1. ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

3
1. ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
Основной вид учебных занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над материалом. В курсе химии она слагается из следующих
элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных работ и их защита; индивидуальные консультации;
выполнение лабораторного практикума и сдача зачета; сдача экзамена по
всему курсу.
Работа с книгой. Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе (расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением
его в учебнике).
При первом чтении старайтесь получить общее представление об
излагаемых вопросах, а также отмечайте трудные или неясные места. При
повторном изучении темы усвойте все теоретические положения, математические зависимости, а также принципы написания уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не старайтесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого вопроса на уровне сущности, а
не на уровне отдельных явлений способствует более глубокому и прочному
усвоению материала.
Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и записывать в нее формулировки законов
и основные понятия химии, незнакомые термины и названия, формулы и
уравнения реакций, математические зависимости и их выводы и т.п. В этой
же тетради запишите вопросы, которые вы хотели бы прояснить во время
консультации или сессии по изучаемому разделу курса. Во всех случаях,
когда материал поддается систематизации, составляйте схемы, таблицы,
диаграммы. Они очень облегчают запоминание и уменьшают объем конспектируемого материала.
Изучая курс, обращайтесь и к предметному указателю в конце книги. Пока изучаемый раздел курса не усвоен, переходить к изучению новых
разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен при повторении
материала в период прохождения практикума и подготовки к экзамену.
Изучение курса должно обязательно сопровождаться написанием
уравнений реакций и решением задач (см. список рекомендуемой литературы). Решение задач – один из лучших методов усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.
Контрольные работы. В процессе изучения курса химии студент
должен выполнить, согласно учебному плану специальности, 1 или 2 контрольные работы. Вариант задания соответствует двум последним цифрам
вашего шифра. Таблица вариантов контрольных работ и соответствую4
щие им номера задач приведена в конце методических указаний
(табл. 8). Контрольные работы являются формой контроля и методической помощи студентам при изучении курса. К выполнению контрольной
работы целесообразно приступать только после усвоения определенной части курса и решения примеров типовых задач, приведенных в данном издании, к каждой теме.
Решение задачи начинайте с внимательного прочтения ее условия.
Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко,
но четко обоснованны, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется. Например, когда нужно написать
электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач необходимо приводить весь ход решения и математические преобразования [1-6].
Контрольная работа должна быть правильно и аккуратно оформлена:
· оставлены широкие поля для замечаний рецензента;
· записи сделаны четко и ясно;
· номера и условия задач переписаны в том порядке, в каком они указаны
в задании;
· в конце работы приведен список, использованной литературы с указанием года издания, поставлена дата и подпись студента.
Выполненная работа представляется в заочный факультет института, где
она регистрируется и направляется для рецензирования на кафедру.
Работа будет проверена преподавателем в течение 7 дней со дня
регистрации на кафедре. Если контрольная работа в основном выполнена
верно, на ней рецензентом будет написано: ｫК собеседованиюｻ или ｫК собеседованию после доработкиｻ. Если контрольная работа содержит большое число замечаний и в целом выполнена неверно, она отправляется на
доработку. Работа над ошибками должна быть выполнена в этой же
тетради в соответствии с указаниями рецензента и отправлена на повторное рецензирование.
Контрольная работа, выполненная не по своему варианту,
преподавателем не рецензируется.
Правильно выполненные работы должны быть зачтены на консультации или во время прохождения практикума в устном собеседовании с
преподавателем.
Лабораторный практикум. Для изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум.
Лабораторный практикум проводится в период сессии согласно
учебному плану специальности. С календарным планом проведения лабора5
торно-практических занятий можно познакомиться на доске объявлений
кафедры.
Выполнив лабораторные работы (см. прил.1), студенты должны их
защитить. Для чего студент предъявляет преподавателю оформленный лабораторный журнал, в котором проведены все необходимые опыты, написаны наблюдения, уравнения химических реакций и сделаны выводы.
ОФОРМЛЕНИЕ И ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ ЭКСПЕРИМЕНТА
В лабораторном журнале в виде отчета содержатся результаты опытов, наблюдений, схемы установок, вычисления, таблицы, графики и сделанные студентом выводы. В качестве журнала используют тетрадь, имеющую не менее 18 листов. На обложке должно быть написано:
ЛАБОРАТОРНЫЙ ЖУРНАЛ ПО ХИМИИ
студента НИ РХТУ им. Д.И. Менделеева
группы (указывают обозначение и номер группы)
шифр
фамилия, и.о. (указывают фамилию, инициалы имени и отчества)
Во время защиты лабораторной работы студент должен уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты работы и выводы из
них, уметь составлять уравнения реакций.
До начала выполнения работы в вашем лабораторном журнале обязательно должна быть составлена ｫзаготовкаｻ протокола лабораторной работы. К любой лабораторной работе необходима тщательная предварительная подготовка по пособиям к лабораторному практикуму, учебникам, рекомендованным лектором.
Записи в лабораторном журнале производят в следующем порядке.
Сначала записывают название лабораторной работы и ее порядковый номер
(лабораторные работы нумеруются по порядку их выполнения: 1, 2, 3 и
т.д.), затем - дату ее проведения и оставляют место для даты последующей
защиты работы. Указанная запись должна иметь следующий вид:
Лабораторная работа №1.
Взвешивание, определение объёма жидкости
Работа выполнена _____ ______ ____ ___________________
(число) (месяц) (год) (подпись преподавателя)
Работа защищена _____ ______ ____ ____________________
(число) (месяц) (год) (подпись преподавателя)
6
Далее следуют цель работы, которую вы должны сформулировать
самостоятельно, и экспериментальная часть, которая включает:
1) уравнения всех проведенных реакций;
2) рисунок или схему прибора, экспериментальной установки и др. аппаратуры (выполняют предварительно);
3) запись результатов выполненной работы, включая наблюдения; при
регистрации показаний приборов запись представляют в виде протокола
или таблиц;
4) расчёты (расчёт завершают вычислением погрешности эксперимента);
5) выводы по каждому опыту или серии опытов.
В каждом эксперименте очень важно сразу записывать все проделанные операции, происходящие явления и получающиеся числовые
данные в лабораторный журнал и уже потом проводить обработку результатов и делать выводы.
Полученные результаты сразу же записывают в лабораторный журнал. Написанное в журнале неверно зачеркивают (а не ставят в скобки и не
переправляют) и рядом или сверху пишут правильный результат. Для пометок можно использовать поля.
Зачет по лабораторному практикуму студент получает при условии выполнения и защиты всех, предусмотренных календарным планом,
лабораторных работ.
Консультации. В случае затруднений при изучении курса и выполнении контрольных работ следует обращаться за консультацией в институт. Консультации _____можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам. Консультации проводятся преподавателями на кафедре каждую субботу с 10 до
12 часов.
Лекции. На установочной сессии, которая проводится в начале
учебного года, читается одна установочная лекция. На этой лекции даются
методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами
курса химии, по выполнению контрольных работ, допускаемые, при этом,
типичные ошибки.
Зачет. Студент получает зачет по курсу при условии выполненного
и зачтенного лабораторного практикума и выполненных и зачтенных контрольных работ.
Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые получили зачет по курсу. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, зачтенные контрольные работы и лабораторный журнал.
Студенты, не получившие по разным причинам зачет и, следовательно, не допущенные к экзамену или, сдавшие экзамен на неудовлетворительную оценку, могут сдать экзамен в последнюю субботу каждого месяца.
7
При сдаче экзамена не в период сессии или пересдаче экзамена студент
должен предъявить также направление на экзамен.
2. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИН
СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ
Содержание курса и объем требований, предъявляемых студенту
при сдаче экзамена, определяет программа по химии для нехимических
специальностей высших учебных заведений.
Настоящая программа составлена в соответствии с современным
уровнем химической науки и требованиями, предъявляемыми к подготовке
высококвалифицированных специалистов. Она состоит из введения и четырех разделов. Первые три охватывают содержание общей части курса, необходимой для инженеров любой специальности. На изучение общей части
курса рекомендуется отводить 70-75% учебного времени, предусмотренного
учебными планами на курс химии. Четвертый раздел связан со специализацией будущих инженеров и изменяется в зависимости от основных направлений профилирования их подготовки (механическое, энергетическое и др.).
ВВЕДЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Химия как раздел естествознания - наука о веществах и их превращениях. Значение химии в изучении природы и развития техники. Основные понятия и законы химии. Закон Авогадро и следствия из него. Способы
_____расчета молярных масс. Закон эквивалентов.
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Строение атома
Строение атома. Составные части атома - ядро, электроны, их заряд
и масса. История развития учения о строении атома. Квантовый характер
излучения и поглощения энергии электроном в атоме. Уравнение Планка.
Понятие о квантовой механике. Теория строения атома по Бору. Двойственная природа электрона. Уравнение де Бройля. Квантовомеханическое объяснение строения атома. Уравнение Шредингера. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали.
Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда. Многоэлектронные атомы. Последовательность заполнения электронных оболочек.
8
Периодическая система элементов Д.И.Менделеева и электронное
строение атомов
Периодический закон Д.И.Менделеева как основа развития химии,
его значение в химии. Современная формулировка периодического закона.
Периодическая система элементов и ее связь со строением атома.
Последовательность заполнения электронных оболочек атомов. Правило
Клечковского. Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. Особенности электронного строения атомов элементов главных и
побочных подгрупп. s-, p-, d- и f - Элементы. Электронные аналоги. Периодически и непериодически изменяющиеся свойства элементов. Радиусы
атомов и ионов. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие
об электроотрицательности.
Изменение свойств элементов в периодической системе (вертикальная, горизонтальная периодичность, диагональное сходство). Способы
предсказания свойств неизученных веществ на основе периодического закона Д.И.Менделеева. Перспективы развития периодической системы.
Химическая связь и строение молекул
История развития электронных представлений о химической связи.
Количественные характеристики химической связи: длина связи между
атомами, энергия связи, валентные углы. Изменение этих характеристик в
рядах сходных веществ.
Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей
(ВС). Свойства ковалентной связи :направленность, насыщенность, комплементарность. Сигма-, пи - связи. Типы гибридизации атомных орбиталей
и структура молекул. Локализованная и нелокализованная связи. Понятие о
методе молекулярных орбиталей (МО). Полярная и неполярная ковалентная
связь. Эффективные заряды атомов в молекулах. Электрический момент
диполя. Полярность молекул. Постоянные и наведенные диполи.
Ионная связь как крайний случай поляризации ковалентной связи.
Ненасыщенность и ненаправленность ионной связи. Степень окисления
атомов в молекуле. Поляризуемость ионов и их взаимное поляризующее
действие. Влияние степени поляризации ионов на свойства веществ.
Межмолекулярное взаимодействие
Электростатическое взаимодействие молекул. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодействие молекул. Донорноакцепторное взаимодействие. Водородная связь. Влияние водородной связи
на свойства веществ.
9
Конденсированное состояние вещества
Агрегатное состояние как проявление взаимодействий между частицами вещества. Твердое, жидкое и газообразное состояние вещества;
плазменное состояние вещества. Кристаллическое состояние. Аморфное
состояние вещества. Изоморфизм и полиморфизм.
Ионная, атомная и молекулярная кристаллические решетки. Зависимость свойств веществ от типа связи между частицами в кристаллах. Металлическое состояние вещества, его особенности. Металлическая связь.
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Энергетика химических процессов
Элементы химической термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект химической
реакции. Термохимические уравнения. Закон Гесса и следствия из него.
Применение закона Гесса для вычисления изменения энтальпии в различных процессах (образование, растворение). Энтальпия образования химических соединений. Стандартные энтальпии образования. Энтальпия образования и периодическая система элементов Д.И.Менделеева.
Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменение энтропии
при химических процессах и фазовых переходах.
Понятие об энергии Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы процессов. Изменение энергии Гиббса при химических процессах. Стандартные энергии Гиббса. Направление химических реакций.
Химическая кинетика и равновесие
Химические реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Скорость реакции в гомогенной и гетерогенной системах, методы ее регулирования, колебательные реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции.
Закон действия масс. Константа скорости реакции. Энергия активации. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Гомогенный и гетерогенный катализы. Катализ. Понятие о механизме каталитических процессов.
Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса в процессе. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье и его значение в химии. Влияние
температуры, давления и концентрации реагентов на равновесие.
10
РАСТВОРЫ
Дисперсные системы
Основные характеристики дисперсных систем. Степень дисперсности. Классификация дисперсных систем. Гетерогенные и гомогенные дисперсные системы.
Образование растворов
Растворы как многокомпонентные системы. Процессы, сопровождающие образование растворов. Сольватация. Гидратная теория растворов
Д. И. Менделеева. Гидраты и сольваты. Изменение энтальпии и энтропии
при растворении.
Растворимость газов, жидкостей и кристаллов в жидкостях. Влияние на растворимость природы компонентов раствора, температуры и давления. Кривые растворимости. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.
Различные способы выражения концентрации растворов и их взаимные пересчеты.
Растворы электролитов
Электролитическая диссоциация. Особенности воды как растворителя.
Зависимость диссоциации от характера химических связей в молекулах электролитов. Механизм процесса электролитической диссоциации.
Характер поведения электролитов. Сила электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Кажущаяся
степень диссоциации сильных электролитов.
Ионные реакции. Условия смещения ионных равновесий. Амфотерные электролиты. Произведение растворимости.
Электролитическая ионизация воды. Водородный показатель рН.
Индикаторы. Понятие о буферных растворах. Значение рН в технологических процессах.
Гидролиз
Различные случаи гидролиза солей как результат поляризационного
взаимодействия ионов соли с молекулами воды. Влияние температуры и
концентрации на степень гидролиза. Константа гидролиза. Необратимый
гидролиз. Значение гидролиза для технологических процессов.
11
Комплексообразование в растворах
Понятие ｫкомплексное соединенийｻ. Комплексообразователь. Лиганды и их дентатность. Координационное число комплексообразователя.
Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения.
Способность элементов периодической системы к комплексообразованию.
Классификация комплексных соединений: соединения с комплексным анионом, с комплексным катионом, нейтральные комплексы.
Номенклатура комплексных соединений. Основные типы комплексных соединений по виду координируемых лигандов: аминокомплексы,
аквакомплексы, гидроксокомплексы, ацидокомплексы, карбонилы. Изомерия комплексных соединений: пространственная, сольватная, ионизационная и координационная.
Диссоциация комплексных соединений в растворе. Константы нестойкости комплексных ионов. Ступенчатая и полная константа устойчивости комплексного иона. Разрушение комплексных соединений.
Применение комплексных соединений в технологических процессах и технохимическом контроле.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Электродные потенциалы
Электродные потенциалы металлов и факторы, влияющие на их величину. Понятие о стандартных потенциалах. Стандартный водородный
электрод. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванических элементов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Зависимость электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нернста.
Использование таблиц окислительно-восстановительных потенциалов для
определения направления окислительно-восстановительных реакций. Расчет энергии Гиббса окислительно-восстановительных процессов по напряжению гальванического элемента. Практическое использование гальванических элементов.
Коррозия металлов
Коррозия металлов. Виды коррозии и ущерб от нее. Основные методы защиты от коррозии: легирование, термообработка, ингибирование, антикоррозионные покрытия, электрохимические методы.
12
Электролиз
Окислительно-восстановительные процессы при электролизе. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Законы Фарадея. Применение электролиза в промышленности.
СПЕЦИАЛЬНЫЕ _______РАЗДЕЛЫ ХИМИИ
Химия металлов
Металлы и неметаллы в периодической системе. Граница Цинтля.
Общая характеристика металлов. Физические свойства металлов и их зависимость от положения элементов в периодической системе. Химические
свойства металлов.
Зависимость химических свойств металлов от положения в периодической системе и в ряду стандартных электродных потенциалов. Отношение металлов к окислителям - простым веществам. Отношение металлов
к сложным окислителям (воде, водным растворам кислот и щелочей). Уравнивание окислительно-восстановительных реакций методом электронного
баланса.
Полимеры и олигомеры
Классификация органических соединений. Номенклатура. Классификация полимеров. Основные реакции получения синтетических полимеров. Состояния полимеров, композиционные материалы.
Химия природной воды
Запасы природной воды. Состав природных вод. Загрязнение природной воды. Выбор методов очистки воды. Жесткость воды. Единицы жесткости. Способы умягчения воды. Химические (термический, реагентные,
ионообменный) методы умягчения воды. Физико-химические методы понижения жесткости воды (метод электродиализа, магнитноионизационный). Физические методы понижения жесткости воды (магнитная и ультразвуковая обработка воды).
13
3. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Каждый студент выполняет одну или две контрольных работы согласно учебному плану специальности. Первая и вторая контрольные работы (табл.8) включают соответственно 10 и 11 контрольных вопросов. Перед
контрольными вопросами к соответствующим темам рассмотрены основные
теоретические положения и примеры решения задач. Варианты задания соответствуют двум последним цифрам номера студенческого билета.
3.1. МОЛЬ. МОЛЯРНАЯ И МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССЫ. ОСНОВНЫЕ
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
ПРИМЕР 1. Вычислите количество вещества, которое составляют:
а) 6,02·1021 молекул воды; б) 3,01·1024 атомов кислорода; в) 49 г серной
кислоты; г) 1,12 л углекислого газа при н.у. Чему равна молярная масса указанных веществ?
РЕШЕНИЕ. Количество вещества В (nB или n(В), моль) - это физическая величина, пропорциональная числу формульных единиц (NФЕ) этого вещества. Формульными единицами называются реально существующие
частицы вещества, такие, как атомы (H, S, Fe), молекулы (Н2, CO2, NH3),
ионы (Na+, S2-, 2CO3 ) и т.д., определяемые их химическими формулами.
Единицей количества вещества в системе СИ является моль. Количество
вещества В связано с другими физическими величинами следующими соотношениями:
A
ФЕ
BN
N
n = ( 1 ),
B
B
BM
m
n = ( 2 ),
n
0
BV
V (В)
n=(3)
где NФЕ – число формульных единиц вещества В,
NА - постоянная Авогадро (NА = 6,0221·1023 моль-1),
mВ - масса вещества В (кг или г),
MВ - молярная масса вещества В - это масса одного моль вещества В
(кг/моль или г/моль),
V0(В) – объем газообразного вещества В (м3 или л) при нормальных условиях (н.у.),
Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ):
давление - p0 = 1,013×105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм.);
температура T0 = 273,15 К (0 °С).
Vn - молярный объём вещества В - это объём 1 моль газообразного вещества В (л/моль), при н.у. Vn = 22,4 л/моль.
14
Согласно закону Авогадро, в равных объёмах различных газов
при одинаковых физических условиях (давлении p, температуре T) содержится одно и то же число молекул. Из закона Авогадро и положения
о том, что один моль любого вещества содержит число частиц этого вещества, равное постоянной Авогадро, вытекает следствие: равные количества
любых газообразных веществ при одинаковых физических условиях (p, T
const) занимают равные объёмы или, если nA = nB, то VA = VB при p, T
const. В частности, объём одного моль любого газа (при p, T const) имеет
одно и то же значение. При нормальных условиях (н.у.) Vn = 22,4 л/моль.
Количество вещества воды (1а) и атомарного кислорода (1б) можно
вычислить, используя соотношение (1):
0,01моль.
6,0221 10
n(H O) 6,02 10 23
21
2=
×
×
=
5 моль.
6,0221 10
n(О) 3,01 10 23
24
=
×
×
=
Численное значение молярной массы, выраженной в г/моль, равно
относительной атомной массе (Ar) данного элемента, а для любого соединения - его относительной молекулярной массе (Mr).
Ar(O) = 16,00 M(O) = 16,00 г/моль;
Mr(H2O) = 18,00 M(H2O) = 18,00 г/моль;
Количество вещества серной кислоты (1в) можно вычислить, используя соотношение (2):
0,5 моль.
98
49
M(H SO )
m(H SO )
n(H SO )
24
24
24=
==
Mr(H2SO4) = 98,00 M(H2SO4) = 98,00 г/моль;
Количество вещества диоксида углерода (1г) газа можно вычислить, используя соотношение (3):
0,05 моль.
22,4
1,12
V
V (CO )
n(CO )
n
02
2=
==
Mr(СO2) = 44,00 M(СO2) = 44,00 г/моль.
ПРИМЕР 2. Вычислите молярную и относительную молекулярную
массы газообразного вещества тремя способами, если известно, что это вещество массой 1,30 г занимает объём 600 мл при давлении 83,2 кПа и 87 °С.
Относительная плотность газа по воздуху равна 2,687. Вычислите абсолютную массу молекулы этого вещества в г.
РЕШЕНИЕ
1 способ. Определение молярной массы газа по молярному объёму (при нормальных условиях)
15
Зная массу (mВ) определённого объёма газа (V0(В)) при н.у., вычислим молярную массу газа из соотношения:
nВ =
22,4
V (B)
M
m0
B
B=
,
откуда
V (B)
m
M 22,4
0
B
B=
×(6)
Если _____объём газа измерен при температуре и давлении, отличных от нормальных, то для вычисления M(В) объём газа (V(В)) необходимо привести к
н.у., пользуясь объединенным газовым законом:
T
Vp
T
Vp
0
00×
=
×
,(7)
где V0, p0, T0 и V, p, T – объем, давление и абсолютная температура газа соответствующие нормальным и реальным условиям.
373,7 мл
(273 87) 101,3
600 83,2 273
Tp
VpT
V
0
0
0=
+×
××
=
×
××
=
Молярную массу газа находят из уравнения (6):
77,92 г / моль
373,7 10
22,4 1,30
V (B)
m
M 22,4 3
0
B
B=
×
=×=×Mr = 77,92
2 способ. Определение молярной массы газа по относительной
плотности (при условиях, одинаковых для двух разных газов: p, V, T =
const.)
Относительная плотность (dB(A), безразмерная величина) показывает во
сколько раз один газ A легче или тяжелее другого газа B, взятого за эталон,
т.е., если (VA = VB) при p, T const:
B
A
Bm
d (A) = m .
Если VA = VB = Vn = 22,4 л/моль, то mА = MА, а mB = MB, и .
M
d (A) M
B
A
B=
Откуда MA = dB(A)·MB
Если относительная плотность газа определена по воздуху
(dвозд.(A)) или по водороду ( d (A) H2 ), то значение MA рассчитывают соот-
ветственно по формулам:
MA = 29·d возд.(A) ( 4 )
MA = 2·d (A) H2 ( 5 )
По условию задачи dвозд.(A) = 2,687. Молярную массу рассчитывают
по формуле:
16
MA = 29·d возд.(A) = 29·2,687 = 77,92 г/моль,
относительная молекулярная масса газа Mr = 77,92.
3 способ. Определение молярной массы газа по уравнению Клапейрона - Менделеева (при условиях, отличных от нормальных)
Если объём газа определен при условиях, отличных от нормальных,
то его молярную массу можно рассчитать, используя уравнение Клапейрона
- Менделеева:
RT
M
p×V = m × × , ( 8 )
где R - универсальная газовая постоянная ( R = 8,314 Дж× (моль ×К)-1 ).
Выразив данные задачи в единицах системы СИ:
p = 83,2·103 Па, T = 360 К, V = 6·10-4 м3, и подставив их в уравнение Клапейрона - Менделеева, вычисляют:
77,92 10 кг / моль
6 10 83,2 10
1,3 10 8,314 360
Vp
mRT
M3
43
3
B
B
-
=×
×××
×××
=
×
××
= = 77,92 г/моль,
что соответствует относительной молекулярной массе Mr = 77,92.
Абсолютная масса одной молекулы может быть рассчитана как отношение молярной массы вещества к постоянной Авогадро:
1,29 10 г
6,02 10
77,92
N
m M 22
23
A
B
B
=××
==
ПРИМЕР 3. Смесь азота и водорода занимает объем 44,4 л при н.у.
и имеет массу 10 г. Вычислите массовые и объемные доли газов в смеси.
РЕШЕНИЕ. Массовая доля вещества В (wВ) – отношение массы
данного вещества в смеси (mВ) к массе всей смеси (mсм):
100%
m
m
см
B
wB = × .
Объемная доля вещества В (jВ) – отношение объема данного ве-
щества в смеси (VВ) к объему всей смеси (Vсм):
100%
V
V
см
B
jB = × .
Массовая и объемная доли - безразмерные величины, выражаемые в долях
единицы или в %. Обозначим n(N2) = x; n(H2) = y.
Объем смеси равен сумме объемов азота и водорода:
V(см.) = V(N2) + V(H2) или
V(см.) = (x + y)×Vn
где Vn – молярный объем газа.
Масса смеси равна сумме масс азота и водорода:
m(см.) = m(N2) + m(H2) или
17
m(см.) = x×M(N2) + y×M(H2)
Составим и решим систему уравнений
îíì
=+
=×+
îíì
=×+×
=+×
10 28x 2y
44,4 22,4 (x y)
m(см.) x M(N ) y M(H )
V(см.) (x y) V
22
n,
получим: x = n(N2) = 0,232 моль, y = n(H2) = 1,748 моль,
m(N2) = 6,496 г, m(H2) = 3,496 г,
V(N2) = 5,197 л, V(H2) = 39,155 л.
Массовые доли газов:
w(N2) = 100% 65%
10
6,496 × = w(H2) = 100% 35%
10
3,496 × =
Объемные доли газов:
j(N2) = 100%
44,4
5,197 × = 11,7% j(H2) = 100%
44,4
39,155 × = 88,3%
ПРИМЕР 4. Какой объем водорода выделится при нормальных условиях, если растворить алюминий массой 10,8 г в избытке хлороводородной кислоты?
РЕШЕНИЕ. Записываем уравнение реакции взаимодействия алюминия с соляной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2определяем количество вещества алюминия, вступившего в реакцию:
0,4 моль
27
; n(Al) 10,8
M(Al)
n(Al) = m(Al) = =
Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия образуется 3 моль водорода Н2. Следовательно,
2
3
n(Al)
n(H2 ) = .
Отсюда следует:
0,6 моль
2
; n(H ) 3 0,4
2
n(H ) 3n(Al) 2 2 =
×
==
Рассчитываем объем водорода при нормальных условиях:
V0(H2) = Vnn(H2); V0(H2) = 22,4×0,6 = 13,44 л
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Вычислите количество вещества, массу и число молекул для CO2 и NH3,
взятых в объёме 112 л и 1680 л (н.у.), соответственно. Рассчитайте абсолютную массу молекул CO2 и NH3.
Ответ: 5 моль; 75 моль; 3,01×1024; 4,51×1025; 7,31×10-23 г; 2,82×10-23 г.
18
2. Газ массой 0,078 г занимает объём 0,2 л при 27 °С и давлении 0,324·105
Па. Вычислите молярную массу газа и его плотность по воздуху и азоту.
Ответ: 30,01 г/моль; 1,03; 1,07.
3. Относительная плотность некоторого газа по воздуху равна 1,52. Определите а) какой объем при н.у. займут 5,5 г этого газа; б) массу десяти
молекул этого газа.
Ответ: 2,79 л; 7,32×10-22 г.
4. Вычислите молярную и относительную молекулярную массы газообразного вещества, если известно, что это вещество массой 21 г занимает
объём 22 л при давлении 125 кПа и 20 °С.
Ответ: 18,60 г/моль.
5. Вычислите, какой объём займет газ массой 1 г при 27 °С и давлении
1·105 Па, если его относительная плотность по водороду равна 40.
Ответ: 0,31 л.
6. Вычислите массу 5·1023 молекул оксида азота (V). В какой массе CO и
CO2 содержится по 1,2·1024 молекул?
Ответ: 89,70 г; 55,81 г; 87,71 г.
7. Относительная плотность газа по кислороду равна 2. Вычислите относительную плотность газа по: а) водороду; б) оксиду углерода (IV). Какова
масса молекулы этого газа в г?
Ответ: 32,0; 1,45; 1,06×10-22 г.
8. При н.у. 10 л газовой смеси, состоящей из азота и оксида углерода (IV),
имеют массу 18,21 г. Вычислите, чему равна объёмная доля CO2 в этой
смеси.
Ответ: 80%.
9. Молекула некоторого газообразного вещества имеет массу, равную
9,63×10-23 г. Вычислите молекулярную массу газа и относительную плотность его по водороду и аммиаку. Какова будет температура в сосуде
объемом 300 л, содержащем 2,32 кг этого газа под давлением 325 кПа?
Ответ: 57,97 г/моль; 28,99; 3,41; 293 К.
10. Смесь газов, состоящая из водорода, азота и аммиака, массы которых
соответственно равны 0,200; 0,210 и 0,510 г, находится при температуре
25 °С и давлении 101,3 кПа. Вычислите объем газовой смеси.
Ответ: 3,36 л.
11. Смесь водорода и аммиака занимает объем 975 мл при 15 °С и давлении
400 мм рт. ст. Общая масса смеси равна 0,2834 г. Вычислите массовые и
объемные доли газов в смеси.
Ответ: w(H2) = 21,88%; w(NH3) = 78,12%; j(H2) = 70,15%; j(NH3) =
29,85%.
19
12. В двух сосудах объемом 10 л каждый, при одинаковом давлении находятся хлор и азот. Масса каждого газа составляет 20 г. Одинакова ли
температура этих газов и число молекул газов, содержащихся в каждом
из этих сосудов? Вычислите массу молекулы хлора и пяти молекул азота.
Ответ: 1,18×10-23 г; 2,32×10-22 г.
13. Масса колбы вместимостью 750 мл, наполненной кислородом при температуре 27 °С, равна 83,3 г. Масса пустой колбы составляет 82,1 г. Вычислите давление кислорода в колбе. Какой объем при этих же условиях
займут 1024 молекул кислорода?
Ответ: 1,247×105 Па; 33,22 л.
14. Баллон вместимостью 1000 л наполнен газом под давлением 1013 кПа
при температуре 298 К, на что потребовалось 11,5 кг газа. Какое количество вещества газа и сколько молекул газа находится в баллоне? Чему
равна молярная масса этого газа?
Ответ: 408,87 моль; 2,46×1026 молекул; М = 28,13 г/моль.
15. Газовая смесь массой 100 г состоит из СО и СО2. Массовые доли газов
равны соответственно 0,7 и 0,3. Рассчитайте объем газовой смеси при
температуре 50 °С, давлении 98600 Па и объемные доли газов.
Ответ: 86,64 л; 78,57%; 21,43%.
16. Какую массу CaCO3 надо взять, чтобы при его прокаливании получить
диоксид углерода, занимающий объём 1 м3 при температуре 25 °С и давлении 104 кПа? Вычислите абсолютную массу молекулы СО2 в г.
Ответ: 4,20 кг; 7,31×10-23 г.
17. Бертолетова соль КClO3 при нагревании разлагается с образованием КСl
и О2. Какой объем кислорода при температуре 20 °С и давлении 99,7 кПа
можно получить из 245 г КClO3? Вычислите абсолютную массу молекулы О2 в г.
Ответ: 73,28 л; 5,32×10-23 г.
18. Вычислите молярную и относительную молекулярную массы газообразного вещества тремя способами, если известно, что масса 500 мл газа
при давлении 720 мм рт. ст. и 87 °С равна 0,93 г. Относительная плотность газа по воздуху равна 2.
Ответ: 58,00 г/моль.
19. Одинаково ли число молекул: а) в 0,001 кг Н2 и в 0,001 кг О2; б) в 1 моль
Н2 и в 1 моль О2; в) в 1 л Н2 и в 1 л О2 при одинаковых условиях? Ответ
подтвердите расчетом. Вычислите абсолютную массу молекул Н2 и О2 в
г.
Ответ: 3,32×10-24 г; 5,32×10-23 г.
20
20. Рассчитайте давление в сосуде объемом 1 л, если при 0 °С масса находящегося там воздуха равна 700 мг. Вычислите количество вещества
воздуха и число молекул азота и кислорода в 1 л воздуха при данных условиях, если объемные доли каждого из газов равны соответственно: 78
и 21%.
Ответ: 5,48 кПа; 0,024 моль; 1,13×1027 молекул N2; 3,05×1021 молекул O2.
3.2. ЭКВИВАЛЕНТ. КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА ЭКВИВАЛЕНТОВ.
МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТОВ ВЕЩЕСТВА И ОБЪЕМ
ЭКВИВАЛЕНТОВ ГАЗООБРАЗНОГО ВЕЩЕСТВА. ЗАКОН
ЭКВИВАЛЕНТОВ
ПРИМЕР 1. Определите эквивалентное число ZB и вычислите молярную массу эквивалентов Mэк(В): а) азота, серы и хлора в соединениях
NH3, H2S, HCl; б) простых веществ O2 и Br2; в) ионов Al3+, - 24
SO ; г) сложных веществ Cr2O3, CO2, KOH, Ba(OH)2, H2SO4, HCl, Ca3(PO4)2, MgCl2,
KHCO3, CaHPO4, AlOHCl2, CuOHCl.
РЕШЕНИЕ. В некоторых химических реакциях, например, в реакциях ионного обмена и в окислительно-восстановительных процессах, принимают участие не целые формульные единицы (ФЕ) - атомы (Ca, S и т.п.),
молекулы (Cl2, O2, N2 и т.п.), ионы (Al3+, 4MnO , - 24
SO , - 27
Cr2O и т.п.), а
лишь их часть, называемая эквивалентом.
Эквиваленты1 - условные частицы вещества, в Z раз меньшие,
чем соответствующие формульные единицы.
Число Z называют эквивалентным числом или числом эквивалентности, принимает значения Z ³ 1. При Z = 1 - эквивалент идентичен формульной единице, т.е. реальной частице.
Значение числа эквивалентности - ZB определяется по уравнению реакции, в
которой участвует данное вещество и может быть определено по формуле
вещества, если предположить участие данного вещества в конкретной химической реакции.
Молярная масса эквивалентов - Mэк(В) [г/моль] или [кг/моль] –
масса одного эквивалента вещества В. Так как эквивалент в Z раз меньше
формульной единицы вещества В, Mэк(В) в Z раз меньше молярной массы
этого вещества т.е.
1 В реакциях ионного обмена эквивалент равноценен одному иону Н + или
ОН-, участвующим в процессе. В окислительно-восстановительных реакциях - одному отданному или принятому электрону.
21
B
B
эк Z
M
M (B) = . ( 9 )
Если ZB =1, то Mэк(В) = MB
а) Zэлемент = валентность элемента
Поэтому в соединениях NH3, H2S, HCl Z(N) = 3; Z(S) = 2; Z(Cl) = 1.
4,67 г / моль;
3
14
Z
M
M (N)
N
N
эк =
==
16 г / моль
2
M (S) 32 эк = = ;
35,5 г / моль
1
M (Cl) 35,5 эк = = .
б) Zпростое вещество = валентность атома·число атомов в молекуле
Z(O2) = 2·2 = 4; Z(Br2) = 1·2 = 2.
8 г / моль
4
32
Z(O )
M(O )
M (O )
2
2
эк 2 =
= = ; 80 г / моль
2
M (Br ) 160 эк 2 = = .
