1 1. Строение атома и периодическая система Атомы состоят из

1
1. Строение атома и периодическая система
Атомы состоят из ядра (+ заряд) и электронов (- заряд). Ядро состоит из протонов Z (+ заряд) и
нейтронов N (незаряж. ч-цы). Массовое число A равно общему числу протонов Z и нейтронов N,
входящих в состав ядра: A = Z + N. Атомы с одинаковым числом протонов (Z) –изотопы, а с
одинаковым числом нейтронов (N)- изотоны. Изотопы: 4020Ca (20 p, 20 n) и 4220Ca (20 p, 22 n).
Изотоны: 13654Xe (54 p, 82 n) и 13856Ba (56 p, 82 n). Массы покоя протона и нейтрона практически
одинаковы (1.673·10-27 кг и 1.675·10-27 кг соответственно). Масса электрона меньше (9.109·10-31 кг).
В химических реакциях атомы остаются в неизменном виде. Превращение одних элементов в другие
возможно только в радиоактивных превращениях:
210 Pb → 210 Bi + e)
а) естественная радиоактивность (напр., 23892U → 23490Th + 42He,
82
83
27
4
30
1
2 H + 3 H → 4 He + 1 n)
б) искусственная радиоактивность (напр., 13Al + 2He → 15P + 0n,
1
1
2
0
Промежуток времени, в течение которого происходит распад половины радиоактивных ядер элемента,
называется периодом полураспада.
Состояние электрона в атоме характеризуют четыре квантовых числа.
Главное квантовое число n определяет «общий запас энергии электрона в атоме». Оно принимает
значения чисел натурального ряда 1, 2, 3,….,∞. Совпадает с номером периода Периодической системы
элементов, т.е. в электронных формулах элементов n не превышает число 7.
Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1).
Определяет форму электронного облака..
l=0 s-состояние (s-подуровень) - форма сферы
l=1 p- состояние (p -подуровень) - форма «гантели»
l=2 d- состояние (d-подуровень) - «четырехлепестковая» форма
l=3 f- состояние (f-подуровень) - сложная многолепестковая форма
Магнитное квантовое число m определяет число орбиталей на каждом подуровне и характеризует
пространственное расположение орбиталей (облаков). Оно принимает значения –l, , 0, , l. Совпадает с
числом квантовых ячеек.
s- состояние (m=0, т.е. одно значение m): одна орбиталь (одна квантовая ячейка),
p- состояние (m=-1, 0, 1, т.е. три значения m): три орбитали (три квантовые ячейки),
d- состояние (m=-2, -1, 0, 1, 2, т.е. пять значений m): пять орбиталей (пять квантовых ячеек)
f- состояние (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, т.е. семь значений m): семь орбиталей (семь квантовых ячеек)
Спин – (упрощенно) собственное вращение электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число s
принимает два значения: «-1/2» и «1/2». Максимальное число электронов в квантовой ячейке равно
двум.
Максимальное число электронов в s- состоянии равно двум (s2), в p- состоянии равно шести (p6), в dсостоянии равно десяти (d10), в f- состоянии равно четырнадцати (f14).
Число орбиталей данного энергетического уровня n2, емкость энергетического уровня 2n2
электронов, т.е. емкость уровней по мере удаления от ядра увеличивается и составляет 2 (n=1), 8 (n=2),
18 (n=3), 32 (n=4) и т.д. электронов.
Максимальное число неспаренных электронов на s- орбиталях составляет 1, на p-орбиталях 3, на dорбиталях 5, на f-орбиталях 7.
s- элементы (по два элемента в периодах): водород H, элементы главной подгруппы первой группы
(щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), гелий He. Элементы главной подгруппы второй группы Be,
Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
p- элементы (по шесть элементов в периодах):
во втором периоде: от B до Ne (заполнение 2p-подуровня),
в третьем периоде: от Al до Ar (заполнение 3p-подуровня),
в четвертом периоде: от Ga до Kr (заполнение 4p-подуровня),
в пятом периоде: от In до Xe (заполнение 5p-подуровня),
в шестом периоде от Tl до Rn (заполнение 6p-подуровня).
d-элементы (по десять элементов в периодах):
в четвертом периоде: от Sc до Zn (заполнение 3d-подуровня),
в пятом периоде от Y до Cd (заполнение 4d-подуровня),
в шестом периоде от La до Hg (заполнение 5d-подуровня),
1
2
в седьмом периоде от Ac- и далее (заполнение 6d-подуровня).
f- элементы (по четырнадцать в периодах):
в шестом периоде от Ce до Lu (заполнение 4f-подуровня),
в седьмом периоде от Th до Lr (заполнение 5f подуровня).
В периоде с увеличением порядкового номера элементов металлические свойства ослабевают, в
главных подгруппах - усиливаются.
Электронные формулы атомов элементов (примеры).
s- элементы: цезий Cs 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,
бериллий Be 1s22s2,
барий Ba 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s2
p- элементы: бор B 1s22s22p1, теллур Te 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4
d-элементы: скандий Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
хром
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 («провал» электрона)
марганец
Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
кобальт
Co 1s22s22p63s23p63d74s2
никель
Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
цинк
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
цирконий
Zr 1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2
палладий
Pd 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s0 (двойной «провал» электронов)
2
f- элементы: церий Ce 1s 2s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p66s2
Электронные формулы катионов (примеры)
Катионы - положительно заряженные частицы. Содержат электронов меньше, чем электронейтральный
атом. Заряд катиона определяет число удаляемых электронов. Удаляются электроны валентного уровня.
Так, заряд катиона цезия Cs+ равен +1. Электронная формула этого катиона
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s0. Заряд катиона бария Ba2+ равен +2. Электронная формула Ba2+
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s0.
Таблица 1.1
Катионы
Электронные формулы
Число неспаренных электронов
Cr3+
1s22s22p63s23p63d34s0
три
2+
2
2
6
2
6
5
0
Mn
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
пять
2+
2
2
6
2
6
7
0
Co
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
три
Co3+
1s22s22p63s23p63d64s0
четыре
2+
2
2
6
2
6
8
0
Ni
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
два
Zn2+
1s22s22p63s23p63d104s0
ноль (их нет)
2+
2
2
6
2
6
10
2
6
8
0
Pd
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s
два
Pd4+
1s22s22p63s23p63d104s24p64d65s0
четыре
2+
2
2
6
2
6
10
2
6
2
0
Zr
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s
два
4+
2
2
6
2
6
10
2
6
0
0
Zr
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s
ноль (их нет)
Ce4+
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p66s0
ноль (их нет)
Молекулярные катионы образуются путем присоединения к молекуле одного или нескольких
катионов водорода. Пример: катион аммония, образуется по схеме NH3 + H+ → NH4 +.
Электронные формулы атомов элементов и их анионов (примеры)
Анионы – отрицательно заряженные частицы. Содержат электронов больше, чем электронейтральный
атом. Заряд аниона определяет число дополнительных (принятых) электронов.
