Химия - Иркутская государственная сельскохозяйственная

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Департамент научно-технической политики и образования
Федеральное государственное образовательное
учреждение высшего профессионального образования
Иркутская государственная сельскохозяйственная академия
Т.Н. МАРТЫНОВА
ХИМИЯ
Иркутск 2008
2
УДК 540
ББК 24
М25
Рецензенты: Писарькова Е.А. доцент, канд. хим. наук;
Станевич Л.М. доцент, канд. хим. наук;
Мартынова Т.Н.
Химия. Программа, методические указания, решение типовых
задач и контрольные задания для студентов-заочников факультета
механизации сельского хозяйства. - Иркутск. Изд-во Иркутской государственной сельскохозяйственной академии.- 2008. – 92 с.: ил.
ISBN
В методическом пособии представлены программа, методический подход, решение типовых задач и контрольные задания для студентов-заочников I курса факультета механизации сельского хозяйства.
УДК 540
ББК 24
ISBN
 Мартынова Т.Н., 2008
3
ВВЕДЕНИЕ
Учебная работа студента-заочника по изучению курса химии
включает: самостоятельное изучение дисциплины по учебникам и
учебным пособиям в соответствии с программой курса; решение задач, в том числе и задач контрольных заданий; присутствие на установочных лекциях и консультациях в период экзаменационной сессии; выполнение лабораторных работ; сдача зачета или экзамена.
В силу специфики формы обучения основной упор в изучении
дисциплины делается на самостоятельную работу студентовзаочников в течение всего учебного года. Для наиболее рациональной
организации такой работы студенту следует руководствоваться следующими рекомендациями.
1. В связи со сложностью и большим объёмом материала по
курсу химии не следует откладывать начало его изучения на предсессионный период. Сразу же после получения настоящего методического пособия необходимо взять в библиотеке по месту жительства
или работы рекомендованную учебную литературу, по возможности
не ограничивая себя одним учебником.
2. В соответствии с программой курса изучить теоретический
материал, составляя краткий конспект по каждому рассматриваемому
вопросу и воспроизводя его содержание по памяти. При этом особое
внимание следует обратить на законы, описывающие количественные
соотношения между элементами или веществами, вступающими в
химическую реакцию и образующимися в ее ходе. Необходимо знать,
кто и когда открыл тот или иной закон, в чем он проявляется, где и
как он используется на практике.
3. Ознакомление с теоретическим материалом по соответствующим разделам курса должно обязательно подкрепляться решением
типовых задач. В обоих случаях следует пользоваться периодической
таблицей химических элементов Д.И.Менделеева. Необходимо знать
ее структуру, принцип построения и все условные обозначения.
4. В ходе самостоятельного изучения курса химии в период
между сессиями следует использовать любые возможности присутствия на лекциях или семинарских занятиях по курсу химии в высших учебных заведениях или учебно-консультационных пунктах, если таковые имеются по месту жительства. Если это доступно, может
быть также полезен просмотр видеозаписей на электронных носите-
4
лях лекционных курсов по химии, которые готовятся ведущими вузами страны.
5. В сессионный период не следует допускать пропусков лекций,
лабораторных работ и консультаций.
Литература
Основная
1. Коровин Н. В. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2003.
2. Фролов В.В. Химия М.: - Высшая школа, 1986.
3. Новиков Г.И. Основы общей химии.- М.: Высшая школа, 1988.
4. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжкова Н.Г. Лабораторные работы по химии. - М.: Высшая школа, 1986.
5. Романцева Л.М., Лещинская З.Л. Суханова В.А. Сборник задач и
упражнений по общей химии.- М.: Высшая школа, 1988.
6. Практикум по неорганической химии /Под ред. А.Ф. Воробьева,
С.А. Дракина - М.: Химия, 1983.
Дополнительная
1. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983.
2. Киреев В. А. Курс физической химии. – М.: Химия, 1975.
3. Гаршин А. П. Неорганическая химия в рисунках, схемах, таблицах, формулах, химических реакциях. - С.-Петербург: СПбГУ,
1998..
4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1985.
5. Обучающая энциклопедия «Химия для всех»:
http:/www.informika.ru/text/database/chemy/START.html
6. Учебные материалы (программы, лекции, семинары)
http://caty.catalysis.nsk.su/chem/education/welcome.html
ПРОГРАММА
Предмет химии, значение химии в изучении природы и развитии
технологии.
Основы атомно-молекулярного учения (атомы, молекулы, ионы). Химические элементы. Вещества. Аллотропия. Законы количественных отношений при химических превращениях. Валентность
химических элементов.
Классификация сложных веществ. Оксиды, основания, кислоты,
соли, их химические свойства и способы получения.
5
Систематика химических элементов: исторический аспект.
Структура периодической системы Д. И. Менделеева, ее роль в открытии новых элементов.
Строение периодической системы Д. И. Менделеева: периоды,
группы элементов. Развитие периодического закона в связи со строением атома, Современная формулировка периодического закона
Д.И.Менделеева.
Квантовая теория света и строение атома по Бору. Электронное
облако. Квантование движения электрона в атоме. Принцип Паули, s-,
р-, d-, f-орбитали и максимальное число электронов на них. Распределение электронов в атомах по орбиталям. Электронная конфигурация
атома и периодическая система элементов. Размеры атомов и ионов.
Энергия ионизации и сродство к электрону. Строение атомного ядра,
естественная и искусственная радиоактивность. Ядерные реакции.
Химическая связь. Энергетический аспект образования химических связей. Ковалентная связь. Электроотрицательность атомов. Полярные и неполярные молекулы, их геометрия и свойства. Способы
образования ковалентной связи, ее насыщаемость и направленность.
Гибридизация атомных орбиталей. Типы и геометрия ковалентных
молекул. Ионная связь, её свойства. Поляризуемость и поляризующая
способность ионов в ионных соединениях, эффективные заряды
ионов. Водородная и металлическая связь. Валентность и степень
окисления элементов в свете строения вещества.
Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химической реакции, ее зависимость от концентрации реагентов, их
природы и температуры. Энергия активации химической реакции.
Катализ. Необратимые и обратимые реакции. Константа химического
равновесия. Способы смещения химического равновесия. Принцип
Ле Шателье. Факторы, определяющие направленность химических
реакций. Термодинамика химических превращений: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и энергия Гиббса.
Энергетические эффекты химических реакций. Термохимические расчёты, энтропия и её изменение в ходе химической реакции.
Энергия Гиббса.
Вода. Аномальные свойства воды. Растворы и способы выражения концетрации. Насыщенные и пересыщенные растворы. Растворимость веществ в воде.
Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации. Механизмы диссоциации электролитов. Степень электро-
6
литической диссоциации. Сила электролитов. Константа диссоциации
электролитов. Свойства электролитов с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения химических реакций. Диссоциация воды. Водородный показатель.
Степени
окисления
элементов.
Окислительно-восстановительные реакции. Составление уравнений окислительновосстановительных реакций. Важнейшие восстановители и окислители.
Химический источник электрической энергии. Гальванический
элемент Якоби - Даниэля. ЭДС гальванического элемента. Электродные потенциалы. Ряд напряжений металлов.
Электролиз. Катодные и анодные процессы. Законы электролиза. Электролиз в промышленности.
Химия полимеров, способы получения полимеров, полимеризация, поликонденсация. Классификация, зависимость свойств от состава и строения. Применение полимеров в народном хозяйстве.
Качественный и количественные методы анализа (титриметрический и гравиметрический) их сущность, преимущества и недостатки. Методы физико-химического и физического анализа.
Студентам-заочникам факультета механизации сельского хозяйства при изучении химии необходимо выполнить контрольную работу.
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО
ПОДГОТОВКЕ, ВЫПОЛНЕНИЮ И ОФОРМЛЕНИЮ
КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ
1. Прежде чем приступать к решению задачи по тому или иному
разделу, следует внимательно ознакомиться с теоретическим материалом, а также с примерами решения типовых задач, используя рекомендованные учебники и учебные пособия, а также настоящее методическое пособие.
2. Задачи по определению количественных мер реагентов или
продуктов реакции решаются путем составления пропорций. Для этого необходимо записать уравнение химической реакции с учетом соблюдения закона сохранения массы, проявляющегося в правильной
расстановке коэффициентов перед химическими формулами реагентов и продуктов реакции.
3. Во избежание ошибок при переводе встречающегося в усло-
7
вии задачи словесного обозначения химических соединений на язык
химических формул следует пользоваться справочной и учебной литературой, в частности приложениями к сборникам задач по химии.
4. При оформлении решения задачи записывается как ее номер и
условие, так и подробный, с пояснениями ход решения задачи. При
этом вначале в общем виде записывается математическое выражение
закона, которое затем разрешается относительно искомой величины и
лишь после этого в окончательную формулу подставляются все известные из условия данные и производится математический подсчет
результата. Величины, имеющие размерность, при подстановке в
формулы должны обязательно указываться как числом, так и размерностью, например, 15 г/моль.
Если какие-то размерности при вычислениях сокращаются, это
должно быть указано косыми черточками, перечеркивающими их.
5. В конце решения после слова «Ответ» должен быть обязательно указан результат, выраженный числом и размерностью, если
она имеется.
6. Выполненная работа представляется на кафедру химии не
позднее, чем за 5 дней до проведения экзамена по дисциплине. Она
должна быть оформлена в отдельной школьной тетради в клетку, на
обложке которой указывается «Иркутская государственная сельскохозяйственная академия. Ниже - Кафедра неорганической, органической и биологической химии. Ниже — Контрольная работа по химии,
вариант № 1 (или любой другой). Ниже — Выполнил — студент
энергетического факультета (оставляется место для подписи) Фамилия И.О. Ниже — Проверил - профессор (доцент, ст. преподаватель)
(оставляется место для подписи) Фамилия И.О. Ниже - Оценка
(оставляется место для оценки).»
После проверки контрольной работы студент должен защитить
её, т. е. объяснить преподавателю ход решения задач. Только после
этого контрольная работа считается зачтенной, а студент допускается
к сдаче экзамена.
Если из-за большого числа ошибок или из-за неряшливого
оформления работа не зачитывается, она должна быть доработана или
переоформлена студентом в соответствии с указаниями преподавателя.
8
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Ниже приводится 25 вариантов контрольной работы, охватывающей все основные разделы курса химии. Каждый студент должен
решить все задачи своего варианта, который указан в номере задачи
вторым числом после точки. Так, запись «Задача 2.6» означает вторую задачу шестого варианта.
Номер варианта студент определяет по пересечению строк
(предпоследняя цифра шифра зачетной книжки) и столбцов (последняя цифра шифра) таблицы вариантов контрольной работы:
Таблица вариантов
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
2
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
3
21
22
23
24
25
1
2
3
4
5
4
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
5
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
6
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
7
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
8
21
22
23
24
25
1
2
3
4
5
9
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
0
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
Так, студент, у которого номер шифра зачетной книжки заканчивается цифрами ...46, решает задачи 5 варианта (см. теневой путь
поиска номера варианта в таблице).
9
1. ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, ПРОСТОЕ
ВЕЩЕСТВО, СЛОЖНОЕ ВЕЩЕСТВО И СМЕСЬ
Под химическим элементом понимают совокупность атомов с
одинаковым положительным зарядом ядра и с определенным набором свойств. Атомы одного и того же химического элемента, соединяясь, образуют простое вещество. При сочетании атомов разных
химических элементов возникают сложные вещества (химические
соединения) или смеси. Отличие химических соединений от смесей
состоит в том, что:
- они обладают новыми свойствами, которых не было у простых
веществ, из которых они были получены;
- их невозможно механически разделить на составные части;
- химические элементы в их составе могут быть только в строго
определенных количественных соотношениях.
Некоторые химические элементы (углерод, кислород, фосфор,
сера) способны существовать в виде нескольких простых веществ.
Это явление носит название аллотропии, а разновидности простых
веществ одного и того же химического элемента называются его аллотропными модификациями (видоизменениями).
Задачи
1.1. Чего больше существует в природе: химических элементов
или простых веществ? Почему?
1.2. Верно ли утверждение, что сера и железо в состав сульфида
железа входят как вещества? Если нет, то каков правильный ответ?
1.3. Назовите аллотропные модификации кислорода. Отличаются ли они по своим свойствам? Если да, то как?
1.4. Какая из аллотропных модификаций кислорода химически
более активна и почему?
1.5. Простыми веществами или химическими элементами являются цинк, сера и кислород в следующих реакциях:
1) СuSО4 + Zn = ZnSO4 + Cu;
2) S + O2 = SO2;
3) Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2;
4) Zn + S = ZnS;
5) 2H20 = 2H2 + O2.
1.6. Можно ли из одного простого вещества получить другое
10
простое вещество? Дать мотивированный ответ.
1.7. При сгорании некоторого вещества в кислороде получаются
оксид серы (IV), азот и вода. Какие химические элементы образуют
исходное вещество?
1.8. Указать, к простым или сложным веществам относятся:
Н2О, С12, NaOH, O2, HNO3, Fe, S, ZnSO4, N2, AgCl, I2, A12O3, O3?
1.9. Для каких химических элементов известны аллотропные
модификации? Назовите эти модификации.
1.10. Возможен ли переход химического элемента из одной аллотропной модификации в другую? Привести примеры.
1.11. Какие химические элементы имеют в виду, когда говорят
об алмазе, озоне?
1.12. Какие из веществ являются химическими соединениями, а
какие - смесями:
1) почва;
2) воздух;
3) мел;
4) серная кислота;
5) вода?
1.13. Как доказать, что хлорид натрия относится к сложным веществам?
1.14. Назовите три аллотропные модификации углерода.
1.15. Как называются и чем отличаются друг от друга аллотропные модификации фосфора?
1.16. Как называются и чем отличаются друг от друга аллотропные модификации серы?
1.17. Указать, какое из утверждений верно и почему - в состав
сульфата бария входят:
1) простые вещества барий, сера, кислород;
2) химические элементы барий, сера, кислород.
1.18. Сколько литров аммиака может быть получено из смеси 10
литров азота и 30 литров водорода?
1.19. Сколько литров водяного пара образуется из смеси 10 литров водорода и 4 литров кислорода? Какой газ и в каком объёме останется в избытке?
1.20. Сколько граммов сульфида цинка (ZnS) может образоваться из смеси 130 г цинка и 48 г серы?
1.21. Можно ли считать ковкий чугун химическим соединением
или это смесь веществ?
11
1.22. Чем является раствор спирта в воде – смесью или химическим соединением?
1.23. Может ли сложное вещество состоять из атомов одного вида?
1.24. Какие из нижеперечисленных веществ являются смесями и
какие химическими соединениями:
1) бронза;
2) нихром;
3) керосин;
4) калийная селитра:
5) канифоль;
6) суперфосфат.
1.25. Дана смесь Cl2 + HCl + CaCl2 + H2O.
1) Сколько в смеси различных веществ;
2) Сколько в смеси молекул хлора;
3) Сколько в смеси атомов хлора;
4)Сколько молекул различных веществ содержится в смеси.
12
2. КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ МЕРЫ ВЕЩЕСТВА:
АТОМНАЯ И МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССЫ, МОЛЬ,
ЗАКОН АВОГАДРО. МОЛЬНЫЙ ОБЪЁМ ГАЗА.
В настоящее время единицей измерения масс атомов и молекул
является атомная единица массы (1 а. е. м.= 1.66*10-27 кг), равная
1/12 части массы изотопа углерода 12С. Относительной атомной
массой элемента (или просто атомной массой) называют отношение
массы его атома к 1/12 части массы атома 12С. Соответственно, относительной молекулярной массой простого или сложного вещества
(или просто молекулярной массой) называют отношение массы его
молекулы к 1/12 части массы изотопа углерода 12С.
Наряду с названными характеристиками в химии широко пользуются понятием количества вещества, единицей измерения которого служит моль.
Моль - это количество вещества, которое содержит столько
же молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько
атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12С.
В 1 моле вещества содержится 6,02*1023 структурных единиц
(число Авогадро, которое обозначается буквой N и имеет размерность моль-1).
Масса 1 моля вещества (мольная или молярная масса) численно
равна его молярной массе, выраженной в граммах.
Мольная масса выражается обычно в г/моль. Мольная масса М
вещества равна отношению его массы m к количеству вещества v,
выраженному в молях:
m
M  .
v
Пример 2.1. Выразить массу одной молекулы СО2 в граммах.
Решение:
Относительная молекулярная масса диоксида углерода СО2 равна 12 + 2*16 = 44. Это означает, что его мольная масса равна 44
г/моль.
В 1 моле СО2 содержится 6,02*1023 молекул, откуда для массы
одной молекулы можно записать соотношение:
M
44
m

