атомных орбиталей центрального атома.
Гибридизация – это перераспределение электронной плотности между
разными, но близкими по энергии атомными орбиталями одного энергетического уровня и образование гибридных атомных орбиталей, численно равных количеству исходных и одинаковых по форме и по энергии.
Например, в гибридизации могут участвовать s− и p−орбитали одного энергетического уровня, обладающие различной симметрией. В результате образуются две гибридные орбитали. Гибридные атомные орбитали (ГАО) имеют несимметричную форму. У таких орбиталей электронная плотность по одну сторону
выше, что и определяет перекрывание электронных облаков и делает более устойчивой химическую связь.
22
Типы гибридизации атомных орбиталей
1. Комбинация одной s и одной p-орбиталей приводит к sp-гибридизации. Образуются два гибридных облака, ориентированных в пространстве под углом
1800.
Например, образование молекулы ВеСl2:
4
Be
+Q
→
1s22s2 
*Be 1s22s12p1 (перевод в возбужденное состояние). В результа-
те гибридизации 2s и 2p орбиталей образуется линейная связь и линейная молекула
Cl
Be
Cl
x
1800
Элементы II группы, подвергаясь sp-гибридизации, образуют линейные
молекулы.
23
2.
Комбинация одной s- и двух p-орбиталей приводит к sp2-гибридизации.
Например, образование молекулы ВН3.
+Q
5
В 1s22s22p1 
→ B* 1s22s12p2. В результате гибридизации одной sи двух p- орбиталей образуется треугольная плоская молекула.
H
BH3
H
H
H
H
BH
2
Элементы III группы, подвергаясь sp -гибридизации, образуют треугольные плоские молекулы.
3. Комбинация одной s- и трех p- орбиталей приводит к sp3- гибридизации.
Например, образование молекулы СH4:
24
6
С
2 1
3
1s22s22p2 +Q

→ C* 1s 2s 2p
В результате гибридизации одной s- и трех p-орбиталей образуется тетраэдрическая молекула.
H
H
H
H
1090 28′
Элементы IV группы, подвергаясь sp3-гибридизации, образуют тетраэдрические молекулы.
Задачи к разделу 2:
«Строение атома. Химическая связь»
2.1 Строение атома
21. Составьте электронные формулы и укажите значения квантовых чисел n и l
для внешних электронов в атомах элементов с порядковыми номерами 14,
23, 35.
22. Объясните, какие квантовые числа определяют размер, форму и ориентацию
в пространстве электронной орбитали. Приведите примеры.
23. Определите максимальное число электронов, находящихся на третьем и
четвёртом энергетическом уровнях. Приведите электронные формулы соответствующих атомов.
24. Напишите электронные формулы и изобразите электронно-графическую
схему распределения электронов в атомах с порядковыми номерами 46, 55.
25. Напишите электронные формулы атомов хрома и меди. Объясните нахождение одного s-электрона на четвёртом энергетическом уровне.
26. Энергетическое состояние внешнего электрона описывается следующими
значениями квантовых чисел: n = 4, l = 0, ml = 0. Атомы, каких элементов
25
имеют такой электрон? Напишите электронные формулы атомов этих элементов.
27. Для атома возможны два электронных состояния: 1s22s22p63s23p2 и
1s22s22p63s13p3. Как перейти от первого состояния ко второму? Назовите эти
состояния и соответствующий атом, его положение в периодической системе.
28. Напишите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 24 и
53. По электронной формуле определите их положение в периодической
системе (период, группу, подгруппу). Представьте их электроннографические схемы.
29. Укажите, атомы каких элементов имеют следующее строение внешнего и
предвнешнего энергетических уровней: …3s2 3p3, …3d10 4s2 4p5,
4d7 5s2.…4p6. Составьте электронные формулы.
30. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям, соответствующим низшему энергетическому состоянию, для элементов с порядковыми номерами 23, 33, 52.
31. Изобразите электронно-графическую формулу атома элемента с порядковым
номером 40 и укажите число электронных пар и неспаренных электронов в
атоме этого элемента в нормальном состоянии.
32. Укажите, положение элементов в периодической системе элементов
Д.И.Менделеева (период, группу, подгруппу), имеющих следующие электронные
формулы:
а)
1s22s22p63s23p3,
б)
1s22s22p63s23p64s23d2,
в) 1s22s22p63s23p64s23d104p5.
33. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов: калия, никеля, магния. К какому типу элементов они относятся
(s−, p−, d−, f- элементам)?
34. Напишите электронные и электронно-графические формулы для ионов:
Fe3+, S2-, Br¯ , Cr3+.
35. С точки зрения теории строения атома объясните изменение свойств элементов в пределах периода и группы.
36. Напишите электронные и электронно-графические формулы электронных
оболочек ионов: Cu2+, Cl-, Mg2+.
37. Объясните, почему свойства таких элементов, как азот и висмут, неон и магний резко отличаются друг от друга. Составьте их электронные формулы.
26
38. Из двух элементов один образует ион Э2+, а другой – Э2-. Оба иона имеют
одинаковую конфигурацию, которая выражается формулой 1s22s22p63s23p6 .
Определите период, группу, подгруппу и порядковый номер каждого элемента.
39. Определите, отличаются ли два элемента числом валентных электронов и характером химических свойств по окончаниям их электронных формул:
а)
2 2
2
2
10 2
3
5 1
…3d 4s и …4s 4p ; б)… 4d 5s 5p и …4d 5s .
40. Ионизационный потенциал какого из двух элементов должен быть большей
величиной, если электронная структура их атомов выражается следующими
формулами: а) 1s22s22p5 и 1s22s22p2, б) 1s22s22p63s23p64s2 и
1s22s22p63s23p63d104s1.
2.2 Химическая связь
41. По конфигурации внешнего энергетического уровня атома фосфора укажите,
какую валентность может проявлять фосфор и какие атомные орбитали участвуют в образовании молекул: PCl3, PCl5, H[PCl6]. Приведите схемы их образования.
42. Изобразите графически образование связей в молекулах: SiCl4, OF2, C2H2Cl2.
Какова пространственная структура этих молекул?
43. Изобразите графически образование связей в молекулах NCl3 и C2H4. В каком
состоянии (нормальном или возбужденном) находятся атомы азота и углерода при образовании молекул?
44. Изобразите графически образование связей в молекулах H2S и C2Cl4. Определите число σ− и π−связей в этих молекулах.
45. Объясните, почему однотипные по атомному составу молекулы CO2 и SO2
имеют разную пространственную конфигурацию. Представьте схемы их образования.
46. Изобразите графически образование связей в молекулах AsH3 и BBr3. Какую
геометрическую конфигурацию имеют эти молекулы?
47. В молекуле COCl2 атом углерода образует четыре связи при
sp2− гибридизации его орбиталей. Покажите графически образование связей в
этой молекуле и объясните разницу в числе связей и числе гибридных орбиталей.
48. Объясните, почему однотипные по атомному составу молекулы BCl3 и PCl3
имеют разную геометрическую конфигурацию. Приведите схему их образования.
27
49. Приведите три примера, когда один и тот же элемент образует ионную, полярную и неполярную ковалентные связи.
50. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, определите характер связей:
K-F, H-O, H-P, C-F.
51. Объясните, почему максимальная валентность фосфора может быть равной
пяти, а у азота такое валентное состояние отсутствует.
52. Расположите в порядке возрастания степени ионности связи: Mg-Cl, C-S,
Br-J, B-F.
53. Укажите, какая из молекул PF3 или PJ3 более прочная. Дайте объяснение.
54. Определите, к атомам каких элементов смещены общие электронные пары,
осуществляющие химическую связь, в молекулах: NaCl, H2O, BF3, CO2.
(пользуясь таблицей электроотрицательностей).
55. Объясните, почему максимальная валентность у серы может быть равной
шести, а у кислорода такое валентное состояние отсутствует.
56. Приведите примеры молекул, которые содержат: а) только σ-связи;
б) одну σ- и одну π-связи; в) две σ- и две π-связи.
57. Изобразите графически образование связей в молекулах CF4, AsH3, C2Cl4. Какова пространственная структура этих молекул?
58. Приведите примеры молекул, которые содержат: а) четыре σ- и одну
π-связи; б) одну σ- и две π-связи.
59. Укажите, какой тип гибридизации атомных орбиталей имеет место при образовании молекул BeF2, BJ3, SiH4. Представьте схему их образования и пространственную структуру.
60. Изобразите графически образование связей в молекулах H2S и C2F4. Определите число σ- и π-связей в этих молекулах.
28
Раздел 3
Энергетика химических процессов.
Термохимия
3.1 Термохимия
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. Раздел химии, изучающий энергию химических реакций, называется термохимией, а количество энергии, выделенной или поглощенной системой в ходе реакции (при Р=const, Т=const), называется тепловым эффектом реакции или энтальпией реакции - ∆Н, измеряется в кДж/моль.
Если в результате реакции теплота выделяется (∆Н<0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты
(∆Н>0), называется эндотермической.
Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются
термохимическими. Тепловой эффект записывается после уравнения реакции,
например:
Н2(г) + ½ О2(г) = Н2О(ж);
∆ H o = − 285 кДж.
Основным законом термохимии является закон Гесса:
тепловой эффект (или изменение энтальпии) реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
Сущность закона Гесса рассмотрим на примере окисления графита до оксида углерода (IV) СО2. Этот процесс можно осуществить или сразу:
а) С(гр) + О2(г) = СО2(г); ∆Н,
или через промежуточные стадии:
б) С(гр) +1/2О2(г) = СО(г); ∆Н1
в) СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г); ∆Н2.
По закону Гесса ∆Н = ∆Н1 + ∆Н2
При расчетах энтальпии химической реакции особое значение имеют – энтальпия образования вещества и энтальпия сгорания.
Энтальпией образования вещества называется тепловой эффект образования 1моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298К и давлении
101,3 кПа. Энтальпию образования вещества обозначают ∆ H oобр. В или ∆ H of ,В.. Энтальпия образования простых веществ равна нулю.
Из закона Гесса следует, что энтальпия химической реакции равна разности
между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпии
образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Так для модельной реакции вида
аА + bB = сС + dD, где
a, b, c, d –коэффициенты перед формулами веществ A, B, C, D.
∆Н = (с∆ H of ,С +d∆ H of ,D) – (a∆ H of ,A +b∆ H of ,B).
29
Пример 1. Определите тепловой эффект реакции получения водорода из
природного газа:
СH4(г) + 2Н2О(г) = СО2(г) + 4Н2(г)
Решение: По закону Гесса:
o
o
o
o
o
∆H = (∆H f .СО2 + 4∆H f .Н 2 ) − (∆H f .СH 4 + 2∆H f .Н 2O )
Подставляя табличные данные ∆Ноf веществ, получим:
∆Но = (-393,5+4(0)) - (-74,85+2 (-241,82)) = 164,98 кДж/моль
Данная реакция является эндотермической.
Пример 2. Определите стандартную энтальпию образования пропана С3Н8,
если энтальпия реакции
С3Н8(г) + 5О2(г) = 3СО2(г) + 4Н2О(г)
равна – 2043,86 кДж.