в) Zион = заряд иона
Z(Al3+) = 3; ) SO ( Z 24
- = 2.
9 г / моль
3
M (Al3 ) 27
эк = = + ; 48 г / моль
2
96 ) SO ( M 24
эк = = - .
г) Zоксид = валентность кислорода·число атомов кислорода в молекуле
т.к. валентность кислорода равна 2, то
Zоксид = 2·число атомов кислорода в молекуле
Z(Cr2O3) = 3·2 = 6; Z(CO2) = 2·2 = 4.
25,33 г / моль
6
M (Cr O ) 152 эк 2 3 = = ; 11г / моль
4
M (CO ) 44 эк 2 = = .
Zоснование = кислотность основания
(количество гидроксильных групп, способных замещаться)
Z(KOH) = 1; Z(Ba(OH)2) = 2 (или 1).
56г / моль
1
M (KOH) 56 эк = = ; 85,5 г / моль
2
M (Ba(OH) ) 171 эк 2 = = .
Zкислоты = основность кислоты
(количество атомов водорода, способных замещаться)
Z(H2SO4) = 2 (или 1); Z(HCl) = 1.
22
49 г / моль
2
M (H SO ) 98 эк 2 4 = = ; 36,5 г / моль
1
M (HCl) 36,5 эк = = .
Zсоль = заряд катиона·количество катионов или
Zсоль = заряд аниона·количество анионов
Z(Ca3(PO4)2) = 2·3 = 6 или 3·2 = 6, (катион Ca2+ анион PO3
4
- );
Z(MgCl2) = 2·1 = 2 (катион Mg2+ , анион Cl- );
Z(КHCO3) = 1·1 = 1 (катион K+ , анион HCO3
- );
Z(CaHPO4) = 2·1 = 2 (катион Ca2+ анион HPO24
- );
Z(AlOHCl2) = 2·1 = 2 (катион AlOH2+ анион Cl- );
Z(CuOHCl) = 1·1 = 1 (катион CuOH+ анион Cl- ).
51,67 г / моль
6
M (Ca (PO ) ) 310 эк 3 4 2 = = ;
47,5 г / моль
2
M (MgCl ) 95 эк 2 = = ;
100 г / моль
1
M (KHCO ) 100 эк 3 = = ;
68 г / моль
2
M (CaHPO ) 136 эк 4 = = ;
57,5 г / моль
2
M (AlOHCl ) 115 эк 2 = = ;
116,5 г / моль
1
M (CuOHCl) 116,5 эк = =
ПРИМЕР 2. Определите эквивалентные числа и вычислите молярные массы эквивалентов реагентов и продуктов в реакциях:
а) H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O;
б) 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O;
в) 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
2
2
2
4
2Cl 2e Cl
MnO 8H 5e Mn 4H O
-=
++=+
-++
5
2
РЕШЕНИЕ
а) Эквивалентное число ZВ для некоторого реагента в обменной реакции определяют по суммарному заряду тех ионов, которые обменивает с
ним другой реагент. Расчёт ведут на одну формульную единицу вещества
23
(B). Эквивалентные числа продуктов устанавливают по значениям Z В для
реагентов. Для обменной реакции, описываемой уравнением:
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O
Z(H3PO4) = 2, так как одна формульная единица фосфорной кислоты обменивает с другим реагентом (КОН) два иона Н+; Z(КOH) = 1, т.к. две формульных единицы КОН обменивают с другим реагентом (H3PO4) два иона
OH-, а в расчете на одну формульную единицу – один гидроксид-ион. Эквивалентные числа продуктов реакции равны: Z(K2HPO4) = 2, Z(H2O) = 1.
49 г / моль
2
M (Н PO ) 98 эк 3 4 = = ; 56 г / моль
1
M (КОН) 56 эк = = ;
87 г / моль
2
M (К НPO ) 174 эк 2 4 = = ; 18 г / моль
1
M (Н О) 18 эк 2 = = .
б) Для обменной реакции, выражаемой молекулярным уравнением:
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O
Z(Al(OH)3) равно 3, так как одна формульная единица Al(OH)3 обменивает с
другим реагентом (HCl) три иона OH-; Z(HCl) = 1, т.к. три формульных
единицы HCl обменивают с другим реагентом (Al(OH)3) три иона Н+, а в
расчете на одну формульную единицу – один ион Н+. Эквивалентные числа
продуктов реакции равны: Z(AlCl3) = 3, Z(H2O) = 1.
в) В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентное
число окислителя определяется числом электронов принимаемых одной
формульной единицей окислителя, эквивалентное число восстановителя числом электронов отдаваемых одной формульной единицей восстановителя. Эквивалентные числа продуктов (восстановленной формы окислителя и
окисленной формы восстановителя) также устанавливают по количеству
электронов в расчете на одну формульную единицу.
Для окислительно-восстановительной реакции:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
2
2
2
4
2Cl 2e Cl
MnO 8H 5e Mn 4H O
-=
++=+
-++
5
2
по числу электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления в расчёте на одну формульную единицу: 4 MnO , Cl-, Mn2+, Cl2 соответственно, находим: Z(MnO4 )
-=
5, Z(Cl-) = 1, Z(Mn2+) = 5, Z(Cl2) = 2, Следовательно, эквивалентные числа веществ равны:
Z(KMnO4) = 5, Z(MnSO4) = 5, Z(HCl) = 1, Z(Cl2) = 2.
31,6 г / моль
5
M (KMnO ) 158 эк 4 = = ; 36,5 г / моль
1
M (HCl) 36,5 эк = = ;
24
30,2 г / моль
5
M (MnSO ) 151 эк 4 = = ; 35,5 г / моль
2
M (Cl ) 71 эк 2 = = .
ПРИМЕР 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите молярные массы эквивалентов _____металла и оксида.
РЕШЕНИЕ. Наряду с понятием ｫколичество веществаｻ - nB существует понятие «количество вещества эквивалентов» nэк(В).
nэк(В) = ZB·nB.
Единица количества вещества эквивалентов - моль.
A
эк
эк N
N (B)
n (B) = ( 10 ),
M (В)
n (B) m(B)
эк
эк =
( 11 ),
V (В)
n (B) V(B)
эк
эк =
( 12 ),
где Nэк(В) - число эквивалентов вещества. Nэк(В) = ZВ·NВ,
Mэк(В) - молярная масса эквивалентов вещества.
B
B
эк Z
M
M (B) = ,
Vэк(В) - объём эквивалентов газообразного вещества.
B
n
эк Z
V (B) = V .
Закон эквивалентов. Количество вещества эквивалентов вступивших в реакцию реагентов и образовавшихся продуктов одинаково.
Так, для реакции
MeO + H2 = Me + H2O ,
nэк(MeO) = nэк(H2) = nэк(Me) = nэк(H2O)
Зная, что
M (MeO)
m
n (MeO)
эк
MeO
эк =
и
V (H )
V(H )
n (H )
эк 2
2
эк 2 =
, получим:
M (MeO)
m
эк
MeO
V (H )
V(H )
эк 2
= 2.
При н.у. 11,2 л / моль
2
22,4
Z(H )
V (H ) 22,4
2
эк 2 =
= = , поэтому
Мэк(МеО) = 35,45 г / моль
2,24
7,09 11,2 =
×
.
Молярная масса эквивалентов сложных веществ может быть рассчитана по правилу аддитивности (сложения), т.е. как сумма молярных
масс эквивалентов структурных элементов, образующих данное вещество.
Так,
Mэк(оксид) = Mэк(элемент) + Mэк(O) = Mэк(Э) + 8 ( 13 )
Mэк(основание) = Mэк(катион) + Mэк(OH-) = Mэк(катион) + 17 ( 14 )
25
Mэк(кислота) = Mэк(Н+) + Mэк(анион) = 1 + Mэк(анион) ( 15 )
Mэк(соль) = Mэк(катион) + Mэк(анион) ( 16 )
Молярную массу эквивалентов металла находим из уравнения ( 13 ):
Mэк(Me) = Mэк(MeO) - Mэк(O) = 35,45 - 8 = 27,45 г/моль.
ПРИМЕР 4. Вычислите, какая масса магния может взаимодействовать с 300 мл кислорода при давлении 101,3 кПа и температуре 27о С.
РЕШЕНИЕ. Объём кислорода следует привести к н.у., используя
уравнение (7):
273 мл
(273 27) 101,3
300 101,3 273
Tp
VpT
V
0
0
0=
+×
××
=
×
××
=
Согласно закону эквивалентов: nэк(Mg) = nэк(O2)
M (Mg)
m
эк
Mg
V (O )
V(O )
эк 2
= 2.
12,15 г / моль
2
24,3
Z
M
М (Mg)
Mg
Mg
эк =
==,
5,6 л / моль
4
22,4
Z(O )
V (O ) 22,4
2
эк 2 =
==
поэтому: 0,59 г
5,6
m 12,15 273 10
3
Mg =
××
=
-
ПРИМЕР 5. Из 3,85 г нитрата некоторого металла можно получить
1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалентов металла.
РЕШЕНИЕ. Согласно закону эквивалентов:
nэк(Me(NO3)n) = nэк(Me(OH)n) или
M (Me(OH) )
m(Me(OH) )
M (Me(NO ) )
m(Me(NO ) )
эк n
n
эк 3 n
3n=
.
По правилу аддитивности (уравнения 14, 16):
Mэк(Me(NO3)n) = Mэк(Me) + Mэк( 3 NO ) = Mэк(Me) + 62;
Mэк(Me(OH)n) = Mэк(Me) + Mэк(OH-) = Mэк(Me) + 17.
Подставляем полученные выражения в закон эквивалентов:
M (Me) 17
m(Me(OH) )
M (Me) 62
m(Me(NO ) )
эк
n
эк
3n
+
=
+
=
M (Me) 17
1,60
M (Me) 62
3,85
эк эк +
=
+
,
откуда получим Mэк(Me) = 15 г/моль.
26
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
21. Определите эквивалентное число ZB и вычислите молярную массу эквивалентов Mэк(В) а) азота в соединениях N2O, NO, NO2; б) простых веществ F2 и Mg; в) ионов Сr 3+ , 2СO3 , г) сложных веществ B2O3,
Fe(OH)3, H2CO3, K2SO4, AlCl3, NaHSO3, (NH4)3PO4, Mg(OH)Cl.
22. Определите эквивалентное число ZB и вычислите молярную массу эквивалентов Mэк(В) а) фосфора и хлора в соединениях РCl5, PCl3; б) простых
веществ H2 и Ca; в) ионов +
4 NH , 3-
PO4 , г) сложных веществ Al2O3,
Ca(OH)2, H2SO3, MgSO4, CrCl3, KHS, KH2PO4, Al(OH)2Cl.
23. Определитe эквивалентное число и вычислите молярную массу эквивалентов а) фосфора и серы в соединениях РH3, SO3; б) простых веществ
Na и Cl2; в_____) ионов NO3 , Ba2+, г) сложных веществ P2O5, Al(OH)3, H2S,
Na3PO4, Mg3(PO4)2, K2HPO4, Cu(OH)NO3.
24. Определите эквивалентное число и вычислите молярную массу эквивалентов реагентов и продуктов в следующих реакциях:
BaCl2 + 2AgNO3 = Ba(NO3)2 + 2AgCl;
2HCl + Cr(OH)3 = Cr(OH)Cl2 + 2H2O.
25. Определите эквивалентное число и вычислите молярную массу эквивалентов реагентов и продуктов в следующих реакциях:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl;
ZnCl2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl.
26. Рассчитайте молярные массы эквивалентов: 1) Ca3(PO4)2 в реакциях с
H2SO4, если при этом образуются: а) CaSO4 и H3PO4; б) CaSO4 и CaHPO4;
2) H2O в реакциях а) с Na; б) с Na2O.
Ответ: 1) а) 103,3 г/моль, б) 155 г/моль; 2) а) 18 г/моль, б) 9 г/моль;
27. Определите эквивалентное число и вычислите молярную массу эквивалентов: а) окислителя и его восстановленной формы; б) восстановителя и
его окисленной формы в полуреакциях:
1) 4 MnO + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O;
2) 2I- - 2e = I2;
3) - 27
Cr2O + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O.
Ответ: а) 23,8 г/моль, 11 г/моль; б) 127 г/моль, 127 г/моль; в) 36 г/моль,
17,3 г/моль.
28. Определите эквивалентное число и вычислите молярную массу эквивалентов: а) окислителя и его восстановленной формы; б) восстановителя и
его окисленной формы в полуреакциях:
27
1) NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O;
2) I2 + 12OH- -10e = 2IO3- + 6H2O ;
3) Cl2 + 2e = 2Cl-.
Ответ: а) 20,7 г/моль, 10 г/моль; б) 25,4 г/моль, 35 г/моль; в) 35,5
г/моль, 35,5 г/моль.
29. Рассчитайте молярные объемы эквивалентов (н.у.) газообразных веществ
в следующих реакциях:
а) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S(г);
б) 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2(г).
Вычислите эквивалентное количество веществ в 5,6 л (н.у.) каждого газа
Ответ: а) 11,2 л, 0,5 моль; б_____) 11,2 л, 0,5 моль.
30. Рассчитайте молярные объемы эквивалентов (н.у.) газообразных веществ
в следующих реакциях:
а) CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF(г);
б) 5H2S(г) + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
Вычислите эквивалентное количество веществ в 1,4 л (н.у.) каждого газа.
Ответ: а) 22,4 л/моль, 0,062 моль; б) 11,2 л/моль, 0,125 моль.
31. Приведите математическое выражение закона эквивалентов для ингредиентов следующих реакций (принимая во внимание фазовые состояния
реагентов и продуктов):
а) 4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г);
б) 2Al(т)+ 6HCl(г) = 2AlCl3(т) + 3H2(г);
в) CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г).
32. Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 % (по массе) кислорода.
Вычислите молярную массу эквивалентов, молярную массу и атомную
массу этого элемента.
Ответ: 17,3 г/моль, 52,0 г/моль.
33. Железо реагирует с кислородом с образованием двух оксидов различного состава, зависящего от условий проведения реакции. Массовая доля
железа в этих оксидах соответственно равна: 77,73%,; 69,99%. Вычислите молярные массы эквивалентов железа в этих соединениях, напишите
формулы оксидов железа и рассчитайте их молярные массы эквивалентов. Эквивалентное число какого элемента остается постоянным в этих
соединениях и почему?
Ответ: 28,0 г/моль, 18,7 г/моль.
34. При взаимодействии 0,108 г металла с кислотой выделилось 53,46 мл
водорода при температуре 25 °С и давлении 9,93·104 Па. Рассчитайте
молярную массу эквивалентов металла.
Ответ: 25,2 г/моль.
28
35. Из 1,3 г гидроксида некоторого трехвалентного металла можно получить
2,85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалентов, молярную массу и атомную массу этого металла.
Ответ: 9 г/моль, 27 г/моль.
36. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998
г гидроксида натрия. Вычислите молярную массу эквивалентов, эквивалентное число и основность кислоты в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции.
Ответ: 49 г/моль, 2.
37. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярную массу эквивалентов металла и его оксида,
молярную массу и атомную массу этого металла.
Ответ: 27,9 г/моль, 35,9 г/моль, 55,8 г/моль.
38. Из 3,31 г нитрата некоторого двухвалентного металла можно получить
2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалентов, молярную
массу и атомную массу этого металла.
Ответ: 103,5 г/моль, 207 г/моль.
39. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты.
Вычислите молярную массу эквивалентов металла и объем выделившегося водорода (н.у.).
Ответ: 56 г/моль, 3,36 л.
40. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано
_____1,291 г гидроксида калия. Вычислите молярную массу эквивалентов, эквивалентное число и основность кислоты. На основании расчета напишите уравнение реакции.
Ответ: 11,2 г/моль, 2.
3.3. СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро образуют протоны и нейтроны (нуклоны), электронную оболочку – электроны, движущиеся вокруг ядра. Число электронов ( e N ) в атоме равно числу протонов в
ядре (Np), которое в свою очередь равно заряду ядра (Z) – порядковому номеру элемента в периодической системе. Число нейтронов (Nn) определяется как разность массового числа атома (А) и заряда ядра.
e N = Np = Z Nn = A – Z
Разновидность атомов с определенным значением Z и А называется
нуклидом. Для обозначения нуклидов используют символ (название) элемента, к которому присоединяют значения массового числа. При этом слева
29
от символа элемента внизу указывают заряд ядра (прядковый номер), вверху – массовое число. Например, 54Fe
26 , или 54Fe, железо-54.
Нуклиды одного и того же элемента, то есть атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число (одинаковое число протонов
и разное число нейтронов в ядре), называют изотопами. Нуклиды различных элементов (разное число протонов в ядре) с одинаковым значением
массового числа называют изобарами. Нуклиды различных элементов с
одинаковым число нейтронов в ядре называют изотонами.
Электроны в электронной оболочке распределены по атомным орбиталям (АО), которые объединяются в энергетические подуровни, поду-
ровни – в уровни. Графически АО изображают в виде квантовых ячеек (клеточек c или черточек —), а электроны изображают стрелками:
Каждая АО характеризуется набором трех квантовых чисел, четвертое квантовое число описывает собственное движение электронов. Характеристики
квантовых чисел представлены в табл. 1.
Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, форма и пространственное расположение которых представлено на рис. 1.
Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням
и атомным орбиталям происходит в соответствии с принципом Паули,
принципом минимальной энергии, правилом Хунда и правилами Клечковского.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых
все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
Принцип минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние
электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его
энергии из незанятых состояний.
Правила Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на атомных орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l);
при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с
меньшим значением главного квантового числа n.
Правило Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны
располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным (по модулю).
Последовательность заполнения энергетических подуровней (в порядке возрастания энергии):
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s » 3d < 4p < 5s » 4d < 5p < 6s < 4f » 5d < 6р < 7s
< 5f » 6d < 7 p
30
Рис. 1. s, p, и d-орбитали.
Таблица 1
Квантовые числа
Название
Обозначение
Возможные
значения
Число
значений
Что определяет Примечание
Главное n 0, 1, 2, 3... ∞ ∞ Энергетический уровень
Максимальное число
электронов на уровне
равно 2n2
Орбитальное l 0, 1, 2, 3, ... (n-1) ∞
Энергетический подуровень:
s (l = 0), p (l = 1),
d (l = 2), f (l = 3);
форма АО
Максимальное число
электронов на подуровне равно 2(2l + 1)
Магнитное ml -l... 0 ...+l 2l + 1 Пространственная ориентация
АО
Число АО на подуровне равно 2l + 1
Спиновое ms +., -. 2 Собственный момент вращения _____электрона
На одной АО может
находиться не более
двух электронов
32
ПРИМЕР 1. Определите число протонов, нейтронов и электронов в
атомах 15O, 13C, 13N, 14N, 19F. Укажите изотопы, изобары и изотоны.
РЕШЕНИЕ. Число электронов в атоме равно числу протонов и
равно заряду ядра (порядковому номеру элемента): e N = Np = Z. Число
нейтронов определяется по формуле Nn = A – Z, где А – массовое число.
Результаты решения представлены ниже.
15O Z = 8 A = 15 Np = 8 e N = 8 Nn = 7
13C Z = 6 A = 13 Np = 6 e N = 6 Nn = 7
13N Z = 7 A = 13 Np = 7 e N = 7 Nn = 6
14N Z = 7 A = 14 Np = 7 e N = 7 Nn = 7
19F Z = 9 A = 19 Np = 9 e N = 9 Nn = 10
Изотопами являются нуклиды с одинаковым числом протонов (13N,
14N), изотонами – с одинаковым числом нейтронов (15O, 13C, 13N), изобарами
– с одинаковым массовым числом (13C, 13N).
ПРИМЕР 2. Напишите электронную и электронно-графическую
формулы атома элемента с порядковым номером 23. Определите значения
квантовых чисел для неспаренных электронов и вычислите их суммарный
спин.
РЕШЕНИЕ. Электронная формула отображает распределение
электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням. Электронная
конфигурация обозначается группами символов nlx, где п – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s, p, d, f (табл. 1)), х – число электронов на данном подуровне.
Для элемента 23 (ванадий) электронная формула имеет вид:
23V 1s22s22p63s23p63d34s2
Электронно-графическая формула отображает размещение электронов по атомным орбиталям. В соответствии с правилом Хунда орбитали
данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
sp
f
d
23V
n=1
n=2
n=3
n=4
33
В атоме ванадия три неспаренных 3d-электрона. Они характеризуются следующими значениями квантовых чисел:
I n = 3; l = 2; ml = -2; ms = +.
II n = 3; l = 2; ml = -1; ms = +.
III n = 3; l = 2; ml = 0; ms = +.
Суммарный спин неспаренных электронов равен 3ｷ. = 1,5.
ПРИМЕР 3. Изотоп никеля-57 образуется при бомбардировке αчастицами ядер атомов железа-54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.
РЕШЕНИЕ. Ядерные реакции связаны с изменением состава ядер
атомов химических элементов. Превращения атомных ядер записывают в
виде уравнений ядерных реакций. При этом слева от символа частицы указывают внизу ее заряд (для атома – заряд ядра, порядковый номер), вверху –
массовое число. Суммы массовых чисел и суммы зарядов частиц в левой и
правой частях равенства должны быть равны.
Уравнение данной ядерной реакции имеет вид:
54Fe
26 +
He 42
= 57Ni
28 + n 1
0
В сокращенной записи сначала записывают бомбардируемую частицу, затем в скобках через запятую бомбардирующую частицу и частицу,
образующуюся в ходе данного процесса, после скобок – продукт ядерной
реакции. При этом заряды частиц (для атомов – заряды ядер) не указывают
и используют следующие сокращения: n – нейтрон ( 1n
0 ), p – протон ( H 11
), d
– ядро атома дейтерия ( 2D
1 ), α – ядро атома гелия (α-частица, He 42
).
Для данной реакции уравнение в сокращенной форме имеет вид:
54Fe (α, n) 57Ni
ПРИМЕР 4. Исходя из сокращенных уравнений ядерных реакций
(табл. 2), напишите их полные уравнения.
РЕШЕНИЕ. Ответ на вопрос приведен в табл. 2.
Таблица 2
Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций
Сокращенные уравнения Полные уравнения
9Be (p, n) 9B Be 94
+ H 11
= 9B
5 + 1n
0
14N
(p, α) 11C 14 N
+ H 11
= 11C
6 + He 42
32S (d, α) 30P 32S
16 + 2D
1 = 30 P
15 + He 42
27Al (α, p) 30Si 27 Al
13 + He 42
= 30Si
14 + H 11
9Be (α, n) 12C Be 94
+ He 42
= 12C
6 + 1n
7
0
34
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
41. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 17 и 32. К какому электронному семейству относится каждый из
этих элементов? Почему?
42. Напишите электронную и электронно-графическую формулы атома элемента, в ядре которого находится 31 протон. К какому электронному семейству относится данный элемент? Определите суммарный спин его
неспаренных электронов.
43. Напишите электронные формулы атомов элементов, в электронной оболочке которых содержится, соответственно, 14 и 32 электрона. Сколько
протонов находится в ядрах этих атомов?
44. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 15 и 27. Сколько протонов содержится в ядрах этих атомов? К
какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
45. Сформулируйте принцип Паули. Может ли на одной АО быть ноль электронов, один электрон, два электрона, три электрона? Напишите электронную формулу атома элемента, у которого на 3 энергетическом уровне находится только один электрон.
46. Сформулируйте правило Хунда. Напишите электронную и электроннографическую формулы элемента с порядковым номером 24. Определите
суммарный спин электронов этого атома, учитывая, что имеет место
ｫпроскокｻ одного 4s-электрона на 3d-подуровень.
47. Сформулируйте правила Клечковского. Напишите электронную и электронно-графическую формулы атома ниобия. Какой электронный подуровень у этого атома начинает заполняться раньше: 3d или 4s? Почему?
48. Сколько электронов может находиться на энергетическом уровне с главным квантовым числом 4? Сколько электронов находится на этом энергетическом уровне у атома меди? Напишите электронную и электроннографическую формулы атома меди.
49. Напишите электронную и электронно-графическую формулы атома марганца. Сколько неспаренных d-электронов находится в атоме марганца?
Укажите значения всех квантовых чисел для этих электронов.
50. Какие из приведенных электронных формул, отражающих строение атома в невозбужденном состоянии, неверны? Почему?
1) 1s22s22p63s23p53d24s2
2) 1s22s22p63s23p5
3) 1s22s22p63s23p63d24s2
4) 1s22s22p63s23p63d2
Атомам каких элементов отвечают правильные формулы?
35
51. Напишите электронную и электронно-графическую формулы атома титана. Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне
этого атома? Укажите значения всех квантовых чисел для этих электронов.
52. Электроны внешнего энергетического уровня атома некоторого элемента
характеризуются следующими наборами квантовых чисел: 1) n = 3; l = 0;
ml = 0; ms = +.; 2) n = 3; l = 0; ml = 0; ms = -.. Что это за элемент? Напишите его электронную и электронно-графическую формулы.
53. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов
элементов с порядковыми номерами 21 и 31. Сколько d-электронов в
атомах каждого из этих элементов?
54. Какое максимальное число электронов может быть на 1, 2, 3, 4 энергетических уровнях? Напишите электронную и электронно-графическую
формулы атома элемента с порядковым номером 25. Сколько электронов
находится на 4 энергетическом уровне в атоме этого элемента?
55. Какие из электронных формул, отражающих строение атома в невозбужденном состоянии, неверны? Почему?
1) 1s22p63s23p53d24s1
2) 1s22s22p63s23p63d44s2
3) 1s22s22p63s23p7
4) 1s22s22p63s23p63d144s2
Атомам каких элементов отвечают правильные формулы?
56. Изотоп менделевия-256 образуется при бомбардировке a-частицами
ядер атомов эйнштейния-253. Составьте уравнение ядерной реакции и
напишите его в полной и сокращенной форме.
57. Изотоп углерода-14 образуется при бомбардировке нейтронами ядер
атомов азота-14. Составьте уравнение ядерной реакции и напишите его в
полной и сокращенной форме.
58. Изотоп магния-24 образуется при бомбардировке протонами ядер атомов
алюминия-27. Составьте уравнение ядерной реакции и напишите его в
полной и сокращенной форме.
59. Изотоп углерода-12 образуется при бомбардировке a-частицами ядер
атомов бериллия-9. Составьте уравнение ядерной реакции и напишите
его в полной и сокращенной форме.
60. Что такое изотопы? Сколько протонов и нейтронов содержится в ядрах
атомов углерода-11, углерода-14, фосфора-31, фосфора-30? Могут ли
атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются такие атомы?
36
3.4. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
ПРИМЕР 1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют сурьма, сера и хлор? Почему? Составьте формулы соединений указанных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
РЕШЕНИЕ. Высшая степень окисления атома элемента в соединениях определяется числом электронов, которые может отдать атом, то есть
числом электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому она равна
номеру группы в периодической системе элементов (ПСЭ). Низшая степень
окисления определяется числом электронов, которые может присоединить
атом до образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки ns2np6. Поэтому она равна (номер группы в ПСЭ – 8).
Сурьма, сера и хлор находятся в V, VI, VII группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня 3s2p3, 3s2p4, 3s2p5 соответственно.
Решение задания представлено в табл. 3.
Таблица 3
Степени окисления сурьмы, серы и хлора
Низшая степень окисления Высшая степень окисления
Элемент значение примеры
соединений значение примеры
соединений
Sb -3 SbH3 +5 Sb2O5
S -2 H2S +6 K2SO4
Cl -1 NaCl +7 HСlO4
ПРИМЕР 2. У какого из элементов четвертого периода — ванадия
или мышьяка — сильнее выражены металлические свойства?
РЕШЕНИЕ. Электронные формулы данных элементов
25V 1s22s22p63s23p63d34s2
35As 1s22s22p63s23p63d104s24p5
Ванадий – d-элемент VB группы, (побочная подгруппа), а мышьяк –
р-элемент VA группы (главная подгруппа). На внешнем энергетическом
уровне у атома ванадия два электрона, а у атома мышьяка – пять. Атомы
типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а, следовательно, тенденцией отдавать эти электроны. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом
уровне содержат более трех электронов, обладают бoльшим сродством к
электрону, а, следовательно, проявляют тенденцию принимать электроны.
Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и dэлементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов.
37
Следовательно, металлические свойства у ванадия сильнее выражены, чем у
мышьяка.
ПРИМЕР 3. У какого из гидроксидов – Mg(OH)2 или Ba(OH)2,
Fe(OH)2 или Fe(OH)3 – сильнее выражены оснoвные свойства? Почему?
РЕШЕНИЕ. Характер диссоциации гидроксидов ЭОН зависит от
сравнительной прочности и полярности связей Э – О и О – Н. При этом диссоциация может протекать по двум типам:
ЭОН
I II
-/ -/
1) ЭОН ↔ ЭО- + Н+ (по типу кислоты);
2) ЭОН ↔ Э+ + ОН- (по типу основания).
Чем менее прочна или (и) более полярна связь, тем легче происходит диссоциация по этой связи. Чем больше степень окисления и меньше
радиус центрального иона (Э), тем менее полярна связь Э – О и выше ее
прочность по сравнению со связью О – Н. В данном случае диссоциация
идет по типу кислоты. И наоборот, чем меньше степень окисления и чем
больше радиус центрального иона, тем более полярна связь Э – О и меньше
ее прочность по сравнению со связью О – Н. В этом случае диссоциация
идет преимущественно по типу основания. Если полярности и прочности
связей Э – О и О – Н близки, то диссоциация гидроксида ЭОН может протекать как по типу кислоты, так и по типу основания, то есть гидроксид является амфотерным.
В периодах с ростом порядкового номера элемента радиусы ионов
уменьшаются, а максимальная степень окисления возрастает. В связи с этим
основные свойства гидроксидов ослабевают, кислотные возрастают. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра радиусы ионов увеличиваются,
а максимальная степень окисления постоянна. В связи с этим основные
свойства усиливаются, а кислотные ослабевают. Если элемент образует несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства их меняются от основных к амфотерным и кислотным.
Так как радиус атома магния меньше, чем атома бария, то основные
свойства выражены сильнее у Ba(OH)2 по сравнению с Mg(OH)2. С ростом
степени окисления усиливаются диссоциация гидроксидов железа по кислотному типу, следовательно, основные свойства выражены сильнее у
Fe(OH)2 по сравнению с Fe(OH)3.
38
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
61. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как
изменяется энергия ионизации атомов s-элементов I группы и pэлементов V группы ПСЭ с ростом порядкового номера. Как меняются
окислительно-восстановительные свойства указанных элементов?
62. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как
изменяется сродство к электрону атомов элементов второго периода и
элементов главной подгруппы III группы ПСЭ с ростом порядкового номера. Как меняются окислительно-восстановительные свойства этих элементов?
63. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность элементов главной подгруппы IV группы ПСЭ с ростом порядкового номера? Почему? Как меняются окислительно-восстановительные
свойства элементов главной подгруппы IV группы ПСЭ? Почему?
64. Исходя из положения фосфора и хрома в периодической системе, составьте формулы мета-, ортофосфорной кислот и оксида хрома, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.
65. Исходя из положения углерода, ванадия и марганца в периодической
системе, составьте формулы водородного соединения углерода, оксида
ванадия и марганцовой кислоты, отвечающие высшей степени окисления
указанных элементов. Изобразите формулы этих соединений графически.
66. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов главных подгрупп
четвертого периода ПСЭ, отвечающих их высшей степени окисления.
Как изменяется кислотно-основный характер этих соединений при переходе от калия к брому? Напишите уравнения реакций, доказывающих
амфотерность гидроксида галлия.
67. Какой из элементов четвертого периода — ванадий или мышьяк — обладает более выраженными металлическими свойствами? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов. Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Напишите формулу этого соединения.
68. У какого элемента пятого периода — теллура или молибдена — сильнее
выражены металлические свойства? Ответ мотивируйте строением атомов теллура и молибдена. Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Напишите формулу этого соединения.
69. У какого из р-элементов VI группы ПСЭ – серы или теллура — сильнее
выражены неметаллические свойства? Почему? Водородное соединение
39
какого из данных элементов является более сильным восстановителем?
Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов.
70. Какую низшую и высшую степень окисления проявляют:
1) водород и кремний;
2) углерод и хлор?
Почему? Составьте формулы соединений, образованных соответствующими парами элементов.
71. Какую низшую степень окисления проявляют водород, кислород, фосфор и бром? Почему? Составьте формулы соединений натрия с этими
элементами в низшей степени окисления.
72. Какие элементы главных подгрупп ПСЭ образуют высшие оксиды общей формулы Э2О? Напишите формулы этих оксидов и соответствующих им гидроксидов. Как меняются основные свойства этих гидроксидов с ростом порядкового номера элемента?
73. Какова современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева? Заряд ядра атомов элементов в ПСЭ непрерывно увеличивается, а
свойства соответствующих простых веществ и соединений меняются периодически. Чем это можно объяснить?
74. Как формулировал периодический закон Д.И. Менделеев? Какова его
современная формулировка? Почему в ПСЭ аргон, кобальт, теллур и кобальт помещены соответственно перед калием, никелем, иодом и протактинием, хотя и имеют бoльшую атомную массу?
75. Какую высшую и низшую степень окисления проявляют мышьяк, селен
и бром? Почему? Составьте формулы высших оксидов и летучих водородных соединений указанных элементов.
76. У какого из элементов четвертого периода ПСЭ – марганца или брома –
сильнее выражены металлические свойства? Почему? Какой из указанных элементов образует летучее водородное соединение с водородом?
Напишите формулу этого соединения.
77. Исходя из положения элемента в ПСЭ, объясните, у какого из гидроксидов LiOH или NaOH, Ca(OH)2 или Zn(OH)2, Ga(OH)2 или Ga(OH)3 сильнее выражены основные свойства? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида цинка.
78. Хром образует соединения, в которых он проявляет степень окисления
+2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих
этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих
амфотерность гидроксида хрома (III).
79. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод?
Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элемента40
ми в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
80. Какую высшую степень окисления проявляют натрий, сера, фосфор и
хлор? Почему? Составьте формулы гидроксидов указанных элементов,
соответствующие этой степени окисления и назовите их. Как меняются
кислотно-основные свойства этих гидроксидов?
3.5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.
КОНДЕНСИРОВАННОЕ СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА
ПРИМЕР 1. Какую валентность, обусловленную неспаренными
электронами (спинвалентность), может проявлять атом серы S в нормальном и возбужденном состояниях?
РЕШЕНИЕ. Спинвалентность определяется числом неспаренных
электронов. В пределах энергетического подуровня электроны располагаются так:
16S [Ne]3s23p4
Атом серы имеет вакантные d-орбитали, поэтому возможен переход
одного 3s-электрона на 3d-подуровень и переход одного 3р-электрона на 3dподуровень:
Таким образом:
- в нормальном состоянии спинвалентность атома серы равна двум;
- в возбужденном состоянии – четырем или шести.