Таблица 1.2
Элемент Электронные формулы
Анионы Электронные формулы
N
1s22s22p3
N31s22s22p6
P
1s22s22p63s23p3
P31s22s22p63s23p6
2
2
4
2O
1s 2s 2p
O
1s22s22p6
S
1s22s22p63s23p4
S21s22s22p63s23p6
2
2
6
2
5
Cl
1s 2s 2p 3s 3p
Cl
1s22s22p63s23p6
I
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5 I1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
2
3
Потенциал ионизации (в Bольтах) – численно равен энергии ионизации (кДж/моль или эВ/атом).
Энергией ионизации (In) называется количество энергии, необходимое для отрыва “n”-ого электрона от
невозбужденного атома. Отрыв каждого последующего электрона требует бóльших затрат энергии, т.е.
I1 < I2 < I3 . В периоде при переходе слева направо потенциал ионизации I1 в целом увеличивается. В
главных подгруппах при движении сверху вниз – I1 уменьшается, в побочных подгруппах (подгруппах
d-элементов) I1 при этом увеличивается.
Сродство к электрону – энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному
атому Э с превращением его в отрицательный ион Э-. Наибольшим сродством к электрону обладают pэлементы VII группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют атомы с
электронной конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar, Kr), а также с наполовину заполненным pподуровнем (N, P, As).
Сложные анионы – устойчивые группировки атомов, имеющие отрицательный заряд, обычно входят в
состав кислот или солей в качестве «кислотного остатка» (SO42-, NO3-, SiF62-).
Формулы высших оксидов элементов и их летучих водородных соединений
Высшая валентность элемента равна номеру группы.
Таблица 1.3.
№
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
группы
Высшие оксиды
Э2O
ЭO
Э2O3 ЭO2 Э2O5
ЭO3
Э2O7
ЭO4
Летучие водородные
ЭH4
ЭH3
H2 Э
ЭH
соединения
2. Химическая связь и строение вещества
Электроотрицательность (ЭО) элемента – способность атома данного элемента к оттягиванию на себя
электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. В шкале ЭО по Полингу
электроотрицательность фтора принята равной 4.0 (самая высокая электроотрицательность). В периодах
наблюдается тенденция роста величины ЭО, а в подгруппах – ее падения. Наименьшими значениями
ЭО характеризуются s- элементы I группы, а наибольшими - p- элементы VII группы.
Таблица 2.1. Значения электроотрицательностей некоторых элементов
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
I
H
He
2.1
II Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
0.97
1.47
2.01
2.50
3.07
3.50
4.00
III Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
1.01
1.23
1.47
1.74
2.10
2.60
2.83
IV K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
0.91
1.04
1.20
1.32
1.45
1.56
1.60
1.64
1.70
1.75
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
1.75
1.66
1.82
2.02
2.20
2.48
2.74
Ковалентная неполярная химическая связь возникает между атомами с одинаковой
электроотрицательностью.
Химическая связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что
обусловлено различием электроотрицательностей атомов.
Преимущественно ионная связь – образуется между элементами, резко отличающимися по
электроотрицательности.
Таблица 2.2. Соединения с различными видами химической связи
Тип связи
Примеры соединений
1
2
1.Ковалентная неполярная
H2, O2, N2, P4
2. Ковалентная полярная
H2O, CO2, NH3, HF, AlCl3, ZnBr2, FeCl3
3
4
Продолжение таблицы 2.2
1
3. Донорно-акцепторная
2
Образуются по донорно-акцепторному механизму ионы
NH4+, BF4-, [Al(OH)4]-, [Cr(OH)6]34. Преимущественно ионная Cоединения щелочных металлов с галогенами (CsF, NaCl,
KBr, KI и др.)
5. Как ионные, так и
Соли кислородсодержащих кислот: Na2SO4, KNO3, Na2CO3
ковалентные содержат
и др.
6. Водородная
Водородные связи (межмолекулярные) образуют между
собой молекулы, содержащие атом водорода и элемент с
высокой электроотрицательностью (NH3, HF, H2O)
Межмолекулярные взаимодействия: подразделяются на универсальные (осуществляются между всеми
типами молекул) и специфические (пример: водородная связь)..
Валентность. В методе валентных связей валентность атома элемента определяется числом его
химических связей в соединении. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и
по донорно-акцепторным механизмам. При образовании химической связи по обменному механизму
каждый из взаимодействующих атомов предоставляет по одному неспаренному электрону для
образования связывающей электронной пары. Таким образом, валентность элемента в основном
состоянии равна числу его неспаренных электронов. При переходе атома в возбужденное состояние
число его неспаренных электронов может увеличиваться в результате разделения (“распаривания”)
некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если
энергия, затраченная на возбуждение атома не очень велика, то она может компенсироваться энергией
образующейся химической связи, и возбужденное состояние атома стабилизируется. Небольшими
затратами энергии сопровождаются переходы электронов на более высокие подуровни внутри одного и
того же энергетического уровня. Переходы электронов с подуровней одного энергетического уровня на
подуровни другого могут требовать больших затрат энергии. Поэтому возбужденные состояния атомов,
возникающие в результате таких переходов у элементов первых трех периодов, не могут
стабилизироваться химической сязью. Таким образом, .“распаривание” электронов осуществляется в
пределах уровня с данным значением главного квантового числа n.
Определим валентности атомов элементов первого и второго периодов в основном и возбужденном
состояниях. Атом водорода имеет единственный электрон, поэтому его валентность всегда равна
единице (водородные связи атома водорода не учитывают, так как они во много раз слабее обычных
химических связей водорода). В атоме гелия два электрона занимают 1s-орбиталь. Переход одного из
этих электронов на более высокий энергетический уровень требует больших затрат энергии, поэтому
атом гелия является химически инертным. Валентности атомов лития, азота, кислорода, фтора, неона
равны числу неспаренных электронов в основном состоянии, т.е. валентность лития равна 1, азота 3,
кислорода 2, фтора 1, неона 0. В атомах бериллия, бора, углерода может происходить разделение
электронных пар за счет перехода электронов с 2s -подуровня на 2p-подуровень, так как в атомах этих
элементов на 2p-подуровне имеются вакантные орбитали. Такой переход на более высокий
энергетический подуровень внутри данного энергетического уровня не требует больших затрат энергии
и осуществляется в условиях обычных химических реакций. Поэтому валентности 2, 3, и 4, присущие
атомам Be, B, C в возбужденном состоянии и совпадающие с номером соответствующей группы, более
характерны для этих элементов, чем валентности, определяемые числом неспаренных p-электронов в
основном состоянии. Максимальная валентность азота, не совпадающая с номером группы, равна
четырем (три – за счет трех неспаренных электронов и еще одна за счет неподеленной электронной
пары 2s-подуровня). Таким способом образуется катион аммония NH4+. У p-элементов третьего периода
появляютя вакантные 3d-орбитали, на которые могут переходить при “распаривании” электроны 3p- и
3s-подуровней. Так, метод валентных связей предсказывает для атома серы валентности 2, 4 и 6, для
атома хлора валентности 1, 3, 5 и 7. В случае d-элементов валентными являются электроны внешних sи предвнешних d-подуровней. Например, минимальная валентность марганца Mn равна 2 (за счет
«распаривания» 4s-электронов), максимальная равна 7 (2 + 5) и совпадает с номером группы. Кроме
того, возможно проявление промежуточных (между двумя и семью) валентностей (4 и 6). Для меди,
4
5
серебра и золота минимальная валентность равна единице, максимальная – трем из-за «провала»
электронов. У меди наиболее устойчивы соединения с промежуточной валентностью два.
