Хомич В.А., Эмралиева С.А. Сборник задач по химии

Министерство образования и науки РФ
ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная
академия (СибАДИ)»
В.А.Хомич, С.А.Эмралиева
СБОРНИК ЗАДАЧ ПО ХИМИИ
Омск
СибАДИ
2011
1
УДК 546
ББК 24.1
С 91
Рецензенты: канд.хим.наук, доц. Л.Н.Котова (ОмГТУ);
канд.хим.наук, доц. В.Л.Штабнова (ОГИС)
Работа одобрена редакционно-издательским советом академии в качестве
сборника задач для студентов очной и заочной форм обучения.
Сборник задач по химии / В.А.Хомич, С.А.Эмралиева.  Омск: СибАДИ,
2011.  179 с.
Сборник задач для самостоятельной работы по углубленному изучению
химии для студентов направлений бакалавриата: 140400 – электроэнергетика и
электротехника, 141100 – энергетическое машиностроение, 151000 –
технологические машины и оборудование, 190100 – Наземные транспортнотехнологические
комплексы,
190600
–
Эксплуатация
транспортнотехнологических машин и комплексов, 190700 – Технология транспортных
процессов, 220700 – Автоматизация технологических процессов и производств.
Сборник задач содержит теоретический материал, разобранные примеры
решения типовых задач и условия задач, тестовые задания, а также необходимые
справочные таблицы. Условия задач могут быть использованы в качестве
заданий для выполнения контрольной работы студентами заочной формы
обучения.
Табл. 11. Библиогр.: 6 назв.
 ГОУ «СибАДИ», 2011
2
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕ………………………………………………………………………
ДЕДАКТИЧЕСКАЯ ЕДИНИЦА 1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ………………………………………………………………………….
1. Моль. Эквивалент. Закон эквивалентов………………………………….
2. Строение атома и периодическая система элементов……..…………….
3. Классы неорганических соединений……………………………………..
4. Способы выражения состава растворов………………………………….
5. Окислительно-восстановительные реакции……………………………..
5
5
14
34
47
59
ДЕДАКТИЧЕСКАЯ ЕДИНИЦА 2. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ……………
6. Основы химической термодинамики. Термохимия……………………..
7. Основы химической термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса…….
8. Химическая кинетика и равновесие…………………………………......
9. Общие свойства растворов………………………………………………..
10. Электрохимические процессы. Гальванические элементы……………
11. Электрохимические процессы. Коррозия металлов……………….......
12. Электрохимические процессы. Электролиз…………………………….
72
72
84
96
114
126
137
150
Библиографический список…………………………………………………
ПРИЛОЖЕНИЕ 1. Значения некоторых фундаментальных постоянных….
ПРИЛОЖЕНИЕ 2. Принятые сокращения и величины…………………...
ПРИЛОЖЕНИЕ 3. Периодическая таблица Менделеева…………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ 4. Потенциал ионизации атомов, сродство атомов к
электрону и электроотрицательность элементов …………………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ 5. Таблица кислот………………………………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ 6. Таблица растворимости………………………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ 7. Термодинамические константы некоторых веществ….
ПРИЛОЖЕНИЕ 8. Стандартные электродные потенциалы φ0 некоторых
металлов (ряд напряжений)…………………………………………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ 9. Варианты контрольных заданий ………………………
167
167
168
170
3
4
171
172
174
175
177
178
ВВЕДЕНИЕ
Дисциплина «Химия» преподается студентам на лекциях, а также
лабораторных занятиях, так как химия является экспериментальной
наукой. С введением контроля знаний студентов путем тестирования,
навыков в практическом применении теоретических химических
знаний, получаемых на лабораторных работах, становится явно
недостаточно. Для овладения алгоритмами решения задач и
выполнения тестовых заданий необходима самостоятельная работа
студентов, для которой и предназначен данный сборник.
Сборник задач включает материал двух основных дедактических
единиц (ДЕ):
Первая ДЕ «Общая и неорганическая химия» включает 5 тем:
1. Моль. Эквивалент. Закон эквивалентов.
2. Строение атома и периодическая система элементов.