Решение. По закону Гесса:
o
o
o
o
∆H = (3∆H fCO2 + 4∆H fН 2O ) − ∆H fС3 H 8
Подставляя справочные данные ∆Ноf веществ, получаем:
∆H
o
f .С3 Н 8
= 3(−393,51) + 4(−241,82) − (−2043,86) = −103,85 (кДж/моль).
Реакция образования пропана относится к экзотермическим.
Энтальпией сгорания называется тепловой эффект реакции окисления одного моля вещества кислородом с образованием оксидов элементов. Обозначается ∆Носгор. Окисление органических соединений происходит до СО2(г) и Н2О(ж).
Для негорючих веществ теплоты сгорания равны нулю.
Энтальпия реакции равна разности между суммой энтальпий сгорания исходных веществ и суммой энтальпий сгорания продуктов реакции.
аА + вВ = сС + dД
Для модельной реакции
0
о
о
∆Н = (а∆Н сгор.А + в∆Н сгор.В) – (с∆Носгор.С + d∆Носгор.D)
Зная теплоты образования, можно рассчитать теплоты сгорания и, наоборот,
по теплотам сгорания легко рассчитать теплоты образования.
Пример 3. Энтальпия сгорания метанола СН3ОН равна –726,64 кДж. Пользуясь значениями энтальпий образования СО2 и Н2О, рассчитайте энтальпию образования метанола СН3ОН.
Решение. Составим термохимические уравнения реакций, выписав из таблицы энтальпии образования СО2 и Н2О:
СН3ОН + 3/2О2 = СО2 + 2Н2О + 726, 64
С + О2 = СО2 + 393,51
2  Н2 + ½ О2 = Н2О + 285,84
(а)
(б )
( в)
30
Умножая уравнение (в) на 2, суммируя его с уравнением (б) и вычитая из
этой суммы уравнение (а), получим:
С + 2Н2 + ½ О2 = СН3ОН + 238,5.
Отсюда ∆Н0f.(СН3ОН) = −238,5 (кДж/моль).
3.2 Энтропия химических реакций
Многие процессы протекают без подвода энергии от внешнего источника.
Такие процессы называются самопроизвольными. Одной из движущих сил самопроизвольных процессов является уменьшение энтальпии системы (∆Н < 0) (энтальпийный фактор). Другая движущая сила – стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.
Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии – S.
Математически S = RlnW, где
W – вероятность системы;
R – универсальная газовая постоянная.
Энтропия имеет размерность Дж/(моль⋅К).
Энтропия реакции равна сумме энтропий продуктов реакции за вычетом
суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, энтропия реакции:
СН4 + Н2О(г) = СО + 3Н2
при стандартных условиях равна:
o
o
o
o
o
∆S = SCО + 3S Н 2 − SCН 4 − S Н 2 О = 197,54 + 3 ⋅ 130,58 − 186,19 − 188,7 = 214,39
∆So=214,39 (Дж/моль⋅К)
Энтропия увеличивается при переходе вещества из твердого в жидкое
(∆Sпл), из жидкого в газообразное (∆Sкип), а также при переходе из кристаллического состояния в аморфное. Если в результате процесса возрастает число молей
газообразных веществ, то энтропия реакции также увеличивается.
Пример 4. Определите, может ли реакция:
2С(гр) + 3Н2(г) = С2Н6(г)
протекать самопроизвольно при постоянной температуре, если
энтропии веществ равны (Дж/(моль⋅К):
o
o
S (oгр ) = 5,74 ; S Н 2 = 130,6 ; SС 2 Н 6 = 229,5 .
Решение. Изменение энтропии ∆So химического процесса равно:
∆S o = SСo 2 H 6 − 3S Нo 2 − 2 SСo ( гр ) = 229,50 − 3 ⋅ 130,60 − 2 ⋅ 5,74 = −173,78 ( Дж / моль ⋅ К )
Реакция не может протекать самопроизвольно, так как ∆S < 0.
3.3 Энергия Гиббса
В любых химических процессах проявляются две тенденции:
а) стремление к образованию прочных связей между частицами – энтальпийный
фактор (∆H);
31
б) стремление к беспорядочному движению, возрастанию энтропии – энтропийный фактор (Т∆S). Оба этих фактора объединяет функция, называемая энергией Гиббса (∆G).
∆G =∆H − Т∆S.
Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия
Гиббса уменьшается, то есть ∆G < 0.
Если энергия Гиббса возрастает (∆G > 0), реакция самопроизвольно в
прямом направлении протекать не может, но возможно ее течение в обратном
направлении.
Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном
направлениях, наступает состояние равновесия.
Изменение энергии Гиббса (∆G) равно разности сумм энергии Гиббса
продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффиo
o
− ∑ ∆Gисходных
циентов, т.е. ∆G o = ∑ ∆Gпродуктов
реакции
веществ
Пример 5. Определите, возможна ли реакция
SiO2(кр) + 2NaOH(р) = Na2SiO3(кр) + H2O(ж),
если энергии Гиббса веществ равны (кДж/моль):
o
Gsio
= −803,75 ;
2 ( кр )
o
G Na
= −1427,80 ;
2 SiO3 ( кр )
o
G NaOH
( р ) = −419,50 ;
G
o
H 2O ( ж )
= −237,50
Решение. Изменение энергии Гиббса (∆Gо) реакции равно:
o
o
o
o
∆Gо =( G Na
SiO ( кр ) + G H O ( ж ) ) − ( G sio ( кр ) + 2 ⋅ G NaOH ( р ) )
2
3
2
2
Подставляя численные значения, получаем:
∆Gо =(−1427,80-237,50) − (− 803,75−2·419,50) = − 22,55 кДж/моль.
Реакция возможна, так как ∆Gо<0.
В соответствии с уравнением ∆G=∆H-T∆S самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпийного фактора и увеличение
энтропийного.
Для экзотермических реакций, когда ∆H<0 и в ходе реакции ∆S>0,
∆G <0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут протекать только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми, например:
С(гр) + ½ О2 = СО
(∆H= −110кДж/моль; ∆S=89,18Дж/(моль·К))
Наоборот, эндотермическая реакция (∆H>0), в результате которой ∆S<0,
не может протекать самопроизвольно, например:
32
СО = С(гр) + 1/2О2
Если в результате реакции ∆H < 0 и ∆S < 0, то при невысокой температуре
|∆H| > |T∆S|, реакция возможна (∆G < 0). При высоких температурах |∆H| <
|T∆S|, прямая реакция невозможна (∆G > 0), а обратная возможна. Например:
CaO + CO2 = CaCO3
o
o
o
∆H = ∆H f .CaCO3 − ∆H f .CaO − ∆H of .CO2 = (−1206,0) − (−635,1) − (−393,5) = −177,4
∆Ho= −177,4 кДж/моль
o
o
∆S o = S CaCO
− S CaO
− S СoO2 = (92,9) − (39,7) − (213,6) = −160,4 Дж /( моль ⋅ К )
3
Отсюда, ∆Go=∆H-T∆S = −177,4 − 298·(160,4·10-3)= -129,6 (кДж/моль)
Реакция возможна при стандартных условиях.
Если Т = 1200К
∆Go = −177,4 − 1200·(−0,1604) = 15,08 (кДж/моль)
Реакция невозможна.
Для определения температуры, выше которой происходит смена знака
энергии Гиббса(∆G), можно воспользоваться условием ∆G=0, при котором
система находится в состоянии равновесия. Тогда Тр=∆H/∆S, где Тр- температура равновесия.
Для приведенной выше реакции смена знака энергии Гиббса происходит
при:
3
− 177,4 ⋅ 10 Дж / моль
Tp =
= 1105,9 К
− 160,4 Дж / моль ⋅ К
Задачи к разделу 3:
«Энергетика химических процессов.
Термохимия»
61. Определите энтальпию образования сероуглерода СS2
CS2(Г) + 3О2 = СО2(Г) + 2SО2(Г),
если известно, что: ∆Н = 1075 кДж.
62. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40 кДж
теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия Na2O с водой выделяется
36,46 кДж теплоты. Определите энтальпию образования Na2O.
63. Определите стандартную энтальпию образования Fe2O3, если при реакции
2Fe(т) + Al2O3(т) = Fe2O3(т) + 2Al(т)
на каждые 80 г Fe2O3 поглощается 426,5 кДж.
64. Определите стандартную энтальпию образования сахарозы С12Н22О11, если
энтальпия реакции:
С12Н22О11(Т) + 12О2(Г) = 12 СО2(Г) + 11Н2О(Ж)
равна −5694 кДж.
33
65. Восстановление диоксида свинца протекает по уравнению:
РвО2(Т) + Н2(Г) = РвО(Т) + Н2О(Г) - 182,8 кДж.
Определите стандартную энтальпию образования РbО2.
66. При взаимодействии трех молей оксида азота (I) N2O с аммиаком образуется
азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен - 877,76 кДж. Напишите
термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования N2O (г).
67. Определите возможность протекания реакции:
2С (графит) + Н2(г) = С2Н2 (г),
о
o
рассчитав ∆S , ∆Н и ∆Go этого процесса.
68. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров
воды и оксида углерода (IV) равен − 3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите энтальпию образования С6Н6 (ж).
69. Определите энтальпию реакции,
2PbS(т) + 3O2(г) = 2PbO(т) + 2 SO2(г),
используя значение стандартных энтальпий образования реагирующих веществ. При какой температуре возможна эта реакция?
70. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид
азота (II) NO (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект в расчете на 1 моль NH3 (г). Определите температуру равновесия этой реакции.
71. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в
системе:
2NO (г) + O2 (г) ⇔ 2NO2 (г)
Ответ мотивируйте, вычислив ∆G0 прямой реакции.
72. Вычислив ∆G o системы
PbO2 (т)+ Pb(т) = 2PbO(т)
o
o
на основании S и ∆H реагирующих веществ, определите, возможна ли эта
реакция при стандартных условиях.
73. На основании величин ∆H of и S o реагирующих веществ вычислите ∆G o
реакции:
СО (г) + Н2О (г) = СО2 (г) + Н2 (г).
В каком направлении будет протекать реакция?
74. Определите тепловой эффект реакции:
CO2 (г) + 4H2 (г) = CH4 (г) + 2H2O (ж),
34
используя значения S o и ∆G o реагирующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
75. Определите тепловой эффект реакции
4NH3 (г) + 5O2 (г)= 4NO (г) + 6H2O (г),
используя значения S o и ∆G of реагирующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
76. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с оксидом углерода (IV)
протекает по уравнению
CH4 (г) + CO2 (г) = 2CO (г) + 2H2 (г); ∆Н= +247,37 кДж.
При какой температуре начнется эта реакция?
77. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация PCl5, протекающая
по уравнению:
PCl5 (г) = PCl3 (г) + Cl2 (г); ∆Н= +92,59 кДж.