 7,3 *10 23 г.
23
v
6,02 *10
Ответ: Масса одной молекулы СО2 равна 7,31*10-23 г.
13
Для газов, кроме мольной массы, важную роль играет объем.
Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов при одной
и той же температуре и при одном и том же давлении содержится
одинаковое число молекул. Отсюда следует, что при одинаковых
условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, называемый мольным объемом. При температуре 0 0С и при давлении
101,325 кПа (нормальные условия) мольный объем любого газа равен
22,4 л.
Пример 2.2. Какой объем при нормальных условиях занимают
15 граммов диоксида углерода?
Решение:
Объем 1 моля СО2 при нормальных условиях равен 22,4 л. Относительная молекулярная масса диоксида углерода СО2 равна 12 +
2*16 = 44. Это означает, что его мольная масса равна 44 г/моль.
Для определения искомого объема составим пропорцию:
44 г СО2
занимают объём
22, 4 л
15 г СО2
занимают объём
хл
Откуда находим:
15 * 22,4
х
 7,64 л
44
Ответ: 15 г СО2 при нормальных условиях занимают объем
7,64 л.
Задачи
2.1. Сопоставить числа молекул, содержащихся в 1 г NH3 и в 1 г
N2. В каком случае и во сколько раз молекул больше?
2.2. Чему равна масса одной молекулы диоксида серы SO2 в
граммах?
2.3. Одинаково ли число молекул в 0,001 кг Н2 и в 0,001 кг О2? В
1 моле Н2 и в 1 моле О2? В 1 л Н2 и в 1 л О2 при одинаковых условиях?
2.4. Сколько молекул содержится в 1,00 мл водорода при нормальных условиях?
2.5. Какой объем при нормальных условиях занимают 27*1021
молекул газа?
2.6. Найти отношение объемов кислорода, водорода и метана
(СН4) при нормальных условиях, если массы газов одинаковы.
2.7. Правильно ли утверждение, что 1 моль воды при нормальных условиях занимает 22.4 л? Если нет, то почему и каков правиль-
14
ный ответ?
2.8. Сколько молекул диоксида углерода (СО2) находится в 1 л
воздуха, если объемное содержание СО2 составляет при нормальных
условиях 0.03 %?
2.9. Сколько молей содержится в 1 м3 любого газа при нормальных условиях?
2.10. При взаимодействии NH3 и С12 образуются газообразный
хлороводород (НС1) и азот. В каких объемных соотношениях взаимодействуют NH3 и С12 и каково отношение объемов получающихся
газов?
2.11. Сколько граммов оксида ртути (HgO) требуется разложить,
чтобы получить 10 молей кислорода?
2.12. Вычислите объем кислорода, образующегося при нормальных условиях при разложении 2 молей воды?
2.13. Сколько молей составляют:
1) 0,8 кг СuО;
2) 212 кг Na2CO3;
3) 8 г NaOH?
2.14. Сколько молей кислорода образуется при разложении 490 г
K2СО3?
2.15. Сколько граммов кислорода потребуется для сжигания 2
молей магния?
2.16. Сколько граммов цинка и соляной кислоты надо взять для
получения 4 молей водорода?
2.17. В каком количестве хлорида натрия содержится столько же
натрия, сколько его находится в 5 молях Na2SO4.
2.18. Сколько граммов серы содержится в 2 молях сульфата железа FeSO4?
2.19. Сколько граммов кислорода требуется для окисления 1 моля:
1) алюминия;
2) цинка;
3) магния?
2.20. Вычислите массу 3 молей соляной кислоты и 2 молей гидроксида натрия.
2.21. Основной состав хлорной извести, применяемой для дезинфекции, выражается формулой Ca(ClО)2. Определить процентное
содержание хлора в хлорной извести.
15
2.22. В качестве жаропрочной стали, сохраняющей высокие
прочностные свойства при высокой температуре применяется сталь
состоящая из 9% хрома, 2% кремния и 89% железа. Определить,
сколько приблизительно атомов хрома и железа приходится на 100
атомов кремния.
2.23. В земной коре содержится 4,2% железа и 7,45% алюминия
по весу. Каких атомов больше в земной коре – железа или алюминия
и во сколько раз.
2.24. Вычислите массу одной молекулы аммиачной селитры.
2.25. За счёт дыхания корней растений и жизнедеятельности
микробов с 1 га супесчаной почвы за 1 час выделяется около 4 кг углекислого газа. За 12 часов в воздух поступило 26,184 кг углерода в
составе углекислого газа. С какой площади выделилось такое количество углекислого газа? Сколько килограммов углекислого газа выделится с этой площади за сутки?
16
3. ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ.
ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА. ЭКВИВАЛЕНТНЫЙ ОБЪЁМ
Выше уже говорилось, что простые вещества (или химические
соединения), вступающие в химические реакции друг с другом, а
также продукты реакций находятся в строго определенных количественных соотношениях. Следствием этого факта было введение в
научный и практический обиход понятия эквивалент.
Эквивалентом химического элемента (или молем эквивалентов)
называется такое его количество, которое может заместить или присоединить к себе в химических реакциях 1моль атомов водорода или
любого другого химического элемента, эквивалент которого известен.
В соединениях НС1, H2S, NH3, CH4 эквиваленты хлора, серы,
азота и углерода равны 1 молю, 1/2 моля, 1/3 моля и 1/4 моля, соответственно.
Эквивалент (или моль эквивалентов) сложного вещества - это
такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним
эквивалентом атомов водорода или с одним эквивалентом любого
другого вещества.
Масса одного эквивалента (или моля эквивалентов) химического элемента или вещества называется их эквивалентной массой (или
молярной массой эквивалентов).
Единицей измерения эквивалентной массы служит г/моль.
Эквивалентная масса химического элемента Мэ равна отношению мольной массы атомов МА к его валентности В:
М
МЭ  А .
В
Так, эквивалентные массы хлора, серы, азота и углерода в приведенных выше соединениях равны 34,45 г/моль, (32/2 = 16) г/моль,
(14/3 = 4,67) г/моль и (12/4 = 3) г/моль.
Способ определения эквивалентной массы сложных соединений
зависит от их класса. Так, эквивалентная масса Мэк кислоты равна ее
мольной массе Мк, деленной на основность О (число ионов водорода
Н+, которое кислота отдает в реакции с основанием: основность НС1
равна 1, H2SO4 - 2, Н3РО4 - 3):
М
М ЭК  К .
О
17
Эквивалентная масса Мэо основания равна его мольной массе М,
отнесенной к валентности металла ВМе:
М ЭО 
М
ВМе
.
И наконец, эквивалентная масса Mэc соли определяется как отношение ее мольной массы Мс к произведению валентности металла
ВМе на число k его атомов в молекуле:
МС
.
М ЭС 
ВМе k
Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовывать по несколько соединений (например, СО и СО2). Отсюда следует, что эквивалент химического элемента и его эквивалентная масса
могут различаться в зависимости от того, какое соединение было взято для их определения. Так, в случае приведенных выше моно- и диоксида углерода эквивалентные массы углерода равны, соответственно, (12/2 = 6) г/моль и (12/4 = 3) г/моль, поскольку мольная масса
атомов углерода равна 12 г/моль, а его валентность равна 2 в случае
монооксида углерода и 4 - в случае диоксида.
Кроме понятия эквивалентной массы, широко пользуются также
понятием эквивалентного объема, под которым понимают объем, который занимает 1 эквивалент рассматриваемого газообразного вещества. Единицей измерения эквивалентного объема является л/моль.
Поскольку 1 эквивалент водорода (атомарного) составляет половину
1 моля молекулярного водорода, становится понятно, что эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен половине
мольного объема, т. е. 11,2 л/моль. Соответственно, эквивалентный
объем кислорода равен 5,6 л/моль, так как эквивалент кислорода равен 1/4 моля, т. е. в 2 раза меньше эквивалента водорода.
Изучение количественных закономерностей химических реакций привело к установлению закона эквивалентов.
Массы m1 и m2 (или объемы V1 и V2) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам МЭ1 и МЭ2
(объемам VЭ1, и VЭ2):
m1 М Э1
.

m2
М Э2
Из этого уравнения легко получается соотношение:
m
m
v1  1  2  v2 .
M Э1
М Э2
где v1, и v2 — количества эквивалентов реагентов.
18
Таким образом, количества эквивалентов реагирующих без
остатка веществ равны между собой.
Пример 3.1. Чему равна эквивалентная масса металла, если при
взаимодействии 3 г его оксида с серной кислотой образовалось 9 г
сульфата?
Решение:
Составим уравнение реакции и для наглядности проставим под
формулами оксида и сульфата их массы:
МеО + H2SO4 = MeSO4 + Н2О
3г
9г
Эквивалентная масса металла равна отношению его мольной
массы ММе к валентности. Записав формулу оксида в виде МеО, мы
тем самым определили, что валентность металла равна 2. Нам остается найти мольную массу металла. Для этого составим пропорцию:
3 г оксида
так относится
к 9 г сульфата, как
мольная масса оксида
относится
к мольной массе сульфата
(ММс + 16) г/моль
(Мме + 96) г/моль
Из этой пропорции получаем следующее равенство:
(ММе + 16)*9 = (ММе + 96)*3.
Откуда находим, что ММе=24 г/моль.
Деля эту величину на найденную валентность, находим, что эквивалентная масса металла Мэ = 12 г/моль.
Ответ: Мэ = 12 г/моль.
Пример 3.2. При взаимодействии с водой некоторого количества металла с эквивалентной массой, равной 19,55 г/моль, выделилось 3 л водорода. Определить массу металла.
Решение:
Поскольку эквивалентный объем водорода известен (11,2
л/моль), составим пропорцию:
19,55 г/моль металла эквивалентны
11,2 л/моль водорода
х г металла
эквивалентны
3 л водорода
19,55 * 3
Откуда:
х
 5,24 г.
11,2
Ответ: Масса металла равна 5,24 г
Задачи
3.1. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г его оксида.
Определить эквивалентную массу металла.
3.2. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24
19
г металла образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида.
3.3. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются при нормальных условиях 0,680 л кислорода.
3.4. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной
кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (условия нормальные).
3.5. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить эквивалентную массу цинка,
зная, что эквивалентная масса кальция равна 20,0 г/моль.
3.6. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида
натрия. Определить эквивалентную массу кислоты.
3.7. Сколько эквивалентных масс содержится в молярной массе
ортофосфорной кислоты?
3.8. Найти отношение между эквивалентными массами серы в
следующих ее соединениях:
1) SO2;
2) SO3;
3) H2S;
4) H2SО4.
3.9. Определить эквивалент серы в ее оксидах, содержащих 40 и
50 % серы.
3.10. На нейтрализацию 2,45 г кислоты израсходовано 2 г гидроксида натрия. Определить эквивалентную массу кислоты.
3.11. 1 г четырехвалентного элемента соединяется с 0,27 г кислорода. Определить, какой это элемент.
3.12. При сгорании 10,8 г металла расходуется 6,72 л кислорода
при нормальных условиях. Определить эквивалентную массу металла.
3.13. Одно и то же количество металла соединяется с 4.8 г кислорода и с 48 г одного из галогенов. Какой это галоген?
3.14. При сгорании 5,4 г трехвалентного металла образовалось
10,2 г оксида. Какой взят металл?
3.15. 2,71 г хлорида трехвалентного металла взаимодействуют с
2 г гидроксида натрия. Назвать металл, входящий в состав соли.
3.16. Для растворения 5,4 г металла потребовалось 29,4 г серной
кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося при нормальных условиях водорода.
3.17. Определить валентность железа в хлоридах, если в одном
20
содержится 34,5 % железа, а в другом - 44.1 %.
3.18. Одно и то же количество металла соединяется с 1 г кислорода и с 2 г другого элемента. Определить эквивалент этого элемента.
3.19. Определить эквивалент металла в следующих соединениях:
1) Mn2O7;
2) Mg2P2O7;
3) CrO3;
4) Ва(ОН)2;
5) Са3(РО4)2.
3.20. При нагревании 5 г металла получено 5,4 г оксида. Определить эквивалент металла.
3.21. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида.
Вычислите молярную массу эквивалента металла.
3.22. В какой массе Сa(OH)2 содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312 г Al(OH)3?
3.23. Сколько металла, эквивалентная масса которого
12,16 г/моль, взаимодействуют с 310 см3 кислорода при нормальных
условиях?
3.24. При взаимодействии 3,24 г трёхвалентного металла с кислородом выделилось 4,03 л водорода при нормальных условиях. Вычислить молярную массу эквивалента, молярную и относительную
массы металла.
3.25. Из 3,31 г нитрата металла получено 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.
21
4. ВЫВОД ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ СОЕДИНЕНИЙ.
РАСЧЁТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ И
УРАВНЕНИЯМ
Химическая формула соединения показывает, из каких химических элементов оно состоит, и в каких количественных соотношениях
входят в его состав атомы этих элементов. Различают понятия молекулярной и простейшей формул сложного вещества. Наиболее полную информацию о составе молекулы химического соединения дает
его молекулярная формула, в которой указано точное число атомов
каждого вида (например, запись H2SO4 означает, что молекулу серной
кислоты образуют 2 атома водорода, один атом серы и четыре атома
кислорода). Простейшая формула выражает лишь наиболее простой
атомный состав соединения, который соответствует отношениям масс
атомов элементов, его образующих. Для вывода простейшей формулы химического соединения достаточно знать, из каких элементов состоит сложное вещество и каковы массы их атомов.
Пример 4.1. Вывести простейшую формулу соединения, состоящего на 80 % из углерода и на 20 % из водорода.
Решение:
Обозначим число атомов углерода в формуле соединения через
х, а число атомов водорода через у. Это означает, что формула соединения может быть записана как СхНy.
Поскольку атомные массы углерода и водорода соответственно
равны 12 и 1 а.е.м., то можно считать, что масса атомов углерода в
молекуле соединения будет относиться к массе атомов водорода, как
12 x
. С другой стороны, по условию отношение этих масс равно 80 .
20
1y
Приравняв
что
12 x
1y
к
80
,
20
получаем соотношение
80
x 12