ПРИМЕР 2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Рассмотрите механизм образования этой связи на примере
молекулы монооксида углерода СО.
РЕШЕНИЕ: Представления о донорно-акцепторном механизме
ковалентной связи были впервые введены Льюисом и развиты Сиджвиком в
1927 г.
Условием образования ковалентной связи по донорноакцепторному механизму является наличие у одного из взаимодействующих
41
атомов пустой атомной орбитали (акцептор), а у другого – неподеленной
электронной пары (донор):
В результате частичного переноса электронной пары донора в пустую атомную орбиталь акцептора возникает ковалентная связь по донорноакцепторному механизму. В целях выяснения того, насколько соблюдается
вышеприведенное условие для пары взаимодействующих атомов, запишем
их электронно-графические формулы:
6С ¼ -¯| - | - | |
8С ¼ -¯|-¯| - | - |
При взаимодействии атома углерода в невозбужденном состоянии с
атомом кислорода возможно образование двух ковалентных связей за счет
спаривания неспаренных р-электронов.
Однако экспериментально определенная величина энергии связи в
молекуле СО оказывается большей, чем это следует из учета возникновения
только 2 связей.
По ряду характеристик молекула СО оказывается близкой к молекуле азота. Поскольку в молекуле азота связь тройная, то возникло предположение, что и в молекуле СО возникают три связи.
Две связи образуются путем спаривания р-электронов, а третья
связь возникает за счет того, что имеющаяся в атоме кислорода неподеленная пара р-электронов становится общей для атомов С и О, поскольку в
атоме С имеется вакантная квантовая ячейка. Схематически это можно
представить так:
Химическая связь, обусловленная парой электронов, до образования связи, принадлежащей одному из взаимодействующих атомов, называется ковалентной связью по донорно-акцепторному механизму.
ПРИМЕР 3. В какой из молекул по методу валентных связей (ВС)
предсказывается _____наличие ковалентной связи по дативному механизму в
молекуле F2 или Cl2?
РЕШЕНИЕ. Существуют такие молекулы, когда между взаимодействующими атомами возникает несколько донорно-акцепторных связей,
42
причем атомы одновременно выступают и в роли доноров электронных пар
и в роли их акцепторов. В этом случае связь называется дативной.
В результате частичного переноса электронной пары донора в пустую атомную орбиталь акцептора возникает ковалентная связь по донорноакцепторному механизму. В целях выяснения того, насколько соблюдается
вышеприведенное условие для пары взаимодействующих атомов, запишем
их электронно-графические формулы:
Из приведенных схем видно, что условие возникновения ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму выполняется в молекуле Cl2
и не выполняется в молекуле F2. Поэтому схематично типы химической связи в молекулах F2 и Cl2 можно изобразить так:
где стрелки указывают на наличие ковалентной связи по донорноакцепторному механизму. В результате энергия химической связи в молекуле Cl2 больше, чем в молекуле F2, несмотря на большее расстояние между
атомами в первом случае.
Наличие свободных атомных орбиталей на 3d подуровне у атомов
Сl, обусловливает образование ковалентных связей по донорноакцепторному механизму, где каждый атом Сl является одновременно и
донором и акцептором электронной пары, т. е. произошло образование дативной химической связи.
F
Cl
F
Cl
… 2s2 2p5
F
… 2s2 2p5
Молекула F2 F
n=2
l = 0, 1 (s, p)
… 3s2 3p5
Cl
… 3s2 3p5
Cl
Молекула Cl2
n=3
= 0, 1, 2
(s, p, d)
l
3d0 3d0
43
ПРИМЕР 4. Направленность ковалентной связи. Рассмотрите на
примере строения двухатомной молекулы фтороводорода HF и трехатомной
молекулы теллуроводорода H2Te.
РЕШЕНИЕ: Направленность ковалентной связи обусловлена определенной формой и определенной ориентацией в пространстве электронных облаков валентных электронов.
Рассмотрим двухатомную молекулу HF. Эта молекула линейна. Это доказывается геометрией: между двумя точками (ядрами атомов) можно провести одну прямую:
Перекрывание электронных облаков
происходит в направлении линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
Рассмотрим трехатомную молекулу
H2Te. В атоме Te имеются 2 неспаренных рэлектрона.
52Te – [Kr]4d105s25p4
Р-электронные облака располагаются в пространстве
под углом 90°. Они перекрываются с двумя s-облаками
двух атомов водорода. Связи располагаются в одной
плоскости. Теоретический угол между связями 90°.
ПРИМЕР 5. Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое
строение имеют молекулы типа АВn если связь в них образуется за счет sp-,
sp2-, sp3- гибридизации орбиталей атома А?
РЕШЕНИЕ. Часто в образовании связи участвуют электроны разных энергетических состояний и, следовательно, орбитали разных конфигураций. В этом случае может происходить гибридизация (смешивание) элекHF
.
HF
x
5s
Te
.
H
x
.
z
H
.
.
H
H
Te
d+
2dd+
90
o
Форма молекулы - угловая. Валентный угол между связями:
44
тронных облаков (орбиталей). Образуются новые гибридные (смешанные)
облака (q), но уже одинаковой формы:
Гибридные орбитали имеют большую электронную плотность по
одну сторону ядра, чем по другую, что обусловливает очень прочную связь
и дает выигрыш энергии.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. Ниже на схеме представлены некоторые виды гибридизации валентных орбиталей (рис.2).
Рис. 2. Некоторые виды гибридизации валентных орбиталей.
45
В табл.4 приведены сведения о пространственной конфигурации
молекул и ионов, при образовании которых имели место различные виды
гибридизации центрального атома (А).
Таблица 4
Пространственная конфигурация молекул и ионов
Тип молекул
или ионов
Вид гибридизации
атома А
Углы связи
(валентные углы)
Пространственная
конфигурация
АВ2 sp 180° линейная
АВ3 sp2 120° треугольная
АВ4 sp3 109°28¢ тетраэдрическая
Таким образом, пространственная конфигурация образующихся
молекул определяется формой и количеством атомных орбиталей, участвующих в образовании молекулы (или типом их гибридизации).
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
81. Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить
направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС)
объясняет строение молекулы воды?
82. Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов, определите,
какая из связей: H-I, I-Cl, Cl-Cl, C-Cl – наиболее полярна.
83. Какой способ образования ковалентной связи называют донорноакцепторным? В какой молекуле по методу ВС предсказывается наличие
донорно-акцепторного механизма ковалентной связи: НСl, СО, N2? Укажите донор и акцептор.
84. Как метод ВС объясняет тип гибридизации орбиталей атомов бериллия и
углерода осуществляется в молекулах BeCl2 и CH4? Какова пространственная структура молекул?
85. Какую ковалентную связь называют s-связью, p-связью? Рассмотрите на
примере строения молекулы азота.
86. Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по атомным орби-
талям. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными
электронами?
87. Распределите электроны атома серы по атомным орбиталям. Сколько
неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном
состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная неспаренны46
ми электронами? Какова пространственная структура молекулы сероводорода Н2S по методу ВС?
88. Что называют электрическим моментом диполя? Какая из молекул HCl,
HBr, HI имеет наибольший момент диполя? Почему?
89. Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаз, хлорид
натрия, диоксид углерода, цинк – имеют указанные структуры?
90. Чему равна спинвалентность атома бора в невозбужденном и возбужденном состояниях? Какой _____тип гибридизации орбиталей атома бора
осуществляется в молекуле трихлорида бора? Какова пространственная
структура молекулы?
91. Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами
каких веществ она образуется? Почему H2O и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем
их аналоги?
92. Какие свойства характерны для ионной связи? Каков механизм ее образования? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные
атомы.
93. Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень окисления атома углерода и его валентность, обусловленную числом неспаренных электронов, в соединенях СН4, СН3ОН, НСООН, СО2.
94. Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти силы, и
какова их природа? Какое молекулярное взаимодействие является универсальным и действует между любыми частицами?
95. Чему равна спинвалентность атома кремния в невозбужденном и возбужденном состояниях? Какой тип гибридизации орбиталей атома кремния
осуществляется в молекуле тетрафторида кремния? Какова пространственная структура молекулы?
96. Руководствуясь разностью относительных электроотрицательностей связи Э-О, определите, как меняется характер связи в оксидах элементов
третьего периода ПС Д.И. Менделлева.
97. Кристалл арсенида галлия имеет алмазоподобную структуру. Определите тип и механизм гибридизации орбиталей в атомах галлия и мышьяка и
характер образующейся связи.
98. Объясните механизм образования ковалентных связей в молекулах BF3 и
NF3 с позиций метода ВС? Какова пространственная структура молекул ?
99. Какие электроны атома ртути участвуют в возникновении гибридных
орбиталей, предшествующем образованию неполярных молекул галогенидов двухвалентной ртути? Назовите тип гибридизации.
47
100.Определите валентности и степени окисления элементов в C2H2, CH3OH
и N2. Вычислите разности электроотрицательностей атомов в связях: HO
и N-O в молекуле HNO3. Какая связь более полярна? Укажите знаки
зарядов на атомах (+d или -d).
3.6. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических процессов, называют термохимией.
Энергетический эффект химического процесса возникает за счет
изменения в системе внутренней энергии. Внутренняя энергия (U) - это
общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения
молекул, энергии движения и взаимодействия ядер и электронов в атомах,
молекулах, из внутриядерной энергии и т.п. (т.е. всех видов энергии, кроме
потенциальной и кинетической энергии системы как целого).
Все энергетические изменения в системе подчиняются закону сохранения энергии. Теплота Q, поглощенная системой расходуется на:
Q = DU + W, где
Q - количество поглощенной или выделённой системой теплоты;
DU - изменение внутренней энергии системы;
W - работа. В химических реакциях это работа против сил внешнего давления:
W = p·DV = p·(V2 - V1).
Если реакция протекает при постоянном объёме и постоянной температуре (V = const, T = const, DV = 0, изохорно-изотермический процесс),
то тепловой эффект ее Qv,Т равен:
Qv,Т = U2 - U1 = DU, так как W = 0.
Тепловой эффект химической реакции в изохорно-изотермическом
процессе равен изменению внутренней энергии системы.
Если реакция протекает при постоянном давлении и постоянной
температуре (p = const, T = const, изобарно-изотермический процесс), то
тепловой эффект ее Qp,Т равен:
Qp,Т = DU + p·DV;
Qp,Т = (U2 - U1) + p·(V2 - V1) = (U2 + pV2) – (U1 +pV1)
Обозначим U + p·V = H. Величина H называется энтάльпией (теплосодержанием). Тогда:
Qp,Т = H2 - H1 = DH
Тепловой эффект химической реакции в изобарно-изотермическом
процессе равен изменению энтальпии системы.
48
Химические процессы, протекающие с выделением теплоты, называют экзотермическими (DH < 0). Химические процессы, протекающие с
поглощением теплоты, называют эндотермическими (DH > 0).
Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции и агрегатное состояние или кристаллическая модификация реагентов,
называют термохимическими уравнениями.
Тепловой эффект химических реакций определяют экспериментально и расчётным путем. В основе термохимических расчётов лежит закон русского ученого Г.И. Гесса, согласно которому: тепловой эффект
реакции зависит только от вида (природы) и состояния реагентов и
продуктов реакции и не зависит от пути процесса, т.е. числа и характера промежуточных стадий.
Из закона Гесса вытекает следствие: тепловой эффект реакции
равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом
суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических
коэффициентов в уравнении реакции:
DH°(298 K) = Σni(DfH°(298 K))прод.,i - Σnj(DfH°(298 K))реаг.,j
Энтальпия образования вещества - это тепловой эффект реакции
образования одного моль сложного вещества из простых веществ:
DfH (кДж/моль).
Стандартная энтальпия образования - DfH0(298 K) - это тепловой
эффект реакции образования одного моль сложного вещества из простых
веществ находящихся в стандартном состоянии при T = 298 K и p =
1,013·105 Па.
Стандартные энтальпии образования простых веществ (графита,
ромбической серы, газообразного азота, кислорода, водорода, жидкого брома и др.) принимают равными нулю.
ПРИМЕР 1. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции разложения хлорида аммония. Какая это реакция
экзотермическая или эндотермическая?
РЕШЕНИЕ. Запишем уравнение реакции разложения хлорида аммония:
NH4Cl(к)
t=
NH3(г) +HCl(г); DH°(298 К) = ?
В табл. 5 находим значения стандартных энтальпий образования
веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:
DH°(298 К) = ΣDf H°(298 К)прод. – ΣDf H°(298 К)реаг. =
= DfH°(298 К, NH3(г)) + DfH°(298 К, HCl(г)) – DfH°(298 К, NH4Cl(к)) =
= (-46,2 – 92,2) – (-314,2) = 175,8 кДж .
Составляем термохимическое уравнение данной реакции:
NH4Cl(к) = NH3(г) + HCl(г); DH°(298 К) = +175,8 кДж.
49
Так как DH°(298 К) > 0, то реакция протекает с поглощением теплоты, т.е. является эндотермической.
ПРИМЕР 2. Рассчитайте стандартную энтальпию образования пероксида водорода, используя закон Гесса.
РЕШЕНИЕ. Энтальпию образования пероксида водорода нельзя
определить обычным путем, так как при взаимодействии водорода с кислородом в обычных условиях образуется вода. Однако можно измерить энтальпию разложения H2O2:
H2O2(ж) = H2O(ж) + .O2(г); DH°(298 К) = -98,21 кДж.
и энтальпию образования воды:
H2(г) + .O2(г) = H2O(ж); DH°(298 К) = -286,26 кДж.
Затем, комбинируя эти уравнения, учитывая, что энтальпия разложения
равна энтальпии образования с противоположным знаком, находим:
H2O(ж) + .O2(г) = H2O2(ж); DH°(298 К) = 98,21 кДж
+
H2(г) + .O2(г) = H2O(ж); DH°(298 К) = -286,26 кДж
H2(г) + O2(г) = H2O2(ж); DH°(298 К) = -188,05 кДж
Таким образом, энтальпия образования пероксида водорода:
DfH°(298 К, H2O2(ж)) = -188,05 кДж .
ПРИМЕР 3. Рассчитайте DH°(298 К) и DU°(298 К) системы:
2Cl2(г) + 2H2O(г) = 4HCl(г) + O2(г),
пользуясь данными табл. 5.
РЕШЕНИЕ. Изменение внутренней энергии DU и энтальпии DH
связаны между собой соотношением:
DU = DH - DnRT, где
Dn - изменение числа моль газообразных продуктов реакции и реагентов:
(Dn = nпрод. - nреаг.).
1. Находим энтальпию данной реакции:
DH°(298 К) = 4DfH°(298 К, HCl(г)) – 2Df H°(298 К, H2O(г)) =
= 4(-92,3) – 2(-241,84) = -369,2 + 483,68 = 114,48 кДж .
2. Определяем изменение числа моль газообразных продуктов в реакции:
Dn = 5 - 4 = 1 ; R = 8,314 Дж/(мольｷК) ; Т = 298 К
3. Изменение внутренней энергии в данной реакции равно:
DU°(298 К) = 114,48 - 1ｷ8,314ｷ298ｷ10-3 = 112 кДж.
Внутренняя энергия системы увеличилась на 112,0 кДж.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
101.Вычислите стандартную энтальпию образования сероуглерода CS2(ж),
если известно, что:
50
CS2(ж)+3О2(г) = СO2(г)+2SO2(г); ΔH°(298 К) = 1075кДж.
Ответ: 87,7 кДж/моль.
102.При растворении 16 г CaC2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования Ca(OH)2.
Ответ: -986,3 кДж/моль.
103.Вычислите стандартную энтальпию образования Fe2O3(к), если в реакции
2Fe(к) + Al2O3(к) = Fe2O3(к) + 2Al(к)
на каждые 80 г Fe2O3 поглощается 426,5 кДж теплоты.
Ответ: -822,0 кДж/моль.
104.Тепловой эффект реакции
SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2H2O(ж)
равен -234,50 кДж. Вычислите стандартную энтальпию образования
H2S.
Ответ: -20,14 кДж/моль.
105.Вычислите стандартную энтальпию образования сахарозы С12H22O11,
если тепловой эффект реакции:
C12H22O11(к) + 12O2(г) = 12CO2(г) + 11H2O(ж)
равен 5694 кДж.
Ответ: -2222,4 кДж/моль.
106.Рассчитайте стандартную энтальпию образования сульфата цинка, исходя из следующих термохимических уравнений:
2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г); ΔH°(298 К) = -890,0 кДж.
2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г); ΔH°(298 К) = -196,6 кДж.
ZnSO4(к) = ZnO(к) + SO3(г); ΔH°(298 К) = 234,0 кДж.
Zn(к) + S(к) = ZnS(к); ΔH°(298 К) = 201,0 кДж.
Ответ: -978,3 кДж/моль.
107.Вычислите тепловой эффект реакции:
Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(к),
если известны стандартные энтальпии образования реагирующих веществ и продукта реакции.
Ответ: -573,4 кДж/моль.
108.Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению:
Hg(ONC)2(к) = Hg(ж) + 2CO(г) + N2(г); ΔH°(298 К) = -364,2 кДж.
Вычислите объем образовавшихся газов и количество теплоты,
выделившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)2.
Ответ: 1919,4 кДж; 350,60 л.
109.Вычислите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50
г фосфорного ангидрида с водой по реакции
P2O5(к) + H2O(ж) = 2НРO3(ж),
если тепловые эффекты реакций равны:
51
2P(к) + 5/2O2(г) = P2O5(к); ΔH°(298 К) = -1549,0 кДж.
2P(к) + H2(г) + 3O2(г) = 2HPO3(ж); ΔH°(298 К) = -1964,8 кДж.
Ответ: -45,8 кДж.
110.Вычислите количество теплоты,необходимое для разложения 200 г
Na2CO3(к) до оксида натрия и диоксида углерода, если тепловые эффекты
реакций равны:
Na2CO3(к) + SiO2(к) = Na2SiO3(к) + CO2(г); ΔH°(298 К) = 819,3 кДж.
Na2O(к) + SiO2(к) = NaSiO3(к); ΔH°(298 К) = -243,5 кДж.
Ответ: 2005,2 кДж.
111.Тепловой эффект какой реакции равен энтальпии образования
Ba(OH)2(к)? Вычислите энтальпию образования Ba(OH)2(к), исходя из следующих термохимических уравнений:
Ba(к) + .O2(г) = BaO(к); ΔH°(298 К) = -553,9 кДж.
H2(г) + . O2(г) = H2O(ж); ΔH°(298 К) = -285,8 кДж.
BaO(к) + H2O(ж) = Ba(OH)2(к); ΔH°(298 К) = -105,7 кДж.
Ответ: -945,4 кДж/моль.
112.Что называют энтальпией образования сложного химического соединения? Вычислите энтальпию образования оксида меди (II), зная, что при
восстановлении 40 г его углем выделяется CO и поглощается 25,95 кДж
теплоты.
Ответ: - 162,4 кДж/моль.
113.Рассчитайте тепловой эффект реакции востановления оксида хрома (III)
алюминием.
Ответ: 534,0 кДж.
114.При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 229,5 кДж теплоты. Рассчитайте ΔfH°(298 К) оксида фосфора (V).
Ответ: -1530,7 кДж/моль.
115.Вычислите тепловой эффект реакции взаимодействия оксида железа
(III) с алюминием. Какая это реакция: экзо- или эндотермическая?
Ответ: -853,7 кДж.
116.Рассчитайте изменение внутренней энергии в системе при взаимодействии водорода и кислорода с образованием H2O(г) (при 20 °С), если при
этом выделяется 286,2 кДж теплоты на 1 моль водорода.
Ответ: -285,0 кДж.
117.Определите изменение энтальпии и внутренней энергии системы:
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж).
Ответ:-1517,9 кДж.
118.Изменение внутренней энергии системы:
Fe(к) + Cl2(г) = FeCl2(к)
равно: -334,0 кДж. Определите тепловой эффект данной реакции.
Ответ:-336,5 кДж.
52
119.При растворении 1 моль цинка в разбавленной H2SO4 при 20 °С выделяется 143,1 кДж теплоты. Выделяющийся газ совершает работу против
сил внешнего давления. Определите изменение внутренней энергии в
данной химической реакции.
Ответ: -140,7 кДж.
120.При взаимодействии 1 моль бериллия в водном растворе щелочи при
20 °С поглощается 517,6 кДж теплоты. Выделяющийся газ совершает
работу против сил внешнего давления. Определите изменение внутренней энергии в данной химической реакции.
Ответ: 520 кДж.
3.7. ЭНТРОПИЯ. ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
НАПРАВЛЕННОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ,
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ УСТОЙЧИВОСТЬ ВЕЩЕСТВА
Протекание большинства процессов в природе, в том числе и химических, сопровождается как энергетическими эффектами, так и изменением
в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга. Частицам присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система
стремится перейти от более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Так, если баллон с газом соединить с сосудом, то газ из баллона будет
распределяться по всему объёму сосуда. При этом система из состояния с
меньшим беспорядком переходит в состояние с большим беспорядком. Количественной мерой беспорядка в системе является энтропия - S
(Дж/(моль·К)). Самопроизвольное протекание процесса сопровождается
увеличением энтропии (DS > 0), так как система при этом переходит из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние. Энтропия
возрастает: при переходе вещества из кристаллического в жидкое; из жидкого в газообразное; при расширении газов; при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц в системе и т.п. Все процессы, в результате протекания которых упорядоченность системы возрастает
(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.
Энтропию вещества при температуре T = 298 К и давлении P =
1,013·105 Па обозначают S°(298) и называют стандартной энтропией. Значениями стандартных энтропий веществ пользуются для расчётов изменения энтропии системы в соответствующих процессах.
Энтропия (как и энтальпия) является функцией состояния, и ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется значениями энтропий
в начальном и конечном состояниях системы.
53
Изменение энтропии системы в результате химической реакции
равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий
реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции:
DS°(298 К) = ΣniS°(298 K) прод.,i – ΣnjS°(298 K) реаг.,j
Следует отметить, что энтропии образования простых веществ не
равны нулю.
Таким образом, в химических процессах одновременно действуют
две тенденции: 1) стремление системы к понижению потенциальной энергии, упорядочению, агрегации - уменьшению DH (энтальпийный фактор);
эта тенденция растет с понижением температуры; 2) стремление системы к
возрастанию энтропии, к беспорядку, дезагрегации (энтропийный фактор).
Так как энтропия растет с повышением температуры, то количественно энтропийный фактор можно оценить произведением T·DS.
Функцию состояния, одновременно отражающую влияние двух
факторов на направление протекания химических процессов, называют
энергией Гиббса G (кДж).
G = H - T·S
Для изобарно-изотермических процессов (p,T = const) изменение
энергии Гиббса равно:
DG = DH - T·DS – уравнение Гиббса
Изменение энергии Гиббса DG в результате химической реакции,
являющееся также функцией состояния системы, можно рассчитать и по
первому следствию из закона Гесса:
DG°(298 К) = ΣniDfG°(298 K)прод. – ΣnjDfG°(298 K)реаг.
Следовательно, мерой химического сродства (движущей силой
процесса) является убыль энергии Гиббса. При T = const и p = const самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения энергии
Гиббса (DG° < 0).
При DG° < 0 процесс принципиально осуществим.
При DG° > 0 процесс самопроизвольно неосуществим.
При DG° = 0 система находится в состоянии химического равновесия.
Например, если для какой-либо реакции DH° < 0, а DS° > 0, то при
всех температурах DG° < 0, т.е. при любых температурах реакция может
протекать самопроизвольно.
ПРИМЕР _______1. Используя справочные данные, установите, возможно
ли при температурах 298 и 2500 К восстановление диоксида титана до свободного металла по схеме:
TiO2(к) + 2C (графит) = Ti(к) + 2CO(г)
54
Зависимостью ΔH0 и ΔS0 от температуры можно пренебречь.
РЕШЕНИЕ. В табл. 5 находим значения DfG°(298 К, TiO2(к)) и
DfG°(298 К, СO(г)). Тогда для рассматриваемой реакции:
DG°(298 К) = ΣDfG°(298 К)прод. – ΣDfG°(298 К)реаг. =
= (-137,1)×2 – (-888,6) = 614,4 кДж.
Поскольку DG°(298 К) > 0, восстановление TiO2 при 298 К невозможно.
Для расчета DG°(2500 К) воспользуемся уравнением Гиббса:
DG°(2500 К) = DH°(2500 К) – T×DS°(2500 К).
Используя табличные значения DfH°(298 К) (в кДж/моль) для TiO2(к)
и CO(г), а также значения S°(298 К) (в Дж/мольｷК) для TiO2(к), C(графит), Ti(к) и
CO(г), запишем:
D H°(298 К) = -110,5ｷ2 – (-943,9) = 722,9 кДж ;
D S°(298 К) = 30,6 + 197,5ｷ2 – 50,3 – 5,7ｷ2 = 425,6 – 61,7 = 363,9 Дж/К
Далее находим DG°(2500 К) реакции, выражая DS°(298 К) в кДж/К:
DG°(2500 К) = DH°(2500 К) – T×DS°(2500 К) =
= 722,9 – 2500ｷ369,9/1000 = 722,9 – 908,8 = -186,9 кДж.
Таким образом, DG°(2500 К) < 0 - восстановление TiO2 графитом
при 2500 К возможно.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
121.Возможна ли следующая реакция при стандартных условиях:
2Hg2Cl2(к) = 2HgCl2(к) + 2Hg(ж)?
Ответ подтвердите, рассчитав DG°(298 К) этой системы.
Ответ: +59,8 кДж.
122.Вычислите DG°(298 К) реакции:
MeO(к) + CO2(г) = MeCO3(к)
для металлов от Be до Ba. На основании этого сделайте вывод об изменении основных свойств оксидов этих металлов.
123.Исходя из величин DfG°(298 К) соединений, участвовавших в реакции,
определите, возможна ли реакция:
Al2O3(к) + 2SO3(г) = Al2(SO4)3(к).
Ответ: -774,7 кДж.
124.Какая _____из реакций разложения KNO3(к) термодинамически наиболее вероятна?
а) KNO3(к) = K(к) + NO2(г) + .O2(г);
б) 2KNO3(к) = K2O(к) + 2NO2(г) + O2(г);
в) KNO3(к) = KNO2(к) + .O2(г)?
125.Как изменяются основные свойства оксидов в ряду:
55
Li2O ® Na2O → K2O → Rb2O → Cs2O ?
Ответ дайте, рассчитав DG°(298 К) систем:
Me2O + H2O = 2MeOH
126.В каком направлении будет протекать реакция:
NH4Cl(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + H2O(г) + NH3(г),
если реагирующие вещества находятся в стандартных условиях?
127.Рассчитайте DG°(298 К) реакции
N2(г) + 2H2O(ж) = NH4NO2(к)
и сделайте вывод о возможности ее протекания при стандартных условиях.
128.Могут ли приведенные ниже реакции протекать самопроизвольно в
стандартных условиях:
а) C(графит) + O2(г) = CO2(г);
б) 2NH4NO3(к) = 4H2O(г) + O2(г) + 2N2(г);
в) N2(г) + O2(г) = 2NO(г)?
129.Рассчитайте DG°(298 К) следующих реакций:
а) СuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(ж);
б) ZnS(к) + O2(г) = ZnO(к) + SO2(г);
в) 4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(ж).
Сделайте вывод, могут ли эти реакции протекать самопроизвольно при
стандартных условиях?
130.Как изменяются оснόвные свойства оксидов элементов II-A группы?
Ответ подтвердите расчетом DG°(298 К) реакций взаимодействия оксидов металлов с диоксидом углерода:
ЭO(к) + СО2(г) = ЭСО3(к)
131.Какая из приведенных ниже реакций характеризуется минимальным
значением ΔG°(298 К):
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г);
4NH3(г) + 5О2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)?
132.Рассчитайте изменение энтропии при стандартных условиях в следующих реакциях:
2C(графит) + H2(г) = C2H2(г);
Al(к) + Cr2O3(к) = Cr(к) + Al2O3(к);
2C(графит) + CO2(г) = 2CO(г).
Объясните знак изменения DS в этих реакциях.
133.Вычислите изменение энтропии при стандартных условиях в следующих
реакциях:
а) 4NH3(г) + 3O2(г) = 6H2O(ж) + 2N2(г);
б) CH4(г) + 4Cl2(г) = CCl4(ж) + 4HCl(г);
в) CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г).
134.Рассчитайте ΔS°(298 К) реакции разложения бертолетовой соли:
56
2KClO3 ¾¾t°® 2KCl + 3O2
Ответ: 494,2 Дж/мольｷК.
135.Укажите, какая из двух реакций будет протекать самопроизвольно:
а) Fe(к) + Al2O3(к) = Al(к) + Fe2O3(к);
б) Al(к) + Fe2O3(к) = Fe(к) + Al2O3(к).
136.На основании значений ΔfH°(298 К) и S°(298 К) реагентов и продуктов
реакций, вычислите ΔG°(298 К) для следующих процессов:
а) SO2(г) + ЅO2(г) = SO3(г);
б) CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г);
в) H2(г) + ЅO2(г) = H2O(г).
137.Вычислив ΔG°(298 К) системы
PbO2(к) + Pb(к) = 2PbO(к)
на основании ΔfH°(298 К) и S°(298 К) реагирующих веществ, определите, возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
138.В каком направлении нижеприведенная реакция будет протекать самопроизвольно в стандартных условиях:
Fe2O3(к) + 3H2(г) = Fe(к) + 3H2O(г)?
139.Рассчитайте температуру, при которой в обратимой системе:
2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)
наступит состояние химического равновесия (температуру начала реакции).
Ответ: 1059 К.
140.Вычислите изменение энергии Гиббса для реакции:
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г),
при 25, 500 и 1500 °С (зависимостью ΔH и ΔS от температуры можно
пренебречь). Найдите температуру, выше которой реакция может протекать самопроизвольно.
Ответ: 1080 К.
57
Таблица 5
Термодинамические константы некоторых веществ
Вещество DfHo(298 K),
кДж/моль
DfGo(298 K),
кДж/моль
So(298 K),
Дж/(моль×К)
Al(к) 0 0 28,3
Al2(SO4)3(к) -3434,0 -3091,9 239,2
Al2O3(к) -1675,0 -1576,4 50,9
BaCO3(к) -1202,0 -1138,8 112,1
BaO(к) -558,1 -528,4 70,3
BeCO3(к) -981,6 -944,8 199,4
BeO(к) -598,7 -581,6 14,1
C(графит) 0 0 5,7
C2H2(г) 226,8 209,2 200,8
CaCO3(к) -1206,0 -1128,8 99,9
CaO(к) -635,1 -604,2 39,7
CCl4(ж) -135,4 -64,7 214,6
CH4(г) -74,9 -50,8 186,2
Cl2(г) 0 0 223,0
CO(г) -110,5 -137,3 197,4
CO2(г) -393,5 -394,4 213,6
Cr(к) 0 0 23,8
Cr2O3(к) -1141,0 -1048,8 81,1
Cs2O(к) -317,6 -274,5 123,8
CsOH(к) -406,5 -355,2 77,8
CuO(к) -165,3 -127,2 42,6
Fe(к) 0 0 27,2
Fe2O3(к) -821,3 -741,0 90,0
Fe2O3(к) -821,3 -741,0 90,0
H2(г) 0 0 130,6
H2O(г) -241,8 -228,8 188,7
H2O(ж) -285,8 -237,5 70,0
HCl(г) -92,3 -95,3 186,7
Hg(ж) 0 0 75,9
Hg2Cl2(к) -265,1 -210,8 192,8
58
Продолжение табл. 5
Вещество DfHo(298 K),
кДж/моль
DfGo(298 K),
кДж/моль
So(298 K),
Дж/(моль×К)
HgCl2(к) -228,2 -180,9 140
K2O(к) -361,5 -193,3 87,0
KCl(к) -439,5 -408,0 82,6
KClO3(к) -391,2 -289,9 143,0
KNO2(к) -370,3 -281,6 117,2
KNO3(к) -492,7 -393,1 123,9
Li2O(к) -595,8 -560,2 37,9
LiOH(к) -487,8 -443,1 42,8
MgCO3(к) -1096,2 -1029,3 65,7
MgO(к) -601,2 -569,6 26,9
N(г) 0 0 191,5
Na2O(к) -430,6 -376,6 71,1
NaCl(к) -410,0 -384,0 72,4
NaOH(к) -426,6 -377,0 64,2
NH3(г) -46,2 16,6 192,5
NH4Cl(к) -315,4 -343,6 94,6
NH4NO2(к) -237,4 -116,8 253,7
NH4NO3(к) -365,4 -183,8 150,6
NO(г) 90,4 86,7 210,6
NO2(г) 33,9 51,8 240,5
O2(г) 0 0 205,0
Pb(к) 0 0 64,9
PbO(к) -217,9 -188,5 67,4
PbO2(к) -276,9 -219,0 76,4
Rb2O(к) -330,1 -290,8 109,6
RbOH(к) -413,8 -364,4 70,7
SO2(г) -296,9 -300,4 248,1
SO3(г) -395,2 -370,4 256,2
SrCO3(к) -1221,3 -1137,6 97,1
SrO(к) -590,4 -559,8 54,4
ZnO(к) -349,0 -318,2 43,5
ZnS(к) -201,0 -198,3 57,7
59
3.8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических
процессов, а также зависимость их от различных факторов. Скорость химических реакций зависит от: 1) природы реагирующих веществ; 2) условий
протекания реакции: концентрации реагирующих веществ; давления, если в
реакции участвуют газообразные вещества; температуры; присутствия катализатора.
ПРИМЕР 1. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению: А + 2В = С. Начальная концентрация вещества А равна 6 моль/л, а
вещества В - 5 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4 л2×моль-2×с-1.
Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда концентрация
вещества В будет равна 2 моль/л.
РЕШЕНИЕ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс
(ЗДМ). Согласно ЗДМ скорость реакции, протекающей в одну стадию, при
постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных
концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Следовательно, для реакции
А + 2В = С
2
u = k ×CA ×CB
где k - коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции, а СА и СВ - молярные концентрации веществ А и В.
Начальная скорость реакции равна:
u1 = 0,4×6×52 = 60 моль/(л×с).
По истечении некоторого времени концентрация вещества В стала
равна 2 моль/л, т.е. уменьшилась на 5 - 2 = 3 моль/л. Так как вещества А и В
согласно уравнению реакции взаимодействуют между собой в соотношении
1:2, то концентрация вещества А уменьшилась на 3/2 = 1,5 моль/л и стала
равна СА = 6 - 1,5 = 4,5 моль/л. Следовательно, u2 = 0,4×4,5×22 = 7,2
моль/(л×с).
Ответ: u1 = 60 моль/(л×с), u2 = 7,2 моль/(л×с).
ПРИМЕР 2. Окисление оксида углерода (II) и графита протекает
по уравнениям: а) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г); б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г). Вычислите,
как изменятся скорости этих реакций, если увеличить в три раза: 1) концен-
трацию кислорода; 2) объем реакционного пространства; 3) давление в системе.