78. Укажите, какая из двух реакций будет протекать самопроизвольно:
а) Fe (т) + Al2O3 (т) = Al(т) + Fe2O3 (т)
б) Al (т)+ Fe2O3 (т) = Fe(т) + Al2O3 (т)
79. Образование H2S из простых веществ протекает по уравнению:
Н2(Г) + S(РОМБ.) = Н2S(Г); ∆Н = 20,15 к/Дж
Определите ∆S o и ∆G o для этой реакции.
80. Получение СО2 из простых веществ идёт по уравнению:
С(К) + О2(Г) = СО2(Г);
∆Н = −393,51 к/Дж
o
Определите ∆S и ∆G o для этой реакции.
Раздел 4
Кинетика химических реакций.
Химическое равновесие
Химическая кинетика – учение о скорости и механизме химических реакций.
4.1 Скорость химических реакций
Все химические системы по агрегатному состоянию делятся на гомогенные
и гетерогенные.
Система, состоящая из веществ в одинаковом агрегатном состоянии (в одной фазе) является гомогенной. В гомогенных системах нет поверхности раздела
между отдельными составными частями, поэтому реакция протекает в однородной среде.
Например: Н2(Г) + Cl2(Г) ↔2HCl(Г).
35
Гетерогенная система состоит из веществ разных агрегатных состояний,
имеет поверхность раздела между отдельными ее частями. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз.
Например: С(ТВ) + О2(Г) → СО2(Г)
Количественно скорость химической реакции характеризуется изменением
концентраций реагирующих веществ в единицу времени.
4.1.1. Скорость химических реакций в гомогенной системе
Скорость гомогенных реакций равна изменению количества вещества (исходного или продукта) в единицу времени в единице объема реакционного пространства.
∆ν
υ=
, моль/(л⋅с),
V ⋅ ∆τ
где υ – скорость реакции, моль/(л⋅с);
∆ν – изменение количества вещества, моль;
V – объем, л;
∆τ – изменение времени, с.
C=
ν
- молярная концентрация, моль/л
V
∆ν
∆C =
- изменение концентрации, моль/л.
V
Например, при взаимодействии водорода с парами иода реакция идет по
уравнению:
Н2(Г) + J2(Г) ↔2HJ (Г).
Концентрацию паров иода (или водорода) можно определить в начале некоторого отрезка времени, обозначив ее С1 (моль/л) и в конце его – С2 (моль/л), а
время соответственно τ1 и τ2 (с). Тогда скорость этой реакции равна:
υ=
C 2 − C1
τ 2 −τ1
Так как в течение реакции происходит убыль концентрации иода (или водорода), то (С2 – С1)<0. Скорость есть величина положительная, поэтому в выражении скорости ставится знак минус:
∆C
C2 − C1
=−
.
υ=
τ 2 − τ1
∆τ
Скорость реакции можно также определить по увеличению концентрации
продукта реакции (HJ) и тогда (С2 – С1)>0 и знак скорости – положительный.
C2 − C1 ∆C
=
.
υ=
τ 2 − τ 1 ∆τ
Приведенные выше выражения изменения концентрации веществ в ходе реакции
характеризуют среднюю скорость ее υ за время ∆τ:
∆C
.
υ=±
∆τ
36
Истинная (мгновенная) скорость реакции в данный момент времени выражается производной концентрации по времени:
dC
.
υ=±
dτ
4.1.2 Скорость химических реакций в гетерогенной системе
Для гетерогенной системы с участием твердого вещества реакция может
протекать только на его поверхности. Поэтому концентрация твердого вещества
остается постоянной и не входит в выражение скорости реакции.
Так, в реакции горения угля:
С(ТВ) + О2(Г) = СО2(Г) ,
скорость реакции будет иметь вид:
υ = к ⋅ SC [O2 ] ,
где к – константа скорости;
SC – поверхность твердого угля, м2;
[O2] – концентрация кислорода, моль/л.
Но к ⋅ SC - постоянная величина, так как константа скорости и поверхность твердого вещества постоянны. Обозначив к ⋅ SC = к ' , тогда скорость этой реакции будет иметь вид:
υ = к '⋅[O2 ] ,
т.е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.
4.2 Факторы, влияющие на скорость реакции
Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Важнейшими
являются: природа, концентрация веществ, температура, катализаторы, давление
(для газообразных систем) и т.д.
4.2.1 Концентрация реагирующих веществ
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действия масс (ЗДМ):
Скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных
концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.
Так для модельной реакции:
аА + bB ↔ dD + qQ
этот закон выразится уравнениями:
υ пр = к1 ⋅ [ A]a [ B]b
υобр = к2 ⋅ [ D]d [Q]q ,
где [A], [B], [D], [Q] – молярные концентрации веществ, моль/л;
к1 и к2 – константы скорости реакции;
a, b, d, q – стехиометрические коэффициенты.
37
Константа скорости (к1 или к2) не зависит от концентрации, но зависит от
природы реагирующих веществ, температуры, катализатора.
Так, при [A] = [B] = 1моль/л константа скорости к1 численно равна скорости реакции:
υ = к1
В этом есть физический смысл константы скорости.
Например, для гомогенной системы:
2 NO(Г) + Cl2(Г)↔2 NOCl(Г)
скорости прямой и обратной реакций определяются выражениями:
υ пр = к1 ⋅ [ NO]2 [Cl2 ]
υобр = к2 ⋅ [NOCl ]2 .
Для гетерогенной системы:
2 С(ТВ) + О2(Г) ↔ 2 СО(Г)
υ пр = к1 '⋅[O2 ]
υобр = к 2 ⋅ [CO]2 .
4.2.2. Давление
В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость химической реакции зависит от внешнего давления. Например:
Н2(Г) + Cl2(Г) ↔2HCl(Г).
Если увеличить давление на систему в три раза, то во столько раз уменьшится объем и, следовательно, во столько же раз увеличатся концентрации каждого из реагирующих веществ.
Пример 1. Определите, как и во сколько раз изменится скорость прямой реакции
2 NO(Г) + О2(Г)↔2 NO2(Г),
если объем системы уменьшить в 3 раза?
Решение. По ЗДМ скорость прямой реакции будет иметь вид:
υ = к ⋅ [ NO]2 [O2 .
Обозначив [NO] = x, [O2] = y, получим:
υ1 = к ⋅ x 2 ⋅ y .
После уменьшения объема системы, концентрация веществ увеличится в
3 раза. Тогда: [NO] = 3x, [O2] = 3y.
υ 2 = к ⋅ (3x) 2 ⋅ (3 y ) .
38
Разделив υ 2 на υ1 получим изменение скорости:
υ 2 к ⋅ (3 x ) 2 ⋅ (3 y ) 3
= 3 = 27 .
=
υ1
к ⋅ x2 ⋅ y
Скорость реакции возросла в 27 раз.
Пример 2. В системе
СО(Г) + Cl2(Г) ↔ СОСl2(Г)
концентрацию СО увеличили от 0,3 до 1,2 моль/л, а концентрацию Cl2 от 0,5 до 1,45 моль/л. Во сколько раз возросла скорость
реакции?
Решение. По ЗДМ скорость этой реакции имеет вид:
υ = к ⋅ [CO] [Cl2 ] .
Начальная скорость (υ1) будет равна:
υ1 = к ⋅ 0,3 ⋅ 0,5 = 0,15 ⋅ к
Конечная скорость (υ2) будет равна:
υ 2 = к ⋅1,2 ⋅1,45 = 1,74 ⋅ к .
Разделив υ2 на υ,1 получим:
υ 2 1,74 ⋅ к
=
= 11,6 .
υ1 0,15 ⋅ к
Скорость реакции возросла в 11,6 раз.
Пример 3. Константа скорости реакции
А + 2В ↔ 2С
равна 0,65 (л)2моль-2с-1. Начальные концентрации веществ
(моль/л): А=1,5; В=2,5. В результате реакции концентрация
вещества В оказалась равной 0,5 моль/л. Вычислите, какова
концентрация вещества А и скорость реакции.
Решение. Находим уменьшение концентрации вещества В.
∆C B = 2,5 − 0,5 = 2,0 моль/л.
Так как А и В взаимодействуют между собой в отношении 1:2, то концен∆C B 2,0
трация вещества А уменьшится на ∆C A =
=
= 1,0 моль/л. Тогда концен2
2
трация вещества А станет равной C A = 1,5 − 1,0 = 0,5 моль/л. Скорость реакции в
этот момент будет равна:
υ = к ⋅ C A ⋅ C B2 = 0,65 ⋅ 0,5 ⋅ (0,5) 2 = 8,12 ⋅ 10 −2 ( моль / л ⋅ с) .
39
4.2.3. Температура
Скорость химической реакции зависит от температуры. По эмпирическому
правилу Вант-Гоффа:
при повышении температуры на 10о скорость большинства химических реакций
возрастает в 2-4 раза.
Математически эта зависимость выражается соотношением:
t2 −t1
υt 2
= γ 10 ,
υt 1
где υ t ,υ t − скорости реакций при температурах t1 и t2;
1
2
γ − температурный коэффициент скорости, равный 2 ÷ 4;
t 2 − t1
− число десятков градусов.
10
В соответствии с определением скорость реакции обратно пропорциональна
времени реакции, следовательно:
υt 2 τ (t1 )
=
,
υt 1 τ (t 2 )
где τ (t1 ) и τ (t 2 ) - время протекания реакции при температурах t1 и t 2 .
Пример 4. Реакция при температуре 500С протекает за 2мин 15с. За сколько
времени закончится эта реакция при температуре 700С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?
Решение.
В соответствии с правилом Вант-Гоффа определяем возрастание скорости:
70−50
t2 −t1
υt 2
= γ 10 = 3 10 = 9 ,
υt 1
т.е., скорость увеличится в 9 раз.
По определению скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:
υ
t 2 = τ (t1 ) , где τ (t ) и τ (t ) - время протекания реакции при температурах t и t .
1
2
1
2
υ
τ (t 2 )
t1
Отсюда:
υ
1
τ (t 2 ) = t 2 τ (t1 ) = ⋅ 135с = 15 с .
9
υ
t1
40
4.3. Химическое равновесие
Реакции, которые протекают в одном направлении до конца, называются
необратимыми. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают
в противоположных направлениях и не идут до конца.
Например: H2 + J2 ↔ 2 HJ.
В ходе реакции устанавливается подвижное равновесие, при котором скорости прямого (образования HJ) и обратного (распада HJ) процессов равны.
Химическое равновесие – это такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости противоположных реакций равны, т.е.
υ пр = υ обр .
Для вышеприведенной реакции
υ пр = к1 ⋅ [ H 2 ][ J 2 ] и υобр = к2 ⋅ [HJ ]2 , где
к1 – константа скорости прямой реакции,
к2– константа скорости обратной реакции,
[J2], [H2], [HJ] – равновесные концентрации веществ (моль/л).
При равновесии υ пр = υ обр . Отсюда
2
к1 ⋅ [ H 2 ][ J 2 ] = к2 ⋅ [HJ ]
Разделяя переменные, получаем
2
к1
[ HJ ]
K = =
,
к 2 [ H 2 ][ J 2 ]
где К – константа химического равновесия.