3. Классы неорганических соединений.
4. Способы выражения состава растворов.
5. Окислительно-восстановительные реакции.
Вторая ДЕ «Физическая химия» включает 7 тем:
6. Основы химической термодинамики. Термохимия.
7. Основы химической термодинамики. Энтропия. Энергия
Гиббса.
8. Химическая кинетика и химическое равновесие.
9. Общие свойства растворов.
10. Электрохимические процессы. Гальванические элементы.
11. Электрохимические процессы. Коррозия металлов.
12. Электрохимические процессы. Электролиз.
Таким образом, материал сборника охватывает 12 тем. В
приложениях сборника даются таблицы со справочными физикохимическими данными, необходимыми для выполнения заданий.
По каждой теме курса химии, при подготовке к лабораторной
работе, студент, после прочтения лекции, должен ознакомиться с
теоретическим материалом этого сборника, рассмотреть примеры
решения типовых задач, прорешать задачи и выполнить тесты.
Условия задач могут быть использованы в качестве заданий для
выполнения контрольной работы студентами заочной формы
обучения. Для этого в приложении 1 (табл. П1) приведены номера
задач, соответствующие каждому варианту. Всего вариантов – 30,
количество задач в каждом варианте – 12.
4
ДЕДАКТИЧЕСКАЯ ЕДИНИЦА 1
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
1. Моль. Эквивалент. Закон эквивалентов
Основной единицей количества вещества по Международной
системе является моль. Моль - это количество вещества, содержащее
столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг
изотопа углерода 126С. Структурными единицами могут быть атомы,
молекулы, ионы, электроны и другие частицы вещества. Моль – это
количество вещества, в котором содержится число частиц, равное
постоянной Авогадро (6,02·1023 моль-1). Масса моля вещества М
выражается в г/моль. Молярная масса вещества в граммах численно
равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной
в атомных единицах массы (а.е.м.).
Кроме «моля» в химии применяют такое понятие, как
«эквивалент». В некоторых химических реакциях условно принимает
участие не целое количество молей структурных единиц, а лишь часть
единицы, называемая эквивалентом. Эквивалент – это реальная или
условная часть вещества, которая может замещать, присоединять,
высвобождать один ион водорода в обменных реакциях или один
электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Эквивалент –
безразмерная величина.
Эквивалент элемента – это такое количество вещества, которое
соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество
атомов водорода в химических реакциях. Масса эквивалента элемента
называется молярной массой эквивалента mЭ. Количество
эквивалентов nЭ выражается в молях, а молярная масса одного
эквивалента – в г/моль.
Для решения практических задач в химии молярные массы
эквивалентов mЭ рассчитываются по следующим формулам:
mЭ = М/В,
где В – валентность.
Если молекула простого вещества состоит из n атомов, то
mЭ = M/nаB.
5
mЭ(кислоты) = M(кислоты)/D,
где
D – основность кислоты (количество ионов водорода);
mЭ(основания) = M(основания)/D,
где
D – кислотность основания (количество гидроксильных групп);
mЭ(соли) = M(соли)/nа·B,
где
nа - число атомов металла; В – валентность металла;
mЭ(оксида) = M(оксида)/nа·B,
где
nа - число атомов элемента, В – валентность элемента.
Согласно закону эквивалентов массы (объемы для газов)
реагирующих друг с другом веществ m1(V1) и m2(V2)
пропорциональны молярным массам их эквивалентов mЭ1 и mЭ2
(молярным объемам их эквивалентов VЭ1 и VЭ2).
Объем, занимаемый при данных условиях молярной массой или
молярной массой эквивалентов газообразного вещества, называется
молярным или, соответственно, молярным объемом эквивалентов
этого вещества. Молярный объем любого газа при н.у. VМ = 22,4
дм3·моль-1. Отсюда молярный объем эквивалентов водорода VЭ(Н2),
молекула которого состоит из двух атомов, равен 22,4/2 = 11,2
дм3·моль-1.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Выразите в молях: а) 6,02·1021 молекул СО2; б)
1,2·1024 атомов кислорода; в) 2,0·1023 молекул воды. Определите
молярную массу указанных веществ.