РЕШЕНИЕ. Реакция а) протекает в гомогенной системе - все вещества находятся в одной фазе (все вещества газы), реакция б) протекает в
60
гетерогенной системе - реагирующие вещества находятся в разных фазах
(О2 и СО - газы, С - твердое). Поэтому скорости реакций для этих систем
согласно ЗДМ равны:
а) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г); б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г);
а) O2
2
u1 = k ×CCO ×C б) 1 k CO2 u = ×
1) После увеличения концентрации кислорода скорости реакций а) и б)
будут равны:
а) O2
2
u2 = k ×CCO ×3C ; б) 2 k 3CO2 u = × .
Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной определяется соотношением:
а) 3
kCC
k C 3C
2
2
O
2
CO
O
2
CO
1
2=
××
××
=
u
u
; б) 3
kC
k 3C
2
2
O
O
1
2=
×
×
=
u
u
Следовательно, после увеличения концентрации кислорода в 3 раза
скорости реакций а) и б) возрастут в 3 раза.
2) Увеличение объема системы в 3 раза вызовет уменьшение концентрации каждого газообразного вещества в 3 раза. Поэтому скорости реакций уменьшатся соответственно в 27 раз (а) и в 3 раза (б):
а)
27
1
kCC
C
3
C1
3
k1
2
2
O
2
CO
O
2
CO
1
2=
××
÷ø
ö
çè
× æ ÷ø
ö
çè
×æ
=
u
u
; б)
3
1
kC
C
3
k1
2
2
O
O
1
2=
×
÷øö
çè
×æ
=
u
u
.
3) Увеличение давления в системе в 3 раза вызовет уменьшение объема в 3
раза и увеличение концентрации газообразных веществ в 3 раза. Поэтому:
а) 27
kCC
k 3C 3C
2
2
O
2
CO
O
2
CO
1
2=
××
××
=
u
u
; б) 3.
kC
k 3C
2
2
O
O
1
2=
×
×
=
u
u
ПРИМЕР 3. Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции
при увеличении температуры на 40 °, если температурный коэффициент
скорости этой реакции равен 3.
РЕШЕНИЕ. Зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа, согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 ° скорость большинства гомогенных
реакций увеличивается в 2-4 раза, или
10
TT
T
T
21
1
2
-
=g
u
u
,
61
где g - температурный коэффициент скорости реакции, часто принимает
значения 2-4, показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции
при повышении температуры на 10 градусов;
uT1 , T2 u - скорости химической реакции при температурах T1 и T2.
В данном примере:
10
TT
T
T
21
1
2
-
=g
u
u
или 310 34 81
40
10
T
T
T
1
=g===
u
uD
раз
Ответ: скорость реакции возрастет в 81 раз.
ПРИМЕР 4. При 80 °С реакция заканчивается за 20 с. Вычислите
время протекания реакции при 30 °С, если температурный коэффициент
этой реакции равен 2,5.
РЕШЕНИЕ. Между скоростью и временем протекания реакций
существует обратно пропорциональная зависимость:
2
2
1
1
2
T
T
T
T
t
t
=
u
u
,
где
T1 и T2 t t - время протекания реакции при Т1 и Т2.
Правило Вант-Гоффа в этом случае можно записать в виде:
10
TT
2
1
2- 1
=g
t
t
,
откуда: 20 2,5 10 1953 с. 32 мин. 33 с.
80 30
10
TT
12
21
t=t×g=×==
--
Ответ: при температуре 30 °С реакция закончится за 32 мин 33 с.
ПРИМЕР 5. Рассчитайте энергию активации химической реакции,
если константы скорости этой реакции при 600 и 640 К соответственно равны 83,9 и 407,0 л×моль-1×с-1.
РЕШЕНИЕ. Энергия активации - это минимальная избыточная
энергия (по сравнению со значением средней энергии реагирующих молекул), которой должны обладать молекулы, чтобы реакция стала возможной.
Такие молекулы называются активными. Зависимость константы скорости
химической реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:
RT
Ea
kAe
-
=×,
где А - постоянная (предэкспоненциальный множитель);
Еа, Дж/моль - энергия активации химической реакции;
R = 8,31 Дж/(моль×К) -универсальная газовая постоянная.
Если известны константы скорости реакции при двух температурах, то
можно рассчитать энергию активации химической реакции:
62
÷ ÷ø
ö
ç çè
æ
×
÷ ÷ø
ö
ç çè
æ
-
==
×
×
= 12
a21
12
a
1
a
2
a
1
2T
T
TT
R
E
T
1
T
1
R
E
RT
E
RT
E
T
Te
e
Ae
Ae
k
k
отсюда: ÷
÷ø
ö
ç çè
æ
×
=×
12
a21
T
T
TT
TT
R
E
k
k
ln
1
2
и
()
()
()
=
×××
=
××
=
640 600
600 640
83,9
8,31 ln 407,0
TT
TT
k
k
ln
E
21
12
T
T
a
1
2
= 125981,3 Дж/моль = 125,98 кДж/моль.
Ответ: 125,98 кДж/моль.
ПРИМЕР 6. В гомогенной системе N2 + 3H2 = 2NH3 равновесные
концентрации реагирующих веществ: [N2] = 1,25 моль/л; [H2] = 0,9 моль/л;
[NH3] = 1,8 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные
концентрации азота и водорода.
РЕШЕНИЕ. Для обратимых реакций возможно состояние химического равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакций равны
®¬
u = u , а отношение констант этих скоростей постоянно и называется
константой равновесия данной системы:
3
u = k×[N2 ] ×[H2 ]
®®
;2
u = k×[NH3 ]
¬¬
;
®¬
u = u , т.е.
2
3
3
k× [N2 ] ×[H2 ] = k×[NH ]
®¬
.
3,56
1,25 0,9
1,8
[N ] [H ]
[NH ]
k
Kk3
2
3
22
2
3=
×
=
×
==¬
®
Исходные концентрации N2 и H2 находим с помощью уравнения реакции: на образование 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2 и 3 моль H2, следовательно, на образование 1,8 моль NH3 требуется 1,8/2 = 0,9 моль N2 и
(3×1,8)/2 = 2,70 моль N2. Учитывая равновесные концентрации азота и водорода, рассчитываем их исходные концентрации: Сисх.(N2) = 1,25 + 0,9 = 2,15
моль/л; Сисх.(H2) = 0,9 + 2,70 = 3,60 моль/л.
Приведенные рассуждения можно оформить в виде следующей
таблицы (табл.6):
63
Таблица 6
Вычисление исходных концентраций реагирующих веществ
Уравнение реакции N2 + 3H2 = 2NH3
Исходные концентрации,
С(В)исх., моль/л 1,25+0,9=2,15 0,9+2,70=3,60 0
Изменение концентраций,
DС(В), моль/л 0,9
2
1,8 = 2,70
2
1,8 3 =
×
1,8
Равновесные концентрации,
[В], моль/л 1,25 0,9 1,8
Ответ: К = 3,56; Сисх.(N2) = 2,15 моль/л; Сисх.(H2) = 3,60 моль/л.
ПРИМЕР 7. Константа равновесия гомогенной системы:
СО(г) + Н2О(г) « СО2(г) + Н2(г)
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации
всех веществ, если исходные концентрации СО и Н2О равны 3 моль/л и 2
моль/л, соответственно.
РЕШЕНИЕ. Константа равновесия данной системы:
1
[CO] [H O]
K [CO ] [H ]
2
22=
×
×
=
По мере протекания реакции концентрации веществ СО и Н2О понижаются,
а концентрации веществ СО2 и Н2 – повышаются. Предположим, что к моменту наступления равновесия концентрация [CO2] = х моль/л. По уравнению реакции образование х моль/л СО2 сопровождается образованием такого же количества х моль/л Н2; при этом расходуется х моль/л СО и х моль/л
Н2О. Следовательно, равновесные концентрации веществ:
[CO2] = [H2] = х моль/л;
[СО] = (3- х) моль/л;
[Н2О] = (2- х) моль/л.
Составим таблицу (табл.7), аналогичную табл.6 в примере 6:
Таблица 7
Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ
Уравнение реакции CO + H2O = CO + H2
С(В)исх., моль/л 3 2 0 0
DС(В), моль/л х х х х
[В], моль/л 3 - х 2 - х х х
64
Зная константу равновесия, можно рассчитать значение х и равновесные
концентрации веществ:
1
(3 ) (2 )
2
=
-x×-x
x
x 2 = 6 - 2 x - 3 x + x 2;
5 x = 6; x = 1,2 моль/л.
Тогда: [CO2] = 1,2 моль/л; [H2] = 1,2 моль/л;
[СО] = (3 - 1,2) = 1,8 моль/л; [Н2О] = (2 - 1,2) = 0,8 моль/л.
Ответ: [CO2] = 1,2 моль/л; [H2] = 1,2 моль/л; [СО] = 1,8 моль/л;
[Н2О] = 0,8 моль/л.
ПРИМЕР 8. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает
по уравнению:
PCl5(г) « PCl3(г) + Cl2(г); DH° = +92,59 кДж.
В каком направлении сместится равновесие этой реакции при: а) увеличении концетрации PCl5; б) увеличении концентрации Cl2; в) повышении давления; г) понижении температуры; д) введении катализатора.
РЕШЕНИЕ. Смещением или сдвигом химического равновесия называется изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в
результате изменения одного из условий протекания реакции. Направление
смещения равновесия определяется по принципу Ле Шателье: если на
систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие
сместится в сторону той реакции (прямой или обратной), которая
противодействует оказанному воздействию.
а) Увеличение концентрации реагентов (PCl5) увеличивает скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т.е. вправо;
б) увеличение концентрации прдуктов (Cl2) реакции увеличивает скорость
обратной реакции по сравнению со скоростью прямой реакции, и равновесие смещается влево;
в) увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с
образованием меньшего количества газообразных веществ. В данном
примере прямая реакция сопровождается образованием 2 моль газов (1
моль PCl3 и 1 моль Cl2), а обратная – образованием 1 моль PCl5. Поэтому
повышение давления приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону обратной реакции;
г) так как прямая реакция протекает с поглощением теплоты (DH° > 0), то
понижение температуры смещает равновесие в сторону обратной (экзотермической реакции);
65
д) введение в систему катализатора не влияет на смещение равновесия, т.к.
одинаково увеличивает скорость прямой и обратной реакций.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
141.Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации
реагирующих веществ равны: С(H2) = 0,04 моль/л; C(I2) = 0,05 моль/л.
Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда С(H 2) =
0,03 моль/л.
Ответ: 3,2×10-4; 1,92×10-4.
142.Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5×10-4 . Исходная концентрация N2O равна
6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда
разложению подвергнется 50% N2O.
Ответ: 1,8×10-2; 4,5×10-3.
143.Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
а) S(к) + O2 = SO2(г);
б) 2SO2(г) + O2 = 2SO3(г).
Вычислите, как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой
из систем уменьшить в четыре раза.
144.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы
N2 + 3H2 = 2NH3. Вычислите, как изменится скорость прямой реакции образования _____аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три
раза. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход аммиака?
145.Вычислите, как изменится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, при повышении температуры на 60 °С, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 2.
146.Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей
в газовой фазе, если понизить температуру от 120 °С до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.
147.При температуре 393 К реакция заканчивается за 25 минут. Вычислите
время протекания реакции при 443 К, если температурный коэффициент
скорости реакции равен 2,5.
Ответ: 15,3 с.
148.Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 45 минут,
если при 293 К на это требуется 3 часа. Температурный коэффициент
скорости реакции равен 3,2.
Ответ: 304,9 К.
66
149.Рассчитайте энергию активации химической реакции, если константы
скорости реакции при 303 К и 308 К соответственно равны 2,2×10-3 и
4,1×10-3 мин-1.
Ответ: 96,6 кДж/моль.
150.Энергия активации реакции 2N2O5 = 2N2O4 + O2 равна 103,5 кДж/моль.
Константа скорости этой реакции при 298 К равна 2,03×10-3 с-1. Вычислите константу скорости этой реакции при 288 К.
Ответ: 4,76×10-4 с-1.
151.В гомогенной системе CO + Cl2 = COCl2 равновесные концентрации
реагирующих веществ равны: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl 2] = 0,3 моль/л;
[COCl2] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия реакции и исходные концентрации хлора и монооксида углерода.
Ответ: К = 20; С(Cl2) = 1,5 моль/л; C(CO) = 1,4 моль/л.
152.В гомогенной системе А + 2В = C равновесные концентрации реагирующих газов равны: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216
моль/л. Вычислите константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Ответ: К = 2,5; С(А) = 0,276 моль/л; C(В) = 0,552 моль/л.
153.Равновесие гомогенной системы:
4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г)
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:
[HCl] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,32 моль/л; [H2O] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14
моль/л. Вычислите исходные концентрации кислорода и хлороводорода.
Ответ: С(О2) = 0,39 моль/л; C(HCl) = 0,48 моль/л.
154.Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г),
если равновесные концентрации реагирующих веществ [СО] = 0,004
моль/л; [Н2О] = 0,064 моль/л; [СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л.
Вычислите равновесные концентрации воды и оксида углерода (II).
Ответ: К = 1; [Н2О] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л.
155.При некоторой температуре равновесие гомогенной системы
2NO + O2 = 2NO2
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:
[NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации NO и O2.
Ответ: К = 2,5; С(NО) = 0,3 моль_____/л; C(O2) = 0,15 моль/л.
156.Рассчитайте равновесную концентрацию водорода в реакции:
2HI(г) = H2(г) + I2(г),
если исходная концентрация HI составляет 0,55 моль/л, а константа
равновесия равна 0,12.
Ответ: [H2] = 0,11 моль/л.
67
157.Реакция протекает по уравнению: А + В = 2С. Вычислите равновесные
концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 4 и 6 моль/л, а константа равновесия
К = 4.
Ответ: [А] = 1 моль/л; [В] = 2 моль/л; [С] = 3 моль/л.
158.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы:
С(графит) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г).
Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции - образования водяных паров.
159.Почему при изменении давления смещается равновесие системы
N2 + 3H2 = 2NH3
и не смещается равновесие системы
N2 + O2 = 2NO?
Ответ дайте на основании расчета скорости прямой и обратной реакций
в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражение
для константы равновесия каждой из данных систем.
160.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
CO2(г) + C(графит) = 2CO(г). Вычислите, как изменится скорость прямой реакции - образования СО, если концентрацию СО2 уменьшить в четыре
раза. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?
3.9. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
Концентрация вещества – физическая величина (размерная или
безразмерная), определяющая количественный состав раствора, смеси
или расплава.
ПРИМЕР 1. Вычислите: а) массовую долю (w,%); б) молярную
концентрацию (с, М); в) молярную концентрацию эквивалентов (сэк, н); г)
моляльность (сm, Мн) H2SO4 в растворе, полученном при растворении 49 г
кислоты в 500 мл воды, если его плотность составляет 1,058 г/см3. Чему равен титр (Т, г/мл) этого раствора?
РЕШЕНИЕ. а) Массовая доля (wB) растворенного вещества B
равна отношению массы растворенного вещества (mB) к массе раствора
(mP):
wB =
P
B
m
m.
Так как плотность воды равна 1 г/мл, то масса воды будет равна 500
г, а масса рствора:
mP = m(H2O) + m(H2SO4); т.е. mP = 500 + 49 = 549 г.
68
Следовательно, w(H2SO4) = 100
549
49 × = 8,92%.
б) Молярная концентрация вещества В (с, моль/л º М) равна
отношению количества растворенного вещества В (nB) к объему раствора
(Vр):
сВ =
BP
B
P
B
MV
m
V
n
×
=.
Объем раствора равен:
Vр =
r
mP , т.е. Vр =
1,058
549 = 519 мл = 0,5 л
Молярная концентрация H2SO4 в растворе равна:
с(H2SO4) =
98 0,5
49
×
= 1 моль/л = 1 М.
г) Моляльность вещества В в растворе (сm(B), моль/кг º Мн)
равна отношению количества растворенного вещества В (nB) к массе растворителя (ms):
сm(B) =
BS
B
S
B
Mm
m
m
n
×
=
Тогда моляльность серной кислоты в растворе:
сm(H2SO4) =
98 0,5
49
×
= 1 моль/кг = 1 Мн.
Титр раствора вещества В (Т, г/мл) – концентрация стандартного
раствора, равная массе вещества В (mB), содержащегося в 1 мл раствора:
ТВ =
P
B
V
m.
Следовательно: Т(H2SO4) =
519
49 = 0,0944 г/мл.
ПРИМЕР 2. Вычислите, какой объем уксусной кислоты с
w(CH3COOH) = 40% и плотностью раствора 1,069 г/см3 необходимо взять
для приготовления 0,5 л раствора с w(CH3COOH) = 9% и плотностью раствора 1,011 г/см3. Чему равна молярная концентрация и моляльность вещества в полученном растворе?
РЕШЕНИЕ. Для приготовления 0,5 л раствора с w(CH3COOH) =
9% необходимо кислоты:
m(CH3COOH) = mp×w(CH3COOH) = Vp×r×w(CH3COOH);
m(CH3COOH) = 500×1,011×0,09 = 45,45 г.
69
Вычислим массу mp и объем Vp раствора с w(CH3COOH) = 40%, в котором
содержится 45,45 г кислоты:
mp =
0,4
m 45,45
B
B=
w
= 113,62 г.
Vp =
1,069
mP = 113,62
r
= 106,29 мл.
Молярная концентрация приготовленного раствора равна:
сВ =
BP
B
P
B
MV
m
V
n
×
=;
Молярная масса уксусной кислоты М(CH3COOH) = 60 г/моль.
с(CH3COOH) =
60 0,5
45,45
×
= 1,52 М.
Моляльность CH3COOH в растворе будет равна:
сm(B) =
BS
B
S
B
Mm
m
m
n
×
=;
Масса воды в полученном растворе равна:
m(H2O) = mp - m(CH3COOH) = Vp×r - m(CH3COOH);
m(H2O) = 500×1,011 - 45,45 = 459,55 г.
сm(CH3COOH) = 60 459,55 10 3
45,45
××= 1,65 Мн.
ПРИМЕР 3. Смешали 5л 0,1 н раствора сульфата хрома и 3 л 0,5 н
раствора. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов вещества в
полученном растворе, объем которого равен 8 л. Чему равна молярная концентрация и титр полученного раствора?
РЕШЕНИЕ. Молярная концентрация эквивалентов вещества равна:
сэк(В) =
P
эк
V
n (B) .
Количество эквивалентов Cr2(SO4)3 в полученном растворе составляет:
nэк(В) = сэк(В)×Vр;
nэк(Cr2(SO4)3) = 5×0,1 + 3×0,5 = 2 моль.
Следовательно: сэк(Cr2(SO4)3) =
8
2 = 0,25 н.
Молярная и молярная концентрация эквивалентов вещества связаны соотношением:
сэк(В) = сВ×zB.
70
Отсюда: с(Cr2(SO4)3) =
6
0,25 = 0,04 М.
Титр равен: ТВ =
1000
сM
1000
c (В) M (В)
V
m эк эк В B
P
B×
=
×
=.
Молярная масса сульфата хрома равна:
М(Cr2(SO4)3) = 392 г/моль.
Тогда: Т(Cr2(SO4)3) =
1000
0,04× 392 = 0,0157г/мл.
ПРИМЕР 4. Вычислите, какая масса серной кислоты содержалась в
растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 25 см3 0,2 н раствора
гидроксида натрия.
РЕШЕНИЕ. Количества эквивалентов реагентов и продуктов реакции одинаково, т. е. nэк(H2SO4) = nэк(NaOH).
nэк(NaOH) = сэк (NaOH)×Vp = 0,2×0,025 = 0,05моль.
Следовательно: nэк(H2SO4) = 0,05 моль.
Молярная масса эквивалентов H2SO4:
Мэк(H2SO4) =
2
98
2
M(H2SO4 ) = = 49 г/моль.
Тогда масса серной кислоты в растворе будет равна:
m = nэк×Мэк; m(H2SO4) = 0,05×49 = 2,45 г.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
161.Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов хлорида кальция в растворе с w(CaCl2) = 20% и плотностью
1,178 г/см3. Чему равна моляльность вещества в этом растворе?
Ответ: 2,1 М; 4,2 н; 2,25 Мн.
162.К 3 л раствора азотной кислоты (w(HNO3) = 10%; r = 1,054 г/см3) прилили 5 л раствора той же кислоты с w(HNO3) = 2% и плотностью 1,009 г/
см3. Вычислите массовую долю и молярную концентрацию вещества в
полученном растворе, объем которого равен 8 л. Чему равен титр раствора?
Ответ: 5,0%; 0,82 М; 0,052 г/мл.
163.Вычислите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов фосфорной кислоты в растворе, полученном
при растворении 27 г в 273 мл воды, если плотность его составляет 1,047
г/см3. Чему равна моляльность вещества в растворе и его титр?
Ответ: 9%; 0,96 М; 2,88 н;1,01 Мн; 0,094 г/мл.
71
164.Чему равна молярная концентрация эквивалентов гидроксида натрия в
растворе с w(NaOH) = 30% (r = 1,328 г/см3)? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите массовую долю NaOH в полученном растворе.
Ответ: 9,96 н; 6,30%.
165.Вычислите, какую массу хлорида натрия необходимо взять для приготовления 250 мл раствора с w(NaCl) = 14% и плотностью 1,094 г/см3.
Чему равна молярная концентрация вещества и титр приготовленного
раствора?
Ответ: 38,29 г; 2,62 М; 0,15 г/мл.
166.Вычислите, какой объем уксусной кислоты с w(CH3COOH) = 40% и
плотностью раствора 1,069 г/см3 необходимо взять для приготовления 1
л раствора с w(CH3COOH) = 12% и плотностью раствора 1,015 г/см3. Чему равна моляльность вещества в полученном растворе?
Ответ: 284,8 мл; 2,27 Мн.
167.Вычислите,какую массу сульфата меди (II) необходимо растворить в 10
л воды, чтобы получить раствор с w(CuSO4) = 5%? Чему равна молярная
концентрация вещества в полученном растворе, если его плотность равна _____1,051 г/см3?
Ответ: 52,63 г; 0,33 М.
168.Вычислите, какой объем воды необходимо прилить к 250 мл раствора
азотной кислоты с w(HNO3) = 30% и плотностью, равной 1,18 г/см3 для
получения раствора с w(HNO3) = 7,5%. Чему равна молярная концентрация вещества и титр исходного раствора кислоты?
Ответ: 885 мл; 5,62 М; 0,354 г/мл.
169.Вычислите, какой объем воды и концентрированного раствора серной
кислоты с w(H2SO4) = 96% и плотностью, равной 1,84 г/см3 необходимо
взять для приготовления 4 л аккумуляторной кислоты (w(H2SO4) = 37% r
= 1,27 г/см3). Чему равна молярная концентрация и молярная концентрация эквивалентов вещества в приготовленном растворе?
Ответ:
170.В каком объеме воды необходимо растворить 67,2 л (н.у.) хлороводорода, чтобы получить раствор с массовой долей HCl, равной 9%? Вычислите, чему равна молярная концентрация вещества, если плотность плученного раствора равна 1,045 г/см3?
Ответ: 1107 мл; 2,58 М.
171.Вычислите, сколько граммов медного купороса CuSO 4×5H2O необходимо растворить в 10 л воды, чтобы получить раствор с w(CuSO4) = 8%.
Чему равна молярная концентрация эквивалентов CuSO 4 в полученном
растворе, если его плотность составляет 1,084 г/см3.
Ответ: 175 г. 1,08 н.
72
172.Смешали 100 мл раствора карбоната натрия (w(Na2CO3) = 6%; r = 1,06
г/см3) и 250 мл раствора с w(Na2CO3) = 9,8%; r = 1,06 г/см3. Вычислите
массовую долю полученного раствора. Какая масса Na2CO3 содержится в
1 л такого раствора?
Ответ: 8,74%; 95,27 г.
173.Смешали 3 л 0,2 н раствора сульфата алюминия и 2 л 0,3 н раствора.
Вычислите молярную концентрацию эквивалентов вещества в полученном растворе, объем которого равен 5 л. Чему равна молярная концентрация и титр полученного раствора?
Ответ: 0,24 н; 0,06 М; 0,0205 г/мл.
174.Из 700 г раствора серной кислоты с w(H2SO4) = 20% выпариванием удалили 200 г воды. Вычислите, чему равна массовая доля и моляльность
вещества в полученном растворе.
Ответ: 28%; 3,97 Мн.
175.Из 500 г раствора нитрата калия с w(KNO3) = 24% при охлаждении выделилось 40 г растворенной соли. Вычислите, чему равна массовая доля
и молярная концентрация вещества в полученном растворе (r = 1,11
г/см3).
Ответ: 17,39%; 1,91 М.
176.Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3 0,3 н раствора серной кислоты прибавить 125 см3 0,2 н раствора гидроксида калия?
Ответ: 0,14 г КОН.
177.Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3 раствора AgNO3, потребовалось 50 см3 0,2 н растора HCl. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов вещества в растворе нитрата серебра. Какая масса хлорида серебра выпала в осадок?
Ответ: 0,1 н; 1,433 г.
178.Вычислите, какая масса азотной кислоты содержалась в растворе, если
на нейтрализацию его потребовалось 35 см3 0,4 н раствора гидроксида
натрия. Чему равен титр раствора NaOH?
Ответ: 0,882 г; 0,016 г/мл.
179.Вычислите, какой объем 0,3 н раствора фосфорной кислоты требуется
для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 мл раствора.
Чему равна молярная концентрация и титр раствора H3PO4?
Ответ: 26,6 мл; 0,1 М; 9,8 10-3 .
180.Вычислите молярную концентрацию эквивалентов вещества и титр раствора с w(NaHCO3) = 8% и плотностью раствора, равной 1,058 г/см3.
Сколько граммов гидрокарбоната натрия содержится в 5 л этого раствора?
Ответ: 1 М; 0,084 г/мл; 423,2 г;
73
3.10. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств
(коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит
только от числа в растворе частиц растворенного вещества и от количества
растворителя. Некоторые коллигативные свойства растворов используют
для определения молекулярной массы вещества.
ПРИМЕР 1. Вычислите температуры кристаллизации и кипения
водного раствора глюкозы (w(C6H12O6) = 5%).
РЕШЕНИЕ. Понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения (Т) раствора неэлектролита по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнениями:
Dtкрист__________. = K×m; Dtкип. = Э×m,
где
К - криоскопическая постоянная растворителя. Для воды равна 1,86;
Э - эбулиоскопическая постоянная растворителя. Для воды равна 0,52;
m - моляльная концентрация растворенного вещества.
Или уравнениями:
M m1
t K(Э) m 1000
×
×
D=;
где m - масса растворенного вещества;
M - молярная масса растворенного вещества;
m1 - масса растворителя.
Понижение температуры кристаллизации водного раствора глюкозы с w(C6H12O6) = 5% находим по формуле (1):
=°
×
×
D = 0,54
180 95
t 1,865 1000 .
Вода кристаллизуется при 0 °С, следовательно, температура кристаллизации раствора равна:
0 - 0,54 = -0,54 °С.
По формуле (1) находим и повышение температуры кипения раствора:
0,15 C
180 95
t 0,52 5 1000 = °
×
××
D=.
Вода кипит при 100 °С, следовательно, повышение температуры
кипения раствора глюкозы с w(C6H12O6) = 5% равно:
100 + 0,15 = 100,15 оС.
ПРИМЕР 2. Раствор, содержащий 1,22 г некоторого вещества в 100
г сероуглерода, кипит при 46,529 оС, тогда как чистый сероуглерод кипит
74
при 46,3 оС. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2,29 о. Вычислите
молярную массу растворенного вещества.
РЕШЕНИЕ. Из условия задачи находим:
Dtкип. = 46,529 – 46,3 = 0,229 °
0,229 100
2,29 1,22 1000
tm
M Э m 1000
1×
××
=
×
×
= × = 122 г/моль.
ПРИМЕР 3. Вычислите давление пара воды над раствором, содержащим 45 г глюкозы C6H12O6 в 720 г воды при 25 оС. Давление пара воды
при 25 оС составляет 3168 Па.
РЕШЕНИЕ. Понижение давления пара растворителя над раствором, р (закон Рауля):
p1 = N1×po p = po - p1 = N2×po = po×
12
2
nn
n
+
, где
p1 – парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором;
po – давление насыщенного пара над чистым растворителем;
N1 – молярная доля растворителя;
N2 – молярная доля растворенного вещества;
n1 – количество растворителя;
n2 – количество растворенного вещества.
М(Н2О) = 18 г/моль; М(C6H12O6) = 180 г/моль.
÷øö
çè
×æ+
=×
+
=×
180
45
18
18 720
3168 720
nn
n
pp
12
2
0=
3148 Па
ПРИМЕР 4. Вычислите при 20 оС осмотическое давление раствора,
в 100 мл которого содержится 6,33 г красящего вещества крови – гематина
С34Н33N4O5Fe.
РЕШЕНИЕ. Осмотическое давление, р, кПа:
p = c×R×T,
где с - молярная концентрация;
R - универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль К);
Т - температура, К.
М(С34Н33N4O5Fe) = 633 г/моль. Вычислим молярность раствора:
MV
m
V
сn
×
= = 0,1 моль / л
633 0,1
6,33 =
×
=.
Из уравнения р = с×R×T найдем осмотическое давление:
Р = 0,1×8,31×293 = 243,4 кПа.
75
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
181.Вычислите температуру кристаллизации раствора глюкозы C 6H12O6,
содержащего 54 г глюкозы в 250 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86 оС.
Ответ: -2,23 оС.
182.Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 16 г сахарозы C12H22O11 в 350 г воды при 293 К. Плотность раствора считать равной
единице.
Ответ: 316,33 кПа.
183.Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36,86 оС_____, тогда как чистый эфир кипит при 35,60 оС. Эбулиоскопическая константа диэтилового эфира 2,02 о. Вычислите молярную массу растворенного вещества.
Ответ: 128,25 г/моль.
184.Раствор в 100 мл которого находится 2,30 г неэлектролита, обладает при
298 К осмотическим давлением, равным 618,5 кПа. Вычислите молярную массу вещества.
Ответ: 92,0 г/моль.
185.Вычислите, какую массу анилина C6H5NH2 следует растворить в 50 г
этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53 о. Эбулиоскопическая константа этилового эфира 2,12 оС.
Ответ: 1,16 г.
186.Вычислите, чему равно давление насыщенного пара над раствором карбамида CO(NH2)2 при 100 оС (w(CO(NH2)2 = 10%). Давление насыщенного пара воды при этой температуре составляет 101,3 кПа.
Ответ: 98 кПа.
187.Вычислите, сколько моль неэлектролита должен содержать 1 л раствора, чтобы его осмотическое давление при 25 оС было равно 2,47 кПа.
Ответ: 0,001 моль.
188.В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового
спирта CH3OH (r = 0,8 г/мл.). Вычислите, при какой наинизшей температуре можно после этого оставлять автомобиль на открытом воздухе, не
опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет. Криоскопическая константа
воды 1,86 оС.
Ответ: Около -8 оС.
189.Водно-спиртовый раствор, содержащий 15 % спирта (r = 0,97 г/мл),
кристаллизуется при –10,26 оС. Криоскопическая константа воды 1,86
оС. Вычислите молярную массу спирта и осмотическое давление раствора при 293 К.
Ответ: 32 г/моль; 11,08 мПа.
76
190.Вычислить при 65 оС давление пара над раствором, содержащим 13,68 г
сахарозы C12H22O11 в 90 г воды, если давление насыщенного пара над
водой при той же температуре равно 25,0 кПа (187,5 мм рт.ст.).
Ответ: 24,8 кПа.
191.При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его
повысилась на 0,81 о. Определите, сколько атомов содержит молекула
серы в этом растворе. Эбулиоскопическая константа бензола в этом растворе 2,57 о.
Ответ: 8.
192.К 100 мл 0,5 М раствора сахарозы C12H22O11 добавлено 300 мл воды.
Вычислите, чему равно осмотическое давление полученного раствора
при 25 оС.
Ответ: 309,6 кПа.
193.При 315 К давление насыщенного пара над водой равно 8,2 кПа (61,5
мм.рт.ст.). Вычислите, насколько понизится давление пара при указанной температуре, если в 540 г воды растворить 36 г глюкозы C 6H12O6.
Ответ: На 54,3 Па.
194.Раствор, содержащий 3,04 г камфары C10H16O в 100 г бензола, кипит
при 80,714 оС Температура кипения бензола 80,2 оС. Вычислите эбулиоскопическую константу бензола.
Ответ: 2,57 о.
195.Вычислите, сколько граммов глюкозы C6H12O6 должно находится в 0,5
л раствора, чтобы его осмотическое давление (при той же температуре)
было таким же, как раствора, в 1 л которого содержится 9,2 г глицерина
C3H5(OH)3.
Ответ: 9 г.
196.Вычислите, чему равно при 65 оС давление пара над раствором, содержащим 13,68 г сахарозы C12H22O11 в 90 г воды. Давление насыщенного
пара над водой при этой же температуре равно 25,0 кПа.
Ответ: 24,8 кПа.
197.Вычислите температуру кипения водного раствора пропилового спирта
C3H7OH (w(C3H7OH) = 15%). Эбулиоскопическая константа воды 0,52 о.
Ответ: 101,53 °С.
198.Давление пара воды при 20 оС составляет 2338 Па. Вычислите, сколько
граммов сахара C12H22O11 следует растворить в 720 г воды для получения
раствора, давление пара которого на 18,7 Па меньше давления пара воды. Чему равна массовая доля сахара в этом растворе?
Ответ: 110,3 г, 13,3%.
199.Осмотическое давление водного раствора глицерина C 3H5(OH)3 составляет при 0 оС 567,3кПа. Приняв плотность раствора равной единице, вы77
числите давление пара раствора при 0 оС, если давление пара воды при
той же температуре составляет 610,6 Па.
Ответ: 607,8 Па.
200.Температура кипения ацетона 56,1 оС, а его эбулиоскопическая константа равна 1,73 о. Вычислите температуру кипения раствора (Глицерина) этанола в ацетоне (w(C2H5OH) = 8%).
Ответ: 59,4 оС.
3.11. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Электролитической диссоциацией называют процесс распада
вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.
ПРИМЕР 1. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения
констант равновесия): а) Ca(OH)2; б) H3PO4; в) Al2(SO4)3; г) NaHS; д)
Cr(OH)3.
РЕШЕНИЕ. При растворении в воде или других растворителях кислоты, основания и соли подвергаются электролитической диссоциации,
полностью или частично распадаясь на ионы. Отношение числа продиссоциированных молекул к числу растворенных называют степенью электролитической диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации
электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты диссо-
циированы полнотью, т.е. имеют степень диссоциации, равную единице.
Слабые электролиты диссоциированы частично. Список сильных электролитов приведен в Приложении.