Таблица 2.3. Типы гибридизации орбиталей центральных атомов соединений и их строение
№
Виды
Строение
Примеры соединений
гибридизации
соединения
1
линейное
1. Соединения элементов главной подгруппы II
sp
группы (p-элементов: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) c
водородом и галогенами: BeH2, MgF2, CaCl2, SrI2
и т. д..
2. Соединения элементов побочной подгруппы II
группы (d-элементов: Zn, Cd, Hg) c галогенами:
ZnF2, CdCl2, HgI2 и т.п.
3. Соединения элементов главной подгруппы IV
группы (p-элементов: C, Si, Ge, Sn, Pb, валентность
которых равна четырем) с оксид- (O2-)-, сульфид
(S2-)-анионами: CO2, CS2 и т.п.
4. ацетилен C2H2
2
2
плоский
1. Соединения элементов главной подгруппы III
sp
треугольник
группы (p-элементов: B, Al, Ga, In) c галогенами:
(плоское)
BF3, AlCl3, InF3, GaCl3 и т.п.
2. бензол C6H6, графит, карбонат-ион CO32-,
нитрат-ион NO33
1.тетраэдр
1. Соединения элементов главной подгруппы IV
sp3
(правильный) группы (p-элементов: C, Si, Ge, Sn, валентность
которых равна четырем) с водородом и
галогенами: CH4, CCl4, SiF4,SiH4, SnCl4 и т.п. (а
также, например, алмаз. NH4+, BF4-)
2. тетраэдр
2.1. NH3, NF3 (в гибридизации участвует одна
(искаженный) неподеленная электронная пара):
2.1. Пирамида
(тригональная)
2.2. Угловое
2.2. H2O, OF2 (в гибридизации участвуют две
неподеленные электронные пары))
3
4
тригональная Cоединения пятивалентных p-элементов V группы
sp d
бипирамида
(P, As, Sb) с галогенами: PF5, AsCl5, SbCl5 т.п.
3
2
5
октаэдр
Cоединения шестивалентных p-элементов VI
sp d
группы (S, Se, Te) с галогенами: SCl6, SeF6, TeF6 и
пр.
Полярные и неполярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и
отрицательных зарядов совпадают (дипольный момент равен нулю). Полярные молекулы являются
диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку
зарядов. Электрический момент диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов всех
связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры
молекулы. По этой причине неполярны высокосимметричные линейные, треугольные, тетраэдрические,
октаэдрические молекулы и т.д.
Таблица 2.4. Полярные и неполярные молекулы (примеры соединений)
Неполярные CO2,CS2, BeCl2, CH4, CCl4, SF6, BCl3, SiF4, PCl5, WF6
молекулы
Полярные
NH3, NF3, H2O, PH3, PCl3, SO2, NO2, COS, HCN, TeCl4, IF5
молекулы
Молекулы и ионы, содержащие как σ-, так и π-связи: CO2 (две σ- и две π-связи), N2 и C2H2 (одна σ- и
две π-связи), NO3- и CO32-(три σ- и делокализованная π-связь).
5
6
Таблица 2.5. Вещества, имеющие различные типы кристаллических решеток
Тип кристаллической
Примеры соединений
решетки
1. Атомная
Атомно-ковалентную решетку имеют алмаз, графит, SiO2,
твердые B, Si, Ge, соединения некоторых элементов с углеродом
и кремнием
2. Молекулярная
Кристаллы H2, O2, N2, CO2, благородных газов, органических
веществ
3. Ионная
Ионные соединения (NaCl, CsCl, NH4NO3 и др.)
4. Металлическая
Металлы
Примеры тестовых заданий.
1. Максимальное количество электронов на орбитали определяется : 1) принципом неопределенности
Гейзенберга, 2) правилом Клечковского, 3) правилом Гунда, 4) принципом Паули. Ответ:4)
2. Центральный атом имеет sp3-гибридизацию в частицах….(укажите не менее двух вариантов ответа):
1) NO3-, 2) CH4, 3) CO2, 4) NH4+. Ответы: 2) и 4).
3. Сумма квантовых чисел (n + l) для 3d-энергетического подуровня равна….1) 3, 2) 7, 3) 5, 4) 4.
Ответ:3).
4. Валентность атома хлора в химических соединениях равна …..1) 1, 3, 6 2) 1, 3, 6, 7 3) 2. 4, 5 4)
1, 3, 5, 7. Ответ:4).
5. Две π-связи имеются в молекулах…..(укажите не менее двух вариантов ответа): 1) C2H6, 2) HCN, 3)
CO2, 4) H3PO4. Ответы: 2) и 3).
6. Химическому элементу с формулой высшего оксида Э2O3 соответствует электронная конфигурация
внешнего энергетического уровня атома ….1) ns2np3, 2) ns2np1, 3) ns2np4, 4) ns2np2. Ответ: 2).
7. Пирамидальное строение имеют молекулы …..(укажите не менее двух вариантов ответа) 1) NH3, 2)
PH3, 3) BF3, 4) GaF3. Ответы: 1), 2).
8. Какую кристаллическую решетку имеют вещества: алмаз, хлорид калия, железо, оксид углерода(IV)?
1) атомную; 2) металлическую; 3) молекулярную; 4) ионную Ответ: алмаз – 1), хлорид калия – 4),
железо – 2), оксид углерода(IV) – 3).
3. Классы неорганических соединений
ОКСИДЫ – соединения элементов с кислородом, в которых кислород проявляет степень окислении
минус два (-2). (См. с. 11). Кислотные оксиды - образуют все неметаллы (кроме F, He, Ar, Kr) и те
металлы, которые могут находиться в высокой степени окисления +5, +6, +7 (V2O5, CrO3, Mn2O7).
Кислотные оксиды, как правило, непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:
SO3 + H2O → H2SO4
P2O5+ 3H2O → 2H3PO4
Исключение составляют SiO2, TeO2, TeO3, MoO3,WO3.
Кислотная природа кислотных оксидов проявляется в том, что они образуют соли при
взаимодействии с растворимыми основаниями (щелочами)
SO2 + NaOH → NaHSO3 (гидросульфит натрия, кислая соль)
SO2 + 2NaOH → H2O + Na2SO3 (сульфит натрия, средняя соль)
CrO3+ 2NaOH → H2O + Na2CrO4 (хромат натрия, средняя соль),
или оснóвными оксидами:
CO2 + CaO → CaCO3
Оснóвные оксиды образуют металлы в низкой степени окисления (+1,+2). Это щелочные металлы,
металлы главной подгруппы второй группы (щелочноземельные), Fe, Mn, Co, Ni и др.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно взаимодействуют с водой, образуя
растворимые основания (щелочи):
Na2O + H2O → 2NaOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
Если оксид не растворим в воде, например Fe2O3, то соответствующее основание Fe(OH)3 получают
косвенным путем
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
6
7
Оснóвная природа оснóвных оксидов проявляется в том, что они образуют соли при
взаимодействии с кислотами:
MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O
или кислотными оксидами:
MgO + SO3 → MgSO4
Амфотерные оксиды образуют некоторые металлы в в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO) и
почти все металлы в степенях окисления +3 и +4 (Al2O3, Ga2O3, Sc2O3, Cr2O3, MnO2, SnO2, PbO2).