6
Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится
число частиц любого определенного вида, равное постоянной
Авогадро (табл. П.3). Отсюда: а) 0,01 моль; б) 2 моль; в) 1/3 моль.
Так как молекулярные массы СО2 и Н2О и атомная масса
кислорода соответственно равны 44, 18, 16 а.е.м., то их молярные
массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.
Пример 2. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного
металла требуется 2,24 дм3 водорода (н.у.) Вычислите молярную
массу эквивалентов оксида металла и металла. Чему равна молярная
масса металла?
Решение. Согласно закону эквивалентов
Из последнего уравнения находим молярную массу эквивалентов
оксида металла
:
Молярная масса эквивалентов химического соединения равна
сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
Отсюда
mЭ(Ме) = mЭ(МеО) – mЭ(О) =35,45 – 8 = 27,45 г/моль.
Молярная масса металла определяется из соотношения mЭ =M/В.
Отсюда М = 27,45 · 2 = 54,9 г/моль.
Пример 3. Вычислите молярные массы эквивалентов H2SО4 и
Аl(ОН)3 в реакциях, выраженных уравнениями:
H2SО4 + KOH = KHSО4 + H2О;
(1)
Н2SО4 + Мg = МgSO4 + Н2;
(2)
Аl(ОН)3 + 2НСl = Аl(ОН)Сl2 + 2 H2О;
(3)
Аl(ОН)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O.
(4)
Решение. Молярная масса эквивалента сложного вещества, так же
как и молярная масса эквивалента элемента, может иметь различные
7
значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это
вещество. Молярная масса эквивалента кислоты (основания) равна
молекулярной массе М, деленной на число атомов водорода,
замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в
реакцию гидроксильных групп). Следовательно, молярная масса
эквивалента Н2SО4 в реакции (1) равна MH2SO4, а в реакции (2) –
MH2SO4/2. Молярная масса эквивалента Аl(ОН)3 в реакции (3) равна
MАl(ОН)3 а в реакции (4) – MАl(ОН)3/3.
Задачу можно решить и другим способом.
Так как Н2SО4 взаимодействует с одним эквивалентом КОН и
двумя эквивалентами магния, то ее молярная масса эквивалента
равна в реакции (1) М/1 и в реакции (2) – М/2.
Аl(ОН)3 взаимодействует с одним эквивалентом НС1 и тремя
эквивалентами НNО3, поэтому его молярная масса эквивалента в
реакции (3) равна М/1, в реакции (4) – М/3. Следовательно,
молярные массы эквивалентов
mЭ [H2SО4] = 98/1 = 98 г/моль;
mЭ [H2SО4] = 98/2 = 49 г/моль;
mЭ [Аl(ОН)3] = 78/2 = 39 г/моль;
mЭ [Аl(ОН)3] = 78/3 = 26 г/моль.
(1)
(2)
(3)
(4)
Пример 4. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,6 г его
гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалентов металла.
Решение. Аналогично примеру 2, записываем соотношение
Отсюда
mЭ(Ме) = 15 г/моль.
Пример 5. В какой массе Са(ОН)2 содержится такое же
количество эквивалентов вещества, сколько в 312 г А1(ОН)3?
Решение. mЭ[А1(ОН)3] = М/Z = 78/3 г/моль. Следовательно,
количество эквивалентов вещества А1(ОН)3
nЭ[А1(ОН)3] = m[А1(ОН)3]/mЭ[А1(ОН)3] = 312/26 = 12 моль;
mЭ[Са(ОН)2] = 74/2 = 37 г/моль.
Отсюда
m[Са(ОН)2] = mЭ[Са(ОН)2] · nЭ = 37 · 12 = 444 г.
8
Пример 6. Вычислите абсолютную массу молекулы серной
кислоты в граммах.
Решение. Моль любого вещества содержит постоянную Авогадро
NА структурных единиц (в нашем примере молекул) (табл. П.1).
MH2SО4 = 98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы
98/(6,02·1023) = 1,63·1022 г.