Уравнения диссоциации сильных электролитов представляют диссоциацию как необратимый процесс (®).
Степень диссоциации слабых электролитов обычно бывает небольшой, и значительная часть слабого электролита существует в недиссоциированном состоянии.
Уравнения диссоциации слабых электролитов представляют диссоциацию как обратимый процесс («). Константы равновесия, описывающие
диссоциацию слабых электролитов, называют константами диссоциации.
а) Ca(OH)2 – гидроксид щелочноземельного металла – сильное
двухкислотное основание. Диссоциирует ступенчато, по первой ступени как
сильный электролит:
Ca(OH)2 ® CaOH+ + OH-;
по второй ступени как слабый электролит:
CaOH+ « Ca2++ OH78
[CaOH ]
K [Ca ] [OH ]
2
2+
+× -
=.
б) H3PO4 – слабая трехосновная кислота. Диссоциирует ступенчато:
H3PO4 « H+ + 4H2PO
[H PO ]
K [H ] [H PO ] к
34
24
1
+× -
= = 7,24×10-3;
-4
H2PO « H+ + - 24
HPO
[H PO ]
K [H ] [HPO ] к +× =
24
24
2 = 6,17×10-8;
- 24
HPO « H+ + 3PO4
[HPO ]
K [H ] [PO ] к +× = 24
3
4
3=
4,57×10-13.
в) Al2(SO4)3 – сульфат алюминия – средняя соль, сильный электролит. Диссоциирует в одну стадию на катион металла и анион кислотного
остатка:
Al2(SO4)3 ® 2Al3+ + 3 - 24
SO .
г) NaHS - гидросульфид натрия – кислая соль, сильный электролит.
Диссоциирует в две ступени:
NaHS ® Na+ + HS-;
HS- « H+ + S2[HS ]
K [H ] [S ]
2
2-
+× -
= = 1,23×10-13.
д) Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид. Слабый электролит. Диссоциирует как
по типу основания, так и по типу кислоты.
Диссоциация по типу основания:
Cr(OH)3 « OH- + +
2 Cr(OH)
+2
Cr(OH) « OH- + CrOH2+
CrOH2+ « OH- + Cr3+.
Диссоциация по типу кислоты:
Cr(OH)3 + 3H2O « H+ + [Cr(H2O)2(OH)4][Cr(H2O)2(OH)4]- « H+ + [Cr(H2O)(OH)5]2[Cr(H2O)(OH)5]2- « H+ + [Cr(OH)6]3ПРИМЕР 2. Напишите уравнение электролитической диссоциации
муравьиной кислоты и вычислите рН ее 0,01 М раствора. Как и почему изменится значение рН при добавлении к раствору HСООН формиата натрия?
РЕШЕНИЕ. Органические кислоты – это слабые электролиты.
Уравнение диссоциации муравьиной кислоты:
НСООН « Н+ + НСОО- (I)
рН (водородный показатель) есть отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода H+:
79
pH = -lg[H+].
Концентрация ионов водорода в растворе слабого электролита равна:
[H+] = a×c,
где a – степень диссоциации;
с – молярная концентрация электролита, моль/л.
Согласно закону разбавления Оствальда:
с
a = Kк .
Вычислим молярную концентрацию ионов водорода:
[H+] = a×c = с K с
с
K
к
к×
= × = 1,78 ×10-4 ×10-2 = 1,33×10-3 моль/л
Водородный показатель равен:
рН = -lg1,33×10-3 = -lg10-3 - lg1,33 = 3 - lg1,33 = 3 – 0,12 = 2,88 » 2,9.
При добавлении к раствору слабого электролита раствора сильного
электролита, содержащего одноименный ион,
HCOONa ® Na+ + HCOO-,
концентрация его увеличивается, это приводит к ослаблению диссоциации слабого электролита. Равновесие реакции смещается влево, и,
следовательно, к уменьшению концентрации ионов водорода [H+] и увеличению рН раствора.
ПРИМЕР 3. Вычислите рН растворов, в которых концентрации ионов OH- (моль/л) равны: а) 3,6×10-5; б) 7,8×10-5. Чему равна концентрация
ионов водорода в растворе, в 500 мл которого содержится 4,9 г H2SO4?
РЕШЕНИЕ. Вычислим гидроксидный показатель:
pOH = -lg[OH-] = -lg3,6×10-5 = -lg10-5 - lg3,6 = 5 – lg3,6 = 5 – 0,56 = 4,44.
Из соотношения рН + рОН = 14 находим:
рН = 14 – рОН = 14 – 4,44 = 9,56.
Серная кислота – сильный электролит. Уравнение диссоциации:
H2SO4 ® 2H+ + - 24
SO ;
Концентрация ионов водорода равна:
[H+] = 2×с(H2SO4).
Вычислим молярную концентрацию H2SO4:
98 0,5
4,9
MV
m
V
cn
×
=
×
= = = 0,1 моль/л,
следовательно, [H+] = 2×0,1 = 0,2 моль/л.
Вычислим рН:
pH = -lg[H+] = -lg0,2 = 0,70.
80
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
201.Напишите уравнение электролитической диссоциации фтороводородной кислоты и вычислите рН ее 0,1 М раствора. Как и почему изменится
значение рН при добавлении к раствору HF фторида натрия?
Ответ: 2,09
202.Константа диссоциации масляной кислоты C3H7OH 1,5 10-5. Вычислите
степень ее диссоциации в 0,005 М растворе.
Ответ: 0,055.
203.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения констант равновесия): а) Mg(OH)2; б) H2SO4; в) AlOHCl2; г) Na2HPO4; д) Be(OH)2.
Чему равна концентрация ионов водорода [H+] в 0,1 н растворе H2SO4 (a
= 1)?
204.Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов ОН- (моль/л)
равна: а) 6,5×10-6; б) 9,0×10-9. Чему равен рН 0,1 н раствора H2SO4?
Ответ: 10-1 моль/л.
205.Напишите уравнение электролитической диссоциации водного раствора
аммиака и вычислите рН его 0,01 М раствора. Как и почему изменится
значение рН при добавлении к раствору NH3×H2O хлорида аммония?
Ответ: 11,62.
206.Напишите уравнение электролитической диссоциации азотистой кислоты. Вычислите, при какой концентрации раствора степень диссоциации
HNO2 будет равна 0,2.
Ответ: 0,01 моль/л.
207.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения констант равновесия): а) KOH; б) H2CO3; в) Cr2(SO4)3; г) NaH2PO4; д) Zn(OH)2.
208.Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов Н + (моль/л)
равна: а) 4,8×10-11; б) 1,0×10-5. Чему равен рН 0,01 М раствора NaOH.
209.Напишите уравнение электролитической диссоциации водного раствора
уксусной кислоты и вычислите рН ее 0,001 М раствора. Как и почему
изменится значение рН при добавлении к раствору CH3COOH ацетата
натрия?
Ответ: 3,88.
210.Степень диссоциации угольной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе равна 2,11×10-3. Вычислите константу диссоциации H2CO3 по первой ступени.
Ответ: 4,45×10-7.
81
211.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения констант равновесия): а) Ba(OH)2; б) H3PO4; в) KHS; г) HNO3; д) Al(OH)3.
212.Вычислите рН раствора: а) гидроксида калия, в 250 мл которого растворено 1,4 г КОН; б) хлороводородной кислоты в 1 л которого растворено
5,6 л газообразного HCl (r = 1).
Ответ: 11;
213.Напишите уравнение электролитической диссоциации водного раствора
азотистой кислоты и вычислите рН ее 0,1 М раствора. Как и почему изменится значение рН при добавлении к раствору HNO2 нитрита натрия?
Ответ: 2,15.
214.Вычислите степень диссоциации и значение рН 0,2 н раствора хлорноватистой кислоты HOCl.
Ответ: 3,8×10-5; 5,12.
215.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения констант равновесия): а) KOH; б) СH3COOH; в) AlCl3; г) Сr(OH)3; д) H2SO4.
216.Вычислите, чему равна концентрация ионов водорода и значение рН в
водном растворе муравьиной кислоты НСООН, если степень дисоциации
равна 30%.
Ответ: 6×10-4 моль/л; 3,22.
217.Напишите уравнение электролитической диссоциации водного раствора
циановодородной кислоты и вычислите рН ее 0,01 М раствора. Как и почему изменится значение рН при добавлении к раствору HСN цианида
натрия?
Ответ: 5,66.
218.В 0,1 н растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32×10-2.
Вычислите, при какой молярной концентрации азотистой кислоты ее
степень диссоциации будет такой же.
Ответ: 2,3 моль/л. (2,9 моль/л)!!!
219.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов (для слабых электролитов напишите выражения констант равновесия): а) H2S; б) Сa(OH)2; в) NaHCO3; г) Сu(OH)2SO4; д) HCl.
220.Вычислите степень диссоциации и значение рН 0,02 М раствора сернистой кислоты H2SO3.
Ответ: 1,74.
82
3.12. РЕАКЦИИ ОБМЕНА. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
РЕАКЦИЙ
При решении задач этого раздела см. прил.2
Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования малодиссоциирующих соединений (слабые
электролиты или комплексные ионы) или малорастворимых веществ
(осадки, газы).
Ионно-молекулярные, или ионные, уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, комплексные ионы, малорастворимые и газообразные вещества, записывают в молекулярной форме.
В ионно-молекулярном уравнении одинаковые его ионы из обеих
его частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений
следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения
должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав:
а) только продуктов реакции, протекают практически необратимо;
б) как продуктов, так и реагентов, протекают, как и правило, не до
конца, т.е. обратимо («). Равновесие в таких реакциях смещено в сторону
более слабого электролита, менее растворимого вещества.
ПРИМЕР 1. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) HCl и
KOH; б) Be(OH)2 и NaOH; в) Pb(NO3)2 и Na2S; г) CH3COOH и NaOH; д)
K2CO3 и H2SO4; е) AlOHCl2 и KOH.
РЕШЕНИЕ. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) HCl + KOH = KCl + H2O;
б) Be(OH)2 + 2NaOH = Na2Be(OH)4;
в) Pb(NO3)2 + Na2S = PbS + 2NaNO3;
г) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O;
д) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O;
е) AlOHCl2 + 2KOH = Al(OH)3 + 2KCl.
Веществами, образование которых обусловливает протекание дан-
ных реакций являются: а) и г) - H2O; б) комплексный ион - - 24
Be(OH) ; в) и е)
осадки – PbS и Al(OH)3; д) газ - CO2.
Запишем полные ионно-молекулярные уравнения реакций:
а) H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O;
83
б) Be(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + - 24
Be(OH) ;
в) Pb2+ + 2 NO3 + 2Na+ + S2- = PbS + 2Na+ + 2 NO3 ;
г) CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ + H2O;
д) 2K+ + 2CO3 + 2H+ + - 24
SO = 2K+ + - 24
SO + CO2 + H2O;
е) AlOH2+ + 2Cl- + 2K+ + 2OH- = Al(OH)3 + 2K+ + 2Cl-.
Исключив одинаковые ионы из обеих частей равентсва, получим
сокращенные ионно-молекулярные уравнения этих реакций:
а) H+ + OH- ® H2O;
б) Be(OH)2 + 2OH- « - 24
Be(OH) ;
в) Pb2+ + S2- ® PbS;
г) CH3COOH + OH- « CH3COO- + H2O;
д) 2CO3 + 2H+ ® CO2 + H2O;
е) AlOH2+ + 2OH- « Al(OH)3.
ПРИМЕР 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым
соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) HCO3 + OH- « 2CO3 + H2O;
б) Ag+ + Cl- = AgCl;
в) ZnOH+ + H+ « Zn2+ + H2O;
г) S2- + 2H+ ® H2S.
РЕШЕНИЕ. В левой части данных ионно-молекулярных уравнний
указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации сильных
электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений
следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов.
Например:
а)NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O;
б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3;
в) ZnOHCl + HCl = ZnCl2 + H2O;
г) K2S + H2SO4 = H2S + K2SO4.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
221.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б)
K2SiO3 и HCl; в) BaCl2 и Na2SO4. Назовите вещества, образование которых обусловливает протекание этих реакций.
222.Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) Pb2+ + I- ® PbI;
84
б) HS- + H+ « H2S.
223.Какие из веществ – CrOHCl2, Ca(OH)2, KHCO3, Zn(OH)2 – взаимодействуют с раствором гидроксида калия? Напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций.
224.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) FeCl3 и KOH; б) Na2S
и H2SO4; в) Al(OH)3 и NaOH. Назовите вещества, образование которых
обусловливает протекание этих реакций.
225.Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которым соответ-
ствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) H+ + OH- ® H2O;
б) Mg2+ + 2CO3 ® MgCO3.
226.Какие из веществ – Mg(OH)2, KHCO3, AlOHSO4, NiCl2 – взаимодействуют с раствором серной кислоты? Напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций.
227.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO3 и K2CrO4; б)
FeCl3 и NH3
.H2O; в) BaS и HCl. Назовите вещества, образование которых
обусловливает протекание этих реакций.
228.Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) AlOH2+ + 2OH- « Al(OH)3;
б) Ba2+ + - 24
SO ® BaSO4;
в) H+ + 2 NO ® HNO2.
229.Какие из веществ – CrCl3, H2SO4, NaOH, Ni(NO3)2, Zn(OH)2 – взаимодействуют с раствором сульфида натрия? Напишите молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций.
230.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Zn(OH)2 и KOH; б)
CH3COOH и NH3
.H2O; в) CaCl2 и Pb(NO3)2. Назовите вещества, образование которых обусловливает протекание этих реакций.
231.Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) Al(OH)3 + 3H+ « Al3+ + 3H2O;
б) Cu2+ + 2OH- ® Cu(OH)2;
в) CH3COO- + H+ ® CH3COOH.
232.Какие из веществ – CuOHCl, Ba(OH)2, Ni(NO3)2, Na2SO3, - взаимодействуют с раствором хлороводородной кислоты? Напишите молекулярные
и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций.
85
233.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б)
CdSO4 и Na2S; в) MgCO3 и HNO3. Назовите вещества, образование которых обусловливает протекание этих реакций.
234.Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) HCO3 + OH- « 2CO3 + H2O;
б) CaCO3 + 2H+ ® Ca2+ + CO2 + H2O;
в) S2- + 2H+ ® H2S.
235.Какие из веществ – NaCl, Be(OH)2, NiSO4, KHCO3, -взаимодействуют с
раствором гидроксида натрия? Напишите молекулярные и сокращенные
ионно-молекулярные уравнения реакций.
236.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Cr(OH)3 и KOH; б)
CdS и HCl; в) HNO3 и NH3
.H2O. Назовите вещества, образование которых обусловливает протекание этих реакций.
237.Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) Cu(OH)2 + 2H+ « Cu2- + 2H2O;
б) H+ + OH- ® H2O;
в) Mg(OH)2 +2 +
4NH « Mg2+ + 2NH3
. H 2O .
238.Какие из веществ – KOH, NaCl, Pb(NO3)2, Na2S, -взаимодействуют с
раствором сульфата меди (II)? Напишите молекулярные и сокращенные
ионно-молекулярные уравнения реакций.
239.Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные _____уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Zn(OH)2 и H2SO4; б)
CuS и HCl; в) CaCl2 и Na3PO4. Назовите вещества, образование которых
обусловливает протекание этих реакций.
240.Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым соответствуют следующие сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
а) CuOH+ + H+ « Cu2+ + H2O;
б) NH3
. H 2O + H + « +
4NH + H2O;
в) 3Ca2+ + 2 3PO4 = Ca3(PO4)2.
86
3.13. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролизом соли называют реакцию поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, которая сопровождается образованием малодиссоциированного или (и) малорастворимого продукта и
изменением рН среды.
ПРИМЕР 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза солей: а) NiCl2, б) Na2CO3, в) Al2S3. Какое значение рН (7< pH > 7, pH = 7) имеют растворы этих солей?
РЕШЕНИЕ. а) Хлорид никеля NiCl2 – соль, образованная катионом
слабого многокислотного основания (Ni(OH)2) и анионом сильной кислоты
(HCl). Соль гидролизуется по катиону.
Гидролиз многозарядного катиона протекает ступенчато в связи
со ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований, при обычных
условиях главным образом по первой ступени. Продуктами гидролиза
являются основная соль и сильная кислота.
При растворении в воде молекулы NiCl2 полностью диссоциируют
на ионы. Уравнение диссоциации соли:
NiCl2 ® Ni2+ + 2ClСокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Ni2+ + H2O « NiOH+ + H+
или в молекулярной форме:
NiCl2 + H2O « NiOHCl + HCl
В результате гидролиза в растворе появляется избыток ионов водорода H+, поэтому раствор соли имеет кислую среду и рН<7.
в) Карбонат натрия Na2CO3 – соль, образованная катионом сильного основания (NaOH) и анионом слабой многоосновной кислоты (H2CO3).
Соль гидролизуется по аниону.
Гидролиз многозарядного аниона протекает ступенчато в связи со
ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот, при обычных условиях
главным образом по первой ступени. Продуктами гидролиза являются кислая соль и сильное основание.
При растворении в воде молекулы Na2CO3 полностью диссоциируют на ионы. Уравнение диссоциации соли:
Na2CO3 ® 2Na+ + 2CO3
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
2-
CO3 + H2O « HCO3 + OHили в молекулярной форме:
Na2CO3 + H2O « NaHCO3 + NaOH
87
В результате гидролиза в растворе появляется избыток ионов гидроксила OH-, поэтому раствор соли имеет основную среду и рН > 7.
г) Сульфид алюминия Al2S3 – соль, образованная катионом слабого
основания (Al(OH)3) и анионом слабой кислоты (H2S). Соль гидролизуется
по катиону и аниону.
Гидролиз протекает довольно интенсивно. Образующиеся при гидролизе ионы Н+ и ОН- связываются в молекулы воды, что усиливает гидролиз и по катиону и по аниону. Продуктами гидролиза являются слабое основание и слабая кислота.
При растворении в воде молекулы Al2S3 полностью диссоциируют
на ионы. Уравнение диссоциации соли:
Al2S3 ® 2Al3+ +3S2Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
2Al3+ +3S2- + 6H2O ® 2Al(OH)3 + 3H2S
или в молекулярной форме:
Al2S3 + 6H2O ® 2Al(OH)3 + 3H2S
Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты (Кд(Al(OH)3) = 3,16×10-7 > Кд(H2S) =
6,7×10-8). Поэтому раствор соли имеет среду, близкую к нейтральной и рН =
7.
ПРИМЕР 2. К раствору CuSO4 добавили следующие вещества: а)
H2SO4, б) KOH, в) Al2(SO4)3, г) Na2S. В каких случаях гидролиз сульфата
алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза этих солей.
РЕШЕНИЕ. Сульфат меди CuSO4 - соль, образованная катионом
слабого многокислотного основания (Cu(OH)2) и анионом сильной кислоты
(H2SO4). Соль гидролизуется по катиону.
Гидролиз многозарядного катиона протекает ступенчато в связи со
ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований, при обычных условиях главным образом по первой ступени. Продуктами _____гидролиза являются
основная соль и сильная кислота.
При растворении в воде молекулы CuSO4 полностью диссоциируют
на ионы. Уравнение диссоциации соли:
CuSO4 ® Cu2+ + - 24
SO
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cu2+ + H2O « CuOH+ + H+
или в молекулярной форме:
2CuSO4 + 2H2O « (CuOH)2SO4 + H2SO4
В результате гидролиза в растворе появляется избыток ионов водорода H+, поэтому раствор соли имеет кислую среду и рН < 7.
88
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
241.Какие из солей: KNO3, AlCl3, Na2S, NH4CN подвергаются гидролизу?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7 < pH > 7, pH =
7) имеют растворы этих солей?
242.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза солей: CuSO4, K2CO3, Al2S3. Какое значение рН (7 < pH > 7,
pH = 7) имеют растворы этих солей?
243.Какое значение рН (7 < pH > 7, pH = 7) имеют растворы солей: Na3PO4,
FeCl3, NaCl, Cr2S3? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакции гидролиза этих солей.
244.Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2CO3 или Na2SO3; FeCl2 или FeCl3? Почему? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза этих
солей.
245.Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции гидролиза соли, раствор _____которой имеет: а) основную; б) кислую; в) нейтральную реакцию среды.
246.К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) H2SO4, б) KOH,
в) CuSO4, г) Na2S. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
реакции гидролиза этих солей.
247.Какие из солей: CsF, Pb(NO3)2, Na3PO4, CH3COONH4 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения ре-
акции гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< pH > 7,
pH = 7) имеют растворы этих солей?
248.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза солей: NiCl2, Na2SO3, Al2S3. Какое значение рН (7 < pH > 7, pH
= 7) имеют растворы этих солей?
249.Какое значение рН (7< pH > 7, pH = 7) имеют растворы солей: Cs2CO3,
CoSO4, BaCl2, NH4CN? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакции гидролиза этих солей.
250.Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: K3PO4 или KNO2; FeCl2 или CoCl2? Почему? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза этих
солей.
251.Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции гидролиза соли, раствор которой имеет: а) основную; б) кислую; в) нейтральную реакцию среды.
89
252.К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) HNO3, б) NaOH,
в) AlCl3, г) Na2S. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
реакции гидролиза этих солей.
253.Какие из солей: FeCl3, KF, Na2SO3, NH4NO2 подвергаются гидролизу?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7 < pH > 7, pH =
7) имеют растворы этих солей?
254.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза солей: Cr2(SO4)3, CaSO3, Al2S3. Какое значение рН (7 < pH > 7,
pH = 7) имеют растворы этих солей?
255.Какое значение рН (7 < pH > 7, pH = 7) имеют растворы солей:
CH3COONa, Al(NO3)3, RbI, Cr2S3? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза этих солей.
256.Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2CO3 или NaNO2; ZnCl2 или CdCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза
этих солей.
257.Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции гидролиза соли, раствор которой имеет: а) основную; б) кислую; в) нейтральную реакцию среды.
258.К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) HCl, б) NaOH, в)
BeSO4, г) Na2CO3. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
реакции гидролиза этих солей.
259.При смешивании растворов Al(NO3)3 и Na2S каждая из взятых солей
гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих
основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное
уравнение гидролиза.
260.При смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3 каждая из взятых солей
гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих
основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное
уравнение гидролиза.
3.14. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Одним из типов взаимодействия атомов, молекул и ионов являются
реакции, в которых одни реагенты отдают, а другие - приобретают
электроны. В ходе таких реакций, называемых окислительно - восстановительными, атомы одного или нескольких элементов изменяют свою
степень окисления.
90
Под степенью окисления понимают условный заряд, который возник бы на данном атоме, если считать, что все связи в частице (молекуле,
сложном ионе) - ионные. При этом полагают, что электроны полностью
смещены к более электроотрицательному атому, который сильнее их притягивает. Понятие о степени окисления является формальным и часто не совпадает ни с эффективными зарядами атомов в соединениях, ни с фактиче-
ским числом связей, которые образует атом. Однако, оно удобно при составлении уравнений окислительно-восстановительных процессов и полезно при описании окислительно-восстановительных свойств химических
соединений.
Степень окисления обозначают надстрочным индексом над атомом,
причем сначала указывают ее знак, а затем - величину. Она может быть как
целым, так и дробным числом. Например, если в H2O и H2O2 для кислорода
степень окисления равна (-2) и (-1), то в KO2 и KO3 - соответственно (-1/2) и
(-1/3).
Степени окисления атомов рассчитывают, исходя из следующих
основных правил:
1) степень окисления атома в простых веществах равна нулю, например:
Na Fe H Cl O
000
2
0
2
0
; ; ; ; 2 и т.д.;
2) степень окисления простого иона, например: Na+; Ca2+; Fe3+; Cl-; S2- равна его заряду, т.е., соответственно, (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);
3) в большинстве соединений степень окисления атома водорода равна (+1)
(кроме гидридов Me - LiH; CaH2 и др., в которых она равна (-1));
4) степень окисления атома кислорода в большинстве соединений равна
(-2), кроме пероксидов (-1), фторида кислорода OF2 (+2) и др.;
5) алгебраическая сумма значений степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Например, степень окисления азота в молекуле азотной кислоты - HNO3 определяют
следующим образом: степень окисления водорода равна (+1), кислорода
(-2), азота (x). Составив алгебраическое уравнение: (+1) + x + (-2)·3 = 0,
получают x = +5.
Возвращаясь к определению окислительно-восстановительных реакций, отметим, что окислением называют процесс отдачи электронов, а
восстановлением - процесс их присоединения. Окислитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления понижается. Восстановитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе
реакции степень окисления повышается .Следует подчеркнуть, что реакции
окисления и восстановления невозможны одна без другой (сопряженные
реакции). Таким образом, в результате окислительно-восстановительной
реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель - окисляется.
91
Типичные восстановители:
1) металлы, например: K, Mg, Al, Zn и некоторые неметаллы в свободном
состоянии - C, H2 (в большинстве случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие низшей степени окисления элемента:
S2-; I-; Cl- и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в низшей степени окисления: N
-3
в ионе +
4 NH ,
2
S
-
в молекуле H2S, I
-1
в молекуле KI и др.
Типичные окислители:
1) атомы и молекулы некоторых неметаллов: F2; Cl2 и O2 (в большинстве
случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие высшим степеням окисления элемента:
Hg2+; Au3+; Pb4+ и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в высшей степени окисления: Pb
+4
в PbO2; N
+5
в HNO3; S
+6
в H2SO4; Cr
+6
в 2-
Cr2O7 или - 24
CrO ; Mn
+7
в4MnO и
др.
Некоторые вещества обладают двойственной окислительновосстановительной функцией, проявляя (в зависимости от условий) либо
окислительные, либо восстановительные свойства. К ним относят молекулы
некоторых веществ, простые и сложные ионы, в которых атомы находятся в
промежуточной степени окисления: C
+2
в молекуле CO,
1
O-
в молекуле H2O2,
4
S
+
в ионе 2SO3 ,
3
N
+
в ионе 2 NO и др.
В окислительно-восстановительной реакции происходит передача
электронов от восстановителя к окислителю:
Данный процесс сопровождается изменением степеней окисления частиц
восстановителя и окислителя:
восстановитель:
02
Mg 2e Mg
+
- = процесс окисления;
окислитель: 2
10
2H+ 2e = H
+
процесс восстановления.
В этом случае, окислитель и восстановитель находятся в составе
молекул различных соединений, но возможны и другие варианты.
ПРИМЕР 1. Исходя из степени окисления углерода, серы и хрома в
соединениях CH4, CO, CO2, H2S, SO2, H2SO4, CrCl2, Cr(OH)3, K2CrO4 определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислитеMg + 2HCl = MgCl + H
-2e
22
92
лями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
РЕШЕНИЕ. Степень окисления углерода в указанных соединениях
соответственно равна: - 4 (низшая), + 2 (промежуточная), + 4 (высшая); серы: - 2 (низшая), + 4 (промежуточная), + 6 (высшая); хрома: + 2 (промежуточная), +3 (промежуточная), +6 (высшая). Отсюда: CH4, H2S – только восстановители; CO2, H2SO4, K2CrO4 – только окислители; CO, SO2, CrCl2,
Cr(OH)3 – окислители и восстановители.
ПРИМЕР 2. Могут ли происходить окислительно - восстановительные реакции между следующими веществами: а) NH3 и HBr; б) CO2 и
KMnO4; в) SO2 и HNO3?
РЕШЕНИЕ. а) Степень окисления азота в NH3 (-3), брома в HBr (-
1). Оба указанных атома находятся в низших степенях окисления и могут
проявлять лишь восстановительные свойства, а, следовательно, взаимодействовать друг с другом не могут; б) степень окисления углерода в CO 2 (+4),
марганца в KMnO4 (+7) Оба указанных атома находятся в высших степенях
окисления и могут проявлять лишь окислительные свойства, а, следовательно, взаимодействовать друг с другом не могут; в) степень окисления
серы в SO2 (+4 - промежуточная), азота в HNO3 (+5 - высшая_____). Взятые вещества могут взаимодействовать друг с другом, причем, SO2 будет проявлять
восстановительные свойства.
ПРИМЕР 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной
реакции, идущей по схеме:
KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
РЕШЕНИЕ. При нахождении коэффициентов окислительновосстановительной реакции методом электронного баланса:
1) Определяют атомы элементов, изменяющие степени окисления в результате реакции (находят окислитель и восстановитель):
K NO K Cr O H SO KNO Cr 2 (SO4 )3 K2SO4 H2O
3
3
5
724
6
222
3
++®+++
++++
Степень окисления азота повысилась с +3 до +5, следовательно,
3
N
+
восстановитель; степень окисления хрома понизилась с +6 до +3,
следовательно, Cr
+6
- окислитель.
2) Рассчитывают количество электронов, отданных восстановителем и
принятых окислителем; составляют электронные уравнения и определяют коэффициенты при восстановителе и окислителе (как множители,
уравнивающие количество отданных и принятых электронов):
93
1
3
63
35
2Cr 2 3e 2Cr
N 2e N
++
++
+×=
-=
3) Расставляют коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части схемы реакции, перед восстановленной и окисленной формами
- в ее правой части (учитывая число атомов хрома в процессе окисления,
и иода - в процессе восстановления):
3KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
4) Уравнивают количество ионов металла (K+) (не участвующих в окислительно-восстановительном процессе) в левой и правой частях схемы реакции. В данном случае коэффициент перед сульфатом калия будет равен единице:
3KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
5) Устанавливают количество молекул вещества среды (кислоты, щелочи и
т.п.), необходимое для связывания образующихся ионов (хрома Cr 3+ и
калия K+). Для связывания ионов хрома требуется 3 молекулы H2SO4, а
ионов калия - еще одна молекула H2SO4. Следовательно, перед H2SO4 в
левой части схемы реакции ставят коэффициент 4:
3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 ® 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
6) Определяют коэффициент для H2O по числу ионов водорода в левой
части схемы:
3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 ® 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
7) Проверяют правильность подбора коэффициентов подсчетом числа
атомов кислорода в обеих частях уравнения:
левой части в правой части
3·2+7+4·4=29 (атомов O) 3·3+3·4+4+4=29 (атомов O)
Уравнение реакции составлено верно.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
261.Исходя из степени окисления хлора в соединениях НС1, НСlO3, НClO4,
определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KBr + КвrO3 + H2SO4 ® Br2 + K2SO4 + Н2О
262.Реакции выражаются схемами:
Р + НIO3 + Н2О ® H3РO4 + HI
Н2S + С12 + Н2О ® Н2SO4 + НС1
94
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое
- восстанавливается.
263.Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс - окисление или восстановление - происходит при следующих превращениях:
Аs-3 ® As+5; N+3 ® N-3; S-2 ® S0.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
Na2SО3 + KMnO4 + H2O ® Na2SO4 + МnО2 + КОН
264.Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РO4,
Н3РО3, определите, какое из них является только окислителем, только
восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS + НNО3 ® S + Рb(NO3)2 + NO + Н2О
265.См. условие задачи 2.
Р + HNО3 + Н2О ® Н3РO4 + NO
KMnO4 + Na2SO3 + КОН ® К2МnO4 + Na2SO4 + Н2О
266.Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление - происходит при следующих превращениях:
Мп+6 ® Мп+2; Cl+5 ® Сl-; N-3 – N+5.
На _____основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
Сu2О + НNО3 ® Сu(NО3)2 + NO + Н2О.
267.См. условие задачи 2.
Са + НNО3 ® Са(NО3)2 + NН4NO3 + Н2О
К2S + KMnO4 + H2SO4 ® S + K2SO4 + MnSO4 + Н2О
268.Исходя из степени окисления хрома, иода и серы в соединениях
К2Сг2O7, КI и Н2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании
электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции,
идущей по схеме:
NaCrO2 + РbО2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na2РbО2 + Н2О
269.См. условие задачи 2.
Н2S + Cl2 + Н2О ® Н2SO4 + НС1
Н2S + К2Сг2O7 + Н2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + К2SO4 + Н2О
270.См. условие задачи 2.
КClO3 + Na2SO3 ® КС1 + Na2S04
95
KMnO4 + НВг ® Вг2 + KBr + MnBr2 + Н2О
271.Могут ли происходить окислительно–восстановительные реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) H3PO3 и K2Cr2O7; в) H2S и HNO3? Поче-
му? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
AsH3 + HNO3 ® H3AsO4 + NО2 + Н2О
272.См. условие задачи 2.
P + HClO3 + H2O ® H3PO4 + HС1
H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
273.Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства? На основании электронных уравнений
расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
СгС13 + NaClO + NaOH ® Na2CrO4 + NaCl + H2O
274.См. условие задачи 2.
NaCrO2 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + H2O
FeS + HNO3 ® Fe(NO3)2 + S + NO + H2O
275.См. условие задачи 2.
Zn + HNO3 ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
276.См. условие задачи 2.
HCl + K2Cr2O7 ® С12 + CrCl3 + KCl + H2O
Au + HNO3 + HCl ® AuCl3 + NO + H2O
277.Могут ли происходить окислительно–восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) HCl и H2Se? Почему?
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 ® KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
278.См. условие задачи 2.
MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
Cr2O3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O
279.Является ли реакция разложения муравьиной кислоты
НСООН ® СO + Н2О
окислительно-восстановительной? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
СН3ОН + KMnO4 + H2SO4 ® HCOOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O
280.Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства? На основании электронных уравнений
расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
K2SO3 + KMnO4 + Н2О ® K2SO4 + МпО2 + КОН
96
3.15. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ
ЭЛЕМЕНТ
Понятие об электродном потенциале. Сущность возникновения
электродного потенциала заключается в том, что при погружении металлической пластины в раствор начинается сложное взаимодействие металла с
компонентами раствора. Наиболее важной реакцией является взаимодействие поверхностных атомов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами растворителя (воды), ориентированными у поверхности
электрода. В результате указанного процесса происходит окисление металла, и его сольватированные (гидратированные) ионы переходят в раствор,
оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле:
Me mH O Me(H O) ne
раствор
n
+ 2® 2m+ +
14444244443
Металл с поверхности становится заряженным отрицательно, а раствор - положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл - раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и
раствором возникает разность потенциалов, которую называют электродным потенциалом (ЭП) и обозначают j. По мере перехода ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный
заряд раствора, что препятствует дальнейшему окислению металла. Наряду
с этой реакцией протекает обратная реакция - восстановление ионов метал-
ла до атомов.
Me(H O) n ne
2 m + + ® Me + mH2O
С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором
скорость прямой реакции падает, а обратной - растет. При некотором значении ЭП скорость прямого процесса будет равна скорости обратного процесса. При этом устанавливается равновесие:
Me + mH2O « Me(H O)n ne
2m+ +
Для упрощения гидратационную воду обычно в уравнение реакции не
включают и его записывают в виде:
Me « Men+ + ne
Потенциал в условиях равновесия электродной реакции называют
равновесным электродным потенциалом. Абсолютные значения ЭП экспериментально определить невозможно. Однако можно определить их разность. Для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями ЭП. Для этого находят разность потенциалов измеряемо97
го электрода и электрода сравнения, потенциал которого приинят равным
нулю.