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, т.е. способны
проявлять и кислотные, и оснóвные свойства
Cr2O3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O (при сплавлении)
Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6] (в растворе)
В незначительной степени эту двойственность проявляют Fe2O3, CuO и некоторые др.
Если металл проявляет переменную степень окисления, то с повышением степени окисления металла
оснóвные свойства оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются:
MnO (основн.) MnO2 (амфот.) Mn2O7(кислотн.)
Несолеобразующие оксиды: CO, NO, N2O – не реагируют с водой, кислотами и основаниями.
КИСЛОТЫ - вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов
только ионы водорода: HNO3 → H+ + NO3—сильный электролит
HclO4 → H+ + ClO4- - сильный электролит
H2SO4 → H+ + HSO4- - сильный электролит (по первой ступени диссоциации)
HSO4- ⇄ H+ + SO42- - электролит средней силы (вторая ступень диссоциации)
Таблица 3.1. Некоторые кислоты и их свойства
№
Кислота
Основность
Сила
Образуемые соли
1
2
3
4
5
1
Азотная
HNO3
одно
сильная
Средние (нитраты)
2
Азотистая
HNO2
одно
слабая
Средние (нитриты)
3
Фтороводородная HF
одно
средняя
Средние (фториды)
4
Хлороводородная HCl
одно
сильная
Средние (хлориды)
5
Бромоводородная HBr
одно
сильная
Средние (бромиды)
6
Иодоводородная
HI
одно
сильная
Средние (иодиды)
7
Серная
H2SO4
двухосновная Сильная по
Средние (сульфаты) и
1-ой ступени кислые (гидросульфаты)
диссоциации
8
Сернистая
H2SO3
двухосновная слабая
Средние (сульфиты) и
кислые (гидросульфиты)
9
Тиосерная
H2S2O3 (не
двухосновная сильная
Средние (тиосульфаты) и
выделена)
кислые (гидротиосульфаты)
10
Сероводородная H2S
двухосновная слабая
Средние (сульфиды) и
кислые (гидросульфиды)
11
Фосфорная (ортофосфорная)
трехосновная Средней
Средние (фосфаты) и
силы
кислые (гидрофосфаты и
H3PO4
дигидрофосфаты)
12
Метафосфорная HPO3
одно
Средней
Средние (метафосфаты)
силы
13
Угольная
H2CO3
двухосновная слабая
Средние (карбонаты) и
кислые (гидрокарбонаты)
14
Хлорная
HclO4
одно
сильная
Средние (перхлораты)
15
Хлорноватая
HclO3
одно
сильная
Средние (хлораты)
16
Хлористая
HclO2
одно
Средней
Средние (хлориты)
силы
7
8
Продолжение таблицы 3.1
1
2
17
Хлорноватистая HclO
18
Кремниевая
H2SiO3
одно
двухосновная
4
слабая
слабая
одно
одно
одно
слабая
средняя
слабая
22
Уксусная
CH3COOH
Муравьиная
HCOOH
Синильная
(цианистоводородная) HCN
Хромовая
H2CrO4
5
Средние (гипохлориты)
Средние (силикаты) и
кислые (гидросиликаты)
Средние (ацетаты)
Средние (формиаты)
Средние (цианиды)
двухосновная
23
Дихромовая
H2Cr2O7
двухосновная
24
25
Марганцовая
Фосфористая
P(OH)3
Борная
B(OH)3
HMnO4
H3PO3 или
одно
двухосновная
H3BO3 или
одно
Средней
силы
Средней
силы
сильная
Средней
силы
слабая
Средние (хроматы) и
кислые (гидрохроматы)
Средние (дихроматы) и
кислые (гидродихроматы)
Средние (перманганаты)_
Средние (фосфиты) и
кислые (гидрофосфиты)
Средние (бораты)
19
20
21
26
3
Сила кислот определяется их способностью к электролитической диссоциации (распаду на ионы в
растворе под действием воды как растворителя).
Основность кислоты – определяется общим (суммарным) числом ионов водорода (протонов),
образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты по всем ступеням. Так, фосфорная кислота
H3PO4 – трехосновная кислота, средней силы, диссоциирует ступенчато (три ступени диссоциации): 1.
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4- 2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- 3. HPO42- ⇄ H+ + PO43Фосфористая кислота H3PO3 – двуххосновная кислота, средней силы, диссоциирует ступенчато (две
ступени диссоциации): 1. H3PO3 ⇄ H+ + H2PO3- 2. H2PO3- ⇄ H+ + HPO32Уксусная кислота –слабая одноосновная (одна ступень диссоциации CH3COOH ⇄ H+ + CH3COOРеакция взаимодействия кислоты с основанием, в результате которой образуются соль и вода, –
реакция нейтрализации.
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4↓ + 2H2O
Прочность кислот определяется мерой способности их молекул разлагаться на оксид и воду.
Непрочные кислоты (примеры): H2SO3 ⇄ SO2 + H2O,
H2CO3 ⇄ CO2 + H2O
ОСНОВАНИЯ – вещества, которые при электролитической диссоциации в водных растворах образуют
в качестве анионов только гидроксид-ионы OH-: NaOH → Na++ OH-. Кислотность основания
определяется числом гидроксогрупп в его молекуле: NaOH -однокислотное, Mg(OH)2 - двухкислотное,
Fe(OH)3 –трехкислотное основание.
Прочность оснований – определяется мерой их способности разлагаться на оксид и воду. Непрочные
основания (примеры): 2AgOH → Ag2O + H2O,
Hg2(OH)2 → Hg2O + H2O
Сила оснований определяется их способностью к электролитической диссоциации. Самыми сильными,
полностью диссоциированными являются гидроксиды щелочных металлов. В главных подгруппах
Периодической системы сила оснований увеличивается сверху вниз. Так, во II группе Be(OH)2 –
амфотерен, Mg(OH)2 – основание средней силы, Сa(OH)2 - Ba(OH)2 –относится к сильным
основаниям. Остальные металлы образуют слабые и малорастворимые основания, за исключением
TlOH.
Для оснований характерны реакции образования солей при взаимодействии с кислотами (реакции
нейтрализации) и с кислотными оксидами (примеры приведены на с. 5).
Амфотерные гидроксиды [например, Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3, Sn(OH)4]
взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O,
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O
В растворе
Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6],
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
8
9
При сплавлении
Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O,
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
СОЛИ – вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют катионы металлов (или
катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
В средних солях все атомы водорода кислоты (которые определяют ее основность) полностью
замещены на катионы: хлорид алюминия(III) AlCl3, сульфат алюминия(III) Al2(SO4)3, фосфат
алюминия(III) AlPO4. В кислых солях атомы водорода, определяющие основность кислоты,
замещены только частично. Кислые соли называют гидросолями. Одноосновные кислоты кислых
солей не образуют. Двухосновные кислоты образуют одну кислую соль, например гидросульфат
алюминия(III) Al(HSO4)3, гидрокарбонат кальция Ca(HCO3)2. Трехосновная фосфорная кислота может
образовать две кислые соли, например дигидрофосфат алюминия(III) Al(H2PO4)3 и гидрофосфат
алюминия(III) Al2(HPO4)3, дигидрофосфат кальция Ca(H2PO4)2 и гидрофосфат кальция CaHPO4.