Константа равновесия К равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, отношению произведения концентраций продуктов реакции к
произведению концентраций исходных веществ в степени их стехиометрических
коэффициентов. Она показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше
скорости обратной реакции, если концентрация каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л. В этом физический смысл К.
В общем виде для обратимой реакции
aA + bB ↔ qQ + dD
константа равновесия выразится уравнением:
q
d
[Q ] ⋅ [ D ]
K=
[ A]a ⋅ [ B ]b
Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентраций. Действительно, если, например, увеличить [D], то должна уменьшиться [Q] и увеличиться [A] и [B], т.е. это приведет к
смещению равновесия влево. Установится новое равновесие. Новые равновесные
концентрации будут иметь другие числовые значения, однако отношение произведения их, возведенных в соответствующие степени, будет величиной постоянной. Отсюда, полученное соотношение есть уравнение закона действующих масс
в общем виде.
41
Пример 5. В системе N2+3H2 ↔ 2NH3
равновесие установилось при следующих концентрациях
(моль/л): [Н2] = 1,8, [N2] = 2,5, [NH3] = 3,6. Рассчитайте константу
равновесия этой реакции и исходные концентрации Н2 и N2.
Решение. Находим К:
К=
[NH 3 ]2 =
[H 2 ]3 [N 2 ]
(3,6)2
= 0,89.
(1,8)3⋅2,5
Из уравнения видно, что на образование 2 молей NH3 расходуется 1 моль N2,
а на образование 3,6 молей NH3 потребуется 3,6/2 =1,8 моля N2. Учитывая
равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию.
Сисх (N2) = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/дм3
Аналогично находим изменение концентрации Н2.
3,6 ⋅3/2 = 5,4 моля Н2
Сисх(Н2) =1,8 + 5,4 = 7,2 моль/дм3
Пример 6. В замкнутом сосуде установилось равновесие
2NO2↔2NO +O2
Равновесная концентрация [NO] равна 0,24 моль/л. Определите
исходную концентрацию NO2, если константа равновесия равна
К= 2,05.
Решение.
Из уравнения реакции видно, что равновесная концентрация [О2] будет в 2
раза меньше концентрации [NO2], т.е. 0,24/2=0,12 моль/л.
Зная К находим равновесную концентрацию [NO2].
[NO2] =
[
NO]2 [O 2 ]
К=
, отсюда
[NO 2 ]2
[NO]2 [O 2 ]
(0,24) ⋅0,12
Kc
=
2
2,05
=0,058 (моль/л).
Так как из 2 молей NO2 получается 2 моль NO, следовательно, изменение
концентрации NO2 будет равно 0,24 моль/л. Отсюда, зная равновесную концентрацию NO2 и его изменение, находим исходную концентрацию NO2.
С исх NO2 = 0,058 + 0,24 = 0,298 (моль/л).
4.3.1 Принцип Ле-Шателье
Смещение равновесия в зависимости от изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газообразных веществ) в общем виде определяется принципом Ле-Шателье:
42
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из
двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.
Поясним это на примере синтеза аммиака:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
∆H = − 46 кДж/моль.
а) Влияние концентрации.
При увеличении концентрации азота или водорода усиливается реакция,
вызывающая уменьшение концентрации этих веществ, и, следовательно, равновесие сместится вправо в сторону прямой реакции. Соответственно, увеличение
концентрации аммиака смещает равновесие влево, в сторону обратной реакции.
Это легко выводится из константы равновесия данной реакции:
[NH3 ]2
К=
3
 H  [N ]


2

2 
б) Влияние температуры
Поскольку прямая реакция протекает с выделением теплоты (реакция экзотермическая), повышение температуры благоприятствует протеканию реакции с
поглощением тепла и равновесие сместится влево, в сторону обратной реакции,
т.к. обратная реакция является эндотермической. Понижение температуры вызовет смещение равновесия вправо, в сторону прямой реакции.
в) Влияние давления
Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. В рассмотренном примере в левой части уравнения содержится четыре молекулы, а в правой
две молекулы. Поскольку увеличение давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению числа молекул, то в данном случае равновесие
сместится вправо, в сторону прямой реакции. Очевидно, уменьшение давления
сместит равновесие влево. Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, например:
N2 + O2 ↔ 2NO, то
изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.
Следует заметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую,
так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.
Пример 7. Реакция протекает по уравнению:
4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2
В каком направлении сместится равновесие, если концентрацию
всех веществ увеличить в 2 раза?
Решение. По ЗДМ скорости реакции равны:
υпр = к1 [HCl]4[O2]
43
υобр = к2 [H2O]2[Cl2]2
После увеличения концентраций:
υпр = к1 (2 [HCl]4 )(2[O2])=32 к1 [HCl]4[O2]
υобр = к2 ( 2[H2O]2 )(2[Cl2]2 ) =16 к2 [H2O]2[Cl2]2
Скорость прямой реакции возросла в 32 раза, а обратной в 16 раз. Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции.
Задачи к разделу 4:
«Кинетика химических реакций.
Химическое равновесие»
81 Исходные концентрации SO2 и О2 в системе
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г)
были соответственно равны 0,5 и 0,8 моль/л. К моменту наступления равновесия концентрация оксида серы(VI) стала равной 0,3 моль/л. Вычислите
равновесные концентрации остальных веществ системы и константу равновесия.
82 При некоторой температуре константа равновесия термической диссоциации
N2O4(г) ↔ 2NO2(г)
равна 0,42. Равновесная концентрация NO2 0,32моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации N2O4. Сколько этого вещества (в процентах)
продиссоциировало к моменту равновесия?
83 При синтезе фосгена имеет место равновесие системы
Cl2(г) + CO(г) ↔ COCl2(г)
Равновесные концентрации равны (моль/л): Cl2-0,5; СО-0,8; СОCl2-0,32.
Определите константу равновесия и исходные концентрации Cl2 и СО.
84 Исходные концентрации SO2 и О2 в системе
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г)
были соответственно равны 0,8 и 0,6 моль/л. К моменту наступления равновесия концентрация оксида серы(VI) стала равной 0,4 моль/л. Вычислите
равновесные концентрации остальных веществ системы и константу равновесия.
85 Реакция протекает по уравнению
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
Начальные концентрации NO и O2 соответственно равны 0,6 и
0,4 моль/л. Как изменится скорость реакции, если концентрацию NO увеличить до 0,8 моль/л, а концентацию кислорода до 1,2 моль/л.
44
86 Реакция идет по уравнению:
2 А + В → С.
Константа скорости этой реакции равна 0,5 (л)2⋅моль-2⋅с-1, а начальные концентрации веществ составляли (моль/л): А-0,4 и В-0,6. Вычислите скорость
реакции в начальный момент времени и после того, как прореагирует
0,2 моль/л вещества А.
87 Разложение N2O протекает по уравнению:
2N2O(г) = 2N2(г) + O2(г)
Константа скорости при 1173К равна 5⋅10-4(л)2⋅моль-2⋅с-1. Начальная концентрация N2O равна 3,2моль/л. Определите скорость реакции при заданной
температуре в начальный момент и в тот момент, когда разложится 25 %
N2O.
88 При повышении температуры на 20оС скорость реакции синтеза аммиака
возросла в 9 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой
реакции.
89 Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 30 мин, если при
293 К на это требуется 2 часа. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
90 При 393 К реакция заканчивается за 18 минут. За какое время закончится эта
реакция при 443 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3,5.
91 Равновесные концентрации веществ в системе
Н2(г) + J2(г) ↔ 2HJ(г)
равны (моль/л): Н2 – 0,25, J2 – 0,05, HJ –0,9.
Определите константу равновесия и исходные концентрации J2 и Н2.
92 Концентрации веществ в равновесной системе
N2O4(г) ↔ 2NO2(г)
равны (моль/л): N2O4 – 0,0055, NO2 – 0,0189. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию N2O4.
93 Константа равновесия реакции
N2(г) +3H2(г) ↔ 2NH3(г)
при 673 К равна 0,1. Равновесные концентрации (моль/л): Н2–0,6, NH3–
0,18. Вычислите начальную и равновесную концентрации N2.
94 При некоторой температуре константа равновесия термической диссоциации
N2O4(г) ↔ 2NO2(г)
45
равна 0,26. Равновесная концентрация NO2 0,28 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации N2O4. Сколько этого вещества (в процентах) продиссоциировало к моменту равновесия?
95 При синтезе фосгена имеет место равновесие системы
Cl2(г) + CO(г) ↔ COCl2(г)
Равновесные концентрации равны (моль/л): Cl2-2,5; СО-1,8; СОCl2-3,2.
Определите константу равновесия и исходные концентрации Cl2 и СО.
96 Равновесие реакции
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ
(моль/л): [NO]-0,5; [О2] -0,7;[NO2] -2,1.
Определите константу равновесия. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций, если в системе давление уменьшится в 2 раза? Куда сместится
равновесие системы?
97 Исходные концентрации SO2 и О2 в системе
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г)
были соответственно равны 0,3 и 0,45 моль/л. К моменту наступления равновесия концентрация оксида серы(VI) стала равной 0,2 моль/л. Вычислите
равновесные концентрации остальных веществ системы и константу равновесия.
98 Определите равновесную концентрацию водорода в реакции:
2HJ(г) ↔ Н2(г) + J2(г),
если исходная концентрация HJ составляет 0,55 моль/л, а константа
равновесия К =0,12.
99 Константа равновесия реакции
FeO(г) + СО(г) ↔ Fe(г) + СО2(г)
при некоторой температуре равна 0,5. Определите равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли
0,05 моль/л и 0,01 моль/л.
100 Начальные концентрации веществ в реакции:
СО(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) +H2(г)
были равны (моль/л): СО – 0,5; H2О – 0,6; СО2 – 0,4; Н2 – 0,2. Вычислите
концентрации всех участвующих в этой реакции веществ после того, как
прореагировало 60% воды.
46
Раздел 5
Растворы. Концентрация растворов.
Гидролиз солей
5.1 Концентрация растворов
Растворы – это однородные (однофазные, гомогенные) системы переменного состава, образованные двумя или несколькими веществами (растворитель
и растворенные вещества). Растворителем является то вещество, количество
которого преобладает в данной системе. Растворяемое вещество может находиться в твердом (Т), жидком (Ж) и газообразном (Г) состояниях.
Растворы, в которых растворенное вещество находится в виде молекул,
ионов или атомов и размер их не превышает 1 нм (1 нанометр=10-9 м), называют истинными растворами. Растворы солей, кислот, оснований и др. веществ в
воде представляют собой истинные растворы. Состав раствора определяется количествами растворенного вещества и растворителя, его
концентрацией.
