СБОРНИК ТЕСТОВ И ЗАДАЧ ПО КУРСУ ХИМИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ЯДЕРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
«МИФИ»
СБОРНИК ТЕСТОВ И ЗАДАЧ
ПО КУРСУ ХИМИИ
Рекомендовано к изданию УМО
«Ядерные физика и технологии»
Москва 2014
УДК 54 (075)
ББК 24я7
С 65
Сборник тестов и задач по курсу химии: Учебное пособие /
Е.А. Ананьева, А.В. Вальков, М.А. Глаголева, М.Ф.З вончевская,
Т.В. Жукова, Е.Н. Кучер, Ж.С. Кучук, О.В. Лашина, Н.В. Липанова,
Е.А. Месяц, Т.Б. Миндлина, О.А. Наговицына, А.А. Орлова, В.И. Петров,
В.В. Сергиевский, И.В. Сорока, Н.Д. Хмелевская. М.: НИЯУ МИФИ,
2014. – 144 с. + вкл.
Состоит из 16 тестовых программ, систематизированных по основным
темам курса: «строение атома», «закономерности химических процессов и
взаимодействий в химических системах различного типа», «свойства
элементов и их соединений». Представлены варианты домашних заданий,
вопросы к контрольным работам по неорганической химии, электрохимии и
химии растворов, а также вопросы к зачету и экзамену. В пособии
приведены примеры решения типовых задач и упражнений, необходимые
для подготовки к текущему тестированию, зачету и экзамену.
В приложение включен большой объем справочно-вспомогательного
материала, используемого при решении задач. Задания предназначены
студентам 1-го курса дневного отделения для контроля знаний по
теоретическим разделам курса.
Рецензент: заведующий кафедрой «Общая химия»
РХТУ им. Д.И. Менделеева проф., д-р хим. наук С.Н.Соловьев
ISBN 978-5-7262-1960-8
© Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»,
2014
Содержание
Основные обозначения ………………………………………..
Тема 1. Химические вещества и реакции……………………………...
Тема 2 Строение атома…………………………………………………
Тема 3. Контрольная работа……………………………………………
Тема 4. Законы стехиометрии (I)…...………………………………….
Тема 5 Законы стехиометрии (II)……………………………………...
Тема 6. Химическое равновесие……………………………………….
Тема 7. Химическая кинетика………………………………………….
Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)………….
Тема 9. Коллоидные системы…………………………………………..
Тема 10. Комплексные соединения……………………………………..
Тема 11. Свойства f-элементов………………………………………….
Тема 12. Основы химической идентификации. ……………………….
Тема 13. Энергетика химических процессов …………………………..
Тема 14. Итоговый контроль по I семестру…………………………….
Тема 15. Растворы. Электрохимия………………………………………
Тема 16. Кислотно-основные системы………………………………….
Тема 17. Контрольные вопросы…………………………………………
Тема 18. Примеры решения типовых задач ……………………………
ПРИЛОЖЕНИЕ
П. 1. Энергия разрыва связей при 0 К двухатомных молекул…….
П. 2. Энергия разрыва связей в молекулах и радикалах
газообразных веществ при 298 К…….……………………...
П. 3. Энергия кристаллической решетки (Н298, кДж/моль)……...
П. 4. Относительные электроотрицательности атомов (ЭО)
в молекулах………………………………………………….
0
П. 5.
Стандартные энтропии (S 298 ), энтальпии образования
0
0
(Н обр, 298 ) и энергии Гиббса образования (G обр, 298 )...
П. 6. Произведение растворимости (ПР) малорастворимых
соединений в воде при 298 К………………………………….
П. 7. Константы диссоциации кислот и оснований………………..
П. 8. Общие константы нестойкости комплексных ионов………..
П. 9. Равновесные потенциалы выделения водорода и кислорода
П. 10. Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
при 298 К………………………………………………………..
П. 11. Перенапряжение выделения водорода, кислорода и хлора
на электродах.……………………………………………
П. 12. Приближенные значения коэффициентов активности
ионов(y±)
при
различных
ионных
силах
(I)
раствора…………………………………………………………
П. 13. Схемы окислительно-восстановительных взаимодействий...
П. 14. Растворимость кислот, гидроксидов и солей в воде…………
Список использованной литературы
3
4
5
8
11
15
18
20
23
26
29
31
36
40
41
49
55
61
63
81
118
118
118
119
120
130
132
133
134
134
139
139
140
142
143
ОСНОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ
ОВР – окислительно-восстановительная реакция
СО – степень окисления
ПР – произведение растворимости
ЭДС – электродвижущая сила
А – работа
A – атом неметалла
Az– – анион с зарядом zС – концентрация, моль/л (молярность)
Сm– концентрация, моль/кг растворителя (моляльность)
Е – относительный электродный потенциал, В; электродвижущая сила (ЭДС)
электрохимической цепи, В; разность электродных потенциалов электрохимической
цепи, В
e – элементарный заряд, e =1.60210-19 Кл
F – число Фарадея, F = 96484,56 Кл/моль
G – энергия Гиббса, Дж, Дж/моль
Н – энтальпия, Дж, Дж/моль
К – константа равновесия
М – молярная масса
М – атом металла
Мz+ – катион с зарядом z+
m – масса
NA – число Авогадро, NA= 6,022521023 моль 1
n – число электронов, участвующих в элементарном акте ОВР
n – количество вещества, моль
p – давление, Па, атм
pH – водородный показатель
R – универсальная газовая постоянная, R = 8,3143 Дж/мольК
S – энтропия, Дж/К, Дж/(мольК)
T– температура по шкале Кельвина
V – объем
z – зарядовое число иона
Z – порядковый номер элемента
 – перенапряжение, В
ν – стехиометрический коэффициент
 – плотность, г/см3
ω – массовая доля, %
y± – среднеионный коэффициент активности
I – ионная сила раствора
Верхний индекс «о» у термодинамических функций означает, что вещества
находятся в стандартном состоянии.
Знак «» означает изменение функции (конечное значение минус начальное).
4
Тема 1. ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА И РЕАКЦИИ
Вопрос 1
Определите, к каким классам химических соединений относятся
приведенные ниже вещества. Назовите каждое соединение. Отметьте
тип соли: кислая, средняя, основная. Для каждого оксида укажите его
характер: основной, кислотный, амфотерный, несолеобразующий.
1. KOH; HgO; Fe(OH)3; H2SO4; Al(OH)3; CaO; FeF3; N2O5; Na2CO3;
NaHCO3
2. SO2; CoCl2; K2O2; Mg(OH)2; CuSO4; HNO3; NH4Cl; KMnO4;
Be(OH)2; (CuOH)2SO4
3. KHSO3; BaO; Cr(OH)3; H2CO3; KClО3; Cd(OH)2; P2O5; Na2CrO4;
HСlO; AlOHSO4
4. NaHCO3; Ni(OH)3; CO2; H2Cr2O7; Na2O; FeO; PbCl2; CaHPO4;
Zn(OH)2; H2SiO3
5. Na2SO4; NH4HS; NaOH; Sr(OH)2; Na2WO4; SO3; N2O; Co2O3;
H3PO4; HBr
6. Al(OH)3; CH3COONa; V2O5; NaClO; Pb(OH)2; Fe2O3; NO; HMnO4;
HI; (ZnOH)2SO4
7. Cr(OH)3; SnO2; Al2(SO4)3; SrCO3; KHCO3; HF; AuCl3; NiO;
NаHCO3; H3BO3
8. H4P2O7; Cl2O7; B2O3; H2CrO4; FeSO4; PbO2; Zn(NO3)2; ZnO;
KHCO3; CrCl3
9. NaAlO2; SO2; KHS; Н3PO4; Ca(HCO3)2; Mg(OH)2; AlCl3; Cd(OH)2;
AgCl; SrO
10. Cs2SO4; Au(OH)3; LiF; Ag3PO4; Fe(OH)2; CO2; H3VO4; Zn(OH)2;
Al2O3; Li2SO4
11. AsCl3; H3AsO4; Sn(OH)4; Na2SiO3; Fe(NO3)3; NaOCl2; H3BO3; H2O;
CH3COONH4; KHCO3
12. NiCl2; P2O5; KMnO4; Mn2O7; Ba(OH)2; H2SO3; Hg(OH)2; NaHS;
Al2O3; HNO2
13. NaAlO2; B2O3; H3PO4; AuCl3; Mg(OH)2; CaO; Ca(HCO3)2; HF;
RbOH; AlOHCl2
14. CdCl2; Sr(OH)2; HClO4; (NH4)2SO4; KHCO3; MgO; H2SiO3; H2O;
Na2WO4; SO3
15. Mn2O7; Cl2O; NaH2AsO4; K2SO4; Ca(OH)2; H2SiO3; Li2O; H2SO4;
CO2; (ZnOH)2SO4
5
16. K2CO3; K2HPO4; (CuOH)2CO3; SO2; Al2O3; Mg(NO3)2; HNO2; KHS;
NH4Cl; NaHCO3
17. (CH3COO)2Ca; Pb(OH)2; H2O; HNO3; H2CO3; AlPO4; NaOH; Cl2O7;
AlOH(NO3)2; KHCO3
18. NH4HS; SO3; Sn(OH)4; Fe2(SO4)3; H2S; CoO; N2O3; KMnO4; HCl;
FeOHSO4
19. CaSO4; CaF2; CoCl2; Sr(OH)2; HClO4; NaH2PO4; HgO; AgNO3;
N2O5; K2O; H3PO4
20. CO; NaAlO2; B2O3; HI; BaO; NaHCO3; K2MnO4; CaF2; HPO2;
(ZnOH)2 SO4
Вопрос 2
Допишите уравнения реакций, протекающих в водных растворах,
расставьте коэффициенты и запишите уравнения в ионномолекулярной форме. Воспользуйтесь таблицей растворимости
(табл. П. 14).
1. а) NaHCO3 + NaOH
;
б) Ca(OH)2 + CO2
в) хлорид бария + сульфат калия 
2. а) ZnO + HCl
;
б) Li2O + H2O
в) гидроксид меди (II) + серная кислота 
3. а) Na2O + H2O
;
б) SO3 + NaOH
в) карбонат кальция + соляная кислота 
4. а) N2O5 + H2O
;
б) NaOH + SO2
в) сульфат алюминия + хлорид бария 
;
б) Zn(OH)2 + HBr
5. а) CaO + H2O
в) гидрокарбонат натрия + гидроксид натрия 
6. а) KOH + CuSO4 ;
б) Cs2O + H2O
в) гидроксид железа (II) + серная кислота 
7. а) CuO + H2SO4
;
б) Ba(OH)2 + HNO3
в) хлорид кальция + карбонат натрия 
8. а) Ca + H2O
;
б) Al(OH)3 + HCl;
в) нитрат серебра + соляная кислота 
9. а) P2O5 + KOH
;
б) NaOH + H2SO4
в) карбонат аммония + серная кислота 
10. а) K2O + H2SO3
;
б) CaCl2 + Na2CO3
в) нитрат бария + сульфат железа (II) 
6
;
;
;
;
;
;
;
;
;
11. а) SO3 + H2O
;
б) CuSO4 + NaOH ;
в) хлорид хрома (III) + гидроксид натрия 
12. а) Ca(OH)2 + SO2
;
б) Na + H2O
;
в) сульфат железа (III) + гидроксид натрия 
13. а) N2O5 + H2O
;
б) Mg(OH)2 + HNO3;
в) нитрат серебра + хлорид натрия 
14. а) RbOH + CO2
;
б) ZnO + HCl
;
в) сульфат железа (III) + ортофосфат натрия 
;
б) NH4Cl + NaOH ;
15. а) Na2O + H2SO4
в) гидрокарбонат кальция + азотная кислота 
16. а) Ba(OH)2 + SO3
;
б) HBr + Mg(OH)2 ;
в) сульфат калия + хлорид бария 
17. а) Cs + H2O
;
б) P2O5 + KOH
;
в) гидроксид хрома (III) + соляная кислота 
18. а) Ba(OH)2 + HNO3;
б) Ca + H2O ;
в) гидроксид меди (II) + соляная кислота 
19. а) Cs2O + H2O
;
б) FeSO4 + NaOH ;
в) ортофосфат натрия + нитрат свинца (II) 
20. а) Ba(OH)2 + HNO3
;
б) Ca + H2O
;
в) хлорид кальция + сульфат меди 
Вопрос 3
Методами электронного или электронно-ионного баланса
определите стехиометрические коэффициенты в ОВР. Укажите
окислитель и восстановитель. Напишите уравнения в ионномолекулярной форме.
1. KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + KNO3
2. FeSO4 + KClO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
3. KI + KMnO4 + H2SO4 I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
4. NH3 + KMnO4 + KOH  KNO3 + K2MnO4 + H2O
5. KNO2 + KI + H2SO4 NO + I2 + K2SO4 + H2O
6. KMnO4 + HCl  MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
7. Cr2O3 + Br2 + NaOH  Na2CrO4 + NaBr + H2O
8. P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
9. H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
10. KI + KBrO3 + HCl  I2 + KBr + KCl + H2O
7
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
Cu + HNO3(конц.)  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Zn + KMnO4 + H2SO4 ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
MnO2 + HCl  MnCl2 + Cl2 + H2O
SnSO4 + KMnO4 + H2SO4 Sn(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4+ Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
PbO2 + HCl  PbCl2 + Cl2 + H2O
Ag + HNO3(разб.)  AgNO3 + NO + H2O
KIO3 + H2SO3 I2 + K2SO4 + H2O + H2SO4
K2SO3 + KMnO4 + H2O  K2SO4 + MnO2 + KOH
H2SO3 + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
Тема 2. СТРОЕНИЕ АТОМА
Изучите следующие понятия, определения и сведения: атом,
химический элемент, атомная орбиталь, тип элемента, электронная
формула (полная, сокращенная и в виде энергетических ячеек),
закономерности формирования энергетических уровней и
подуровней, принцип минимума энергии, принцип Паули, правила
Хунда, квантовые числа, формы атомных орбиталей, электронные
аналоги, валентность, «орбитальный» атомный радиус, энергия
ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, степень
окисления, номенклатура химических соединений, структурная
формула вещества, ионно-молекулярные уравнения реакций.
Вопрос 1
Для элемента с порядковым номером Z:
а) составьте полную и сокращенную электронную формулу и
электронную формулу в виде энергетических ячеек, б) укажите
тип элемента (s, р, d, f), назовите его электронные аналоги;
в) укажите максимальную валентность; г) приведите значения
квантовых чисел для валентных электронов, соответствующих
максимальной валентности.
8
№
п/п
1
2
3
4
5
Z
16
24
17
25
14
№
п/п
6
7
8
9
10
№
п/п
11
12
13
14
15
Z
26
7
21
8
23
Z
34
22
35
27
15
№
п/п
16
17
18
19
20
Z
28
33
29
4
47
Вопрос 2
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций, протекающих в водных растворах, и укажите их типы.
Приведите названия продуктов реакции и степени окисления
элементов в них.
1. а) нитрат свинца(II) + иодид калия 
б) железо + сульфат меди (II) 
2. а) хлорид аммония + гидроксид натрия 
б) цинк + соляная кислота 
3. а) сульфат аммония + гидроксид калия 
б) нитрат серебра + медь 
4. а) сульфат железа (II) + гидроксид натрия 
б) гидроксид калия + диоксид углерода 
5. а) нитрат свинца (II) + сульфат натрия 
б) цинк + сульфат меди (II) 
6. а) карбонат калия + соляная кислота 
б) железо + серная кислота 
7. а) дигидроксид меди + соляная кислота 
б) карбонат кальция + диоксид углерода + вода 
8. а) хлорид бария + сульфат калия 
б) натрий + вода 
9. а) гидроксид натрия + сульфат меди (II) 
б) магний + соляная кислота 
10. а) нитрат серебра + хлорид калия 
б) цинк + нитрат свинца (II) 
11. а) гидроксид бария + азотная кислота 
б) кальций + вода 
12. а) оксид серы (IV) + гидроксид калия 
б) нитрат бария + сульфат железа (III) 
9
13. а) оксид кальция + вода 
б) сульфат железа(III) + гидроксид натрия 
14. а) гидроксид цинка + бромоводородная кислота 
б) сульфат железа (II) + цинк 
15. а) силикат натрия + серная кислота 
б) гидроксид магния + серная кислота 
16. а) карбонат кальция + азотная кислота 
б) соляная кислота + гидроксид меди (II) 
17. а) нитрат серебра + железо 
б) гидроксид калия + хлорид аммония 
18. а) серная кислота + гидрокарбонат натрия 
б) алюминий + хлорид меди (II) 
19. а) карбонат магния + серная кислота 
б) нитрат свинца (II) + сульфат натрия 
20. а) гидроксид железа (II) + кислород + вода 
б) хлорид кальция + ортофосфат натрия 
Вопрос 3
По названиям соединений составьте их молекулярные и
структурные формулы, укажите степени окисления элементов.
№
п/п
1
2
3
4
5
Химические соединения
№
п/п
11
Гидроксид меди (II)
Гидроортофосфат натрия
Хромовая кислота
Пероксид калия
Дигидроортофосфат натрия
Серная кислота
Оксид хрома (III)
Хлорид дигидроксоалюминия
Молибденовая кислота
Пентабромид фосфора
Сульфат гидроксохрома (III)
Дифосфорная кислота
Перманганат калия
Гептаоксид хлора
Хлорид гидроксоалюминия
12
13
14
15
10
Химические соединения
Дигидрид кальция
Гидросульфит натрия
Азотистая кислота
Сульфид меди (I)
Нитрат цинка
Хлорная кислота
Пероксид водорода
Сульфат меди (II)
Дихромовая кислота
Диоксид марганца
Хлорид железа (III)
Сернистая кислота
Манганат калия
Оксид железа (III)
Карбонат гидроксомеди
Окончание табл.
№
п/п
6
7
8
9
10
Химические соединения
№
п/п
16
Пероксид натрия
Хлорат калия
Хлороводородная кислота
Хромат калия
Оксид серы (VI)
Сульфат олова (II)
Гидрокарбонат кальция
Гидроксид хелеза (III)
Сероводородная кислота
Сульфид алюминия
Хлорид гидроксоцинка
Азотная кислота
Оксид тантала (V)
Гидрокарбонат натрия
Селеновая кислота
17
18
19
20
Химические соединения
Диоксид углерода
Сульфит натрия
Метакремниевая кислота
Диоксид кремния
Сульфат марганца
Сульфит калия
Диоксид свинца
Хлорид аммония
Метасиликат натрия
Карбонат кальция
Пероксид бария
Нитрит натрия
Дихромат калия
Диоксид серы
Ортоборная кислота
Тема 3. КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА
Следует знать нижеперечисленные понятия и определения: атом,
химический элемент, атомная орбиталь, тип элемента, электронная
формула (полная, сокращенная и в виде энергетических ячеек),
закономерности формирования энергетических уровней и
подуровней, принцип минимума энергии, принцип Паули, правило
Хунда, квантовые числа, формы атомных орбиталей, электронные
аналоги, валентность, «орбитальный» атомный радиус, энергия
ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность,
химическая связь (ковалентная, ионная, металлическая), - и -связь,
степень
окисления,
структурная
формула
вещества,
электролитическая диссоциация, сильные и слабые электролиты
(кислоты основания и соли), ионно-молекулярные уравнения
реакций.
Вопрос 1
Для заданных элементов:
а) составьте сокращенные
электронные
11
формулы
в
виде
энергетических ячеек для основного и возбужденного состояний,
соответствующего максимальной степени окисления, укажите
максимальную степень окисления; б) определите тип элемента (s, р,
d, f), укажите, относится он к металлам или неметаллам; для
неметалла дайте характеристику валентных электронов с помощью
квантовых чисел (для высшей валентности); в) составьте химические
и структурные формулы оксидов этих элементов для их высшей
степени окисления; г) укажите типы химических связей в этих
оксидах, используя значения электроотрицательности (табл. П. 4).
№ Элементы
п/п
1
Na и F
2
Са и Р
3
Na и С1
4
К и Se
5
Li и S
№ Элементы
п/п
6
Ва и P
7
Li и I
8
Ва и I
9
К и С1
10
Са и Аs
№
п/п
11
12
13
14
15
Элементы
Cs и Se
Na и S
Sr и Вr
КиF
Sr и С
№
п/п
16
17
18
19
20
Элементы
Rb и Br
Li и F
Rb и Р
Cs и С
Rb и В
Вопрос 2
В таблице приведены символы химических элементов.
№
п/п
1
2
3
4
5
Элементы
Li, Na
K, Cu
В, С
Sr, Cd
O, F
№
п/п
6
7
8
9
10
Элементы
Sc, V
Rb, Ag
Ga, As
N, O
Se, Br
№
п/п
11
12
13
14
15
Элементы
Rb, Sr
P, S
Al, Si
Ca, Zn
Cs, Au
№
п/п
16
17
18
19
20
Элементы
Ba, Hg
Cа, Zn
Rb, Cs
Sr, Cd
Ca, Ba
С использованием Периодической системы определите, какой из
двух элементов обладает: а) большим «орбитальным» атомным
радиусом; б) более высокой энергией ионизации; в) более высокой
электроотрицательностью. Ответы обоснуйте.
Вопрос 3
Для заданных ниже соединений: а) укажите степени окисления
элементов, б) составьте структурные формулы, в) рассчитайте
массовую долю кислорода в последнем соединении.
12
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Соединение
Na2O2, Na4Si, Na2SiO3
Fe2O3, NH3, Са(ОН)2
СаН2, Р2О5, Ca3(PO4)2
Rb2O2, KMnO4, Rb2CO3
Ca3P2, H2, Ca(H2PO4)2
Br2, HBrO, KBrO3
Cl2O7, NaCl, NaClO4
KOH, K2O2, KH2PO4
Cs2O2, CsCl, CsClO3
Li2O2, Li2SO3, Li2SO4
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Соединение
SO2, H2S, H2SO4
N2, СO2, (CuOH)2CO3
Mg3N2, SO2, MgSO4
CO, FeSO4, H2CO3
SiH4, SiO2, H2SiO3
F2, Na2Cr2O7, OF2
BaO2, Ba(OH)2, Ba3(PO4)2
B2O3, H3BO3, NaBO2
O2, H2O2, H2SO3
I2, I2O7, KIO3
Вопрос 4
Среди перечисленных ниже веществ укажите сильные и слабые
электролиты. Запишите уравнения их диссоциации, условно
обозначая диссоциацию сильных электролитов одной стрелкой , а
слабых электролитов – двумя стрелками 
.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Электролит
HCl, Na2SiO3, NaHSiO3
H3PO4, Na3PO4, NaH2PO4
H2SO4, Na2SO4, CrOHSO4
HBr, AlBr3, AlOHBr2
HNO3, H2CO3, NaHCO3
KOH, Cd(OH)2, (CdOH)2SO4
Zn(OH)2, ZnCl2, ZnOHCl
H3AsO4, Na2HAsO4, RbOH
HClO4, Zn(OH)2, KHSiO3
Al(OH)3, AlCl3, AlOHSO4
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Электролит
H3PO4, Na2HPO4, NaOH
NH4OH, NH4Cl, KHCO3
Al(OH)3, AlCl3, AlOHCl2
Cr(OH)3, Cr(OH)2Cl, K2SO4
H3AsO4, K3AsO4, FeOНSO4
HCN, KCN, FeOHCl2
H2SiO3, Cu(OH)2, (NiOH)2SO4
Fe(OH)3, Fe2(SO4)3, NaHSiO3
Cu(OH)2, CuCl2, CuOHNO3
CH3COOH, CH3COONa, ZnCl2
Вопрос 5
Напишите
уравнения
реакций.
Для
окислительновосстановительных реакций (ОВР) составьте электронный баланс.
13
1
t
11

Na + O2 
t
t

Na2O + SiO2 
t
2
3
4
5
6
7

H2SiO3 
t H +…
NaOH+Si+H2O 
2
Na2SiO3 + HCl 
K + H 2O 
K2O + P2O5
P2O5 + H2O 
K2O + H3PO4
KOH + H3PO4(изб.) 
Ca + Cl2
CaO + CO2
CaO + H2O 
Ca(OH)2 + HС1 
Ca(OH)2 + CO2(изб.) 
Na + Cl2
Na2O + H2O 
Na2O + HCl 
Na + H2O 
NaOH + SO2
Cs2O + CO2
CO2 + H2O 
Cs + H2O 
CaCl2 + CO2 + H2O 
BaCO3 + HCl 
Li + S 
Li2O + SO3
Li + H2O 
SO3 + H2O 
Li2O + H2SO4
t
12
13
14
15
16
17