Гидросоли способны к реакциям нейтрализации: 2CaHPO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 2 H2O.
В оснóвных солях содержатся группы OH- соответствующего основания, не замещенные на кислотный
остаток. В оснóвных солях атом металла вместе со связанной с ним гидроксогруппой образует сложный
катион, который часто заключают в круглые скобки. Оснóвные соли называют гидроксосолями. Так,
при взаимодействии гидроксида алюминия с соляной (хлороводородной) кислотой наряду со средней
солью возможно образование двух оснóвных
Al(OH)3 + 3HCl → 3H2O + AlCl3 –хлорид алюминия(III)
Al(OH)3 + 2HCl → H2O + Al(OH)Cl2 - хлорид гидроксоалюминия(III)
Al(OH)3 + HCl → H2O + Al(OH)2Cl –хлорид дигидроксоалюминия(III)
Однокислотные основания (NaOH и пр.) не образуют оснóвных солей. Двухкислотные
основанияобразуют одну оснóвную соль:[карбонат гидроксомеди(II) (CuOH)2CO3.]. Трехкислотные
(гидроксиды трехвалентных железа, хрома, алюминия и др.)– две оснóвные соли:
Примеры тестовых заданий:
I. С кислотами и щелочами взаимодействует оксид…(один верный ответ): 1) хрома(II), 2) хрома(VI), 3)
магния, 4) хрома(III). Ответ: 4). [Только оксид хрома(III) Cr2O3 среди перечисленных оксидов
амфотерен].
II. Оксиды образуются при…..(один верный ответ): 1) растворении негашеной извести, 2) растворении
хлора в воде, 3) горении природного газа, 4) горении железа в хлоре. Ответ: 3). [CH4 + 2O2 → CO2 +
2H2O].
III. Кислотный характер имеет оксид, формула которого…..(один верный ответ): 1). P2O5, 2) CaO, 3)
Al2O3, 4) CO. Ответ: 1) [фосфор и углерод – неметаллы, но CO – несолеобразующий оксид]
IV. При взаимодействии 1 моль гидроксида натрия и 1 моль серной кислоты образуется
соль и
вода (один верный ответ): 1) средняя, 2) основная, 3) двойная, 4) кислая. Ответ: 4) [NaOH + H2SO4 →
H2O + NaHSO4 –кислая соль].
V. При взаимодействии 1 моль гидроксида кальция и 1 моль углекислого газа образуется
соль и
вода (один верный ответ): 1) средняя, 2) основная, 3) двойная, 4) кислая. Ответ: 1) [Ca(OH)2 + CO2 →
H2O + CaCO3 –средняя соль].
VI. Оксид цинка не реагирует с…..(один верный ответ):1) NO, 2) NaOH, 3) SO2, 4) CO2. Ответ: 1).
2) ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (
3) ZnO + SO2→ ZnSO3
4) ZnO + CO2→ ZnCO3
VII. При взаимодействии 2 моль гидроксида кальция и 1 моль серной кислоты образуется
соль и
вода (один верный ответ): 1) средняя, 2) основная, 3) двойная, 4) кислая. Ответ: 2) [2Ca(OH)2 + H2SO4
→ 2H2O + (CaOH)2SO4 –основная соль].
VIII. Кислотными свойствами не обладает…..(один вариант ответа): 1) P(OH)3 , 2) Al(OH)3, 3) B(OH)3,
4) Ca(OH)2, Ответ: 4).
IX. В избытке щелочи не растворяется…..(один вариант ответа): 1) Cr(OH)3, 2) Zn(OH)2,3) Al(OH)3, 4)
Mg(OH)2. Ответ: 4).
9
10
X. Число солей, которые могут образоваться в зависимости от соотношения реагентов при
взаимодействии HNO3 и Al(OH)3, равно…..1) 4, 2) 2, 3) 1, 4) 3. Ответ: 4) (одна средняя и две
оснóвные)
4. Способы выражения состава растворов
Пусть растворенное вещество x, а растворитель s.
1. Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Для бинарного
раствора
w(x) = m(x)/[m(x) + m(s)]
Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах (например, w(x) = 0.01, или 1 %).
2. Молярная (См, М), моль/л – отношение количества растворенного вещества υ(x) (в молях) к объему
раствора V (в литрах).
См = υ(x)/V, л
υ(x) = m(x)/M(x). Здесь M(x) – молярная масса растворенного вещества.
3. Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация), (Сн), моль/л – отношение
количества вещества эквивалента (в молях), содержащегося в растворе, к объему этого раствора (в
литрах).
Сн = n(x)/V, л
n(x) = m(x)/Э(x).
Здесь Э(x) – молярная масса эквивалента растворенного
вещества.
Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента численно совпадают, если молярная
масса эквивалента растворенного вещества равна его молярной массе. (Это - одноосновные кислоты;
однокислотные основания; соли, образованные одноосновной кислотой и однокислотным основанием,::
NaNO3, KCl, LiI и др.). Примеры: молярная концентрация эквивалента H2SO4 в два раза больше
молярной концентрации H2SO4 (молярная масса эквивалента H2SO4 в два раза меньше молярной массы
H2SO4). Молярная концентрация эквивалента H3PO4 в три раза больше молярной концентрации H3PO4
(молярная масса эквивалента H3PO4 в три раза меньше молярной массы H3PO4). Молярная
концентрация эквивалента CaCl2 в два раза больше молярной концентрации CaCl2 (молярная масса
эквивалента CaCl2 в два раза меньше молярной массы CaCl2). Молярная концентрация эквивалента
AlCl3 в три раза больше молярной концентрации AlCl3 (молярная масса эквивалента AlCl3 в три раза
меньше молярной массы AlCl3). Молярная концентрация эквивалента Al2(SO4)3 в шесть раз больше
молярной концентрации Al2(SO4)3 (молярная масса эквивалента Al2(SO4)3 в шесть раз меньше
молярной массы Al2(SO4)3).
4. Моляльная (Сm), моль/кг – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя
(кг).
Сm = υ(x)/m(s).кг
5. Мольная доля (Ni) – отношение количества данного компонента к сумме количеств всех
компонентов раствора. Так, для бинарного раствора мольная доля первого компонента N1 = υ1/(υ1+ υ2),
второго N2 = υ2/(υ1+ υ2).
Примеры тестовых заданий:
I. Смешали 200 г раствора глюкозы с массовой долей растворенного вещества 20% и 300 г раствора с
массовой долей 10%. Массовая доля вещества в полученном растворе равна
% (один верный ответ):
1)18, 2)14, 3)15, 4)16. Ответ: 2).
Решение: w1 = m(x1)/m1. Здесь w1 – массовая доля глюкозы в первом растворе, m1 – масса первого
раствора. 0.2 = m(x1)/200. m(x1) = 0.2·200 = 40 г.. Для второго раствора w2 = m(x2)/m2. 0.1 = m(x2)/300.
m(x2) = 0.1·300 = 30 г. m(x1) + m(x2) = 70 г.. m1 + m2 = 200 + 300 = 500 г. w – массовая доля вещества
в полученном растворе: w = [m(x1) + m(x2)]/(m1 + m2), w = 70/500 = 0/14, или 100·0/14 = 14%.