Массовая доля (ω) показывает, какую часть от данной массы раствора
(mр-ра) составляет масса растворенного вещества [m(В)]. Это безразмерная величина, которую можно выразить в долях единицы или в процентах
m( B )
m( B )
m( B )
; ϖ (%) =
ϖ=
=
⋅ 100%
m( р − ра ) m( B) + m( Н 2О )
m( р − ра )
Если масса раствора определяется по его объему V (мл) и плотности
ρ
(г/мл), то:
m( B )
⋅ 100%
ϖ (%) =
V ⋅ρ
Например, дан раствор с массовой долей гидроксида натрия (NaOH)=0,2
(т.е. 20 %), из чего следует, что каждые 100 г (кг) раствора содержат 20 г (кг)
растворенного гидроксида натрия и 80 г (кг) воды.
Пример 1. Определите массовую долю (в %) хлорида калия в растворе, приготовленном из соли массой 12,70 г и воды массой 180,6 г.
Решение. Используя формулу, определяем массовую долю:
m( B )
m( B )
12,70г
ϖ (%) =
⋅ 100% =
⋅ 100% =
⋅ 100% = 6,57%
m( p − pa )
m( B ) + m ( H 2 O )
12,70г + 180,6 г
Пример 2. В воде объемом 400 мл растворили соль массой 60,0 г. Определите массовую долю (в %) соли в полученном растворе, если плотность воды равна
1,00 г/мл.
Решение. Определяем массу воды (растворителя):
m(Н2О) = V(H2O) · p(H2O) = 400 мл · 1,00г/мл = 400 г
Масса полученного раствора равна:
47
m(p-pa) = m(соли) + m(H2O) = 400 г + 60,0 г = 460 г
Рассчитываем массовую долю соли в растворе:
m(соли )
60,0 г
⋅ 100% =
⋅ 100% = 13,8%.
ϖ (%) =
m( р − ра)
460г
Пример 3. Рассчитайте, какую массу соли и воды необходимо взять для приготовления раствора массой 20 кг с массовой долей нитрата калия 15 %.
Решение. Рассчитаем, какая масса соли потребуется для приготовления раствора массой 20 кг.
m( KNO3 )
ϖ (%) =
⋅ 100% ;
m( p − pa)
m( KNO3 ) = m( p − pa ) ⋅ ω / 100% = 20кг ⋅ 15% / 100% = 3,0кг
Находим массу воды, необходимую для приготовления раствора:
m(H2O) = m(p-pa) – m(KNO3);
m(H2O) = 20,0кг – 3,0кг = 17,0кг.
Пример 4. В воде массой 60 г растворили пентагидрат сульфата меди
CuSO4·5H2O массой 5,0г. Определите массовую долю (в %)
сульфата меди в полученном растворе.
Решение. Определяем массу безводного сульфата меди.
М(CuSO4·5H2O) = 160 + 90,0 = 250 г/моль
M(CuSO4) = 160 г/моль
250 г  160 г (CuSO4)

х
5,0 г
5,0 г ⋅ 160г
m(CuSO4 ) =
= 3,2 г
250г
Вычисляем массовую долю сульфата меди в полученном растворе
m(CuSO4 )
m(CuSO4 )
3,2г
ω=
⋅ 100% =
⋅ 100% =
⋅ 100% = 4,9%.
m( p − pa)
m(CuSO4 ⋅ 5 Н 2О ) + m( H 2O )
5г + 60г
Пример 5. Раствор объемом 1,0 л, в котором массовая доля аммиака равна
28 % и плотность 0,9 г/мл, смешан с водой объемом 0,5 л. Рассчитайте массовую долю аммиака в полученном растворе, если
плотность воды 1,0 г/мл.
Решение. Вычисляем массу аммиака, содержащуюся в растворе объемом
1,0 л (1000 мл):
m( NH 3 )
⋅ 100% ,
ω (%) =
V ( p − pa) ⋅ ρ ( p − pa )
где V (p-pa) – объем раствора аммиака, 1,0 л или 1000 мл;
ρ - плотность раствора аммиака.
ω ⋅ V ⋅ ρ 28% ⋅ 1000 мл ⋅ 0,9 г / мл
m( NH 3 ) =
=
= 252,0 г .
100%
100%
48
Масса полученного раствора равна:
m(p-pa NH3) + m(H2O) = V · ρ(p-pa NH3) + V · ρ(H2O) =
=1000 · 0,9 + 500 · 1,0 = 1400 г.
Определяем массовую долю аммиака в полученном растворе:
m( NH 3 )
252г
ω=
⋅ 100% =
⋅ 100% = 18,0% ,
1400г
m( p − pa)
Молярная концентрация [С(В)] - молярность - определяется количеством
растворенного вещества (ν), содержащегося в 1л раствора:
m( B )
ν
C ( B) = =
,
V M ( B )V
где V – объем раствора, л.
Единица измерения молярной концентрации – моль/л.
Молярность раствора обозначается буквой М (после числа). Например, раствор с
молярной концентрацией хлорида натрия 1 моль/л может быть обозначен
как
1М. Аналогично, записи 0,1М; 0,01М и 0,001М означают соответственно деци-,
санти- и миллимолярный растворы.
Пример 6. Определите молярную концентрацию раствора, полученного при
растворении гидроксида калия массой 16,80г в воде массой
183,2г, если плотность этого раствора равна 1,100г/мл.
Решение. Определяем массу полученного раствора:
m(p−pa) = m(KOH) + m(H2O)= 16,8 + 183,2=200,0 г.
Рассчитаем объем этого раствора:
200,0 г
m
= 181,8 мл = 0,18 л
V = , V=
1,10г / мл
ρ
Находим количество вещества гидроксида калия, используя формулу:
ν = m/M ,
где m – масса гидроксида калия, г;
М – молярная масса КОН равная 56,0г/моль;
ν − 16,8 г/56,0г/моль = 0,30 моль.
Определяем молярную концентрацию раствора:
ν ( KOH ) 0,30 моль
C ( KOH ) =
=
= 1,65 моль / л .
V
0,18 л
Пример 7. Вычислите, какой объем раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 21,5% и плотностью 1,16г/мл потребуется для приготовления 10,0 л 0,60М раствора этой кислоты.
Решение. Определяем массу серной кислоты, которая должна содержаться в
10,0 л 0,60 М раствора:
m( H 2 SO4 )
C ( H 2 SO4 ) =
, M(H2SO4) = 98,0 г/моль
M ( H 2 SO 4 ) ⋅ V
m(H2SO4) = C(H2SO4) · M(H2SO4) · V = 0,60 · 98,0 ·10,0 = 588 (г).
49
Находим массу раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 21,5 %, содержащую 588 г кислоты:
100 ⋅ m(H 2 SO 4 ) 100 ⋅ 588
m( H 2 SO4 )
⋅ 100%, m(p - pa) =
=
= 2728г
ω=
21,5
M ( p − pa )
ω
Рассчитываем необходимый объем раствора:
2728г
m
= 2352 мл = 2,35 л
V = , V=
1,16г / мл
ρ
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) [C (1 / zB )]
определяется числом молей эквивалентов (νэ) растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора
νэ
m( B )
C (1 / zB) =
= ,
M (1 / zB) ⋅ V V
где М(1/z B) – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Единица молярной концентрации эквивалента – моль/л.
Нормальная концентрация обозначается при написании н. (после числа).
Например, раствор молярной концентрации эквивалента серной кислоты равной
1 моль/л может быть обозначен как 1н. Н2SО4.
Пример 8. Определите молярную концентрацию эквивалента раствора сульфата
хрома (III), используемого в реакциях полного обмена,
если в растворе объемом 400 мл растворено соли массой 7,84г.
Решение. Напишем уравнение реакции:
Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4
392г / моль
M
Μ[1 / zCr2 ( SO4 )3 ] =
=
= 65,3г / моль
3⋅ 2
n n+ ⋅ Z n+
Me
Me
Рассчитываем молярную концентрацию эквивалента:
m
7,84
C [1 / zCr2 ( SO4 )3 ] =
=
= 0,30 ( моль / л)
M [1 / zCr2 ( SO4 )3 ]⋅ V 65,3 ⋅ 0,40
Задачи к разделу 5.1:
«Растворы. Способы выражения концентрации»
101 К раствору серной кислоты объемом 1,2 л и концентрацией 0,5 М прибавлено 2,4 л воды. Найдите нормальную концентрацию Н2SO4 в полученном
растворе.
82,2 мл и
102 В воде массой 256 г растворили метиловый спирт объемом
плотностью 0,81 г/мл. Определите молярную концентрацию полученного
раствора, если его плотность равна 0,97 г/мл.
50
103 Определите массовую долю (%) хлорида кальция в растворе с концентрацией 1,45 М СаСl2 и плотностью 1,12 г/мл.
104 Вычислите, какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 98,0 % и
плотностью 1,84 г/мл потребуется для приготовления раствора с концентрацией 0,55 М объемом 100 мл.
105 К воде объемом 400 мл прилили раствор с концентрацией 2,00 М хлорида
калия объемом 80,6 мл и плотностью 1,09 г/мл. Определите молярную концентрацию полученного раствора.
106 Определите молярную концентрацию раствора, полученного смешением 0,65
М раствора нитрата калия объемом 300 мл с 0,04М раствором этого вещества объемом 200 мл.
107 Вычислите нормальную концентрацию раствора серной кислоты, полученного при разбавлении 5,08 М раствора объемом 400 мл водой объемом 300
мл.
108 Определите нормальную концентрацию раствора сульфата хрома (III), если
в растворе объемом 600 мл содержится Сr2(SO4)3 массой 40,6 г.
109 Определите, какая масса фосфорной кислоты содержится в растворе объемом 1,5 л, если нормальная концентрация равна 0,4 моль/л.
110 Вычислите массовую долю (%) серной кислоты в растворе, 1,00 л которого
содержит 0,50 эквивалента Н2SO4, плотность раствора равна 1,03 г/мл.
111 Растворы одного и того же вещества молярной концентрации 0,4; 0,8 и
1,2 моль/л смешаны в объемных соотношениях 1,0:2,0:4,0. Определите молярную концентрацию полученного раствора.
112 Рассчитайте, какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3
50,0 % и плотностью 1,32 г/мл необходимо взять для приготовления раствора объемом 2,00 л с концентрацией 0,69 моль/л.
113 Смешаны два раствора серной кислоты нормальной концентрации 0,2 и
1,2 моль/л, взятые объемом соответственно 2,5 и 1,5 л. Определите молярную и нормальную концентрации полученного раствора.
114 Вычислите объем воды, который необходимо прибавить к раствору сульфата калия объемом 100 мл для того, чтобы уменьшить его молярную концентрацию от 2,00 до 0,50 моль/л.
51
115 Определите молярную концентрацию раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH 30,0 % и плотностью 1,33 г/мл.
116 Рассчитайте, какой объем раствора с массовой долей гидроксида калия 16,0
% и плотностью 1,15 г/мл необходимо взять, чтобы приготовить раствор
объемом 350 мл с молярной концетрацией КОН 1,20 моль/л.
117 Определите молярную концентрацию раствора, полученного смешением
0,45 М раствора нитрата серебра объемом 100 мл с 0,18 М раствором объемом 300 мл.
118 Найдите массовую долю серной кислоты в растворе, для которого нормальная концентрация равна 4,00 моль/л, а плотность 1,14 г/мл.