Электродный потенциал любой окислительно-восстановительной
системы, находящейся в нестандартных условиях, можно рассчитать по
уравнению Нернста:
ln[Me ]
nF
j = j0 + RT × n+ [B], где
j - электродный потенциал металла, В;
j0 - стандартный электродный потенциал металла, В;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К;
T - температура, K;
n - число электронов в уравнении электродной реакции;
F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;
[Men+] - молярная концентрация ионов металла в растворе.
Подставив в уравнение Нернста T = 298K, R, F и введя множитель
2,3 (переход к десятичным логарифмам), получим:
lg[Me ]
n
j = j0 + 0,059 × n+
В настоящее время в качестве электрода сравнения используют стандартный водородный электрод, потенциал которого принят равным нулю.
Для определения стандартных потенциалов других электродов по водородной шкале собирают гальванический элемент (см. ниже), одним из электродов которого является измеряемый, а вторым - стандартный водородный
электрод. Такой гальванический элемент создает стандартное напряжение
(e0), равное разности потенциалов электродов. Напряжение гальванического элемента - это предельное значение разности электродных потенциалов элемента:
e0 = jк - jа
А так как потенциал одного электрода равен нулю, то напряжение измеряемого элемента будет равно потенциалу второго электрода.
Стандартным потенциалом металлического электрода
(0
jMe / Men+ ) называют потенциал этого электрода в растворе собственных ионов с концентрацией 1 моль/л при стандартной температуре T =
298 K, измеренный по сравнению с потенциалом стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю.
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов, получаем так называемый ряд напряжений
(ряд химической активности металлов).
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства
98
его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляет его
ион, и наоборот.
Зная величины электродных потенциалов, можно определить напряжение гальванического элемента, составленного из разных электродов.
Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу
гальванического элемента, протекает в направлении, в котором напряжение
элемента имеет положительное значение.
ПРИМЕР 1. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и стандартного кадмиевого электрода. Рассчитайте значение стандартного напряжения данного гальванического элемента. Укажите анод и катод, приведите уравнения электродных
процессов и уравнение химической реакции, протекающей при его работе.
РЕШЕНИЕ. Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую. Гальванический элемент состоит из соединенных между собой
полуэлементов: во внешней цепи - металлическим проводником, во внутренней цепи - солевым мостиком - стеклянной трубкой с токопроводящим
раствором (насыщенным раствором KCl).
Водородный электрод относится к газовым электродам. В этом
электроде скачок потенциала отвечает установлению равновесия между
катионами H+ и молекулами H2 через посредство платиновой поверхности,
имеющей свободные электроны и адсорбирующей водород.
Равновесие в водородном электроде можно представить в виде:
(Pt) H2(газ) – 2e « 2H+
(р)
Уравнение Нернста для водородного электрода имеет вид:
0,059 pH H2 / 2H
j += - ×
При p(H2) = 1 атм (101 кПа) и концентрации ионов водорода c(H+) = 1
моль/л (pH = 0):
00
H2 / 2H
j += .
По таблице стандартных электродных потенциалов находят значение стандартного электродного потенциала свинцового электрода:
0
j 2+ Cd / Cd = -0,403 В.
Роль анода в гальваническом элементе выполняет электрод с
меньшим значением электродного потенциала (кадмиевый), а роль катода
– с большим значением электродного потенциала (водородный).
На аноде протекает процесс окисления:
99
(-) A: Cd - 2e ® Cd2+
На катоде протекает процесс восстановления:
(+) K: 2H+ + 2e ® H2
Суммарное уравнение окислительно-восстановительной (токобразующей) реакции, протекающей при работе данного ГЭ:
Cd + 2H+ = Cd2+ + H2
или Cd + H2SO4 = CdSO4 + H2
При схематической записи ГЭ границу раздела между проводником 1-го
рода (металлом) и проводником 2-го рода (раствором электролита) обозначают одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками
2-го рода - двумя чертами
Схема этого ГЭ записывается следующим образом:
(-) A Cd|CdSO4||H2SO4|H2, Pt K (+)
или в ионном виде:
(-) A Cd|Cd2+||2H+|H2, Pt K (+)
По значениям тсандартных электродных потенциалов рассчитаем
стандартное напряжение :
e0 = jК - jА = 0 0
22
2
j + - j + H / H Cd / Cd = 0 - (-0,403) = 0,403 В
ПРИМЕР 2. Составьте схему гальванического элемента, в котором
электродами являются цинковая и медная пластинки, опущенные в растворы их ионов с концентрацией [Zn2+] = 1 моль/л, [Cu2+] = 0,01 моль/л. Какой
металл является анодом, какой – катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при работе этого гальванического _____элемента, и вычислите его напряжение.
РЕШЕНИЕ. По таблице стандартных электродных потенциалов
находим значения стандартных ЭП систем:
0
j 2+ Zn / Zn = -0,763 В 0
j 2+ Cu /Cu = +0,337 В.
Так как концентрация ионов меди в растворе отличается от стандартной и
равна 0,01 моль/л, то электродный потенциал медного электрода можно рассчитать по уравнению Нернста:
lg[Cu ] В , lg , , В.
n
,
Cu/Cu Cu/Cu 0 01 0 278
2
0 0 059 2 0337 0 059
2 2 j =j + + =+ + =+
++
Роль анода в гальваническом элементе выполняет электрод с меньшим
значением электродного потенциала (цинковый), а роль катода – с большим значением электродного потенциала (медный).
На аноде окисляются атомы цинка:
(-) A: Zn - 2e ® Zn2+
На катоде восстановливаются ионы меди:
(+) K: Cu2+ + 2e ® Cu
100
Суммарная окислительно-восстановительная (токообразующая) реакция:
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
или Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Схема медно-цинкового элемента имеет вид:
(-) A Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu K (+)
или в ионном виде:
(-) A Zn|Zn2+||Cu2+|Cu K (+)
Напряжение данного гальванического элемента равно:
e = + + j - j Cu /Cu2 Zn / Zn2 = 0,278 – (-0,763) = 1,041 В
Гальванические элементы могут быть получены не только из двух
различных электродов, но и из двух одинаковых. Однако они должны быть
помещены в растворы с различной концентрацией катионов. При этом металлический электрод, помещенный в более разбавленный раствор, выполняет функцию отрицательного, а помещенный в более концентрированный положительного электрода. Такие гальванические элементы получили название концентрационных.
Схема такого ГЭ может быть представлена в виде:
(-) A Me|Men+, c1 ||Men+, c2 |Me K (+)
где с1 и с2 – молярные концентрации ионов металла в растворах (с 1 < с2).
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
281.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение медно-цинкового гальванического элемента, в котором концентрации растворов сульфата меди и сульфата
цинка соответственно равны: 1 моль/л и 0,01 моль/л.
Ответ: 1,041 В.
282.Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой
пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSО4; б) MgS04; в)
Pb(NО3)2 Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
283.На основании схемы гальванического элемента
Ni | Ni2+ || 2H+ | H2, Pt
напишите уравнение химической реакции, протекающей при его работе.
Укажите анод и катод. Вычислите напряжение данного гальванического
элемента, если взяты стандартный водородный электрод и 0,01 М раствор сульфата никеля.
Ответ: 0,309 В.
101
284.Составьте схему гальванического элемента, имея в распоряжении Sn,
Ag, Sn(NO3)2, AgNO3. Какой из электродов будет анодом, какой _____– катодом? Напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение данного гальванического элемента в стандартных
условиях.
Ответ: 0,935 В.
285.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение гальванического элемента, состоящего
из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Мg2+] = [Сd2+] = 1 моль/л. Изменится ли значение напряжения, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
Ответ: 1,967 В.
286.Потенциал серебряного электрода в растворе АgNО3 составил 95% от
значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Аg+ (в моль/л)?
Ответ: 0,20 моль/л.
287.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых
никель является катодом, а в другом - анодом. Напишите для каждого из
этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде
и на аноде.
288.Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых
медь была бы катодом, а в другом - анодом. Напишите для каждого из
этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде
и на аноде.
289.При какой концентрации ионов Си2+ (моль_____/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?
Ответ: 1,89×10-12 моль/л.
290.Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов
и вычислите напряжение гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0,01 н., а второй в 0,1 н. растворы AgNO3.
Ответ: -0,059 В.
291.При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды
которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение гальванического элемента, в котором один никелевый элек102
трод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод в 0,01 М
растворе сульфата никеля.
Ответ: 0,0295В.
292.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение гальванического элемента, состоящего
из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с
концентрацией [Pb2+] = [Мg2+] = 0,01 моль/л. Изменится ли напряжение
этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?
Ответ: 2,244 В.
293.Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите напряжение медно-кадмиевого гальванического
элемента, в котором [Cd2+] = 0,8 моль/л, а [Сu2+] = 0,01 моль/л.
Ответ: 0,68 В.
294.'Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и
погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
295.Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал j = -1,23 В.
Вычислите концентрацию ионов Mn2+ (в моль/л).
Ответ: 1,89×10-2 моль/л.
296.Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные
уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/л), чтобы напряжение
элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,01 моль/л?
Ответ: 7,3×10-15 моль/л.
297.Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит
реакция, протекающая по уравнению:
Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Рb
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Вычислите напряжение этого элемента, если [Ni2+] = 0,01 моль/л, [Рb2+]
= 0,0001 моль/л.
Ответ: 0,064 В.
298.В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили: в первый цинковую пластику, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет
раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярное уравнения соответствующей реакции.
103
299.При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового
электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
Ответ:0,30 моль/л.
300.Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой
пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) АgNО3; б) ZnSO4; в)
NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
3.16. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ
Коррозией называют процесс самопроизвольного разрушения
металлов в результате их физико-химического взаимодействия с окружающей средой.
По механизму протекания коррозионного процесса, зависящему от
характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, различают
химическую и электрохимическую коррозию.
Коррозия металла в растворах электролитов протекает через анодное окисление более активного металла:
(-) A Me - ne ® Men+
и катодное восстановление окислителя (деполяризатора _______D)
(+) K D + ne ® (D· ne )
Схема коррозионного гальванического элемента может быть представлена
следующим образом:
(-) A Me|Men+, D|(D· ne ) K (+)
Важнейшими деполяризаторами, вызывающими коррозию, являются растворённый кислород (O2) и ионы водорода (H+). Коррозия с участием
кислорода протекает с его поглощением, и ее называют коррозией с кислородной деполяризацией.
в кислой среде (рН < 7)
(+) K O2 + 4H+ + 4e = 4OHв нейтральной и основной средах (рН > 7)
(+) K O2 + 2H2O + 4e = 4OHКоррозия с участием ионов водорода сопровождается выделением
водорода, и ее называют коррозией с водородной деполяризацией.
в кислой среде (рН < 7)
(+) K 2H+ + 2e = 0 H2
в нейтральной и основной средах (рН > 7)
(+) K 2H2O + 2e = 0 -
H2 + 2OH104
С термодинамической точки зрения электрохимическая коррозия
возможна при условии: DG = -nFe < 0, откуда
e = jок. - jвосст. = jок. - jMe / Men+ > 0,
или jок. > jMe / Men+
Уравнение Нернста для водородного электрода:
0,059 pH
H2 / 2H
j += - ×
Аналогично водородному электроду можно создать кислородный
электрод. Для этого металлическую пластину, например, Pt, необходимо
привести в контакт с O2 и раствором, содержащим ионы, которые образуются при восстановлении кислорода (ионы OH-)
O2,Pt|OHНа кислородном электроде протекает реакция, выражаемая уравнением:
O2(газ) + 2H2O + 4e « 4OH(р)
Уравнение Нернста для кислородного электрода при p(O 2) = 1 атм (101 кПа)
имеет вид:
1,23 0,059 pH
OH /O2
j=-×-
Установлено, что при контакте металла с раствором электролита в
атмосферных условиях большинство металлов может корродировать с поглощением O2, и лишь некоторые металлы с выделением H 2. Коррозия металлов зависит от pH среды, она усиливается с повышением концентрации
ионов водорода (т.е. уменьшением pH).
ПРИМЕР 1. Как происходит коррозия изделия из железа, находящегося в контакте с медью, в растворе электролита (рН = 7), содержащего
O2? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Каков состав продуктов реакции?
РЕШЕНИЕ. Значения стандартных электродных потенциалов:
0
jFe / Fe2+ = -0,44 В; 0
jCu / Cu2+ = +0,34 В,
При контакте железа и меди возникает коррозионная гальваническая пара, в
которой анодом является железо, а катодом - медь:
(-) Fe| H2O, O2, pH = 7 |Cu (+)
при работе которой возможно протекание следующих электрохимических
реакций:
(-) A (Fe) Fe - 2e = Fe2+ 0
jFe / Fe2+ = -0,44 В
(+) K (Cu) 2H2O + 2e = H2 + 2OH- j +
H2 / 2H
(рН=7) = -0,413 В
O2 + 2H2O + 4e = 4OHOH /O2 - j (рН=7) = +0,817 В
105
С термодинамической точки зрения в таких условиях возможна
коррозия железа только с кислородной деполяризацией, так как
j+
H2 / 2H
<0
jFe / Fe2+ .
Ионы Fe2+ соединяются с ионами OH-, образуя Fe(OH)2, который,
взаимодействуя с кислородом воздуха, превращается в Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + H2O = 4Fe(OH)3¯
При этом образуется ржавчина (xFe2O3·yH2O).
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
301.Как происходит атмосферная коррозия (рН = 7) луженого и оцинкованного железа при нарушении сплошности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
302.Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако
если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой,
то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
303.Как происходит атмосферная коррозия(рН = 7) луженого железа и луженой меди при нарушений покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
304.Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то
начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако
при прикосновении к цинку медной палочкой, на последней начинается
бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
305.В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите (рН = 5), содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
306.Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие - анодное или
катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во
влажном воздухе (рН = 7) и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие
продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях.
307.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с
кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний 106
никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
308.В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую
пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком
случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.
309.Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем
техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во
влажном воздухе (рН = 7) и в кислой среде.
310.Какое покрытие металла называется анодным и какое - катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого
медью, во влажном воздухе (рН = 7) и в кислой среде.
311.Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие - анодное или
катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во
влажном воздуха (рН = 7) и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие
продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
312.Железное изделие покрыли свинцом. Какое по покрытие - анодное или
катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во
влажном воздухе (рН = 7) и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие
продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
313.Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе (рН = 7). Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок.
Каков состав продуктов коррозии железа?
314.Какой металл целесообразней выбрать для протекторной зашиты от
коррозии свинцовой оболочки кабеля цинк или магний? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии такой детали. Какой состав продуктов коррозии?
315.Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого
железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со временем почти прекращается. Однако если цинковой палочной прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается бурное выделение водо107
рода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
316.Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди.
Составьте электронные уравнения реакций, происходящих на каждой из
этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если
наружные концы их соединить проводником?
317.Как влияет рН среды на возможность коррозии никелированного железа
с кислородной и водородной деполяризацией? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии (рН = 3 и рН = 7) этих металлов.
318.В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили
цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью.
В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
319.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с
кислородной и водородной деполяризацией (рН = 7) при коррозии пары
алюминий - железо. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
320.Как протекает атмосферная коррозия железа (рН = 7), покрытого слоем
серебра, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
3.17. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Электролизом называют гетерогенные окислительновосстановительные процессы, происходящие на электродах в растворах
или расплавах электролитов под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника.
При электролизе происходит превращение электрической энергии в
химическую. Для этого процесса DG > 0, при стандартных условиях он самопроизвольно не возможен.
Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из
двух электродов и электролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу
внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока. Положительно заряженные ионы - катионы - перемещаются к отрицательному электроду - катоду, а отрицательно заряженные ионы - анионы - перемещаются
к положительному электроду - аноду. При наличии нескольких видов ионов
или недиссоциированных молекул электрохимически активных веществ
108
возможно протекание нескольких электродных реакций. Общий принцип
разрядки ионов на электродах:
а) На катоде в первую очередь восстанавливаются (принимают
электроны) катионы с наиболее высокими (максимальными) значениями
электродного потенциала (сильные окислители);
б) На аноде, в первую очередь, окисляются (отдают электроны)
анионы с минимальным значением электродного потенциала (сильные восстановители).
При электролизе растворов электролитов происходит конкуренция
между растворённым веществом и растворителем за участие в электродных
процессах. Например, в водных растворах солей кроме анионов и катионов
соли всегда имеются молекулы H2O и ионы H+ и OH-.
Для объяснения электродных процессов, происходящих при электролизе разбавленных водных растворов электролитов, можно руководствоваться следующими правилами:
На катоде:
1) Если электродный потенциал катиона 0
jMe / Men+ < -1,6 В, то на
катоде восстанавливаются ионы H+ с выделением H2:
2H2O + 2e = H2 + 2OH- (рН > 7)
2H+ + 2e = H2 (рН < 7)
2) При значении стандартного электродного потенциала катиона
0
jMe / Men+ > 0 В, на катоде восстанавливаются только ионы металла, а разряд
ионов H+ не происходит:
Men+ + ne = Me
3) Если -1.6 В < 0
jMe / Men+ < 0 В, то на катоде протекают два процесса: восстановление ионов Н+ и ионов металла. Это обусловлено тем, что,
во-первых, потенциал водородного электрода зависит от pH раствора, вовторых, выделение водорода на катоде происходит с более высоким перенапряжением по сравнению с перенапряжением разряда многих металлов.
Все вышесказанное можно представить следующей схемой:
Ряд разряжаемости на катоде
(для распространенных катионов):
144424443 14243
легко разряжаемые
222222
трудно разряжаемые
K+ Na+ Mg2+ Al3+ H+ Zn + Fe + Ni + Sn + Pb + Cu + Ag+
®
Продукты электролиза в водном растворе:
только Н2 металл и Н2 только металл
На аноде:
1) В первую очередь окисляются анионы, не содержащие кислород:
S2-, I-, Br-, Cl- и OH--ион с образованием S, I2, Br2, Cl2, O2.
109
2) Кислородсодержащие анионы ( NO3 , 3PO4 ) не способны окисляться. Фторид- и сульфат-ионы (F-, - 24
SO ), характеризующиеся слишком
высокими для восстановителей значениями электродных потенциалов (напряжения) (j0 > 2 В), в водных растворах не окисляются. Вместо них на
нерастворимом аноде окисляются ионы OH- и H2O с выделением кислорода
и накоплением в растворе ионов H+.
2H2O - 4e = O2 + 4H+ (pH < 7)
4OH- - 4e = O2 + 2H2O (pH > 7)
3) Возможно окисление атомов металла (растворение анода).
Me - n e = Men+
Все вышесказанное можно представить следующей схемой:
Ряд разряжаемости на аноде
(для распространенных анионов):
14444244443 1442443
F- SO - NO- OH- H O S2- I- Br - Cl32
24
продукты электролиза в водном растворе:
O2 S, I2, Br2, Cl2
ПРИМЕР 1.Какой объем газов выделится на катоде и аноде при
электролизе водного раствора сульфата натрия с инертными электродами в
течение 1 часа при силе тока 4 А?
РЕШЕНИЕ. При электролизе раствора Na2SO4 (pH = 7) на электродах протекают следующие процессы:
Na2SO4 ® 2Na+ + - 24SO
(-) K Na+, H2O 2H2O + 2e = H2 + 2OH(+) A - 24
SO , H2O 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Суммарное уравнение процесса:
1442443 1442443
на аноде
224
на катоде
2
эл. ток
2Na2SO4 + 6H2O¾¾¾¾®2H - +4NaOH + O - +2H SO
Согласно законам Фарадея:
F
m Mэк × I × t
=,
F
V Vэк I
0
××t
= , где
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея.
I - сила тока в амперах (А);
t - продолжительность электролиза (с).
m - масса вещества (г);
Mэк - молярная масса эквивалентов выделившегося вещества (г/моль);
V0 - объём вещества (л);
110
Vэк - молярный объём эквивалентов газообразного вещества (л/моль).
Z
M M эк =
Z
V Vn
эк = , где
M - молярная масса выделившегося вещества (г/моль);
Vn - молярный объём газа, равный 22,4 л/моль.
Z - число эквивалентности, равное числу электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления на электродах при получении 1
моль вещества.
Молярный объем эквивалентов водорода равен:
2
22,4
Z
V Vn
эк = = = 11,2 л/моль
Тогда объем водорода, выделившегося на катоде, составит:
96500
11,2 4 3600
F
VI
V эк
0
××
=
××t
= = 1,67 л.
Молярный объем эквивалентов кислорода равен:
4
22,4
Z
V Vn
эк = = = 5,6 л/моль
Тогда объем кислорода, выделившегося на аноде, составит:
96500
5,64 4 3600
F
VI
V эк
0
××
=
××t
= = 0,84 л.
ПРИМЕР 2. Чему равна сила тока при электролизе раствора хлорида меди в течение 40 минут, если на катоде выделилось 6,4 г меди?
РЕШЕНИЕ. Схема электролиза раствора CuCl2
CuCl2 ® Cu2+ + 2Cl-
(-) K Cu2+, H2O Cu2+ + 2e = Cu
(+) A 2Cl-, H2O 2Cl- - 2e = Cl2
Суммарное уравнение процесса:
¾¾¾¾® ¯ + 2 эл. ток
CuCl2 Cu Cl
Молярная масса эквивалентов меди равна:
2
64
Z
M M эк = = = 32 г/моль.
По закону Фарадея
F
m Mэк × I × t
= , отсюда
8A
32 2400
6,4 96500
M
ImF
эк
=
×
×
=
×t
×
=
111
ПРИМЕР 3. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата меди с медным анодом.
РЕШЕНИЕ. При электролизе водных растворов на растворимом
аноде возможно протекание следующих процессов:
1) окисление металла анода (анодное растворение металла);
2) окисление анионов раствора;
3) окисление молекул воды с выделением O2.
В первую очередь на аноде пойдет процесс с наименьшей величиной электродного потенциала, т.е. окисление металла анода.
Электролиз водного раствора CuSO4 с медным анодом:
(-) K Cu2+, H2O Cu2+ + 2e = Cu0
(+) A - 24
SO , H2O, Cu Cu - 2e = Cu2+
Таким образом, сущность этого процесса сводится к переносу ионов металла с анода на катод:
Cu2+ + Cu = Cu + Cu2+
В том случае, когда на электродах протекают параллельно 2 процесса часть количества электричества расходуется на выделение одного вещества, часть - на выделение другого. Доля общего количества электричества (в процентах), которая расходуется на выделение одного из веществ,
называется выходом по току этого вещества:
h(А) = 100
Q
Вт(А) = Q(A) × , где
Вт - выход по току вещества А;
Q(А) - количество электричества, израсходованное на превращение вещества А;
Q - общее количество электричества, прошедшее через электрод.
Так как по первому закону Фарадея m = k·Q, то
h(А) = 100
m
Вт(А) m(A)
теор.
= × где
m(А) - масса реально выделенного вещества А на электроде.
mтеор. - теоретическая масса вещества А, рассчитанная по закону Фарадея.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
321.Составьте электронные уравнения процессов электролиза водных растворов сульфата железа (II) и хлорида железа (III), происходящих на
инертных электродах. Рассчитайте массу железа, которая выделится на
112
катоде при прохождении 96500 Кл электричества через указанные растворы.
Ответ: 27,9 г и 18,6 г.
322.Через последовательно включенные в цепь постоянного тока растворы
AgNO3 и CuSO4 пропускался ток силой 5 А в течение 10 минут. Какая
масса каждого металла выделится при этом на катодах? Напишите электронные уравнения процессов электролиза указанных соединений.
323.Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока.
Ответ: 5,74 А.
324.Электролиз раствора Nа2SO4 проводили _____в течение 5 ч при силе тока 7 А.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов
(н.у.), выделившихся на катоде и анода?
Ответ: 11,75 г; 14,62 л; 7,81 л.
325.Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2А в
течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде, и каков объем
газа (н.у.), выделившегося на аноде?
Ответ: 32,20 г; 1,67 л.
326.Электролиз раствора сульфата двухвалентного металла проводили при
силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось
5,49 г металла. Вычислите молярную массу эквивалентов и молярную
массу металла, назовите его. Составьте электронные уравнения процессов электролиза раствора данного соединения.
Ответ: 32,7 г/моль.
327.Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора АgNО3 проводить при силе тока 2 А в течение 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на а) графитовых электродах; б) серебряном аноде.
Ответ: 4,47 г.
328.При электролизе раствора CuSО4 на аноде выделилось 168 мл газа
(н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на
электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде.
Ответ: 0,953 г.
329.Электролиз раствора CuSO4 проводили с медным анодом в течение 4
часов при силе тока 50 А. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите
выход по току. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода.
Ответ: 94,48%.
113
330.Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде
и аноде?
Ответ: 0,56 г; 71,0 г.
331.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора АgNО3. Если электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом.
Ответ: 4830 Кл.
332.Электролиз раствора CuSO4 проводили в течение 15 мин при силе тока
2,5 А. При этом выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Вычислите выход по току.
Ответ: 97,3%.
333.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых _____электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и
КОН. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе
гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе
тока 0,5 А?
Ответ: 0,052 л.
334.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса вещества
выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч
35 мин при силе тока 15 А?
Ответ: 0,886 г; 70,79 г.
335.Через раствор хлорида цинка пропущено 96500 Кл электричества. При
этом массы выделившихся цинка и хлора соответственно равны 19,61 г и
32,00 г. Чему равен выход по току? Составьте электронные уравнения
процесса электролиза раствора хлорида цинка.
Ответ: 60% цинка и 90% хлора.
336.При электролизе раствора нитрата трехвалентного металла при силе
тока 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите молярную массу эквивалентов и молярную массу металла. Назовите его. Составьте электронные уравнения процесса электролиза данного соединения.
Ответ: 114,82 г/моль.
337.При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединенных последовательно с источником тока на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая _____масса вещества выделится на другом катоде; на анодах? Со114
ставьте электронные уравнения процессов электролиза данных соединений.
Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
338.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора К2SO4. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа
(н.у.). Какая масса серной кислоты образуется при этом возле анода?
Ответ: 0,2 г; 9,8 г,
339.При электролизе раствора сульфата кадмия израсходовано 3434 Кл
электричества. При этом выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная
масса эквивалентов кадмия? Составьте электронные уравнения процесса
электролиза данного соединения.
Ответ: 56,26 г/моль.
340.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде?
Ответ: 17,08 А, 8,96 л.
3.18. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Комплексным называют соединение, образующее в твердом состоянии кристаллическую решетку, узлы которой содержат комплексные ионы, способные самостоятельно существовать в растворе и
расплаве.
Координационная теория комплексных соединений разработана
швейцарским химиком А. Вернером (1893 г.) и рассматривает терминологию комплексов и их составных частей по взаимному расположению частиц. Согласно этой теории комплексное соединение состоит из внутренней
(собственно комплекса) и внешней сфер.
Во внутреннюю сферу (ее при написании заключают в квадратные
скобки) входят центральная частица – комплексообразователь (атом или
ион - в примере ион ртути с зарядом 2+) и лиганды - заряженные или нейтральные частицы, которые координированы комплексообразователем и
расположены вокруг него (в примере это иодид-ионы).
K [HgI ]
внешняя сфера
внутренняя сфера комплексный ион
комплексообразователь
лиганды
координационное число
24
115
Заряд комплекса равен алгебраической сумме зарядов, образующих
его частиц - комплексообразователя и лигандов. Внутренняя сфера может
быть положительно (катионный комплекс) или отрицательно (анионный
комплекс) заряженной или не иметь заряда (нейтральный комплекс). Число
простых связей между комплексообразователем и лигандами характеризует координационное число (в примере к.ч. равно 4). Внешнюю сферу могут
составлять как катионы, так и анионы (в примере это 2 иона калия). У нейтральных комплексов внешняя сфера отсутствует, например, [Fe(CO)5].
Комплексообразователями чаще всего бывают атомы или ионы металлов, имеющие свободные атомные орбитали, это, в первую очередь, атомы и ионы d- и f- металлов.
Комплексообразователями могут быть также ионы некоторых pэлементов.
Лиганды должны иметь неподелённые электронные пары, т.е. проявлять донорные свойства. По заряду лиганды классифицируют на следующие группы:
а) нейтральные молекулы: H2O, NH3, CO и др.;
б) отрицательно заряженные ионы: I-, CN-, OH-, 2NO и др.;
По числу s-связей, образованных с комплексообразователем, лиганды подразделяют на моно- и полидентатные.
Молекулы аммиака, воды, одновалентные кислотные остатки, непосредственно связанные с комплексообразователем одной связью, являются монодентатными. Оксалат-ион ( - 24
C2O ), сульфат-ион ( - 24
SO ), молекула
этилендиамина (NH2-CH2-CH2-NH2) и некоторые другие, связанные с комплексообразователями двумя s- связями, называют бидентатными. Встречаются и лиганды с большей дентатностью.
Для большинства комплексообразователей к.ч. является переменным (чаще всего к.ч. принимает значения 2, 4, 6).
ПРИМЕР 1. Определите заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и степень окисления комплексообразователя в соединениях:
а) [Cr(H2O)2(C2O4)2];
б) [Co(H2O)(NH3)4CN]Br2;
в) Na2[PdI4];
г) K2[Pt(OH)5Cl].
РЕШЕНИЕ. Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположен ему по знаку. Координационное число комплексообразователя равно числу лигандов, координированных вокруг него. Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень
окисления атома в любом соединении, исходя из того, что сумма степеней
окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных моле116
кул (H2O, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из
формул соответствующих кислот. Отсюда:
Заряд иона К.ч. Степень окисления
а) -1 6 3
б) 2 6 3
в) -2 4 2
г) -2 6 4
КЛАССИФИКАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ. ОСНОВНЫЕ
СПОСОБЫ ИХ ПОЛУЧЕНИЯ
В зависимости от заряда комплекса КС подразделяют на:
Катионные - [Cu(NH3)4]Cl2, [Cr(H2O)6]Cl3;
Анионные - K3[Fe(CN)6], H[AuCl4], H2[SiF6];
Катионно-анионные - [Pt(NH3)4][PbCl4]
Нейтральные – (неэлектролиты) - [Co(NH3)3(NO2)3], [Pt(NH3)2Br4]
Значительное разнообразие КС затрудняет их классификацию.
Наиболее распространена классификация по типу лигандов.
1. Аквакомплексы в качестве лигандов содержат молекулы воды H2O. Образуются при взаимодействии безводных веществ с водой (в частности, при растворении соли в воде), например:
2CuSO4(т) + 4H2O(р) = [Cu(H 2O)4]SO4(р)
NiSO4(т) + 6H2O(р) = [Ni(H2O)6]SO4(р)
2. Гидроксокомплексы в качестве лигандов содержат гидроксидионы - OH-. Образуются при взаимодействии металлов, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, а также указанных оксидов, гидроксидов и растворимых солей данных металлов с избытком раствора щёлочи, например:
Zn(т) + 2H2O(р) + 2NaOH(р) = Na2[Zn(OH)4](р) + H2(г)
молекулярное уравнение
Zn + 2H2O + 2OH- = [Zn(OH)4]2- + H2ионно-молекулярное уравнение
PbO(т) + H2O(р) + 2NaOH(р) = Na2[Pb(OH)4] (р)
PbO + H2O + 2OH- = [Pb(OH)4]2Sn(OH)2(р) + 2NaOH(р) = Na2[Sn(OH)4] (р)
Sn(OH)2 + 2OH- = [Sn(OH)4]2BeSO4(р) + 4NaOH(р) = Na2[Be(OH)4] (р) + Na2SO4(р)
Be2+ + 4OH- = [Be(OH)4]22 Даны упрощенные варианты реакций.
117
3. Амминокомплексы (аммиакаты) в качестве лигандов содержат
молекулы аммиака - NH3. Образуются амминокомплексы как в водном растворе гидрата аммиака (при его избытке):
AgNO3(р) + 2(NH3·H2O) (р) = [Ag(NH3)2]NO3(р) + 2H2O
Ag+ + 2(NH3·H2O) = [Ag(NH3)2]+ + 2H2O
Co(OH)2(т) + 6(NH3·H2O) (р) = [Co(NH3)6](OH)2(р) + 6H2O
Co(OH)2 + 6(NH3·H2O) = [Co(NH3)6]2+ + 2OH- + 6H2O,
так и при действии на вещества (или при пропускании через раствор вещества) газообразного или жидкого аммиака, например:
Mg(ClO4)2(т) + 6NH3(ж) = [Mg(NH3)6](ClO4)2(р)
Mg(ClO4)2 + 6NH3 = [Mg(NH3)6]2+ + 2 4 ClO
Cd(OH)2(т) + 6NH3(ж) = [Cd(NH3)6](OH)2(р)
Cd(OH)2 + 6NH3 = [Cd(NH3)6]2+ + 2OH4. Ацидокомплексы в качестве лигандов содержат анионы (кислотные остатки), их получают взаимодействием, чаще всего, двух солей:
HgCl2(р) + 4KI(р) = K2[HgI4](р) + 2KCl(р)
Hg2+ + 4I- = [HgI4]2-,
а также взаимодействием металлов или оксидов с солями, кислотами, смесями кислот (царская водка и др.):
4Ag(т) + 8KCN(т) + 2H2O(ж) + O2(г) = 4K[Ag(CN)2](р) + 4KOH(р)
SiO2(т) + 6HF(р) = H2[SiF6](р) + 2H2O(р)
Au(т) + 4HCl(р) + HNO3(р) = H[AuCl4](р) + NO(г) + 2H2O(р)
3Ti(т) + 4HNO3(р) + 18HF(р) = 3H2[TiF6](р) + 4NO(г) + 8H2O(р)
5. Карбонилкомплексы (карбонилы) в качестве лигандов содержат
молекулы монооксида углерода - CO. Карбонилкомплексы получают взаимодействием d- металлов в порошкообразном состоянии с газообразным CO
при повышенном давлении и обычных температурах или небольшом (200300 °С) нагревании, например:
Ni(т) + 4CO
25 0C, P
= [Ni(CO)4](ж)
Fe(т) + 5CO =
T, P
[Fe(CO)5](ж).
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ
СОЕДИНЕНИЙ
В растворах КС имеет место первичная и вторичная диссоциация.
Первичная диссоциация (на ионы внешней сферы и комплекс) протекает
по типу сильных электролитов - практически необратимо:
K4[Fe(CN)6] ® 4K+ + [Fe(CN)6]4[Co(NH3)6]Cl3 ® [Co(NH3)6]3+ + 3Cl118
Первичной диссоциации не подвергаются комплексы без внешней
сферы:
[Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3(NO2)3].