II. Масса соли, необходимая для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией сульфата
магния 0.2 моль/л, равна
граммам. (один верный ответ): 1) 24, 2) 72, 3) 48, 4) 96. Ответ: 3).
Решение: См = υ(MgSO4)/V, л; 0.2 = υ(MgSO4)/2; υ(MgSO4) = 0.2·2 = 0.4. υ(MgSO4) =
m(MgSO4)/M(MgSO4);
M(MgSO4) = 24 + 32 + 4·16 = 120 г/моль. 0.4 = m(MgSO4)/120, m(MgSO4) = 0.4·120 = 48 г..
10
11
III. В растворе гидроксида натрия объемом 2 л и концентрацией 0.5 моль/л содержится
г
растворенного вещества (один верный ответ): 1) 20, 2) 80, 3) 60, 4) 40. Ответ: 4).
Решение: См = υ(NaOH)/V, л; 0.5 = υ(NaOH)/2; υ(NaOH) = 0.5·2 = 1.0. υ(NaOH) =
m(NaOH)/M(NaOH);
M(NaOH) = 23 + 16 + ·1 = 40 г/моль. 1.0 = m(NaOH)/40, m(NaOH) = 1.0·40 = 40 г.
IV. Объем аммиака (н.у.), содержащийся в 50 граммах 20%-ного раствора NH3, составляет
(один
верный ответ): 1) 1.32 л, 2) 13.2 мл, 3) 1.32 мл, 4) 13.2 л. Ответ: 4).
Решение: w(NH3) = m(NH3)/m. Здесь w – массовая доля аммиака в растворе, m – масса раствора.
0.2 = С = 0.2·50 = 10 г.
υ(NH3) = m(NH3)/M(NH3), M(NH3) = 14 + 1·3 = 17 г/моль. υ(NH3) = 10/17
= 0.59 моль. При н. у. υ(NH3) = V(NH3)/22.4, V(NH3) = 0.59 моль·22.4 л/моль = 13.2 л.
V. Массовая доля сахара в растворе, полученном при растворении 10 г сахара 190 г воды, равна
.
(один верный ответ): 1) 0,1, 2) 0.01, 3) 0,4) 0.05. Ответ:4).
Решение: w(сах.) = m(сах.)/m. Здесь w – массовая доля сахара в растворе, m – масса раствора.
w(сах.) = 10/(10 + 190), w(сах.) = 0.05.
VI. Молярная концентрация вдвое меньше молярной концентрации эквивалента для раствора (один
верный ответ): 1) AlCl3, 2) HCl, 3) KNO3, 4) ZnSO4. Ответ:4). [Молярная масса эквивалента ZnSO4
меньше его молярной массы в два раза].
VII. Мольная доля этанола C2H5OH в растворе, содержащем 92 г вещества в 144 г воды, …..(один
верный ответ): 1) 2, 2) 0.2, 3) 0,1, 4) 0.25. Ответ:2).
Решение: Пусть этанол – вещество 1, вода – вещество 2. Молярная масса этанола C2H5OH
М(C2H5OH) = 12·2 + 1·5 + 16 + 1 = 46 г/моль.
υ1 = 92/46 = 2 моль,
М(H2O) = 18 г/моль,
υ2 = 144/18 = 8 моль. υ1+ υ2 = 2 + 8 =10 моль. N1 = υ1/(υ1+ υ2)
N1 = 2/10 = 0.2.
VIII. Масса соли, необходимая для приготовления 3 л раствора (ρ = 1.06 г/мл) с массовой долей нитрата
аммония 10% равна
г 1) 159, 2) 300, 3) 150, 4) 318. Ответ: 4).
Решение:масса 3 л раствора m = 3000·1.06 = 3180 г. 0.1 = m(NH4NO3)/3180, m(NH4NO3) = 318 г.
5. Равновесия в растворах электролитов
Сольватация –(упрощенно) – взаимодействие частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с
частицами растворителя.
Гидратация – (частный случай сольватации) - взаимодействие частиц растворенного вещества
(молекул, ионов) с молекулами воды.
Распад вещества на сольватированные ионы под действием молекул растворителя –
электролитическая диссоциация. Степень диссоциации α – отношение концентрации
продиссоциировавших молекул к общей концентрации молекул.
Сильные электролиты – вещества, которые при растворении практически полностью диссоциируют
на ионы. Сильными электролитами являются сильные кислоты (см. табл. 3.1, с. 6), сильные основания
(см. с. 7), почти все простые соли. Исключения: ZnCl2, ZnI2, CdCl2, CdI2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(NCS)3.
Слабые электролиты неполностью диссоциируют на ионы: так, в растворе сильной кислоты имеет
место равновесие HCN ⇄ H+ + CN-, константу этого равновесия Kа = [H+]·[CN-]/[HCN] называют
константой диссоциации кислоты.
Водородный показатель pH = -lg[H+], где [H+] – концентрация катионов водорода (протонов),
моль/л.[или pH = -lgСH+, где СH+- концентрация катионов водорода (протонов)].
В кислой среде pH < 7, в нейтральной pH = 7, в щелочной pH > 7.
Показатель концентрации гидроксид-ионов pOH = -lg[OH-], где [OH-] – концентрация анионов OH-,
моль/л.
Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты
или слабого основания. Степень гидролиза h – отношение концентрации соли, подвергшейся
гидролизу, к общей концентрации соли в растворе. Реакции гидролиза, как правило, обратимы.
Необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде
нерастворимых или газообразных соединений.
11
12
Три типа (случая) гидролиза.
1. Гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов
сильных оснований. Например, 1.1. Цианид калия KCN. Сокращенная ионная форма уравнения реакции
гидролиза CN- + H2O ⇄ HCN + OH- (одна ступень гидролиза), среда щелочная, pH > 7.
Константа гидролиза Кг = [HCN]·[OH-]/[CN-] (не включает катион соли).
1.2. Сульфид натрия Na2S – соль слабой двухосновной сероводородной кислоты H2S, две ступени
гидролиза соли: 1. S2- + H2O ⇄ HS- + OH2. HS- + H2O ⇄ H2S- + OH- , pH > 7. Гидролиз
преимущественно протекает по первой ступени.
2. Гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из анионов сильных кислот и
катионов слабых оснований. Например, 2.1. Нитрат аммония NH4NO3. Сокращенная ионная форма
уравнения реакции гидролиза NH4++ H2O ⇄ H+ + NH3·H2O (одна ступень гидролиза), среда кислая,
pH < 7.
2.2. Хлорид железа(III) FeCl3 – соль слабого трехкислотного основания Fe(OH)3, три ступени гидролиза
соли:1. Fe3+ + H2O ⇄ (FeOH)2+ + H+ 2. (FeOH)2+ + H2O ⇄ [Fe(OH)2]+ + H+ 3. [Fe(OH)2]+ + H2O ⇄
Fe(OH)3 + H+, среда кислая, pH < 7. Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.