Пример 7. Вычислите массу металла, молярная масса
эквивалента которого 12,16 г/моль взаимодействует с 310 см3
кислорода, измеренного при н.у.?
Решение. Молярная масса О2 (32 г/моль) при н.у. занимает объем
22,4 дм3, а объем молярной массы эквивалента кислорода (8 г/моль)
равен
22,4
 5,6 дм3.
4
По закону эквивалентов,
откуда
mMe 
12,16  310
 0,673 г.
5600
Задачи для самостоятельного решения
1-1. Определите, в какой массе NaOH содержится такое же
количество вещества эквивалентов, сколько в 140 г КОН?
Ответ: 100 г.
1-2. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата.
Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
Ответ: 32,5 г/моль.
1-3. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата.
Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
Ответ: 9 г/моль.
9
1-4. Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 %
кислорода. Вычислите молярную массу эквивалентов и молярную
массу этого элемента.
Ответ: 17,3 г/моль; 52 г/моль.
1-5. Чему равен при н.у. объем эквивалентов водорода?
Вычислите молярную массу эквивалентов металла, если на
восстановление 1,017 г его оксида израсходовано 0,28 дм 3 водорода
(н.у.).
Ответ: 11,2 дм3; 32,68 г/моль.
1-6. Выразите в молях: а) 6,02·1022 молекул С2Н2; б) 1,8·1024
атомов азота; в) 3,01·1023 молекул NH3. Какова молярная масса
указанных веществ?
1-7. Вычислите молярную массу эквивалентов Н3РО4 в реакциях
образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.
1-8. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г
металла. Вычислите молярную массу эквивалентов металла и его
оксида. Чему равна молярная масса этого металла?
Ответ: 23 г/моль; 31 г/моль; 23 г/моль.
1-9. На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 дм3
кислорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалентов металла и
его молярную массу.
Ответ: 12,17 г/моль; 24,34 г/моль.
1-10. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида.
Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
Ответ: 103,6 г/моль.
1-11. Напишите уравнения реакций Fe(OH)3 с хлороводородной
(соляной) кислотой, при которых образуются следующие соединения
железа: а) хлорид дигидроксожелеза; б) дихлорид гидроксожелеза; в)
трихлорид железа. Вычислите молярные массы эквивалентов Fe(OH)3
в каждой реакции.
1-12. Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а)
дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите
уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их молярные
массы эквивалентов.
1-13. В какой массе Сr(ОН)3 содержится такое же количество
вещества эквивалентов, сколько в 174,96 г Mg(OH)2?
Ответ: 206 г.
1-14.
Избытком
хлорводородной
(соляной)
кислоты
подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида
10
гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с НСl
и определите их молярные массы эквивалентов.
1-15. При окислении 16,74 г двухвалентного металла
образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы
эквивалентов металла и его оксида. Чему равна молярная масса
металла?
Ответ: 27,9 г/моль; 35,9 г/моль; 55,8 г/моль.
1-16. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с
кислотой выделяется 4,03 дм3 водорода (н.у.). Вычислите молярную
массу эквивалентов и молярную массу металла.
Ответ: 9 г/моль; 27 г/моль.
1-17. Исходя из молярной массы углерода и воды определите
абсолютную массу атома углерода и молекулы воды.
Ответ: 2·10-23 г; 3·10-23 г.
1-18. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты
израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислите молярную массу
эквивалентов и основность Н3РO4 в этой реакции. На основании
расчета напишите уравнение реакции.
Ответ: 49 г/моль; 2.
1-19. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РO3
израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите молярную массу
эквивалентов и основность кислоты. На основании расчета напишите
уравнение реакции.
Ответ: 41 г/моль; 2.
1-20. Вычислите абсолютную массу молекулы СO2.
Ответ: 7,31·10-23 г.
1-21. В какой массе Н2O содержится 1024 молекул?
Ответ: 30 г.
1-22. Сопоставьте число молекул, содержащихся в 1 г Н2SO4, с
числом молекул, содержащихся в 1 г HNO3. В каком случае и во
сколько раз число молекул больше?