119 Растворы хлорида кальция нормальной концентрации 0,6 и 1,2 моль/л смешаны в объемном отношении 1:2. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.
120 Вычислите, какой объем раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4
90,0 % и плотностью 1,82 г/мл надо взять для приготовления раствора объемом 800 мл нормальной концентрации 0,25 моль/л.
5.2 Свойства растворов неэлектролитов
К общим (коллигативным) свойствам растворов неэлектролитов относятся:
• понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором;
• понижение температуры замерзания (кристаллизации) растворов;
• повышение температуры кипения растворов;
• осмотическое давление.
5.2.1 Осмотическое давление
Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель или два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом. Количественно осмос
характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности мембраны. Осмотическое давление возрастает с
увеличением концентрации растворенного вещества и температуры.
Вант-Гофф предполагал, что для осмотического давления можно применить
уравнение состояния идеального газа.
π V = νRT
или π =
ν
V
Откуда π = сRT ,
где π – осмотическое давление, кПа
с – молярная концентрация раствора, моль/л
RT
52
ν – количество растворенного вещества, моль
V – объем раствора, л
Дж
R – молярная газовая постоянная, 8,31
.
моль ⋅ К
Осмотическое давление разбавленного раствора численно равно тому давлению, которое производило бы данное количество растворенного вещества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора.
Пример 1. Вычислите осмотическое давление раствора при температуре
22OC, в 1,2 л которого содержится 20,5 мг сахара С12Н22О11.
Решение. Вычисляем молярную концентрацию раствора
20,5 ⋅ 10 −3 г
m
−5
C=
=
= 5 ⋅ 10 моль / л
M ⋅ V 342г / моль ⋅ 1,2 л
M(С12Н22О11)=342 г/моль; T=273+22=295 К.
Отсюда π=сRT=5⋅10-5⋅8,31⋅295=0,122 (кПа)=122 (Па).
Пример 2. В 250 мл раствора содержится 17 мг растворенного вещества.
Осмотическое давление раствора при температуре 27oC равно
1,84 кПа. Вычислите молярную массу вещества.
Решение. Из формулы Вант-Гоффа выведем величину М и подставляем
данные условия задачи:
m
π = cRT =
RT ;
T=273+27=300К.
M ⋅V
mRT 17 ⋅ 10 −3 ⋅ 8,31 ⋅ 300
=
= 92 ( г / моль)
Отсюда M =
πV
1,84 ⋅ 0,25
5.2.2 Давление пара растворителя над разбавленными растворами
неэлектролитов
Давление пара растворителя над раствором ниже давления его пара над
чистым растворителем при той же температуре. Согласно закону Рауля понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ∆PА пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества В.
Если Рo – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем,
Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором,
Ро – Р =∆P – понижение давления насыщенного пара растворителя,
νВ – количество растворенного вещества, моль,
νА – количество растворителя, моль,
χВ=
ν (В)
ν ( А) + ν ( В )
- молярная доля растворенного вещества,
53
тогда ∆Р = Ро ⋅ χ (В )
Закон Рауля может быть выражен формулой
Р = Ро ⋅ χ ( А) , если χ − молярная доля растворителя.
Пример 3. Рассчитайте давление насыщенного пара бензола С6Н6 над
раствором нафталина С10Н8 в бензоле при температуре 40оС,
если в 400 г раствора содержится 128 г нафталина, а давление
насыщенного пара чистого бензола при данной температуре
равно 24,15 кПа.
Решение. Для решения задачи следует применить закон Рауля в виде
Р = Ро ⋅ χ , вычислив молярную долю бензола.
М(С6Н6) = 78 г/моль
М(С10Н8) = 128 г/моль
m(С6Н6) = 400 − 128 = 272 (г).
m 272
=
= 3,49 (моль)
ν(С6Н6)=
M
78
m 128
= 1,0 (моль)
ν(С10Н8)= =
M 128
3,49
ν (С 6 Н 6)
χ(С6Н6)=
=
= 0,78
ν (С 6 Н 6) + ν (С10 Н 8) 3,49 + 1,0
Отсюда
Р(С 6 Н 6 ) = Ро ⋅ χ (С 6 Н 6) = 24,15 ⋅ 0,78 = 18,83 (кПа).
5.2.3 Температуры кипения и кристаллизации разбавленных растворов
неэлектролитов
Растворы кипят при температуре более высокой, чем чистые растворители.
Следствие из закона Рауля: повышение температуры кипения ∆Ткип пропорционально моляльной концентрации раствора Сm.
∆Tкип = К э ⋅ Сm ,
где Кэ – эбулиоскопическая постоянная растворителя.
кг ⋅ К
Для воды Кэ = 0,52
моль
m( B ) г
Сm =
M ( B ) г / моль ⋅ m( Н 2О)кг
Растворы замерзают (из раствора кристаллизуется растворитель) при температуре более низкой, чем чистый растворитель.
Из закона Рауля: понижение температуры замерзания (кристаллизации)
раствора ∆Тзам пропорционально моляльной концентрации раствора Сm.
∆Tзам = К кр ⋅ Сm ,
где Ккр – криоскопическая постоянная растворителя.
54
Для воды Ккр=1,85
кг ⋅ К
моль
Пример 4. Вычислите температуру кипения Ткип и температуру замерзания
Тзам водного раствора глицерина С3Н8О3 с массовой долей 15%.
Решение.
Кэ= 0,52,
Ккр = 1,86,
M(С3Н8О3) = 92 г/моль.
Вычислим моляльную концентрацию раствора.
По условию масса глицерина m=15г.
масса воды m(Н2О)=100-15=85г=0,085кг.
Cm =
m(C3 Н 8О3 )
15
=
= 1,92 моль/кг(Н 2О)
M (C3 Н 8О3 ) ⋅ m( Н 2О ) 92 ⋅ 0,085
Согласно следствию из закона Рауля
∆Ткип = Кэ ⋅ Сm= 0,52 ⋅ 1,92 = 1,00
Ткип = 100 + 1,0 = 101оС
∆Тзам = Ккр ⋅ Сm = 1,86 ⋅ 1,92 = 3,57
Тзам= 0 − 3,57= − 3,57оС
Задачи к разделу 5.2:
«Свойства растворов неэлектролитов»
121 Вычислить, сколько граммов глюкозы С6Н12О6 содержится в 200 мл раствора, осмотическое давление которого при температуре 37оС составляет 810,4
кПа.
122 Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 2,3 г растворенного неэлектролита, при температуре 27оС равно 249 кПа. Вычислите
молярную массу растворенного вещества.
123 Определите, какова масса растворенного в 1,5 л раствора анилина С6Н5NH2,
если осмотическое давление такого раствора при температуре 17оС равно
193 кПа.
124 Найдите молярную массу неэлектролита, если при растворении 28 г вещества при температуре 27оС осмотическое давление составило 700 кПа.
125 Осмотическое давление некоторого раствора при температуре − 3оС составляет 2735 кПа. При какой температуре осмотическое давление достигнет
3040 кПа?
126 При температуре 315К давление насыщенного пара над водой равно
82 кПа. Насколько понизится давление насыщенного водяного пара при ука-
55
занной температуре, если в 540 г воды растворить 36 г глюкозы С6Н12О6?
Чему равно осмотическое давление такого раствора, если плотность его
1,01 г/мл?
127 Давление пара воды при температуре 25оС составляет 3167 Па. Вычислите
для той же температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы С6Н12О6.
128 Давление пара воды при температуре 20оС составляет 2338 Па. Сколько
граммов сахара С12Н22О11 следует растворить в 720 г воды для получения
раствора, давление пара которого на 18,7 Па меньше давления пара воды?
Вычислите массовую долю сахара в растворе.
129 Давление пара воды при температуре 10оС составляет 1228 Па. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3 для получения раствора, давление пара которого составляет 1200 Па при той же температуре?
Вычислите массовую долю глицерина в растворе.
130 При температуре 32оС давление пара водного раствора некоторого неэлектролита составляет 4721 па, а давление пара воды при той же температуре
4753 Па. Вычислите осмотическое давление раствора при той же температуре, приняв плотность раствора равной единице.
131 Температура кристаллизации бензола 5,5оС, а раствор 6,15 г нитробензола в
400 г бензола кристаллизуется при температуре 4,86оС. Криоскопическая
константа бензола 5,12. Вычислите молярную массу нитробензола.
132 При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура кристаллизации раствора понижается на 1,24оС. Вычислите молярную массу
растворенного вещества.
133 В каком количестве воды следует растворить 0,5 кг глицерина С3Н8О3 для
получения раствора с температурой кристаллизации равной −3оС?
134 Раствор сахара С12Н22О11 оказывает при температуре 27оС осмотическое давление, равное 156 кПа. Принимая плотность раствора равной единице, вычислите температуру его кристаллизации.
135 Рассчитайте, чему равна молярная масса растворенного в 500 г бензола неэлектролита массой 76,1 г, если Тзам понизилась с температуры 5,4оС до
0,3оС? Ккр(бензола)=5,1.
136 Какую массу глицерина С3Н5(ОН)3 нужно растворить в 500 г воды, чтобы
повысить Ткип на 1,5К?
56
137 Температура кипения разбавленного раствора сахара С12Н22О11 100,065оС.
Вычислите осмотическое давление раствора при температуре 0оС. Плотность раствора принять равной единице.
138 Температура кипения эфира 34,6оС, а его эбуллиоскопическая константа
равна 2,16. Вычислите молекулярную массу бензойной кислоты, если известно, что 5%-ный (по массе) раствор этой кислоты в эфире кипит при температуре 35,53оС.
139 Температура кипения ацетона 56,1оС, а его эбуллиоскопическая константа
равна 1,73. Вычислите температуру кипения 8%-ного (по массе) раствора
глицерина С3Н8О3 в ацетоне.
140 Раствор, содержащий 5,4 г вещества–неэлектролита в 200 г воды, кипит при
температуре 100,078оС. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества.
5.3 Свойства растворов электролитов
При взаимодействии растворенного вещества с растворителем (водой) может происходить распад молекул на ионы.
Процесс распада молекул веществ на положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные – анионы под действием растворителя
называют электролитической диссоциацией (Аррениус, 1887). Процесс электролитической диссоциации можно представить уравнениями:
Cr2(SO4)3 = 2Cr3+ + 3SO42HCl = H+ + ClKOH = K+ + OHКоличественная оценка процесса электролитической диссоциации определяется
двумя величинами: степенью диссоциации (α) и константой диссоциации (Кд).
5.3.1 Степень диссоциации
Степень диссоциации (α) – это величина, показывающая, какая часть растворенных молекул электролита распалась на ионы:
α = n / N = C(B)д / С(В),
где: n – число молекул, распавшихся на ионы;
N – общее число молекул растворенного вещества в растворе;
С(В)д–молярная концентрация продиссоциировавшего электролита, моль/л;
С(В)-молярная концентрация электролита в растворе, моль/л.
Например, концентрация [С(В)] растворенного вещества 0,2 моль/л, а концентрация диссоцированной части [С(В)д] равна 0,001 моль/л, то для данного вещества α=0,001/0,2=0,005 или 0,5 %.