3. Гидролиз по катиону и по аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из
катионов слабых оснований и анионов слабых кислот. Например, ацетат аммония CH3COONH4,
карбонат алюминия(III) Al2(CO3)3, сульфид хрома(III) Cr2S3. Среда близка к нейтральной.
Примеры тестовых заданий:
I. Сильными электролитами являются …..(два верных ответа): 1) Ca3(PO4)2, 2) C, 3) HI, 4) CuSO4
Ответы 3) и 4).
II. Гидролизу по аниону подвергаются соли …..(два верных ответа): 1) K2SO4, 2) AlCl3, 3) Na3PO4, 4)
K2CO3
Ответы 3) и 4).
III. В водном растворе гидролизу не подвергаются соли …..(два верных ответа): 1) K2SO4, 2) K2SiO3,
3) AlCl3, 4) NaNO3
Ответы 1) и 4).
IV. Полному гидролизу подвергаются соли ….. (два верных ответа): 1) CrCl3, 2) Cr2S3, 3) Al2(SiO3)3,
4)Cs2CO3
Ответы 2) и 3).
V. Кислую среду имеют растворы солей ….. (два верных ответа): 1) K2SiO3, 2) (NH4)2SO4, 3) CaCl2, 4)
AlCl3
Ответы 2) и 4).
VI. Слабыми электролитами являются ….. (два верных ответа): 1)CsOH, 2) H2SO3, 3) CrCl3, 4) Cr(OH)3
Ответы 2) и 4).
VII. Сумма коэффициентов в сокращенном молекулярно-ионном уравнении взаимодействия растворов
хлорида алюминия и карбоната натрия равна ….. (один вариант ответа): 1) 15, 2) 19, 3) 13, 4) 17. Ответ
3).
Решение: Полное уравнение 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl
Сокращенное молекулярно-ионное 2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
VIII. Сумма коэффициентов в сокращенном молекулярно-ионном уравнении взаимодействия растворов
сульфата хрома(III) и сульфида натрия равна ….. (один вариант ответа): 1) 15, 2) 19, 3) 13, 4) 16. Ответ
4).
Решение: Полное уравнение Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S + 3Na2SO4
Сокращенное молекулярно-ионное 2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S
IX. Общее число ионов, образующихся при диссоциации фосфата натрия, равно ….. (один вариант
ответа): 1) 2, 2) 4, 3) 5, 4) 3. Ответ 2).
Решение: Фосфат натрия – сильный электролит. Na3PO4→ 3Na+ + PO43IX. Раствор гидроксида бария имеет pH = 12. Концентрация основания в растворе при 100%
диссоциации равна
моль/л (один вариант ответа): 1) 0.1, 2) 0,001, 3) 0,005, 4) 0.01.
12
13
Решение: Гидроксид бария – сильный электролит, полностью диссоциирует на ионы в водном
растворе
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-. Из этого уравнения следует, что концентрация основания [Ba(OH)2] в два раза
меньше концентрации гидроксид-ионов (OH-). Поскольку pH + pOH = 14, pOH = 14 – 12 = 2. -lg[OH-]
= 2, lg[OH-] = -2, следовательно, [OH-] = 10-2 (0.01) моль/л. Концентрация основания 0.01/2 = 0.005
моль/л. Ответ 3).
X. Величина pH больше 7 для растворов, содержащих равное число моль веществ ….. (несколько
вариантов ответа): 1) NaOH и HNO3 2) CH3COOH и NH4OH 3) CH3COOH и NaOH 4) KOH и
HCOOH
Решение:
1) NaOH + HNO3 = H2O + NaNO3 – соль сильного основания и сильной кислоты, не гидролизуется,
pH ≈ 7
2) CH3COOH + NH4OH = H2O + CH3COONH4 - соль слабой кислоты и слабого основания,
полностью гидролизуется, pH ≈ 7
3) CH3COOH + NaOH = H2O + CH3COONa - соль слабой кислоты и сильного основания,
гидролизуется по аниону CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH-, среда щелочная, pH больше 7.
4) KOH + HCOOH = H2O + HCOOK – соль сильного основания и слабой кислоты (муравьиной),
гидролизуется по аниону HCOO- + H2O ⇄ HCOOH + OH-, среда щелочная, pH больше 7.
Ответ: 3), 4).
XI. Размерность концентрации в уравнении pH = -lgСH+ …..1) %, 2) г/мл, 3) моль/л 4) г/л. Ответ:
3).
6. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Окислительно- восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением
степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления –
условный заряд атомов в соединении, вычисленный в предположении, что все связи в соединении
являются чисто ионными, а само соединение состоит из ионов. Понятие «степень окисления» условное (чисто ионных связей не существует), но полезное (для классификации веществ и
нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций). Степень
окисления и валентность не всегда совпадают.
Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:
1) атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю;
2) степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочноземельных
металлов +2, алюминия +3;
3) водород во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов, имеет
степень окисления +1. В гидридах щелочных и щелочноземельных металлов степень окисления
водорода равна -1;
4) кислород почти всегда имеет степень окисления -2. Исключение составляют, например, пероксид
водорода H2O2 (степень окисления кислорода равна -1), фторид кислорода OF2 (степень окисления
кислорода равна +2);
5) фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1;
6) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или
молекулы, равна нулю;
7) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона,
равна заряду этого иона.
Примеры: 1. Степень окисления хлора (x) в хлорной кислоте HClO4: +1 + x + 4(-2) = 0; отсюда x = +7.
2. Степень окисления хрома (y) в дихромат-ионеCr2O72-: 2y + 7(-2) = -2, y = +6.
Если в результате реакции степень окисления атома увеличивается, то говорят, что он
окисляется. Окисление связано с потерей электронов. Если же в результате реакции степень
окисления атома уменьшается, то говорят, что он восстанавливается. Восстановление связано с
присоединением электронов восстанавливающимся атомом. Иными словами:
13
14
Под окислительно-восстановительными понимают такие процессы, в которых электроны переходят
от одних частиц к другим. При этом частица, отдающая электрон, называется восстановителем, а
процесс – окислением. Частица, принимающая электрон – окислитель – при этом восстанавливается.
Пример:
CuSO4 (р) + Zn (к) = Сu (к) + ZnSO4 (р)
где электроны переходят от атомов цинка к
Cu2+ + 2e = Сu - окислитель
ионам меди
Cu2+ (р) + Zn (к) = Сu (к) + Zn2+ (р)
Zn - 2e = Zn2+ - восстановитель
Для составления уравнений ОВР используют метод электронного баланса (общее число электронов,
отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, принимаемых окислителем). При этом
необходимо уметь рассчитать степени окисления элементов до и после реакции.
Разберем на примере реакции
K2Fe+6O4 + HI- → Fe+2I2 + I20 + KI + H2O
В данном случае меняются степени окисления у железа и иода, поэтому для атомов данных элементов
условно записываем процессы окисления и восстановления:
Fe+6 + 4е→ Fe+2
2I- - 2е→ I20
Поскольку в молекулу иода входит два атома, слева также берем два иона иода и два электрона.