,
y 20
1
откуда следует,
x 1
 .
y 3
В общем виде этому соотношению числа атомов углерода и водорода могут отвечать соединения с формулами СН3, С2Н6, С3Н9 и т.
д.
Простейшая же формула - СН3.
Ответ: Простейшая формула соединения - СН3.
22
Чтобы найти молекулярную формулу сложного вещества, надо
знать его относительную молекулярную массу. Продемонстрируем,
как устанавливается молекулярная формула химического соединения.
Пример 4.2. Найти молекулярную формулу соединения, молекулярная масса которого равна 98 и в котором водород составляет
3,06 %, фосфор — 31,63 % и кислород — 65,31 %.
Решение:
Обозначим искомую формулу как HxPyOz. Отношение масс атомов водорода, фосфора и кислорода в формуле:
3,01 31,63 65,31
1x : 31 y : 16 z 
:
:
.
1
31
16
Откуда получаем: х: у: z = 3 : 1 : 4.
Формула искомого соединения - Н3Р04.
Ответ: Молекулярная формула соединения - Н3РО4.
Задачи
4.1. Найти простейшую формулу соединения, содержащего (по
массе) 43,4 % натрия, 11,3% углерода и 45,3 % кислорода.
4.2. Найти простейшую формулу вещества, в состав которого
входят водород, углерод, кислород и азот в соотношении масс 1:3:4:7.
4.3. Найти простейшую формулу оксида ванадия, зная, что 2,73 г
оксида содержат 1,53 г металла.
4.4. Вещество содержит (массовых процентов) 26,53 % калия,
35,37 % хрома и 38,10 % кислорода. Найти его простейшую формулу.
4.5. При взрыве смеси, полученной из 1 объема некоторого газа
и 2 объемов кислорода, образуется 2 объема СО2 и 1 объем N2. Найти
молекулярную формулу газа.
4.6. Вычислить массу азота, содержащегося в 1 кг:
1) калийной селитры KNO3;
2) аммиачной селитры NH4NO3;
3) аммофоса (NH4)2HP04.
4.7. К раствору, содержащему 10 г H2SO4, прибавили 9 г NaOH.
Какое из веществ останется после реакции в избытке?
4.8. Раствор, содержащий 34,0 г AgNO3, смешивают с раствором, содержащим такую же массу NaCl. Весь ли нитрат серебра вступит в реакцию? Сколько граммов AgCl получилось в результате реакции?
4.9. К раствору, содержащему 0,20 моля FeCl3, прибавили 0,24
моля NaOH. Сколько молей Fe(OH)3 образовалось в результате реак-
23
ции и сколько молей FeCl3 осталось в растворе?
4.10. Сколько граммов NaCl можно получить из 265 г Na,CO3?
4.11. Смешали 7,3 г НС1 и 4,0 г NH3. Сколько граммов NH4C1
образуется? Найти массу оставшегося после реакции газа.
4.12. К раствору, содержащему 6,8 г А1С13, прилили раствор,
содержащий 5,0 г КОН. Найти массу образовавшегося осадка.
4.13. При разложении СаСО3 выделилось 11,2 л СО2. Чему равна
масса КОН, необходимая для связывания выделившегося газа в карбонат?
4.14. Вычислить отношение масс элементов в оксиде железа
Fe2O3.
4.15. Вычислить массовые доли (в %) элементов в оксиде меди
СuО.
4.16. Вывести формулу соединения, в котором массовые доли
составляют: 1,58 % водорода, 22,22 % азота и 76,20 % кислорода.
4.17. Соединение состоит из 42,07 % натрия, 18,91 % фосфора и
39,02 % кислорода. Вывести его формулу.
4.18. Массовые доли магния, фосфора и кислорода в соли соответственно составляют 21,83, 27,85 и 50,32 %. Вывести формулу соли.
4.19. При обезвоживании 4,3 г кристаллической соды
Na2CO3*xH2O осталось 1,6 г вещества. Вывести формулу кристаллогидрата.
4.20. При соединении 6,2 г фосфора с кислородом получено 5,19
г оксида фосфора. Вывести его формулу.
4.21. Найдите формулу соединения, имеющего состав: калия
26,53%, хрома 35,37%, кислорода 38,10%.
4.22. Основной рудой, из которой получают хром, является хромистый железняк, в котором хром находится в трёхвалентном, а железо – в двухвалентном состоянии. Процентный состав хромистого
железняка следующий: Fe - 25%, Cr - 46,43%, O -28,57%. Напишите
формулу хлористого железняка в виде произведения оксидов.
4.23. Состав азотного удобрения следующий; С – 20,00%, О –
26,67%, N - 46,67%, Н – 6,67%. Выведите формулу этого удобрения.
4.24. Cостав слюды мусковит следующий: К – 9,80%,
Н – 0,50%, Al - 20,35%, Si - 21,11%, О – 48,24%. Найдите формулу
мусковита. Напишите формулу этого минерала в виде произведения
оксидов.
24
4.25. При сварке и резке металлов в качеств флюса применяется
соединение бора следующего состава: Н – 4,84%, В -17,74%, О –
77,42%. Найдите формулу этого соединения. Как оно называется?
25
5. ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ И
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
Как было установлено в первой половине XX века, состояние
электрона в атоме (его энергия, форма, размер и ориентация орбиты
при движении вокруг ядра, а также вращение электрона вокруг собственной оси) характеризуется определенными значениями четырех
квантовых чисел - n, l, т и s.
Главное квантовое число п, принимающее целочисленные значения 1, 2, 3, и т. д., «задает» (квантует) энергию электрона в атоме (Е
~ п2) и размер электронного облака: с ростом п обе названные характеристики увеличиваются.
Состояние электрона с определенным значением главного квантового числа называют энергетическим уровнем. При этом различают
первый энергетический уровень (n = 1), второй (п = 2) и т. д. Электроны, отвечающие одинаковым значениям п, образуют электронные
облака примерно одинаковых размеров, которые принято называть
электронными слоями или электронными оболочками. В зависимости
от величины п (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) различают слои (или оболочки), обозначаемые буквами K, L, M, N, O, P, Q.
Как и энергия электрона в атоме, форма его облака тоже не может быть любой (она определяется величиной орбитального квантового числа l). Число l может принимать значения от 0 до
п-1. Это значит, что при заданном значении главного квантового числа орбитальное квантовое число может принимать п разных значений,
иначе говоря, возможно п различных вариантов формы электронного
облака. Как оказалось, энергия электрона зависит не только от п, но и
от l. По этой причине состояния электрона, отвечающие определенным значениям орбитального квантового числа, называют энергетическими подуровнями. Для электронов разных энергетических подуровней введены особые обозначения: s, p, d, f, которым отвечают
значения l, равные, соответственно, 0, 1,2,3. Самой низкой энергией
при заданном главном квантовом числе обладают s-электроны, затем
следуют p-электроны, затем - d- и f-электроны. Состояния электрона с
заданными значениями главного и орбитального квантовых чисел записывают следующим образом: 2р, 3d, 4f. Считается, что электронное
облако s-электронов имеет сферическую форму, у р-электронов - ган-
26
телевидную, у d- и f-электронов - еще более сложную. Форма электронного облака важна с точки зрения образования химических связей.
Ориентация электронного облака в пространстве квантуется
магнитным квантовым числом т. Это квантовое число принимает
все целочисленные значения в пределах от - l до + l, т. е. при заданном l возможно (2l+1) значение т. С этим квантовым числом связывают магнитный момент, возникающий при орбитальном движении
электрона в атоме. Состояния электрона с заданными значениями n, l
и т называют электронной орбиталью. Для s-электронов т=0, следовательно, нет никакого квантования ориентации сферически симметричного электронного облака в пространстве. Для p-электронов существует 3 различных ориентации облака, для d-электронов - 5, для fэлектронов - 7. В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от значения магнитного квантового числа.
Cпиновое квантовое число s принимает два значения (  1 и  1 )
2
2
и квантует вращение электрона вокруг собственной оси в двух взаимно противоположных направлениях.
В соответствии с принципом Паули, у многоэлектронного атома
не может быть двух электронов, у которых одинаковыми были бы все
четыре квантовых числа. Это значит, что любая электронная орбиталь может быть занята только двумя электронами, спиновые квантовые числа которых имеют противоположные знаки. Два таких электрона называются спаренными, но на некоторых орбиталях могут
располагаться неспаренные электроны. Орбиталь с двумя спаренными электронами, обладающими противоположно направленными
спинами, обозначается клеточкой с двумя взаимно противоположными стрелками  внутри нее.
Порядок заполнения атомных орбиталей электронами подчиняется правилам Клечковского: заполнение происходит в порядке увеличения суммы п+l (1-е правило), а при одинаковых значениях этой
суммы - в порядке увеличения главного квантового числа п (2-е правило).
При постоянном значении l (т. е. в пределах подуровня) электроны заполняют максимально возможное число орбиталей (правило
Хунда). Это означает, что стабильным будет такое состояние атома,
при котором суммарное значение спина максимально (т. е. когда спины всех электронов, находящихся на данном подуровне, параллель-
27
ны). В соответствии с этими правилами, заполнение электронами
электронных орбиталей многоэлектронных атомов происходит в следующем
порядке:
1s  2s  2 p  3s  3 p  4s  3d  4 p  5s  4d  5 p  6s  4 f  5d  6 p 
7 s  5 f  6d  7 p .
Одной и двумя чертами подчеркнуты случаи, когда в
точном соответствии со 2-м правилом Клечковского заполняются
сначала орбитали предыдущего уровня: 3d, а не 4p; 4d, а не 5p; 4f, a
не 5d; 5f, а не 6d, хотя в двух последних случаях из-за близости энергий орбиталей 4f и 5d, с одной стороны, и орбиталей 5f и 6d, с другой
стороны, заполнение f-орбиталей может приостанавливаться, и электронами могут заполняться d-орбитали. Это наблюдается, например,
у гадолиния в ряду лантаноидов и для кюрия в ряду актинидов. Отчасти это объясняется тем, что наибольшей стабильностью, а значит,
меньшей энергией, отличаются состояния с полностью или наполовину (гадолиний и кюрий) заполненными атомными орбиталями.
Именно этим объясняется инертность благородных газов, у которых
полностью заполненными являются не только внутренние, но и
внешние (валентные) орбитали. Максимальное число электронов на
энергетическом уровне равно 2n2.
Электронная структура атома указывает последовательность
заполнения атомных орбиталей по мере увеличения их энергии, а
также число электронов на той или иной орбитали. Так, электронные
структуры атомов азота, кислорода и фтора записываются, соответственно, следующим образом: 1s22s22p3 1s22s22p4 и 1s22s12p5. У всех
этих трех атомов имеется по два электрона (указывается верхним индексом после обозначения орбитали) на орбиталях 1s и 2s, тогда как
на орбитали 2р у азота 3 электрона, у кислорода - 4, а у фтора - 5. При
ионизации (отрыв электрона от атома при сообщении последнему
определенной энергии, называемой энергией ионизации) атом приобретает электронную конфигурацию своего предшественника, т. е.
атома, расположенного в периодической системе на одну клеточку
раньше. Энергия ионизации может быть определена при облучении
атомов ускоренными в электрическом поле внешними электронами.
При этом наименьшая разность потенциалов, при которой осуществляется ионизация атома, называется потенциалом ионизации. Поскольку образовавшийся в результате ионизации атома ион будет
сильнее удерживать своим электростатическим полем оставшиеся
электроны, потенциал каждой последующей ионизации всегда больше. В ряду элементов одной группы потенциал ионизации падает с
28
ростом порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением
радиусов атомов и ионов, а, следовательно, уменьшением силы электростатического притягивания внешних электронов к ядрам атомов.
Элементы с полностью или наполовину заполненными электронными
подуровнями обладают повышенными потенциалами ионизации.
Пример 5.1. Записать электронную формулу атома хлора.
Решение:
Порядковый номер атома хлора – 17. Он имеет 17 электронов.
Они распределяются следующим образом по орбиталям:
1s22s22p63s23p5.
Ответ: Электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5.
Пример 5.2. Написать электронную формулу иона О2-. Какому
элементу она соответствует?
Решение.
Порядковый номер атома кислорода - 8. Ему отвечает электронная конфигурация 1s22s22р4. У иона О2- на 2 электрона больше, чем у
атома кислорода. Значит, электронная конфигурация иона О2- будет
следующей: 1s22s22p6, эта конфигурация соответствует заполненной
конфигурации атома Ne.
Ответ: Электронная конфигурация иона О2- - 1s22s22p6, она соответствует заполненной конфигурации атома Ne.
Пример 5.3. Определить максимально возможное число электронов на М-уровне.
Решение:
Обозначению М-уровень отвечает значение главного квантового
числа n=3. При данном значении n возможно 3 значения орбитального квантового числа l: 0, 1 и 2. Им отвечают 1, 3 и 5 орбиталей, соответственно, т. е. в совокупности 9 орбиталей. На каждой из них, в соответствии с принципом Паули, могут размещаться по 2 электрона,
следовательно, всего на М-уровне может разместиться 2*9 = 18 электронов. В свою очередь 18 = 2*9 = 2*32 = 2*n2.
Ответ: Максимальное число электронов, которое может разместиться на М-уровне, равно 18 (или 2*n2).
Задачи
5.1. Сколько значений магнитного квантового числа возможно
для электронов энергетического подуровня, орбитальное квантовое
число которого:
1) l = 2;
29
2) l = 3.
5.2. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом
ядра:
1) 8;
2) 13;
3) 18;
4) 23;
5) 53;
6) 63;
7) 83.
Составить графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
5.3. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные и объяснить причину невозможности их реализации:
1) 1р3;
2) Зр6;
3) 3s2;
4) 2s2;
5) 2d5;
6) 5d2;
7) 3f12;
8) 2р4;
9) Зр7.
5.4. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбужденные атомы:
1) С1;
2) V;
3) Мn?
5.5. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные
атомы:
1) В;
2) S;
3) As;
4) Сr;
5) Hg;
6) Еu.
30
5.6. Составить электронно-графические схемы ионов Fe2+ и Fe3+.
Чем объяснить особую устойчивость электронной конфигурации
Fe3+?
5.7. Структура внешнего электронного слоя атома элемента
выражается формулой:
1) 5s25p4;
2) 3d54s2.
Определить порядковый номер и название элемента.
5.8. Электронная структура атома описывается формулой
2 2
1s 2s 2p63s23p63d64s2. Какой это элемент?
5.9. Написать электронные формулы ионов:
1) Sn2+;
2) Sn4+;
3) Мп2+;
4) Сu2+;
5) Сг3+;
6) S2-.
5.10. У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением n + l= 5?
5.11. Для атома углерода значения последовательных потенциалов ионизации составляют: I1, = 11,3 B; I2 = 24,4 В; I3 = 47,9; B I4 = 64
B; I5 = 392 B. Объяснить:
1) ход изменения потенциалов ионизации;
2) чем вызван резкий скачок при переходе от I4 к I5?
5.12. Указать особенности электронных конфигураций атомов
меди и хрома. Сколько 4s-электронов содержат невозбужденные атомы этих элементов?
5.13. Энергии ионизации (в вольтах, В) атомов благородных газов составляют: Не – 24,6; Ne – 21,6; Аг – 15,8; Кг – 14,0; Хе – 12,1;
Rn – 10,8. Объяснить ход изменения энергии ионизации в этой группе.
5.14. Каково максимальное число электронов на 3- и 4-м энергетических уровнях? На каких подуровнях размещаются электроны в 3и 4-м энергетических уровнях?
5.15. Дать мотивированный ответ, какой из подуровней заполняется электронами раньше: 5s или 4d, 3d или 4s?
5.16. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21, 35, 43.
5.17.Написать электронные формулы атомов элементов с поряд-
31
ковыми номерами 17, 29, 41.
5.18. Назвать элементы 4-, 5- и 6-го периодов, у атомов которых
d-орбитали полностью заполнены электронами, и написать электронные формулы их атомов.
5.19. Каковы электронные структуры:
1) атома железа и иона железа Fe3+;
2) Ni0, Ni2+, Ni3+;
3) Sn2+, Sn4+, Sn0.
5.20. Определить, пользуясь правилом Клечковского, последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся
суммой (n+l), равной:
1) 4;
2) 5;
3) 6;
4) 7.
5.21. Сколько электронов на внешней орбитале следующих
ионов:
1) Pb+4;
2) I-1;
3) I+3;
4) Br+5.
5.22. Какое максимальное число электронов могут занимать s-,
р-, 4d- и f- орбитали данного энергетического уровня. Почему?
Напишите электронную форму атома элемента с порядковым номером 31.
5.23. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше 4d
или 5s; 6s или 5р? Почему? Напишите электронную форму атома
элемента с порядковым номером 43.
5.24. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных 3d-орбиталей у
атома последнего элемента?
5.25. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных 3d-орбиталей в
атомах этих элементов?
32
6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, ЕЁ ТИПЫ И СВОЙСТВА
Многие свойства химических соединений определяются характером химических связей. При химических реакциях происходит разрыв одних химических связей и образование других, в результате чего реагенты превращаются в новые вещества. Важную роль в образовании химических связей между атомами одинаковых или разных
элементов играют неспаренные электроны, находящиеся на внешних
(валентных) энергетических уровнях атомов. При соединении атомов
в молекулы электронная плотность перераспределяется. В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекуле
традиционно выделяют ковалентную, ионную и металлическую связь.
Одним из основных методов описания ковалентной связи между
атомами является метод валентных связей. Суть его сводится к следующему. Ковалентная связь между двумя атомами осуществляется
двумя электронами, принадлежащими разным атомам и обладающими противоположными спинами. Фактически ковалентная связь между атомами означает пространственное перекрытие их электронных
облаков. Механизм образования такой связи называется обменным
(атомы как бы обмениваются электронами). Если молекулу образуют
два одинаковых атома, то электронная плотность симметрично распределяется между ними. В этом случае говорят о неполярной ковалентной связи. Такова, например, химическая связь в молекулах Н2,
С12, N2, т. е. в молекулах простых веществ. В отличие от этого при
взаимодействии разных атомов электронная плотность в молекуле
может быть смещена в сторону более электроотрицательного элемента, возникающая в этом случае связь называется полярной ковалентной связью (такая связь существует, например, в молекуле НС1).
Что же касается упомянутой электроотрицательности, то под нею
понимают способность атомов притягивать к себе обобщенную электронную пару. У типичных металлов электроотрицательность минимальна, у типичных неметаллов - галогенов она максимальна.
Ковалентная связь может образовываться как невозбужденными,
так и возбужденными атомами, тогда кратность связи того или иного
атома определяется числом его неспаренных внешних электронов.
Так, невозбужденный атом хлора имеет только 1 неспаренный и 4
спаренных 3р-электрона, поэтому, например, в молекуле С12 кратность связи равна 1. Однако у атома хлора есть пустая 3d-оболочка, в
33
которую при возбуждении (т. е. при сообщении атому некоторой
энергии) могут быть переведены: 1 или 2 спаренных 3p-электрона и
затем 1 из спаренных 3s-электронов (в таких случаях говорят о «распаривании» спаренных электронов). Получившиеся возбужденные
атомы могут теперь отдать на образование химических связей 3, 5
или 7 электронов, соответственно. В ряде случаев ковалентная связь
может образовываться по донорно-акцепторному механизму. Отличием этого механизма от обменного является то, что один атом поставляет для образования ковалентной связи пару электронов (такой
атом называют донором), а другой атом (он называется акцептором) пустую квантовую орбиталь. По своим свойствам ковалентная связь,
образованная по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличается от связи, созданной по обменному механизму. В роли акцептора
может выступать, например, ион водорода Н+ (иначе говоря, протон),
а неподеленной парой электронов обладает атом азота в молекуле
аммиака NH3, поэтому в результате их взаимодействия возникает ион
аммония (NH4)+.
В образовании ковалентных связей могут принимать участие валентные электроны, т. е. внешние электроны у s- и р-элементов; у dэлементов
как
внешние
s-электроны,
так
и
d-электроны предыдущего уровня; и, наконец, у f-элементов внешние s-электроны, а также d- и f-электроны предшествующих
уровней.
При взаимодействии типичных металлов (имеющих по одному
или два электрона сверх заполненной оболочки предыдущего инертного газа) с типичными неметаллами (у которых недостает одного
или двух электронов до оболочки следующего за ними инертного газа)
имеет
место
ионизация
атомов
металлов
0
+
(Na – е = Na ) и захват электронов атомами неметалла
(С10 + е- = С1 ). В результате оба атома превращаются в ионы (Na+ и
С1 ), имеющие электронные оболочки благородных газов. За счет
электростатического взаимодействия этих ионов возникает молекула
(NaCl). Такая химическая связь называется ионной. Oна характерна
прежде всего для кристаллов, образуемых щелочными или щелочноземельными металлами с галогенами.
В ионных соединениях ионы оказывают друг на друга поляризующее действие, проявляющееся в смещении ядра одного иона и
окружающих его электронов под действием электростатического поля другого иона. При этом различают понятия поляризуемости ионов
34
(способности иона одного типа деформироваться под действием поля
другого иона) и поляризующего действия иона (способность данного
иона деформировать ион другого элемента). При прочих равных
условиях поляризуемость анионов (отрицательно заряженных ионов)
выше, чем таковая катионов (ионов с положительным зарядом), поскольку анионы по размеру обычно крупнее катионов. Поляризуемость ионов в ряду элементов одной группы возрастает с увеличением ионного радиуса, при одинаковом заряде и при одном и том же
ионном радиусе она у ионов с 18 электронами во внешнем слое выше,
чем у ионов с оболочкой благородных газов. Последние образуются
при отдаче по одному или по два электрона атомами элементов главных подгрупп I и II групп таблицы Д.И.Менделеева, т. е. это ионы
щелочных и щелочно-земельных металлов. Элементы побочных подгрупп названных групп (Сu и Zn, Ag и Cd, Аu и Hg), отдав при ионизации по одному или по два электрона, приобретают обо-лочки никеля (Ni: [Ar]3s23p63d10) палладия (Pd: [Kr]4s24p64d10), платины (Pt:
[Xe]5s25p65d10), имеющие сверх заполненных оболочек атомов соответствующих благородных газов по 18 электронов во внешних электронных слоях. Что же касается поляризующего действия ионов в
ионных соединениях, то оно возрастает с увеличением заряда иона и
уменьшением его радиуса. Ионы, имеющие электронную конфигурацию благородных газов, оказывают меньшее поляризующее действие,
чем ионы с незаполненными электронными конфигурациями (Ti2+,
Fe2+, Рb2+ и т. д.).
Наибольшее же поляризующее действие оказывают уже упоминавшиеся ионы с 18 электронами во внешних слоях.
Важными параметрами химической связи являются энергия связи и ее кратность (или ковалентность). Под энергией связи понимают энергию, которую нужно затратить, чтобы разрушить молекулу.
Кратность связи (ковалентность) - это число пар электронов, связывающих атомы в молекулу. Чем ковалентность выше, тем больше
энергия связи. В случае ионной связи энергия связи тем выше, чем
больше заряды ионов и чем меньше их радиусы, т. е. чем выше
напряженность электростатического поля, создаваемого каждым
ионом. Механическая прочность, температура плавления кристаллов
есть функция энергии связи: в ряду однотипных материалов рост
энергии связи, наблюдаемый при переходе от одного вещества к другому, проявляется в увеличении названных характеристик.
35
Пример 6.1. Объяснить с позиций метода валентных связей образование молекулы СО2.
Решение:
Атомы углерода и кислорода обладают следующими электронными конфигурациями: 1s22s22p2 и 1s22s22p4. Это означает, что атом
углерода имеет 2 неспаренных p-электрона и одну пустую pорбиталь, а атом кислорода - 2 неспаренных и 2 спаренных pэлектрона. Во внешних слоях этих атомов имеется соответственно по
4 и 6 электронов.
Образование молекулы СО2 возможно при «распаривании» 2sэлектронов атома углерода, который в возбужденном состоянии будет иметь 4 неспаренных электрона, один на 2s-орбитали и 3 на 2pорбитали. Каждый из атомов кислорода отдает по 2
p-электрона на образование ковалентных связей, в результате у возбужденного атома углерода образуется по 2 обобщенных электронных пары с каждым из атомов кислорода. В итоге кратность связи
атома
углерода
будет
равна
4,
а
у
атомов
кислорода - 2. С учетом обобщенных электронов у атома углерода и у
каждого из атомов кислорода оказывается заполненная оболочка неона.
Пример 6.2. Объяснить образование из атомов калия и кислорода соединения с ионной связью К2О.
Решение:
При взаимодействии кислорода с калием два атома калия отдают по своему одному внешнему электрону, превращаясь в ионы К + с
оболочкой Аг: 2К0 - 2е- = 2К+. В свою очередь атом кислорода захватывает эти два электрона на 2р-орбиталь, результатом чего является
образование иона О2-, имеющего оболочку Ne: О + 2е- = О2-. Взаимное электростатическое притяжение возникших ионов противоположных знаков имеет следствием образование ионного соединения
К2О.
Задачи
6.1. Указать тип химической связи в молекулах Н2, С12, НС1.
Привести схему перекрывания электронных облаков.
6.2. Как изменяется прочность связи в ряду:
HF - НС1 – НВr - HI.
Указать причины этих изменений.
6.3. Описать с позиций метода валентных связей электронное
36
-
строение молекулы BF3 и иона (BF4) .
6.4. Сравнить способы образования ковалентных связей в молекулах СН4, NH3 и в ионе (NH4)+. Могут ли существовать ионы (СН5)+
и (NH5)2+?
6.5. Какой атом или ион служит донором электронной пары при
образовании иона (ВН4) ?
6.6. Объяснить с позиций метода валентных связей возможность
образования молекулы C2N2.
6.7. Описать электронное строение молекул СО и CN с позиций
метода валентных связей. Какая из молекул характеризуется большей
кратностью связи?
6.8. Почему не могут существовать устойчивые молекулы
Be2 и Ne2?
6.9. Чему равна ковалентность углерода в молекуле СО?
6.10. Какова кратность связи в молекуле NO?
6.11. Температура плавления СаС12 - 780 0С, CdCl2 -560 0С; радиус иона Са2+ равен 0,104 нм, иона Cd2+ - 0,099 нм. Объяснить различие температур плавления.
6.12. При переходе от CsF к CsI температура плавления кристаллов уменьшается. Объяснить наблюдаемый ход изменения температур плавления.
6.13. К2СО3 плавится при 890 0С без разложения, AgCO3 разлагается уже при 220 0С. Объяснить указанное различие.
6.14. У какого из соединений SrF2 или PbF2 температура плавления выше?
6.15. Почему благородные газы в отличие от других газообразных веществ (N2, H2, C12, F2, O2) существуют при обычных условиях
в виде атомов, а не молекул?
6.16. Энергия связи молекул Н2, О2 и С12 соответственно равны
430, 495 и 240 кДж/моль. Расположить их в ряд в порядке возрастания механической прочности.
6.17. Почему молекулы водорода имеют состав Н2, а не Н3, Н4 и
т. д.; молекулы метана - СН4, а не СН5, СН6 и т. д.; молекулы хлороводорода - НС1, а не НС12, НС13 и т. д.?
6.18. Какая из связей наиболее полярна: H-F, H-C1, H-I?
К какому из атомов смещается электронное облако?
6.19. Изобразить электронными уравнениями процессы образования из атомов следующих соединений с ионной связью:
1) А1С13;
37
2) MgBr2;
3) Na2S;
4) CaF2.
6.20. Какие орбитали участвуют в образовании молекул С12, Н2,
О2 и N2? Сколько электронных пар участвует в образовании связей
между атомами в названных молекулах?
6.21. Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4 ?
Укажите донор и акцептор.
6.22. Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбуждённом состоянии? Чему равна валентность хлора,
обусловленная неспаренными электронами?
6.23. Укажите у каких из нижеприведённых молекул химическая
связь имеет полярный характер:
1) F2;
2) CO;
3) N2;
4) HBr.
6.24. Какова кратность связи в молекуле NO2?
6.25. Может ли существовать ион Ne2+?
38
7. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ
РЕАКЦИЙ
Химические реакции подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Первые протекают в системах, не имеющих границы раздела
фаз (газы, жидкости), а вторые - в системах, обладающих такой границей, на которой свойства системы меняются скачкообразно. Одной
из важнейших характеристик химической реакции является ее скорость.
Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ее ходе за единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или
на единице площади раздела фаз (для гетерогенных реакций).
Количественно скорость реакции можно выразить как отношение изменения концентрации реагентов или продуктов реакции ΔС к
интервалу времени Δτ, за который произошли эти изменения: v  C .