1-23. Масса 2,24 дм3 газа (н.у.) равна 2,8 г. Чему равна молярная
масса газа?
Ответ: 28 г/моль.
1-24. Молярная масса эквивалентов металла составляет 56 г/моль.
Вычислите процентное содержание металла в его кислородном
соединении.
Ответ: 87,5 %.
11
1-25. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида металла.
Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида.
Ответ: 9 г/моль; 17 г/моль.
1-26. При восстановлении водородом 10,17 г оксида
двухвалентного металла образовалось 2,25 г воды, молярная масса
эквивалента которой 9,00 г/моль. Вычислите молярные массы
эквивалентов оксида металла и металла, а также молярную массу
металла.
Ответ: 42,8 г/моль; 34,8 г/моль; 69,7 г/моль.
1-27. Молярная масса эквивалента трехвалентного металла
равна 9 г/моль. Вычислите молярную массу металла, молярную
массу эквивалента его оксида.
Ответ: 27 г/моль; 17 г/моль.
1-28. Один оксид марганца содержит 22,56 % кислорода, а
другой – 50,50 %. Вычислите молярные массы эквивалентов
марганца в этих оксидах и составьте их формулы.
Ответ: 27,46 г/моль; 7,84 г/моль.
1-29. При сгорании серы в кислороде образовалось 12,8 г SO2.
Сколько эквивалентов кислорода требуется на эту реакцию?
Вычислите молярные массы эквивалентов серы и ее оксида.
Ответ: 8 г/моль; 16 г/моль.
1-30. При восстановлении 1,2 г оксида металла водородом
образовалось 0,27 г воды, молярная масса эквивалента которой
равна 9,00 г/моль. Вычислите молярные массы эквивалентов оксида
металла и металла.
Ответ: 40 г/моль; 32 г/моль.
Тестовые задания
Т1-1. Определите химически неделимые частицы:
а) молекула воды;
б) атом кислорода;
в) ядро атома гелия;
г) молекула аммиака.
Т1-2. Массовая доля водорода меньше всего в веществе, формула
которого
а) CH4;
б) H2CO3 ;
в) C2H2;
12
г) C2H6.
Т1-3. В 0,5 моль силиката натрия Na2SiO3 масса натрия равна
а) 23 г;
б) 46 г;
в) 4,6 г;
г) 61 г.
Т1-4. Количество (моль) катионов и анионов, образующихся при
полной диссоциации 1 моль фосфата натрия, соответственно равно
а) 1 и 3;
б) 1 и 4;
в) 4 и 1;
г) 3 и 1.
Т1-5. Массе гидроксида алюминия (III), равной 19,5 г, соответствует
количество вещества
а) 0,5 моль;
б) 0,1 моль;
в) 0,25 моль;
г) 0,3 моль.
Т1-6. Количество (моль) катионов и анионов, образующихся при
полной диссоциации 1 моль нитрата алюминия, соответственно
равно
а) 3 и 1;
б) 1 и 3;
в) 2 и 3;
г) 3 и 2.
Т1-7. При разложении 20 г карбоната кальция образуется оксид
кальция с количеством вещества
а) 0,5 моль;
б) 0,2 моль;
в) 0,25 моль;
г) 1,5 моль.
Т1-8. При окислении 54 г алюминия образовался оксид алюминия с
количеством вещества
а) 1 моль;
б) 0,75 моль;
в) 0,5 моль;
г) 0,25 моль.
Т1-9. Наибольшее число молекул содержится при стандартных
условиях в 1 дм3
13
а) воды;
б) сероводорода;
в) водорода;
г) кислорода.
Т1-10. На основании химической формулы можно определить
а) массовые доли элементов в соединении;
б) молярную массу вещества;
в) массовую долю раствора;
г) изотопный состав вещества.
2. Строение атома и периодическая система элементов
Между положением элемента в периодической системе и
строением атома этого элемента существует взаимно-однозначное
соответствие, т.е. координаты элемента в периодической системе
определяют строение атома, и наоборот, по строению атома можно
определить его положение в периодической системе.