Вторичная диссоциация характеризует диссоциацию самого комплекса. Она подчиняется закону действия масс и протекает по типу слабых
электролитов (в незначительной степени) - обратимо и ступенчато:
[Ag(NH3)2]+ « [Ag(NH3)]+ + NH3
[Ag(NH3)]+ « Ag+ + NH3
В целях упрощения обычно записывают суммарное уравнение вторичной диссоциации:
[Ag(NH3)2]+ « Ag+ + 2NH3
ПРИМЕР 2. Из раствора комплексной соли CoCl3ｷ5NH3 нитрат серебра отдает только 2/3 содержащегося в ней хлора. В растворе соли не обнаружено ионов кобальта и свободного аммиака. Каково координационное
строение этого соединения? Напишите уравнение первичной диссоциации
комплексной соли в водном растворе.
РЕШЕНИЕ. Отсутствие в растворе указанной соли ионов Co3+ и
свободного аммиака означает, что эти компоненты входят во внутреннюю
сферу комплексного соединения. Кроме того, во внутреннюю сферу входит
один хлорид - ион, не осаждаемый AgNO3. Следовательно, состав внутренней сферы соответствует формуле [Co(NH3)5Cl]2+. Во внешней сфере находятся два хлорид - иона, компенсирующие заряд внутренней сферы комплекса: [Co(NH3)5Cl]Cl2. Первичная диссоциация комплексной соли в растворе протекает по схеме:
[Co(NH3)5Cl]Cl2 « [Co(NH3)5Cl]2+ + 2Cl-.
ПРИМЕР 3. Напишите выражение для константы нестойкости
комплексного иона [Hg(CN)4]2-.
РЕШЕНИЕ. Комплексная соль K2 [Hg(CN)4] является сильным
электролитом и диссоциирует в водном растворе необратимо на ионы
внешней и внутренней сфер:
K2[Hg(CN)4]→ K2
+ + [Hg(CN)4]2- .
Комплексный ион [Hg(CN)4]2- диссоциирует обратимо и ступенчато
в очень незначительной степени.
Обычно, диссоциацию иона по ступеням не пишут, записывая _____процесс в одну ступень:
[Hg(CN)4]2- « Hg2+ + 4CN119
Обратимый процесс характеризуется своей константой равновесия,
которая в данном случае называется константой нестойкости3 (КН) комплекса:
КН =
[[Hg(CN) ] ]
[Hg ] [CN ]
2
4
24
+× -
.
Чем меньше значение КН, тем более прочен данный комплекс.
Сдвинуть равновесие диссоциации комплекса вправо или даже разрушить комплексный ион можно путем разбавления (например, комплекс
[CoCl4]2-) или нагревания (например, комплекс [Cu(H2O)4]2+) раствора, добавлением реагентов, дающих с одним из компонентов, входящих в состав
комплекса, малорастворимые или еще менее диссоциирующие, чем сам
комплекс, молекулы или ионы. Так, разрушить комплекс [Ni(NH3)6]2+, т.е.
добиться полной его диссоциации можно при добавлении к раствору S 2-ионов. При этом образуется малорастворимое соединение NiS (ПР(NiS) =
2,0·10-28):
[Ni(NH3)6]2+ + S2- = NiS¯ + 6NH3.
Для разрушения комплекса [Ag(NH3)2]+ можно добавить цианидионы, дающие с комплексообразователем Ag+ более прочный комплекс:
[Ag(CN)2]-.
Разрушение комплексов возможно также и в результате окислительно-восстановительных реакций. Например, комплекс [Ni(CN)4]2- можно
разрушить окислением его щелочным раствором брома:
2K2[Ni(CN)4] + Br2 + 6KOH = 2Ni(OH)3 + 2KBr + 8KCN.
Известны комплексные соединения с неустойчивой внутренней
сферой. Например, KAl(SO4)2, 2KCl·CuCl2 º K2[CuCl4], NH4Fe(SO4)2 и др.
Их называют двойными солями. Они существуют только в твердом состоянии, так как при растворёнии полностью диссоциируют на составляющие
их ионы:
KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2 - 24
SO ;
K2[CuCl4] ® 2K+ + Cu2+ + 4Cl-.
В реакциях ионного обмена разрушение комплексов не происходит.
Например, образование турнбуллевой сини по реакции с красной кровяной
солью - K3[Fe(CN)6] (качественная реакция на ионы Fe2+) выражают уравнениями:
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2 или
Fe2+ + K+ + [Fe(CN)6]3- = KFe[Fe(CN)6]
3 В последнее время часто используют значение константы образования
комплекса - bn. Причем bn = 1/КН.
120
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
341.Укажите комплексообразователь, его заряд и координационное число в
комплексных соединениях:
а) K4[Fe(CN)6]; б) K3[Fe(CN)6]; в) [Ag(NH3)2]Cl;
г) K2[Cu(CN)4]; д) [Ni(NH3)6]SO4; е) K2[PtCl6] .
342.Укажите комплексообразователь, его заряд и координационное число в
комплексных ионах:
а) [Cr(H2O)4Br2]+; б) [Co(NH3)2(NO2)4]-; в) [Hg(CN)4]2-;
г) [HgI4]2-; д) [Ni(NH3)5Cl]+; е) [Au(CN)2]-.
343.Представьте перечисленные ниже молекулярные соединения в виде
комплексных солей:
а) KCN×AgCN; б) Co(NO3)3×6NH3; в) CrCl3×6H2O;
г) 2KCN×Cu(CN)2; д) 2KCNS×Co(CNS)2; е) 2KI×HgI2.
344.Перечисленные ниже комплексные соединения представьте в виде молекулярных соединений:
а) [NH4]Cl; б) Na4[Fe(CN)6]; в) Na2[PtCl6];
г) [Co(NH3)6(NO3)3]; д) [Fe(H2O)6]Cl3; е) K2[Hg(CNS)4].
345.Известны две комплексные соли кобальта, отвечающие одной и той же
эмпирической формуле CoClSO4×5NH3. Одна из них в растворе с BaCl2
дает осадок BaSO4, но не дает осадка с AgNO3, другая с AgNO3 дает _____осадок AgCl, а с BaCl2 осадка не дает. Напишите формулы обеих комплексных солей, а также молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия солей с образованием осадка - в одном случае AgCl, а в другом
- BaSO4.
346.Раствор, содержащий 23,35 г комплексной соли CoCl3×4NH3,обработан
достаточным количеством AgNO3, причем образовался осадок AgCl массой 14,35 г:
а) Напишите уравнение реакции взаимодействия комплексной соли
с АgNO3 в молекулярной и ионной форме;
б) Сколько ионов хлора из одной молекулы комплексной соли прореагировало с AgNO3?
347.Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций с образованием
малорастворимых комплексных соединений:
а) FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = ? в) KCl + Na[PtCl6] = ?
б) FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = ? г) K2SO4 + Na3[Co(NO2)6] = ?
348.Ниже указаны константы нестойкости некоторых комплексных ионов:
Ион Ag(CN)2]- [Au(CN)2]- [Cu(CN)4]2- [Hg(CN)4]2КН 10-21 5×10-39 5×10-28 4×10-41
121
В растворе какой из комплексных солей: K[Ag(CN)2], K[Au(CN)2],
K2[Cu(CN)4] или K2[Hg(CN)4] при равной молярной концентрации ионов
CN- будет: а) наибольшей, б) наименьшей?
349.Допишите уравнение окислительно-восстановительной реакции:
K4[Fe(CN)6] + Cl2 = K3[Fe(CN)6] + ?
Укажите изменение степени окисления иона-комплексообразователя.
Изменилось ли его координационное число?
350.Если к раствору, содержащему свободные ионы Fe3+, прибавить раствор
роданистого калия KCNS, то жидкость окрасится в интенсивный кроваво
- красный цвет вследствие образования роданида железа:
Fe3+ + 3CNS- = Fe(CNS)3.
Роданидом калия подействовали на растворы солей: (NH4)2SO4×Fe2(SO4)3
и 3KCN×Fe(CN)3. В первом случае окраска от Fe(CNS)3 появилась, а во
втором - нет. Укажите, какая из приведенных солей комплексная и какая
двойная. Приведите уравнения процесса диссоциации в водных средах
для обоих случаев.
351.Гидроксид натрия осаждает катион никеля в виде Ni(OH)2 из раствора
соли Ni(NH4)2(SO4)2 и не осаждает этот катион из раствора соли
Ni(NH3)6SO4 Какая из этих солей двойная и какая комплексная? Напишите уравнения процесса диссоциации обеих солей в водном растворе.
352.Пользуясь таблицей констант нестойкости, расположите в порядке повышения устойчивости следующие ионы:
[Cd(NH4)4]2+ [Cu(CN)4]2- [Ag(NH3)2]+ [HgI4]2Напишите уравнения диссоциации этих ионов в водных растворах.
353.При добавлении HNO3, KCN или металлического цинка в раствор
[Ag(NH3)2]Cl комплексный ион [Ag(NH3)2]+ разрушается. Напишите
уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах
и объясните причину их протекания.
354.Рассчитайте массу соли [Cu(NH3)4]SO4, которая получается при взаимодействии 10 г кристаллогидрата меди CuSO4×5H2O с 0,2 л раствора аммиака, в котором массовая доля NH3 равна 20%, а плотность этого раствора ρ = 0,923 г/см3.
355.Определите степень окисления иона - комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:
K3[Ag(S2O3)2], [Ni(CO)4], Al[Au(CN)2I2]3,
K4[Mo(CN)8], Na[Co(NH3)2(SCN)2(C2O4)].
356.Роданид калия KSCN при добавлении к раствору соли
(NH4)2SO4×Fe2(SO4)3 связывает ион Fe3+ в роданид железа, а при добавлении к раствору соли 3KCN×Fe(CN)3 не связывает. Какая из этих солей
двойная и какая комплексная? Приведите уравнения диссоциации обеих
солей в водных растворах.
122
357.На комплексные соединения PtCl4×4NH3 и PtCl3×3NH3 подействовали
раствором AgNO3. На 1 моль одного соединения для осаждения хлора
израсходовано 2 моль AgNO3, а на 1 моль второго соединения - 1моль
AgNO3. Напишите координационные формулы этих соединений, если
координационное число Pt4+ равно 6. Составьте уравнения реакций
взаимодействия этих солей с раствором нитрата серебра в молекулярном
и молекулярно-ионном виде.
358.Напишите координационные формулы соединений:
Co(NO3)2×3KNO2, Co(NO2)3×KNO2×2NH3, CoCl3×3NH3,
если координационное число кобальта 6. Составьте уравнения диссоциации этих соединений.
359.Координационное число Os4+ и Ir4+ равно 6. Составьте координационные формулы и напишите уравнения диссоциации в растворе следующих комплексных соединений этих металлов:
2NaNO2×OsCl4, Ir(SO4)2×2KCl, OsBr4×Ca(NO3)2,
2RbCl×IrCl4, 2KCl×Ir(C2O4)2.
360.Вычислите молярные массы эквивалентов комплексных солей:
[Co(NH3)6]I3, [Co(NH3)5I]I2, [Co(NH3)4I2] в реакции с AgNO3.
3.19. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ
Характерным химическим свойством металлов является их восстановительная активность, т.е. способность переходить в состояние положительно заряженного иона, теряя при этом электроны:
Me - ne = Men+
Количественно восстановительная активность металлов определяется:
· для реакций, протекающих в газовой фазе - величиной энергии ионизации (EИ) атома металла;
· для реакций, протекающих в растворах - величиной стандартного
электродного потенциала металла 0
jMe Men+ .
Восстановительная активность металлов проявляется при взаимодействии их с окислителями - простыми и сложными веществами.
Металлы чаще всего реагируют со следующими окислителями простыми веществами: кислородом, галогенами, серой, азотом, водородом.
Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, но при различных условиях:
123
xMe(т) + 1/2yO2(г) = MexOy(т),
По отношению к кислороду все металлы принято подразделять на 4
группы:
1. Металлы, активно окисляющиеся кислородом воздуха при обычных условиях. Образующаяся при этом на поверхности оксидная пленка не
предохраняет их от дальнейшего окисления. К ним относят: элементы
IА, IIА (кроме Be), IIIБ (кроме Sc) -групп.
2. Металлы, окисляющиеся только с поверхности (с образованием плотной
оксидной пленки, предохраняющей металл от дальнейшего окисления).
К этой группе металлов относятся Be, Mg, Sc, Al, Zn, Cr, Pb.
3. Металлы, не окисляющиеся при обычных условиях кислородом воздуха
(Co, Ni, Cu, Te, Re, Bi и др.) окисляются при нагревании. Поверхностный
слой, преимущественно оксидного характера, не защищает при этом металл от дальнейшего окисления.
4. Металлы не окисляющиеся кислородом в отсутствие других реагентов:
Au, Ag, Pd, Ir, Pt.
В некоторых случаях металлы, не взаимодействующие с кислородом при стандартных условиях, окисляются им же в присутствии других
соединений, например:
Cu + O2 + CO2 + 2H2O = (CuOH)2CO3
4Ag + O2 + 8NH3 + 2H2O = 4[Ag(NH3)2]OH
4Au + O2 + 8KCN + 2H2O = 4K[Au(CN)2] + 4KOH
Практически все металлы при нагревании окисляются галогенами
(F2, Cl2, Br2, I2) с образованием соответствующих галидов (при обычных
условиях с галогенами взаимодействуют только элементы IА - группы, процесс катализируется малыми количествами воды):
Mg + F2 = MgF2 - фторид магния
2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 – бромид железа (III)
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 – хлорид хрома (III)
Ртуть с серой взаимодействует при стандартных условиях:
Hg(ж) + S(т) = HgS(т) - сульфид ртути (II)
Все остальные металлы (за исключением Au, Pt, Pd) взаимодействуют с серой при нагревании:
Zn + S
t=
ZnS - сульфид цинка
При обычных условиях с азотом взаимодействует только литий:
6Li + N2 = 2Li3N - нитрид лития
Na, K, Rb, Cs - взаимодействуют с азотом (электрический разряд);
Al, Mn, Mg а также элементы IIIБ, IVБ, VБ, VIБ - групп взаимодействуют с
азотом при нагревании, например:
2Al + N2 = 2AlN
124
При повышенной температуре с водородом взаимодействуют металлы IА и IIА - групп:
2Na + H2 = 2NaH - гидрид натрия
С остальными металлами водород непосредственно не реагирует,
но образует со многими из них твердые растворы. Это приводит к повышению хрупкости и снижению пластичности металла.
Ряд металлов - Ni, Pd, Pt и др. обладает способностью удерживать
на своей поверхности большие объемы водорода и кислорода (большой адсорбционной емкостью). Так, один объем палладия при 80 °С может поглотить до 900 объемов водорода. Это свойство указанных металлов определяет их использование в качестве катализаторов гидрирования, окисления и
др.
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ОКИСЛИТЕЛЯМ - СЛОЖНЫМ ВЕЩЕСТВАМ
В качестве окислителей сложного состава, с которыми чаще всего
контактируют металлы обычно рассматривают воду, водные растворы щелочей и кислот.
По химической активности в водных средах все металлы условно
делят на: активные, стоящие в ряду напряжений от Li по Al (включительно), 0
jMe Men+ < -1,66 В, средней активности, стоящие в ряду напряжений
от Al до H, -1,66 В < 0
jMe Men+ < 0, малоактивные - стоящие в ряду напряжений после водорода 0
jMe Men+ > 0.
Отношение металлов к воде
В реакциях данного типа роль окислителя играют ионы водорода,
образующиеся при диссоциации молекул воды:
2H2O + 2e = H2 + 2OH-; j 2H+/H2 = -0,413 В (рН = 7)
Следовательно, с водой теоретически могут реагировать все металлы,
имеющие величину электродного потенциала меньше –0,41 В.
Реально же наблюдается следующее:
а) активные металлы интенсивно взаимодействуют с водой,
вытесняя при этом водород:
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Аналогичная реакция с Mg протекает при нагревании:
Mg + 2H2O
t=
Mg(OH)2 + H2
исключения составляют следующие металлы:
125
· поверхность Be, Al и Sc покрыта прочными оксидными пленками, нерастворимыми в воде;
· при удалении оксидной пленки с поверхности образующиеся гидроксиды некоторых металлов, Be(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3 труднорастворимы
и тормозят химический процесс растворения металла.
б) металлы средней активности при стандартных условиях с водой практически не реагируют, т.к. они или покрыты оксидными или образуют труднорастворимые гидроксидные пленки (Cr, Ni, Zn) на поверхности
металлов. Данные металлы могут разлагать воду при достаточно высоких
температурах (до 1000 °С):
Ni + H2O
t=
NiO + H2
в) малоактивные металлы с водой при обычных условиях не
взаимодействуют, хотя в присутствии некоторых веществ, способных к участию в процессах комплексообразования подобные реакции могут протекать:
2Au + 2H2O + 4КCN = 2K[Au(CN)2] + 2KOH + H2
С другими металлами (Cu, Ag, и др.) данная реакция протекает при нагревании.
Отношение металлов к водным растворам щелочей
С водными растворами щелочей взаимодействуют металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода и образующие амфотерные
гидроксиды: Be, Al, Zn, Cr, Sn, Pb. Взаимодействие часто обусловлено сдвигом величины электродного потенциала металла в сторону отрицательных
значений за счет процесса образования гидроксокомплексов.
В качестве примера рассмотрим реакцию:
Zn + 2H2O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2,
Растворение оксидной пленки амфотерного характера на поверхности металла в избытке щелочи делает возможным протекание окислительно–восстановительного процесса:
Zn0 + 4OH- – 2 e = [Zn(OH)4]2- j = -1,25 В
2H2O + 2e = H2 + 2OH-;
2H /H2 j + = -0,828 В (рН = 14)
Отношение металлов к кислотам
По окислительной активности кислоты условно делят на 2 группы:
1) кислоты - слабые окислители (HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2CO3, H3PO4,
H2SO4(разб.), CH3COOH и др. В растворах этих кислот окислителем является ион водорода (H+).
126
2) кислоты - сильные окислители (HNO3(разб. и конц.), H2SO4(конц.), H2SeO4,
HClO4, HMnO4 и др. Окислителями в растворах этих кислот являются
кислородсодержащие анионы 4 HSO , - 24
SO , NO3 , 4ClO и т.д.
Отношение металлов к кислотам - слабым окислителям
Окислителем в данной системе является ион водорода (H+)
2H2O + 2 e = H2 + 2OH-;
2H /H2 j + = 0 В (рН = 0)
поэтому, металлы, имеющие величину электродного потенциала меньше 0
В должны вытеснять его из растворов этих кислот:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Для металлов, которые при взаимодействии с данными кислотами
образуют малорастворимые соединения, реакции протекают в первый момент:
Pb + H2SO4(р) = PbSO4¯ + H2
3Fe + 2H3PO4 = Fe3(PO4)2¯ + 3H2
Отношение металлов к кислотам - сильным окислителям
а) Отношение металлов к концентрированной H2SO4
В концентрированных растворах H2SO4 растворяются металлы,
расположенные в ряду активности по ртуть, включительно. Окислителем в
таких растворах H2SO4 является
6
S
+
в ионах 4HSO , - 24
SO . В зависимости от
активности металла он может восстанавливаться до H2S,
0S
или до SO2 (см.
схему). Кроме этих соединений, во всех трех случаях основными продуктами реакции также являются соответствующая соль (сульфат или гидросульфат) и вода:
HO
SO
S
HS
H S O MeSO
малоактивные Ме
Ме средней активности
активные Ме
t
(к) 2
2
4
0
2
2
44
6
2+
ïïï
þ
ïïï
ý
ü
ïïï
î
ïïï
í
ì
+ ¾¾® +
ïþ ïý ü
ïî
ïí
ì
+
+
Mg H S O MgSO H S H O
t
(к)
ee
2
2
42
2
4
8
6
2
2
0
4 + 5 =4 + + 4
++
+
-
3Zn + 4H2SO4(к)
t=
3ZnSO4 + S + 4H2O
127
Cu + 2H2SO4(к)
t=
CuSO4 + SO2 + 2H2O
Pb + 3H2SO4(к) = H2[Pb(SO4)2] + SO2 + 2H2O
В концентрированных растворах H2SO4 пассивируются4 на холоду Al, Cr,
Fe, Co, Ni, Ti, Zr, Hf, Mo, W и др.
Не взаимодействуют с H2SO4(к): Au и семейство платиновых металлов - Pt, Ru, Rh, Ir, и др. Исключение составляет Pd.
б) Отношение металлов к разбавленной HNO3
Окислителем в растворах HNO3 является ион NO3 . Как и в предыдущем случае, состав основных продуктов реакции определяется активностью металла (см. схему), участвующего во взаимодействии:
HO
NO
N (N O)
NH NO
xHNO Me(NO )
малоактивные Ме
Ме средней активности
активные Ме
x
t
(р) 2 2 2
43
33+
ïþ
ïý
ü
ïî
ïí
ì
+ ¾¾® +
ïþ
ïý
ü
ïî
ïí
ì
4Ca + 10HNO3(р) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
10Fe + 36HNO3(р) = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O
3Ag + 4HNO3(р) = 3AgNO3 + NO + H2O
Пассивируются в очень разбавленных растворах HNO3 (на холоду)
Al, Mo, W и др. Не взаимодействуют: Pt, Au, Ru, Rh, Ir.
в) Отношение металлов к концентрированной HNO3
В отличие от взаимодействия металлов с разбавленной HNO3 в
данном случае состав продуктов реакции менее разнообразен. В большинстве случаев нитрат-ион восстанавливается до NO2:
Ba + 4HNO3(к) = Ba(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Hg + 4HNO3(к) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Ряд элементов, имеющих высокие (+4 и более) степени окисления
при взаимодействии с концентрированной HNO3 образует гидроксиды (оксиды) в данной степени окисления:
Sn + 4HNO3(к) = H2SnO3 + 4NO2 + H2O
2Sb + 10HNO3(к) = Sb2O5 + 10NO2 + 5H2O
Пассивируются в концентрированных растворах HNO3 (на холоду)
Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni, Ti, Zr, Hf, Pb, Bi но при нагревании ряд металлов начинает активно взаимодействовать с HNO3.
Не взаимодействуют: Pt, Au, Ir, Ru, Rh, Nb, Ta.
г) Отношение металлов к смесям кислот
4 Пассивация - торможение (или полное прекращение) химического процесса за счет продуктов взаимодействия (образование малорастворимых оксидных, гидроксидных, солевых и иных пленок на поверхности металла).
128
Ряд малоактивных металлов (Au, Ru, Os) не растворяется (или
очень плохо) в перечисленных выше кислотах - сильных окислителях. Однако, в смесях кислот, в частности, HNO3 + 3HCl (ｫцарская водкаｻ) эти металлы растворяются достаточно хорошо:
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
Вместо HCl при растворении ряда металлов (Ti, Zr, Nb, Pt и др.)
предпочтительнее использовать HF:
3Э + 4HNO3 + 18HF = 3H2[ЭF6] + 4NO + 8H2O
Э = Ti, Zr, Hf, Pt, Pd, Ru и др.
Отношение металлов к смесям окислителей
Для решения ряда технологических вопросов, связанных с получением или обработкой некоторых металлов, иногда приходится использовать
в качестве окислителей различные смеси сложных веществ. В качестве
примеров можно привести процессы окисления ряда металлов в щелочной
среде:
а) нитратами:
6470 48
(Cr,Mo,W) + 3(т)
5
3Na NO
+
+2NaOH(т)
t=
6
6
Na2 ЭO
+
+2
3
3NaNO
+
+H2O
б) гипохлоритами:
Э 3KClO 2NaOH Na ЭO 3KCl H2O
1
4
6
2
01
++=++
++-
Э = Fe, Co, Ni, Ru, Os.
в) хлоратами:
Ru KClO 2KOH K Ru O KCl H2O
1
4
6
32
05
++=++
++-
г) пероксидами (H2O2, Na2O2 и др.):
2
32
5
2
1
2
0
2Nb 5H O 2NaOH 2Na NbO 6H O
-+-
++=+
Возможно использование и других окислительных смесей.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
361.При высокой температуре алюминий взаимодействует с азотом, серой и
углеродом. Во всех этих реакциях окислитель приобретает низшую степень окисления. Напишите электронные и молекулярные уравнения реакций получения нитрида, сульфида и карбида алюминия. Какие продукты образуются при обменном разложении этих соединений водой?
362.Вычислите, какой объем серной кислоты (w(H2SO4) = 76%; r = 1,68
г/см3) необходимо взять для растворения 0,25 моль меди. Какой объем
газа (н.у.) выделится при этом?
Ответ: 38,4 см3; 5,6 л.
129
363.Металлический титан, цирконий и гафний получают металлотермическим восстановлением их соединений. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) K2[ZrF6] + Na = Zr + …
б) TiO2 + Ca = Ti + …
в) HfCl4 + Mg = Hf + …
364.Олово растворяется в концентрированной соляной кислоте, тогда как
растворение в ней свинца идет с трудом. Чем это можно объяснить? Составьте уравнения реакций растворения свинца: а) в концентрированном
растворе NaOH; б) олова в концентрированной азотной кислоте.
365.При непосредственном взаимодействии алюминия со фтором образуется малорастворимый и тугоплавкий фторид. Последний с фторидами
щелочных металлов образует комплексный фторалюминат. В промышленности криолит Na3AIF6 можно получить обработкой гидроксида
алюминия плавиковой кислотой и содой. Составьте уравнения всех указанных реакций.
366.Почему свинец не взаимодействует с разбавленной серной кислотой,
тогда как в концентрированной он растворяется? Составьте уравнения
реакций свинца: а) с концентрированной серной кислотой; б) с концентрированным раствором NaOH в присутствии Н2О.
367.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения: Cr ® CrCl3 ® Cr(OH)3 ® KCrO2 ® K2CrO4 ® K2Cr2O7 ®
®Cr2(SO4)3 ® Cr.
368.Какие реакции лежат в основе цианидного способа извлечения золота и
серебра из руд? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
369.Допишите и уравняйте следующие реакции:
Ag + HNO3(к) ®
Zn + H2SO4(к) ®
Mg + HNO3(р) ®
370. Цинк и кадмий химически более активны, чем ртуть. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
Zn + H3AsO3 + HCl ®
Zn + N2 ®
Cd + KMnO4 + H2SO4 ®
371. Учитывая характерную степень окисления меди, серебра и золота напишите электронные и молекулярные уравнения следующих реакций:
Ag + HNO3(к) ®
Cu + H2SO4(к) ®
Au + Na2O2 ®
130
372. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения: Zn ® ZnCl2 ® Zn(OH)2 ® K2[Zn(OH)4] ® ZnSO4.
373. Металлический хром получают алюминотермическим восстановлением
оксида хрома (III). Для получения Cr2O3 метахромит железа (II) Fe(Cro2)2
сплавляют с содой в присутствии кислорода. Получающийся хромат натрия переводят в дихромат, а последний восстанавливают углем до
Cr2O3. Напишите уравнения всех перечисленных реакций.
374. Сплав свинца с оловом полностью растворили в концентрированной
азотной кислоте. Нерастворимый осадок отфильтровали, высушили и
прокалили. Каков состав осадка и какое вещество осталось в растворе?
Приведите уравнения соответствующих реакций.
375.Образец сплава цинка с алюминием массой 1,31 г обработан избытком
раствора гидроксида натрия. При этом собрано 1085 мл газа, измеренного при 25 0С и 98,8 кПа. Вычислите массовую долю цинка (%) в сплаве.
Ответ:57,3 %.
376. Титан, цирконий и гафний растворяются в кислотах, если при этом образуются устойчивые анионные комплексы, содержащие эти металлы в
степени окисления (+4). Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) Ti + HNO3 + HF ®
б) Hf + HF ®
в) Zr + H2SO4(к) ® .
377. Как взаимодействуют с разбавленными кислотами марганец, технеций
и рений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) Mn + HCl ®
б) Tc + HNO3 ®
в) Re + HClO4 + H2O ® .
378. Какая степень окисления наиболее характерна для золота? Исходя из
этого, приведите электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) Au + HNO3 + HCl ®
б) Au + Cl2 ®
в) Au + H2SeO4 ® .
379. Какая степень окисления наиболее характерна для хрома? Составьте
электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) Cr + Cl2 =
б) CrCl2 + O2 + HCl =
в) CrCl2 + H2O =
380.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
превращения: Mn ® MnO2 ® K2MnO4 ® KMnO4 ® Mn2O7.
131
3.20. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДЫ.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Жесткость воды – свойство воды, обусловленное присутствием в
ней ионов Са2+ и Mg2+.
Временная (карбонатная) жесткость обусловлена содержанием в
воде гидрокарбонатов кальция и магния (Ca(HCO 3)2 и Mg (HCO3)2).
Постоянная (некарбонатная) жесткость обусловлена наличием в
воде хлоридов и сульфатов кальция и магния (CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4).
Жесткость воды (Ж) выражается суммой миллимоль эквивалентов
ионов кальция и магния в 1 литре воды (ммоль экв./л или ммоль/л). Жесткость воды, равная 1 ммоль /л, соответствует 20,04 мг/л ионов кальция или
12,15 мг/л ионов магния.
Жесткость воды можно рассчитать по формуле:
Ж3
эк
эк 3 10
MV
10 m
V
n×
×
= × = , где
m – масса вещества, обусловливающего жесткость воды, или применяемого
для умягчения воды, г;
Мэк – молярная масса эквивалентов это вещества, г/моль;
V – объем воды, л.
ПРИМЕР 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г гидрокарбоната кальция.
РЕШЕНИЕ.
1 способ. Вычислим массу соли, которая содержится в 1 литре воды:
m=
500 л
202,5 г = 0,405 г/л Ca(HCO3)2.
Рассчитаем количество эквивалентов гидрокарбоната кальция, содержащееся в этой массе соли.
nэк 0,005 моль экв.
81 г /моль
0,405 г
M
m
эк
===
Мэк(Ca(HCO3)2) =
2
162
2
M(Ca(HCO3 )2 = = 81 г/моль.
Следовательно, в 1 л воды содержится 0,005 моль экв Ca(HCO3)2
или 5 ммоль экв этой соли. Отсюда, жесткость воды равна Ж = 5 ммоль/л
2 способ. По формуле:
Ж3
эк
эк 3 10
MV
10 m
V
n×
×
= × = = 103
81 500
202,5 ×
×
= 5 ммоль/л.
132
ПРИМЕР 2. Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м3
воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4
ммоль/л.
РЕШЕНИЕ.
1 способ. Вычислим количество эквивалентов сульфата кальция,
которое содержится в 1000л воды:
nэк = 4 ммоль/л×1000 л = 4000 ммоль экв = 4 моль экв.
Мэк(CaSO4) =
2
136
2
M(CaSO4 ) = = 68 г/моль.
Следовательно, масса сульфата кальция в 1000 л воды равна:
m = nэк×Мэк = 4 моль экв×68 г/моль экв = 272 г.
2 способ. По формуле:
Ж3
эк
эк 3 10
MV
10 m
V
n×
×
=×=,
отсюда m =
1000
4 68 1000
1000
Ж Мэк. V × ×
=
××
= 272 г.
ПРИМЕР 3. Какую массу соды (карбоната натрия) надо добавить к
500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 ммоль/л.
РЕШЕНИЕ.
1 способ. Вычислим количество эквивалентов солей жесткости, которое содержится в 500л воды:
nэк = 5 ммоль/л × 500 л = 2500 ммоль экв = 2,5 моль экв.
По закону эквивалентов для устранения жесткости следует добавить 2,5 моль экв карбоната натрия.
Мэк(Na2CO3) =
2
106
2
M(Na2CO3 ) = = 53 г/моль.
Следовательно, к 500 л воды необходимо добавить карбоната натрия:
m = nэк×Мэк = 2,5 моль экв×53 г/моль экв = 132,5 г.
2 способ. По формуле:
Ж3
эк
эк 3 10
MV
10 m
V
n×
×
=×=,
отсюда 132,5 г
1000
2,5 53 500
1000
ЖМV
m эк. =
××
=
××
=.
ПРИМЕР 4. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на
титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08 н раствора HCl.
133
РЕШЕНИЕ. По закону эквивалентов для растворов:
Сэк(1)×V(1) = Сэк(2)×V(2)
Следовательно:
Сэк(Ж)×V(Ж) = Сэк(HCl)×V(HCl), где
Сэк(Ж) – молярная концентрация эквивалентов солей жесткости в воде;
V(Ж) – объем воды, взятый для титрования;
Сэк(HCl) – молярная концентрация эквивалентов (нормальность) HCl
V(HCl) – объем HCl.
Отсюда
0,005 моль экв / л
100
0,08 6,25
V(HCl)
С (HCl) V(HCl)
С (Ж) эк.
эк. =
×
=
×
=
Таким образом, карбонатная жесткость воды равна:
Ж = Сэк(Ж)×1000 = 0,005×1000 = 5 ммоль/л.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
381.Реагентные методы умягчения воды. Умягчение воды фосфатами. Напишите уравнения соответствующих реакций. Какую массу ортофосфата
натрия (Na3PO4) надо прибавить к 500л воды, чтобы устранить ее некарбонатную жесткость, равную 5 ммоль/л?
Ответ: 136,6 г.
382.Какие соли обусловливают жесткость природной воды? Какую жесткость называют карбонатной? Как можно устранить карбонатную жесткость? Напишите _____уравнения соответствующих реакций. Чему равна жесткость воды, в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната магния?
Ответ: 2 ммоль/л
383.Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 мл воды, требуется 15 мл
раствора HCl с молярной концентрацией эквивалентов 0,08 моль/л.
Ответ: 6 ммол/л.
384.Какие соли обусловливают жесткость природной воды? В 1 л воды содержится 36,47 мг ионов магния и 50,1 мг ионов кальция. Чему равна
жесткость этой воды?
Ответ: 5,5 ммоль/л.
385.В чем сущность содово-известкового метода умягчения воды? Напишите уравнения соответствующих реакций. Какую массу карбоната натрия
надо прибавить к 400 л воды, чтобы устранить жесткость, равную 3
ммоль/л.
Ответ: 63,6 г.
134
386.Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жёсткость 7 ммоль/л.
Какая масса сульфата магния содержится в 300 л этой воды?
Ответ: 126,3 г.
387.Какие соли обусловливают жесткость природной воды? Какую жесткость называют карбонатной, некарбонатной? Вычислите жесткость воды, зная, что в 600 л ее содержится 65,7 г гидрокарбоната магния и 61,2 г
сульфата кальция.
Ответ: 3 ммоль/л.
388.Ионообменный способ умягчения воды. В 220 л воды содержится 11 г
сульфата магния. Чему равна жесткость этой воды?
Ответ: 0,83 ммоль/л.
389.Жесткость воды, в которой растворен только гидрокарбонат кальция,
равна 4 ммоль/л. Какой объем раствора HCl с молярной концентрацией
эквивалентов 0,1 моль/л потребуется для реакции с гидрокарбонатом
кальция, содержащимся в 75 мл этой воды?
Ответ: 3 мл.
390.В 1 м3 воды содержится 140 г сульфата магния. Вычислите жесткость
этой воды.
Ответ: 2,33 ммоль/л.