Скорость реакции является функцией природы реагентов, их концентрации, температуры. Зависимость скорости гетерогенной реакции А
+ В = С от концентраций реагентов [А] и [В] определяется законом
действия масс. При постоянной температуре скорость химической
реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов.
Математически закон действия масс выражается соотношением:
v = k[А]*[В],
где k - константа скорости реакции.
Для реакции А + 2В = АВ2 ее скорость v = k[А]*[В]2.
При изменении температуры меняется как скорость реакции, так
и её константа, но таким образом, что отношение скорости реакции
при температуре (t + 10) 0С к скорости при температуре t 0С равно отношению констант скорости реакции при тех же температурах:
vt 10 k t 10

 ,
vt
kt
где γ - температурный коэффициент скорости реакции. Значение
которого для большинства реакций находится в пределах от 2 до 4
(правило Вант-Гоффа). Если температура изменяется не на 10, а на t
0
С, то правило приобретает несколько другой вид:
39
t
vt  t k t  t

  10 .
vt
kt
В ходе реакции концентрации реагентов постепенно уменьшаются. Тогда, в соответствии с законом действия масс, уменьшается и
скорость реакции. Иногда взаимодействие продуктов реакции приводит к образованию исходных веществ, вступивших в реакцию. В этих
случаях говорят об обратимых реакциях. По мере исчерпания исходных веществ увеличивается концентрация продуктов реакции, значит,
возрастает и скорость обратной реакции. Наконец наступает такой
момент, когда скорости прямой и обратной реакций уравниваются,
возникает состояние химического равновесия, при котором концентрации исходных веществ и продуктов реакции остаются неизменными. Если обратимая реакция (обозначим ее вместо знака равенства
знаком ) описывается выражением А + B  С + D, то скорость
прямой
реакции
vпр = kпр[A]*[B], а скорость обратной реакции vоб = kоб[C]*[D]. В состоянии химического равновесия vпр = vоб, откуда следует, что отношение
[C ] * [ D ]
,
[ A] * [ B ]
равное отношению
v пр
v об
, есть величина постоянная, она
обозначается буквой K и называется константой химического равновесия реакции. Для общего случая обратимой реакции, описываемой
уравнением mА + nВ  рС + qD, константа равновесия реакции:
[C ] p [ D] q
K
[ A] m [ B] n
.
Пример 7.1. Как изменится скорость реакции Н2+С12=2НС1, если концентрация реагентов увеличится в 3 раза?
Решение:
Запишем выражение для скорости реакции до и после изменения
концентраций реагентов:
v1=k[Н2]*[С12].
v2=k[3Н2]*[ЗС12].
Найдем отношение
v2 k[3H 2 ] * [3Cl2 ] 32 k[ H 2 ] * [Cl2 ]


 9.
v1
k[ H 2 ] * [Cl2 ]
[ H 2 ] * [Cl2 ]
Ответ: Скорость реакции возрастет в 9 раз.
Пример 7.2. При увеличении температуры на 50 0С скорость реакции возросла в 1024 раза. Найти температурный коэффициент реакции.
Решение:
40
В соответствии с правилом Вант-Гоффа
задачи, отношение скоростей равно 1024, т. е.
мировав это соотношение, получаем:
Или
lg  
t
vt  t
  10 .
vt
t
По условию
 10  1024 .
Прологариф-
t
lg   lg 1024 .
10
10 lg 1024
.
t
Подставляя численные значения, получим
10 lg 1024 lg 1024 3,0103
lg  


 0,602 .
50
5
5
Потенцированием находим γ = 4.
Ответ: Температурный коэффициент реакции γ = 4.
Пример 7.3. В состоянии равновесия обратимой реакции:
N2 + 3Н2  2NH3
концентрации веществ равны: [N2]=1,5 моль/л; [Н2]=4,5 моль/л;
[NH3]=2 моль/л. Чему равны исходные концентрации водорода и азота и константа химического равновесия?
Решение: Исходя из уравнения реакции, константа химического
равновесия
K
[ NH 3 ]2
22