Mg + N2 
t

Mg + H2O 
t

MgO + H2O 
Mg + H2O 
Mg(OH)2 + HNO3
Mg + HNO3 N2 + …
14

MgO + SO2 
Mg(OH)2 + SO3
MgO + H2SO4
Mg(OH)2+H2SO4(изб.)
CaO + SO3
CaO + H2O 
Ca(OH)2 + SO3
CaCl2 + K2SO4
Ca+H2SO4(конц.)S+…
K+S
K + H2O 
K2O + SO2
K2O + H2SO4(изб.) 
K+ H2SO4(конц.)S +…
Li + N2
Li + H2O 
LiOH + HNO3
N2O5 + H2O 
LiOH + N2O5
Mg + P 
MgO + P2O5
P2O5 + H2O
Mg(OH)2 + P2O5
Mg(OH)2+H3PO4(изб.)
Cs + Cl2
Cs2O + H2O 
CsOH + H2SO4
CsOH + H2SO4(изб.) 
Cl2O7 + H2O 
Na + F2
F2 + H2O 
Na + H2O 
Na2O + F2
NaOH + HF 
8
9
10
Na + S 
SO3 + H2O 
Na2O + SO2
NaOH + SO3
NaOH + H2SO4
Ba + H2O 
BaO + SO3
Ba(OH)2 + SO2
Ba(OH)2 + H2SO4(изб.)
BaCO3 + HCl 
Ca + P 
CaO + H2O 
CaO + P2O5
CaCl2 + Na3PO4
Ca(OH)2+H3PO4(изб.)
18
19
20
Ba + P 
P2O5 + H2O 
Ba(OH)2 + P2O5
BaCl2 + Na3PO4
Ba(OH)2 +H3PO4(изб.)
Na + P 
Na2O + H2O 
Na2O + P2O5
NaOH + H3PO4
Cl2 + H2O 
K + Cl2
K + H2O 
KOH + MgCl2
K2O + HCl 
Pb(NO3)2 + Na3PO4
Тема 4. ЗАКОНЫ СТЕХИОМЕТРИИ (I)
Изучите следующие понятия и определения: количество
вещества, закон стехиометрических соотношений, концентрация
(массовая доля, мольная доля, молярная, моляльная), титриметрия,
индикатор, рН.
Вопрос 1
Напишите уравнение реакции между веществами A и B.Укажите
отношение количеств реагирующих между собой веществ и
образующихся продуктов. Определите, сколько миллилитров
вещества А с молярной концентрацией СА пойдет на реакцию с
10 мл вещества В с молярной концентрацией СВ .
Вещество А
Вещество В
H3PO4
2
№
п/п
1
NaOH
СА,
моль/л
0,1
СВ
моль/л
0,03
Ba(OH)2
HClO4
0,15
0,06
3
KOH
H3AsO4
0,1
0,01
4
Na2CO3
AgNO3
0,1
0,08
15
Окончание табл.
Вещество А
Вещество В
Fe2(SO4)3
6
№
п/п
5
NaOH
СА,
моль/л
0,2
СВ
моль/л
0,6
Ba(OH)2
H3PO4
0,1
0,04
7
KOH
H2С2O4
0,1
0,035
8
BaCl2
H3AsO4
0,03
0,016
9
Ca(NO3)2
NaF
0,1
0,18
10
La(NO3)3
H2С2O4
0,04
0,06
11
Sr(OH)2
HI
0,0011
0,0022
12
LaCl3
NaF
0,1
0,36
13
Th(NO3)4
NaOH
0,1
0,52
14
Pb(NO3)2
Na3PO4
0,3
0,28
15
HCl
Na2SiO3
0,4
0,3
16
AgNO3
Na2S
0,05
0,04
17
NiCl2
NaOH
0,05
0,17
18
KOH
U(SO4)2
0,2
0,09
19
Pb(NO3)2
KI
0,2
0,76
20
Al2(SO4)3
K3PO4
0,02
0,08
Вопрос 2
Определите молярную концентрацию раствора окислителя, если
на титрование 10 мл этого раствора пошло V(B) мл раствора
восстановителя с молярной концентрацией С(В).
№
Уравнение реакции
п/п
1 K2Cr2O7 +H2S +H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
2 FeSO4 + KClO3 + H2SO4 KCl + Fe2(SO4)3 + H2O
V(В) С(В),
мл моль/л
10
0,3
6
2
3 H2S + Na2SO3 + H2SO4 S + Na2SO4 + H2O
4 KIO3 + H2SO3 I2 + K2SO4 + H2O + H2SO4
10
0,6
10
1
5 K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
6 HIO3 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + I2 + H2O
20
1,5
20
1,5
16
Окончание табл.
№
Уравнение реакции
п/п
8 K2SO3 + KMnO4 + H2O  MnO2 + K2SO4 + KOH
9 K2SO3 + KMnO4 + KOH  K2MnO4 + K2SO4 + H2O
V(В) С(В),
мл моль/л
12
1
10
0,45
10 KMnO4+H2C2O4+H2SO4MnSO4+K2SO4+CO2+H2O
11 KMnO4+NaNO2+H2SO4MnSO4+NaNO3+K2SO4+H2O
25
1,0
25
0,11
12 KMnO4 + KBr + H2SO4 MnSO4+Br2 + K2SO4 +H2O
13 KMnO4+FeSO4+H2SO4Fe2(SO4)3+MnSO4+K2SO4+H2О
14 KNO2 + KI + H2SO4 NO + I2 + K2SO4 + H2O
10
0,6
10
0,65
14
0,1
15 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 +H2O
16 H2S + H2O2 H2SO4 + H2O
5
0,75
10
0,04
17 FeSO4 + KIO3 + H2SO4 KI + Fe2(SO4)3 + H2O
18 K2Cr2O7+H2O2+H2SO4 Cr2(SO4)3+O2+K2SO4+H2O
19 HOCl + H2O2 HCl + O2 + H2O
20 KMnO4 + KI + H2SO4 I2 + MnSO4+K2SO4+ H2O
20,4
0,5
10
0,54
5
0,38
10
1,0
Вопрос 3
Определите молярные концентрации катинов и анионов в
растворе вещества В, если известны молярная концентрация С(В) и
степень электролитической диссоциации (В).
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
В
С(В),
моль/л
HCl
0,06
CH3COOH
0,01
CuSO4
0,1
HCN
0,1
CaCl2
0,2
NH4OH
6,0
K2SO4
0,15
H 2S
0,1
H2SO4
0,035
HF
1,0
(B)
1,0
0,04
1,0
7,810-5
1,0
0,0017
1,0
0,001
1,0
0,026
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
17
С(В),
(B)
моль/л
Na3PO4
0,03
1,0
CH3COOH
1,0
0,004
AlCl3
0,08
1,0
HIO3
1,0
4,710-6
Cu(NO3)2
0,05
1,0
H2CO3
0,01
0,0067
K2CO3
0,25
1,0
HCN
0,01 0,00024
(NH4)2SO4 0,15
1,0
H2S
0,01
0,003
В
Тема 5. ЗАКОНЫ СТЕХИОМЕТРИИ (II)
Вопрос 1
Определите объем раствора вещества В с молярной
концентрацией С(В), необходимый для приготовления V1(B) мл
раствора с молярной концентрацией С1(В).
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
В
NaOH
HCl
H2C2O4
KMnO4
H3PO4
Ca(OH)2
K2Cr2O7
H2SO4
KOH
Na2CO3
KCl
Ba(NO3)2
CH3COONa
Na2SO4
NaCl
NH4Cl
NaNO3
KF
CuSO4
NH4NO3
С(В),
моль/л
0,1
0,2
0,4
0,25
0,4
0,02
0,6
0,5
0,1
0,5
0,2
0,4
0,6
0,25
0,1
0,2
0,2
0,25
0,3
0.1
С1(В),
моль/л
0,01
0,02
0,12
0,10
0,04
0,002
0,12
0,25
0,03
0,1
0,2
0,2
0,4
0,5
0,3
0,8
0,4
0,1
0,6
0,5
V1(B),
мл
100
200
100
100
500
600
350
160
300
500
110
240
200
700
500
400
650
450
950
400
Вопрос 2
Определите массу m вещества В, необходимую для
приготовления V(B) мл раствора с молярной концентрацией С(В).
№
п/п
1
2
3
В
HCl
H2SO4
H3PO4
М(В),
г/моль
36,5
98
98
18
С(В),
моль/л
0,137
0,680
0,204
V(B),
мл
200
300
150
Окончание табл.
№
п/п
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
В
CrCl3
Na2S2O3
NH4NO3
KBr
K2SO4
CuSO4
CaCl2
Na3PO4
NaOH
Na2SO4
BaCl2
KOH
NaCl
FeCl3
K2SO4
KOH
CuCl2
М(В),
г/моль
158,5
158
80
119
174
159,5
111
164
40
142
207
56
58,5
162
174
56
134,5
С(В),
моль/л
0,252
0,127
0,214
0,118
0,306
0,564
0,450
0,134
0,150
0,915
0,277
0,893
0,547
0,525
0,104
0,136
0,495
V(B),
мл
100
250
350
500
150
100
200
500
200
100
250
300
500
200
100
250
300
Вопрос 3
Рассчитайте молярную концентрацию раствора вещества В, если
известны массовая доля растворенного вещества ω (B) и плотность
раствора (В)
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
В
Na2CO3
Na2CO3
NH3
KOH
KOH
NaOH
NaOH
HClO4
HClO4
HNO3
ω(В),
%
9,75
17,7
5,25
19,35
23,38
19,62
22,36
54,79
59,28
48,42
(B),
г/мл
1,10
1,19
0,98
1,18
1,22
1,21
1,24
1,47
1,53
1,30
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
19
В
ω(В), %
HNO3
H2SO4
H2SO4
H3PO4
H3PO4
CH3COOH
CH3COOH
NaOH
H3PO4
HNO3
52,56
72,09
75,92
82,96
86,38
91,2
98,0
47,85
100,0
85,5
(B),
г/мл
1,32
1,63
1,68
1,66
1,70
1,07
1,06
1,50
1,87
1,47
Тема 6. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Изучите следующие понятия и определения: закон действия масс
для
химического
равновесия,
термодинамическая
и
концентрационные
константы
равновесия,
активность
и
коэффициент активности, константы диссоциации и гидролиза,
константа ионного произведения воды, растворимость и
произведение растворимости, степень превращения вещества
(степень гидролиза, степень электролитической диссоциации).
Вопрос 1
Для равновесных химических процессов: а) напишите уравнения
закона действия масс (Ка, а также КС или Кр); б) укажите, изменение
каких факторов (концентрация реагентов, давление, температура)
приведет к изменению значения термодинамической константы
равновесия; в) укажите направление смещения равновесия при
увеличении давления в системе.
1. Na3РО4(р-р) + Н2О (ж) 
 Na2НРО4(р-р) + NaОН(р-р)
Аl2(СО3)3(тв) 
 Al2O3 (тв) + 3СО2 (г)
2. Pb(NO3)2(р-р) + Na2S(р-р) = PbS(тв) + 2NaNO3(р-р)
СO(г) + 2Н2(г) 
 СН3ОН (ж)
3. Fe2(SО4)3(p-p) + 6NaOH (p-p) 
 3Na2SO4(p-p) + 2Fe(OH)3(тв)
СuСО3 (тв) 
 СuO(тв) + СO2 (г )
4. Lа2(СО3)3 (тв) + 3 HCl (p-p) 
 2LaCl3(p-p) + 3CO2 (г ) + H2O(ж)
2Н2 (г) + O2 (г) 
 2Н2О (г)
5. CuSО4(p-p) + 2NaOH(p-p) 
 Na2SO4(p-p) + Cu(OH)2(тв)
N2 (г) + 3Н2 (г) 
 2NH3(г)
6. 2AgNO3(p-p) + Na2SO4(p-p) 
 Ag2SO4 (тв) + 2NaNO3(p-p)
ZnO(тв) + H2(г) 
 Zn (тв) + Н2O(г)
7. Ni(OH)2(тв) + 2HCl 
 NiCl2(p-p) + 2H2O (ж)
2SO2(г) + O2(г) 
 2SO3(г)
20
8. FeCl3(p-p) + Н2O(ж) 
 FeOHCl2(p-p) + HCl(p-p)
Lа2(СО3)3(тв) 
 Lа2O3(тв) + 3CO2(г)
9. Zn(NO3)2(p-p) + Н2О(ж ) 
 ZnOHNO3(p-p) + HNO3(p-p)
6CO2(г) + 6Н2О(ж) 
 C6H12O6(тв) + 6О2(г)
10. AlCl3(р-р) + Н2O(ж) 
 AlOHCl2(p-p) + НCl(р-р)
NH4NO2(тв) 
 N2(г) + 2H2О(г)
11. Na2SiO3(р-р) + Н2O(ж) 
 NaHSiO3(p-p) + NaOH(p-p)
SnO2(тв) + 2СО(г) 
 2СО2(г) + Sn(тв)
12. CuSO45H2O(тв) 
 CuSO4(тв) + 5H2O(г)
N2(г) + O2(г) 
 2NO(г)
13. Cu(NO3)2(p-p) + Н2О(ж ) 
 CuOHNO3(p-p) + HNO3(p-p)
S(тв) + 2Н2О(г) 
 SО2(г) + 2Н2(г)
14. K2СО3(р-р) + Н2О(ж ) 
 KНСО3(р-р) + KОН(р-р)
СН4(г) + Н2О(г) 
 СО(г) + 3Н2(г )
15. Na2SiO3(р-р) + 2НCl(р-р) 
 H2SiO3(тв) + 2NaCl(p-p)
2N2(г) + 6Н2О(г) 
 4NH3(г) + 3О2(г)
16. CаСО3 (тв) + 2HCl (p-p) 
 CaCl2(p-p) + CO2 (г ) + H2O(ж)
4СО(г) + 2SO2(г) 
 S2(тв) + 4СО2(г)
17. 3AgNO3(p-p) + Na3РО4(р-р) 
 Ag3PО4(тв) + 3NaNO3(р-р)
4NH3(г) + 3О2(г) 
 2N2(г) + 6Н2О(ж)
18. Cu(NO3)2(р-р) + 2KOН(р-р) 
 Сu(ОН)2(тв) + 2KNO3(р-р)
4NO(г) + 6Н2О(г) 
 4NH3(г) + 5О2(г)
19. Mg(OH)2(тв) 
 MgO(тв) + Н2О(г)
СО2(г) + 3Н2(г) 
 СН3ОН(г) + Н2О(г)
20. Pb(NO3)2(р-р) + 2КI (р-р) 
 PbI2(тв) + КNO3(p-p)
ZnO(тв) + Н2(г) 
 Zn(тв) + Н2О(ж)
21
Boпpoc 2
Запишите уравнение диссоциации слабого электролита.
Определите рН раствора слабой кислоты или основания, если
известны его молярная концентрация С и константа диссоциации Кд.
Для многоосновных кислот и оснований в расчете можно принять во
внимание только первую ступень диссоциации.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Соединение
НВrО
HCN
HAsO2
HIO
NH4ОН
СН3СООН
Н3РО4
C6H5NH3OH
Н2СО3
(CH3)2NH2OH
С, моль/л
0,1
0,2
0,1
0,5
1,0
0,2
0,1
0,01
0,2
0,01
Кд
2,210 -9
4,9310 -10
6,0310 -10
2,810 -11
l,7510 -5
1,710 -5
7,110 -3 (Кд1)
4,310 -10
4,510 -7 (Кд1)
5,410 -4
Запишите уравнение гетерогенного равновесия для раствора
труднорастворимого соединения. Определите растворимость
соединения и концентрацию ионов металла в его насыщенном
растворе (моль/л) по величине произведения растворимости (ПР).
№
п/п
11
12
13
14
15
Соединение
ПР
Ва3(РО4)2
Ag3PO4
СаF2
Cu2S
Lа2(СO3)3
610 -39
1,310 -20
410 -11
2,510-48
410 -34
№
п/п
16
17
18
19
20
22
Соединение
ПР
Li3PO4
PbI2
Th3(PO4)4
Ca3(PO4)2
Ag2CО3
3,210–9
1,110 -9
2,610 -79
210 -29
1,210 -12
Вопрос 3
Для солей, склонных к гидролизу, напишите молекулярные и
ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
№ п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Соединение
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
K2SO4, K2CO3, Fe(OH)2Cl
Na2S, NaCl, CdOHCl
Na3PO4, AlOHSO4, RbNO3
Na2SiO3, CrOHCl2, А1Cl3
LiCl, K2SO3, (CoOH)2SO4
Na3AsO4, CrOHSO4, CsBr
CaCl2, KHCO3, NiOHNO3
NaHS, Rb2SO4, Ni(NO3)2
Sr(NО3)2, Na2HPO4, ZnSO4
NaHSiO3, Cu(NO3)2, NaBr
Соединение
RbCl, KHSO3, FeCl3
NaH2PO4, CdCl2, Cs2SO4
Na2HAsO4, CaBr2, CoSO4
СaI2, NaH2AsO4, Ва(NО3)2
Na2SO3, SrCl2, Al2(SO4)3
NaBr, K2S, A1(OH)2C1
K3PO4, KC1, FeOHSO4
K2SiO3, (ZnOH)2SO4, NaI
CsBr, Na2CO3, CuOHNO3
K2HAsO4, Са(NO3)2, FeCl3
Тема 7. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Изучите следующие понятия и определения: скорость
химической реакции, закон действия масс для кинетики, порядок и
молекулярность реакции, константа скорости, уравнение скорости
первого порядка, энергия активации, коэффициент Вант-Гоффа,
катализ.
Вопрос 1
Используя закон действия масс, определите, во сколько раз
изменится скорость указанных простых реакций при изменении
условий эксперимента. Укажите молекулярность, частные и общий
порядки реакции.
№
п/п
1
2
3
Реакция
2NO + Cl22NOCl
2NO + Сl22NOCl
2NO + Cl22NOCl
Изменение условий эксперимента
При сжатии смеси в 3 раза
При росте РNO в 2 раза (V=const)
При добавлении трех молей инертного
газа ( V=const)
23
Окончание табл
№
п/п
4
Реакция
Изменение условий эксперимента
Н2+2NON2O+H2O
5
6
7
8
9
10
11
Н2+2NON2O+H2O
Н2+2NON2O+H2O
2HI H2 + I2
2HI H2 + I2
О2 + 2NO2NO2
О2 + 2NO2NO2
2NO + Cl2 2 NOCl
12
2NO + Cl2 2 NOCl
13
14
15
2NO + Cl2 2 NOCl
Н2+2NON2O+H2O
Н2+2NON2O+H2O
16
17
18
2HI H2 + I2
2HI H2 + I2
О2 + 2NO2NO2
19
20
О2 + 2NO2NO2
О2 + 2NO2NO2
При трехкратном разбавлении
( Р=const)
При увеличении [NO]в 2 раза
При увеличении [H2] в 2 раза
При расширении смеси в 5 раз
При сжатии смеси в 3 раза
При увеличении [NO]в 4 раза
При сжатии смеси в 3 раза
При двухкратном разбавлении
(Р=const)
При увеличении объема сосуда
в 4 раза
При увеличении [NO]в 3 раза
При сжатии смеси в 4 раза
При добавлении шести молей
инертного газа (V = const)
При увеличении [HI]в 4 раза
При уменьшении[HI] в 3 раза
При двукратном разбавлении
(Р=const)
При уменьшении [NO] в 3 раза
При увеличении [O2] в 5 раз
Вопрос 2
Определите, сколько времени потребуется для достижения
степени превращения  в реакции первого порядка А В + С, если
известна константа скорости реакции. Сколько времени потребуется
для достижения той же степени превращения при увеличении
температуры на 20 оС, если температурный коэффициент
Вант-Гоффа равен 2.
№
п/п
1
2
3
, %
5
10
15
k, мин-1
0,051
0,052
0,054
№
п/п
11
12
13
24
, %
55
60
65
k, мин-1
0,072
0,076
0,081
Окончание табл
№
п/п
4
5
6
7
8
9
10
, %
20
25
30
35
40
45
50
k, мин-1
№
п/п
14
15
16
17
18
19
20
0,055
0,057
0,059
0,061
0,064
0,066
0,069
, %
70
75
80
85
90
95
99
k, мин-1
0,088
0,09 2
0,100
0,112
0,128
0,157
0,230
Вопрос 3
Объясните, какая из двух приведенных реакций имеет:
А. Меньшую энергию активации?
1. а) ClO (p-p) + Br (p-p) BrO (p-p) + Cl (p-p);
б) Cl(г) + H2 (г) HCl (г) + H(г);
2. а) HI (p-p) + KOH (p-p) KI (p-p) + H2O (ж);
б) (СH3СO)2O (ж) + Н2О (ж)  2СН3СООН (р-р);
H O
2

 AgI (тв) + KNO3 (p-p)
3. а) AgNO3 (p-p) + KI (p-p) 
C H OH
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2 5
 AgI (тв) + INO3 (p-p)
б) AgNO3 (p-p) + I2 (p-p) 
a) NaOH (p-p) + HCl (p-p)  NaCl (p-p) + H2O (ж);
б) Na (тв) + CH3Cl (г) NaCl(тв) + CH3 (г);
а) СН3СООН (ж) + С2Н5ОН (ж) СН3СООС2Н5 (ж) + Н2О (ж);
б) Na2SO4(p-p) + BaCl2(p-p) BaSO4 (тв) + 2NaCl (p-p);
a) H2O (ж) + Cl2 (г)  HCl (p-p) + HClO (p-p);
б) 2Na(г) + Сl2 (г) NaCl (тв) + Сl;
а) ClO (p-p) + Br (p-p) BrO (p-p) + Cl (p-p);
б) ClO (p-p) + H+ (p-p)  HClO (p-p);
а) H2O (ж) Н+ (р-р) + ОН (р-р);
б) NaOH (p-p) + HNO3 (p-p) NaNO3 (p-p) + H2O (ж);
а) Н2(г) + СН3 (г)  СН4 (г) + H(г);
б) HI (г) + С2Н4 (г)  С2Н5I (г);
а) 2Н2 (г) + О2 (г)  2Н2О (г);
б) Pb(NO3)2 (p-p) + 2KCl (p-p)  PbCl2 (тв) + 2KNO3 (p-p)
25
Б. Меньшую скорость?
11. а) 2Na (г) + Н2 (г)  2NaH (тв);
б) 3Н2 (г) + N2(г)  2NН3 (г);
12. а) C2H4 (г) + Н2 (г)  С2Н6 (г)
б) СН3 + Н2 (г)  СН4 (г) + Н (г);
13. а) Са (тв) + 2Н2О (ж)  Са(ОН)2 (тв) + Н2 (г);
б) СаCl2 (p-p) + K2CO3 (p-p) CaCO3 (тв) + 2KCl (p-p);
14. a) 3H2 (г) + N2(г)  2NH3(г);
б) KNO3 (p-p) + HСlO4 (p-p) KClO4 (тв) + HNO3 (p-p);
15. a) C (тв) + Н2О (г)  Н2 (г) + СО (г);
б) К2СО3 (р-р) +2НСl (p-p) CO2 (г) +Н2О (ж) +2КСl (p-p)
-
16. a) NH 4 (p-p) +OH (p-p) NH4OH (p-p);
б) Н (г) + Cl2 (г) HCl (г) + Cl (г);
17. а) ClO (p-p) + Br– (p-p) BrO (p-p) + Cl (p-p);
б) Cl(г) + H2 (г) HCl (г) + H;
18. а) Н2(г) + СН3 (г)  СН4 (г) + H(г);
б) HI (г) + С2Н4 (г)  С2Н5I (г);
H O
2

 AgI (тв) + KNO3 (p-p);
19. a) AgNO3 (p-p) + KI (p-p) 
C H OH
2 5
 AgI (тв) + INO3 (p-p);
б) AgNO3 (p-p) + I2 (p-p) 
20. a) 2H2(г) + О2 (г)  2Н2О (г) ;
б) Pb(NO3)2 (p-p) + 2KCl (p-p)  PbCl2 (тв) + 2KNO3(p-p).
Тема 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ (ОВР)
Изучите следующие понятия, определения и сведения: степень
окисления,
окислитель,
восстановитель,
окислительновосстановительная двойственность, стандартный окислительновосстановительный потенциал, примеры типичных окислителей и
восстановителей, определение направления ОВР.
Вопрос 1
Выделите в указанных веществах атомы элементов, для которых
характерны окислительно-восстановительные свойства. Отметьте их
степени окисления и функцию, которую они могут выполнять в
26
ОВР: только окислитель, только восстановитель, окислительновосстановительная двойственность.
Оцените их окислительно-восстановительную активность с
использованием электродных потенциалов (табл. П. 10).
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Вещества
Ce(SO4)2, Na
AuCl3, Al
Ca, K2MnO4
HIO3, Cu
NaBiO3, Na2SO3 (pH > 7)
PbO2, H3AsO4
KСl, Cl2
K2Cr2O7, Ni(OH)3
Na2S, MnSO4
Zn, K3PO3
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Вещества
F2, SnCl2
H2O2, NH3
O2, FeCl2
KMnO4, Na2SO3 (рН< 7)
MnO2, Au
HI, CrCl2
SnCl4, La
NaClO, HNO3
Cr2(SO4)3, Mg
H2, KNO2(pH < 7)
Вопрос 2
Допишите
окислительно-восстановительную
реакцию
и
расставьте коэффициенты с использованием метода электронного
баланса. Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций.
Укажите окислитель и восстановитель (используйте табл. П.13)
1. Н2О2 + KI + H2SO4I2 + …
2. KMnO4 + Na2SO3 + KOHK2MnO4 +…
3. Zn + HNO3 (разб.)NH4NO3 +…
4. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4S + …
5. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + …
6. Cu + HNO3 (конц)  NO2 + …
7. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  MnSO4 + …
8. K2Cr2O7 + Н2О2+ H2SO4  O2 + …
9. Mg + H2SO4 (конц) H2S + …
10. KMnO4 + NaNO2 + H2O  MnO2 + …
11. KMnO4 + HCl  Cl2 + …
12. Ag + HNO3 (разб)  NO + …
13. KMnO4 + H2S+ H2SO4  S + …
14. K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + …
27
15.
16.
17.
18.
19.
20.
KMnO4 + NaNO2 + KOH  K2MnO4 + …
Pb + HNO3 (разб)  NO + …
NaBr + MnO2 + H2SO4 Br2 + …
KClO3 + FeSO4 + H2SO4 KCl + …
KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + …
Cu + HNO3 (разб)  NO + …
Вопрос 3
С использованием стандартных электродных потенциалов (табл.
П.10) рассчитайте ЭДС реакции и составьте уравнение возможной
окислительно-восстановительной
реакции,
расставьте
коэффициенты.
1. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
K2Cr2O7 для реализации в стандартных условиях следующих
процессов: а) 2F - 2eF2; б) 2Br - 2eBr2?
2. К растворам: а) хлорида, б) йодида натрия, подкисленным серной
кислотой, добавили нитрит натрия NaNO2. Какой из галогенов
(Cl2 или I2) выделится при этом в свободном виде?
3. Действием какого из окислителей (K2Cr2O7 или KMnO4) можно
выделить хлор в свободном виде из раствора соляной кислоты?
4. Можно ли восстановить сульфат железа (III) до сульфата
железа (II) при pH< 7: а) бромидом калия; б) йодидом калия?
5. К растворам: а) фторида калия, б) хлорида калия, подкисленным
серной кислотой, добавили диоксид свинца PbO2. Какой из галогенов
(Cl2 или F2) выделится при этом в чистом виде?
6. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
бром (Br2) для следующих процессов: а)Fe2+ - eFe3+;
б) Mn2+ - 5eMn+7?
7. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
K2Cr2O7 для следующих процессов: а) Mn2+ - 5eMn+7;
б) N+3- 2eN+5?
8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
H2O2 для следующих процессов: а) S+4 - 2eS+6; б) 2F -2eF2 ?
9. Какой из окислителей (MnO2 или PbO2) эффективнее использовать
в кислой среде для получения Cl2 из раствора соляной кислоты?
28
10. Для пoлучения какого галогена (Cl2 или I2) можно использовать
NaNO2 в качестве окислителя в кислой среде: а) 2Cl - 2eCl2;
б) 2I - 2eI2?
11. Можно ли в качестве восстановителя использовать раствор HCl
в следующих процессах: а) Fe3+ + eFe2+; б) Mn+7 + 5eMn2+?
12. Действие какого из окислителей (Br2 или KМnO4) эффективнее в
кислой среде для процесса Sn2+ - 2eSn4+?
13. Какой процесс можно использовать для окисления сульфата
железа (II) до сульфата железа (III) в кислой среде:
а) S+6 +2eS+4; б) Mn+7 + 5eMn2+?
14. Какой окислитель (K2Cr2O7 или I2) эффективнее использовать в
кислой среде для процесса N+3 - 2eN+5?
15. Можно ли в качестве восстановителя в кислой среде
использовать Н2О2 для следующих процессов: а) Mn+7 + 5eMn2+;
б) S+6 + 2eS+4?
16. К растворам: а) хлорида калия, б) йодида калия, подкисленным
серной кислотой, добавили K2Cr2O7. Какой галоген (Cl2 или I2)
выделяется при этом в свободном виде?
17. Какой процесс можно использовать для окисления нитрита
натрия NaNO2 до нитрата NaNO3 в кислой среде: а) Fe3+ + eFe2+;
б) Cr+6 + 3eCr3+?
18. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
KMnO4 в следующих процессах : а) 2F - 2eF2; б) S2 - 2eS?
19. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
K2Cr2O7 для следующих процессов: а) S2 - 2eS; б) 2F - 2eF2?
20. Какая из следующих реакций осуществима в стандартных
условиях: а) Zn + AgNO3… ; б) Cu + FeSO4… ?
Тема 9. КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ
Изучите следующие понятия и определения: дисперсные
системы, дисперсная фаза, дисперсионная среда, коллоидные
системы, золь, гель, адсорбция, правило Пескова–Фаянса,
кинетическая
и
агрегативная
устойчивость,
коагуляция,
седиментация, пороговая концентрация.
29
Вопрос 1
Напишите уравнения реакций, протекающих при образовании
золей, и схемы строения мицелл. В избытке взят компонент, который
указан первым.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Реагенты
AgNO3 + KBr
NaI + AgNO3 
KBr + AgNO3
AgNO3 + NaI 
Na2S + AsCl3
CuSO4 + K4[Fe(CN)6] 
AsCl3 + Na2S 
K4[Fe(CN)6] + CuSO4
LaCl3 + Na2CO3
NaOH + FeCl3
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Реагенты
Na2CO3 + LaCl3 
AlCl3 + NaOH 
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] 
KI + Pb(NO3)2
K4[Fe(CN)6] + FeCl3
Pb(NO3)2 + KI 
Cu(NO3)2 + NaOH 
Na2SiO3 +HCl 
NaOH + Cu(NO3)2
HCl + Na2SiO3 
Вопрос 2
Золь получен при постепенном приливании к водному раствору
первой соли (А) объемом VА и молярной концентрации СА раствора
второй соли (В) объемом VВ и молярной концентрации СВ (смотри
нижеследующую таблицу):
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Золь
А
AgI
AgI
AgBr
AgBr
AgCl
AgCl
AgI
AgI
AgI
AgI
AgBr
AgBr
KI
AgNO3
KBr
AgNO3
AgNO3
NaCl
KI
AgNO3
KI
AgNO3
KBr
AgNO3
VА,
мл
20
70
25
18
85
100
20
55
18
64
23
19
Исходные соли
СА,
В
моль/
л
0,01
0,005
0,008
0,012
0,005
0,005
0,008
0,008
0,011
0,006
0,009
0,013
AgNO3
KI
AgNO3
KBr
KCl
AgNO3
AgNO3
KI
AgNO3
KI
AgNO3
KBr
30
Электролиты
VB,
мл
15
20
18
20
15
250
18
25
14
19
17
21
СB,
моль/л
0,012
0,015
0,0096
0,0095
0,025
0,001
0,005
0,016
0,013
0,016
0,01
0,009
Al(NO3)3, K2SO4
CaCl2, Na2SO4
Na2SO4, MgCl2
Na2SO4, CaCl2
K2SO4, Ba(NO3)2
AlCl3, ZnSO4
K2SO4, CuCl2
Na2SO4, CaCl2
AlCl3, Na2SO4
Na2SO4, Cu(NO3)2
CaCl2, Na2SO4
MgCl2, Na2SO4
№
п/п
Золь
А
Исходные соли
VА, СА,
В
мл моль/
л
13
14
15
16
17
18
19
20
AgCl
AgCl
AgI
ZnS
ZnS
FeS
FeS
AgI
AgNO3
NaCl
KI
Na2S
Na2S
Na2S
Na2S
AgNO3
96
80
15
50
80
70
90
60
0,045
0,006
0,012
0,001
0,001
0,001
0,02
0,008
KCl
AgNO3
AgNO3
ZnCl2
ZnCl2
FeCl2
FeCl2
KI
Окончание табл
Электролиты
VB,
мл
14
220
25
40
20
50
60
30
СB,
моль/л
0,027
0,001
0,006
0,005
0,002
0,01
0,005
0,013
K2SO4, Ca(NO3)2
KBr, ZnSO4
KCl, ZnSO4
Na2SO4, CaCl2
K2SO4, Ca(NO3)2
MgSO4, KI
CaCl2, Na2SO4
KBr, CuSO4
а) используя значения ПР (табл. П. 6), подтвердите расчетом условие
образования ядра мицеллы;
б) определите, какие ионы, в соответствии с правилом ПесковаФаянса будут адсорбироваться ядром.
Вопрос 3
Составьте формулу мицеллы золя и определите знак заряда
частиц. Укажите, какой из приведенных в таблице электролитов
является более эффективным коагулянтом. Используйте данные
вопроса 2.
Тема 10. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Изучите следующие понятия и определения: донорноакцепторное взаимодействие, комплексообразователь, лиганды,
внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения,
координационное число, типы гибридизации, пространственная
геометрия комплексов, диссоциация комплексных соединений в
водных растворах, константа нестойкости.
Вопрос 1
Напишите уравнения реакции комплексообразования. Для
комплексных соединений, полученных в первой реакции, укажите:
а) внутреннюю и внешнюю сферы; центральный атом –
комплексообразователь и лиганды; б) определите заряд
комплексного иона и степень окисления комплексообразователя.
31
1. Ni(NO3)2 + NH3 (изб.) …
KЧ = 4
[ Ni(NH3)4] Cl2 + KCN (изб.) …
KН ([Ni(NH3)4]2+) = 1,110 8; KН([Ni(CN)4]2 ) = 1,010 31;
2. CuSO4 + NH4OH (изб) …
КЧ = 4
[Cu(NH3)4]Cl2 + NaCN (изб.) …
КН ([Cu(NH3)4]2+) = 2,1410 13; KН ([Cu(CN)4]2 ) = 5,010 28
3. FeCl2 +KCN (изб.) …
КЧ = 6
(NH4)2Fe(SO4)2 + Na2S (изб.)  …
ПР(FeS) = 5,010 18
4. AgNO3 + NH4OH(изб.) …
КЧ = 2
[Ag(NH3)2]Cl + Na2S2O3 (изб.)
КН ([Ag(NH3)2]+) = 5,910 8; KН ([Ag(S2O3)2]3 ) = 3,510 14;
5. ZnSO4 + KOH (изб.) …
КЧ = 4
Na2[Zn(OH)4] + HNO3 (изб.) …
6. AgNO3+ Nа2S2O3(изб.) …
КЧ = 2
Na[Ag(NO2)2 ] + Nа2S2O3 (изб.) 
КН([Ag(NO2)2] ) = 1,310 3; KН ([Ag(S2O3)2]3 ) = 3,510 14;
7. AlCl3 + NaOH (изб.)  …
КЧ = 6
NH4Al(SO4 )2 +NaOH (мало) …
ПР (Al(OH)3 = 3,210 34
8. Fe(NO3)3 + NaSCN(изб.)…
КЧ = 6
K3[Fe(SCN)]6 + KF (изб.) …
КН([Fe(SCN)6]3 ) = 5,910 4; KН([FeF6]3 ) = 7,910 17
9. FeCl3 + KF (изб) …
КЧ = 6
Na3[FeF6] + NaCN (изб.) …
КН([FeF6]3 ) = 7,910 17; KН([Fe(CN)6]3 ) = 1,010 45;
10. Fe2(SO4)3 + KCN(изб.) …
КЧ = 6
Fe2(SO4)3 + K4[Fe(CN)6] …
ПР (Fe4[Fe(CN)6]3 = 3,010 41
11. AuCl3 + KCl( изб.) …
КЧ = 4
K[AuCl4] + KSCN (изб.) …
КН([AuCl4] ) = 5,010 22; KН([Au(SCN)4] ) = 1,010 42;
12. Cd(OH)2 + NH4OH (изб.) …
КЧ = 4
[Cd(NH3)4](OH)2 + KCN (изб.) …
КН([Cd(NH3)4]2+) = 2,810-7; KН([Cd(CN)4]2 ) = 7,810 18;
13. Fe(SCN)2 + KSCN (изб.) …
КЧ = 6
FeSO4 + (NH4)2SO4 (изб.) …
двойная соль
32
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
Fe(CN)2 + KCN (изб.) …
КЧ = 6
К4[Fe(CN)6] + FeCl3 (изб.) …
ПР (Fe4[Fe(CN)6]3) = 3,010 41
CuCl + NH3 (изб.) …
КЧ = 2
[Cu(NH3)2]Cl + KCN (изб.) …
КН([Cu(NH3)2]+) = 2,210 8; КН([Cu(CN)2] ) =1,010 24;
Cu(OH)2 + NaOH (30%) …
КЧ = 4
Na2[Cu(OH)4] + KCN (изб.) …
КН([Cu(OH)4 ]2 ) = 7,610 17; KН([Cu(CN)4]2 ) = 5,010 28;
AgCl + KCl (изб.)  …
КЧ = 2
K[AgCl2] + KSCN ( изб.) …
КН([AgCl2] ) = 1,810 5; KН([Ag(SCN)2] ) = 2,7.10 8;
Ag2O + NH4OH (изб.) …
КЧ = 2
[Ag(NH3)2]OH + HNO3 (изб.) …
AgNO3 + Na2S2O3 (изб.) …
КЧ = 2
Na3[Ag(S2O3)2] + NaCN (изб.) …
КН ([Ag(S2O3)2]3 ) = 3,510 14; КН([Ag(CN)2] ) = 1,410 20;
AgNO3 + KSCN (изб.) …
КЧ = 2
K[Ag(SCN)2] + K2S2O3 (изб.) …
КН([Ag(SCN)2] ) = 2,710 8; КН([Ag(S2O3)2]3 ) = 3,510 14.
Вопрос 2
Используя значения общей константы нестойкости КН,
определите молярную концентрацию ионов комплексообразователя
и концентрацию ионов (или молекул) лиганда в растворе
комплексной соли (А) с концентрацией С(А), содержащей избыток
лигандов в виде вещества (В) с молярной концентрацией С(В).
№
п/п
1
2
3
4
5
Раствор комплексного соединения
Формула
А
K4[Fe(CN)6]
K3[Fe(CN)6]
[Ag(NH3)2]Cl
K2[Cd(CN)4]
K2[HgI4]
С(А),
моль/л
0,1
0,2
0,3
0,05
0,02
КН
1,010-37
1,310-44
5,710-8
7,810-18
1,510-31
33
Раствор вещества В
Формула
В
KCN
KCN
NH3
KCN
KI
С(В),
моль/л
1
1
1,5
0,1
0,05
Окончание табл.
№
п/п
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Раствор комплексного соединения
Формула
А
K2[HgCl4]
Na3[Ag(S2O3)2]
[Cu(NH3)4]Cl2
[Zn(NH3)4]SO4
K[Ag(CN)2]
[Co(NH3)6]Cl3
K3[FeF6]
K3[Co(CN)6]
[Ni(NH3)6]Cl2
K4[Co(CN)6]
K3[Fe(SCN)6]
[Co(NH3)6]Cl2
K2[Zn(CN)4]
K2[UF6]
K4[Hg(CN)6]
С(А),
моль/л
0,01
0,1
0,01
0,4
0,01
0,3
0,02
0,01
0,1
0,5
0,1
0,2
0,01
0,03
0,05
Раствор вещества В
КН
8,510-16
3,510-14
2,110-13
2,010-9
2,810-21
6,210-36
7,910-17
1,010-64
9,810-9
8,110-20
5,910-4
4,110-5
2,410-20
1,610-25
2,410-41
Формула
В
KCl
Na2S2O3
NH3
NH3
KCN
NH3
KF
KCN
NH3
KCN
KSCN
NH3
KCN
KF
KCN
С(В),
моль/л
1
0,08
0,5
1
0,02
0,1
0,3
0,5
0,3
2
1
1,5
0,5
1
0,1
Вопрос 3
Определите тип гибридизации орбиталей комплексообразователя
и пространственную конфигурацию комплекса.
Таблица исходных данных
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Комплекс
[Ag(NH3)2]+
[Ag(CN)2][Co(H2O)6]3+
[Co(H2O)6]2+
[AuCl4][Cr(CN)6]3[CoCl4]2[Co(NO2)6]3[Fe(H2O)6]3+
[Fe(CN)6]3-
Число
неспаренных
электронов, ne
0
0
0
3
0
3
3
0
5
1
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
34
Комплекс
[Fe(H2O)6]2+
[FeF6]3[Ni(NH3)6]2+
[Pt(CN)4]2
[Ni(H2O)6]2+
[Ni(NH3)4]2+
[Zn(NH3)4]2+
[Cr(NH3)6]3+
[FeF6]4[Fe(CN)6]4-
Число
неспаренных
электронов, ne
4
5
2
0
2
2
0
3
4
0
При ответе используйте предлагаемый образец оформления.
1. Формула комплекса
А. [Cu(NH3)2]+; B. [Ni(CN)4]2Б. [Co(SCN)4]2-; Г. [FeF6]3-
2. Заряд иона
А. 1+; Б. 2+; В. 2+; Г. 3+
комплексообразователя
3d
4s 4p
4d
3. Сокращенная
A.Cu[ ]      
электронная формула
невозбужденного атома
3d
4s 4p
4d
комплексообразователя Б. Со[ ]      
в виде энергетических
ячеек
3d
4s 4p
4d
В. Ni[ ]      
3d
Г. Fe[ ]
4. Сокращенная
+
электронная формула
A.Cu [ ] 
свободного иона
комплексообразователя
(без влияния лигандов) Б.Со2+[ ] 
в виде энергетических
ячеек
В. Ni2+[ ]
4s
   