391.Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость 3,5
ммоль/л. Какая масса гидрокарбоната магния содержится в 200 л этой
воды?
Ответ: 51,1 г.
392.К 1 м3 жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. На сколько
понизилась жесткость?
Ответ: на 2,5 ммоль/л.
393.Какие соли обусловливают жесткость природной воды? Какую жесткость называют некарбонатной? Как можно устранить некарбонатную
жесткость? Напишите уравнения соответствующих реакций. Чему равна
жесткость воды, если для ее устранения к 50 л воды потребовалось прибавить 21,2 г карбоната натрия?
Ответ: 8 ммоль/л.
394.Какая масса сульфата кальция содержится в 200л воды, если жесткость,
обусловливаемая этой солью, равна 8 ммоль/л?
Ответ: 108,9 г.
395.Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жесткость 9
ммоль_____/л. Какая масса этой соли содержится в 500 л воды?
Ответ: 364,5 г.
396.Какие ионы надо удалить из природной воды, чтобы сделать ее мягкой?
В чем состоит сущность известкового метода умягчения воды? Составьте уравнения соответствующих реакций. Какую массу гидроксида каль135
ция надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную
4,43 ммоль/л?
Ответ: 0,406 г.
397.Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы
устранить жесткость, равную 4 ммоль/л?
Ответ: 21,2 г.
398.Реагентные методы умягчения воды. К 100 л жесткой воды прибавили
12,95 г гидроксида кальция. На сколько понизилась карбонатная жесткость?
Ответ: на 3,5 ммоль/л.
399.Чему равна карбонатная жесткость воды, если в 1 л ее содержится 0,292
г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?
Ответ: 6,5 ммоль/л.
400.Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы
устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 ммоль/л?
Ответ: 55,96 г.
3.21. ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ. ПОЛИМЕРЫ
Органические вещества - к ним относятся соединения, содержащие
углерод и, как правило, водород. Некоторые очень простые соединения углерода, особенно если они не содержат водорода (например, диоксид углерода, мел и другие карбонаты), также относят обычно к неорганическим
соединениям.
Название ｫорганическийｻ не означает, что это соединение обязательно должно иметь биологическое происхождение. В настоящее время
синтез и модификация органических соединений являются основой нефтехимической и фармацевтической промышленности.
Особая роль углерода в нашем мире обусловлена уникальной способностью его атомов образовывать связи друг с другом. Атомы некоторых
других элементов также способны соединяться друг с другом, но ни один
другой элемент не образует такое множество устойчивых структур. Углерод
обладает этой уникальной способностью потому, что по своим химическим
свойствам он находится как бы в ｫзолотой серединеｻ. Он обладает умеренной способностью принимать электроны от других атомов и довольно легко
отдает свои электроны. Но эта умеренность атома углерода поистине всеобъемлюща и универсальна, потому что именно она делает возможным существование самой жизни.
При изучении многих органических соединений полезно представлять себе их молекулы в виде цепей или колец атомов углерода, образующих так называемый углеродный скелет; к нему присоединяются другие
136
атомы и группы атомов. Именно эти группы, называемые функциональными, являются химически активными центрами органических молекул. Примерами могут служить углерод-углеродная двойная связь >C=C<, карбонильная группа >C=O и гидроксильная группа -О-Н. В ходе такой реакции
одна из связей разрывается, после чего к каждому из атомов углерода, которые ранее были соединены этой связью, может присоединиться атом или
группа атомов. Двойная связь, кроме того, придает молекуле жесткость, т.е.
способствует тому, что молекула принимает и сохраняет определенную
форму. В этом отношении простая связь играет роль шарнира, позволяя молекуле принимать различные формы; напротив, двойная связь закреплена и
вращение атомов или групп вокруг такой связи невозможно.
СТРУКТУРЫ И ФОРМУЛЫ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Разнообразие структур, которые может образовывать углерод, частично обусловлено его способностью создавать простые (одинарные), двойные и тройные связи с другими атомами углерода или атомами других элементов. Таким образом, возникают чрезвычайно сложные сети атомов из
множества связей: С-С, С=С, СºС, С-О, С=О, С-N, С=N, СºN.
Сложность органических соединений рождает следующую проблему. Молекулярная модель любого соединения, например, циклогексана,
мало чем отличается от кучки беспорядочно набросанных красных, белых и
черных шариков. Для наглядного изображения структуры молекул, очевидно, необходим какой-то другой способ. По этой причине химики часто изображают молекулы в виде упрощенных структурных формул, на которых
указываются только связи между атомами, но не сами атомы. Приведем
несколько примеров.
Молекула бензола представляет собой шестиугольник, построенный из шести атомов углерода и шести атомов водорода. Структуру бензола
в полном виде можно изобразить следующим образом:
137
В упрощенной формуле атомы водорода не показывают, а из всех связей
изображают только углерод-углеродные:
Родственное соединение толуол
изображается как
Здесь отдельная черточка симво-
лизирует метильную группу СН3. Атомы
других элементов (не углерода и не водорода) всегда изображают в виде
соответствующих символов, как это показано ниже на примере октановой
кислоты:
Иногда полезно указать типы атомов, входящих в состав молекулы,
и число атомов каждого типа. Для этой цели записывают эмпирическую
С
СС
С
СС
Н
НН
Н
НН
С
СС
С
СС
НН
Н
НН
С
Н
НН
С
Н
Н
С
Н
Н
С
Н
Н
С
Н
Н
С
Н
Н
С
Н
Н
С
Н
Н
НС
О
ОН
О
ОН
138
формулу соединения, в которой сразу после символа каждого элемента в
виде подстрочного индекса указывают число атомов этого элемента в молекуле. Простым примером может служить формула молекулы воды Н2О,
которая состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Однако
молекула воды - это карлик по сравнению с молекулой тристеарина. Его
эмпирическая формула выглядит следующим образом: С 57Н110О6; она показывает, что каждая молекула тристеарина состоит из 57 атомов углерода,
110 атомов водорода и 6 атомов кислорода.
Одна и та же эмпирическая формула может отвечать двум или более различным соединениям. Например, эмпирическая формула С 2Н6О описывает как этанол:
OH
H
H
C
H
H
HC
|
|
|
|
---так и диметиловый эфир:
H
H
H
OC
H
H
HC
|
|
|
|
---Соединения, имеющие одну и ту же эмпирическую формулу, называют изомерами (что в переводе с греческого означает ｫравные долиｻ),
подразумевая, что такие различные молекулы могут быть построены из одного набора атомов.
Таким _____образом, свойства веществ зависят от строения молекул, т.е.
от того, в каком порядке атомы взаимосвязаны между собой; изучая продукты химического превращения вещества, можно определить его строение
и выразить это конкретной формулой; в молекулах существует взаимное
влияние атомов, как связанных, так и непосредственно между собой не связанных.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
401.Какая общая формула выражает состав этиленовых углеводородов
(олефинов или алкенов)? Какие химические реакции наиболее характерны для них? Что такое полимеризация, поликонденсация? Чем отличаются друг от друга эти реакции? Составьте схему получения полиэтилена.
402.Напишите структурную формулу акриловой кислоты (простейшей непредельной одноосновной карбоновой кислоты). Приведите уравнение
139
реакции взаимодействия этой кислоты с метиловым спиртом. Составьте
схему полимеризации образовавшегося продукта.
403.По реакции Кучерова (из карбида кальция и воды) получите уксусный
альдегид, а затем винилуксусную кислоту (винилацетат). Напишите схему полимеризации винилацетата.
404.Получите винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную
_____кислоту и воду. Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилхлорида.
405.Как получают в промышленности стирол? Приведите схему его полимеризации. Изобразите с помощью схем линейную и трехмерную структуры полимеров по сравнению с нерегулярными полимерами?
406.Полимером какого углеводорода является натуральный каучук? Напишите структурную формулу этого углеводорода. Как называют процесс
превращения каучука в резину? Чем по строению и свойствам различаются каучук и резина?
407.Какие соединения называются аминами? Составьте схему поликонденсации адипиновой кислоты и гексаметилендиамина. Назовите образовавшийся полимер.
408.Получите ацетилен и напишите уравнения реакций превращения его в
ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с
ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации
акрилонитрила.
409.Какие углеводороды называют олефинами (алкенами)? Приведите пример. Какая общая формула выражает состав этих углеводородов? Составьте схему получения полиэтилена.
410.Напишите структурную формулу метакриловой кислоты. Какое соединение получается при взаимодествии ее с метиловым спиртом? Напиши-
те уравнение реакции. Составьте схему полимеризации образующегося
продукта.
411.Какие углеводороды называются диеновыми? Приведите пример. Какая
общая формула выражает состав этих углеводородов? Составьте схему
полимеризации бутадиена (дивинила).
412.Какие полимеры называют стереорегулярными? Чем объясняется более
высокая температура плавления и большая механическая прочность стереорегулярных полимеров по сравнению с нерегулярными полимерами?
413.Какая общая формула выражает состав этиленовых углеводородов
(олефинов или аклкенов)? Какие химические реакции наиболее характерны для них? Что такое полимеризация? Чем отличаются друг от друга
эти реакции?
140
414.Каковы различия в составах предельных и непредельных углеводородов? Составьте схему образования каучука из дивинила и стирола. Что
такое вулканизация?
415.Какие соединения называют элементоорганическими, кремнийорганическими? Укажите важнейшие свойства кремнийорганических полимеров. Как влияет на свойства кремнийорганических полимеров увеличение числа органических радикалов, связанных с атомами кремния?
416.Какие соединения называют альдегидами? Что такое формалин? Какое
свойство альдегидов лежит в основе реакции серебряного зеркала? Составьте схему получения фенолоформальдегидной смолы.
417.Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.
418.Какая общая формула выражает состав ацетиленовых углеводородов
(алкинов)? Как из метана получить ацетилен, затем винилацетилен, а из
последнего хлоропрен?
419.Какие полимеры называют термопластичными, термореактивными?
Укажите три состояния полимеров. Чем характеризуется переход из одного состояния в другое?
420.Какие соединения называют аминокислотами? Напишите формулу простейшей аминокислоты. Составьте схему поликонденсации аминокапроновой кислоты. Как называют образующийся при этом полимер?
141
Таблица 8
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 1, 21, 41, 61, 81, 1 101, 121, 141, 161, 181 II 201, 221, 241, 261, 281, 301, 321, 341, 361, 381, 401
2 I 2, 22, 42, 62, 82, 102, 122, 142, 162, 182 II 202, 222, 242, 262, 282, 302, 322, 342, 362, 382, 402
3 I 3, 23, 43, 63, 83, 103, 123, 143, 163, 183 II 203, 223, 243, 263, 283, 303, 323, 343, 363, 383, 403
4 I 4, 24, 44, 64, 84, 104, 124, 144, 164, 184 II 204, 224, 244, 264, 284, 304, 324, 344, 364, 384, 404
5 I 5, 25, 45, 65, 85, 105, 125, 145, 165, 185 II 205, 225, 245, 265, 285, 305, 325, 345, 365, 385, 405
6 I 6, 26, 46, 66, 86, 106, 126, 146, 166, 186 II 206, 226, 246, 266, 286, 306, 326, 346, 366, 386, 406
7 I 7, 27, 47, 67, 87, 107, 127, 147, 167, 187 II 207, 227, 247, 267, 287, 307, 327, 347, 367, 387, 407
8 I 8, 28, 48, 68, 88, 108, 128, 148, 168, 188 II 208, 228, 248, 268, 288, 308, 328, 348, 368, 388, 408
9 I 9, 29, 49, 69, 89, 109, 129, 149, 169, 189 II 209, 229, 249, 269, 289, 309, 329, 349, 369, 389, 409
10 I 10, 30, 50, 70, 90, 110, 130, 150, 170, 190 II 210, 230, 250, 270, 290, 310, 330, 350, 370, 390, 410
11 I 11, 31, 51, 71, 91, 111, 131, 151, 171, 191 II 211, 231, 251, 271, 291, 311, 331, 351, 371, 391, 411
12 I 12, 32, 52, 72, 92, 112, 132, 152, 172, 192 II 212, 232, 252, 272, 292, 312, 332, 352, 372, 392, 412
13 I 13, 33, 53, 73, 93, 113, 133, 153, 173, 193 II 213, 233, 253, 273, 293, 313, 333, 353, 373, 393, 413
14 I 14, 34, 54, 74, 94, 114, 134, 154, 174, 194 II 214, 234, 254, 274, 294, 314, 334, 354, 374, 394, 414
15 I 15, 35, 55, 75, 95, 115, 135, 155, 175, 195 II 215, 235, 255, 275, 295, 315, 335, 355, 375, 395, 415
16 I 16, 36, 56, 76, 96, 116, 136, 156, 176, 196 II 216, 236, 256, 276, 296, 316, 336, 356, 376, 396, 416
17 I 17, 37, 57, 77, 97, 117, 137, 157, 177, 197 II 217, 237, 257, 277, 297, 317, 337, 357, 377, 397, 417
18 I 18, 38, 58, 78, 98, 118, 138, 158, 178, 198 II 218, 238, 258, 278, 298, 318, 338, 358, 378, 398, 418
142
Продолжение табл.8
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 19, 39, 59, 79, 99, 19 119, 139, 159, 179, 199 II 219, 239, 259, 279, 299, 319, 339, 359, 379, 399, 419
20 I 20, 40, 60, 80, 100, 120, 140, 160, 180, 200 II 220, 240, 260, 280, 300, 320, 340, 360, 380, 400, 420
21 I 1, 22, 43, 64, 85, 106, 127, 148, 169, 190 II 211, 222, 243, 264, 285, 306, 327, 348, 361, 381, 412
22 I 2, 23, 44, 65, 86, 107, 128, 149, 170, 191 II 212, 223, 244, 265, 286, 307, 328, 349, 362, 382, 413
23 I 3, 24, 45, 66, 87, 108, 129, 150, 171, 192 II 213, 224, 245, 266, 287, 308, 329, 350, 363, 383, 414
24 I 4, 25, 46, 67, 88, 109, 130, 151, 172, 193 II 214, 225, 246, 267, 288, 309, 330, 351, 364, 384, 415
25 I 5, 26, 47, 68, 89, 110, 131, 152, 173, 194 II 215, 226, 247, 268, 289, 310, 331, 352, 365, 385, 416
26 I 6, 27, 48, 69, 90, 111, 132, 153, 174, 195 II 216, 227, 248, 269, 290, 311, 332, 353, 366, 386, 417
27 I 7, 28, 49, 70, 91, 112, 133, 154, 175, 196 II 217, 228, 249, 270, 291, 312, 333, 354, 367, 387, 418
28 I 8, 29, 50, 71, 92, 113, 134, 155, 176, 197 II 218, 229, 250, 271, 292, 313, 334, 355, 368, 388, 419
29 I 9, 30, 51, 72, 93, 114, 135, 156, 177, 198 II 219, 230, 251, 272, 293, 314, 335, 356, 369, 389, 420
30 I 10, 31, 52, 73, 94, 115, 136, 157, 178, 199 II 220, 231, 252, 273, 294, 315, 336, 357, 370, 390, 411
31 I 11, 32, 53, 74, 95, 116, 137, 158, 179, 200 II 201, 232, 253, 274, 295, 316, 337, 358, 371, 391, 412
32 I 12, 33, 54, 75, 96, 117, 138, 159, 180, 181 II 202, 233, 254, 275, 296, 317, 338, 359, 372, 392, 413
33 I 13, 34, 55, 76, 97, 118, 139, 160, 161, 182 II 203, 234, 255, 276, 297, 318, 339, 360, 373, 393, 414
34 I 14, 35, 56, 77, 98, 119, 140, 141, 162, 183 II 204, 235, 256, 277, 298, 319, 340, 347, 374, 394, 415
35 I 15, 36, 87, 78, 99, 120, 121, 142, 163, 184 II 205, 236, 257, 278, 299, 320, 322, 346, 375, 395, 416
36 I 16, 37, 58, 79, 100, 101, 122, 143, 164, 185 II 206, 237, 258, 279, 300, 301, 323, 345, 376, 396, 417
143
Продолжение табл.8
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 17, 38, 59, 80, 81, 37 102, 123, 144, 165, 186 II 207, 238, 259, 280, 281, 302, 324, 344, 377, 397, 418
38 I 18, 39, 60, 65, 86, 107, 128, 145, 166, 187 II 208, 239, 260, 261, 282, 303, 325, 343, 378, 398, 419
39 I 19, 40, 44, 66, 87, 108, 129, 146, 167, 188 II 209, 240, 241, 262, 283, 304, 326, 342, 379, 399, 420
40 I 20, 23, 45, 67, 88, 109, 130, 147, 168, 189 II 210, 221, 242, 263, 284, 305, 327, 341, 380, 400, 411
41 I 2, 24, 46, 68, 89, 110, 131, 148, 170, 190 II 201, 223, 241, 265, 281, 306, 328, 341, 371, 391, 411
42 I 3, 25, 47, 69, 90, 111, 132, 149, 171, 191 II 202, 224, 242, 266, 282, 307, 329, 342, 372, 392, 412
43 I 4, 26, 48, 70, 91, 112, 133, 150, 172, 192 II 203, 225, 243, 267, 283, 308, 330, 343, 373, 393, 413
44 I 5, 27, 49, 71, 92, 113, 134, 151, 173, 193 II 204, 226, 244, 268, 284, 309, 331, 344, 374, 394, 414
45 I 6, 28, 50, 72, 93, 114, 135, 152, 174, 194 II 205, 227, 245, 269, 285, 310, 332, 345, 375, 395, 415
46 I 7, 29, 51, 73, 94, 115, 136, 153, 175, 195 II 206, 228, 246, 270, 286, 311, 333, 346, 376, 396, 416
47 I 8, 30, 52, 74, 95, 116, 137, 154, 176, 196 II 207, 229, 247, 271, 287, 312, 334, 347, 377, 397, 417
48 I 9, 31, 53, 75, 96, 117, 138, 155, 177, 197 II 208, 230, 248, 272, 288, 313, 335, 348, 378, 398, 418
49 I 10, 32, 54, 76, 97, 118, 139, 156, 178, 198 II 209, 231, 249, 273, 289, 314, 336, 349, 379, 399, 419
50 I 11, 33, 55, 77, 98, 119, 140, 157, 179, 199 II 210, 232, 250, 274, 290, 315, 337, 350, 380, 400, 420
51 I 12, 34, 56, 78, 99, 120, 122, 158, 180, 200 II 211, 233, 251, 275, 291, 316, 321, 351, 371, 391, 411
52 I 13, 35, 57, 79, 100, 103, 121, 159, 169, 182 II 212, 234, 252, 276, 292, 317, 325, 352, 372, 392, 412
53 I 14, 36, 58, 80, 85, 104, 123, 160, 161, 183 II 213, 235, 253, 277, 293, 318, 324, 353, 373, 393, 413
54 I 15, 37, 59, 61, 84, 105, 124, 141, 162, 184 II 214, 236, 254, 278, 294, 319, 323, 354, 374, 394, 414
144
Продолжение табл.8
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 16, 38, 60, 62, 83, 55 106, 125, 143, 163, 185 II 215, 237, 255, 279, 295, 320, 322, 355, 375, 395, 415
56 I 17, 33, 41, 63, 82, 101, 126, 142, 164, 186 II 216, 238, 256, 280, 296, 301, 321, 356, 376, 396, 416
57 I 18, 40, 42, 61, 81, 102, 127, 144, 165, 187 II 217, 239, 257, 271, 297, 302, 326, 357, 377, 397, 417
58 I 19, 21, 43, 62, 87, 103, 128, 145, 166, 188 II 218, 240, 258, 272, 298, 303, 327, 358, 378, 398, 418
59 I 20, 22, 41, 63, 88, 104, 129, 146, 167, 189 II 219, 223, 259, 273, 299, 304, 328, 359, 379, 399, 419
60 I 1, 24, 42, 64, 89, 105, 130, 147, 168, 190 II 220, 222, 260, 274, 300, 305, 329, 360, 380, 400, 420
61 I 3, 25, 43, 65, 90, 106, 131, 148, 169, 191 II 201, 221, 250, 275, 281, 301, 330, 341, 361, 392, 411
62 I 4, 26, 44, 66, 91, 107, 132, 149, 170, 192 II 202, 222, 251, 276, 282, 302, 331, 342, 362, 393, 412
63 I 5, 27, 45, 67, 92, 108, 133, 150, 171, 193 II 203, 223, 252, 277, 283, 303, 332, 343, 363, 394, 413
64 I 6, 28, 46, 68, 93, 109, 134, 151, 172, 194 II 204, 224, 253, 278, 284, 304, 333, 344, 364, 395, 414
65 I 7, 29, 47, 69, 94, 110, 135, 152, 173, 195 II 205, 225, 254, 279, 285, 305, 334, 345, 365, 396, 415
66 I 8, 30, 48, 70, 95, 111, 136, 153, 174, 196 II 206, 226, 255, 280, 286, 306, 335, 346, 366, 397, 416
67 I 9, 31, 49, 71, 96, 112, 137, 154, 175, 197 II 207, 227, 256, 261, 287, 307, 336, 347, 367, 398, 417
68 I 10, 32, 50, 72, 97, 113, 138, 155, 176, 198 II 208, 228, 257, 262, 288, 308, 337, 348, 368, 399, 418
69 I 11, 33, 51, 73, 98, 114, 139, 156, 177, 199 II 209, 229, 258, 263, 289, 309, 338, 349, 369, 400, 419
70 I 12, 34, 52, 74, 99, 115, 140, 157, 178, 200 II 210, 230, 259, 264, 290, 310, 339, 350, 370, 391, 420
71 I 13, 35, 53, 75, 100, 116, 121, 158, 179, 181 II 211, 231, 260, 265, 291, 311, 340, 351, 371, 394, 411
72 I 14, 36, 54, 76, 86, 117, 122, 159, 180, 182 II 212, 232, 241, 266, 292, 312, 321, 352, 372, 391, 417
145
Продолжение табл.8
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 15, 37, 55, 77, 85, 73 118, 123, 160, 162, 183 II 213, 233, 242, 267, 293, 313, 322, 353, 373, 392, 413
74 I 16, 38, 56, 78, 84, 119, 124, 142, 161, 184 II 214, 234, 243, 268, 294, 314, 323, 354, 374, 393, 414
75 I 17, 39, 57, 79, 83, 120, 125, 141, 163, 185 II 215, 235, 244, 269, 295, 315, 324, 355, 375, 396, 415
76 I 18, 40, 58, 80, 82, 101, 126, 143, 164, 186 II 216, 236, 245, 270, 296, 316, 325, 356, 376, 397, 416
77 I 19, 23, 59, 61, 81, 102, 127, 144, 165, 187 II 217, 237, 246, 271, 297, 317, 326, 357, 377, 398, 417
78 I 20, 21, 60, 62, 100, 103, 128, 145, 166, 188 II 218, 238, 247, 272, 298, 318, 327, 358, 378, 399, 418
79 I 4, 22, 51, 63, 99, 104, 129, 146, 167, 189 II 219, 239, 248, 273, 300, 319, 328, 359, 379, 400, 419
80 I 5, 23, 52, 64, 98, 105, 130, 147, 168, 190 II 220, 240, 249, 274, 281, 320, 329, 360, 380, 391, 420
81 I 6, 24, 53, 65, 97, 106, 131, 148, 169, 191 II 211, 231, 250, 275, 282, 301, 330, 351, 371, 392, 401
82 I 7, 25, 54, 66, 96, 107, 132, 149, 170, 192 II 212, 232, 251, 276, 283, 302, 334, 352, 372, 393, 402
83 I 8, 26, 55, 67, 95, 108, 133, 150, 171, 193 II 213, 233, 252, 277, 284, 303, 335, 353, 373, 394, 403
84 I 9, 27, 56, 68, 94, 109, 134, 151, 172, 194 II 214, 234, 253, 278, 285, 304, 336, 354, 374, 395, 404
85 I 10, 28, 57, 69, 93, 110, 135, 152, 173, 195 II 215, 235, 254, 279, 286, 305, 337, 355, 375, 396, 405
86 I 11, 29, 58, 70, 92, 111, 136, 153, 174, 196 II 216, 236, 255, 280, 287, 306, 338, 356, 376, 397, 406
87 I 12, 30, 59, 71, 91, 112, 137, 154, 175, 197 II 217, 237, 256, 264, 288, 307, 339, 357, 377, 398, 407
88 I 13, 31, 60, 72, 90, 113, 138, 155, 176, 198 II 218, 238, 257, 265, 289, 308, 340, 358, 378, 399, 408
89 I 14, 32, 41, 73, 89, 114, 139, 156, 177, 199 II 219, 239, 258, 266, 290, 309, 331, 359, 379, 400, 409
90 I 15, 33, 42, 74, 88, 115, 140, 157, 178, 200 II 220, 240, 259, 267, 291, 310, 332, 360, 380, 399, 410
146
Продолжение табл.8
Номер
варианта
Номера
контрольного
задания
Номера задач,
относящихся к данному заданию
I 16, 34, 43, 75, 87, 91 116, 131, 158, 179, 181 II 201, 221, 260, 268, 292, 311, 333, 341, 365, 382, 416
92 I 17, 35, 44, 76, 86, 117, 132, 159, 180, 182 II 202, 222, 241, 269, 293, 312, 321, 342, 367, 383, 417
93 I 18, 36, 45, 77, 85, 118, 133, 160, 161, 183, 203 II 203, 223, 242, 270, 294, 313, 322, 343, 369, 384,
418
94 I 19, 37, 46, 78, 84, 119, 134, 141, 162, 184 II 204, 224, 243, 261, 295, 314, 323, 344, 371, 385, 419
95 I 20, 38, 47, 79, 83, 120, 135, 142, 163, 185 II 205, 225, 244, 262, 296, 315, 324, 345, 375, 386, 420
96 I 1, 39, 48, 80, 82, 110, 136, 143, 164, 186 II 206, 226, 245, 263, 297, 316, 325, 346, 377, 387, 411
97 I 2, 40, 49, 61, 81, 111, 137, 144, 165, 187 II 207, 227, 246, 271, 298, 317, 326, 347, 380, 388, 412
98 I 3, 24, 50, 62, 100, 112, 138, 145, 166, 188 II 208, 228, 247, 272, 299, 318, 327, 348, 373, 389, 413
99 I 4, 25, 51, 63, 99, 113, 139, 146, 167, 189 II 209, 229, 248, 273, 300, 319, 328, 349, 374, 390, 414
100 I 5, 26, 52, 64, 98, 114, 140, 147, 168, 190 II 210, 230, 249, 274, 281, 320, 329, 350, 375, 391, 415
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
ПРИМЕРНЫЙ ПЕРЕЧЕНЬ ЛАБОРАТОРНО-ПРАКТИЧЕСКИХ ____________ЗАНЯТИЙ
1. Строение атома и Периодическая система Д.И. Менделеева.
2. Химическая связь и строение молекул.
3. Энергетика и направленность химических процессов.
4. Кинетика и химическое равновесие.
5. Комплексные соединения.
6. Способы выражения состава растворов.
7. Электролитическая диссоциация.
8. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Гидролиз солей.
9. Окислительно-восстановительные реакции.
10. Химические свойства металлов.
11. Гальванический элемент.
12. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии.
13. Электролиз.
14. Химические свойства некоторых классов органических соединений.
147
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Таблица П.2.1
Константы и степени диссоциации
некоторых слабых электролитов
Электролиты Формула
Численные
значения
констант
диссоциации
Степень
диссоциации
в 0,1 н.
растворе, %
Азотная кислота HNO3 K = 4,0×10-4 6,4
Аммиак (гидроксид) NH4OH K = 1,8×10-5 1,3
Муравьиная кислота HCOOH K = 1,76×10-4 4,2
Ортоборная кислота H3BO3 K1 = 5,8×10-10
K2 = 1,8×10-13
K3 = 1,6×10-14
0,007
Ортофосфорная кислота H3PO4 K1 = 7,7×10-3
K2 = 6,2×10-8
K3 = 2,2×10-13
27
Сернистая кислота H2SO3 K1 = 1,7×10-2
K2 = 6,2×10-8
20,0
Сероводородная кислота H2S K1 = 5,7×10-8
K2 = 1,2×10-15
0,07
Синильная кислота HCN K = 7,2×10-10 0,009
Угольная кислота H2CO3 K1 = 4,3×10-7
K2 = 5,6×10-11
0,17
Уксусная кислота CH3COOH K = 1,75×10-5 1,3
Фтороводородная кислота HF K = 7,2×10-4 8,5
Хлоронватистая кислота HClO K = 3,0×10-8 0,05
Таблица П.2.2
Растворимость неорганических веществ в воде при комнатной температуре
Ионы Br- CH3COO
- CN- CO3 2- Cl- F- I- NO3
- OH- PO4 3- S2- SO4 2- O2
-
Ag+ н м н н н р н р - н н м н
Al3+ р + ? - р м р р н н + р н
Ba2+ р р р н р м р р р н р н +
Be2+ р + ? нх р р р р н н + р м
Bi3+ + + - - + н н + н н н + н
Ca2+ р р р н р н р р м н р м м
Cd2+ р р м нх р р р р н н н р н
Co2+ р р н нх р р р р н н н р н
Cr3+ р + н - р м н р н н нх р н
Cs+ р р р р р р р р р р р р +
Cu2+ р р н нх р р - р н н н р н
Fe2+ р р н н р м р р н н н р м
Fe3+ р - н - р н - р н н + р н
Ga3+ + - - - р н + р н н + р н
H+ р ∞ ∞ м р р р ∞ ∞ р м ∞ м
Hg2+ м р р - р + н + - н н + ?
Hg2 2 + н м - н н м н + - н - н м
In3+ р - н - р м р р н н н р +
Продолжение табл.П.2.2
Ионы Br- CH3COO
- CN- CO3 2- Cl- F- I- NO3
- OH- PO4 3- S2- SO4 2- O2
-
K+ р р р р р р р р р р р р +
La3+ р р - нх р н р р н н н м +
Li+ р р р р р н р р р м р р м
Mg2+ р р р м р м р р н н н р н
Mn2+ р р н нх р р р р н н н р н
NH4
+
рррррррррр-р-
Na+ р р р р р р р р р р р р +
Ni2+ р р н нх р р р р н н н р м
Pb2+ м р н нх м м м р н н н н н
Pt2+ н р н - н - н - н - н - ?
Rb+ р р р р р р р р р р р р +
Sc3+ р р - нх р н р р н н н р н
Sn2+ + + - - + р м + н н н + н
Sr2+ р р р н р н р р м н р н +
Tl+ м р р р м р н р р н н м +
Y3+ р р - нх р м р р н н н р н
Zn2+ р р н нх р м р р н н н р н
Примечание. Обозначения: р- хорошо растворимый; м- малорастворимый; н- практически
нераствори-
мый; ∞ - неограниченно растворимый; (+) - полностью реагирует с водой; (-) - не существует;
(х) - осадок из
водного раствора не образуется вследствие полного гидролиза; (?) - отсутствуют данные по
растворимости.
150
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Шиманович И.Л. Химия. Методические указания, программа, решение
типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные задания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 1998. 128 с.
2. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей и неорганической химии. - М.: Высшая школа, 1990.
267 с.
3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л: Химия, 1985.
272 с.
4. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая школа, 1997. 223 с.
5. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равде-
ля, А.М. Пономаревой. - Л.: Химия, 1983. 157 с.
6. Свойства нерганических соединений: Справочник / А.И. Ефимов и др. /.Л.: Химия, 1983. 431 с.
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Основная
7. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1998. 430 с.
8. Фролов В.В. Химия. - М.: Высшая школа, 1986. 558 с.
9. Лучинский Г.П. Курс химии. - М.: Высшая школа, 1985. 337 с.
10. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 2000. 726 с.
11. Харин А.Н., Катаева И.А., Харина А.Т. Курс химии. - М.: Высшая школа, 1983. 619 с.
12. Практикум по химии. Учебное пособие. Изд. 2-ое, испр. и доп. / Под ред.
канд. хим. наук Т.И. Рыбкиной. Новомосковск, 2000. 190 с.
Дополнительная
13. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л: Химия, 1985.
272 с.
14. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая школа, 1997. 223 с.
15. Рыбкина Т.И. Основы общей химии в логических схемах. Методическая
разработка для самостоятельной работы студентов. – Новомосковск.
1992. 90 с.
16. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. М.: Химия, 1987. 320 с.
17. Курс лекций по общей химии. / Под ред. канд. хим. наук Т.И. Рыбкиной.
(Электронный вариант. Web-документ. 2,29 Mb. Место хранения – кафедра ОиНХ НИ РХТУ им. Д.И. Менделеева). Новомосковск, 2000.
151
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ............................................. 3
2. РАБОЧАЯ ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИН СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ...... 7
3. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ..................................................................13
3.1. МОЛЬ. МОЛЯРНАЯ И МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССЫ. ОСНОВНЫЕ
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ..................................................................................13
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................17
3.2. ЭКВИВАЛЕНТ. КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА ЭКВИВАЛЕНТОВ.
МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТОВ ВЕЩЕСТВА И ОБЪЕМ
ЭКВИВАЛЕНТОВ ГАЗООБРАЗНОГО ВЕЩЕСТВА. ЗАКОН
ЭКВИВАЛЕНТОВ......................................................................................20
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................26
3.3. СТРОЕНИЕ АТОМА ...........................................................................28
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................34
3.4. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА...................................................................................36
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................38
3.5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.
КОНДЕНСИРОВАННОЕ СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА.............................40
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................45
3.6. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. ОСНОВНЫЕ
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ ........................................................................47
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................49
3.7. ЭНТРОПИЯ. ЭНЕРГИЯ ГИББСА. НАПРАВЛЕННОСТЬ
ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ, ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ
УСТОЙЧИВОСТЬ ВЕЩЕСТВА................................................................52
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................54
3.8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ ................................59
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................65
3.9. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА..............67
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................70
3.10. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ................................................................73
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................75
3.11. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ...................................77
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ..............................................................80
3.12. РЕАКЦИИ ОБМЕНА. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
РЕАКЦИЙ ..................................................................................................82
152
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.............................................................. 83
3.13. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.......................................................................... 86
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.............................................................. 88
3.14. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ............. 89
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.............................................................. 93
3.15. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ............................................................. 96
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 100
3.16. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ......................................... 103
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 105
3.17. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 107
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 111
3.18. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ................................................. 114
КЛАССИФИКАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ. ОСНОВНЫЕ
СПОСОБЫ ИХ ПОЛУЧЕНИЯ............................................................. 116
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ
СОЕДИНЕНИЙ.................................................................................... 117
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 120
3.19. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ...... 122
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 128
3.20. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДЫ.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ............................................................................... 131
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 133
3.21. ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ. ПОЛИМЕРЫ......................... 135
СТРУКТУРЫ И ФОРМУЛЫ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ..... 136
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ............................................................ 138
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ........................................... 141
ПРИЛОЖЕНИЕ 1...................................................................................... 146
ПРИЛОЖЕНИЕ 2...................................................................................... 147
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК.................................................... 150__