Для каждого элемента в периодической системе существует пять
характеристик: порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода,
номер группы и подгруппа (главная или побочная). С точки зрения
строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре.
Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов,
нейтронов и электронов. Учитывая, что масса электрона мала по
сравнению с массой протона и нейтрона, округлённо можно
определять атомную массу как сумму масс протонов и нейтронов.
Отсюда легко найти число нейтронов в ядре как разность атомной
массы и числа протонов: А – Z. Атом электронейтрален, поэтому
число электронов в электронной оболочке равно числу протонов в
ядре, т.е. порядковому номеру элемента Z.
Номер периода показывает число энергетических электронных
уровней в атоме. Номер группы показывает общее число «валентных»
электронов, т.е. электронов, которые могут принимать участие в
образовании химических связей. Положение элемента в подгруппе
(главной или побочной) определяется распределением «валентных»
электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его
валентные электроны находятся на последнем энергетическом
электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если
элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные
14
валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом
уровне.
Существует форма записи энергетических состояний электронов
в атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное
квантовое число n обозначается цифрой (1, 2, 3, 4,…), орбитальное l
– буквой (s-, p-, d-, f-), а число электронов на каждом подуровне
показывается индексом вверху. Например, электронная формула
атома азота: 1s22s22p3 Электронную формулу изображают как
распределение электронов по энергетическим ячейкам или атомным
орбиталям.
Атомной
орбиталью
называется
совокупность
энергетических
состояний
электронов,
характеризующихся
определённым набором трёх квантовых чисел: главного,
орбитального и магнитного: n, l, ml. Атомная орбиталь или квантовая
ячейка обозначается в виде прямоугольника, а электроны в этих
ячейках обозначаются стрелками. В каждой квантовой ячейке может
быть не более двух электронов с противоположными спинами:

Согласно правилу Хунда, орбитали данного подуровня
заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а
затем по второму электрону с противоположными спинами.
Например, для атома азота электронно-графическая формула
имеет вид
↓↑
↓↑
↓
2s
↓
↓
2p
1s
Основным или нормальным состоянием атома называется
состояние, отвечающее минимальному запасу энергии, т.е. электроны
занимают энергетические состояния с меньшей энергией. При затрате
энергии (например, при воздействии светового излучения) электроны
могут переходить в пределах одного энергетического уровня на более
высокий энергетический подуровень. Атом переходит в
«возбуждённое» состояние. Например, для атома бериллия Be:
15
Основное
состояние
Возбуждённое состояние
1s2 2s1 2p1
1s2 2s2

↓↑
↓↑
2s
↓
↓↑
2p
1s
2s
↓
2p
1s
В основе последовательности заполнения многоэлектронного
атома лежит принцип наименьшей энергии, согласно которому в
первую очередь заполняются орбитали с минимальным уровнем
энергии. Реализация этого принципа осуществляется на основе
правил Клечковского, согласно первому правилу, атомные орбитали
заполняются электронами в порядке увеличения суммы (n + l);
согласно второму – при равенстве суммы (n + l) для различных
энергетических уровней в первую очередь заполняются орбитали,
имеющие меньшее значение главного квантового числа n.
Приложение этих правил к многоэлектронному атому приводит к
следующей последовательности заполнения его энергетических
уровней и подуровней:
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→(5d1)→4f→
5d→6p→7s→ (6d3-2)→5f→6d→7p.
Номер группы для элементов главных подгрупп указывает на
число электронов на внешнем энергетическом уровне и на высшую
положительную степень окисления. Для элементов побочных
подгрупп номер группы указывает только на высшую положительную
степень окисления, число же электронов на внешнем энергетическом
уровне может быть 1 или 2. Все элементы в периодической системе
делятся на электронные семейства: s - элементы; p - элементы; d элементы; f - элементы.
Например, электронные формулы для элементов № 35 (Br) и
№ 73 (Та) имеют следующий вид:
35Br
- 1s22s22p63s2 3p64s23d104p5;
16
73Ta
- 1s22s22p63s2 3p64s23d104p65s24d105p66s24f145d3.