3d


4d

4s 4p
4d
4s 4p
4d
  
3d


 
4s 4p
   
5 Число неспаренных
А. 0; Б. 3; В. 0; Г. 5
электронов иона
комплексообразователя
в окружении лигандов
данного типа (ne)
35
4d
4s 4p

3d

3d
Г. Fe3+[ ] 
4p

4d
Окончание табл.
6 Сокращенная
электронная формула
комплекса в виде
энергетических ячеек
(пунктиром выделены
орбитали
комплексообразователя, занятые
электронными парами
лигандов )
3d
А. [ ]


Б. [ ]


В. [ ]


4s


3d

4s
  

3d

3d
Г. [ ] 
   
7 Тип гибридизации
А. sp;
8 Пространственная
конфигурация
комплекса
А. Линейная.
Б. Тетраэдр.
4p

4p

4d

4s


4s



4p


4d

4p

4d

4d



Б. sp3 ; В. dsp2; Г. sp3d2
В. Плоский квадрат
Г. Октаэдр
Тема 11. СВОЙСТВА f-ЭЛЕМЕНТОВ
Изучите следующие определения, понятия, сведения: лантаноиды
(Ln), актиноиды (An), редкоземельные и трансурановые элементы,
радиоактивность, свойства металлов и их гидроксидов с разной
степенью окисления, окислительно-восстановительные свойства
соединений Ln и An, способность к комплексообразованию и
координационные числа.
Вопрос 1
Составьте сокращенные электронные формулы в виде
энергетических ячеек для f-элементов с порядковыми номерами Z.
Укажите основные степени окисления, которые они проявляют в
химических соединениях.
№
п/п
1
2
Z
58, 90
59, 91
№
п/п
8
9
Z
65, 97
66, 98
36
№
п/п
15
16
Z
58, 90
59, 91
Окончание табл.
№
п/п
3
4
5
6
7
Z
60,
61,
62,
63,
64,
92
93
94
95
96
№
п/п
10
11
12
13
14
Z
67,
68,
69,
70,
71,
99
100
101
102
103
№
п/п
17
18
19
20
Z
60,
61,
62,
63,
92
93
94
95
Вопрос 2
Напишите формулы средней соли и комплексного соединения
лантаноида и актиноида. Укажите, растворимы ли они в воде.
№
п/п
Средняя соль
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Карбонат церия (III)
Диуранат аммония
Фторид тория
Сульфат диоксоурана
Нитрат тория
Карбонат гадолиния
Хлорид церия (III)
Фторид урана (IV)
Фторид диоксоурана(VI)
Оксалат церия (III)
Нитрат диоксоурана(VI)
Нитрат гадолиния
Ортофосфат тория (IV)
Диуранат аммония
Карбонат оксотория
Хлорид диоксоурана
Сульфат церия (IV)
Ортосиликат тория (IV)
Уранат натрия
Оксалат неодима
Комплексное соединение
централь- лиганд
КЧ
ный атом
Th4+
8
CO32
4+
Ce
8
C2O42
UO22+
6
CO32
Th4+
6
F
4+
2Ce
8
CO3
U4+
6
F
2Th4+
8
C2O4
2+
2UO2
8 по U+6
C2O4
Ce4+
8
SO42
4+
Pu
8
C2O42
U4+
SO428
2Ce4+
8
CO3
4+
2Th
8
CO3
Pu4+
8
CO32
2UO22+
6
CO3
4+
2Ce
8
C2O4
Th4+
8
CO32
UO22+
6
SO42
2Pu4+
8
C2O4
2+
UO2
8 по U+6
F
37
Вопрос 3
Допишите уравнения следующих химических реакций:
1.
2.
ScCl3 + KOH (изб.) …
Sc(OH)3 + HNO3 ( разб.) …
ScF3 + HF( изб.) …
t
Sc + NaOH + H2O  …
ScCl3 + Na2CO3 (изб.) …
КЧ = 6 или 4
КЧ = 6
КЧ = 6 или 4
КЧ = 6
t
Sc(OH)3 
…
3.
t
YCl3 + Mg 
…
Y(OH)3 + H2SO4 (разб.) …
Y + H2O
4.
t

…
t
LaCl3 + Ca 
…
La + HCl ( разб.) …
t
La(OH)3 
…
5.
t
LaH3 + H2O

…
t
6.
7.
8.
9.
La2(C2O4)3  …
La(OH)3 + H2SO4 (разб.) …
CeCl3 + NaOH…
Ce(OH)3 + HCl (разб.) …
Сe(OH)3 + O2 + H2O …
t
CeC2 + H2O 
…
CeCl3 + Na2CO3…
Ce(NO3)3 + NaBiO3 + HNO3 Bi(NO3)3 +…
Сe(OH)3 + HCl (разб.) …
Ce(OH)4 + HCl (разб.) …
Сe(SO4)2 + KI  I2 +…
t
Ce(OH)4 + NaOH 
…
Ce(C2О4)2 + (NH4)2C2О4…
СeC + H2O
t

…
38
КЧ =8
10.
11.
12.
13.
14.
15.
Ce(SO4)2 + NaOH …
Ce(SO4)2 + HBr …
Ce(OH)4 + H2SO4 (разб.) …
Ce(OH)3 + H2O2 (мало) …
Ce(OH)4 + H2O2 (изб.) …
Ce(SO4)2 + H2O2…
(pH  7)
Th(NO3)4 + NaOH …
Th(OH)4 + HCl (разб.) …
Th(NO3)4 + (NH4)2C2О4 (изб.) …
КЧ = 8
Th(NO3)4 + NaF …
Th(NO3)4 + K4[Fe(CN)6] …
Th[Fe(CN)6] + Na2CO3 (изб.) …
КЧ = 8
Th(NO3)4 + Na2CO3 (мало) + H2O  ThOCO3 +…
ThOCO3 + Na2CO3 (изб.) + H2O …
КЧ = 8
Th(C2О4)2 + (NH4)C2О4 (изб) …
КЧ = 8
U(SO4)2 + H2SO4 ( изб.) …
КЧ = 8
U(SO4)2 + K4[Fe(CN)6] …
t
UF6 + H2 
…
16.
17.
18.
19.
20.
U3O8 + H2
t

…
t
UF4 + Ca 
…
U(SO4)2 + NaOH …
UO2(OH)2 + H2SO4 (разб.) …
UO2(OH)2 + NaOH (изб.) …
UCl6 + H2O гидролиз


UO2(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] …
(UO2)2[Fe(CN)6] + NaOH (изб.) …
UO2SO4 + Na2CO3 (изб.) …
t
UF4 + Ca 
…
Na2U2O7 + Na2C2O4 (изб.) + H2O …
UO2SO4 + Zn + H2SO4 U(SO4)2 + …
t
U3O8 + H2 
U3O8 +MnO2 + H2SO4 UO2SO4 +…
Na2U2O7 + Na2CO3 (изб.) + H2O …
39
КЧ = 8
КЧ = 8
КЧ = 8
Тема 12. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ИДЕНТИФИКАЦИИ
Изучите следующие определения, понятия и сведения:
химическая идентификация вещества, качественный анализ,
аналитический сигнал, аналитические группы ионов, групповой
реактив, реакции обнаружения или открытия ионов.
Вопрос 1
Составьте сокращенные электронные формулы в виде
энергетических ячеек для химических элементов с порядковыми
номерами Z. Определите тип элементов. Определите высшие
степени окисления элементов.
№
п/п
1
2
3
4
5
№
п/п
Z
21,
33,
63,
26,
72,
58
90
22
59
64
6
7
8
9
10
Z
92, 27
40, 60
29, 91
25, 61
79, 65
№
п/п
Z
11
12
13
14
15
90,
57,
35,
24,
67,
28
92
66
70
42
№
п/п
Z
16
17
18
19
20
34,
82,
64,
69,
49,
94
68
48
41
92
Вопрос 2
Составьте структурные формулы соединений, укажите степени
окисления атомов и типы химических связей между ними
(с использованием значений электроотрицательности из табл. П. 4).
Сравните любые две связи по степени их ионности.
№
п/п
Соединения
№
п/п
Соединения
1
La2(C2O4)3
Na2O2
H2O2
Ba3(PO4)2
K2Cr2O7
U(OH)4
H2CO3
Pb3O4
KMnO4
Fe3O4
6
BaO2
Na2CrO4
H2C2O4
Cr(OH)3
ThOCO3
H2Cr2O7
U3O8
Th(SO4)2
FeOHSO4
CeC2
2
3
4
5
7
8
9
10
№ Соединения
п/п
11 Pb3O4
H2CO3
12 Na2CrO4
EuC2
13 Fe3O4
U(SO4)2
14 NaHCO3
EuC2
15 Th(OH)4
Na2U2O7
40
№
п/п
Соединения
16
Na2U2O7
CaHPO4
(CuOH)2CO3
CeC2
CaC2
Al(OH)3
CrOHSO4
Ce2(C2O4)3
NaAlO2
BaO2
17
18
19
20
Вопрос 3
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
химических реакций (или схемы) обнаружения в водном растворе
данных ионов. Укажите аналитический сигнал.
№ п/п
1
2
3
Ионы
+
H , CO
2
3
, Cu
2
№ п/п
11
SO 24  , Pb2+, H+
Th4+, Ca2+, Pb2+
-
Ионы

3
NO , Ca2+, K+
12
CO 32  , Th4+, Ba2+
13
14
OH , Cl , Cu2+
Pb2+ , NO 3 , Fe3+
-
-
4
I , Fe3+, NO 3
5
15
Th4+, SO 24  , Na+
6
Ce4+, OH , Fe3+
Ag+, K+, NH 4 ;
16
NH 4 , Cu2+, H+
7
UO 22  , H+, Na+
17
UO 22  , NO 3 , Ca2+
8
OH , Na+, UO 22 
18
Ag+, OH , SO 24 
9
Ni2+, Ba2+, SO 24 
19
Ce4+, Ba2+, Cl
10
Ni2+, Ca2+, SO 24 
20
UO 22  , CO 32  , Cl
-
-
-
-
Тема 13. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Вопрос 1
Термохимические расчеты на основе закона Гесса.
С использованием приведенных уравнений реакций и их тепловых
эффектов (Но, кДж/моль), рассчитайте стандартные теплоты
о
образования (энтальпии образования Н обр , кДж/моль) указанных
веществ.
1. MgSO46H2O (тв)
Mg(тв) + 2H+(p-p) = Mg2+ (p-p) + H2 (г)
Но= -461,8
H2 (г) + S (ромб.) + 2О2(г) = 2Н+(р-р) + SO 24  (p-p)
Hо = -909,3
MgSO46H2O(тв) = Mg2+(p-p) + SO 24  (p-p) + 6H2O(ж)
Н2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
Но = +3,5
Но = -285,8
41
2. Na2SO410H2O (тв)
2Na(тв) + 2Н+(р-р) = 2Na+ (p-p) + H2(г)
НО = -480,6
H2(г) +S (ромб.) + 2О2 = 2Н+(р-р) + SO 24  (p-p)
Ho = -909,3
Na2SO410H2O (тв) = 2Na+ (p-p) +SO 24  (p-p)
+10Н2О(ж)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
3. Mn(NO3)26H2O(тв)
Mn(тв) + 2H+(p-p) = Mn2+(p-p) + H2 (г)
Ho = +76,6
Но = -285,8
Н2(г) + N2 (г) +3О2(г) = 2Н+(р-р) + 2NO 3 (p-p)
Ho = -409,4
Mn(NO3)26H2O(тв)=Mn2+(p-p)+2NO 3 (p-p)+6Н2О(ж)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
4.CuCl2(тв)
СuO(тв) + 2HCl(p-p) = СuCl2(p-p) + H2O(ж)
CuCl2(тв) СuCl2(p-p)
Cu(тв) + 0,5О2(г) = СuO(тв)
H2(г) + Сl2(г) = 2HCl (p-p)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
5. Al2Cl6 (тв)
2Al(тв) + 6HCl(p-p) = Al2Cl6(p-p) + 3H2 (г)
H2(г) + Сl2(г) = 2HCl (г)
НСl(г) HCl(p-p)
Al2Cl6 (тв) Al2Cl6 (p-p)
6. As2O3(тв)
As2O3(тв) + 3H2O(ж) = 2Н3AsO3(p-p)
As(тв) + 1,5Cl2 (г) = AsCl3(г)
AsCl3(г) + 3Н2О(ж) = Н3AsO3(p-p) + 3HCl(р-р)
1/2Н2(г) + 1/2Cl2 (г) = НCl (г)
HCl (г) HCl (p-p)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
7.CaHPO42Н2O (тв)
Са(тв) + 2Н+(р-р) = Са2+(р-р) + Н2(г)
Но = -227,7
Ho = -21,3
Но = -285,8
Но = -56,9
Ho = -61,4
Ho = -162,0
Ho = -334,2
Но = -285,8
Но = -1003,2
Ho = -184,1
Ho = -72,4
Ho = -643,1
Ho = +31,6
Ho= -298,7
Ho = -73,6
Но = -92,3
Ho = -72,5
Но = -285,8
Но = -542,7
1,5Н2(г) + Р(бел.) + 2О2(г) = 2Н+(р-р) + НРО 24  (p-p)
Ho = -1292,1
CaHPO42Н2O (тв) = Ca2+(p-p) +НРО 24  (p-p) +2Н2О(ж)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
Ho = -9,0
Но = -285,8
42
8. Ca(H2PO4)2H2O (тв)
Са(тв) + 2Н+(р-р) = Са2+(р-р) + Н2(г)
Но = -542,7
1,5Н2(г) + Р(бел.) + 2О2(г) = Н+(р-р) + Н2РО 4 (p-p)
Ho = -1296,3
Ca(H2PO4)2Н2O (тв) = Ca2+(p-p)+2Н2РО 4 (p-p)+Н2О(ж)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
9. Na2CO310H2O (тв)
2Na(тв) + 2Н+(р-р) =2Na+(p-p) + H2 (г)
Н2(г) + С(графит) + 1,5О2(г) = 2Н+(р-р) +СО 32  (р-р)
Na2CO310H2O(тв) = 2Na+(p-p) +СО 32  (р-р)+ 10H2O(ж)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
10. KAl(SO4)2 (тв)
2К(тв) + 2Н+(р-р) = 2К+(р-р) + Н2(г)
2Al (тв) + 6Н+(р-р) = 2Al3+(p-p) + 3H2(г)
Н2(г) + S(ромб.) + 2О2(г) = 2Н+(р-р) + SO 24  (p-p)
KAl(SO4)2 (тв) = K+(p-p) + Al3+(p-p) + 2 SO 24  (p-p)
11. HI(г)
H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)
HCl(г) = HCl (р-р)
НI(г) = HI (p-p)
КОН(р-р) + HCl(p-p) = KCl(p-p) +H2O(ж)
КОН(р-р) + HI(p-p) = KI(p-p) +H2O(ж)
Cl2 (г) + 2KI(p-p) = 2KCl(p-p) + I2(тв)
12. СdCl2(тв)
CdO(тв) + 2H+(p-p) = Cd2+(p-p) + H2O(ж)
-
Ho = -12,8
Но = -285,8
Но = -480,6
Но = -676,6
Но = +61,5
Но = -285,8
Но = -504,3
Но = -1059,4
Ho = -909,3
Ho = +135,5
Но = -184,1
Но = -72,5
Ho = -80,4
Но = -55,8
Ho= -55,8
Но = -219,3
Но = -102,1
Ho = -18,7
Но = -259,0
СdCl2(тв) = Cd2+(p-p) + 2Cl (p-p)
Cd(тв) + 0,5О2(г) = СdO(тв)
-
H2(г) + Cl2(г) = 2H+(p-p) + 2Cl (p-p)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
13. CaCl2 (тв)
CaO (тв) + 2Н+ (р-р) = Са2+ (р-р) + Н2О(ж)
-
CaCl2 (тв) = Ca2+ (p-p) + 2Cl (p-p)
Са(тв) + 0,5О2 (г) = СаО(тв)
Н2 (г) + Cl2 (г) = 2Н+(р-р) + 2Сl-(р-р)
H2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
43
Но = -334,2
Но = -285,8
Но = -193,4
Но = -81,0
Но = -635,1
Но = -334,2
Но = -285,8
С использованием приведенных уравнений реакций и их
тепловых эффектов (Но) рассчитайте среднее значение энергии
связи Е, кДж/моль в указанных молекулах.
14. NH3 (г)
2 NH3 (г) + 1,5О2 (г) = N2 (г) + 3Н2О (г)
3Н2О(г) = 1,5О2(г) + 3Н2(г)
N2(г) = 2N(г)
3Н2(г) = 6Н(г)
15. СН4(г)
С(графит) + 2Н2 (г) = СН4(г)
С(графит) = С(г)
Н2(г) = 2Н(г)
16. HCl (г)
Н2(г) = 2Н(г)
Cl2(г) = 2Cl(г)
Но = -633,6
Но = +725,4
Но = +941,4
Но =+1307,9
Но = -74,9
Но = +715,0
Но =+436,0
Но = +436,0
Но = +242,7
Но = -92,3
1/2Н2(г) + 1/2Cl2 (г) = НCl (г)
17. Рассчитайте стандартные тепловые эффекты реакций:
С(графит) +0,5О2(г) = СО(г)
Но = ?
С(графит) + 2Н2О(г) = СО2(г) + 2Н2(г)
Но = ?
С(графит) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г)
Но = ?
2СО(г) = СО2(г) + С(графит)
Но = ?
по следующим данным:
С(графит) + О2 (г) = СО2(г)
СО(г) + 0,5О2(г) = СО2(г)
Н2(г) + 0,5 О2(г) = Н2О(г)
Но = -405,8
Но = -284,5
Но = -246,8
18. Определите количество теплоты, выделяющейся при гашении
500 кг извести CaO водой, если:
Са(тв) + 0,5 О2(г) = СаО(тв) + 636,9 кДж;
Са(тв) + О2(г) + Н2(г) = Са(ОН)2(тв) + 988,0 кДж;
Н2(г) + 0,5 О2(г) = Н2О(ж) + 285,8 кДж.
44
19.ьОпределите
количество
теплоты,
выделяющейся
при
взаимодействии 30 кг пентаоксида фосфора с водой по реакции
Р2О5(тв) + Н2О(ж) = 2НРО3 (р-р) + Q,
по следующим данным:
2Р(бел.) + 2,5О2(г) = Р2О5(тв) + 1507,2 кДж;
Н2(г) + 0,5 О2(г) = Н2О(ж) + 285,8 кДж;
2Р(бел) + Н2(г) + 3О2(г) = 2НРО3(р-р) + 1912,3 кДж.
20. Рассчитайте расход теплоты на получение 100 л водорода в
нормальных условиях при конверсии метана по реакции
СН4(г) + СО2 (г) = 2СО(г) + 2Н2(г)Q
по следующим данным:
С(графит) + О2(г) = СО2(г) + 393,5 кДж;
С(графит) + 2Н2 = СН4(г) + 74,9 кДж;
С(графит) + 0,5 О2 (г) = СО(г) + 110,5 кДж.
Вопрос 2
Расчет теплового эффекта реакций с использованием табличных
о
значений Н обр молекул и ионов в водных растворах (табл. П.5).
Допишите окислительно-восстановительную реакцию (ОВР),
протекающую в водном растворе, расставьте кэффициенты с
применением электронного баланса и рассчитайте тепловой эффект:
20. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 MnSO4 + …
21. KMnO4 + K2SO3 + H2O  MnO2+ …
22. U3O8 + MnO2 + H2SO4 UO2SO4 + …
23. UCl4 + O2 + H2O  UO2Cl2 + …
24. NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + …
25. U(SO4)2 + O2 + H2O  UО2SO4+ …
26. KMnO4 + HCl  MnCl2 + …
27. K2Cr2O7 + HI  CrI3 + …
28. PbO2 + NaNO2 + H2SO4 PbSO4 + …
29. Zn + HNO3 NH4NO3 + …
30. KI + KMnO4 + H2SO4 I2 + …
31. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + …
45
32. FeSO4 + KClO3 + H2 SO4  KCl + …
33. KMnO4 + KBr + H2SO4 Br2 + …
34. K2Cr2O7 + HCl (конц) Cl2 + …
35. MnSO4 + Br2 + NaOH  MnO2 + …
36. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 O2 + …
37. KMnO4 + Zn + H2SO4 MnSO4 + …
38. Fe(NO3)2 + HNO3 NO + …
39. Cu + HNO3 NO + …
Вопрос 3
Определите направление реакции: а) при стандартной
температуре (298 К); б) при нестандартной температуре t, используя
приближенную оценку изменения энергии Гиббса реакций при
заданной температуре по уравнению
Gт = Н o298 – ТS o298 .
№
п/п
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
Реакция
Ag2O (тв) + 2NO (г) + 1,5 O2 (г) = 2 AgNO3 (тв)
Ag (тв) + NO (г) + O2 (г) = AgNO3 (тв)
СО2(г) + PbO (тв) = PbCO3 (тв)
ZnO (тв) + CO2 (г) = ZnCO3 (тв)
SO2 (г) + Na2O (тв) = Na2SO3 (тв)
Na2O (тв) + CO2 (г) = Na2CO3 (тв)
СО2(г) + СаО(тв) = СаСО3 (тв)
2 NO2 (г) = N2O4 (г)
BaO (тв) + CO2 (г) = BaCO3 (тв)
2 NO(г) + 1,5 O2(г) +CaO(тв) = Ca(NO3)2 (тв)
MgO (тв) + CO2 (г) = MgCO3 (тв)
CO2 (г) + MnO (тв) = MnCO3 (тв)
H2O (г) + BaO (тв) = Ba(OH)2 (тв)
2 NO (г) + 1,5 O2(г) + BaO(тв) = Ba(NO3 )2(тв)
СаО (тв) + Н2О (г) = Са(ОН)2(тв)
2 Ag (тв) + 0,5 O2 (г) =Ag2O (тв)
NO (г) + 0,5 Cl2 (г) = NOCl (г)
ZnO (тв) + SO3 (г) = ZnSO4 (тв)
NO (г) + 0,5 O2 (г) = NO2(г)
H2O (г) + ZnO (тв) = Zn(OH)2(тв)
46
t, оС
1000
1000
500
500
2000
2000
1000
100
1500
1000
800
500
1000
1500
1500
300
800
1500
800
1000
Вопрос 4
Оценка температуры разложения веществ с использованием
табличных значений H обр,298 и S 298 (см. табл. П. 5).
O
O
Запишите и уравняйте реакцию термического разложения
веществa. Рассчитайте температуру начала раложения вещества
Тразл, К.
№
п/п
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
Реакция
СаСО3 (тв) 
Ва(ОН)2 (тв) 
Zn(OH)2 (тв) 
NO2(г)  O2(г) + NO(г)
Mg(OH)2 (тв) 
Са(ОН)2(тв) 
Pb(OH)2 (тв) 
Ag2O(тв) 
ВаСО3 (тв) 
Na2CO3(тв) 
№
п/п
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
Реакция
Y(OH)3 (тв) 
AgNO3(тв)Ag(тв)+NO+...
HgO (тв) 
РbCO3 (тв) 
MgCO3(тв) 
ZnCO3 (тв) 
MnCO3 (тв) 
NiCO3 (тв) 
HNO3(г) NO (г) + …
La(OH)3 (тв) 
Вопрос 5
Следует ответить на нижеперечисленные вопросы.
81. Какую практически важную информацию о химических
превращениях дает химическая термодинамика?
82. Дайте определение внутренней энергии химической системы.
Можно ли определить абсолютное значение внутренней энергии?
83. Что такое тепловой эффект химической реакции? Приведите
примеры эндо- и экзотермических реакций.
84. В чем различие экспериментальных методов определения
изобарных и изохорных тепловых эффектов?
85. Приведите уравнение связи Н и U . Могут ли быть равными
эти термодинамические функции химических систем?
47
о
86. Каков физический смысл Н обр вещества? Какие выводы можно
о
сделать по знаку Н обр ?
87. Приведите примеры термодинамического уравнения химической
реакции.
88. Сформулируйте основные законы термохимии. Какие
практические следствия из них вытекают?
89. Является ли тепловой эффект реакции критерием возможности
самопроизвольного протекания химического превращения?
90. Каков физический смысл энтропии, и от каких факторов она
зависит?
91. Что такое термодинамическая вероятность и как она связна с
энтропией? С чем связана возможность определения абсолютных
значений энтропии?
92. По каким данным можно рассчитать изменение энтропии в
процессе химической реакции? Для каких систем (изолированных
или неизолированных) S является критерием возможности
самопроизвольного протекания химического превращения?
93. Как оценить знак S реакции, протекающей с участием
газообразных веществ, не прибегая к справочным данным?
94. К какому результату приводит объединение функции Н и S в
одно уравнение? В чем заключается практическая ценность
уравнения Гиббса?
о
95. Каков физический смысл G обр вещества?
о
96. Какие выводы можно сделать по знаку G обр вещества?
97. Какой из факторов (энтальпийный или энтропийный) имеет
решающее значение для изменения энергии Гиббса при очень
высоких и очень низких температурах?
98. Какие реакции (экзо- или эндотермические) наиболее вероятны
при низких температурах?
99. Дайте определение химического потенциала и поясните его
физический смысл.
100. Какие выводы можно сделать о направлении реакции по
величине и знаку G реакции?
48
Тема 14. ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ
ЗА I СЕМЕСТР
Вопрос 1
Следует знать ответы на нижеперечисленные вопросы.
1. Атом, химический элемент, вещество (простое, сложное,
раствор, смесь).
2. Способы выражения состава раствора. Концентрация (молярная,
моляльная, массовая и мольная доли).
3. Квантово-механическая модель атома, квантовые числа, типы
атомных орбиталей.
4. Основные принципы и закономерности заполнения атомных
орбиталей электронами (принцип минимума энергии, принцип
Паули, правило Хунда).
5. Зависимость радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к
электрону и электроотрицательности от положения элемента в
ПСЭ. Металлы и неметаллы.
6. Химическая связь: природа, основные виды и свойства.
7. Валентность, степень окисления атома элемента в химическом
соединении. Структурные формулы.
8. Типы химических превращений. Уравнения химических реакций
в ионно-молекулярной форме.
9. Основные законы термохимии (закон Гесса, закон Лавуазье–
Лапласа) и следствия из них.
10. Стандартная энтальпия образования вещества (сложного,
простого, ионов в водном растворе). Тепловой эффект
химического превращения и его расчет.
11. Стандартная энтропия вещества (простого, сложного, ионов в
водном растворе). Расчет изменения энтропии в химической
реакции.
12. Определение
направления
химической
реакции
по
термодинамическим функциям состояния. Энергия Гиббса.
13. Обратимые
реакции.
Химическое
равновесие.
Закон
действующих масс в химической термодинамике.
14. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
49
15. Диссоциация слабых электролитов. Константа и степень
электролитической диссоциации. Расчет рН раствора слабой
кислоты или слабого основания.
16. Произведение растворимости (ПР). Растворимость вещества и её
расчет по ПР.
17. Гидролиз. Гидролиз по катиону и аниону (изменение рН среды).
Константа и степень гидролиза.
18. Химический потенциал, активность, коэффициент активности.
19. Образование комплекса, виды химических связей в комплексных
соединениях. Типичные комплексообразователи и лиганды,
20. Тип гибридизации орбиталей комплексообразователя и
пространственная конфигурация комплекса. Типы комплексов.
21. Константы
нестойкости.
Расчет
концентрации
комплексообразователя в растворе комплексной соли.
Разрушение комплексов с использованием реакций осаждения.
22. Уравнение скорости простой и сложной химической реакции.
Порядок и молекулярность реакции.
23. Энергия активации. Между какими частицами (веществами)
реакции идут с заметной скоростью при стандартных условиях, а
какие реакции требуют инициирования?
24. Зависимость скорости реакции от температуры (уравнение
Аррениуса, правило Вант-Гоффа).
Вопрос 2
Составьте электронные формулы двух элементов в виде
энергетических ячеек. Для второго элемента определите степени
окисления в
указанных соединениях. Составьте структурные
формулы. Для каждой химической связи укажите, к какому из
атомов смещена электронная плотность химической связи; выделите
ионные и ковалентные неполярные связи.
№ п/п
1
2
3
4
5
6
Элементы
Ni, C
Fe, N
Co, Sn
Cr, O
F, Cu
Mn, Si
Химические соединения
CaC2, CO2, NaHCO3
N2, NH3, KNO3
SnO2, Na2SnO3, SnSO4
H2O2, OF2, NaOH
CuI, Cu(OH)2, (CuOH)2SO4
SiH4, SiO2, Na2SiO3
50
Окончание табл.
№ п/п
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Элементы
Ti, Br
Cd, P
B, Cr
Sc, S
Ca, Mn
Ti, Cl
Sb, Bа
Br, Fe
V, K
Zr, Al
Cr, H
Ag, As
Mo, N
W, I
Химические соединения
Br2, HВrO, KBrO3
PCl3, P2O5, Ca3(PO4)2
Cr2O3, Na2CrO4, Cr(OH)3
SO2, Na2S2O7, H2SO3
MnO2, KMnO4, MnSO4
Cl2, RbCl, HClO4
Ba(OH)2, BaO2, Ba3(PO4)2
Fe3O4, FeCl3, FeSO4
K2O2, K3PO4, KOH
Al2(SO4)3, AlH3, NaAlO2
H2 , CaH2, H2O2
Na3As, As2O3, KH2AsO4
N2, NO2, KNO2
I2, HI, KIO3
Вопрос 3
Рассчитайте рН водных растворов кислоты и основания (для
слабых многоосновных кислот и многовалентных оснований
учитывайте только первую ступень диссоциации). Константы
диссоциации слабого электролита возьмите из табл. П. 7.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
Кислота,
основание
H2SO4
NH4OH
CH3COOH
NaOH
HCl
C6H5NH3OH
H3AsO4
KOH
HNO3
NH4OH
H3BO3
RbOH
HBr
(CH3)2NH2OH
H3PO4
Ba(OH)2
С,
моль/л
0,2
0,2
1,0
1,0
0,01
0,01
0,1
0,1
0,08
0,08
0,01
0,01
0,01
0,01
0,1
0,1
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
51
Кислота,
основание
HCN
Ca(OH)2
HBrO
LiOH
CH3COOH
Sr(OH)2
HClO4
NH4OH
HNO2
NaOH
H2SO4
C6H5NH3OН
HClO
KOH
HCl
(CH3)2NH2OH
С, моль/л
0,02
0,02
0,05
0,05
0,5
0,5
0,3
0,3
0,4
0,4
0,01
0,01
0,01
0,01
0,01
0,01
Окончание табл.
№
п/п
9
10
Кислота,
основание
HClO4
C6H5NH3OH
H3BO3
CsOH
С,
моль/л
0,01
0,01
0,1
0,1
№
п/п
19
20
Кислота,
основание
HF
RbOH
HClO3
NH4OH
С, моль/л
0,02
0,02
0,02
0,02
Вопрос 4
Напишите выражения констант равновесия для следующих
о
обратимых процессов. С использованием значений G обр веществ
рассчитайте константу равновесия первой реакции и укажите, какие
вещества (исходные или продукты) преобладают в системе при
равновесии.
2+
2
1. СаСО3 (тв) 
 Са (р-р) + СО 3 (р-р);
2Н2 (г) + О2(г) 
 2Н2О (г).
2. 2NaOH (p-p) + H2SO4 (p-p) 
 Na2SO4 (p-p) + 2H2O (ж);

ZnSO3(тв)  ZnO(тв) + SO2 (г).
3. N2 (г) + 3H2(г) 
 2NH3 (г);
3+
2
La2(CO3)3 (тв) 
 2La (p-p) + 3CO 3 (p-p).
4. Pb(NO3)2 (p-p) + 2KI(p-p) 
 PbI2 (тв) + 2KNO3 (p-p);

ZnO(тв) + H2 (г)  Zn(тв) + H2O(г).
5. CaO (тв) + CO2(г) 
 CaCO3 (тв);

CH4(г) + H2O (г)  CO(г) + 3H2(г).
6. 2SO2(г) + O2(г) 
 2SO3 (г);
+
Ag2SO4 (тв) 
 2Ag (p-p) + SO 4 (p-p).
7. ZnCO3 (тв) 
 ZnO(тв) + CO2(г);
2CuSO4(p-p) + 2H2O(ж) 
 (CuOH)2SO4 (p-p) + H2SO4(p-p).
2-
-
+
8. AgCl(тв) 
 Ag (p-p) + Cl (p-p);
CdSO4(p-p) + Na2S(p-p) 
 CdS (тв) + Na2SO4(p-p).
-
2+
9. Zn(OH)2(тв) 
 Zn (p-p) + 2OH (p-p);
6CO2(г) + 6H2O (ж) 
 C6H12O6 (тв) + 6O2 (г).
-
10. Ag+(p-p) + Br (p-p)


AgBr(тв);
52
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
AlCl3(p-p) + H2O (ж) 
 AlOHCl2 (p-p) + HCl(p-p).