 0,03 .
[ N 2 ] * [ H 2 ]3 1,5 * 4,53
Далее, из уравнения реакции следует, что 1 моль азота реагирует
с 3 молями водорода. Это значит, что изменение концентрации водорода и изменение концентрации азота связаны соотношением: Δ[Н2]
= 3Δ[N2]. С другой стороны, из уравнения реакции следует, что
2Δ[N2]=[NH3]=2 моль/л (по условию задачи). Откуда получаем:
Δ[N2]=1 моль/л, а Δ[Н2]=3Δ[N2]=3 моль/л. Выразим теперь исходные
концентрации азота и водорода через равновесные и через изменения
концентраций:
[H2]исх-Δ[Н2]=4,5 моль/л;
[N2]исх-Δ[N2]=1,5 моль/л;
Тогда:
[Н2]исх = 4,5 моль/л + Δ[Н2] = 4,5 моль/л +3 моль/л = 7,5 моль/л;
[N2]исх = 1,5 моль/л + Δ[N2] = 1,5 моль/л + 1 моль/л = 2,5 моль/л.
Ответ: [Н2]исх=7,5 моль/л; [N2]исх = 2,5 моль/л; K = 0,03.
Задачи
7.1. Найти значение константы скорости реакции А+ВАВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и
41
0,01 моль/л, скорость реакции равна 5*10-5 моль/(л*мин).
7.2. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+ВА2В, если концентрацию вещества А увеличить в два раза, а концентрацию
вещества В уменьшить в два раза?
7.3. В два сосуда одной и той же вместимости введены: в первый
- 1 моль газа А и 2 моля газа В, во второй — 2 моля газа А и 1 моль
газа В. Температура в обоих сосудах одинакова. Будет ли различаться
скорость реакции между газами А и В в этих сосудах, если скорость
реакции выражается: а) уравнением v1=k1[A]*[B]; б) уравнением
v2=k2[А]2 [В]?
7.4. В системе СО+С12=СОС12 концентрацию увеличили от 0,03
до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора от 0,02 до 0,06 моль/л. Во
сколько раз возросла скорость прямой реакции?
7.5. Две реакции протекают при 25 0С с одинаковой скоростью.
Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,0, а
второй – 2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95 0С.
7.6. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции,
если при увеличении температуры на 30 0C скорость реакции возрастает в 15,6 раза?
7.7. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции
равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 0C?
7.8. При некоторой температуре равновесие в системе
2NO22NO+О2 установилось при следующих концентрациях:
[NO2]=0,006 моль/л; [NO]=0,024 моль/л. Найти константу равновесия
реакции и исходную концентрацию NO2.
7.9. Константа равновесия реакции А(г.)+В(г.)С(г.)+О(г.) равна 1. Сколько процентов вещества А подвергнется превращению, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества В?
7.10. После смешивания газов А и В в системе
А(г.)+В(г.)C(г.)+D(г.) устанавливается равновесие при следующих
концентрациях: [В]=0,05 моль/л; [С]=0,02 моль/л. Константа равновесия реакции равна 4*10-2. Найти исходные концентрации веществ Аи
В.
7.11. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ(г.)А(г.)+В(г).
Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось?
7.12. Константа равновесия реакции А+ВC+D равна единице.
42
Начальная концентрация [А]0=0,02 моль/л. Сколько процентов вещества А подвергается превращению, если начальные концентрации
[В]0=0,02, 0,1 и 0,2 моль/л?
7.13. Как зависит скорость химической реакции от концентрации реагирующих веществ? Написать математические выражения для
скоростей реакций, протекающих по уравнениям:
1) 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О;
2) 2H2S + SO2 = 3S + 2Н2О;
3) Н2 + С12 = 2НС1.
7.14. Как изменится скорость реакции 2NO+О2=2NO2, если концентрации исходных веществ увеличить в 4 раза?
7.15. Как изменится скорость реакции 2SO2 + О2 = 2SO3:
1) если увеличить концентрацию кислорода в 2 раза?
2) если, оставив концентрацию кислорода начальной, увеличить
втрое концентрацию SO2?
7.16. Во сколько раз необходимо увеличить для реакции
2H2S+SO2=3S+2Н2О концентрацию сероводорода или оксида серы(IV), чтобы в обоих случаях скорость реакции возросла в 9 раз?
7.17. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению
А+2В=С.
Начальная
концентрация
вещества
А
равна
0,3 моль/л, а вещества В - 0,5 моль/л. Константа скорости данной реакции 0,4. Вычислить начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества
А уменьшилась на 0,1 моль/л.
7.18. Две реакции между простыми веществами протекают с такой скоростью, что за одну минуту образуется в первой реакции 6 г
сероводорода, а во второй реакции 20 г йодоводорода. Какая из этих
реакций протекает с большей скоростью?
7.19. На сколько градусов Цельсия надо повысить температуру,
чтобы скорость реакции увеличилась в 64 раза, если температурный
коэффициент реакции равен двум?
7.20. Скорость химической реакции при 40 0С равна
1 моль/(л*с). Вычислить скорость этой реакции при 80 0С, если температурный коэффициент реакции равен четырем.
7.21. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции: 2SO2(г.)+O2(г.)2SO3(г.)
если объём газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие реакции?
7.22. Вычислите во сколько раз увеличится скорость реакции,
43
протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до
70 0С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
7.23. Константа равновесия системы:
СО(г.)+Н2О(г.)СО2(г.)+Н2(г)
равна 1 при 850 0С. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации [СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх =3
моль/л.
7.24. Константа скорости реакции разложения N2O протекающей
по уравнению 2N2O=2N2+O2, равна 5*10-4. Начальная концентрация
N2Oравна 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её
скорость, когда разложится 50% N2O.
7.25. Равновесие гомогенной системы:
4HCl(г.)+O2(г.)2H2O(г.)+2Cl2(г.)
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ
[Н2О]р
=
0,14
моль/л,
[Cl]р
=
0,14
моль/л,
[HCl]р = 0,20 моль/л, [O2]р = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.
44
8. РАСТВОРЫ И СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ ИХ
КОНЦЕНТРАЦИИ
Раствором называется однородная (гомогенная) система, состоящая из двух или более компонентов, относительные концентрации
которых могут изменяться в широких пределах. Наиболее распространенными и важными для практического использования являются
жидкие растворы. В случае растворов газов или твердых веществ
жидкость является растворителем, а газы или твердые вещества растворенными веществами. Отношение количества или массы растворенного вещества (или растворителя) к объему или массе раствора
называется концентрацией растворенного вещества (или растворителя) в растворе. Наиболее употребительными понятиями, которые
служат для выражения концентрации раствора, являются:
1. Молярная концентрация (или молярность) См - отношение
имеющегося в растворе количества растворенного вещества, выраженного в молях, к объему раствора. См измеряется в моль/л. Раствор,
содержащий в 1 литре n молей растворенного вещества, называется nмолярным и обозначается как nМ раствор (например, 3М раствор
KCl).
2. Эквивалентная (или нормальная) концентрация Сн - отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.
Раствор, в 1 литре которого имеется n эквивалентов растворенного
вещества, называется n-нормальным (например, запись 3н. раствор
NaCl означает, что CH(NaCl) = 2 моль/л).
3. Моляльная концентрация (или моляльностъ) m — отношение
числа молей растворенного вещества к массе растворителя, измеряется в моль/кг. Запись m NaCl  2 моль/кг означает, что в 1 кг Н2О расH 2O
творено 2 моля NaCl.
4. Массовая концентрация - отношение массы растворенного
вещества (или растворителя) к объему раствора, измеряется в кг/м3,
г/см3, г/л и т.
5. Молярная, массовая или объемная доли - отношение числа
молей компонента раствора, его массы или объема к общему числу
молей, к общей массе или к общему объему раствора, соответственно.
Единицами измерения являются либо доли единицы, либо проценты,
45
а также промилле (тысячная часть %) и миллионные и миллиардные
доли(ppm и ppb, T. e. 1 часть на миллион или миллиард.
Многие физические свойства жидкого раствора отличаются от
таковых для растворителя. К числу таких свойств относится и плотность. С ростом массовой доли растворенного вещества плотность
получаемого раствора увеличивается. Для одного и того же растворителя величина относительного увеличения плотности зависит от природы растворенного вещества. Данные о плотности наиболее распространенных растворов солей, кислот и оснований при комнатной
температуре имеются в справочной литературе по химии.
Если в качестве реагентов выступают растворы, закон эквивалентов сводится к соотношению
Cн1V1= Cн2V2,
в котором Сн1 и Сн2 - эквивалентные концентрации (нормальности), а V1 и V2 - объемы растворов веществ, принимающих участие в
реакции. На основе закона эквивалентов можно определять эквивалентную концентрацию одного из участвующих в реакции веществ,
если известна названная характеристика другого реагента.
Пример 8.1. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе,
в 1 л которого содержится 224 г HNO3 (ρ=1,12 г/мл).
Решение:
Массовая доля растворенного вещества  равна отношению его
массы к общей массе раствора. Масса кислоты Мк известна, остается
найти массу раствора Мр. Она равна произведению плотности раствора на его объем:
М р   * V  1,12
г
*1000 мл  1120г
мл
Следовательно,

Мк
224

 0,2  20% .
М р 1120
Ответ: Массовая доля азотной кислоты в растворе =20%.
Пример 8.2. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20%ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ = 1,14 г/мл), чтобы получить 5 %ный раствор?
Решение:
Масса H2SO4 в обоих растворах одна и та же, различается лишь
масса воды. Найдем массу кислоты. Она составляет 20 % от массы
раствора Мp:
Мк= 0,2Мр = 0,2ρV =0,2*1,14г/мл*100мл=22.8 г.
46
Масса воды в этом растворе равна:
0,8Мр = 0,2*1,14г/мл*100мл =91,2 г.
Теперь определим массу 5 %-ного раствора. Для этого составим
пропорцию:
22,8 г
составляют
5 % массы раствора
хг
составляют
100% массы раствора
Откуда:
22,8 * 100
х
 456 г .
5
Вычтя из этой величины массу кислоты (22,8 г) и массу воды в
концентрированном растворе (91,2 г), находим массу воды Δm, которую необходимо прибавить к концентрированному раствору:
Δm = 456 г - 22.8 г - 91. 2 г = 342 г.
Откуда дополнительный объем воды
m
342 г
V 

 342 мл ,
в
1г / мл
где ρв – плотность воды.
Ответ: Дополнительный объем воды - 342 мл.
Пример 8.3. Какой объем 0,1 М раствора Н3РО4 можно приготовить из 75 мл 0,75 н. раствора?
Решение:
Определим сначала молярную концентрацию 0,75 н. раствора
кислоты. В основе определения нормальной концентрации лежит количество эквивалентов растворенного вещества, которое равно отношению его массы к эквивалентной массе. Поскольку мы имеем дело с
трехосновной кислотой, то ее эквивалентная масса в 3 раза меньше
молярной массы. Это означает, что нормальная концентрация численно в 3 раза выше молярной.
Cледовательно:
С
0,75
См  н 
 0,25 моль / л .
3
3
Чтобы из 0,25 М раствора получить 0,1 М раствор, надо объем
увеличить в 0,25  2,5 раза .
0,1
Таким образом, искомый объем будет равен:
75 мл*2,5 = 187,5 мл.
Ответ: Объем 0,1 М раствора равен 187,5 мл.
Пример 8.4. В какой массе воды нужно растворить 25 г
CuSO4*5H2O, чтобы получить 8 %-ный (по массе) раствор CuSO4?
Решение:
47
Найдем массу сухого сульфата и кристаллизационной воды в
пятиводном сульфате меди. Мольная масса кристаллогидрата равна
249,7 г/моль, мольная масса безводного сульфата равна 159,6 г/моль.
Для нахождения массы безводного сульфата меди в кристаллогидрате
составим пропорцию:
25 г CuSO4*5H2O отвечают мольной массе
249,7 г/моль,
х г CuSO4
отвечают мольной массе
159,6 г/моль
Откуда:
х
25 *159,6
 15,98г
249,7
Тогда масса воды в кристаллогидрате будет равна:
25 г- 15,98 г = 9,02 г.
Масса воды в 8 %-ном (по массе) растворе CuSO4 может быть
найдена из пропорции:
8%
соответствуют
15,98 г
92%
соответствуют
хг
Откуда:
92 * 15,98
х
 183,77 г .
8
Но в кристаллогидрате уже есть 9,02 г воды, следовательно,
нужно взять (183,77 г – 9,02 г) = 174,75 г воды для приготовления
нужного раствора.
Ответ: Требуемая масса воды 174,75 г.
Задачи
8.1. Сколько граммов Na2SO3 потребуется для приготовления 5
литров 8%-ного (по массе) раствора (ρ = 1,075 г/мл)?
8.2. 1 мл 25%-ного (по массе) раствора содержит 0,458 г растворенного вещества. Какова плотность этого раствора?
8.3. Из 400 г 50%-ного (по массе) раствора H2SO4 выпариванием
удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся
растворе?
8.4. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном смещением 300 г 25% -ного и 400 г 40 % -ного (по массе) растворов этого вещества.
8.5. Определить массовую долю CuSO4 в растворе, полученном
при растворении 50 г медного купороса CuSO4*5H2O в 450 г воды.
8.6. Сколько граммов Na2SO4*10H2O надо растворить в
800 г воды, чтобы получить 10 % -ный (по массе) раствор Na2SO4?
8.7. Найти массу NaNO3, необходимую для приготовления 300
48
мл 0,2 М раствора.
8.8. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 500 мл 0,25 н. раствора?
8.9. В каком объеме 0,1 н. раствора содержится 8 г CuSO4?
8.10. Плотность 40 %-ного (по массе) раствора HNO3 равна 1,25
г/мл. Рассчитать молярность и моляльность этого раствора.
8.11. В 1 кг воды растворено 666 г КОН; плотность раствора
равна 1,395 г/мл. Найти
1) массовую долю КОН;
2) молярность;
3) моляльность;
4) мольные доли щелочи и воды.
8.12. Плотность 15 %-ного (по массе) раствора H2SO4 равна
1,105 г/мл. Вычислить:
1) нормальность;
2) молярность;
3) моляльность раствора.
8.13. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и
раствор, содержащий в 1л 3,2 г NaOH. В каком объемном отношении
нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего
нейтральную реакцию?
8.14. Какой объем 0,2 н. раствора щелочи потребуется для осаждения в виде Fe(OH)3 всего железа, содержащегося в 100 мл 0,5 н.
раствора FeCl3?
8.15. Для нейтрализации 20 мл 0,1 н. раствора кислоты потребовалось 8 мл раствора NaOH. Сколько граммов NaOH содержит 1 л
этого раствора?
8.16. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходовано
25 мл 0,5 н. раствора H2SO4. Какова нормальность раствора щелочи?
Какой объем 0,5 н. раствора НС1 потребовался бы для этой же цели?
8.17. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15 % -ного (по массе) раствора ВаС12 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора H2SO4.
8.18. 300 г раствора НС1 нейтрализованы раствором гидроксида
натрия. Раствор образовавшегося хлорида натрия выпарен, масса сухой соли оказалась равной 117 г. Определить массовую долю (в %)
НС1 в растворе.
8.19. Определить молярную и эквивалентную концентрацию 40
% -ного раствора азотной кислоты (ρ = 1250 кг/м3).
49
8.20. Определить эквивалентную концентрацию раствора азотной кислоты, если 500 мл его полностью нейтрализуют раствор, содержащий 4 г КОН?
8.21. Как приготовить столовый уксус концентрацией 9% из уксусной эссенции (80%-ный раствор уксусной кислоты)?
8.22. При упаривании 600 г 15%-ного раствора выделилось 200
мл воды. Определить концентрацию оставшегося раствора.
8.23. Как приготовить 40%-ный раствор из имеющихся 10%ного и 80%-ного растворов.
8.24. Смешали 210 г 15%-ного и 40 г 85%-ного растворов, Определить концентрацию образовавшегося раствора.
8.25. К 80 мл 30%-ного раствора йодистого калия добавили 300
мл воды. Определить концентрацию образовавшегося раствора.
50
9. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Твердые вещества, с точки зрения проводимости электрического
тока их водными растворами, делятся на электролиты и неэлектролиты. Растворы электролитов проводят электрический ток, а растворы неэлектролитов - нет. К электролитам относятся химические соединения с ионной или с сильнополярной ковалентной связью - кислоты, щелочи, соли.
Важно отметить, что в твердом состоянии электролиты электрического тока не проводят, плохо проводит электрический ток и вода.
Поэтому тот факт, что водные растворы электролитов электропроводны, означает, что при образовании растворов с электролитами
происходят какие-то изменения, обусловливающие возникновение
электрической проводимости. Эти изменения сводятся к тому, что
при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на
ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. В растворе электролита ионы движутся хаотически, а
при пропускании постоянного электрического тока через раствор катионы движутся к катоду, а анионы - к аноду.
Электролиты в растворах обычно не полностью диссоциируют
на ионы, часть их существует в растворе в молекулярной форме. Отношение числа молекул электролита, распавшихся в данном растворе
на ионы, к общему числу его молекул в растворе называется степенью электролитической диссоциации.
Математически это выражается соотношением:
N
  дис .
N общ
Если  = 0, это означает, что вещество в растворе не диссоциирует на ионы.
Если же для какого-то вещества  = 1, то в растворе все его молекулы диссоциируют на ионы.
В зависимости от величины  электролиты делятся на сильные
( > 0,3), средние (0,03 <  < 0,3) и слабые (0 <  < 0,03). Отличие 
от 1 отчасти объясняется тем, что процесс электролитической диссоциации обратим, в особенности это справедливо для слабых электролитов:
51

КА
электролит
диссоциация

_
 моляризация

КА+ + А
катион анион
Равновесие, которое устанавливается в растворе слабого электролита, характеризуют константой диссоциации.
Например, для диссоциации соляной кислоты
НС1  Н+ + С1
константа диссоциации:
K
[ H  ] * [Cl  ]
.
[ HCl ]
Величина K характеризует способность данного электролита
диссоциировать на ионы: чем больше К, тем легче электролит распадается в растворе на ионы.
Константа и степень диссоциации связаны друг с другом следующим соотношением (закон разбавления Оствальда):
K
 2CМ
1
,
где См — молярная концентрация электролита в растворе.
Если К<< 1 , выражение в знаменателе дроби приблизительно
равно 1, тогда выражение закона разбавления Оствальда приобретает
более простой вид:
K = 2CM.
Последнее соотношение позволяет сделать вывод, что при разбавлении раствора водой (т. е. уменьшении См) степень диссоциации
электролита увеличивается.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато с отщеплением по одному иону H+ или по одной
ОН -группе, соответственно, в каждой ступени диссоциации.
Вода относится к очень слабым электролитам. Она диссоциирует на ионы водорода и гидроксид-ионы:
Н2О  Н+ + ОН .
Константа диссоциации воды:
K
[ H  ] * [OH  ]
.
[ H 2 O]
Поскольку K очень мало, то концентрацию недиссоциированной
воды в знаменателе этого выражения можно считать равной ее общей
концентрации и тогда произведение [Н+]*[ОН ] тоже будет постоян-
52
ной величиной, которая получила название ионного произведения воды. В чистой воде при комнатной температуре концентрации ионов
водорода и гидроксид-ионов одинаковы и равны 10-7 моль/л. Это значит, что [Н+]*[ОН ] = 10-14. Вместо концентраций ионов водорода и
гидроксид-ионов на практике чаще пользуются так называемыми водородным и гидроксильным показателями:
pH = -lg[H+];
pOH = -lg[OH ].
Прологарифмировав выражение [Н+]*[OH ] = 10-14, получаем,
что при 25 0С рН + рОН= 14.
В нейтральных растворах рН = 7, в кислых - рН < 7, в щелочных
- рН > 7.
Пример 9.1. Степень диссоциации муравьиной кислоты НСООН
в 0,2 н. растворе равна 0,03. Определить константу диссоциации кислоты.
Решение:
Воспользуемся выражением закона разбавления Оствальда:
K
 2CМ
1
В это выражение вместо СМ можно поставить нормальную концентрацию, поскольку муравьиная кислота относится к одноосновным кислотам.
K
 2 C М 0,032 * 0,2 18 *10 5