57
Степень электролитической диссоциации изменяется в пределах от 0 до 1 и
может быть выражена в долях единицы или в процентах.
В зависимости от степени диссоциации при одинаковой концентрации и
температуре электролиты условно делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты диссоциированы полностью, т.е. степень их диссоциации равна единице
HNO3 = H+ + NO3-.
Сильными электролитами являются соли, некоторые кислоты и основания.
Например, к сильным кислотам можно отнести: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, а
сильными основаниями являются: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2. К слабым электролитам относятся соединения: HCOOH, HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3,
CH3COOH, H3РO4, HF, HCN, NH4OH и др.
5.3.2 Константа диссоциации
Слабые электролиты диссоциированы частично, значительная часть его находится в недиссоциированном состоянии. В растворе слабых электролитов
(α≤1) устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролита, которое можно охарактеризовать константой диссоциации
(Кд). Например, для раствора циановодородной кислоты можно написать уравнение
HCN ↔ H+ + CNН + СN −
−10
KД =
= 7 ⋅ 10 ,
[HCN ]
где [Н+] = [CN-] − молярная концентрация ионов в растворе, моль/л;
[HCN] − молярная концентрация недиссоциированных молекул, моль/л.
Константа диссоциации электролита – величина постоянная при данной
температуре и не зависит от концентрации.
В рассматриваемом примере [Н+] = [CN-], поэтому
2
Н+
KД =
, откуда H + = K Д /[HCN ] .
[HCN ]
Степень диссоциации (α), константа диссоциации (Кд) и концентрация раствора [С(В)] связаны между собой законом разбавления Оствальда (1888), который выражается уравнением
[
С ( В )]α 2
,
КД =
1−α
При малых значениях степени диссоциации разность 1−α можно принять за
единицу, тогда Кд = С(В) ⋅ α2 и α = K Д / С ( В ) .
Из упрощенного уравнения закона разбавления вытекает, что с уменьшением концентрации раствора слабого электролита степень его диссоциации возрастает.
[ ][ ]
[ ]
[ ]
58
Пример 1. Определите степень диссоциации уксусной кислоты, молярная
концентрация которой в растворе равна 0,1 моль/л при 200С,
Кд(СН3СООН) = 1,8⋅10-5.
Решение. Кислота диссоциирует
СН3СООН ↔ Н+ + СН3СОО-
КД
[
Н + ]⋅ [СН 3СОО − ]
=
[СН 3СООН ]
Из закона разбавления Оствальда следует:
α = К Д / С ( В) = 1,8 ⋅ 10 −5 / 0,1 = 1,8 ⋅ 10 −4 = 0,013
или 0,013⋅100 % = 1,3 %.
5.3.3 Ионное произведение воды. Водородный показатель
Молекулы воды полярные и при их электростатическом взаимодействии в
чистой воде происходит диссоциация, которую можно представить уравнениями:
2H2O ↔ H3O+ + OH−
или в упрощенном виде:
Н2О ↔ Н+ + ОН−
КД
[
Н + ][ОН − ]
(Н О) =
= 1,8 ⋅ 10
2
[Н 2О]
−16
(ппр 22 С)
o
Как показывает величина константы диссоциации, вода является слабым
электролитом, для нее можно считать концентрацию недисоциированных молекул равной общей концентрации воды. Для воды объемом 1л концентрация будет равна 1000 г /18 г/моль = 55,6 моль/л. Тогда Кд = [Н2О] = [Н+]⋅[ОН-],
[Н+]⋅[ОН-] = 55,6⋅1,8⋅10-16 = 10-14.
Величина [Н+]⋅[О−] = 10−14 = Кв называется ионным произведением воды. Так
как в воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны, то
[H + ] = [OH − ] =
10 −14 = 10 −7 моль / л
Концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. Если [Н+] > 10−7 моль/л – среда кислая, в щелочных
растворах [Н+] < 10-7 моль/л.
Для определения характера среды более удобной величиной является водородный показатель рН, который представляет отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = −lg[H+].
Для нейтральных растворов рН=7, для кислых – меньше 7, щелочных–
больше 7.
59
Если выражение [Н+] ⋅[ОН−] = 10−14 прологарифмировать и поменять знаки
на обратные, то получим рН + рОН = 14, где рОН − гидроксидный показатель.
Пример 2. Определите рН раствора хлороводородной кислоты, молярная
концентрация которого равна 0,01 моль/л.
Решение. Сильные кислоты в водных растворах диссоциируют полностью:
HCl = H+ + Cl−,
поэтому [Н+] = С(НСl) = 0,01 моль/л.
рН = − lg[Н+] = − lg ·10−2; рН = 2.
Пример 3. Вычислите рН раствора, массовая доля муравьиной кислоты в котором равна 2 %, а плотность раствора принять равной единице.
Кд(НСООН) = 1,8·10-4.
Решение. Муравьиная кислота − слабый электролит.
НСООН ↔ Н+ + НСОО-
КД
2
[
[
Н + ]⋅ [НСОО − ]
Н+]
=
=
[НСООН ]
[НСООН ]
.
Рассчитываем молярную концентрацию раствора кислоты:
m
m ⋅ ρ ⋅1000
2 ⋅1 ⋅ 1000 20
=
= 0,43 ( моль / л),
С (В ) =
=
=
M ⋅ V M ⋅ m( p − pa)
46 ⋅ 100
46
где М(НСООН) = 46 г/моль.
Используя выражение константы диссоциации, находим концентрацию ионов водорода:
+
−4
−6
−3
H = K Д ⋅ С ( НСООН ) = 1,8 ⋅ 10 ⋅ 0,43 = 77,4 ⋅ 10 = 8,8 ⋅ 10 ( моль / л)
Определяем водородный показатель:
рН = − lg[Н+] = − lg 8,8⋅10−3 = 2,06.
Пример 4. Вычислите концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в
растворе, рН которого равен 5.
[ ]
Решение. рН = −lg [Н+] = 5. Концетрация [Н+] = 10-5 моль/л.
Исходя из ионного произведения воды [Н+]⋅[ОН-]=10-14, находим концентрацию гидроксид-ионов:
10 −14
−
OH = − 5 = 10 − 9 моль/л.
10
[
]
Задачи к разделу 5.3:
«Свойства растворов электролитов»
141 Вычислите рН раствора, молярная концентрация NH4OH в котором равна
0,02 моль/л. Кд(NH4OH)=1.8⋅10-5.
60
142 Рассчитайте рН раствора, массовая доля уксусной кислоты СН3СООН в котором равна 5 %. Плотность раствора примите равной 1г/мл,
Кд(СН3СООН)=1,8⋅10-5.
143 Определите рН раствора муравьиной кислоты, массовая доля НСООН в котором равна 6 %. Плотность раствора примите равной 1 г/мл,
Кд(НСООН)=1,8⋅10-4.
144 Рассчитайте концентрацию хлорноватистой кислоты, если рН раствора равен
2. Кд(НСlO)=5⋅10-8.
145 Вычислите молярную концентрацию циановодородной кислоты HCN, если
рН раствора равен 3. Кд(HCN)=7,2⋅10-10.
146 Определите концентрацию гидроксида калия в растворе, рН которого равен
9. Степень диссоциации гидроксида калия примите равной единице.
147 Определите молярную концентрацию азотистой кислоты HNO2 в растворе,
рН которого равен 2. Кд(HNO2)=5,1⋅10-4.
148 Вычислите рН раствора с массовой долей гидроксида аммония NH4OH 8%.
Плотность раствора примите равной единице. Кд(NH4OH)=1,8⋅10-5.
149 Определите молярную концентрацию уксусной кислоты СН3СООН в растворе, рН которого равен 3. Кд(СН3СООН)=1,8⋅10-5.
150 Раствор объемом 1,0 л содержит гидроксид натрия массой 0,6 г. Определите
рН этого раствора. Степень диссоциации гидроксида натрия примите равной
единице.
151 Найдите концентрацию ионов водорода и рН раствора, в котором массовая
доля хлороводородной кислоты составляет 0,005 %. Степень диссоциации
кислоты и плотность раствора принять равными единице.
152 Вычислите водородный показатель рН раствора, в котором концентрация
гидроксида калия КОН 0,006 моль/л. Степень диссоциации гидроксида и
плотность раствора примите равной единице.
153 Вычислите рН раствора с концентрацией уксусной кислоты СН3СООН
0,01М, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,04.
154 Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в растворе с концентрацией 0,20 М равна 0,05. Вычислите концентрацию ионов водорода, гидроксид-ионов и рН этого раствора.
61
155 Вычислите рН раствора, концентрация гидроксида аммония NH4OH в котором равна 0,04 моль/л. Кд(NH4OH)=1,8⋅10-5.
156 Определите рН раствора с массовой долей азотной кислоты HNO3 5%. Степень диссоциации и плотность раствора принять равными единице.
157 Вычислите рН раствора гидроксида натрия, массовая доля NaOH в котором
равна 1%. Степень диссоциации NaOH и плотность раствора примите равными единице.
158 Вычислите рН раствора, массовая доля хлороводородной кислоты HCl в котором равна 0,05 %. Степень диссоциации и плотность раствора принять
равными единице.
159 Определите концентрацию ионов водорода и рН раствора циановодородной
кислоты HCN, молярная концентрация которой равна 0,2 моль/л.
Кд(HCN)=7,2⋅10-10.
160 Вычислите концентрацию ионов водорода и рН раствора, если концентрация гидроксид-ионов ОН− в растворе равна 0,03 моль/л.
5.4 Реакции ионного обмена
Реакции ионного обмена. В водных растворах электролиты в большей или
меньшей степени находятся в виде ионов. При смешивании растворов различных
веществ находящиеся в них ионы противоположного знака могут взаимодействовать, образуя молекулы нового вещества. Реакции, протекающие между ионами и не сопровождающиеся изменением заряда частиц, называют реакциями
ионного обмена. Эти реакции протекают в направлении образования:
− малорастворимых соединений,
− слабодиссоциирующих веществ,
− газообразных веществ.
Сущность обменных реакций выражается написанием ионно-молекулярного
уравнения. При этом необходимо учитывать, что сильные электролиты находятся в растворе в виде ионов, а слабодиссоциирующие, малорастворимые соединения и газы – в молекулярной форме, независимо от того, являются они исходными реагентами или продуктами реакции. Например,
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ag+ + Cl- = AgCl↓
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
FeS + 2H+ = Fe2+ + H2S↑
KCN + HCl = HCN + KCl
CN- + H+ = HCN
62
Задачи к разделу 5.4
«Реакции ионного обмена»
161 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций взаимодействия веществ: а) хлорида бария и сульфата калия;
б)
нитрата серебра и хлорида калия.
162 Смешивают попарно растворы: а) нитрата меди и гидроксида кальция;
б)
сульфита калия и хлороводорода. Пойдут ли реакции до конца? Напишите
для этих реакций молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.