SnO2 (тв) + 2CO (г)  Sn(тв) + 2CO2(г);
Na2SiO3(p-p) + H2O(ж) 
 NaHSiO3(p-p) + NaOH(p-p).

BaCO3(тв)  BaO(тв) + CO2(г);
2СО(г) + O2(г) 
 2СO2(г).
S(тв) + 2H2O(ж) 
 SO2(г) + 2H2(г);
PbBr2(тв) + 2KI(p-p) 
 PbI2(тв) + 2KBr(p-p).

C2H5OH(ж)  C2H4 (г) + H2O(г);
2N2(г) + 6H2O(г) 
 4NH3(г) + 3O2(г).
4CO(г) + 2SO2(г) 
 2S(тв) + 4CO2(г);
+
2
H2PO 4 (p-p) 
 HPO 4 (p-p) + H (p-p).
4NH3(г) + 3O2(г) 
 2N2(г) + 6H2O(г);
3AgNO3(p-p) + Na3PO4(p-p) 
 3NaNO3(p-p) + Ag3PO4(тв).

CH4 (г) + 2O2(г)  CO2(г) + 2H2O(г);
2NaOH(p-p) + CuSO4(p-p) 
 Cu(OH)2(тв) + Na2SO4(p-p).

4NO(г) + 6H2O(г)  4NH3(г) + 5O2(г);
Mg(OH)2(тв) 
 MgO(тв) + H2O(г).
2NO(г) + O2(г) 
 2NO2(г);
CO2(г) + 3H2(г) 
 CH3OH(г) + H2O(г).

2SO2(г) + O2(г)  2SO3(г);
BaCl2(p-p) + H2SO4(p-p) 
 BaSO4(тв) + 2HCl(p-p).
Вопрос 5
При взаимодействии растворов двух веществ А и В протекает
стехиометрическая реакция с образованием вещества D. Плотность
раствора А принять равной 1 г/мл. Определите молярную
концентрацию вещества В.
№
п/п
1
2
3
4
В
V(В), мл
D
H2SO4
Na3PO4
Ca(OH)2
ω(А), V(A), мл
%
0,75 25
1,1
25
1,1
50
Ca(OH)2
BaCl2
H3PO4
10
15
100
Ba(OH)2
1,12
HNO3
25
Кислая соль
Средняя соль
Дигидроортофосфат кальция
Средняя соль
А
25
53
Окончание табл.
№
п/п
5
6
7
В
Ca(OH)2
CuCl2
H3PO4
ω(А), V(A), мл
%
1,2
20
2,2
110
0,98 35
H3PO4
Na2CO3
NaOH
V(В),
мл
10
10
10
8
AlCl3
1,1
10
KOH
5
9
FeCl3
1,1
20
10
10
CuSO4
1,2
20
K4[Fe(C
N)6]
NH4OH
А
D
Основная соль
Основная соль
Гидроортофосфат натрия
Гидроксид
алюминия
Комплексная
соль
Гидроксид
меди (II)
10
Определите объем вещества В.
№
п/п
11
А
ω(А),%
В
1,1
V(A),
мл
10
NaOH
С(В),
моль/л
0,1
FeCl3
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Pb(NO3)2
Ca(OH)2
H3PO4
KOH
HCl
NaHCO3
KOH
ThCl4
Вa(OH)2
3,3
1,1
1,3
0,84
1,05
1,5
1,1
0,9
1,0
10
50
40
40
25
25
25
15
100
KI
HCl
Ca(OH)2
H2SO4
Ba(OH)2
H2SO4
H3AsO4
Na2CO3
H3PO4
0,05
0,25
0,1
0,03
0,3
0,16
0,1
0,04
0.01
D
Гидроксид
железа (III)
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Средняя соль
Основная соль
Вопрос 6
Какая из приведенных ниже двух реакций протекает с большей
скоростью и почему? Приблизительно оцените величину энергии
активации обеих реакций.
№
+KNO3Реакции
п/п
а
1
2
б
N2 2N
H 2O
 AgI+KNO3
AgNO3+KI 
54
O2 2O
Cl2 + H2OH+ + Cl- + HClO
Окончание табл.
№
п/п
+KNO3Реакции
а
3
4
HF  H + F
5
6
7
8
9
10
HClH + Cl
2SO2 + O2 2SO3
CO  C + O
H+ + HS- H2S
SiO  Si + O
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
CO 32 
+H 
+
б
HI  H + I
HCO 3
CO2 + OH- HCO 3
H2+ ClHCl + H
2Na + O2 Na2O2
NO  N + O
H2+ S  H2S
H + CH4 CH3 + H2
H2 + S  H2S
H O
2

 KС1+ H2O
KOH+HС1 
H2 2H
Na + H2NaH + Н
H2 + 0,5 O2 H2O
H2 + Cl2 2HCl
O2 2O
Na + Cl2NaCl + С1
H+ + OH- H2O
Rb + Cl2 RbCl + Cl
H + Cl2 HCl + Cl
HO .2 + H2O  H2O2 + OH-
Ва2+ + SO2−
4 ВаSO4
Br- + ClO- BrO- + ClCl22Cl
Pb2+ + 2I- PbI2
Ba + 2H2OBa(OH)2 + H2
Br- + Ag+ AgBr
H2 2H
4Li(тв) + O2 2Li2O
Ag+ + I- AgI
H O
2

 AgI+KNO3
AgNO3+KI 
Тема 15. РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ
Вопрос 1
Следует знать ответы на нижеперечисленные вопросы.
1. Чем отличаются растворы от смесей и химических соединений?
Идеальные растворы. Изменение Н, G и S при образовании
идеальных растворов.
2. Реальные растворы. Причины отклонения их свойств от
идеальности. Диссоциация и ассоциация. Сольватация и
гидратация.
55
3. Теория
электролитической
диссоциации
Аррениуса.
Экспериментальные факты, подтверждающие теорию Аррениуса
и кажущееся противоречие теории Аррениуса законам физики.
4. Сильные и слабые электролиты. Степень и
константа
диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
5. Закон Рауля для идеальных растворов. Зависимость давления
пара компонентов реальных растворов от состава.
6. Кипение и замерзание растворов. Определение молярной массы
неэлектролитов.
7. Осмос и осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа.
8. Активность неэлектролитов, электролитов, ионов. Коэффициент
активности.
9. Расчет коэффициентов активности электролитов по уравнению
Дебая–Хюккеля. Ионная сила раствора.
10. Электрохимические процессы. Гальванический элемент.
11. Двойной электрический слой. Электродный потенциал.
12. Электроды первого рода. Уравнение Нернста для металлических
и газовых электродов.
13. Окислительно-восстановительные
электроды.
Уравнение
Нернста. Влияние рН среды на потенциалы окислительновосстановительного электрода.
14. Конструкция и электродные процессы водородного и
кислородного электродов, зависимость их потенциалов от рН
среды.
15. Уравнение Нернста для ЭДС гальванического элемента.
Обратимый и необратимый гальванический элемент.
16. Электролиз.
Законы
Фарадея.
Металлы,
получаемые
электролизом водных растворов. Реакции электролиза.
17. Факторы, определяющие последовательность разряда ионов при
электролизе?
18. Перенапряжение и факторы, которые определяют его величину.
19. Электрохимическая коррозия на примере систем Fe–Cu и Fe–Sn.
20. Защита металлов от коррозии.
Вопрос 2
По данным о понижении температуры замерзания (Т) водных
растворов (по сравнению с чистой водой) для хлорида натрия,
ацетона и уксусной кислоты при различных концентрациях (грамм
56
вещества на 100 г воды) определите состояние (электролит,
неэлектролит, ассоциат) растворенных веществ в воде. Объясните
выявленные различия в состоянии рассматриваемых веществ.
Криоскопическая постоянная воды (Kкр) равна 1,86.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Хлорид натрия
Концент
рация
0,584
1,169
1,759
2,223
2,922
3,506
4,091
4,675
5,260
5,844
6,429
7,013
7,597
8,182
8,766
9,351
9,935
10,520
11,104
11,689
Т
0,347
0,693
1,022
1,358
1,693
2,030
2,368
2,708
3,048
3,391
3,738
4,084
4,413
4,749
5,084
5,421
5,759
6,099
6,439
6,782
Ацетон (СН3)2СО
Концент
рация
0,581
1,162
1,742
2,323
2,904
3,458
4,066
4,640
5,227
5,808
6,389
6,970
7,550
8,131
8,712
9,293
9,874
10,454
11,035
11,616
Т
0,186
0,372
0,558
0,744
0,930
1,116
1,302
1,488
1,674
1,860
2,046
2,232
2,418
2,604
2,790
2,976
3,162
3,348
3,534
3,720
Уксусная кислота
СН3СОOH
Концент
Т
рация
6,006
1,148
12,010
2,296
18,015
3,444
24,020
4,592
30,025
5,740
36,030
6,888
42,035
8,036
48,040
9,184
54,045
10,332
60,050
11,480
66,056
12,628
72,060
13,776
78,065
14,924
84,070
16,072
90,075
17,220
99,080
18,368
102,085
19,516
108,090
20,664
114,095
21,812
120,100
22,960
Вопрос 3
Оцените с использованием нижеприведенных таблиц
активность (а) ионов в растворах указанных электролитов с
концентрацией С (моль/л).
№
п/п
1
2
Ион
H+
Cl-
Электролит
HCl
HCl
С,
моль/л
0,002
0,005
№
п/п
11
12
57
Ион
Cd2+
Zn2+
Электролит
CdCl2
ZnCl2
С,
моль/л
0,013
0,017
Окончание табл.
3
4
5
6
7
8
9
10
Ag+
IBrNi2+
Co2+
Pb2+
Cu2+
S2-
AgNO3
HI
HBr
NiCl2
CoCl2
Pb(NO3)2
CuCl2
K2S
0,01
0,02
0,005
0,007
0,017
0,033
0,066
0,015
13
14
15
16
17
18
19
20
Fe2+
Cd2+
Cu2+
Ni2+
Zn2+
Cr3+
Fe3+
In3+
FeSO4
CdSO4
CuSO4
NiSO4
ZnCl2
CrCl3
FeCl3
In(NO3)3
0,025
0,005
0,075
0,01
0,02
0,017
0,033
0,013
Приближенные значения коэффициентов активности у ионов при
различных ионных силах раствора I приведены в табл. П. 12.
Вопрос 4
Рассчитайте значения потенциала электрода в растворе
электролита с активностью (а) потенциалообразующих ионов (см.
вопрос 3). Воспользуйтесь значениями стандартных электродных
потенциалов (табл. П. 10).
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Электрод
HCl H2,Pt
Pt, Cl2 НCl
AgNO3Ag
Pt,I2HI
Pt,Br2 HBr
NiCl2Ni
CoCl2Co
Pb(NO3)2Pb
CuCl2Cu
Pt,S K2S
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Электрод
CdCl2 Cd
ZnCl2Zn
FeSO4 Fe
CdSO4 Cd
CuSO4Cu
NiSO4Ni
ZnCl2Zn
CrCl3Cr
FeCl3Fe
In(NO3)3In
Вопрос 5
Составьте гальванический элемент из двух электродов:
стандартного (вопрос 5) и нестандартного (см. вопрос 4) и
рассчитайте его ЭДС. Напишите электронно-ионные уравнения
электродных
процессов и ионно-молекулярное
уравнение
токообразующей
химической
реакции,
протекающей
в
58
гальваническом элементе. Определите направление перемещения
электронов по проводнику первого рода и ионов в электролите.
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Стандартный электрод
ZnCl2Zn
CdCl2Cd
HNO3H2, Pt
AgNO3Ag
HBrH2, Pt
CuCl2Cu
Pt, Cl2 |НCl
FeCl2Fe
CdCl2Cd
HClH2, Pt
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Стандартный электрод
Zn(NO3)2Zn
CuCl2Cu
H2SO4H2, Pt
NiSO4Ni
FeSO4Fe
HClH2, Pt
Pt,Cl2HCl
CoSO4Co
Pt,Cl2HCl
HNO3H2, Pt
Вопрос 6
Определите продукты электролиза водного раствора соли.
Запишите уравнения электродных реакций и суммарное уравнение
электролиза.
№
Соль
рН
Материал
Материал
п/п
раствора
анода
катода
1
Pb(NO3)2
<7
графит
свинец
2
Cu(NO3)2
<7
медь
медь
3
CuSO4
<7
графит
медь
4
AgNO3
<7
графит
серебро
5
CdCl2
<7
графит
кадмий
6
Zn(NO3)2
<7
графит
цинк
7
CuCl2
<7
графит
графит
8
AgNO3
<7
графит
графит
9
NaNO3
≈7
графит
графит
10
KNO3
≈7
графит
графит
11
CuSO4
<7
медь
графит
12
CaCl2
≈7
графит
графит
13
NaCl
≈7
графит
платина
14
ZnCl2
<7
графит
цинк
15
MgCl2
<7
графит
графит
59
Окончание табл.
№
Соль
рН
Материал
Материал
п/п
раствора
анода
катода
16
K2SO4
≈7
графит
графит
17
Pb(NO3)2
<7
свинец
свинец
18
Na2SO4
≈7
графит
графит
19
Pb(NO3)2
<7
свинец
графит
20
AlCl3
<7
графит
графит
Значения перенапряжения выделения водорода, кислорода и хлора
на электродах указаны в табл. П. 11.
Вопрос 7
Какой из металлов при нарушении целостности покрытия будет
подвергаться коррозии в кислой среде в первую очередь? Для тех же
коррозионных пар напишите уравнения катодной и анодной
реакций.
№
Основной Ме/
№
Основной Ме/
п/п
Ме покрытия
п/п
Ме покрытия
1
Fe/Zn
11
Pb/Cu
2
Fe/Al
12
Fe/Cu
3
Fe/Pb
13
Pb/Zn
4
Zn/Sn
14
Sn/Al
5
Fe/Sn
15
Fe/Pb
6
Cd/Sn
16
Pb/Ag
7
Fe/Ag
17
Cd/Ag
8
Cu/Sn
18
Fe/Ag
9
Cu/Cd
19
Al/Sn
10
Pb/Cd
20
Al/Zn
Тема 16. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СИСТЕМЫ
Изучите следующие понятия, определения, сведения: кислоты и
основания по Аррениусу, Бренстеду и Льюису; константы
кислотности и основности, расчет рН водных растворов кислот и
оснований, кислотно-основные индикаторы.
60
Вопрос 1
Допишите
уравнения
реакций
кислотно-основного
взаимодействия. Укажите пары сопряженных кислот и оснований
Бренстеда, а также кислоты Льюиса.
№
п/п
№
п/п
1
СО 32  + Н2О 
Fe3++6CN-
11
HPO 24  + H2O 
Ni2+ + 4CN-
2
NH 4 + OH-
Zn2++H2O
CH3COOH + H2O 
Au3+ + 4Br-
12
NO 2 + H2O 
Au+ + 2CN-
13
4
HF + H2O
Fe3+ + 6F-
14
5
Th4+ + 4CO 32  
15
6
Co + 6 SCN 
CH3COO- + H2O 
Ве2+ + 4OH-
H2PO 4 + OH-
Hg2+ + 4Br-
Pb2+ + 4Br-
HSO 3 + OH-
NH3 + H2O 
Cu2+ + 4NH3
16
3
2+
7
8
9
10
-
Ag+ + 2NH3
H2PO 4 + OH-
H2S + OH-
Cd2+ + 4NH3
17
HCO 3 + H2O 
Al3+ + H2O 
CN- + H2O 
UO 22 + 3SO 24 
19
18
20
Ni2+ + H2O 
SO 32 + H2O 
HS- + OH-
Ag+ + 2S2O 32 
S2- + H2O 
Co3+ + 6NH3
HS- + H2O 
Au3+ + 4Cl-
NH3 + HCl 
Cr3+ + H2O 
Вопрос 2
Рассчитайте рН водных растворов кислоты и основания (для слабых
многоосновных кислот и многовалентных оснований учитывайте
только первую ступень диссоциации).
61
№
п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Кислота,
основание
H2SO4
NH4OH
CH3COOH
NaOH
HCl
C6H5NH3OH
H3AsO4
KOH
HNO3
NH4OH
H3BO3
RbOH
HBr
(CH3)2NH2OH
H3PO4
Ba(OH)2
HClO4
C6H5NH3OH
H3BO3
CsOH
С,
моль/л
0,2
0,2
1,0
1,0
0,01
0,01
0,1
0,1
0,08
0,08
0,01
0,01
0,01
0,01
0,1
0,1
0,01
0,01
0,1
0,1
№
п/п
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Кислота,
основание
HCN
Ca(OH)2
HBrO
LiOH
CH3COOH
Sr(OH)2
HClO4
NH4OH
HNO2
NaOH
H2SO4
C6H5NH3OН
HClO
KOH
HCl
(CH3)2NH2OH
HF
RbOH
HClO3
NH4OH
С,
моль/л
0,02
0,02
0,05
0,05
0,5
0,5
0,3
0,3
0,4
0,4
0,01
0,01
0,01
0,01
0,01
0,01
0,02
0,02
0,02
0,02
Вопрос 3
Укажите, для титрования каких кислот и оснований наиболее
пригодны индикаторы, приведенные в таблице: а) сильных кислот
сильными основаниями; б) сильных кислот слабыми основаниями; в)
слабых кислот сильными основаниями?
№
Индикатор
Область перехода
п/п
окраски, интервал рН
1
Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
2
Метиловый красный
4,2 – 6,3
3
Лакмус
6,0 – 8,0
4
Феноловый красный
6,8 – 8,4
5
Фенолфталеин
8,2 – 10,0
6
Ализариновый желтый
10,1 – 12,1
7
Пикриновая кислота
0,0 – 1,3
62
Окончание табл.
№
п/п
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Индикатор
Метиловый фиолетовый
Бромтимоловый синий
Ализариновый желтый
Индигокармин
Хинолиновый синий
Нейтральный красный
о – Нитрофенол
Бромкрезолпурпурный
Нитразин желтый
Лакмоид
 – Нафтиловый красный
Конго красный
Малахитовый зеленый
Область перехода
окраски, интервал рН
1,0 – 1,5
6,0 – 7,6
10,1 – 12,1
11,6 – 14,0
7,0 – 8,0
6,8 – 8,4
5,0 – 7,0
5,2 – 6,8
6,0 – 7,0
4,0 – 6,4
3,7 – 5,7
3,0 – 5,2
0,1 – 2,0
Тема 17. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
( для подготовки к экзамену и выполнения
итогового домашнего задания)
I.
ОСНОВЫ ТЕОРИИ ХИМИИ
1. Химическая система. Вещество и химические превращения.
Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные
свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы
химических реакций.
2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей.
Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней
(принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда).
Особенности формирования многоэлектронных подуровней (d-,
f-подуровней). Электронные формулы элементов в виде
энергетических ячеек. Валентность.
3. Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь
химических свойств простых веществ с электронным строением
атомов. Причины несоответствия высшей валентности
63
4.
5.
6.
7.
8.
d-элементов VIII группы номеру группы ПСЭ. Зависимость
радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и
электроотрицательности от положения элемента в ПСЭ.
Металлы и неметаллы.
Химическая связь. Методы валентных связей и молекулярных
орбиталей. Основные виды (ковалентная, ионная, донорноакцепторная, водородная и металлическая) и характеристики
(энергия, длина, направленность, полярность и поляризуемость)
химической связи. Взаимосвязь вида, характеристик химической
связи и электроотрицательности элементов. Характеристики
химической связи, состав и строение молекул. Степень
окисления.
Межмолекулярные взаимодействия. Структурные формулы
молекул и ассоциатов.
Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и
энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования
химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с
направлением химических процессов. Расчет термодинамических функций химических реакций по справочным данным.
Оценка реакционной способности и устойчивости веществ.
Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства.
Активность.
Коэффициент активности неэлектролита и
электролита.
Закон
действия
масс
для
равновесия.
Термодинамическая и концентрационная константы равновесия.
Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон Бертло–
Нернста. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение
равновесия диссоциации воды в растворах электролитов.
Гидролиз по катиону и аниону (изменение рН среды). Константа
и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.
Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон
действия масс для скорости. Порядок и молекулярность реакции.
Кинетическое уравнение реакции первого порядка. Зависимость
скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.
Энергия активации. Катализ.
Растворы. Способы выражения концентрации. Растворители и их
свойства. Особенности воды как растворителя. Водородный
показатель. Электролитическая диссоциация, сольватация. Связь
свойств растворов (осмотического давления, температуры
64
кипения и замерзания) с состоянием растворенного вещества.
Закон Рауля. Среднеионный коэффициент активности и
активность. Константа и степень диссоциации слабых
электролитов. Закон разбавления Оствальда.
9. Коллоидные растворы. Дисперсные системы и области их
применения. Строение мицеллы. Правило Пескова–Фаянса.
Адсорбция. Свойства коллоидных растворов (агрегативная и
кинетическая
устойчивость,
седиментация,
коагуляция,
оптические и электрические). Методы получения и разрушения
коллоидных систем.
10. Кислотно-основные системы. Протонная и электронная теории
кислот и оснований. Кислоты Льюиса и Бренстеда. Гидролиз и
комплексообразование как частные случаи кислотно-основных
взаимодействий.
11.
Комплексные
соединения.
Классификация.
Типичные
комплексообразователи и лиганды. Координационное число.
Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей
комплексообразователей.
Внутрикомплексные
соединения.
Двойные соли. Константы нестойкости. Разрушение комплексов
с использованием реакций осаждения.
12. Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные
реакции. Окислители и восстановители. Методы составления
уравнений ОВР. Направление реакции ОВР. Двойной
электрический слой, электродный потенциал, гальванический
элемент, электродвижущая сила. Уравнение Нернста.
13. Электролиз водных растворов. Потенциалы водородного и
кислородного электродов, их зависимость от рН среды.
Перенапряжение. Последовательность разряда ионов на катоде и
аноде.
14.
Коррозия
металлов.
Виды
коррозии.
Специфика
электрохимической коррозии. Примеры коррозии в системах
«цинк–медь», «железо–цинк». Методы защиты от коррозии.
II. СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
15. Водород. Особенности его положения в ПСЭ. Химические
свойства. Синтез и свойства гидридов. Изотопы водорода.
Применение водорода и его соединений. Водородная энергетика.
65
16. Свойства s- и d- металлов I группы. Сравнение электронного
строения и реакционной способности. Токсичность. Особенности
свойств лития. Области применения. Соединения меди и золота
в различных степенях окисления. Методы получения
dметаллов, области применения.
17. Свойства d-элементов III группы и 4f-элементов. Особенности
свойств
скандия.
Лантаноиды.
Лантаноидное
сжатие.
Зависимость химических свойств лантаноидов от степени их
окисления. Свойства церия и европия. Основные методы
разделения. Области применения РЗЭ и их соединений.
18. Свойства 5f- элементов (актиноиды). Особенности электронного
строения. Сопоставление свойств лантаноидов и актиноидов в
реакциях комплексообразования. Свойства тория, урана и их
соединений. Свойства химических соединений актиноидов в
различных степенях окисления.
19. Свойства р- и d- элементов IV группы и их соединений.
Неметаллы и полупроводники IV группы (кремний и германий).
Титан, цирконий, гафний. Методы получения и области
применения.
20. Радиоактивность и радиохимия. Стабильные и нестабильные
изотопы. Ионизирующее излучение и его взаимодействие с
веществом. Области применения изотопов. Источники радиации
и ее воздействие на организм.
21. Методы разделения элементов. Краткая характеристика методов
осаждения,
экстракции,
ионного
обмена.
Применение
транспортных химических реакций для получения металлов
высокой степени чистоты.
22. Химические идентификация и измерение. Чистота вещества.
Фаза. Аналитический сигнал и его виды. Объемный,
колориметрический и гравиметрический методы измерения.
Погрешность химического измерения. Проба и
ее
представительность. Стандартные образцы.
23. Химико-биологические системы. Предельно допустимая
концентрация (ПДК). Токсичность. Ряды токсичности.
Избирательная токсичность и ее применение в медицине.
66
1.
2.
3.
4.
5.
6.
III. ТИПОВЫЕ УПРАЖНЕНИЯ
Определите последовательность заполнения электронных
орбиталей, характеризующихся суммами n+l, равными: а) 4;
б) 5; в) 6; г) 7; д) 8.
Составьте электронные формулы элементов (полные и
сокращенные в виде энергетических ячеек) с зарядами ядер: а)
11; б) 23; в) 57; г) 58; д) 92. Определите тип элемента,
назовите его электроннные аналоги. Определите высшую
степень окисления элемента. Для валентных электронов
приведите значения их квантовых чисел.
Составьте структурные формулы соединений: а) ВаО2, K2U2O7,
Na2SO4; б) H2SO3, K2S2O7, Na2S2O8; в) UO2SO4, UO3, UO4;
г)
U3O8, Pb3O4, Fe3O4; д) K2Cr2O7, CrO5, K2C2O4. Укажите степени
окисления атомов и типы химической связи между ними.
Используя значения относительных электроотрицательностей,
сравните любые две связи в каждом соединении по степени
ионности.
Дайте определение стандартной энтальпии образования
вещества. Являются ли энтальпии нижеприведенных реакций
стандартными энтальпиями образования веществ (укажите
каких)?
а) N2(г) + O2(г)  2NO(г);
д) CaO(тв)+CO2(г)CaCO3(тв);
б) N(г) + O(г) NO(г);
е) C(графит) + O2(г) CO2(г);
в) N(г) + N(г) N2(г);
ж) C(алмаз) + O2(г) CO2(г);
г) 1/2N2(г) N(г).
Сформулируйте закономерности в изменении величины
энтропии (Дж/(моль К) веществ в приведенных рядах:
а) О(г), 160,8; О2(г), 204,86; О3(г), 238,68;
б) C(алмаз), 2,44; C(графит), 5,69;
в) H2O(лед) , 43,9; H2O(ж) , 66,9; H2O(пар) , 188,7 .
Не
проводя
расчетов,
оцените,
возможны
ли
с
термодинамической точки зрения следующие реакции и при
каких условиях (стандартные, высокие или низкие температуры):
а) С6Н12О6(тв)  2С2Н5ОН(ж) + 2СО2(г) Но298= -69,2 кДж;
б) N2(г) + 2H2O(ж) NH4NO2(тв)
Но298= 37,62 кДж;
в) 2NO(г) + O2(г)  2NO2(г)
Но298= -601,92 кДж;
г) СаСО3(тв)  СаО(тв) + СО2(г)
Но298= 177,65 кДж;
67
д) TiO2(тв)+2C (графит) Ti(тв) +2CO(г)
Но298= 722,9 кДж.
7. Рассчитайте энергию связи Н-Сl по следующим данным:
1) Н2(г)  2Н(г)
Но1 = 435 кДж/моль;
2) Cl2(г)  2Сl(г)
Но2 = 243 кДж/моль;
о
3) Н обр HCl (г) = - 92 кДж/моль.
8. При изучении кинетики газовой реакции А + В + 2С D было
обнаружено, что скорость реакции при увеличении
концентрации А в 2 раза возрастает в 4 раза, не зависит от
концентрации В и возрастает в 3 раза при
увеличении
концентрации С в 3 раза. Напишите кинетическое уравнение
данной реакции. Укажите порядок реакции по А, В, С и общий
порядок. Почему найденный экспериментально порядок не
согласуется со стехиометрией уравнения, описывающего
реакцию в целом?
9. Газовая реакция 2NO + 2H2N2 + 2H2O подчиняется
2
𝐶𝐻2 . Каковы общий порядок
кинетическому уравнению𝑣 = 𝑘𝐶𝑁𝑂
реакции и порядки по реагирующим веществам? Почему
экспериментально найденный порядок реакции не согласуется со
стехиометрическими коэффициентами участвующих в реакции
веществ?
10. Период полураспада 239Pu равен 24000 годам. Определите, какая
часть 239Pu сохранится к 2500 году по отношению к 2000 году?
11. Изотоп 3266Ge распадается с испусканием позитронов, его период
полураспада равен 2,5 ч. Какое количество изотопа в %
отисходного сохранится по истечении: а) 2,5 ч; б) 5,0 ч; в) 7,5 ч;
г) 10 ч?
12. Период полураспада 56139Ba равен 85 мин. Какое время
потребуется для распада: а) 50 %; б) 75%; в) 82,5 %; г) 88,75 %
этого изотопа от исходного?
13. Установите возраст куска старого дерева, интенсивность
радиоактивного излучения изотопа 146 C которого в 10 раз
меньше, чем у такого же куска растущего дерева одинакового
типа.Период полураспада 146 C равен 5760 лет.
14. В какую сторону сместится химическое равновесие простой
реакции А(г) + 2В(г) 
 2С(г) + Q, если увеличить давление в 3
раза и одновременно повысить температуру на 20 оС.
68
Температурный коэффициент скорости экзотермической реакции
равен 2, а эндотермической равен 3.
15. Выделите среди перечисленных ниже реакций группу быстрых и
группу медленных реакций, исходя из природы реагирующих
частиц. Приблизительно оцените величину энергии активации
каждой реакции:
а) С(графит) + О2 (г)  СО2(г);
б) СН4(г) + 2О2(г)  СО2(г) + 2Н2О(г);
в) Ag+((p-p) + Cl (p-p) AgCl(тв);
г) ОН (р-р) + Н+(р-р)  Н2О(ж);
д) КОН(р-р) + HCl(p-p) KCl(p-p) + H2O(ж);
е) Н (г) + Н (г)  Н2(г);
ж) Cl (г) + Cl (г)  Сl2(г).
16. Вычислите энергию активации реакции АВ, если в
температурном интервале 25 – 35 оС константа скорости данной
реакции возрастает: а) в 2 раза; б) в 3 раза; в) в 4 раза; г) в 2,5
раза; д) в 3,5 раза.
17. Напишите выражения констант равновесия и приведите их
названия для следующих физико-химических процессов:
2+
+
a) Cr3+(p-p) + H2O(p-p) 
 CrOH (p-p) + H (p-p);
б) Ag3PO4(тв)