 1,86 *10 4 .
1
1  0,03
0,97
Ответ: К= 1,86*10-4.
Пример 9.2. Вычислить значения [Н+], [ОН ] и рОН для раствора муравьиной кислоты из предыдущего примера.
Решение:
По закону разбавления Оствальда мы нашли величину К =
1,86*10-4, которая, с другой стороны, равна
[ H  ] * [COOH  ]
.
[ HCOOH ]
По условию
задачи, [НСООН] = 0,2 моль/л. Поэтому можно записать, что
[Н+][СООН ] = 0,2*1,86*10-4 = 0,372*10-4.
Так как концентрация ионов водорода [Н+] при диссоциации молекул
кислоты
равна
концентрации
кислотного
остатка
[СООН ], то:
[Н+] = 0,372 *10 4  6.1*10-3.
рН = -lg(6,1*10-3) = 2,21.
53
Тогда рОН = 14 – 2,21 = 11,79.
Рассчитываем [ОН ] = 10-11,79 = 1.63*10-12 моль/л.
Ответ: [Н+] = 6,1*10-3 моль/л; [ОН ] = 10-11,79 = 1.63*10-12
моль/л; рОН= 11,79.
Задачи
9.1. Константа диссоциации масляной кислоты С3Н7СООН равна
1,5*10-5. Вычислить степень ее диссоциации в 0,005М растворе.
9.2. Степень диссоциации угольной кислоты Н2СО3 по первой
ступени в 0,1 н. растворе равна 2,11*10-3. Вычислить К1.
9.3. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты HNO2 будет равна 0,2?
9.4. В 0,1 н. растворе степень диссоциации уксусной кислоты
равна 1,32*10-2. При какой концентрации азотистой кислоты HNO2 ее
степень диссоциации будет такой же?
9.5. Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0,2М раствора уксусной кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?
9.6. Чему равна концентрация ионов водорода Н+ в водном растворе муравьиной кислоты если  = 0.03?
9.7. Какие ионы содержатся в растворах:
1) едкого натра;
2) бромоводорода;
3) азотной кислоты;
4) сульфата меди?
9.8 Какие ионы образуются при диссоциации следующих кислот:
1) НС1;
2) HNO3;
3) НСЮ;
4) НСlO4?
9.9. Написать уравнение последовательной ступенчатой диссоциации:
1) серной кислоты H2SO4;
2) сернистой кислоты H2SO3;
3) фосфорной кислоты Н3РО4;
4) сероводородной кислоты H2S.
9.10. На какие ионы распадается при диссоциации каждое из перечисленных ниже веществ:
1) сульфат калия;
54
2) сульфат алюминия;
3) фторид натрия;
4) бромид кальция?
9.11. Найти молярную концентрацию ионов Н+ в водных растворах, в которых концентрация гидроксид-ионов (в моль/л) составляет:
1) 10-4;
2) 3,2*10-6;
3) 7,4*10-11;
4) 9,7*10-12.
9.12. Найти молярную концентрацию ионов ОН в водных растворах, в которых концентрация ионов водорода (в моль/л) равна:
1) 10-3;
2) 6,5*10-5;
3) 1,4*10-8;
4) 6,6*10-12.
9.13. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов
+
Н (в моль/л) равна:
1) 2*10'7;
2) 8,1*10-3;
3) 2,7*10-10;
4) 8,1*10-12.
9.14. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов
ОН (в моль/л) равна:
1) 4,6*10-4;
2) 5*10-7;
3) 9,3*10-9;
4) 2,3*10-11.
9.15. Определить [Н+] и [ОН'] в растворе, рН которого равен 6,2.
9.16. Определить концентрацию ионов водорода в растворе, рН
которого равен 3.
9.17. Определить концентрацию гидроксид-ионов в растворе, рН
которого равен 11.
9.18. Концентрация ионов водорода в растворе равна
5
2*10 моль/л. Определить рН раствора.
9.19. Концентрация гидроксид-ионов в растворе составляет 10-5
моль/л. Определить концентрацию ионов Н+ и рН раствора.
9.20. Концентрация ионов водорода в растворе равна
10-4 моль/л. Определить концентрацию ионов ОН в растворе.
9.21. Степень диссоциации 0,05 н. раствора сернокислого калия
55
равна 77%. Определить вес ионов К+, содержащихся в 1 литре раствора.
9.22. Степень диссоциации 0,001 М раствора сенильной кислоты
0,085%. Определить вес ионов СN , содержащихся в 10 литре раствора.
9.23. Найдите концентрацию ионов водорода а растворе РН которого равен 3,85.
9.24. Какой будет реакция среды при растворении следующих
солей:
1) KCN;
2) NH4Cl;
3) Ba(NO3)2;
4) Al2(SO4)3.
9.25. В воздухе содержится 78 % азота. В плодородном слое
почвы имеется значительное количество воздуха, Чем же вызвано
применение азотных удобрений?
56
10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Для многих сложных веществ химические связи между атомами
различных элементов несимметричны. Наиболее сильно неравномерность распределения электронов выражена в ионных соединениях, у
которых валентные электроны почти полностью переходят от атома
одного элемента к атому другого. Неравномерность распределения
электронов между атомами в сложных соединениях называется окисленностью. Различают положительную и отрицательную окисленность. Первое понятие относится к элементам, электроны от которых
смещаются к атомам других элементов; второе - характеризует элементы, к атомам которых смещаются электроны от первых. Число
смещенных электронов называется степенью окисления (окисленности).
Степень окисления элементов в простых веществах равна нулю,
а в соединениях она может быть либо неизменной, либо различной в
зависимости от типа соединения. Постоянную степень окисленности
демонстрируют фтор (-1), щелочные (+1) и щелочно-земельные (+2)
металлы. Степень окисления водорода в большинстве случаев равна
+1, а в гидридах металлов (LiH) она принимает значение -1. Степень
окисленности кислорода в большинстве соединений равна -2, в перекисных соединениях она равна -1, а во фториде кислорода (OF2) - +2.
В любом соединении сумма степеней окисления всех атомов
равна нулю.
Пользуясь этим правилом и стандартными степенями окисленности водорода (+1), и кислорода (-2), можно определить степень
окисления любого элемента. Степени окисления элементов, входящих в состав реагентов, могут либо изменяться в ходе реакции, либо
оставаться неизменными.
Например, в реакции
Zn + HC1 = ZnCl2 + Н2
степень окисления цинка изменилась от 0 до +2, а водорода - от
+1 до 0.
В реакции
НС1 + NaOH = NaCl + Н2О
степени окисления всех элементов остались прежними.
57
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями.
Процесс отдачи электронов атомом (молекулой, ионом), сопровождающийся повышением степени окисления, называется окислением.
В отличие от этого процесс присоединения электронов атомом
(молекулой, ионом), сопровождающийся понижением степени окисления, называется восстановлением.
Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент
(или сам этот элемент) называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент (или сам этот элемент), окислителем. Так, в реакции образования хлорида натрия натрий способствует восстановлению хлора, значит, он - восстановитель. В то
же время хлор, способствуя окислению натрия, является окислителем. Число электронов, отдаваемых атомами (молекулами, ионами)
восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых атомами
(молекулами, ионами) окислителя, что обеспечивает электронейтральность любого продукта окислительно-восстановительной реакции.
Среди окислительно-восстановительных реакций различают реакции трех типов.
Во-первых, это реакции внутримолекулярного окислениявосстановления, которые идут с изменением степени окисления сразу
нескольких атомов одной молекулы (в нашем примере в молекуле
NaNO3):
2NaNO3  2NaNO2 + O2
+5 -2
+3
0
Внизу под символами азота и кислорода указаны их степени
окисления как в исходном нитрате натрия, так и в продуктах его разложения.
Во-вторых, это реакции межмолекулярного окислениявосстановления, которые протекают с изменением степени окисления
атомов в молекулах разных веществ:
0
+2
+2
0
Сu + Hg(N03)2  Cu(N03)2 + Hg.
58
Как следует из уравнения этой реакции, медь и ртуть действительно либо являются простыми веществами, либо входят в состав
разных молекул.
В-третьих, это реакции самоокисления-самовосстановления
(диспропорционирования):
2N02+ H20 = HN03 + HN02.
+4
+5
+3
В таких реакциях атомы одного и того же элемента взаимодействуют друг с другом так, что одни из них окисляются, а другие восстанавливаются (смотри уравнение реакции с указанными степенями окисления азота).
Пример 10.1. Определить степень окисленности углерода в соединениях СО, СО2, СН4, С2Н6, С2Н5ОН.
Решение:
Обозначим степень окисления углерода в каждом соединении
через х и учтем, что, во-первых, все соединения электронейтральны,
и, во-вторых, то, что водород и кислород в данных соединениях демонстрируют их стандартные степени окисления.
СО:
х + (-2) = 0,
откуда х = +2;
СО2:
х + 2(-2) = 0,
откуда х = +4;
СH4:
х + 4(+1) = 0,
откуда х = -4;
С2H6:
2х + 6(+1)= 0,
откуда х = -3;
С2H5O
2х + 5(+1) + (-2) + (+1) = 0,
откуда х = -2.
Ответ: Степень окисления углерода в соединениях СО равна +2,
в СО2 равна +4, в СН4 равна -4, в С2Н6 равна -3, в С2Н5ОН равна -2.
Задачи
10.1. Определить степень окисленности серы в следующих соединениях:
1) SO2;
2) H2S;
3) Na2SO3;
4) CS2;
5) H2SO4;
6) As2S3.
10.2. Определить степень окисленности хрома в следующих соединениях:
1) К2Сr2О4;
2) Сr2О3;
59
3) Fe(CrO2)2;
4) K2Cr2O7;
5) Cr2(SO4)3;
6) Na3[Cr(OH)J].
10.3. Указать, какие из приведенных процессов представляют
собой окисление и какие - восстановление:
1) S  (SO4)2-;
2) S  S2-;
3) Sn  Sn4+;
4) К  К+;
5) Вr2  2Вr ;
6) N  NO3.
10.4. Какие из приведенных реакций представляют собой окисление и какие - восстановление:
1) 2Н+  Н2;
2) Н2  2Н ;
3) V2+  V03-;
4) Cl  (СlO3) ;
5) (IO3)  I2;
6) (MnO4)-  (MnO4)2-.
10.5. Указать, в каких из приведенных процессов происходит
окисление азота и в каких - восстановление, как изменяется в каждом
случае степень окисленности азота:
1) (NH4)+  N2;
2) (NO3)-  NO;
3) (NO2)-  (NO3)-;
4) NO2  (NO2) .
10.6. Какие из следующих реакций относятся к окислительновосстановительным:
1) Н2 + Вr2 = 2НВr;
2) NH4C1 = NH3 + НС1;
3) NH4NO3 == N2O + 2H2O;
4) 2А1(ОН)3 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + 6Н2О.
10.7. Какие из перечисленных ниже реакций относятся к окислительно-восстановительным:
1) 2К2СrO4 + H2SO4= K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О;
2) Н3ВО3 + 4HF = HBF4 +3H2O;
3) Fe + S = FeS;
60
4) Са(ОН)2 + СО2 = CaCO3 + Н2О.
10.8. Для следующих реакций указать, какие вещества и засчет
каких именно элементов играют роль окислителей и какие - восстановителей:
1) SO2 + Вr2 + 2Н2О = 2НВr + H2SO4;
2) Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2О;
3) 3I2 + 6КОН = КIO3 + 5KI + 3Н2О;
4) 10HNO3 + 4Са = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5Н2О.
10.9. Какие из приведенных реакций относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления, к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления и к реакциям диспропорционирования:
1) 4КМnО4 + 4КОН = 4К2МnО4 + О2 + 2Н2О;
2) H2SO3 + 2H2S = 3S + 3Н2О;
3) NH4NO3 = N2 + ЗН20;
4) С12 + 2КОН = КС1 + КСl + Н2О.
10.10. Какие из указанных реакций относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления, к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления и к реакциям диспропорционирования:
1) 4Р + 3КОН + 3Н2О = РН3 + 3КН2РО2;
2) 2Н2О2 = 2Н2О +О2;
3) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 4H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4;
4) Fe2O3 + 3Н2 = 2Fe + ЗН2O.
10.11. Какие из перечисленных ниже реакций относятся к окислительно-восстановительным:
1) Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2;
2) Cr2(SO4)3 + 6RbOH = 2Cr(OH)3+ 3Rb2SO4;
3) 2Rb + 2Н20 = 2RbOH + Н2;
4) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.
10.12. Можно ли следующие реакции отнести к окислительновосстановительным:
1) 2CuI2 = 2CuI + I2;
2) NH4C1 + NaOH = NaCl + NH3 + H2O;
3) 2K4[Fe(CN)6] + Br2 = 2K3[Fe(CN)6 + 2KBr;
4) Cu + Hg(N03)2 = Cu(N03)2 + Hg.
10.13. Среди приведённых реакций указать реакции диспропорцирования:
1) S + KOH  K2SO3 + K2S + H2S;
61
2) HCl + CrO3  CrCl + Cl2 + H2O;
3) Au2O3  Au + O2;
4) H2O + Cl2  HCl +HClO.
10.14. Какие реакции относятся к реакциям диспропорцирования:
1) HClO3  ClO2 + HClO4;
2) N2H4  N2 + NH3;
3) AgNO3  Ag + NO2 + O2;
4) 3K2MnO4 + 2H2O  2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
10.15. В каких из указанных превращений кислород выполняет
функции восстановителя:
1) Ag2O  Ag + O2;
2) F2 + H2O  HF + O2;
3) HNO3 + O2  N2 + H2O;
4) AgNO3 + KOH + H2O2  Ag + KNO3 + O2.
10.16. Определить степень окисления фосфора в:
1) PH3;
2) Ca(H2PO4)2;
3) P2O3;
4) Mg3P2.
10.17. Определить степень окисления меди в:
1) CuO2;
2) Cu(NO3)2;
3) CuNO3;
4) Cu(OH)2CO3.
10.18. Определить степень окисления серы в:
1) K2SO3;
2) Mg(HS)2;
3) KAl(SO4)2;
4) NaHSO4.
10.19.Определить степень окисления азота в:
1) NaNO2;
2) KNO3;
3) Ca3N2;
4) N2O.
10.20. Каковы степени окисления и валентность углерода в следующих соединениях:
1) CH4;
2) CH3Cl;
3) CH2Cl2;
4) CHCl3.
62
10.21. Какой атом или ион выполняет в приведённых реакциях
функцию окислителя, а какой – функцию восстановителя:
1) (NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + H2O;
2) KNO3  KNO2 + O2;
3) AgNO3  Ag + NO2 + O2;
4) Pb(NO3)2  PbO + NO2 + O2.
10.22. Для каждой из реакций указать, какое вещество окисляется, а какое – восстанавливается:
1) H2S + O2  SO2 + H2O;
2) S + HNO3  H2SO4 + NO;
3) C + HNO3  NO + H2O.
4) NH3 + O2  NO + H2O.
10.23. Исходя из степени окисления хлора в соединениях определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое из них может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства. Почему?
1) HCl;
3) HClO3;
2) HClO2;
4) HClO4.
10.24. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами и почему?
1) PH3 и HBr;
3) HNO3 и H2S;
2) K2Cr2O7 и H3PO3;
4) НNO3 и Zn.
10.25. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами и почему?
1) NH3 и KMnO4;
3) HCl и H2Se;
2) HNO2 и HI;
4) НNO3 и Ca.
63
11. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз – эко окислительно-восстановительный процесс,
протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав солей.
При электролизе на катоде происходит восстановление:
Э  n  ne  Э 0 ,
а на аноде – окисление:
Э  n  ne  Э 0 ,
где Э - элемент.
Характер идущих при электролизе процессов зависит от состава
электролита, материала электродов, режима электролиза и т.д.
Количества веществ, выделяющихся на электродах, подчиняются законам Фарадея.
1. Масса веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшему через раствор или
расплав электролита.
2. Одинаковые количества электричества выделяют на электродах количества веществ, прямо пропорциональные их химическим
эквивалентам.
Масса металла m в граммах, осаждающаяся на катоде, может
быть вычислена по формуле:
m
Э * I *t Э *q