163 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах реакции взаимодействия между:
а) гидроксидом хрома и серной кислотой;
б) гидроксидом хрома и гидроксидом натрия.
164 Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между:
а) карбонатом кальция и хлороводородной кислотой;
б) сульфатом натрия и нитратом бария.
165 Смешивают попарно водные растворы
а) гидроксида кальция и серной кислоты;
б) ацетата натрия и азотной кислоты.
Для реакций, протекающих практически до конца, составьте молекулярные
и ионно-молекулярные уравнения реакции.
166 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций взаимодействия между: а) ацетатом калия и серной кислотой;
б)
сульфидом натрия и хлоридом железа (II).
167 Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения следующих ре
акций:
а) AgNO3 + K2CrO4 →
б) Cr2(SO4)3 + KOH →
168 Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
а) FeS + HCl →
б) HCN + NaOH →
169 Составьте в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций взаимодействия между: а) карбонатом кальция и хлорводородной кислотой; б) хлоридом аммония и гидроксидом калия.
63
170 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций взаимодействия между: а) гидроксидом
хрома (III) и гидроксидом
натрия; б) цианидом натрия и азотной кислотой.
171 Укажите, можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары растворенных веществ: а) цианид калия и серная кислота;
б) сульфат аммония и гидроксид калия. Напишите возможные реакции в молекулярном и ионно- молекулярном виде.
172 Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций
взаимодействия следующих веществ:
а) NH4Cl + Ca(OH)2 →
б) H2SO4 + NaOH →
173 Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между:
а) гидроксидом бария и азотной кислотой;
б) сульфатом стронция и нитратом бария.
174 Укажите, можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары растворенных веществ:
а) фосфорная кислота и нитрат кальция;
б) хлорид бария и сульфат хрома.
В случае протекания реакций составьте молекулярные и ионномолекулярные реакции.
К каждому из ионно-молекулярных уравнений составьте по два уравнения
реакции в молекулярной форме:
а) Ba 2+ + SО42- = BaSО4↓
б) CО32- + 2H += CО2 + H2O.
176 Составьте по два молекулярных уравнения к каждому из ионномолекулярных уравнений:
а) Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + H2O;
б) Ca2+ + CO32− = CaCO3↓
175
177 Напишите по два молекулярных уравнения к каждому из ионномолекулярных уравнений:
а) H+ + CH3COO− = CH3COOH.
б) Pb2+ + 2I− = PbI2↓
178 Составьте молекулярные уравнения реакций к каждому из ионномолекулярных уравнений:
а) 2Al(OH)3 + 6H+ = 3H2O + 2Al3+
б) Ba2+ + CrO42− = BaCrO4.
64
179 Составьте два молекулярных уравнения реакций к каждому из ионномолекулярных реакций:
а) Cr2+ + SO42− = CrSO4
б) ZnS + 2H+ = H2S + Zn2+
180 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах реакции взаимодействия между:
а) гидроксидом цинка и серной кислотой;
б) гидроксидом цинка и гидроксидом натрия.
5.5 Гидролиз солей
Гидролиз солей. В водных растворах может происходить взаимодействие
ионов соли с молекулами воды.
Процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, который приводит
к образованию малодиссоциированных соединений (слабых кислот и оснований,
или гидро- и гидроксоионов) и изменению характера среды раствора (рН), называется гидролизом соли. Например,
pH>7
NaCN + H2O ↔ HCN + NaOH,
NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl,
pH<7.
Так как обязательным условием гидролиза соли является образование хотя
бы одного слабого электролита (кислоты или основания), то гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (Na2CO3,
КСN) или сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl, ZnSO4). Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием (Al2S3, CuSO3), гидролизуются в
значительной степени. Соли сильного основания и сильной кислоты (NaCl,
K2SO4) гидролизу не подвергаются.
Например, уравнения реакции гидролиза соли CH3COOK будут иметь следующий вид:
в молекулярной форме:
СН3СООК + Н2О ↔ СН3СООН + КОН;
в ионно-молекулярной форме:
СН3СОО− + К+ + НОН ↔ СН3СООН + К+ + ОН−;
в сокращенной ионно-молекулярной форме:
СН3СОО− + НОН ↔ СН3СООН + ОН−.
Характер среды – щелочной.
Количественной мерой гидролиза являются степень и константа гидролиза.
Степень гидролиза (h) – величина, которая показывает какая часть растворенной соли [С(В)] подверглась гидролизу и измеряется в долях единицы или в %:
h =C(B)г / С(В), откуда С(В)г = С(В)⋅h
Степень гидролиза соли зависит от следующих факторов:
− природы соли, чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем
больше степень гидролиза.
− температуры, с повышением температуры гидролиз усиливается.
65
− концентрации раствора соли, при разбавлении раствора (уменьшении концентрации) степень гидролиза возрастает.
− добавления сильных кислот или оснований в раствор соли: так можно
усилить или ослабить гидролиз.
Задачи к разделу 5.5:
«Гидролиз солей»
181 Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения ступенчатого
гидролиза солей: сульфида калия и сульфата меди. Определите рН растворов этих солей.
182 Напишите уравнения ступенчатого гидролиза солей в ионно-молекулярной и
молекулярной формах: K2SO3 и CrCl3. Определите молекулярные массы
продуктов гидролиза первой ступени той и другой соли.
183 Определите характер среды в растворах следующих солей К2СО3, Na2SO4 и
NH4Cl. Ответ подтвердите соответствующими ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями реакций.
184 Составьте уравнения ступенчатого гидролиза солей в ионно-молекулярной и
молекулярной формах:
а) карбоната натрия; б) сульфата железа (III).
185 Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из ионномолекулярных уравнений:
а) CrOH2+ + HOH ↔ Cr(OH)2+ + H+;
б) CO32− + HOH ↔ HCO3− + OH−.
186 Укажите, добавление каких реагентов из перечисленных ниже к раствору
хлорида алюминия усилит гидролиз этой соли: а) NaOH; б) HCl; в) NH4Cl.
Дайте объяснения и подтвердите уравнениями реакций в ионномолекулярной и молекулярной формах.
187 При смешении водных растворов хлорида хрома и сульфида натрия выделяется газ и образуется осадок. Напишите соответствующие уравнения в ионно-молекулярной и молекулярной формах
188 Дайте объяснение, почему раствор гидрокарбоната натрия имеет слабощелочную, и раствор гидросульфита натрия – слабокислую. Подтвердите
уравнениями реакций.
189 Укажите, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу:
а)
нитрит натрия; б) перхлорат калия; в) ацетат аммония. Для гидролизующихся солей напишите уравнения реакций в ионно-молекулярном и молекулярном виде.
66
190 Укажите, в водном растворе какой соли водородный показатель рН будет
больше: а) хлорида меди; б) сульфида калия; в) сульфата натрия. Дайте
объяснение и подтвердите соответствующими уравнениями в ионномолекулярном и молекулярном виде.
191 При смешении водных растворов нитрата алюминия и карбоната калия образуется осадок и выделяется газ. Составьте соответствующие уравнения
реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
192 Напишите уравнения ступенчатого гидролиза солей в молекулярном и ионно-молекулярном виде: а) сульфата меди; б) сульфида калия. Определите
молекулярную массу продуктов гидролиза солей по первой ступени.
193
Напишите уравнения ступенчатого гидролиза в молекулярном и ионномолеклярном виде: а) сульфата алюминия; б) нитрата меди.
194 Напишите уравнения ступенчатого гидролиза солей в ионно-молекулярной
и молекулярной формах: сульфата хрома и сульфита калия. Определите характер среды в растворах и назовите все продукты гидролиза.
195 При смешивании водных растворов нитрата железа (III) и сульфида калия
образуется осадок гидроксида железа (III). Напишите соответствующие
уравнения реакций.
196 Сульфиды трехвалентных металлов подвергаются полному и необратимому
гидролизу. Составьте ионно-молекулярные и молекулярное уравнение гидролиза сульфида железа.
молекулярной и ионно197 Составьте уравнения гидролиза солей в
молекулярной формах: хлорида цинка и карбоната калия. Назовите полученные продукты гидролиза и укажите, добавлением каких реагентов можно
уменьшить гидролиз этих солей.
198 При смешивании водных растворов хлорида хрома (III) и карбоната натрия
образуется осадок гидроксида хрома (III). Дайте объяснения и напишите
уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
199 Составьте ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидролиза сульфида хрома (III). К какому типу гидролиза относится этот процесс?
200 Напишите уравнения реакций ступенчатого гидролиза сульфата хрома (III) в
молекулярной и ионно-молекулярной формах и назовите все, образующиеся
в результате гидролиза соединения. Определите pH раствора этой соли.
67
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
1 Коровин Н.В. Общая химия.-М.: Высш. шк., 2003.- 558 с.
2 Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. – 729 с.
3 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл – Пресс,
2008. – 240 с.
4 Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. –
М.: Химия, 1988. – 336 с.
5 Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической
химии. – М.: Химия, 1987. – 320 с.
68
ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
№
варианта
1
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
Номер задач варианта
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
4
3
2
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
22
21
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
21
22
23
24
25
26
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
42
41
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
41
42
43
44
45
46
47
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
65
66
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
70
69
68
67
66
65
64
63
62
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
105
106
107
88
89
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
101
102
103
104
105
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
101
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
121
123
122
120
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
136
137
138
139
142
143
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
151
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
141
142
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
165
166
167
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
188
187
186
185
184
183
182
181
181
193
194
195
196
197
198
199
200
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
69
1
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
2
1
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
1
2
3
4
5
6
7
8
9
15
16
17
18
19
20
14
13
12
11
9
10
8
7
6
4
5
3
2
1
8
9
27
32
33
34
35
36
37
38
39
40
22
23
24
21
25
26
27
28
29
30
31
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
31
32
48
52
53
54
55
56
57
58
59
60
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
60
56
57
58
59
55
41
42
43
44
58
59
61
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
61
62
63
64
65
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
61
62
63
64
65
66
67
62
61
83
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
83
84
85
86
87
88
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
88
89
87
86
85
83
84
81
82
85
86
102
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
101
102
103
104
105
106
120
119
118
117
116
115
114
113
112
111
110
109
108
107
106
105
104
103
101
100
104
105
140
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
136
137
138
139
140
120
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
130
131
143
141
142
143
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
159
158
157
156
155
154
153
152
151
150
149
148
147
146
145
144
143
142
141
160
151
152
165
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
165
166
167
168
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
170
171
191
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
100
200
181
182
183
197
198
199
200
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
186
187
70
1
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
2
10
11
12
13
14
14
16
17
18
19
20
7
6
5
4
3
2
1
33
34
35
36
37
38
39
40
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
60
42
41
44
43
46
45
48
47
50
49
51
52
53
54
55
56
57
64
63
66
65
68
67
70
69
72
71
74
73
76
75
78
77
80
79
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
83
84
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
101
103
102
132
133
134
135
136
137
138
139
140
121
122
123
124
125
126
127
128
129
153
154
155
156
157
158
159
160
146
142
143
144
145
141
147
148
149
150
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
165
166
167
168
169
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
181
182
183
184
185