3Ag+(p-p) + PO 34 (p-p);
в) H2SO3 (p-p)


HSO 3 (p-p) + H+(p-p);
-
+
г) Н2О(ж) 
 Н (гидратир.) + ОН (гидратир.);
2+
д) [Cu(NH3)4]2+(p-p) 
 Cu (p-p) + 4NH3(p-p).
18. Напишите выражения констант равновесия. Для первой реакции
с использованием справочных данных рассчитайте константу
равновесия.
a) 2NaOH (p-p) + CuSO4(p-p) 
 Cu(OH)2(тв) +Na2SO4(p-p);
BaCl2(p-p) + Na2SO4(p-p) 
 BaSO4(тв) + 2NaCl (p-p);

б) CuO(тв) +2HCl(p-p)  CuCl2(p-p) + H2O(ж);
ZnSO3 (тв) 
 ZnO(тв) + SO2(г);
в) Na2CO3(p-p) + H2O(ж) 
 NaHCO3(p-p) + NaOH(р-р);

ZnO(тв) + H2(г)  Zn(тв) +H2O(г);
69
г)CO2(г) + H2(г) 
 CO(г) + H2O(г);
4NH3(г) + 3O2 (г) 
 2N2(г) + 6H2O(г);
д)CuSO4(p-p) + 4NH3(г) 
 [Cu(NH3)4]SO4(p-p);
Th(NO3)4(p-p)+4Na2CO3(p-p) 
 Na4[Th(CO3)4](p-p)+4NaNO3(p-р).
19. При некоторой температуре равновесие в системе
2NO2 
 2NO + O2
установилось
при
следующих
значенияхконцентраций
CNO2 = 0,006 моль/л; CNO=0,024 моль/л. Найдите константу
равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.
20. Найдите константу равновесия реакции N2O4 
 2NO2, если
начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к
моменту наступления равновесия диссоциировало 50% N2O4.
21. В закрытом сосуде протекает реакция АВ(г) 
 А(г) + В(г).
Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная
концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найдите
начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов
вещества АВ разложилось?
22. Константа диссоциации уксусной кислоты при 25 оС равна
1,810-5. Вычислите степень ее диссоциации () и концентрацию
ионов водорода в 0,02 моль/л растворе кислоты. Как
изменитсяСН+, если к 1 л 0,02 моль/л раствора кислоты добавить
СН3СООNa (в граммах): а) 0,41; б) 0,82; в) 4,1; г) 8,2; д) 16,4.
23. Считая
диссоциацию
полной,
вычислите
молярную
концентрацию катионов в следующих растворах:
№
п/п
а
б
в
Соль
Объем раствора
Cr2(SO4)3
ZnCl2
LaCl3
200 м3
90 л
120 л
Содержание соли
в растворе
800 кг
90 г
2,4 кг
24. Приведены растворенное вещество, его конценрация (в граммах
вещества на 100 г воды) и понижение температуры замерзания
этого раствора по сравнению с чистой водой (оС): хлорид натрия:
5,26, 3,05; ацетон: 5,23, 1,67; уксусная кислота: 48,04, 9,18.
Криоскопическая постоянная воды равна 1,86. По этим данным
определите состояние (электролит, неэлектролит, ассоциат)
растворенных веществ в воде. Объясните выявленные различия в
состоянии рассматриваемых веществ.
70
25. Рассчитайте концентрацию глюкозы C6H12O6 (массовую долю в
%) в растворе, изотоничном крови. Осмотическое давление
крови 7,8 атм. Температура 36,6 С. Универсальная газовая
постоянная R равна 0,082 латм/мольК. Плотность раствора
примите равной 1 г/мл.
26. Растворы глюкозы и хлорида натрия имеют одинаковые
осмотические давления. Как относятся друг к другу молярные
концентрации этих веществ в данных растворах?
27. Определите молярную массу гемоглобина, если известно, что
осмотическое давление раствора гемоглобина, содержащего 0,2 г
гемоглобина в 20 мл раствора при 25 С составляет 383,97 Па.
28. Определите
активность
электролитов
(концентрация
электролитов 0,01 моль/л): а) NaCl, CaCl2; б) KMnO4, UO2SO4;
в) K2Cr2O7, Th(SO4)2; г) ThCl4, [Cu(NH3)4]Cl2; д) [Cu(NH3)4]SO4,
AlCl3. Для расчета используйте уравнение первого приближения
теории Дебая–Хюккеля.
29. Какое количество NaOH потребуется для осаждения Al(OH)3 из
1 моля двойной соли KAl(SO4)2?
30. Молекулярная формула соли CrCl35H2O, координационное
число хрома равно 6. Вычислите, какой объем 0,1 моль/л
раствора AgNO3 понадобится для осаждения внешнесферного
хлора, содержащегося в 200 мл 0,01 моль/л раствора
комплексной соли.
31. Определите, чему равны заряды комплексных ионов, степени
окисления и координационные числа комплексообразователей в
соединениях K4[Fe(CN)6] и K3[Fe(CN)6]. Напишите уравнения
диссоциации этих соединений в водных растворах.
32. Вычислите (в %) степень диссоциации по первой ступени
комплексного иона [Ag(CN)2] в 0,001 моль/л растворе
K[Ag(CN)2], если константа нестойкости первой ступени равна
1,410-20.
33. Для электролитов различного валентного типа (КА, К2А и К3А)
ПР = 10-20. Оцените, в какой последовательности увеличивается
растворимость этих солей.
34. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: EuC2,
CeC2, CaH2, Cl2, SO2Cl2.
71
35. Cмешиванием 25 мл 0,01 моль/л раствора бромида калия и 20 мл
0,008 моль/л раствора нитрата серебра получен золь бромида
серебра. Напишите формулу мицеллы, определите знак заряда
частицы золя.
36. Приведены электролиты и пороги коагуляции некоторого золя,
ммоль/л: NaNO3, 250;
Mg(NO3)2, 20;
Fe(NO3)3, 0,5.
Определите, какие ионы перечисленных электролитов являются
коагулянтами, как заряжены частицы золя.
37. Вычислите значения электродного потенциала водорода:
а) в чистой воде;
б) в 0,05 моль/л растворе H2SO4 ( = 1 );
в) в 0,05 моль/л растворе КОН ( = 1 );
г) в 0,02 моль/л растворе СН3СООН (КД(СН3СООН) = 1,8.10-5);
д) в 0,02 моль/л растворе NH4OH (КД(NH4OH) = 1,7.10-5).
Также вычислите ЭДС концентрационного гальванического
элемента, составленного из двух водородных электродов −
стандартного и помещенного в раствор указанной концентрации.
38. Составьте из двух электродов гальванический элемент.
Напишите уравнения реакций на катоде и аноде, а также
суммарное уравнение токообразующей реакции. Используя
значения стандартных электродных потенциалов, рассчитайте
ЭДС:
а) ZnSO4 Zn, CuSO4 Cu; б) AgNO3 Ag, Cu(NO3)2 Cu;
в) FeCl3 Fe, CuCl2 Cu; г) ZnCl2 Zn, NiCl2 Ni;
д) AuCl3 Au, ZnCl2 Zn.
39. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора CuCl2 при рН =0. Катод и анод –
графит. Значения перенапряжений выделения H2, O2, и Cl2 на
электродах возьмите из таблицы Приложения 11.
40. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора NaCl. Значения перенапряжений
выделения H2, O2, и Cl2 на электродах возьмите из таблицы
Приложения 11.
41. Железо, погруженное в разбавленный раствор соляной кислоты,
растворяется медленно. Изменится ли скорость растворения,
если железо находится в контакте с медью или с цинком?
72
42.
43.
44.
45.
46.
47.
48.
Напишите схемы происходящих процессов электрохимической
коррозии.
Приведите уравнения химических реакций, которые могут быть
использованы для разделения соединений тория (IV) и
гадолиния (III), исходно находящихся в водном растворе.
Какие химические реакции могут быть использованы для
разделения соединений скандия и лантана?
Приведите примеры химических рекций, которые можно
использовать для разделения соединений урана (VI) и тория,
урана (VI) и лантана.
Приведите примеры химических рекций, которые можно
использовать для разделения соединений церия (IV) и
лантаноидов, европия (III) и лантаноидов.
Какие процессы можно использовать для отделения соединений
урана (VI) от примесей соединений железа (III) и
редкоземельных элементов? Напишите уравнения реакций.
Можно ли выделить лантаноиды в виде металлов электролизом
водных растворов? Какие реакции используют на практике для
выделения этих металлов в чистом виде?
Используя протонную теорию кислот и оснований Бренстеда,
укажите сопряженные пары кислот и оснований в реакциях:
а) HCl + H2O = H3O+ + Cl ;
б) NH3 + H2O = NH 4 + OH ;
-
в) CO 32  + H2O = HCO 3 + OH ;
-
-
-
г) CH3COO + HCl = CH3COOH + Cl ;
д) HF + H2O = F + H3O+.
49. В приведенных реакциях укажите, какое вещество является
кислотой Льюиса, а какое основанием Льюиса:
а) Al3+ + H2O = AlOH2+ + Н+;
б) [FeF6]3- + 6CN = [Fe(CN)6]3 + 6F ;
в) 4NH3 + Cu2+ = [Cu(NH3)4]2+;
г) BF3 + F = [BF4] ;
д) AuCl3 + Cl = [AuCl4] .
73
50. Допишите уравнения реакций. Уравняйте окислительновосстановительные
реакции
с
использованием
метода
электронного баланса:
а) Li+O2 
Na+Cl2
Rb+H2O
K+H2SO4(конц) H2S↑+…
Na2O2+CO2 
б) Na+O2 
Rb+Br2 
Li+H2O
Na+HCl 
Li2O+P2O5
в) Rb+O2
t
K+H2 
Na+H2O
Li+HBr
Li2O+ N2O5
г) K+O2 
t
Li+H2 
K+H2O 
Na+H2SO4(разб)
Li2O+SO3
t
д) Na+H2 
Li+Br2
K+H2O
Rb+HCl
K2O4+CO2 
51. Допишите
уравнения
возможных
реакций.
Уравняйте
окислительно-восстановительные реакции с использованием
метода электронного баланса. Объясните невозможность
74
протекания некоторых реакций, рассчитав их ЭДС по значениям
электродных потенциалов окислителя и восстановителя:
а) Ag+O2 
Cu+HCl
Ag+HNO3(разб.)
Au+3HCl(конц.)+HNO3(конц.) 
AgCl+ NH4OH(изб.) (КЧ=2)
t
б) Cu+O2 
Ag+H2O
Cu+H2SO4 (конц) 
t
Ag+Cl2 
AgNO3+Na2S2O3(КЧ=2)
в) Ag+O2+H2S
Cu+H2O
Au+HNO3(конц.) 
Ag+H2SO4 (конц.)
AuCl3+HCl(изб.) 
(КЧ=4)
г) Cu+Cl2
Au+H2SO4 (разб.)
Ag+H2SO4 (конц.)
Cu+HNO3(разб.) 
AgBr↓+Na2S2O3(КЧ=2)
t
д)Au+Cl2 
Au+H2SO4 (конц) 
Ag+HNO3(разб.) NO+…
Ag+HCl 
CuSO4 + NH4OH(изб.)(КЧ=4)
52. Какие новые изотопы образуются при распаде следующих
изотопов:
а) при β--распаде 146 C ;
б) при
в) при
17
9
21
7 N ; 3 Li ; 9 F
8
13
17
β+-распаде 19
10 Ne ; 7 N ; 5 B ; 9 F
232
238
-распаде 105 B ; 226
88 Ra ; 92 U ; 90 Th .
75
IV.ТИПОВЫЕ УРАВНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
1. Допишите уравнения реакций получения оксидов, гидроксидов,
кислот и солей:
а) оксидов
окисление простых веществ: Тh + O2 ; C + O2 ;
окисление сложный веществ: FeS + O2 ; CH4 + O2 ;
t
Sc(OH)3 
;
разложение гидроксидов и солей:
t
La2(CO3)3 
;
t
Y2(C2O4)3 
;
t
Cu(NO3)2 
;
б) гидроксидов
взаимодействие щелочных металлов Na + H2O;
и их оксидов с водой:
К2О + Н2О ;
электролиз растворов хлоридов щелочных металлов: NaCl;
взаимодействие щелочей с солями: Fe2(SO4)3 + NaOH;
(NH4)2Fe(SO4)2 + NaOH;
в) кислот
взаимодействие ангидридов с водой:
SO3 + H2O;
P2O5 + H2O;
вытеснение сильной кислотой слабой из ее солей:
Na2SiO3 + H2SO4;
реакция нейтрализации: КОН + HNO3;
взаимодействие кислот с основаниями или амфотерными
оксидами: K2O + HClO4;
Al2O3 + H2SO4;
г) солей
взаимодействие кислот с солями: CuCl2 + H2S;
взаимодействие двух солей:
AgNO3 + NaCl;
FeCl3 + KCNКЧ = 6;
AgBr + Na2S2O3КЧ =2;
взаимодействие щелочей с кислотными или амфотерными
оксидами и гидроксидами: Ba(OH)2 + SO2;
NaOH + WO3;
Al2O3 + NaOH;
76
KOH + Cr(OH)3КЧ=6;
д) солей
взаимодействие основных оксидов с кислотными или
амфотерными:
СаО + SiO2;
Al2O3 + K2O;
взаимодействие металлов с неметаллами: La + Cl2;
взаимодействие металлов с кислотами: Сu + H2SO4 (конц) ;
Sc + H2SO4(разб) ;
взаимодействие металлов с солями:
Fe + CuSO4 .
2. Какие соли образуются при следующих взаимодействиях:
а) Ва(ОН)2 + Н3РО4 ;
б) CuSO4 + NH4OH КЧ=4;
La(OH)3 + H2SO4 ;
AgBr + Na2S2O3КЧ =2;
Th(OH)4 + HCl ;
AlOHSO4 + H2SO4  ;
Ca(OH)2 + H3PO4 избыток ;
KOH + H3PO3 ;
Na3[Cr(OH)6] + HCl ;
Y(OH)3 + H2SO4 .
3. Напишите уравнения реакций гидролиза следующих cединений в
молекулярной и ионно-молекулярной формах:
а) CeC; PBr5; CrOHCl2; K2S; Fe2(CO3)3;
б) EuC2; LiH; Cu(NO3)2; Na2HPO4; Al2S3;
в) CeC2; NaH; KCN; ThCl4; Cr2S3;
г) CaH2; PCl3; UCl6; Pb(NO3)2; CuCO3;
д) CoCl2; CaH2; ZrBr4; Al2(CO3)3; Na2S.
4. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионномолекулярной формах. Объясните влияние среды на
восстановление ионов марганца:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4;
KMnO4 + KI + H2O ;
KMnO4 + K2SO3 + KOH.
5. Допишите уравнения реакций, расставьте коэффициенты,
укажите, какую роль играет в каждом случае Н2О2:
а) PbS + H2O2;
HOCl + H2O2 HCl + …;
б) KMnO4 + H2O2 +H2SO4;
H2S + H2O2 H2SO4 +….
в) I2 + H2O2 HIO3 +…;
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4;
77
6. Допишите окислительно–восстановительные реакции, протекающие в растворе, расставьте коэффициенты, рассчитайте Gо
реакции с использованием стандартных окислительновосстановительных потенциалов, определите направление
процессов:
а) K2Cr2O7 + SnSO4 + H2SO4 Sn(SO4)2 +…;
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 KCl + …;
PbO2 + HCl  PbCl2 + …;
б) KBr + KMnO4 + H2SO4 Br2 + …;
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 KCl + …;
Ce(OH)4 + HCl  CeCl3 + …;
в) K2Cr2O7+ HCl(конц.)  Cl2 + …;
Zn + HNO3(разб.)  NH4NO3 + …;
MnSO4 + Br2 + NaOH  MnO2 + …;
г) KMnO4 + KI + H2SO4 I2 + …;
HNO2 + Na2Cr2O7 + H2SO4 HNO3 + …;
H2O2+ K2Cr2O7 + H2SO4 O2 + …;
д) KMnO4 + HCl  Cl2 + …;
KMnO4 + Zn + H2SO4 MnSO4 + …;
UO2SO4 + Zn + H2SO4 U(SO4)2 + ….
7. Напишите полное и ионно-молекулярное уравнения реакций
комплексообразования. Напишите в общем виде выражения для
расчета Go этих реакций, а также для константы нестойкости
комплексного иона:
а) CuSO4 + NH4OH...
КЧ = 4;
Hg(NO3)2 + KI...
КЧ = 4;
б) Fe(OH)2 + KCN...
КЧ = 6;
AgCl + KCN...
КЧ = 2;
в) Fe(SCN)3 + KF...
КЧ = 6;
Zr(OH)4 + KF...
КЧ = 6;
г) UO2SO4 + Na2CO3...
КЧ = 6, CO 32  – бидентатныйлиганд;
AgNO3 + Na2S2O3...
КЧ = 2, S2O 32  – монодентатныйлиганд;
д) Th(SO4)2 + Na2C2O4... КЧ = 8, С2О 24  – бидентатныйлиганд;
Th(SO4)2 + K2CO3...
КЧ = 8, CO 32  –бидентатныйлиганд.
78
8. Напишите уравнения реакций, протекающих при образовании
золей, и схему построения золей. В избытке взяты ионы
электролита, который указан первым исходным реагентом:
а) KI + AgNO3 ;
б) K4[Fe(CN)6] + ZnSO4;
AgNO3 + KI ;
AlCl3 + Al(OH)3;
в) K4[Fe(CN)6] + Th(SO4)2; г) KAuO2 + Au ;
FeCl3 + Fe(OH)3;
Na2S + Cd(NO3)2
д) KBr + Pb(NO3)2 ;
Pb(NO3)2 + KBr .
V. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ
СОЕДИНЕНИЙ
s-элементы I группы
LiH + H2O
Н2 +Cl2 ;
K2SO4 + HClO4
H2O2 + SO2
t
H2 + Li 
;
K2O2 + CO2 ;
t
C + H2O 
;
Cu + H2O ;
Cu + O2 + HCl ;
AgNO3 + NaOH ;
H2O2 + Cl2
d-элементы I группы
CuCl2 + NaOH;
Cu(OH)2 + HCl;
СuSO4 + H2O;
CuCl2 (p-p)  ;
Au + HCl + HNO3NO + ...
Ag + O2 + NaCN + H2O…
AgBr + Na2S2O3…
CuSO4 + NH4OH…
электролиз
t
(СuOH)2CO3 
;
КЧ = 4;
КЧ = 2;
КЧ = 2;
КЧ = 4.
d-элементы III группы
t
YF3 + Mg 
… ;
t
La2(CO3)3 
… ;
La + H2O… ;
t
Sc(OH)3 
…
79
;
Sc +H2SO4(разб.) … ;
Y(OH)3 + NaOH… ;
La(NO3)3 + Na2CO3 …. ;
Sc(OH)3 + NaOH(конц)
ScCl3 +NH4F…
t

t
Y2(C2O4)3 
…;
LaCl3 + HF… ;
YCl3 + H2C2O4…. ;
КЧ = 6;
КЧ = 6.
….
p-элементы IV группы
t
Si + O2  … ;
t
Si + Mg 
….
t
SiO2 + C 
… ;
GeO2 + HCl… ;
t
SiH4 
….
GeCl4 + H2O….
t
GeO2 + H2 
… ;
SiO2 + HF….
t
Si + NaOH +H2O2 
… ;
Si +HNO3 + HF…
Ge+ NaOH +H2O2 …
t
SiO2 + NaOH 
….
КЧ = 6;
КЧ = 6;
f-элементы (актиноиды)
t
Th + O2 
….
t
U + O2 
….
t
UF6 + H2 
…. ;
;
t
ThO2 + Ca 
…. ;
;
t
UC2 + H2O 
…. ;
U3O8 +MnO2 + H2SO4…. ;
UO2SO4 +Zn + H2SO4…. ;
U(SO4)2 + KF….
UO2SO4 +Na2CO3….
ThOCl2 +Na2CO3….
Th(C2O4)2 + (NH4)2C2O4….
UO2(NO3)2 +K4[Fe(CN)6]….
(NH4)2U2O7 + (NH4)2CO3 +H2O….
Th(SO4)2 + NH4F….. .
80
t
ThCl4 + H2O 
…. ;
КЧ = 6;
КЧ = 8;
КЧ = 8;
КЧ = 8;
f-элементы (лантаноиды)
t
Ln + O2 
(кромеCe, Pr, Tb)
t
Ce + O2 
….;
t
LaCl3 + Ca 
…. ;
;
t
Ce2(C2O4)3 
…. ;
Ce(OH)4 + H2SO4…. ;
Ce(OH)3 + HCl…. ;
t
Ce2(CO3)3 + O2 
…. ;
Ce(OH)3 + H2O + O2…. ;
t
CeO2 + NaOH 
Ce(OH)4 + HCl…... ;
Ce(OH)3 + H2O2…. ;
EuCl2 + Na2SO4…. ;
CeCl3 + (NH4)2C2O4…..;
t
EuC2 + H2O 
…. ;
Ce(SO4)2 + Na2SO3 + H2O…. ;
Ce(C2O4)2 + (NH4)2C2O4 ….
t
CeC2 + H2O 
…. ;
КЧ = 8.
VI. РЕАКЦИИ РАДИОАКТИВНОГО РАСПАДА,
ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ
226 Ra  ... 4 He
2
88
27
4
1
13 Al 2 He  ... 0 n
234

90Th  ...  β
38

19 K  ...  β
1
1
0
1 p 0 n  1 e
1
1
0
0 n1 p 1 e
14
4
1
7 N 2 He  ...1 p
10
1
4
5 B 0 n  ... 2 He
411 H  ...  2β   26,7Mэ
235
92
235
92
1
U01n90
38 Sr  ...  20 n
93
U01n36
Kr  ... 301 n
238
1
239
92 U 0 n 92 U  ... 
2β 
Тема 18. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
18.1. Строение атома, химическая связь,
структурные формулы
Пример 18.1.1. Для элемента с номером Z = 25: а) составьте
электронную формулу (полную, сокращенную и сокращенную в
81
виде энергетических ячеек); б) укажите тип элемента, назовите его
электронные аналоги; в) приведите значения квантовых чисел для
валентных электронов, соответствующих максимальной степени
окисления.
Решение. Распределение электронов при заполнении орбиталей в
многоэлектронных атомах определяется следующими основными
принципами.
Принцип минимума энергии. Атом в основном состоянии имеет
минимальную энергию. Поэтому заполнение орбиталей электронами
происходит в порядке возрастания энергии орбиталей.
В общем виде энергии электронных орбиталей возрастают в
следующем ряду: ns <(n–2)f ≤ (n–1)d< np. В соответствии с ним
последовательность заполнения орбиталей электронами имеет вид
1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s<4f ≤ 5d< 6p< 7s<…
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов,
характеризуемых одновременно одинаковым набором четырех
квантовых чисел.
Согласно этому принципу, на одной орбитали, характеризуемой
определенными значениями трех квантовых чисел n, l, m, могут
находиться только два электрона, отличающиеся значением
спинового квантового числа. Следовательно, на s-подуровне (одна
орбиталь) могут находиться два электрона, на p-подуровне (три
орбитали) – шесть, на d- (пять орбиталей) – десять, на f- (семь
орбиталей) – четырнадцать электронов.
Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня
равно п2, максимально возможное число электронов на
энергетическом уровне составляет 2п2 .
Правило Хунда. Орбитали с одинаковой энергией заполняются
электронами так, чтобы суммарный спин системы (атома,
молекулы) был максимален. Иными словами, при заполнении
подуровня, имеющего вакантные орбитали, на каждой орбитале
располагается по одному электрону.
В периодической системе элементов элемент с порядковым
номером 25 – это марганец 25Mn. Порядковый номер элемента равен
заряду его ядра и количеству электронов в атоме.
Марганец находится в 4-м периоде, значит 25 электронов
распределены по четырем энергетическим уровням и их подуровням
согласно основным принципам (принцип минимума энергии,
82
принцип Паули, правило Хунда). Поэтому для атома марганца
получим следующую электронную формулу:
2
2
6
2
6
5
2
25Mn 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ;
5
2
25Mn [ ]3d 4s – сокращенная электронная формула.
Распределение электронов по энергетическим ячейкам одного
подуровня происходит так, чтобы сумма их спинов была
максимальной, в связи с чем они занимают наибольшее число
свободных энергетических ячеек:
3d
25Mn
[]
4s
4p
     
Тип элемента определяется по последнемузастраивающемуся
подуровню, следовательно, Mn – d-элемент.
Электронная формула в виде энергетических ячеек атома
марганца в возбужденном состоянии:
3d
25Mn* [ ]
4s
4p
      