F
F
где m масса вещества,окисленного или восстановленного на
электроде, г
Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль;
F – число Фарадея (F=96500);
I – cила тока, А;
t – продолжительность электролиза, с;
q – количество электричества, прошедшее через электролит,
А*с.
Пример.11.1. Какие реакции будут протекать на электродах при
электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом?
Решение:
Составляем схему электролитической диссоциации соли в водном растворе:
CuSO4  Cu 2  SO42
64
На катоде происходит восстановление катионов меди (II), так
как Е0 (Cu2+|Cu)) = + 0,34 В
катод (-) Cu2+ +2е- = Cu.
Так как анод изготовлен из меди (растворимый), анодный процесс будет связан с окислением металла:
анад
(+) Cu - 2е- = Cu2+.
Таким образом, в результате электролиза медь растворяется на
аноде, но такое же количество меди выделяется на катода. Суммарное
уравнение реакции в таком случае написать нельзя.
Пример.11.2. Сколько меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течении 1 часа? Cила тока 4 А
Решение:
В соответствии с законами Фарадея для электролиза:
m
Э * I *t
F
Подставляя численные значения с учётом того, что молярная
масса эквивалента меди в CuSO4 равна:
63,5
 31,45г / моль
2
Э * I * t 31,45 * 4 * 60 * 60
m

 4,73г
F
96500
Э
Ответ: 7,73 г.
Задачи
11.1. Составьте уравнения реакций, протекающих при электролизе расплавов следующих солей:
1) K2S;
2) CaCl2;
3) AlCl3.
11.2. Составьте уравнения реакций, протекающих при электролизе расплавов следующих солей:
1) CuSO4;
2) ZnCl2;
3) NaBr3.
11.3. Составьте уравнения реакций, протекающих при электролизе расплавов следующих солей:
1) K2SO3;
2) MgCl2;
3) FeCl3.
11.4. Составьте уравнения реакций, протекающих при электролизе расплавов следующих солей:
1) Li2SO4;
2) MnCl2;
3) AlBr3.
11.5 Иодид натрия расплавили и подвергли электролизу с
инертными электродами. На катоде образовался натрий массой 13,8 г.
Вычислите массу вещества, которое выделилось при этом на аноде.
65
11.6. При электролизе расплава хлорида натрия на катоде получен натрий массой 4,6 г. Рассчитайте объём хлора, выделившегося на
аноде (при нормальных условиях).
11.7. При электролизе водного раствора нитрата серебра с графитовыми электродами на аноде выделился кислород массой 6 г.
Определите массу серебра, образовавшегося на аноде.
11.8. Какие процессы будут происходить при электролизе водного раствора сульфата кобальта (II) с графитовыми и кобальтовыми
(растворёнными) анодами? Напишите уравнения соответствующих
реакций.
11.9. При лужении в качестве электролита используется раствор
сернокислого олова. Вычислите время, в течение которого через раствор электролита должен пропускаться ток силой 2 А для того чтобы
на изделие площадью 20 см2 осело олово в количестве 0,1 г/см2.
11.10. При цинковании изделий в качестве электролита используется сернокислый цинк. Сколько цинка осядет на изделии при пропускании через электролит тока силой 3 А в течении 4 часов.
11.11. В растворе содержится при одинаковых концентрациях
ионы Al+3, Zn+2, Au+3, Cu+2. В какой последовательности будут осаждаться на катоде указанные металлы? Ответ обоснуйте.
11.12. Метод электролитического покрытия одного металла слоем другого основан на электролизе растворов солей. При этом в качестве катода используют покрываемое изделие. Какие соли можно использовать для покрытия железного изделия никелем. Ответ обоснуйте.
11.13. При помощи какой схемы можно изобразить процесс
электролиза для раствора хлорида никеля и электродов из никеля.
11.14. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила
тока, если в течение 1 ч 20 мин на аноде выделилось 6,0 г газа.
Сколько литров газа выделилось при этом на катода (при нормальных
условиях)?
11.15 Чему равна эквивалентная масса кадмия, если при электролизе раствора соли кадмия израсходовано3500 Кл электричества и
выделилось 2,0 г кадмия?
11.16. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение
2 часов, если на катоде выделилось 1,5 л водорода (условия нормальные).
66
11.17. Вычислите молярную массу эквивалента металла, зная,
что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880
Кл электричества и на катоде выделяется 11,74 г металла.
11.18. Составьте схему электролиза водного раствора сернокислого магния. Что окисляется и что восстанавливается при этом процессе?
11.19. Какие химические процессы происходят у анода и катода
при электролизе раствора азотнокислого калия, если оба электрода
изготовлены из меди?
11.20. Заряд электрона равняется 1,6*10-19 Кл. Найдите отсюда
число Фарадея.
11.21. Можно ли получить любой металл путём электролиза
водного раствора его соли?
11.22. Определите силу тока, выделяющего за 30 мин из водного
раствора серной кислоты 420 мл гремучего газа при нормальных
условиях.
11.23. Сколько времени потребуется для для разложения 1 моля
воды током силой 6 А?
11.24. Водный раствор хлористого магния подвергался электролизу в течение 1 часа при силе тока 3 А. Составьте схему электролиза
и найдите сколько веществ выделилось за это время из раствора
11.25 Водный раствор иодистого бария подвергался электролизу
в течение 15 мин при силе тока 8 А. Составьте схему электролиза и
найдите сколько веществ выделилось за это время из раствора.
67
12. КОРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия – это разрушение металла в результате физико-химического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы
окисляются и образуют продукты, состав которых зависит от условий
коррозии.
При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно протекают два процесса:
анодный – окисление металла (М)
М – ne  Mn+
и катодный – восстановление окислителя (Ох)
Ox + ne  Red.
Окислителями при коррозии служат молекулы кислорода О2,
хлора Cl2, ионы H+, Fe3+, NO3 и т.д. Наиболее часто при коррозии
наблюдается ионизация (восстановление) кислорода:
в нейтральной или щелочной среде
–
О2 + 2Н2О + 4е  4ОН
в кислой среде
О2 + 4Н+ + 4е  2Н2О
и выделение водорода
2Н+ + 2е  Н2.
Электрохимическая коррозия возможна, если ЭДС элемента
имеет положительное значение (ЕЭ0).
Так как ЕЭ = Еок –Евосст , то коррозия возможна при условии, что
потенциал окислителя положительнее потенциала металла:
ЕОК  ЕМn+/M.
(12.1)
0
Потенциал кислородного электрода при 25 С описывается
уравнением:
ЕO / OH  1,23  0,0147 lg pO  0,059 рН .
Потенциал водородного электрода описывается уравнением:
Е Н / Н  0,059 рН  0,0295 lg pH 2 .
Уравнение (12.1) позволяет определить возможность протекания
коррозии различных металлов. Если потенциал металла положительнее потенциала кислородного электрода (рис.12.1, область 1), то коррозия металла невозможна. Если потенциал металла положительнее
потенциала водородного электрода и отрицательнее потенциала кислородного электрода (рис.12.1, область 2), то коррозия возможна с