В первом процессе участвует вдвое больше электронов, чем во втором, поэтому на каждый процесс
восстановления должны приходиться два процесса окисления:
Fe+6 + 4е→ Fe+2 1
2I- - 2е→ I20 2
Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и
соответствующими продуктами – в правой части. Обращаем внимание на то, что иодистоводородная
кислота HI выполняет двоякую функцию: а) выступает в качестве восстановителя, б) поставляет
анионы иода для катионов железа(II) и калия. Поэтому окончательный коэффициент перед HI будет
поставлен после подсчета всех анионов иода в правой части уравнения и суммирования с количеством
атомов иода в продукте I2. Для этого сначала устанавливаем количество молекул KI в продуктах («2»,
поскольку слева два иона калия в K2FeO4). Теперь справа получается 8 атомов и ионов иода, и слева
перед HI ставим коэффициент «8». Окончательно уравниваем материальный баланс с учетом того, что
слева 8 атомов водорода и 4 атома кислорода – ставим коэффициент «4» перед водой. Окончательный
вид реакции:
K2Fe+6O4 + 8HI- → Fe+2I2 + 2I20 + 2KI + 4H2O
(ОВР-1)
Другие примеры:
2H2+O-2 → 2H20 + O20
(ОВР-2)
0
+5
3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KCl O3 + 3H2O
(ОВР-3а)
Cl20 + 2KOH → KCl- + KCl+O + H2O
(ОВР-3б)
N-3H4N+3O2 → N20 + 2H2O
(ОВР-4)
Классификация ОВР:
1) межмолекулярные (окислитель и восстановитель – разные вещества, пример: ОВР-1);
2) внутримолекулярные (окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, входящие в
состав одного вещества, пример: ОВР-2);
3) диспропорционирования (пример: ОВР-3а, ОВР-3б);
4) сопропорционирования (пример: ОВР-4).
Некоторые особенности протекания ОВР.
1) Влияние среды (рН растворов).
В зависимости от кислотности среды могут получаться разные продукты.
Примеры:
а) кислая: 2KMn+7O4 + 5KNO2 + 3H2SO4 → 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O
б) нейтральная: 2KMn+7O4 + 3K2SO3 + H2O → 2Mn+4O2 + 3K2SO4 + 2KOH
в) щелочная: 2KMn+7O4 + K2SO3 + 2KOH → K2Mn+6O4 + K2SO4 + H2O
14
15
Эти превращения сопровождаются изменениями цветов: исходный раствор KMnO4 имеет
фиолетовую окраску благодаря ионам MnO4-. Получаются:
а) бесцветный раствор (или слабо-розовый) – ионы Mn+2;
б) бурый осадок MnO2;
в) темно-зеленый раствор – ионы MnO4-2.
2) Влияние температуры раствора. Активные неметаллы, проявляющие наряду с отрицательной
также положительные СтОк, участвуют в реакциях диспропорционирования с водой (лучше – со
щелочами), и дают разные продукты в зависимости от температуры. Участвуют: галогены, S,
Se, Te. Не участвуют: C, Si, O2, H2, N2.
Примеры: реакции ОВР-3(а и б).
3) Сильные окислители редко проявляют восстановительные свойства, а сильные восстановители
обычно не выступают в качестве окислителей. Для окислителей (и восстановителей) средней
силы возможно проявление двойственности. К таким соединениям относятся: HNO2 и ее соли,
H2SO3 и ее соли, S, I2, H2O2, ионы металлов в промежуточных степенях окисления (Cu+2, Fe+3,
Mn+4 и др.).
Примеры:
а) 2Fe+3Cl3 (восстановитель) + 3KNO3 + 10KOH → 2K2Fe+6O4 + 3KNO2 + 6KCl + 5H2O;
б) 2Fe+3Cl3 (окислитель) + 2KI → 2Fe+2Cl2 + I2↓ + 2KCl.
4) Особенности протекания реакций с кислотами-окислителями. При реакции металлов
(восстановителей) с большинством кислот в качестве окислителя выступают ионы водорода (H+).
Примеры:
а) Fe0 + 2H+Cl → Fe+2Cl2 + H20↑;
б) Fe0 + H+2SO4 (разбавл.) → Fe+2SO4 + H20↑.
При реакции металлов с кислотами-окислителями HNO3, H2SO4 (концентр.) в качестве
окислителей выступают атомы азота (N+5), серы (S+6).
Пример:
в) Fe0 + H2S+6O4 (конц.) → Fe+2SO4 + S+4O2↑ + H2O.
Степень восстановления тем глубже, чем активнее металл. В случае H2SO4 (конц.) продуктами
являются сульфат металла и (обычно) SO2, для активных металлов возможны S, H2S.
Концентрированная HNO3 обычно восстанавливается до NO2, пассивирует Al, Ti, Cr, Fe. Чем
более разбавлен раствор азотной кислоты, тем более глубоко идет восстановление – до азота и
даже аммиака (особенно – на холоду). При этом реальным продуктом в последнем случае
является нитрат аммония (реакция идет в избытке кислоты!).
Примеры:
г) Zn0 + 4HN+5O3 (концентр.) → Zn+2(NO3)2 + 2N+4O2↑ + 2H2O
д) 4Zn0 + 10HN+5O3 (разбавл., на холоду) → 4Zn+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
В подобных реакциях могут участвовать металлы, не вытесняющие водород из кислот по
примерам (а) и (б), например, Cu, Ag, Au. Золото растворяется только в смеси азотной и соляной
кислот, называемой «царской водкой».
Пример:
е) Au0 + HN+5O3 (концентр.) + 4HCl → H[Au+3Cl4] + N+2O↑ + 2H2O.
Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных систем (E0)
характеризуют способность окисленной формы вещества (Ox) присоединять электроны с образованием
восстановленной формы (Red): Ox + ne → Red,
и приводятся в справочных таблицах. Чем более положительное значение имеет Е0 для данной пары
Ox/Red, тем более сильным окислителем является Ox. Чем более отрицательное значение имеет Е0 для
данной пары Ox/Red, тем более сильным восстановителем является Red. Соответственно, убывающая
величина отрицательного потенциала и возрастающая величина положительного потенциала отвечают
падению восстановительной и росту окислительной активности.
По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно судить о направлении
окислительно-восстановительных процессов. Например, для реакции
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
потенциалы частных реакций имеют следующие значения:
15
16
Red
В
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
1.51
Fe3+ + e
=
Fe2+
0.77
Как видно, стандартный потенциал для первой системы выше, чем для второй. Следовательно, при
контакте первая система выступит в качестве окислителя, вторая – в качестве восстановителя. Иными
словами, первая реакция протекает слева направо, вторая – справа налево, т.е. ионы Fe2+ окисляются до
ионов Fe3+, а ионы MnO4- восстанавливаются до ионов Mn2+.
Ox
Е0,
Примеры тестовых заданий:
I. В реакции
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2O
сульфит-ионы (один вариант ответа)
1) окисляются и восстанавливаются одновременно, 2) окисляются, 3) не изменяют окислительновосстановительного состояния 4) восстанавливаются. Ответ 2).
II. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 +H2O равен (один вариант ответа)
1) 5; 2) 3; 3) 2; 4) 1.
Ответ 1).
III. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции
I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl равен ….1) 10, 2) 1, 3) 6, 4) 5 Ответ: 2)
[I2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HIO3 + 10HCl, I2 – восстановитель]
16