Значения квантовых чисел для валентных электронов:
n
l
m
s
3
2
-2
½
3
2
-1
½
3
2
0
½
3
2
+1
½
3
2
+2
½
4
0
0
½
4
1
-1
½
Значения главного квантового числа для подуровней 3d,4s и 4p
соответственно равны 3 и 4, орбитального квантового числа для
d-подуровня – 2, для s – 0 и для p – 1. Магнитное квантовое число
для пяти орбиталей d-подуровня может принимать следующие
значения: −2, −1, 0, 1, 2; для одной орбитали s-подуровня – 0 и для
трех орбиталей p-подуровня:−1, 0, 1.
Электронными аналогами называются элементы с подобной
электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня. Для
атомов d-элементов понятие электронной аналогии распространяется
и на предвнешние энергетические уровни.
Следовательно, электронными аналогами марганца будут
83
43Tc
[ ]4d5 5s2
и
75Re
[ ]5d5 6s2.
Пример 18.1.2. Определите степени окисления элементов в
соединениях Fe2O3, HMnO4, NH4Cl.
Решение. Степень окисления – это условный заряд атома в
молекуле, вычисленный из предположения, что общие электронные
пары его химических связей смещены в сторону более
электроотрицательного элемента. Другими словами, степень
окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный
исходя из предположения о том, что все связи ионные.
Степень окисления указывают над элементом
арабскими
цифрами, перед которыми указывают знак заряда.
Для определения степени окисления атома в молекуле следует
руководствоваться следующими основными положениями:
степень окисления атомов в простых веществах равна 0;
степень окисления щелочных металлов в их соединениях равна
+1, металлов главной подгруппы II группы +2, алюминия +3, а
фтора −1;
степень окисления кислорода равна −2 во всех соединениях,
кроме пероксидов типа Н2О2 ,К2О2, где она равна −1, и OF2, где она
равна +2.
степень окисления водорода в соединениях с неметаллами равна
+1, а в соединениях с металлами равна –1;
сумма степеней окисления всех атомов в электронейтральных
молекулах равна 0, а в ионах – их заряду.
Наибольшее положительное значение степени окисления
элемента, как правило, равно номеру группы, в которой расположен
элемент. Низшая отрицательная степень окисления элемента равна
разности между номером группы и числом 8.
Степень окисления элемента численно совпадает с валентностью,
т.е. числом химических связей атома данного элемента в
соединении, если все химические связи ковалентные полярные или
ионные. Валентность отличается от степени окисления в
соединениях с ковалентными неполярными связями.
В соответствии с приведенными положениями рассчитаем
неизвестные степени окисления атомов Fe, Mn и N в заданных
соединениях:
84
х
-2
Fe2O3
+1
х
х = + 3;
2 (х) + 3(–2) = 0,
-2
HMnO4
х +1 -1
NH4Cl
+3
-2
Fe2 O3;
+1 +7 -2
(+1) + (х) + 4(–2) = 0,
х + 4(+1) + (–1) = 0,
х = + 7; HMnO4;
х = –3;
-3 +1 -1
NH4Cl.
Пример 18.1.3. Составьте структурные формулы следующих
соединений: H2O, BaO, Fe2O3, KOH, Cr(OH)3, H2SO4, H3PO4,
Na2HPO4, Fe2(SO4)3.
Решение. Для упрощенного изображения строения молекул
используют структурные формулы, в которых химические связи
между атомами обозначают чертой (валентным штрихом). При
построении структурных формул соединений слева располагают
катионы, справа – анионы.
Определяем степень окисления элементов, полагая, что все связи
ковалентные полярные или ионные. Если расчетные степени
окисления элементов не противоречат реально возможным
значениям, то в этом случае степени окисления численно равны
валентностям, т.е. числу химических связей элемента в данном
соединении.
85
Как можно увидеть из примера, если в соединении все
химические связи ковалентные полярные или ионные, то атом
элемента с положительной степенью окисления непосредственно
связан с атомом элемента с отрицательной степенью окисления и т.д.
Пример 18.1.4. Определите степени окисления элементов в
соединениях Са3(РО4)2, Al(OH)2Cl, K2O2. Составьте их структурные
формулы. Для каждой химической связи с использованием таблицы
электроотрицательности элементов (см. табл. Приложения 4)
укажите, к какому атому смещена электронная плотность
химической связи. Определите тип химической связи между
атомами в указанных соединениях, укажите, какая связь наиболее
ионная.
Решение:
+2
+5 -2
Са3(РО4)2;
+1 -1
+3
K2O2;
Al(OH)2Cl.
86
-2 +1
-1
Тип каждой химической связи в молекуле условно определяют по
абсолютной
величине
разности
относительных
электроотрицательностей двух химически связанных атомов χ (по
абсолютной величине), составляющих молекулу.
Связь
O – Ca
O–P
Al – 0
O–H
Al – Cl
K–O
O –O
χ
| 3,5 – 1,0| = 2,5
| 3,5 – 2,1| = 1,4
| 1,6 – 3,5| = 1,9
| 3,5 – 2,2| = 1,3
| 1,6 – 3,1| = 1,5
| 0,8 – 3,5| = 2,7
| 3,5 – 3,5| = 0
Тип связи
Ионная
Ковалентная полярная
То же
То же
То же
Ионная
Ковалентная неполярная
Принята следующая шкала, отражающая взаимосвязь между χ и
типом связи:
χ = 0  0,4  ковалентная неполярная связь;
χ = 0,4  2  ковалентная полярная связь;
χ  2 ионная связь.
Электронная плотность химической связи смещена в сторону
атома, обладающего большей электроотрицательностью (в
структурной
формуле
смещение
электронной
плотности
обозначается стрелкой).
Химическая
связь,
обладающая
большей
разностью
электроотрицательностей,
является
более
полярной,
т.е.
характеризуется большей степенью ионности. Так, в соединении
Са3(РО4)2 большую степень ионности имеет связь Са – О, в
соединении Al(OH)2Cl – связь Al – O , а в K2O2 – связь K – O.
87
18.2. Ионно-молекулярные уравнения
химических реакций
Пример 18.2.1. Допишите уравнения реакций, протекающих в
водных растворах. Расставьте коэффициенты и запишите
уравнения в ионно-молекулярной форме:
а) Fe(NO3) 3 + NaOH …;
б) (NH4)2CO3 + H2SO4  …;
в) Al(OH)3 + НCl  ….
Решение. Согласно теории электролитической диссоциации
С. Аррениуса, реакции в водных растворах электролитов протекают
между ионами. Уравнения таких реакций принято записывать в
ионно-молекулярном виде.
Для того чтобы ионно-молекулярные уравнения правильно
отражали механизм процесса, необходимо придерживаться
следующей формы их записи:
1. Малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные
вещества и оксиды записывают в виде молекул.
2. Растворимые сильные электролиты, как полностью
диссоциированные, записывают в виде ионов.
3. Сумма электрических зарядов ионов левой части уравнения
должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
В водных растворах к сильным хорошо растворимым
электролитам относят следующие соединения:
1. Сильные кислоты: НNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HМnO4, H2SO4 и т.д.
2. Сильные
основания,
т.е.
гидроксиды
щелочных
и
щелочноземельных металлов: LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2 и др.
3. Все хорошо растворимые в воде средние соли (NaCl, KNO3,
Na2SO4, FeCl2 и др.).
Кислые (KHCO3, Na2HPO4, NaHS и др.) и основные (ZnOHCl,
Al(OH)2NO3, CrOHSO4 и др.) соли диссоциируют в водных растворах
по первой ступени как сильные электролиты. В ионно-молекулярных
уравнениях кислые и основные соли записываются в виде ионов,
которые образуются в результате диссоциации по первой ступени:
NaHSNa+ + HS–;
ZnOHClZnOH+ + Cl–.
88
Как слабые электролиты в водных растворах ведут себя
следующие соединения:
1. Слабые органические кислоты (CH3COOH, H2C2O4, HCOOH и
др.), а также неорганические (HF, H2S, H2SO3, HCN, H2CO3, HClO,
НNO2, H2SiO3, H3BO3 и др.).
2. Все малорастворимые в воде основания (Be(OH)2,
Mg(OH)2,Cu(OH)2, Cr(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3 и др.), а также
хорошо растворимый гидроксид аммония NH4OH.
3. К слабым электролитам относятся H2O и H2O2.
Почти все малорастворимые соли, хотя и относятся к сильным
электролитам, так как их растворимая часть полностью
диссоциирована, в ионных уравнениях записывают в молекулярной
форме. Из-за малой растворимости концентрация ионов в растворе
ничтожна, и ионной формой этих соединений можно пренебречь по
сравнению с молекулярной.
Методику
составления
ионно-молекулярных
уравнений
рассмотрим на следующем примере:
1. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме и
расставляем стехиометрические коэффициенты;
а) Fe(NO3)3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3 NaNO3.
2. Перепишем уравнение в полной ионно-молекулярной форме,
учитывая, что Fe(NO3)3, NaOH и NaNO3 являются сильными
электролитами и в водном растворе полностью диссоциируют на
ионы, а Fe(OH)3 – малорастворимое соединение, выпадающее в
осадок:
Fe3+ + 3 NO3¯ +3Na+ + 3 ОН¯Fe(OH)3 +3Na+ +3 NO3¯.
При составлении ионно-молекулярного уравнения следует
использовать табл. Приложения 12.
3. Исключаем из обеих частей уравнения одинаковые
количества одноименных ионов (они подчекнуты) и записываем
уравнение в сокращенной ионно-молекулярной форме:
Fe3+ +3ОН¯Fe(OH)3.
Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к
взаимодействию ионов Fe3+ и ОН¯, в результате которого образуется
осадок Fe(OH) 3 .
Аналогично для остальных реакций получаем:
89
б) (NH4)2CO3 + H2SO4  (NH4)2 SO4 + СО2 + H2O
2NH4+ + CO32 + 2H+ + SO42 2NH4+ + SO42 + СО2 + H2O
CO32 + 2H+ СО2 + H2O;
в) Al(OH)3 + 3НCl  AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl-  Al3+ +3Cl + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O.
18.3 Расчеты по стехиометрическим формулам
веществ и уравнениям реакций
Пример 18.3.1. При проведении анализа найдено, что в веществе
А содержится (массовая доля , %): кислорода – 56,93, углерода –
14,23 и магния – 28,82. Определите эмпирическую формулу
вещества и назовите его.
Решение. Массовая доля показывает долю какой-либо
структурной единицы, выраженную в процентах, содержащуюся в
общей массе вещества. Например, массовая доля кислорода в
соединении НхЭOy
y 16
·100 %,
(О) =
M H n ЭO m
где y – число атомов кислорода в молекуле вещества, 16 – атомная
масса кислорода, M H x ЭO y – молярная масса вещества.
Представим, что у нас имеется 100 г вещества А. В этом случае
кислорода содержится 56,93 г, углерода – 14,23 г, магния – 28,82 г.
Далее
определим количество
молей каждого
элемента,
mi
содержащееся в 100 г указанного вещества ( ni 
):
Mi
m
56,93
n(О)  O 
= 3,56 моля кислорода;
MO
16
m
4,23
n(С)  C 
=1,18 моля углерода;
MC
12
90
n(Mg) 
mMg
M Mg

28,82
= 1,18 моля магния.
24,31
В эмпирической формуле соотношение количества атомов
элементов пропорционально количеству молей этих элементов. В
случае стехиометрических веществ это соотношение должно быть
соотношением целых чисел. Следовательно, в молекуле вещества А
содержится 3,56 : 1,18 = 3 атома кислорода; 1,18 : 1,18 = 1 атом
углерода и столько же магния, т.е. в формуле вещества соотношение
количеств атомов магния, углерода и кислорода 1 : 1 : 3.
Следовательно, эмпирическая формула вещества – MgCO3. Название
вещества – карбонат магния
Пример 18.3.2. Вещество А (см. пример 18.3.1) массой 50 г
полностью растворили в азотной кислоте с получением 393 мл
раствора. Определите молярную концентрацию полученной соли в
растворе.
Решение. Напишем уравнение реакции растворения карбоната
магния:
MgCO3 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O + CO2.
Определим количество карбоната магния, вступившего в реакцию:
m
50
nMgCO 3  MgCO 3 
= 0,393 моль.
M MgCO
84,3
3
Нитрата магния в соответствии со стехиометрией реакции должно
образоваться столько же, т.е. 0,393 моля. Молярная концентрация
показывает количество вещества, выраженное в молях,
содержащееся в единице объема раствора (моль/л). Соответственно
молярная концентрация нитрата магния в растворе составит:
nMg(NO3 ) 2 0,393 моль

С=
= 1,0 моль/л.
Vр - ра
0,393 л
Пример 18.3.3.
Определите, какой объем раствора соли,
полученной в примере 18.3.2, необходим для приготовления 150 мл
раствора этой соли с концентрацией 0,1 моль/л.
91
Решение. В соответствии с законом сохранения количества
вещества, количество молей нитрата магния останется при
разбавлении без изменения:
n1= n2 или С1V1 = С2V2,
где С1 и V1– концентрация и объем раствора нитрата магния до
разбавления, С2 и V2 – после разбавления.
Для приготовления требуемого раствора необходимо взять
CV
0,1  0,15
= 0,015 л раствора нитрата магния.
V1= 2 2 =
1,0
C1
Пример 18.3.4. Определите молярную концентрацию раствора
плавиковой кислоты НF, если на титрование 10 мл раствора соли,
полученной в примере 18.3.2, пошло 4 мл раствора плавиковой
кислоты.
Решение. Напишем молекулярное уравнение реакции:
Mg(NO3)2 + 2HF = MgF2 + 2HNO3.
Количества веществ n, принимающих участие в реакции,
пропорциональны их стехиометрическим коэффициентам ν (закон
стехиометрии):
nMg(NO3 )2
nHF

 Mg(NO )
CMg(NO )  VMg(NO )  Mg(NO )

или
,
 HF
CHF  VHF
 HF
3 2
3 2
3 2
3 2
где С – концентрация вещества , V– объем раствора вещества.
Для нашего случая:
 Mg(NO ) 1
= .
2
 HF
3 2
Молярная концентрация плавиковой кислоты в
 HF  CMg(NO3 ) 2  VMg(NO3 ) 2 2  1  0,01
CHF 

= 5 моль/л.
 Mg(NO3 ) 2  VHF
1  0,004
растворе:
Пример 18.3.5. Какой минимальный объем раствора азотной
кислоты с массовой долей ω = 40 % и плотностью ρ = 1,247 г/см3
потребуется для полного растворения 8,34 г вещества А (см. пример
18.3.1)?
Решение. Напишем уравнение реакции растворения карбоната
магния:
92
MgCO3 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O +CO2.
По известным массе и молярной массе вещества рассчитаем
количество карбоната магния, которое вступило в реакцию:
nMgCO3 
mMgCO3
M MgCO3
=
8,34
 0,099 моль.
84,3
Воспользуемся законом стехиометрии и определим количество
азотной кислоты, необходимой для растворения 0,099 моля
карбоната магния:
nMgCO3
nHNO3

 MgCO 1
 ; nHNO  2nMgCO = 0,198 моль.
 HNO
2
3
3
3
3
Рассчитаем молярную концентрацию азотной кислоты в
исходном растворе, для которого известна массовая доля кислоты и
плотность. С этой целью найдем количество азотной кислоты в
литре заданного раствора:
mHNO3
ρ р - ра  ωHNO3 1000 мл


CHNO3 
,
M HNO3
M HNO3
100 %
где m(HNO3) – масса чистой азотной кислоты в одном литре
исходного раствора.
1,247  40 1000 мл
CHNO3 
= 7,92 моль/л.

63
100 %
Найдем объем раствора азотной кислоты, который требуется для
растворения карбоната магния. Для этого нам известны
необходимые данные: количество азотной кислоты, вступившей в
реакцию, и молярная концентрация её раствора.
nHNO3  CHNO3  VHNO3 ; VHNO3 
nHNO3
CHNO3
; VHNO3 
0,198
= 0,025 л.
7,92
18.4. Химическая термодинамика
Пример 18.4.1. Используя следующие термодинамические
уравнения, рассчитайте стандартную энтальпию образования
0
веществаCa(H2PO4)2H2O(тв ), H обр,298
:
93
2

1. Ca(тв) + 2H (р
-р)  Сa (р-р) + Н2(г);


2. 1,5 Н2(г)+Р(белый)+2О2(г) H (р
-р) + H 2 РО4(р-р) ;
Н10 = – 542,7 кДж;
Н 20 = –1296,3 кДж;
0
2

3. Ca(H2PO4)2H2O(тв) Сa (р
-р) + 2H2 РО4(р-р) +H2O(ж); Н 3 = – 12,8 кДж;
4. Н2(г) +0,5 О2(г)H2O(ж);
Н 40 = – 285,8 кДж.
Решение:
1. Составляем уравнение реакции, тепловой эффект которой
необходимо определить. В данном случае – это уравнение реакции
образования одного моля сложного вещества Ca(H2PO4)2H2O(тв) из
простых веществ, взятых в их устойчивой форме при стандартных
условиях:
Ca(тв) + 3Н2(г) + 2Р(бел)+ 4,5 О2(г)Ca(H2PO4)2H2O(тв).
Тепловой эффект этой реакции есть стандартная энтальпия образова0
0
ния вещества, т.е. H реакц
= H обр,298
Ca(H2PO4)2H2O(тв).
2. Чтобы получить искомое уравнение, согласно закону Гесса
комбинируем четыре заданных уравнения следующим образом:
1 + 2(2) – (3) + (4) 

2
Ca(тв)+ 2H (р
-р) + 3Н2(г) + 2Р(бел) + 4 О2(г) + Сa (р-р) +
2
+ 2 H 2 РО4(р-р) + H2O(ж) + Н2(г)+ 0,5 О2(г) Сa (р
-р) + Н2(г) +


+ 2 H (р
-р) + 2 H 2 РО4(р-р) + Ca(H2PO4)2H2O(тв) + H2O(ж) 
Ca(тв) + 3Н2(г) + 2Р(бел)+ 4,5 О2(г)Ca(H2PO4)2H2O(тв).
3. Чтобы найти Н 0 искомой реакции, комбинируем тепловые
эффекты Н 0 заданных четырех реакций:
0
H реакц
= Н10 + 2 Н 20 – Н 30 + Н 40 =
= – 542,7 + 2( – 1296,3) + 12,8 – 285,8 = – 3408,3 кДж/моль.
Полученный тепловой эффект и есть стандартная энтальпия
образования Ca(H2PO4)2H2O(тв):
0
Ca(H2PO4)2H2O(тв) = – 3408,3 кДж/моль.
H обр,298
Пример 18.4.2. Определить H 0 реакции, протекающей в
растворе при 25 °С:
3Fe(NО3)2(р-р) + 4HNO3(р-р) 3Fe(NO3)3(р-р) + NO(г) +2Н20(ж).
94
Решение. Энтальпия (тепловой эффект) химической реакции
0
в соответствии со следствием из закона Гессаравна сумме
H реакц
0
энтальпий образования продуктов реакции H обр
i за вычетом суммы
энтальпийобразования
исходных
0
веществ H обр
j
с
учетом
стехиометрическихкоэффициентов (νi).
0
H реакц

0
0
i продукты    j H обр j исх. вещества .
 i H обр
При расчете тепловых эффектов химических реакций,
протекающих
в
водных
растворах,
следует
учитывать
электролитическую диссоциацию химических соединений. Для тех
соединений, которые диссоциируют в растворе, в расчетах
0
используются ΔH обр
соответствующих ионов, а для тех, которые не
диссоциируют,
0
ΔH обр
молекул.
Расчет
H 0
реакций,
протекающих в водных растворах, проводится по ионномолекулярным уравнениям.
Ионно-молекулярное уравнение для заданной реакции имеет вид
3Fe2  NO3  4H  3Fe3  NOг   2H2 Oж  .
Следовательно,
0
0
0
0
= 3H обр
H реакц
Fe3  H обр
NOг   2H обр
H 2 O ж  
0
0
 3H обр
Fe 2   H обр
NO3 .
Рассчитаем
0
,
H реакц
используя
справочные
данные
по
0
стандартным теплотам образования компонентов реакции ΔH обр
(см. табл. Приложение 5):
0
= 3(– 47,4) + 90,0 + 2(– 285,8) – 3(– 87,9) – (– 206,6) = – 153,1
H реакц
кДж.
95
Пример 18.4.3. Рассчитайте среднее значение энергии связи в
молекуле метана E CH на основании следующих данных:
С(графит) + 2Н2(г)  СН4(г),
H1   74,9 кДж ;
Cграфит  Cг  ,
H 2  715,0 кДж ;
H 2г   2Hг  ,
H 3  432,0 кДж .
Решение. Если молекула содержит более одной однотипной связи
(например, H2O, NH3, CH4), то энергии разрыва первой и второй
связей не равны. Это вызвано тем, что энтальпия диссоциации,
кроме энергии отрыва одного атома от молекулы, включает также
изменение
энтальпии,
обусловленное
геометрическим
перестроением оставшихся связей и соответствующим изменением
распределения электронов по уровням и подуровням. В таких
случаях рассчитывают среднее значение энергии одной связи. Для
этого находят энтальпию атомизации одного моля газообразного
вещества на свободные газообразные атомы и делят ее на количество
связей в молекуле.
Запишем уравнение реакции атомизации: СН 4г   Сг   4Нг  .
Тепловой эффект этой реакции определим, воспользовавшись
законом Гесса.
Первое уравнение записываем в обратном направлении и меняем
знак энтальпии на противоположный. Суммируем три уравнения и
получаем искомое уравнение:
CH 4г   Cграфит   2H2г  , H1  74,9 кДж ;
1.
Cграфит   Cг  ,
H 2  715,0 кДж ;
2.
2H2г   4Hг ,
H3  2  432,0 кДж .
3.
Искомое СН
H  4EC H  ?
4г   Сг   4Нг 
уравнение
EC  H 
H H1  H 2  H 3

 413,5 кДж/моль .
4
4
Пример 18.4.4. Укажите знак S реакций:
а) 0,5Cграфит  0,5CO 2г   CO г  ;
0
б) 1,5H2г   0,5N 2г   NH3г  .
96
Решение.Так как основной вклад в энтропию системы вносят
газообразные вещества, то в случаях реакций, протекающих с их
участием, о знаке изменения энтропии можно судить по изменению
объема в ходе реакции, т.е. по изменению числа молей газообразных
компонентов:
а) ν газ = 1−0,5 = 0,5 моль,
ν газ  0, V  0 , следовательно, S 0  0 ;
б) ν газ = 1−2 = −1 моль,
Δν газ  0, V  0 , следовательно, S 0  0 .
Пример 18.4.5. Определите направление протекания реакции,


используя справочные значения H обр,298
, S 298
,
CO г   H 2г  
 Сграфит   H 2Oг  :
а) при стандартной температуре;
б) при нестандартной температуре 2000 К.
Решение:
а) Стандартная температура, Т = 298 К:
CO г  +
H 2г  
 С графит + H 2 Oг  ,

, кДж/моль: –110,5
H обр,298

S 298
, Дж/(мольК)
197,4
0
0
130,6
69,9
–241,8,
188,7.
0
0
0
H рекц,298
 H обр
(H2O)  H обр
(CO) 

= – 241,8 + 110,5 = – 131,3 кДж,
 

0
S реакц,298
 S 0 (Сграфит )  S 0 (Н 2Огаз ) – S 0 (COгаз )  S 0 (Н 2, газ ) 
 188,7 + 69,9 –197,4 – 130,6= –69,4 Дж/К,
0
0
0
= H реакц,298
– T S реакц,298
,
Gреакц,298


0
Gреакц,298
 131,3  298  69,4  103  110,6 кДж .
0
Так как Gреакц,298
< 0, реакция возможна в прямом направлении.
97
б) Нестандартная температура, Т =2000 К.
0
Расчет Gреакц,Т
при нестандартной температуреТв данном
случае проводим оценочно по уравнению, полагая, что
температурными зависимостями Н и Sможно пренебречь,
поскольку агрегатные состояния всех компонентов системы в
заданном интервале температур не изменяются:
0
0
0
= H реакц,298
– T S реакц,298
;
Gреакц,T


0
3
Gреакц,
 7,5 кДж/моль .
Т  131,3  2000  69,4  10
0
Так как Gреакц,
Т > 0, реакция при температуре 2000 К идет в
обратном направлении.
18.5. Химическая кинетика
Пример 18.5.1. Составьте кинетическое уравнение для указанной
простой по механизму реакции 2NO↑ + Cl2↑ → 2NOCl↑ и укажите,
как изменится ее скорость при: а) добавлении в систему трех молей
инертного газа при постоянном объеме; б) добавлении в систему
инертного газа при постоянном давлении; в) сжатии смеси в 2 раза.
Укажите частные порядки, общий порядок и молекулярность
реакции.
Решение. Так как по условию реакция является простой, т.е.
протекает в одну стадию, кинетическое уравнение имеет вид
v  k П Сi i ,
где Сi – молярные концентрации только исходных веществ, а
νi –
стехиометрические коэффициенты при них. Таким образом, для того
чтобы определить, как влияет при постоянстве температуры
изменение условий на скорость реакции, следует определить, как
при этом изменяются концентрации исходных веществ.
А. При добавлении в систему инертных газов, которые не
являются реагентами,
при постоянстве объема молярные
концентрации исходных веществ (реагентов) не изменятся, поэтому
и скорость простой реакции останется постоянной.
Б. При введении этих газообразных веществ в систему с
сохранением постоянного давления произойдет расширение
98
системы, а следовательно, молярные концентрации исходных
веществ и скорость реакции уменьшатся.
В. При сжатии смеси в 2 раза объем системы уменьшится в 2 раза,
следовательно, концентрация каждого реагента увеличится в 2 раза,
так как количества веществ (n) не изменятся.
2
υ  kСNO
CCl 2 ; nNO  2; nCl 2  1; nобщ  2  1  3;
 ) 2 CCl
 2 (nNO Vобщ
 ) 2 (nCl 2 Vобщ
 )
υ k (C NO



2
υ k (C NO ) 2 CCl
(
n
V
)
(
n
V
)
NO
общ
Cl 2
общ
2
3
3
V
  V

  общ    общ   8,
   Vобщ 2 
 Vобщ
т.е. скорость реакции увеличится в 8 раз.
Так как реакция простая, то частные порядки по веществам
совпадают с их стехиометрическими коэффициентами, а общий
порядок и молекулярность равны сумме этих коэффициентов.
Пример 18.5.2. Составьте кинетическое уравнение для сложной
по механизму реакции А + В + С → D + E, если известно, что при
увеличении концентрации А в 3 раза скорость увеличилась в 3 раза,
при уменьшении концентрации В в 16 раз скорость уменьшилась в 4
раза, а при уменьшении концентрации С в 5 раз скорость
уменьшилась в 5 раз. Укажите частные и общий порядок реакции.
Решение. Если реакция не является простой, то показатели
степени при концентрациях в кинетическом уравнении (или частные
порядки реакции) могут принимать значения, в общем случае не
совпадающие со стехиометрическими коэффициентами. Частный
порядок по определенному компоненту можно определить,
сопоставив скорости реакции при различных концентрациях этого
компонента. Так, если исходными веществами для сложной реакции
являются вещества А, В и С, то кинетическое уравнение имеет вид
υ  kCAnA CBnB CCnC .
Тогда, если, например, при концентрациях вещества В, равных
(СВ)1 и (СВ)2, скорости реакции равны соответственно υ1 и υ2, то
99
n
B
υ 2  CB 2 
,

υ1  CB1 
откуда после логарифмирования получим частный порядок nB
lg
CB
υ2
lg υ 2 υ1
 nB lg 2 или nB 
.
υ1
CB1
lg CB 2 CB1
Общий порядок реакции равен сумме частных.
Таким образом, для заданной реакции частные порядки равны:
nA = 1; nB =0,5; nC =1; а кинетическое уравнение имеет вид
0, 5
υ  kCACB CC . Общий порядок равен 2,5.
Пример 18.5.3. Период полураспада изотопа 66
32 Ge составляет
2,5 ч. Какое количество изотопа в процентах (%) от исходного
сохранится по истечении 5 ч? Сколько времени потребуется для
распада 40 % радиоактивного изотопа от исходного?
Решение. Радиоактивный распад – это процесс, скорость которого
dC
 kC
подчиняется кинетическому уравнению 1-порядка. υ  
d
lnC = lnC0 – kτ
запишем уравнение в экспоненциальной форме:
C = C0·e−𝑘𝜏 .
Отношение С/С0 показывает, какая часть изотопа останется от
исходного
С
С0
= e−𝑘𝜏 .
Так как радиоактивный распад подчиняется законам кинетики 1-го
порядка, константу скорости реакции можно вычислить, зная период
полупревращения:
τ½ =
ln2
𝑘
С
тогда С
0
ln2
, откуда k = 𝜏½ =
0,693
2,5
= 0,2772 ч-1,
= e−0,2772·5 = 0,25, т.е. по истечении 5 ч останется 25%
изотопа от исходного.
100
Если осталось 40 % от исходного, значит,
С
С0
= 0,4,
тогда e−𝑘𝜏 = 0,4. Логарифмируя, получим:
ln0,4 = − 0,2772 τ, откуда τ ≈ 3,3 ч
Пример 18.5.4. Объясните, какая из двух приведенных реакций
имеет меньшую энергию активации и большую скорость:
H O
2
а) AgNO3(p-p) + KI(p-p) 

 AgI(тв) + KNO3(p-p);
C H OH
2 5
б) AgNO3(p-p) + I2(p-p) 
 AgI(тв) + INO3(p-p).
Решение. Для того чтобы частицы исходных веществ вступили в
химическую реакцию, они должны обладать достаточным запасом
энергии для преодоления потенциального барьера, разделяющего
начальное и конечное состояния системы. Высота соответствующего
потенциального барьера характеризует энергию активации и
определяется природой взаимодействующих частиц. Так, если
реагируют валентнонасыщенные молекулы, то энергия активации
будет максимальной и составит сотни кДж/моль из-за
необходимости преодолевания электростатического отталкивания и
разрыва исходных связей. При участии в реакции радикалов, т.е.
активных частиц, содержащих неспаренные электроны, энергия
активации снижается и составляет от единиц до десятков кДж/моль.
Особенно сильно это проявляется в случаях, когда обе
взаимодействующие частицы относятся к радикалам. Если же
взаимодействуют
противоположно
заряженные
ионы,
то
электростатическое отталкивание между ними отсутствует, энергия
активации снижается практически до нуля.
Сопоставляемые реакции протекают соответственно в водном и
спиртовом растворах. Формально каждая из реакций записана в
молекулярном виде, однако в водном растворе вещества,
относящиеся к сильным электролитам, практически полностью
диссоциируют на ионы, поэтому реакцию (а) следует записать в
ионном виде, отражающем суть процесса:
Ag+ + I– → AgI↓.
Значит, реакция (а) сводится к взаимодействию противоположно
заряженных ионов и характеризуется нулевой энергией активации.
Напротив, при протекании реакции в растворе спирта диссоциация
101
практически не имеет места. Реакция проходит между
валентнонасыщенными молекулами и имеет энергию активации в
сотни кДж/моль.
В соответствии с уравнением Аррениуса, скорость реакции υ
связана с энергией активации Еа:
E
 a
Ae RT
,
υ
где R – универсальная газовая постоянная, Т – температура. Т.е., чем
ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Таким
образом, реакция (а) характеризуется меньшей энергией активации и
большей скоростью.
18.6. Химическое равновесие
Пример 18.6.1. Для обратимых химических процессов напишите
уравнение закона действия масс (выражение для константы
равновесия):
а) Al2(CO3)3(тв) 
 Al2O3(тв)+ 3CO2(газ);
б) NH4NO3(р-р)+KOH(р-р) 
 NH3(газ)+KNO3(р-р)+Н2О(ж).
Для реакции (б) определите значение константы равновесия при
стандартной температуре по величине изменения энергии Гиббса,
равной −16,84 кДж/моль. Укажите, в сторону продуктов или в
сторону исходных веществ смещено равновесие в стандартных
условиях.
Решение. Воспользуемся выражением константы равновесия по
закону действующих масс для равновесия при данной температуре.
Константа равновесия ( K C , K p ) равна отношению произведения
равновесных концентраций (или парциальных давлений) в степенях,
равных стехиометрическим коэффициентам продуктов реакции к
аналогичному произведению равновесных концентраций (или
парциальных давлений) исходных веществ. Если в системе
содержатся компоненты, концентрации (или парциальные давления)
которых в процессе реакции практически не меняются, то их
концентрации в выражение константы равновесия не входят.
Например, в гетерогенных системах – это твердые и жидкие
компоненты, а в растворах – растворитель, так как он присутствует в
102
системе в количестве несоизмеримо большем, чем растворенные
компоненты.
Таким образом, для реакции
Al2(CO3)3(тв) 
 Al2O3(тв)+ 3CO2(газ)
уравнение закона действующих масс имеет вид
2
2
и K C  CCO
.
K p  pCO
2
2
Для реакций, протекающих в водном растворе, закон
действующих масс записывают для уравнения реакции в ионномолекулярном виде. Например, реакция
NH4NO3(р-р)+KOH(р-р) 
 NH3(газ)+KNO3(р-р)+Н2О(ж)
должна быть записана следующим образом:
NH4++OH- 
 NH3(газ)+Н2О(ж).
Откуда следует, что
p NH 3
C NH 3
и KC 
.
Kp 
C NH  COH 
C NH  COH 
4
4
Численное значение константы равновесия Кр можно рассчитать
по уравнению изотермы химической реакции для равновесия

Gреак,
T   RT ln K ,
где

Gреак,
T рассчитывается
по справочным данным
компонентов. R– универсальная
температура, 298 К.
K e
_

G298
RT
e

16840
8,314 298
газовая
постоянная,

Gобр,
T
Т
–
 895 , равновесие смещено в сторону
продуктов, так как КР >>1.
Пример 18.6.2. Смесь газообразных водорода и азота ввели в
реакционный сосуд. После установления равновесия при некоторой
температуре содержание реагентов в системе было следующее:
(моль/л) H 2 – 9; N 2 – 3; NH 3 − 4. Вычислите по этим данным
константу равновесия K C и исходные концентрации водорода и
азота (в исходной системе продукты реакции отсутсвуют).
N 2г   3H2г  
 2NH3г 
103
Решение. Запишем для заданной реакции синтеза аммиака
выражения константы равновесия через равновесные молярные
концентрации компонентов:
2
С NH
К С    33 .
С N 2 СH 2
KC 
42
3  93
 0,0073 л 2  моль 2 .
Исходные
концентрации
реагентов( СоN СоН )к
2
моменту
2
равновесия
разделяются на две составляющих: равновесная


концентрация реагента ( С N 2 , С H ) и та часть реагента, которая к
2
прореагировала( С N' 2 , СH' 2 )и образовала

продукты (равновесную концентрацию аммиака С NH ).
3

'
Таким образом СоN = С N 2 + С N 2 . Концентрацию С N' 2
моменту
установления
2
находим, используя законы стехиометрических соотношений
количеств веществ, участвующих в реакции. Для образования двух
молей аммиака необходимо, чтобы в реакцию вступил один моль
азота, соответственно для образования 4 молей аммиака потребуется
два моля азота, т.е. С N' 2 =2 моль/л. Тогда

СоN = С N 2 + С N' 2 = 3 + 2 = 5 моль/л.
2

Аналогично находим СоН = С H + СH' 2 = 9 + 6 = 15 моль/л.
2
2
Пример 18.6.3. При температуре T
в реакционном сосуде
протекает равновесная реакция SO 2г   NO 2г  
 NOг   SO 3г  .
Равновесная смесь газов содержит 0,2 моль/л SO3; 0,4 моль/л
NO; 0,1 моль/л NO 2 и 0,2 моль/л SO2. В эту систему вводится
дополнительно 0,3 моль/л NO 2 . Определите K C и новые
равновесные концентрации реагентов.
Решение:
104


С NO  CSO 3
0,4  0,2

KС  

4;
CSO 2  C NO 2 0,2  0,1
Поскольку
константа
равновесия
при
фиксированной
температуре остается постоянной, очевидно, что концентрации NO
и SO 3 должны повыситься, а концентрации NO 2 и SO 2 −
понизиться. Обозначим через x дополнительное количествo NO,
которое образовалось в системе в результате смещения равновесия.
Выразим новые равновесные концентрации через x и старые
равновесные концентрации и подставим в выражение для константы
равновесия:
SO 2г   NO 2г  
 NOг   SO 3г 
Новые равновесные
концентрации
0,2  x
K
0,1 0,3  x
0,4  x
0,2  x
0,4  x 0,2  x  .
0,2  x 0,4  x 
Решение данного уравнения дает x  0,088 . Таким образом,
новые равновесные концентрации оказываются следующими:


CSO 3  0,288 моль/л
CNO  0,488 моль/л


CSO 2  0,112 моль/л
CNO2  0,312 моль/л
18.7. Равновесие в водных растворах
Пример 18.7.1. Вычислите степень диссоциации угольной кислоты и
равновесную концентрацию ионов 𝐶⃡Н+ в 0,01M растворе.
Решение. Примем во внимание только
первую ступень
диссоциации и воспользуемся справочными данными для константы
диссоциации
угольной
кислоты
по
первой
ступени
Кд1 (H2СO3) = 4,5  107 ;
H2СO3 ⇄ H+ + НСО−
3;
𝐾Д1 =
𝐶⃡H+ ∙ 𝐶⃡НСO−
3
𝐶⃡H2СO3
= 4,5 ∙ 10−7 .
105
В соответствии с законом разбавления Оствальда:
1 
Kд
7
1  4,510
 6,710 3 или 1 = 0,67 %.
С
0,01
Равновесная концентрация ионов H+ равна α1·С
𝐶⃡Н+ =α1·С = 6,7·10-3 0,01 = 6,7·10-5 моль/л.
Пример 18.7.2. Рассчитайте рН водных растворов HI и NH4OH
заданной концентрации: СHI = 5 моль/л, СNH4 OH = 0,5 моль/л.
Константу диссоциации слабого электролита возьмите из
справочника.
Решение. Так как pH = –lg𝐶H+ , предварительно следует рассчитать концентрацию ионов Н+ в водном растворе.
HI – сильная кислота (HI→H++I–). Поэтому 𝐶H+ = 5 моль/л, и pH
= –lg 5 = 0,7
+
NH4OH – слабое основание (NH4OH 
 NH4 +OH ), следовательно,
𝐶⃡NH+4 · 𝐶⃡ОН−
х2
𝑥2
=
≈
𝐾Д = 1,75 ∙ 10−5 =
С– х
С
𝐶⃡NH4 ОН
–
где x – равновесная концентрация ионов ОН .Так как 𝐾Д <<1, то
С– х ≈ С.
Отсюда
𝑥 = √𝐾Д ∙ 𝐶 = √1,75 ∙ 10−5 ∙ 0,5 = 3·10-3 моль/л;
14
12  11,5.
𝐶H+ = 10
 3,310 12 , pH   lg 3,3 10
310 3
Пример 18.7.3. Определите растворимость соли Ca3(PO4)2 в воде в
моль/л по величине произведения растворимости. Запишите
уравнение гетерогенного равновесия для системы «насыщенный
раствор малорастворимой соли – осадок». ПРСa 3 (PO4 ) 2 = 2.0·10-29.
106
Решение. При переходе молекул малорастворимой соли МnAnm в
водный раствор они подвергаются полной диссоциации, что может
быть описано уравнением
p+
qМnAnm↓ 
 nM + mAn .
Для этого обратимого процесса уравнение закона действующих
масс имеет вид
K  C n p C m q .
M
An
Константа равновесия этого процесса называется произведением
растворимости и обозначается ПР. Если к моменту установления
~
~
равновесия в раствор перейдет C моль/л соли ( C – растворимость),
~
то в соответствии с законом стехиометрии образуется
n C моль/л
~
катионов и m C моль/л анионов. Таким образом,
~
~
n
m
K  ПР  CM
 (nC)n(mC)m .
p C
An q 
~
Отсюда можно вычислить C , т.е. растворимость соли в воде в
моль/л.
Для заданной в примере соли:
2+
3Ca3(PO4)2↓ 
 3Ca +2PO4 ,
~
~
~
ПР  (3C )3 (2C ) 2  108C 5 ,
~
ПР 5 2,0  10 29
откуда C  5

 7,1  10 7 моль/л.
108
108
Пример 18.7.4. Определите растворимость соли PbI2
и
концентрации ионов Pb2+ и I в насыщенном растворе, если
= 1,1109.
ПР
PbI
2
~
Решение. Если C – это количество PbI2, которое растворяется до
образования насыщенного раствора, то оно же полностью
диссоциирует на ионы, так как растворившаяся часть
труднорастворимого вещества ведет себя как сильный электролит. В
этом случае равновесные концентрации ионов соли: 𝐶⃡I− = 2𝐶̃ и
𝐶⃡Pb2+ = 𝐶̃ .
107
Запишем уравнение гетерогенного равновесия, которое
устанавливается в насыщенном растворе соли PbI2, и выразим через
~
растворимость ( C ) равновесные концентрации ионов 𝐶⃡ и 𝐶⃡Pb2+ :
2
PbI2(тв) 
 Pb(р-р)  2I (р-р)
~
Равновесные концен2 C~
C
трации ионов, моль/л:
Тогда ПР = 𝐶⃡Pb2+
(p−p)
∙ 𝐶⃡I2−(p−p) = 𝐶̃ ∙ (2𝐶̃ )2 = 4𝐶̃ 3 . Отсюда
растворимость и концентрации ионов соли в насыщенном растворе:
~
C = 3 ПРPbI 4 = 3 1,1 10-9 4 =6,5104 моль/л;
2
~
~
𝐶⃡Pb2+ = C = 6,5104 моль/л; 𝐶⃡I− = 2 C =1,3103 моль/л.
(p−p)
Пример 18.7.5. Приведите уравнение гидролиза соли FeCl3 по
преобладающей ступени при стандартных условиях в молекулярном
и ионном виде, составьте уравнение для константы гидролиза и
укажите, куда сместится равновесие при: а) добавлении щелочи; б)
добавлении кислоты; в) нагревании.
Решение. Если только один из электролитов, образовавших соль
(или основание, или кислота), является слабым, то гидролиз соли,
как правило, идет преимущественно по первой ступени. Например,
соль FeCl3 образована сильной кислотой и слабым основанием и
гидролизуется в соответствии с уравнением
FeCl3 + Н2О(ж) 
 FeOHCl2 + НСl
или в ионно-молекулярном виде
2+
+
Fe3+ + Н2О(ж) 
 FeOH +H .
Вода в этом уравнении является и реагентом, и растворителем,
поэтому её концентрация практически не меняется в процессе
реакции. Уравнение закона действующих масс для процесса
гидролиза имеет вид
C
2 C 
K гидролиза  FeOH H .
CFe 3
Направление смещения равновесия можно определить в
соответствии с принципом Ле Шателье, однако использовать нужно
108
уравнение гидролиза в ионном виде, отражающем суть химического
взаимодействия. По принципу Ле Шателье при внешнем
воздействии на систему, находящуюся в равновесии, равновесие
смещается в направлении процесса, противодействующего этому
воздействию.
а) Так как в результате процесса гидролиза FeCl3 образуются
ионы H+, то при добавлении к раствору любой кислоты (т.е. при
увеличении концентрации H+) усилится процесс, приводящий к
расходованию этих ионов, т.е. обратный процесс. Это приведет к
подавлению гидролиза.
б) Процесс гидролиза соли FeCl3 усилится при добавлении к её
раствору щелочи, т.е. при введении в систему дополнительного
количества ионов OH  . Ионы OH  формально в уравнении реакции
гидролиза не записаны. Однако они реагируют с ионами H+, поэтому
при добавлении щелочи концентрация ионов H+ падает, а значит,
должен усилиться прямой процесс, восполняющий расход ионов
водорода.
в) Процесс гидролиза протекает с поглощением теплоты, поэтому
в соответствии с принципом Ле Шателье при нагревании раствора
гидролиз усиливается.
18.8. Электрохимические процессы
Пример 18.8.1. Гальванический элемент составлен из двух
стандартных электродов: бромного и цинкового. Составьте схему
элемента, запишите уравнения электродных и токообразующей
реакций. Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента.
Решение.
Гальванический
элемент
–
это
замкнутая
электрохимическая система из двух электродов, погруженных в
растворы электролитов, в которой происходит превращение
химической энергии окислительно-восстановительной реакции в
электрическую
энергию.
Суммарная
окислительновосстановительная
реакция,
протекающая
на
электродах
гальванического элемента, называется токообразующей реакцией.
Она протекает самопроизвольно, но процессы окисления (идет на
аноде) и восстановления (идет на катоде) в пространстве разделены.
Химическая энергия этой ОВР ( G < 0) превращается в
109
электрическую, т.е. за счет нее идет направленное перемещение
электронов во внешней цепи от анода к катоду.
Стандартный электрод – это электрод, погруженный в электролит
с активностью потенциалопределяющих ионов, равной 1 моль/л.
Используя справочные данные, найдемстандартные потенциалы
заданных электродов:
E Zn 2 /Zn = – 0,763 В;
Е0Br2 /2Br− = 1,063 В.
Так как стандартный электродный потенциал цинкового
электрода меньше, чем бромного, то в гальваническом элементе он
будет анодом и на нем пойдет реакция окисления. Запишем схему
элемента и уравнения электродных реакций:
(-)ZnZnBr2HBrBr2,(Pt)(+);
на аноде: Zn0 – 2 e  Zn2+ (идет реакция окисления);
на катоде: Br2 + 2 e  2Br− (идет реакция восстановления).
Токообразующая реакция: Zn0 + Br2  Zn2+ + 2Br−
или Zn0 + Br2  ZnBr2.
Рассчитаем стандартную ЭДС гальванического элемента как
разность стандартных потенциалов катода и анода:
E0= E0  E0 = 1,063 – (–0,763) = 1,826 В.
Пример 18.8.2. Металлическое изделие из Fe покрыто сплошным
слоем Cr. Какой металл будет корродировать в кислой среде в
первую очередь при нарушении целостности покрытия?
Для данной коррозионной системы напишите электронно-ионные
уравнения анодного и катодного процессов.
Решение. Найдем по табл. Приложения 10 стандартные
электродные потенциалы для железа и хрома: EFe2 /Fe = – 0,44 В;
ECr3 /Cr = – 0,74 В. В данной системе при возникновении
электрохимической коррозии будет подвергаться анодному
окислению (разрушаться) более активный металл – хром
(стандартный электродный потенциал хрома меньше, чем у железа).
110
На поверхности менее активного металла (железа) будет
происходить восстановление ионов водорода, так как коррозионная
среда кислая.
Анодный процесс:
2Сr – 6 e  2Cr+3.
Катодный процесс (на железе): 6H+ + 6 e  3 Н2 (Fe).
Суммарный процесс:
2Сr + 6H+ 2Cr+3 + 3Н2.
Пример 18.8.3. Определите продукты электролиза раствора
хлорида меди (II) CuCl2 при рН < 7, катод и анод – графитовые.
Значения перенапряжения:
ηH2 /C = 0,6B; ηCl2 /C = 0,1 B; ηO2 /C = 1,1 B
Решение:
Характеристика исходной системы:
I. Электролит
Прежде всего, запишем процесс диссоциации электролита:
CuCl2 Cu2+ + 2Cl–.
Так как рН<7, то в растворе есть кислота HCl:
HClH+ +Cl–
+
–
H2O 
 H + OH ,
–14
Кв = 10 вода – слабый электролит, поэтому наличием ионов H+ и
OH–, которые образуются в результате диссоциации воды, можно
пренебречь.
При пропускании электрического тока происходит упорядочение
движения ионов: к катоду движутся катионы – ионы меди и
водорода, к аноду – анионы: хлорид-ионы. Поскольку раствор
водный, то в электродных процессах могут участвовать и полярные
молекулы воды.
II. Электроды инертные (графитовые), в электродных
процессах не участвуют, влияют только на величину
перенапряжения. Перенапряжение смещает потенциал катодного
процесса в отрицательную область, а анодного процесса – в
положительную область.Как правило, перенапряжение для металлов
невелико, им можно пренебречь. Учитываем перенапряжение только
для процессов с участием газообразных компонентов.
111
III. Запишем возможные (конкурирующие) процессы на катоде и
на аноде.
Катод (восстановление):
0
1) Cu2+ + 2е= Cu0 ; Е1= ЕCu
2+ /Cu0 = 0,337 В;
+
2) 2Н + 2е = Н2 ; С учетом перенапряжения потенциал
выделенияН2на графитовом электроде при рН<7 равен
Е2= Е0Н+/Н2 − 𝜂Н2 /С = 0 – 0,6 = – 0,6 В.
На катоде из ряда возможных процессов в первую очередь
реализуется процесс с большим потенциалом, т.е. процесс 1:
Cu2+ + 2е = Cu0.
Анод (окисление):
3) 2Cl– – 2e = Cl2 ;Е0Cl2 /2Cl− = 1,36 В. С учетом перенапряжения
потенциал выделения Cl2 на графитовом электроде равен
Е3= Е0Cl2 /2Cl− + 𝜂Cl2 /C = 1,36 + 0,1 = 1,46 В
4) 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+;
𝐸Н02 О/О2 = 1,226 В (см. табл.
Приложения 9). С учетом перенапряжения потенциал выделения О2
на графитовом электроде при рН<7 равен:
Е4 = 𝐸Н02 О/О2 + 𝜂O2 /C = 1,226 + 1,1 = 2,326 В.
На аноде из ряда возможных процессов в первую очередь
реализуется процесс с меньшим значением электродного
потенциала, т.е. процесс 3: 2Cl– – 2e = Cl2
электролиз
Суммарная реакция электролиза: CuCl2 →
Cu + Cl2.
Пример 18.8.4. Определите продукты электролиза водного
раствора соли CuSO4 в кислой среде, если катод и анод изготовлены
из меди. Значения перенапряжения:
ηH2 /Cu = 0,48 B; ηO2 /Cu = 0,81 B
Решение:
I. Исходная система:
CuSO4Cu2+ + SO42–;
H2SO4 2H+ + SO42–;
+
–
–14
H2O 
 H + OH , Кв = 10 .
112
II. Электроды: металлические (медь), влияют на величину
перенапряжения и могут участвовать в электродном процессе на
аноде (окисляться).
III.Процессы на катоде:
1. Cu2+ + 2 e Cu0 E1  ECu 2 /Cu  0,34 В ;
2. 2H+ + 2 e H20 E2  EH  /H  ηH 2 / Cu  0 – 0,48 =
2
= -0,48 В.
Е1Е2, следовательно, пойдет процесс (1) (выделение Cu).
IV.Процессы на аноде:
3. SO42– – xе
E3  2,5 В;
0
4. 2H2O – 4 e O2 +4H+;
E4  EO /OH   ηO 2 / Cu = 1,227 + 0,81 2,04В;
2
5. Cu0 – 2 e Cu2+ ; растворение (окисление) медного анода
E5  ECu 2 /Cu  0,34 В .
E5<Е4<E3, следовательно, пойдет процесс (5) (растворение Cu).
V. Суммарная реакция:
электролиз
Cu2+ + 2 e + Cu0 – 2 e →
Cu0 + Cu2+.
Таким образом, в данном случае процесс электролиза сводится к
растворению медного анода и осаждению меди на катоде. Подобный
процесс используют для рафинирования (очистки от примесей)
меди. При этом анодом служит очищаемая медь, а катодом – чистая
медь. Под действием приложенного напряжения на аноде
растворяется медь и те примеси, потенциал которых меньше
потенциала меди. В то же время примеси, потенциал которых
больше потенциала меди, выпадают из анода в виде шлама (осадка).
Одновременно на катоде происходит осаждение меди, уже не
содержащей примесей, т.е. достигается ее очистка.
Пример 18.8.5. Определите продукты электролиза водного
раствора нитрата калия КNO3 при рН = 7, катод и анод – графитовые.
Значения перенапряжения:ηH2 /C = 0,6 B; ηO2 /C = 1,1 B
113
Решение:
I. Электролит:
КNO3К+ +NO−
3;
+

H2O  H + OH–, Кв = 10–14.
II. Электроды инертные (графитовые), сами в электродных
процессах не участвуют.
III. Процессы на катоде:
1) K+ + е = K0 ; Е1= Е0K+/K0 = – 2,925 В
2) 2Н2О + 2е = Н2 + 2OН -;
Е2 = ЕН+/Н2 − 𝜂H2 /C = – 0,413– 0,6 = – 1,013 В,
где – 0,413 – потенциал выделения водорода из воды при рН = 7
(см. табл. Приложения 9).
На катоде из ряда возможных процессов в первую очередь
реализуется процесс с большим потенциалом, т.е. процесс 2:
2Н2О + 2е = Н2 + 2OН –;
IV.Процессы на аноде:
→ E3  2,5 В;
3)NO−
3 – xе
4) 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+;
Е4 =ЕН2 О/О2 + 𝜂O2 /C = 0,814+ 1,1 = 1,914 В,
где 0,814 – потенциал выделения кислорода из воды при рН = 7(см.
табл. Приложения 9).
На аноде из ряда возможных процессов в первую очередь
реализуется процесс с меньшим значением электродного
потенциала, т.е. процесс 4:
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+.
Суммарная реакция электролиза:
4Н2О + 4е + 2Н2О – 4е = 2Н2 +О2 + 4Н+ + 4OН–
Таким образом, электролиз соли КNO3 из-за конкуренции
растворителя сводится к электролизу воды:
электролиз
2Н2О →
2Н2 + O2.
18.9. Коллигативные свойства растворов
Пример 18.9.1. При 25 °С среднее осмотическое давление крови
равно 7,7 атм. Какова концентрация глюкозы (C6H12O6 ) или
хлорида натрия в растворе, изотоничном крови?
114
Решение.
Запишем закон Вант-Гоффа для осмотического давления:
для неэлектролитов π = CRT
для электролитов π = iCRT
где  – осмотическое давление; С – молярная концентрация
раствора; R– газовая постоянная, R =8,314 Дж/моль·К, если  в
Паскалях или R = 0,082 л·атм/ моль·К, если  в атм,
i–
изотонический коэффициент.
Согласно уравнению Вант-Гоффа, для раствора глюкозы можно
записать:
C = / RT = 7,7 атм/0,082л·атм/(К·моль) ·298 К = 0,31 моль/л.
Для
разбавленных
растворов
сильных
электролитов,
диссоциирующих на два иона, изотонический коэффициент можно
приравнять к числу ионов, i = 2. Поэтому для раствора NaCl можно
записать: C = 2 / RT0,16 моль/л.
Пример 18.9.2. Приведены растворенное вещество, его
концентрация (в граммах вещества на 100 г воды) и понижение
температуры замерзания этого раствора по сравнению с чистой
водой (оС): хлорид натрия: 5,26, 3,05; ацетон: 5,23, 1,67; уксусная
кислота: 48,04, 9,18. Криоскопическая постоянная воды равна 1,86.
По этим данным определите состояние (электролит, неэлектролит,
ассоциат) растворенных веществ в воде.
Решение. Состояние вещества в растворе определим, сопоставляя
экспериментальные значения понижения температуры замерзания с
рассчитанными по закону Рауля, т.е. определим подчиняются ли
заданные растворы закону Рауля для неэлектролитов
ΔTзам  KкрCm ,
где Ккр – криоскопическая постоянная, 𝐶𝑚 – моляльная концентрация
Изотонический коэффициент
i – безразмерная величина,
коэффициент, показывающий, во сколько раз экспериментальная
моляльная концентрация частиц в растворе из-за процессов
диссоциации или ассоциации
отличается от моляльной
концентрации вещества.
115
Макроскопические свойства растворов можно использовать для
определения состояния растворенного вещества в растворе. Для этой
цели необходимо сопоставить экспериментальные данные
(осмотическое давление, повышение температуры кипения,
понижение температуры замерзания раствора) с рассчитанными по
законам Рауля или Вант-Гоффа, т.е., по существу, определить
изотонический коэффициент, как отношение этих величин:
𝐶
π
𝑖 = эксп = 𝐶эксп;
πрасч
𝑖=
расч
𝑇эксп 𝐶𝑚эксп
=
𝑇расч 𝐶𝑚расч
Определим значение i, используя следующее соотношение:
𝑖=
𝑇эксп
.
𝑇расч
Расчетное значение понижения
определим по закону Рауля:
𝑚(B)
𝑇расч = 𝐶m K кр = M(B)·m(H
2 O)
ДляNaCl
𝑇расч =
температуры
K кр.
5,26
1,86 = 1,67;
58,5 · 0,1
для ацетона
𝑇расч =
5,23
1,86 = 1,6;
58 · 0,1
для уксусной кислоты
𝑇расч =
48,04
1,86 = 14,89;
60 · 0,1
Отсюда изотонические коэффициенты:
для NaCl
116
замерзания
3,05
𝑖 = 1,67 = 1,8 > 1;
Следовательно, раствор NaCl является электролитом. Этот вывод,
полученный из формального расчета, легко можно объяснить.
Действительно, вещество с ионными связями в водном растворе
диссоциирует на ионы, поэтому реальная концентрация частиц
становится больше моляльной, что и приводит к отклонению от
закона Рауля.
Для ацетона
1,67
𝑖 = 1,68 = 1.
Раствор ацетона подчиняется закону Рауля. Ацетон в водном
растворе не подвергается диссоциации (нет одинарных
сильнополярных или ионных связей) и ассоциации (молекулы
ацетона не способны образовывать друг с другом водородные связи,
так как нет поляризованных атомов водорода).
Для уксусной кислоты
9,18
= 0,62 < 1.
𝑖=
14,89
Следовательно, молекулы уксусной кислоты в водном растворе
ассоциированы. Функциональная группа уксусной кислоты имеет
сильно поляризованный атом водорода и атом кислорода с большой
электроотрицательностью и неподеленной электронной парой,
поэтому молекулы уксусной кислоты могут взаимодействовать друг
с другом, образуя, например, димеры за счет водородных связей.
Пример 18.9.3. Вычислить осмотическое давление при 22оС
раствора, в 1,2 л которого содержится 20,5 г сахара.
Решение:
Воспользуемся формулой расчета осмотического давления
π = iСRT , где i – изотонический коэффициент.
Для неэлектролитов, к которым относится сахар, i = 1.
Концентрация – количество моль растворенного вещества в
растворе:
𝜈
𝑚
С= =
.
𝑉
𝑀·𝑉
Подставив выражение концентрации в формулу для
осмотического давления, получим
π = СRT =
𝑚·R·𝑇
𝑀·𝑉
=
20,5·0,082·(273+2,2)
342·1,2
117
= 1,2 атм.
Пример 18.9.4. Вычислите молярную массу глицерина, зная, что
раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды,
кристаллизуется при – 0,279 оС
Решение. Воспользуемся следствием из закона Рауля.
Температура замерзания чистой воды 0 оС, значит, понижение
температуры замерзания ∆Тзам = 0 – (–0,279) = 0,279
∆Тзам= Ккр·Cm, где Cm – моляльная концентрация, моль/кг
растворителя:
𝑚вещества
;
Cm=
M·𝑚растворителя (кг)
∆Тзам = Ккр·Cm =
КК ·mв
.
M·mр
Выразив М, получимМ =
КК ·𝑚в
∆Тзам·𝑚р
118
=
1,86·11,04
0,279·0,8
= 92 г/моль.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица Приложения 1
Энергия разрыва связей при 0 К двухатомных молекул
Молекула
Вг2
СО
СaF
Cl2
F2
H2
Е0,
кДж/моль
190,1
1072
531,1
239,2
154,8
432,2
Молекула
Е0,
кДж/моль
362,5
427,8
566,3
294,5
148,8
941,6
HBr
HCI
HF
HI
I2
N2
Молекула
NO
O2
P2
S2
SiN
Е0,
кДж/моль
626,8
493,6
485,6
422,6
500
Таблица Приложения 2
Энергия разрыва связей в молекулах
и радикалах газообразных веществ при 298 К
Вещество
Продукты
диссоциации
Е0,
кДж/моль
СН4
С2Н2
СН3, Н
С2Н, Н
СН, СН
C2H3, H
СН2,СН2
С2Н5, Н
С6H5, Н
СH2OH, H
С2H4OH,
H
435,1
502,1
962,3
443,5
711,7
410,5
457,3
399,2
377,4
C2H4
С2Н6
С6Н6
СH3OH
С2H5OH
Кат
ионы
Li+
Na+
Cu2+
Ca2+
Ba2+
Zn2+
Вещество
Продукты
диссоциации
CH3CI
CH3I
Н 2О
Н2О2
NH3
N 2O 4
N 2O
O3
SiO2
CH3, С1
CH3, I
ОН, Н
ОН, OН
NH2, Н
NO2, NO2
N2, O
О2, О
SiO, O
Е0,
кДж/моль
349,8
234,3
498,7
213,8
438,1
57,4
167,4
107,1
472,8
Таблица Приложения 3
Энергия кристаллической решетки (Н298, кДж/моль)
Анионы
F