2
2

2
68
поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода. Если
потенциал металла отрицательнее потенциала водородного электрода
(рис.1, область 3), то возможна коррозия как с поглощением кислорода, так и с поглощением водорода.
потенциал электрода, В
+1,2
+1,2
3
+0,8
ЕО2/ОН
-
+0,4
+0,8
+0,4
2
0
0
-0,4
ЕН+/Н2
1
-0,8
0
2
4
6
-0,4
-0,8
7
8
10
12
рН
Рис.12.1. Зависимость потенциалов водородного и
кислородного электродов от рН среды при:
рО2 = рН2 = 1 (100 кПа)
Химическая коррозия представляет собой самопроизвольное
разрушение металлов в среде окислительного газа (например кислорода, галогенов) при повышенных температурах или в жидких неэлектролитах. Сущность процессов химической коррозии сводится к
окислительно-восстановительной реакции, осуществляемой непосредственным переходом электронов металла на окислитель. В соответствии с законами химической термодинамики эта реакция может
протекать лишь при условии, если энергия Гиббса меньше нуля: ΔG 
0. Для ряда металлов, у которых в результате химической коррозии
получаются сплошные плёнки установлена логарифмическая зависимость роста плёнки от времени:
 = klnt.
где k – константа,
69
 - толщина плёнки,
t - время.
Пример.12.1. Как проходит коррозия цинка, находящегося в
контакте с кадмием в нейтральной и кислом растворах. Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
Решение:
Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем
кадмий (-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий катодом.
Анодный процесс:
Zn0 – 2e = Zn2+.
Катодный процесс:
в кислой среде
2H+ + 2e = H2,
1
в нейтральной среде
O2 + H2O + 2e = 2OH .
2
Так как ионы Zn с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)2.
Ответ: продуктом коррозии будет Zn(OH)2.
2+
Задачи
12.1. Во сколько раз возрастёт толщина плёнки при увеличении
продолжительности газовой коррозии никеля и алюминия от 10 до
100 часов?
12.2. Почему в железной бочке можно хранить концентрированную серную кислоту и нельзя хранить разбавленную?
12.3. Приведите примеры металлов которые могут корродировать с выделением водорода в водном растворе, имеющем рН:
1) 2,8;
2) 6,5:
3) 11,0.
12.4. Возможна ли коррозия олова в водном растворе с рН = 6
при контакте с воздухом? При каких значениях рН возможна коррозия с выделением водорода?
12.5. Почему в атмосферных условиях цинк корродирует, а золото нет? Подтвердите это расчётами.
12.6. Если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода.
Объясните это явление, составив уравнения анодного и катодного
процессов. Напишите уравнения протекающей химической реакции.
70
12.7. К какому типу покрытий относится олово на стали и на меди? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии оловянированных стали и меди при нейтральной реакции среды при 25
0
С? Напишите уравнения катодных и анодных реакций.
12.8. В пресной или в морской воде железо будет сильнее подвергаться коррозии и почему?
12.9. Что произойдёт, если железное изделие поместить в раствор соли:
1) меди;
2) цинка;
3) серебра,
Напишите уравнения происходящих реакций в сокращённой
ионной форме.
12.10. Для ослабления процесса коррозии железные изделия
подвергаются никелированию и цинкованию. В каком случае коррозия будет усиливаться при повреждении такого изделия?
12.11. При контакте с цинком или с оловом коррозия железа будет замедляться?
12.12. Основная реакция процесса коррозии выражается ионным
уравнением Fe + 2Н+ = Fe2+ + Н2. Какой процесс с участием кислорода способствует сдвигу равновесия этой реакции вправо?
12.13. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Составьте уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.
12.14. Две железные пластинки, находящиеся во влажном воздухе частично покрыты одна оловом, другая медью. На какой из этих
пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих
пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
12.15. Две железные пластинки, находящиеся во влажном воздухе частично покрыты одна никелем, другая медью. На какой из этих
пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих
пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
12.16. Две железные пластинки, находящиеся во влажном воздухе частично покрыты одна кадмием, другая свинцом. На какой из
этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии
этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
71
12.17. Почему химически чистое железо более стойко против
коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии технического железа
во влажном воздухе и в кислой среде.
12.18. Какое покрытие называется анодным и какое – катодным?
Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и
катодного покрытий железа.
12.19. Если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начнётся бурное выделение водорода.
Дайте этому объяснение и составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
12.20. В чём сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите,
содержащим растворённый кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
12.21. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и
луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов.
12.22. Какой металл целесообразнее выбрать для протекторной
защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля:
1) цинк;
2) магний;
3) хром.
Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии. Каков состав продуктов коррозии.
12.23. Железное изделие покрыто оловом. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
12.24. Железное изделие покрыто свинцом. Какое это покрытие
– анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
12.25. Железное изделие покрыто кадмием. Какое это покрытие
– анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
72
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной кислоте Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
73
ПРИЛОЖЕНИЯ
74
П1. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
периоды
(ВАРИАНТ КОРОТКОЙ
А
В
I
А
II
В
А
III
В
А
IV В
группы
V В
А
Н
1
3
Li
2
ЛИТИЙ
4
11
Na
НАТРИЙ
22,9898
К
19
КАЛИЙ
39,098
Cu
МЕДЬ
10,81
37
85,47
12,011
44,956
30
Zn Ga
e65,38 69,72
ЦИНК
38
SrСТРОНЦИЙ
6
7
Ag
* ЛАНТАНОЙДЫ
58 Pr
Ce
ЦЕРИЙ
140,12
31
40
Y
ИТТРИЙ
ТОРИЙ
232,031
КАДМИЙ
59
Nd
Zr
91,22
e
ЦИРКОНИЙ
Cd
ПРАЗЕОДИМ
НЕОДИМ
144,24
91
U
ПРОТАКТИНИЙ
[231]
60
61
ПРОМЕТИЙ
[145]
92
УРАН
[238]
Pm
Np
НЕПТУНИЙ
[237]
Sm
62
САМАРИЙ
150,4
93
50,942
32
33
Ge ГЕРМАНИЙ As МЫШЬЯК
72,59
74,9216
ы
88,905
48
140,907
** АКТИНОЙДЫ
Th 90 Pa
АЗОТ
14,006
49 Sn
50
In ИНДИЙ
ОЛОВО
e
107,868
112,41 114,82
118,69
55 56
Hf
La* 72
Cs ЦЕЗИЙ
Ba 57
БАРИЙ
ЛАНТАН
ГАФНИЙ
e
132,905
137,33
138,91
178,49
79
81
82
Hg Tl ТАЛЛИЙ
Au 80
Pb СВИНЕЦ
ЗОЛОТО
РТУТЬ
196,967
200,59 204,37
207,2
e
87 Ra
88 89
Rf
Fr ФРАНЦИЙ
Ac** 104
РЕЗЕРФОРДИЙ
РАДИЙ АКТИНИЙ
261,11
e
227,03
223,02
2260254
CЕРЕБРО
7
N
47,90
ГАЛЛИЙ
39
87,62
47
6
УГЛЕРОД
12
13 Si
14 Pb
15
Mg МАГНИЙ
AlАЛЮМИНИЙ
КРЕМНИЙ
ФОСФОР
26,9815
34,305
28,085
30,9738
e
20 21
22
V
Сa КАЛЬЦИЙ
Ti 23
СКАНДИЙ Sc ТИТАН
ВАНАДИЙ
63,546
Rb РУБИДИЙ
C
БОР
40,08
29
5
5
B
БЕРИЛЛИЙ
9,012
6,941
3
Be
Pu
НИОБИЙ
Sb
121,75
ы
94
51
ТАНТАЛ
Ta
180,948
ы
83
Bi ВИСМУТ
ы
208,98
105
262,11
63
64
Gd
ГАДОЛИНИЙ
157,25
95
Cm
АМЕРИЦИЙ
[243]
Db
ДУБНИЙ
ЕВРОПИЙ
Am
Nb
92,906
ы
СУРЬМА
73
151,96
ПЛУТОНИЙ
[244]
Eu
41
96
КЮРИЙ
[247]
75
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
ФОРМЫ)
элементов
А
VI
В А
В
VII
А
1
H
ВОДОРОД
1,00794
О
8
КИСЛОРОД
15,999
16
СЕРА
32,06
Сr
24
ХРОМ
39,098
СЕЛЕН
78,96
9
F
ФТОР
42
МОЛИБДЕН
17
Cl
ХЛОР
Mo
26
ЖЕЛЕЗО
35
Br
БРОМ
ВОЛЬФРАМ
W
43
Tc
ТЕХНЕЦИЙ
I
53
ИОД
75
РЕНИЙ
At
208,99
Re
85
АСТАТ
209,99
106
СИБОРГИЙ
Rf
107
БОРИЙ
263,12
65
ТЕРБИЙ
158,925
Dy
БЕРКЛИЙ
Cf
РУТЕНИЙ
Ru
45
Rh
РОДИЙ
101,07
Xe
50,942
46
ПАЛЛАДИЙ
102,905
Pd
106,4
54
КСЕНОН
76
Os
ОСМИЙ
Ir
77
ИРИДИЙ
190,2
Pt
78
ПЛАТИНА
192,2
195,09
86
Rn
Bh
РАДОН
108
ХАССИЙ
Ho
67
ГОЛЬМИЙ
Es
Hn
109
МЕЙТНЕРИЙ
265,13
164,93
98
47,90
222,02
ДИСПРОЗИЙ
162,50
97
44
262,12
66
Ni
НИКЕЛЬ
36
KrКРИПТОН
186,2
84
28
131,30
183,85
ПОЛОНИЙ
КОБАЛЬТ
83,80
126,904
74
Co
27
Fe
44,956
[87]
127,60
247,07
АРГОН
25
Mn МАРГАНЕЦ
52
Bk
18
Ar
39,948
ТЕЛЛУР
Tb
НЕОН
35,453
95,94
Po
10
Ne
20,179
79,904
Te
ГЕЛИЙ
40,08
34
Se
2
He
1,00794
18,9984
S
В
VIII
Er
68
99
КАЛИФОРНИЙ
ЭЙНШТЕЙНИЙ
251,08
252,08
ФЕРМИЙ
69
Tm
ТУЛИЙ
168,934
Fm 100 Md
257,10
110
266,14
ЭРБИЙ
167,26
Mt
ИТТЕРБИЙ
173,04
101
МЕНДЕЛЕЕВИЙ
258,10
70
Yb
No
102
НОБЕЛИЙ
259,10
Lu
71
ЛЮТЕЦИЙ
174,97
Lr
103
ЛОУРЕНСИЙ
260,11
76
П2. Электроотрицательность
период
1
2
3
4
5
6
7
IA
H
2,10
Li
0,97
Na
1,01
K
0,91
Rb
0,89
Cs
0,86
IIA
IIIB
IVB
VB
группы
VIB VIIB
Be
1,47
Mg
1,23
Ca
1,04
Sr
0,99
Ba
0,97
Sc
1,20
Y
1,11
La – Lu
*
Ti
1,32
Zr
1,23
Hf
1,33
V
1,45
Nb
1,23
Ta
1,33
Cr
1,56
Mo
1,30
W
1,40
Mn
1,60
Tc
1,36
Re
1,46
Fr
0,86
Ra
0,97
Ac – Lr
**
Ku
Ns
*ЛАНТАНИДЫ
La
1,08
Ce
1,08
Pr
1,07
Nd
1,07
**АКТИНИДЫ
Ac
1,00
Th
1,11
Pa
1,14
U
1,42
77
элементов
элементов
VIIIB
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA VIIA VIIIA
(H)
F
4,10
Cl
2,83
Br
2,74
I
2,21
At
1,96
He
5,50
Ne
4,84
Ar
3,20
Kr
2,94
Xe
2,40
Rn
2,06
Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
1,07 1,07 1,01 1,11 1,10 1,10 1,10 1,11 1,11 1,06
Lu
1,14
Np Pu Am
1,22 1,22 1,2
Lr
1,2
B
2,01
Al
1,47
Fe Co Ni Cu Zn Ga
1,64 1,70 1,75 1,75 1,66 1,82
Ru Rh Pd Ag Cd
In
1,42 1,45 1,35 1,42 1,46 1,49
Os
Ir
Pt Au Hg
Tl
1,52 1,55 1,44 1,42 1,44 1,44
Cm
1,2
Bk
1,2
Cf
1,2
C
2,50
Si
1,74
Ge
2,02
Sn
1,72
Pb
1,55
Es
1,2
N
3,07
P
2,10
As
2,20
Sb
1,82
Bi
1,67
Fm
1,2
O
3,50
S
2,60
Se
2,48
Te
2,01
Po
1,76
Md
1,2
No
1,2
78
период
1
IA
H
IIA
IIIB
IVB
П3. Атомные и ионные
группы
VB
VIB VIIB
0,032
0,050
2
 символ элемента
Li
Be
0,134
0,155
0,159
0,090
0,112
0,104
Na
Mg
0,154
0,190
0,171
0,136
0,160
0,128
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
0,195
0,235
0,216
0,174
0,197
0,169
0,144
0,164
0,157
0,132
0,147
0,148
0,122
0,134
0,140
0,118
0,130
0,145
0,117
0,132
0,128
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
0,216
0,248
0,229
0,191
0,215
0,184
0,162
0,181
0,170
0,145
0,160
0,159
0,134
0,146
0,159
0,130
0,139
0,152
0,127
0,136
0,139
6
Cs
Ba
Hf
Ta
W
Re
0,198
0,222
0,206
Ra
0,235
0,204
0,144
0,159
0,148
Ku
0,16
-
0,134
0,146
0,141
Ns
-
0,130
0,141
0,136
0,128
0,137
0,131
7
0,235
0,267
0,252
Fr
0,280
0,245
La – Lu
*
La
Ce
Pr
Nd
0,169
0,187
0,192
0,165
0,182
0,198
0,165
0,183
0,194
0,164
0,182
0,191
3
4
5
 ковалентный радиус атома, нм
 металлический радиус атома, нм
 орбитальный радиус атома, нм
Ac – Lr
**
*ЛАНТАНИДЫ
**АКТИНИДЫ
79
радиусы атомов
элементов
VIIIB
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA VIIA VIIIA
(H)
He
0,040
0,029
B
C
N
O
F
Ne
0,081 0,077 0,075 0,073 0,072 0,070
0,098 0,091 0,092
0,078 0,062 0,052 0,045 0,040 0,035
Al
Si
P
S
Cl
Ar
0,118 0,118 0,110 0,102 0,099 0,094
0,143 0,134 0,128 0,127
0,131 0,107 0,092 0,081 0,073 0,066
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
0,117 0,116 0,115 0,117 0,125 0,126 0,122 0,120 0,117 0,114 0,109
0,126 0,125 0,124 0,128 0,138 0,139 0,139 0,139 0,140
0,123 0,118 0,114 0,119 0,107 0,126 0,109 0,100 0,092 0,085 0,080
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
0,125 0,125 0,128 0,134 0,148 0,144 0,141 0,140 0,136 0,133 0,130
0,134 0,134 0,137 0,144 0,154 0,166 0,162 0,159 0,160
0,141 0,136 0,057 0,129 0,118 0,138 0,124 0,119 0,111 0,105 0,099
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
0,126 0,127 0,130 0,134 0,149 0,148 0,154 0,148 0,146 0,145 0,140
0,135 0,136 0,139 0,146 0,157 0,171 0,175 0,170 0,176
0,127 0,123 0,122 0,119 0,113 0,132 0,122 0,130 0,121 0,115 0,109
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
0,163 0,162 0,185 0,161 0,159 0,159 0,158 0,157 0,156 0,157 0,156
0,180 0,204 0,180 0,178 0,177 0,177 0,176 0,175 0,194 0,175
0,188 0,186 0,183 0,171 0,178 0,175 0,173 0,170 0,168 0,166 0,155
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
1-
Md
No
0,150 0,158 0,184
0,174 0,179 0,176 0,166 0,163 0,160 0,158 0,156 0,153 0,158
Lr
-
80
П4. Электронные конфигурации
период
1
2
3
4
Z
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
элемент
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
n=1
1s
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=2
2s
2p
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
3s
n=3
3p
3d
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
1
2
3
4
5
6
7
8
10
10
10
10
10
10
10
10
81
атомов элемента
4s
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
2
2
2
n=4
4p
1
2
3
4
5
6
4d
4f
5s
n=5
5p
5d
5f
6s
n=6
6p
6d
6f
n=7
7s
82
период
5
6
Z
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
элемент
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
n=1
1s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=2
2s
2p
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
3s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=3
3p
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
3d
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
83
4s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=4
4p
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
4d
1
2
3
4
5
7
8
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
4f
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
14
14
14
14
14
14
5s
1
2
2
2
1
1
2
1
1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=5
5p
0
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
5d
1
1
1
2
3
4
5
6
5f
6s
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=6
6p
6d
6f
n=7
7s
84
период
6
7
Z
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
элемент
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Ku
n=1
1s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=2
2s
2p
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
2
6
3s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=3
3p
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
3d
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
85
4s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=4
4p
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
4d
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
4f
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
14
5s
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=5
5p
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
5d
7
9
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
5f
2
3
4
5
7
7
8
10
11
12
13
14
14
14
6s
2
1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
n=6
6p
6d
6f
n=7
7s
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
1
2
1
1
1
1
1
1
1
2
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
86
элемент
символ
атомная
масса
K
39
рубидий
Rb
85,5
алюминий
Al
27
кальций
Ca
40
свинец
Pb
207
аргон
Ar
40
кислород
O
16
селен
Se
79
барий
Ba
137
кобальт
Co
59
сера
S
32
бериллий
Be
9
кремний
Si
28
серебро
Ag
108
бор
B
11
криптон
Kr
84
скандий
Sc
45
бром
Br
80
ксенон
Xe
131
стронций Sr
88
ванадий
V
51
лантан
La
139
сурьма
Sb
122
висмут
Bi
209
литий
Li
7
таллий
Tl
204
водород
H
1
магний
Mg
24
тантал
Ta
181
вольфрам
W
184
марганец
Mn
55
теллур
Te
128
галлий
Ga
70
медь
Cu
64
титан
Ti
48
гафний
Hf
No
96
углерод
C
12
гелий
He
4
мышьяк
As
75
уран
U
238
германий
Ge
73
натрий
Na
23
фосфор
P
31
железо
Fe
56
неон
Ne
20
фтор
F
19
золото
Au
197
никель
Ni
59
хлор
Cl
35,5
индий
In
115
ниобий
Nb
93
хром
Cr
52
Йод
I
127
олово
Sn
119
цезий
Cs
133
иттрий
Y
89
платина
Pt
195
цинк
Zn
65
кадмий
Cd
112
ртуть
Hg
201
цирконий Zr
91
178,5 молибден
атомная
масса
калий
символ
14
элемент
N
символ
азот
элемент
атомная
масса
П5. Значения атомных масс некоторых
химических элементов
87
П6. Растворимость солей и оснований в воде
F-
Cl-
Br-
I-
S2-
SO32-
SO42-
NO-
PO42-
CO32-
SiO32-
CH3COO-
NH 4
-
р
р
р
р
-
р
р
р
р
р
-
р
Na+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
K+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Mg2+
м
н
р
р
р
р
н
р
р
н
н
н
р
Ca2+
м
н
р
р
р
м
н
м
р
н
н
н
р
Ba2+
р
м
р
р
р
р
н
н
р
н
н
н
р
Al3+
н
м
р
р
р
-
-
р
р
н
-
н
м
Cr3+
н
н
р
р
р
-
-
р
р
н
-
н
р
Zn2+
н
м
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Mn2+
н
м
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Co2+
н
р
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Ni2+
н
р
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Fe2+
н
н
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Fe3+
н
н
р
р
р
-
-
р
р
н
н
н
р
Cd2+
н
р
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Hg2+
-
-
р
м
н
н
н
р
р
н
н
-
р
Cu2+
н
н
р
р
р
н
н
р
р
н
н
н
р
Ag+
-
р
н
н
н
н
н
м
р
н
н
н
р
Sn2+
н
р
р
р
р
н
-
р
-
н
-
-
р
Pb2+
н
н
м
м
н
н
н
н
р
н
н
н
р
катион
OH-
анионы
Примечание: р – растворимое вещество, м – малорастворимое вещество,
н – практически нерастворимое вещество, (-) - вещество не существует или разлагается водой
88
П7. Константы диссоциации Кд слабых электролитов при 250С
№
1.
2.
3.
4.
5.
электролит
азотистая кислота
аммония гидроксид
борная кислота (I ступень)
вода
кремниевая кислота
6.
муравьиная кислота
мышьяковая кислота
7.
8.
мышьяковистая кислота
9.
сернистая кислота
10. сероводородная кислота
11. угольная кислота
12. уксусная кислота
13. фосфорная ортокислота
14. фтористоводородная кислота
15. цианистоводородная кислота
16. щавелевая кислота
уравнение диссоциации
HNO2  H+ + NO2
NH4OH  NH4+ + OH
H3BO3  H+ + H2BO3
H2O  H+ + OH
H2SiO3  H+ + HSiO3
2HSiO3  H+ + HSiO3
HCOOH  H+ + HCOO
H3AsO4  H+ + H2AsO4
H2AsO4  H+ + HAsO4 2
HAsO4  H+ + AsO4 3
H3AsO3  H+ + H2AsO3
H2AsO3  H+ + H2AsO3 2
H2SO3  H+ + HSO3
HSO3  H+ + SO3 2
H2S  H+ + HS
HS  H+ + S 2
H2CO3  H+ + HCO3
HCO3  H+ + CO3 2
HC2H3O2  H+ + C2H3O2
H3PO4  H+ + H2PO4
H2PO4  H+ + HPO4 2
HPO4  H+ + PO4 3
HF  H+ + F
HCN  H+ + CN
H2C2O4  H+ +HC2O4
2HC2O4 -  H+ + C2O4
Кд
4,0*10-4
1,79*10-5
6,0*10-10
1,8*10-16
3,2*10-10
1,6*10-12
1,8*10-4
5,6*10-3
1,7*10-7
3,0*10-12
5,8*10-10
3,0*10-14
1,2*10-2
1,0*10-7
1,08*10-7
1,2*10-5
4,31*10-7
5,61*10-11
1,86*10-5
7,5*10-3
6,2*10-8
2,2*10-13
7,4*10-4
7,2*10-10
5,9*10-2
6,4*10-2
89
П8. Ряд стандартных электродных потенциалов
в водных растворах при 25 0С
электрод
окисленная
форма
восстановленная
форма
Li+
K+
Ba2+
Ca2+
Na+
Mg2+
Al3+
Mn2+
Zn2+
Cr3+
Fe2+
Cd2+
Co2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
H+
Cu2+
Hg2+
Ag+
Pt2+
Au3+
Li
K
Ba
Ca
Na
Mg
Al
Mn
Zn
Cr
Fe
Cd
Co
Ni
Sn
Pb
H2
Cu
2Hg
Ag
Pt
Au
реакция
Е0, В
Li+ + е-  Li
K + + е-  K
Ba2+ + 2е-  Ba
Ca2+ + 2е-  Ca
Na + +е-  Na i
Mg2+ + 2е-  Li
Al3++3е-  Al
Mn2+ + 2е-  Mn
Zn2+ + 2е-  Zn
Cr 3++3е-  Cr
Fe2+ + 2е-  Fe
Cd2+ + 2е-  Cd
Co2+ + 2е-  Co
Ni2+ + 2е-  Ni
Sn2+ + 2е-  Sn
Pb2+ + 2е-  Pb
H + + е-  ½H
Cu 2+ + 2е-  Cu
½Hg2+ + е-  Hg
K + + е-  K
Pt 2+ + 2е-  Pt
Au 3++3е-  Au
-3,05
-2,93
-2,91
-2,87
-2,71
-2,36
-1,66
-1,18
-0,76
-0,74
-0,44
-0,40
-0,28
-0,25
-0,14
-0,13
0
0,34
0,79
0,80
1,20
1,50
90
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение.............................................................................................3
Литература.........................................................................................4
Программа..........................................................................................4
Общие методические указания по подготовке,
выполнению и оформлению контрольной работы..................................6
Контрольные задания........................................................................8
1. Химический элемент, простое вещество,
сложное вещество, смесь...........................................................................9
2. Количественные меры вещества: атомная и молекулярная массы, моль, закон Авогадро. Мольный объём газа................12
3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквивалентная
масса. Эквивалентный объём..................................................................16
4. Вывод химических формул соединений.
Расчёты по химическим формулам и уравнениям................................21
5. Электронная структура атомов и периодическая
система химических элементов Д.И.Менделеева.................................25
6. Химическая связь, её типы и свойства......................................32
7. Закономерности протекания химических реакций..................38
8. Растворы и способы выражения их концентрации..................44
9. Растворы электролитов...............................................................50
10. Окислительно-восстановительные реакции...........................56
11. Электролиз…….........................................................................63
12. Коррозия.....................................................................................67
91
Приложения
П1. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева............74
П2. Электроотрицательность элементов.......................................76
П3. Атомные и ионные радиусы атомов.......................................78
П4. Электронные конфигурации атомов элементов....................80
П5. Значения атомных масс некоторых химических
элементов..................................................................................86
П6. Растворимость солей и оснований в воде..............................87
П7. Константы диссоциации Кд слабых
электролитов при 250С.............................................................88
П8. Ряд стандартных электродных потенциалов
в водных растворах при 25 0С................................................89
92
Учебное издание
Татьяна Николаевна Мартынова
ХИМИЯ
Программа, методические указания, решение типовых задач
и контрольные задания для студентов-заочников
факультета механизации сельского хозяйства
Гос. Лицензия № 070444 от 11.03.98 г.
Сдано в набор 01.02.2005. Подписано в печать 28.03.2005.
Формат 60х84 1/16. Печать офсетная. Бумага офсетная.
Усл. печ. л. 5,7. Уч.-изд. л. 5,8. Тираж 500 экз.
Федеральное государственное образовательное учреждение
Высшего профессионального образования
Иркутская государственная сельскохозяйственная академия
664038. Иркутская область, Иркутский район, пос. Молодёжный