1044,3
925,9
2613,3
2316,2
-
С1

862,3
788,3
2763,9
2240,9
2023,4
2688,6
Вr

819,6
753,1
2157,3
1952,5
2051,0
I

764,6
705,8
2065,2
1847,6
2596,6
119
Н

923,0
810,0
-
O
2
4144,7
3533,8
3140,5
4061,0
ОН

2584,0
2299,5
-
S
2
3726,3
3107,0
2738,8
3441,7
Таблица Приложения 4
Относительные электроотрицательности атомов (ЭО) в молекулах
(для приближенных расчетов можно использовать значения ЭО без учета
степени окисления элемента)
Z
1
Элемент
Водород
ЭО
2,2
Z
42
Элемент
Молибден
3
4
5
6
7
8
9
11
Литий
Бериллий
Бор
Углерод
Азот
Кислород
Фтор
Натрий
1,0
1,5
2,0
2,6
3,0
3,5
4,0
0,9
43
44
45
46
47
48
49
50
Технеций
Рутений
Родий
Палладий
Серебро
Кадмий
Индий
Олово
12
Магний
1,3
51
Сурьма
13
14
15
16
17
19
20
21
22
Алюминий
Кремний
Фосфор
Cеpa
Хлор
Калий
Кальций
Скандий
Титан
52
53
55
56
57
58
63
64
65
Теллур
Иод
Цезий
Барий
Лантан
Церий
Европий
Гадолиний
Тербий
23
Ванадий
70
Иттербий
1,2
24
Хром
71
Лютеций
1,3
25
Марганец
72
Гафний
1,3
26
Железо
73
Тантал
27
Кобальт
74
Вольфрам
28
Никель
75
Рений
1,3(+3);
1,7(+5)
1,6(+4);
2,0(+6)
1,9
29
Медь
1,6
1,8
2,1
2,6
3,1
0,8
1,0
1,3
1,3(+3);
1,6(+4)
1,4(+3);
1,7(+4);
1,9(+5)
1,6(+3);
2,4(+6)
1,4(+2);
2,5(+7)
1,8(+2);
1,9(+3)
1,8(+2);
2,0(+3)
1,8(+2);
2,0(+3)
1,9(+1);
2,0(+2)
ЭО
1,6(+4);
2,1(+6)
1,9
2,2(+2)
2,2(+2)
2,2(+2)
1,9
1,7
1,8
1,8(+2);
1,9(+4)
1,8(+3);
2,1(+5)
2,1
2,6
0,75
0,90
1,1
1,2
1,2
1,3
1,3
79
Золото
2,4
120
Z
30
31
Элемент
Цинк
Галлий
ЭО
1,6
1,7
Z
80
82
Элемент
Ртуть
Свинец
32
33
34
35
37
Германий
Мышьяк
Селен
Бром
Рубидий
1,9
2,0
2,5
2,9
0,8
83
87
88
90
91
Висмут
Франций
Радий
Торий
Протактиний
38
Стронций
1.0
92
Уран
39
Иттрий
1,2
93
Нептуний
40
41
Цирконий
Ниобий
1,4
1,6(+3)
94
97
Плутоний
Берклий
Окончание табл.
ЭО
1,9
1,6(+2);
1,8(+4)
1,8
0,7
0,9
1,4(+4)
1,3(+3);
1,7(+5)
1,4(+4);
1,9(+6)
1,4(+4);
1,9(+6)
1,3
1,3
Таблица Приложения 5
Стандартные
0
энтропии(S 298 ),
0
энтальпии образования (Н обр, 298 ) и
0
энергии Гиббса образования (G обр, 298 ) некоторых веществ
Вещество
Ag(кp)
Аl(кр)
As(серый)
Аu(кр)
В(кр)
Ва(кр)
Ве(кр)
Вi(кр)
Вr2(ж)
Вr2(г)
С(алмаз)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
Дж/(мольК)
кДж/моль
Простые вещества
0
42,55
0
28,33
0
35,61
0
47,40
0
5,86
0
60,67
0
9,54
0
56,90
0
152,21
30,91
245,37
1,83
2,37
121
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
0
0
0
0
0
0
0
0
0
3,14
2,83
Продолжение табл.П. 5
Вещество
С(графит)
Са(кр)
Cd(кp)
Сl2(г)
Со(кр)
Сr(кр)
Сu(кр)
F2(г)
Fе(кр)
Gе(кр)
Н2(г)
Hg(ж)
Hg(г)
I2(кр)
I2(г)
К(кр)
La(кp)
Li(кp)
Mg(кp)
Мn(кр)
N2(г)
Na(кp)
Na(ж)
Ni(кp)
O2(г)
O3(г)
Р(бел)
Рb(кр)
S(ромб)
Sb(кp)
Sc(кp)
Se(кp)
Si(кp)
Sn(бел)
Sr(кр)
Тh(кр)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
G обр, 298 ,
кДж/моль
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
61,0
0
62,43
0
0
0
0
0
0
0
2,60
0
0
-142,26
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
Дж/(мольК)
5,74
41,63
51,76
222,98
30,04
23,64
33,14
202,67
27,15
31,09
130,52
75,90
175,0
116,14
260,60
64,18
56,90
28,24
32,68
32,01
191,50
51,21
–
29,87
205,04
238,82
41,09
64,81
31,92
45,69
37,62
42,44
18,83
51,55
55,69
53,39
кДж/моль
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
31,
0
0
19,39
0
0
0
0
0
0
0
–
0
0
162,76
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
122
0
Продолжение табл.П. 5
Вещество
Ti(кp)
U(кp)
Zn(кp)
Zr(кp)
AgBr(кp)
AgCl(кp)
AgI(кp)
AgNO3(кp)
Ag2O(кp)
Ag2S(кp)
Ag2SO4(кp)
AlBr3(кр)
AlCl3(кр)
Аl2O3(корунд)
Al2(SO4)3(кр)
AsCl3(г)
Аs2О3(клаудетит)
As2O3(apceнолит)
ВаСО3(кр)
BaCl2(кр)
Ba(NO3)2(кp)
ВаO(кр)
Ва(ОН)2(кр)
BaSO3(кp)
BaSO4(кp)
Ba3(PO4)2(кp)
СO(г)
СО2(г)
СаСО3(кальцит)
СаСl2(кр)
СаF2(кр)
Ca(NO3)2(кp)
СаO(кр)
Са(ОН)2(кр)
CaSO4(кр)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
Дж/(мольК)
кДж/моль
0
30,63
0
50,29
0
41,63
0
38,99
-100,42
107,11
Неорганические соединения
-126,78
96,23
-61,92
115,48
-124,52
140,92
-30,54
121,75
-31,80
143,51
-715,88
200,00
-513,38
180,25
-704,17
109,29
-1675,69
50,92
-3441,80
239,20
-270,34
328,82
-653,37
122,72
-656,89
108,32
-1210,85
112,13
-859,39
123,64
-992,07
213,8
-553,54
70,29
-943,49
100,83
-1061,00
119,50
-1458,88
132,21
-4178,43
356,06
-110,53
197,55
-393,51
213,66
-1206,83
91,71
-795,92
108,37
-1220,89
68,45
-938,76
193,3
-635,09
38,07
-985,12
83,39
-1436,28
106,69
123
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
0
0
0
0
-97,02
-109,54
-66,35
-33,6
-10,9
-39,70
-618,36
-490,60
-628,58
-1582,27
-3100,87
-258,04
-577,03
-576,16
-1132,77
-811,71
-797,23
-525,84
-855,42
–
-1348,43
-3951,37
-137,15
-394,37
-1128,35
-749,34
-1168,46
-743,49
-603,46
-897,52
-132390
Продолжение табл. П. 5
Вещество
Ca3(PO4)2(α)
CdCl2(кp)
CdO(кp)
CdS(кp)
CdSO4(кр)
CrCl3(кp)
CrO3(кр)
Cr2O3(кр)
CsCl(кр)
CsOH(кр)
CuCl2(кp)
СuO(кр)
Сu(ОН)2(кр)
CuS(кр)
CuSO4(кр)
Сu2О(кр)
Eu2O3(кp)
Eu2(CO3)3(кp)
FeSO4(кр)
FeO(кр)
Fe2O3(кp)
Fe(OH)2 (кp)
Fe(OH)3 (кp)
Fe2(SO4)3(кр)
GеO2(тетраг.)
H3BO3(кр)
НВr(г)
HCN(г)
НСl(г)
НI(г)
H2MnO4(кр)
HNO2(г)
HNO3(ж)
HNO3(г)
Н2O(кр)
Н2O(ж)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
-4120,82
-390,79
-258,99
-156,90
-934,41
-556,47
-590,36
-1140,56
-442,83
-406,68
-205,85
-162
-444,4
-53,14
-770,90
-173,18
-1662,72
-32447,6
-927б59
-264,85
-822,16
-569,02
-825,50
-2584,00
-580,15
-1094,00
-36,38
132,00
-92,31
26,36
-1046,10
-79,42
-173
-135
-291,85
-285,83
Дж/(мольК)
235,98
115,27
54,81
71,13
123,05
123,01
73,22
81,17
101,18
77,82
108,07
42,63
83,7
66,53
109,20
92,93
146,44
107,53
60,75
87,47
79,50
120,50
282,80
39,71
88,74
198,58
201,71
186,79
206,48
159,00
253,7
156,16
267
39,33
69,95
124
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
-3884,9
-343,24
-229,33
-153,16
–
-486,37
-513,44
-1058,97
-414,61
-354,71
-161,71
-134,36
-359,4
-53,58
-661,79
-150,56
-1568,16
-2738,43
-819,77
-244,30
-740,34
-483,84
-695,80
_–
-521,59
–
-53,43
121,58
-95,3
1,58
–
–
-79,9
-75
–
-237,23
Продолжение табл. П. 5
Вещество
Н2О(г)
Н2O2(ж)
Н2O2(г)
H2S(г)
H2SO4(ж)
H3PO4(ж)
HgO(кp)
HgBr2(кp)
KF(кр)
KBr(кр)
КСl(кр)
KСlO3(кp)
KСlO4(кp)
КI(кр)
КMnО4(кр)
KNO3(α)
КОН(кр)
K2СO3(кp)
К2СrО4(кр)
К2Сr2O7(кр)
К2SO4(кр)
La2(CO3)3(кp)
La(OH)3(кp)
La2O3(кp)
MgCO3(кp)
MgCl2(кp)
MgO(кp)
Mg(OH)2(кp)
MgSO4(кp)
MgSO46H2O(кp)
MnCO3(кp)
MnCl2(кp)
МnO(кр)
МnO2(кр)
NH3(ж)
NH3(г)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
-241,81
-187,66
-135,88
-20,61
-813,99
-1266,90
-90,00
-225,00
-567,3
-393,80
-436,68
-391,2
-430,12
-327,9
-828,89
-492,46
-424,72
-1150,18
-1385,74
-2067,27
-1433,69
-3446,70
-1360,8
-1796,2
-1095,85
-644,8
-601,49
-925,00
-1287,42
-3089,50
-881,66
-481,16
-385,10
-521,49
-69,8
-45,94
Дж/(мольК)
188,72
109,6
234,41
205,70
156,90
200,83
70,00
146,00
66,6
95,94
82,55
142,97
151,04
106,4
171,54
132,88
79,28
155,52
200
291,21
175,56
166,50
125,60
127,3
65,10
89,54
27,07
63,00
91,55
348,10
109,54
118,24
61,50
53,14
–
192,66
125
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
-228,61
-120,52
-105,74
-33,50
-690,14
-1134,0
-58,00
-179,00
-537,8
-380,60
-408,93
-289,8
-300,58
-323,18
-729,14
-392,75
-379,14
-1064,87
-1277,84
-1887,85
-1316,04
-2950,5
-1230,9
-1708,3
-1012,15
-595,3
-569,27
-834,00
-1173,25
-2635,10
-811,40
-440,41
-363,34
-466,68
–
-16,48
Продолжение табл. П. 5
Вещество
NH4Cl(кр)
NH4F(кр)
NH4OH(ж)
NH4HS(кр)
NO(г)
NO2(г)
N2O4(г)
NOCl(г)
NaOH(кp)
Na2CO3(кp)
Na2CO310H2O(кp)
Na2O(кp)
NaCl(кр)
NaF(кр)
NaBr(кр)
Na2SO3(кp)
Na2SO4(α)
Na2SO410H2O(кр)
Na2SiO3(кp)
Na2SiO3(ж)
Nа2SiO3(стекл)
Na3PO4(кр)
NiCl2(кр)
NiSO4(кр)
PH3(г)
Р2О5(кр)
РbВr2(кр)
PbCO3(кp)
РbСl2(кр)
РbI2(кр)
РbО(желт)
РbО(красн)
РbО2(кр)
Pb3O4(кp)
Рb(ОН)2(кр)
PbS(кp)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
-314,2
-464,0
-380,86
-156,75
91,26
34,19
11,11
52,6
-426,35
-1130,8
-4077
-417,98
-411,2
-576,6
-361,1
-1089,43
-1387,21
-4324,75
-1561,43
51,8
-1541,64
-1924,64
-304,18
-873,49
17,14
-1507,2
-282,42
-699,56
-359,82
-175,23
-217,61
-219,28
-276,56
-723,41
-545
-100,42
Дж/(мольК)
95,8
72,0
165,4
98,23
210,64
240,06
304,35
263,5
64,43
138,8
2172
75,06
72,1
51,1
86,8
146,02
149,62
591,87
113,76
–
–
224,68
98,07
103,85
209,96
140,3
161,75
130,96
135,98
175,35
68,7
66,11
71,92
211,29
88
91,21
126
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
-348,7
87,58
52,29
99,68
66,35
-380,29
-1048,2
-3906
-379,26
-384,1
-546,3
-349,0
-1001,21
-1269,50
-3644,09
-1467,5
–
–
-1811,31
-258,03
-763,76
13,13
-1371,7
-265,94
-625,87
-314,56
-173,56
-188,2
-189,1
-217,55
-606,17
-452
-98,77
Продолжение табл. П. 5
Вещество
PbSO4(кp)
SO2(г)
SO3(г)
SО2Сl2(ж)
SO2Cl2(г)
ScCl3(кp)
SiO2(квapц)
SiO2(стекл)
SrCl2(кр)
SrBr2(кp)
SnCl2(кp)
SnСl4(ж)
SnCl4(г)
SnO(кp)
SnO2(кp)
SbCl3(кp)
ТhF4(кр
ТhCl4(кр
ТiO2(рутил)
ТiO2(анатаз)
Y2(CO3)3(кp)
Y(OH)3(кp)
Y2O3(кp)
UF4(кp)
UF6(г)
UF6(кр)
UO2F2(кp)
UCl4(кp)
UCl6(кр)
UO2Cl2(кp)
UO2(кp)
UO3(кp)
U3O8(кр)
ZnCO3(кp)
ZnCl2(кр)
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
-920,48
-296,9
-395,85
-378
-364
-898,7
-910,94
-903,49
-828,9
-717,6
-330,95
-528,86
-489,11
-285,98
-580,74
-382,2
-2097,8
-1186,2
-944,75
-933,03
-3303,90
-1431,1
-1906,3
-1910,37
-2138,61
-2188,23
-1653,5
-1019,2
-1092,0
-1243,9
-1084,91
-1218,90
-3574,81
-812,53
415,05
Дж/(мольК)
148,57
248,07
256,69
210
312
122,07
41,84
46,86
114,9
135,1
131,8
258,99
364,84
56,48
52,3
184,1
1724,0
190,4
50,33
49,92
−
113
99,2
151,67
377,98
227,61
135,6
197,1
285,8
150,5
77,82
98,52
282,42
80,33
111,46
127
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
-813,67
-300,21
-371,17
-365
-320
-859,83
-856,67
-850,71
-781,1
-697,1
-288,4
-457,74
-449,55
-256,88
-519,83
-323,7
-2003,4
-1094,1
-889,49
-877,65
-2962,30
-1301,3
-1817,6
-1819,74
-2055,03
-2059,82
-15574,4
-930,0
-962,0
-1146,4
-1031,98
–
-3369,5
-730,66
-369,39
Продолжение табл.П. 5
Вещество
ZnO(кp)
ZnS(кp)
ZnSO4(кp)
Zn(OH)2(кp)
ZrCl4(кp)
ZrO2()
СН4(г)
С2Н4(г)
СН3СООН(г)
С2Н5ОН(г)
С2Н5ОН(ж)
Ag+
Al3+
3
AsO 4
Ba 2+
Вr-
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
Дж/(мольК)
кДж/моль
-348,11
43,51
-205,18
57,66
-981,36
110,54
-645.43
76,99
-979,77
181,42
-1097,46
50,36
Органические соединения
-74,85
186,27
52,30
219,45
-434,84
282,50
-234,80
281,38
-276,98
160,67
Ионы в водных растворах
105,75
73,39
-529,99
-301,25
-890,06
-167,28
0
G обр, 298 ,
кДж/моль
-318,1
-200,44
-870,12
-555,92
-889,27
-50,85
68,14
-376,68
–
-174,15
77,10
-489,80
-648,93
-524,05
-121,50
-65,0
8,79
82,84
164,0
-547,50
-104,04
20,0
-485,64
87,58
-369,37
150,62
74,27
96,45
146,05
171,58
89,96
CO 3
-676,64
-56,04
-527,6
2
C2O 4
Ca2+
Cd2+
Ce3+
Сl-
-824,25
-542,66
-75,31
-698
-167,07
51,04
-55,23
-70,92
-201
56,74
-674.86
-552,7
-77,65
-676
-131,29
-98,35
-138,91
-235,98
163,2
41,87
-215,48
-2,6
-183,26
-223,06

ВrO 3
CH3COOCNCNS2

ClO 3
Cr2+
Cr3+
128
Продолжение табл.П. 5
Вещество
2
CrO 4
2
Cr2O 7
Cu+
Cu2+
[Cu(NH3)4]2+
Eu3+
Fe2+
Fe3+
H+

НСО 3
2
НРО 4
HS
HSO 3

HSO 4
Hg2+
IIO 3

0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
Дж/(мольК)
кДж/моль
-875,42
46,02
-720,91
-1490,93
72,8
66,94
-346,52
-608,77
-87,86
-47,7
0
270,39
44,35
-92,72
280,5
-221,75
-113,39
-293,3
0
-1295,62
50
65,56
-111,51
-557,81
-84,88
-10,53
0
-691,28
92,57
-586,56
-1292,14
-17,57
-33,47
62,76
-1089,28
12,15
-627,98
132,38
-527,32
-887,77
171
-56,9
127,97
-32
106,69
-755,23
164
-51,94
117,78
-127,16
101,04
-220,20
-282,62
-683,30
-220,52
0
G обр, 298 ,
K
La3+
-252,17
-707,60
Li 
-278,45
11,30
-292,86
-461,75
-119,66
-455,24
-220,50
-66,94
-229,91
-533,04
196,23
-440,28
–
191
-449
-132,8
112,84
-79,52
-104,6
139,85
-37,16
Mg
Mn
2
2
MnO 4
2
MnO 4

NH 4

NO 2
129
Окончание табл.П. 5
Вещество

NO 3

Na
Ni

ОН

3
PO 4
Pb 2
S
2
2
SO 3
2
SO 4
Se
0
Н обр, 298 ,
0
S 298 ,
кДж/моль
Дж/(мольК)
кДж/моль
-207,38
146,94
-111,49
-240,3
58,41
-261,9
-126,05
-45,56
-230,02
-10,71
-157,35
-1277,38
-220,29
-1018,81
-1,18
-24,32
11,82
32,64
-14,52
85,4
-638,27
-38,28
-486,73
-909,26
18,2
-743,99
64
-46
129
-53,14
2
2
0
G обр, 298 ,
Sn
Th4+
-10,23
-760
-25,26
-330
-26,24
-724
U 3
-514,63
-125,52
-520,59
-590,15
-382,62
-538,91
-1018,66
-723,90
-89,68
-267,90
-954,71
-689,20
-153,64
-110,62
-147,16
U
4
2
UO 2
Y3+
Zn 2 
Таблица Приложения 6
Произведение растворимости малорастворимых соединений (ПР) в
воде при 293 К
Вещество
AgBr
Ag2CO3
AgCl
AgI
Ag3PO4
Ag2S
ПР
5,310-13
1,210-12
1,810-10
8,310-17
1,310-20
6,310-50
Вещество
КClO4
K3[Ca(NO2)4]
La2(CO3)3
La2(C2O4)3
Li3PO4
Li2CO3
130
ПР
1,110-2
4,310-10
4,010-34
1,010-25
3,210-9
4,010-3
Вещество
Ag2SO4
Ag2CrO4
Al(OH)3
AlPO4
BaCO3
Ва3(РО4)2
BaSO4
BaCrO4
BaC2O4
CaCO3
CaC2O4
Ca3(PO4)2
CaF2
CaSO4
Cd(OH)2
CdCO3
Ce2(C2O4)3
CuI
Cu(OH)2
CuS
Сu2[Fе(СN)6]
(CuOH)2CO3
Cu2S
Fe(OH)3
Fe(OH)2
FeS
Fe4[Fe(CN)6]3
Окончание табл.П.6
Вещество
ПР
LiF
1,710-3
NaIO4
310-3
Na[Sb(OH)6]
4,010-8
NiC2O4
4,010-10
NiCO3
1,310-7
Ni(ОН)2
2,010-15
PbS
2,510-27
Pb(ОН)2желтый
7,910-16
Pb(ОН)2красный
510-16
РbВr2
9,110-6
PbC2O4
4,810-10
PbI2
1,110-9
PbSO4
1,310-8
Pb3(PO4)2
7,910-43
PbCl2
1,610-5
Th(C2O4)2
1,110-25
Th(OH)4
2,010-50
Th3(PO4)4
7,610-79
(UO2)2[Fe(CN)6]
7,110-14
UO2CO3
1,910-12
UO2(OH)2
4,410-23
U(OH)4
6,310-55
ZnS
1,610-24
ZnСO3
1,4510-11
Zn3(PO4)2
9,110-33
Zr(OH)4
7,910-55
Zr3(PO4)4
1,010-132
ПР
1,610-5
4,410-12
3,210-34
5,7510-19
4,010-10
6,010-39
1,110-10
1,210-10
1,110-7
3,810-9
2,310-9
2,010-29
410-11
2,510-5
2,210-14
1,010-12
2,510-29
1,110-12
8,310-20
6,310-36
1,310-16
1,710-34
2,510-48
6,310-38
7,110-16
5,010-18
3,010-41
131
Таблица Приложения 7
Константы диссоциации кислот и оснований
Электролит
K1
СН3СООН
COOH
(CH2)4(СООН) 2
Н3АsО4
H3BO3
H2B4O7
НBrO
HCN
H2CO3
H2C2O4
HClO
Н2СrО4
H2Cr2O7
HF
НIO
HIO3
HNO2
H2O2
H3PO4
H2S
H2SO3
H4SiO4
H2SiO3
AgOH
Al(OH)3
Ca(OH)2
Cd(OH)2
Ce(OH)3
Cr(OH)3
Cu(OH)2
1,810-5
1,810-4
3,910-5
6,010-3
5,810-10
1,810-4
2,510-9
6,210-10
4,510-7
5,510-2
5,010-8
1,110-1
Константа диссоциации
K2
Кислоты
–
–
1,010-7
–
2,010-8
–
–
4,810-11
5,410-5
–
3,210-7
2,310-2
–
6,810-4
–
2,310-11
–
1,610-1
–
5,110-4
–
2,010-12
-3
7,610
6,210-8
-7
1,010
1,010-14
-2
1,710
6,210-8
-11
–
1,310
2,210-10
1,610-12
Основания
-3
–
5,010
-9
7,410
3,110-9
4,010-2
-4
8,110
4,110-7
–
–
–
3,610-9
6,610-8
7,910-14
132
K3
–
–
3,010-12
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
4,210-13
–
–
–
–
1,110-9
–
–
1,010-5
8,910-11
–
Электролит
NH4OH
Pb(OH)2
Th(OH)4
U(OH)4
UO2(OH)2
K1
1,7610-5
9,510-4
3,610-11
–
1,910-7
Zn(OH)2
Zr(OH)4
(CH3)2NH2OH
C6H5NH3OH
Fе(ОН)2
Fe(ОН)3
Hf(OH)4
La(OH)3
Окончание табл.П.7
Константа диссоциации
K2
K3
3,010-8
2,410-11
1,410-11
1,4–10-9
–
2,010-11
2,610-12
–
1,210-5
6,510-14
5,410-4
4,310-10
1,210-2
4,810-11
4,910-7
1,610-14
–
–
5,510-8
1,810-11
–
–
–
–
–
1,510-12
3,210-13
–
6,310-14
–
–
5,010-4
Таблица Приложения 8
Общие константы нестойкости комплексных ионов
Вещество
[Ag(NH3)2]+
[Ag(ОН)3]2[AgI4]3[Ag(SCN)4]3[Ag(S2O3)3]5[Ag(CN)4] 3[Al(OH)4][AlF6]3[Au(NH3)2]+
[Au(CN)2][Au(CN)4][Cd(CN)4]2[Cr(OH)4][Cu(NH3)4]2+
Кн
5,910-8
6,310-6
7,910-14
2,110-10
3,510-14
3,810-20
1,010-33
2,110-21
1,010-27
5,010-39
1,010-56
7,810-18
2,510-29
9,310-13
Вещество
[Cu(OH)4]2[Fе(ОН)4]2[Fе(ОН)4][Fe(SCN)6]3[Fe(CN)6]4[Fe(CN)6]3[Ni(CN)4]2[Ni(NH3)6]2+
[Th(OH)4]0
[U(OH)4]0
[UO2(OH)4]2[UO2(CO3)3]4[UF6]2[UO2F4]2133
Кн
4,010-17
1,010-10
4,010-35
5,910-4
1,310-37
1,310-44
1,010-31
9,810-9
7,910-41
2,010-46
4,010-33
5,010-19
1,610-25
2,010-12
Таблица Приложения 9
Равновесные потенциалы выделения водорода и кислорода
pH
Уравнения электродных реакций
рН< 7
рН< 7
рН =7
рН= 7
рН> 7
рН> 7
2Н + + 2е = Н2
2H2O - 4е = O2 + 4Н +
2Н2О + 2е = Н2 + 2OН 2Н2О - 4е = O2 + 4Н +
2Н2О + 2е = Н2 + 2OН 4OН - - 4е = О2 + 2Н2O
Электродный
потенциал, В
0
1,226
-0,413
0,814
-0,828
0,401
Таблица Приложения 10
Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
при 298 К
Элемент
Реакция
рН
Е, В
+

0,799
Ag + е  Ag
Ag
0,22
AgCl + e 
 Ag + Cl
Al
As
Au
Ba
Be
Bi
Br
С
Ca
Cd
Се
 Al

Al 3+ + 3e 
 Al
+5

As + 2e  As 3+
3+
As +5 + 2e 
 As
+
Au + e 
 Au
Au 3+ + 3e 
 Au
2+
Ba + 2e 
 Ba
2+
Be + 2e 
 Be
+5

Bi + 2e  Bi 3+
Bi +3 + 3e 
 Вi
+3
Bi + 3e 
 Вi

Br2 + 2e  2Br–
2Br +5 + 10e 
 Br2
+4

C + 2e  C +2
Ca 2+ + 2e 
 Ca
2+
Cd + 2e 
 Cd
4+

Ce + e  Ce 3+
Al 3+ + 3e
134
<7
-1,622
>7
-2,35
<7
0,56
>7
-0,71
1,68
1,498
-2,906
-1,847
<7
1,80
<7
0,371
>7
- 0,46
1,063
<7
1,52
-0,12
-2,866
-0,403
1,61
Элемент
Cl
Реакция
–
Cl2 +2e 
 2Cl
 Cl−

+
Cl +3 + 2e 
 Cl
Cl +5 + 6e 
 Cl
+5
Cl + 6e 
 Cl
2Cl +5 + 10e 
 Cl2
+7

Cl + 2e  Cl +5
Co 2+ + 2e 
 Co
3+

Co + e  Co 2+
Co 3+ + 3e 
 Co
+6

Cr + 3e  Cr 3+
3+
Cr +6 + 3e 
 Cr
Сr3+ + 3е 
 Сr
3+
Сr + 3е 
 Сr
2+
Cr +3 + e 
 Cr
Cr 2+ + 2e 
 Cr
+

Cs + e  Cs
Cu 2+ + 2e 
 Cu
2+

Cu + e  Cu +
Eu 3+ + 3е 
 Eu
3+

Eu + e  Eu 2+
–
F2 + 2e 
 2F
Fe 2+ + 2e 
 Fe
3+

Fe + 3е  Fe
2+
Fe 3+ + e 
 Fe
2+
Fe 3+ + e 
 Fe
+4
Ge + 4e 
 Ge
2H + + 2e 
 H2
2Н2О + 2e 
 H2 +2OH
2Н2О + 2e 
 H2 +2OH
Cl + + 2e
Co
Сr
Cs
Cu
Eu
F
Fe
Ge
H
135
Продолжение табл. П. 10
рН
Е, В
1,36
>7
0,89
>7
0,66
<7
1,45
>7
0,63
1,47
<7
1,19
-0,277
1,95
0,46
<7
1,33
>7
1,46
<7
-0,74
>7
-0,12
-0,47
-0,913
-2,923
0,337
0,521
-2,4
-0,55
2,77
-0,44
-0,058
<7
0,77
>7
-0,56
<7
-0,15
<7
=7
0
-0,413
>7
-0,828
Элемент
Hg
2






2I–
I2+ 2e
+5
+ 10e


2
La
Li
Mg
Mn
Mo
N
0,92
Hg 2
0,54
I2
–
I + 6e 
 I
–
I +5 + 6e 
 I
+5
I +7 + 2e 
I
In 3+ + 3е 
 In
+

K + е  K
La 3+ + 3е 
 La
+

Li + e  Li
Mg 2+ + 2e 
 Mg
2+
Mn + 2e 
 Mn
+7
2+
Mn + 5e 
 Mn
4+
Mn +7+ 3е 
 Мn 
2+
Мn +4 + 2e 
 Мn
+7
+6
Мn + е 
 Мn
+4
Мn +7 + 3е 
 Мn 
+4
Мn +6 + 2e 
 Мn 
2+
Мn +4 + 2e 
 Мn
+4
Мn +6 +2е 
 Мn 
+5
Мo+6 +е 
 Мo
+2
N +3 + е 
 N
+3
+2
N + е
 N
2N +3 + 6e 
 N2
+3

2N + 6e  N2
+3
N +5 + 2e 
 N
+5
К
0,85
Hg
2Hg 2+ + 2e
2I
In
0,792
Hg 2 + 2e 
 2Hg
Hg 2+ + 2e
I
Продолжение табл.П. 10
рН
Е, В
-2,25
Реакция
H2+ 2e 
 2H
136
<7
1,19
>7
0,26
<7
1,08
<7
1,6
-0,34
-2,925
-2,522
-3,046
-2,363
-1,180
<7
1,51
<7
1,69
<7
1,23
>7
0,56
>7
0,60
>7
0,65
>7
-0,05
<7
2,26
0,40
<7
0,98
>7
-0,46
<7
1,44
>7
0,41
<7
0,94
Элемент
N
Продолжение табл.П. 10
рН
Е, В
>7
0,01
Реакция
+3
N +5 + 2e 
N
+4
N +5 + e 
N
N
+5
N
+5
N
+5
2N
+
+
+
+5
e 

3е 

3е 

+ 10e
+4
Ni
O
>7
-0,86
N
<7
0,96
N
+2
>7
-0,14
<7
1,24
<7
0,86


N2
-3
N + 8e 
 N
-3
N +5 + 8e 
 N
+
Na + e 
 Na
Ni 2+ + 2e 
 Ni
3+

Ni + e  Ni 2+
+2
Ni +3 + e 
 Ni
>7
-0,25
O2+ 4е + 4Н =2H2O
O2+ 4е + 4Н +=2H2O
О2+ 4е + 2Н2O =
4OН O2 + 2e +2H+ 
 H2O2

O2+2e+H2O 
 HO 2 +OH
Н2O2+2e+2H+ 
 2H2O
НO2 + 2e +
P
Pb
Pt
Pu
Ra
Rb
Re
H2O 

+3
P + 2e 
 P
+
P +3 + 2e 
P
Pb 2+ + 2e 
 Pb
2+
Pb +4 + 2e 
 Pb
Pt 2+ + 2e 
 Pt
+4
+2
Pt + 2e 
 Pt
Pu 3+ + 3e 
 Pu
2+
Ra + 2e 
 Ra
+

Rb + e  Rb
+4
Re +7 + 3e 
 Re
+6
Re +7 + e 
 Re
+5
137
-0,12
-2,714
+
−
0,80
+2
N
+5
Na
<7
3OH
−
<7
1,75
>7
0,49
<7
=7
>7
<7
1,23
0,814
0,401
0,68
>7
-0,076
<7
1,77
>7
0,88
<7
-0,276
<7
-0,50
-0,126
1,66
1,19
0,68
-2,03
-2,916
-2,925
<7
0,51
<7
0,77
Элемент
S
Реакция
+4
S +6 + 2e 
S
+4
S +6 + 2e 
S
S
+6
+ 6e
S
+6
+ 6e






S + 8e 

S +4 + 2e 

S + 2e 

S +6 + 8e
+6
>7
-0,93
S
<7
-0,75
S
>7
0,36
S 2–
<7
0,31
2–
>7
-0,68
<7
0,45
S
S
S
S + 2e + 2H
Sb
Se
Si
Sn
Sr
Th
Ti
Tl
U
W
V
Yb
Продолжение табл.П. 10
рН
Е, В
<7
0,17
2–
-0,46
+
0,14
 H2S

Sb + 3e  Sb
2–
Se + 2e 
 Se
Si +4 + 4e 
 Si
+4
Si + 4e 
 Si
2+
Sn + 2e 
 Sn
+2
Sn +4 + 2e 
 Sn
+2
Sn +4 + 2e 
 Sn
Sr 2+ + 2e 
 Sr
4+
Th + 4e 
 Th
4+

Ti + e  Ti 3+
Ti 4+ + 4e 
 Тi
+
Tl + e 
 Tl
3+
U + 3e 
 U
4+

U + e  U3+
4+
U +6 + 2e 
 U
+6
+5
W +e 
 W
2+
V 3+ + e 
 V
3+
V +4 + e 
 V
3+
V +5 + 2e 
 V
Yb 3+ + 3e 
 = Yb
+3
138
<7
0,212
-0,92
<7
-0,86
>7
-1,70
-0,136
>7
-0,90
0,15
-2,89
-1,90
0,10
-1,90
-0,336
-1,79
-0,607
0,33
-0,03
-0,255
0,361
<7
1,0
-2,27
Элемент
Yb
Окончание табл. П.10
рН
Е, В
1,518
Реакция
2+
Yb 3+ + e 
 Yb
Zn
Zn 2+ + 2e 
 Zn
<7
-0,763
>7
-1,216
Zr
Zn + 2e 

Zr 4+ + 4e 

2+
Zn
-1,57
Zr
Таблица Прилжения 11
Перенапряжение выделения водорода, кислорода и хлора
на электродах
(приближенные значения при плотности тока ≤ 10 -3 А/см2, Т=298 К)
Электрод
Zn
Cu
C (графит)
Pt (платиниров.)
Pb
Ag
Cd
 ,В
H2
 ,В
О2
 , В
Cl2
0,8
0,5
0,6
0
1,2
0,7
1,1
1,5
0,8
1,1
0,1
1,2
0,5
0,9
–
–
0,1
–
–
–
–
Таблица Приложения 12
Приближенные значения коэффициентов активности (у) ионов
при различных ионных силах раствора (I)
№
п/п
I
1
2
3
4
5
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
1
0,97
0,95
0,92
0,90
0,84
Заряд иона
2
3
0,74
0,66
0,66
0,55
0,60
0,47
0,53
0,37
0,50
0,21
№
п/п
I
6
7
8
9
10
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
139
1
0,81
0,81
0,81
0,82
0,84
Заряд иона
2
3
0,44
0,16
0,41
0,14
0,42
0,14
0,45
0,17
0,50
0,20
Приложение 13
Схемы окислительно-восстановительных взаимодействий
1. Взаимодействие металлов с азотной кислотой:
Me за Н
 NO
разбавленная
до Н
 Me
 NH4
Me +HNO3
концентрированная
за Н
 Me
 NO2
Me до Н
 N2O .
2) Взаимодействие металлов с серной кислотой:
Me за Н
 реакции нет
разбавленная
до Н
 Me
 H2
Me +H2SO4
концентрированная
за Н
 Me
SO 2
Me до Н
 H2S, S, SO 2 .
3) Взаимодействие неметаллов (НеМе) с кислотами:
НеМе
 NO, NO2
HNO3(конц.) 
соединение НеМе в
высокой степени
 SO2
Н2SO4(конц.) 
окисления.
+
140
Взаимодействие перманганата калия:
4)
 H

 Мn 2+
– бесцветный
 H 2O
 МnO2 – бурый
КMnО4 + восстановитель  

 OH
 MnO24- – изумрудный.
5) Взаимодействие перекиси водорода:
 H
 H2О

Н2O2 + восстановитель 
 H O, OH-
-
2

 OH

Н2О2 + окислитель 
O2.
6) Взаимодействие соединений хрома:
 H

 Cr 3+ – зеленый
H O
2
 – реакции нет
К2Сr2О7 + восстановитель  
 OH
[Cr(OH)6 ]3 – синий
(К2СrО4)

H

 Cr2O72- – оранжевый
Cr 3+ + окислитель
H O
2

 
 OH
– реакции нет


 CrO24- – желтый.
7) Взаимодействие соединений серы
 HNO ( разб.), KMnO , K Cr O
3
7

4 22


2-
S
 O2
 SO2
S  
 HNO ( конц.), Н O
3
2 2



141
2
SO 4 .
142
Список использованной литературы
1. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Академия, 2013.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая
школа, 2009.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Юрайт, 2011.
4. Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П., Шаповал В.Н. Химия:
учебник для вузов. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2004.
5. Сергиевский В.В., Ананьева Е.А., Жукова Т.В., Звончевская М.Ф., Кучук Ж.С., Котыхова О.А. Неорганическая
химия: учебное пособие для внеаудиторной работы. М.: МИФИ,
2007.
6. Ананьева Е.А., Звончевская М.Ф. Химическая термодинамика,
равновесие, кинетика. М.: МИФИ, 2004.
7. Ананьева Е.А., Глаголева М.А., Звончевская М.Ф., Сергиевский
В.В. Электрохимия. М.: МИФИ, 2006.
8. Сергиевский В.В., Ананьева Е.А., Звончевская М.Ф., Котыхова
О.А., Кучук Ж.С., Рудаков А.М. Химия растворов. М.: МИФИ,
2005.
9. Общая химия. Лабораторный практикум. Ред. Ананьева Е.А.:
МИФИ, 2010.
10. Сергиевский В.В., Вагина Н.С., Вальков А.В., Несмеянова Г.М.
Химия переходных металлов. М.: МИФИ, 1989.
11. Тананаев И. Г. Уран. М.: НИЯУ МИФИ, 2011.
12. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред.
А.А. Равделя, A.M. Пономаревой. Л.: Химия, 1983.
143
Сборник тестов и задач
по курсу химии
Учебное пособие
Редактор Е.Г. Станкевич
Подписано в печать 20.11.2014. Формат 60х84 1/16
Печ. л. 9.0 + вкл. Уч.-изд. л. 9.0 + вкл. Тираж 1500 экз.
Изд. № 1/1. Заказ № 30.
Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ».
115409, Москва, Каширское шоссе, 31.
ООО «Клаб Принт».
127018, Москва, Марьиной Рощи 3-й проезд, д. 40, корп. 1.