Графические схемы для указанных элементов имеет следующий
вид:
35Br
s
p
n=4 ↑↓ ↑↓
↑↓
n=3 ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓
n=2 ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓
↑
d
↑↓
↑↓ ↑↓
↑↓
↑↓
n=1 ↑↓
73Ta
s
n=6 ↑↓
p
n=5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
↑
↑
↑
f
n=4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
n=3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
n=2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
n=1 ↑↓
Бром находится в VII группе, главной подгруппе (VIIА), поэтому
все валентные электроны у него находятся на внешнем
энергетическом уровне. Следовательно, Br – неметалл, оксид брома
(VII) Br2O7 проявляет свойства кислотного оксида, соответствующий
ему гидроксид – бромная кислота HBrO4, соль – пербромат натрия
NaBrO4. Так как на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, то,
приобретая один электрон, бром имеет низкую степень окисления –1.
Соединения, соответствующие Br-: HBr, KBr.
17
Тантал – d-элемент, поэтому он может проявлять переменную
степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов,
причем характер их зависит от степени окисления. Для тантала
наиболее типичны соединения, в которых их степень окисления равна
+5. Оксид тантала (V) проявляет свойства кислотного оксида, его
формула Та2О5, соответствующий ему гидроксид – танталовая
кислота НТаО3, соль – КТаО3. Низшая степень окисления для тантала
+2. Оксид и гидроксид тантала (II) проявляют основные свойства.
Соединения, соответствующие Та2+: ТаО, Та(ОН)2, Та(NO3)2.
Таким образом, строение внешних электронных уровней
определяет формы и свойства его соединений. Еще один пример: для
атома № 22. Титан имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p64s23d2,
это d-элемент. Он обладает всего четырьмя валентными электронами,
поэтому его высшая степень окисления +4. Оксид, отвечающий этой
степени окисления, – TiO2, имеет амфотерный характер (с
преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий ему
гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH)4 или H2TiO3,
соответственно он образует соли при взаимодействии как с
кислотами, так и со щелочами:
Ti(OH)4 + 2Н2SO4  Ti (SO4)2 + 4H2O;
H2TiO3 + 2NaOH  Na2TiO3 + 2H2O;
Ti(OH)4 + 2НCl  Ti Сl2 + 4H2O;
H2TiO3 + K2O  K2TiO3 + H2O.
Низшая степень окисления Ti (как у большинства d-элементов)
+2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)2 образует
соли только с кислотами, например, TiSO4 или TiCl2.
Свойства элементов, определяемые строением внешних
электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и
группам периодической системы. При этом сходство электронных
структур порождает сходство свойств элементов-аналогов, но не
тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного
элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое
повторение свойств, а их закономерное изменение. В частности,
химическое поведение атомов элементов проявляется в их
способности терять и приобретать электроны, т.е. в их способности к
окислению и восстановлению.
18
Количественной мерой способности атома терять электроны
является энергия ионизации I, а мерой способности их приобретать –
энергия сродства к электрону Е. Характер изменения этих величин
при переходе от одного периода к другому повторяется, причем в
основе этих изменений лежит изменение электронной конфигурации
атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам
инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и
повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В
то же время наименьшими значениями энергии ионизации обладают
s-элементы первой группы (Li, Na, K, Rb, Cs).
Электроотрицательность  является мерой способности атома
данного элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с
атомами других элементов в соединении. Согласно одному из
определений, электроотрицательность атома может быть выражена
как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону.
В
периодах
наблюдается
общая
тенденция
роста
электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение.
Наименьшими значениями электроотрицательности обладают
s-элементы I группы, а наибольшими – р-элементы VII группы.
Электроотрицательность одного и того же элемента может
меняться в зависимости от валентного состояния, гибридизации,
степени окисления и пр. Электроотрицательность существенно влияет
на характер изменения свойств соединений элементов. Так, например,
серная кислота проявляет более сильные кислотные свойства, чем ее
химический аналог – селеновая кислота, поскольку в последней
центральный атом селена из-за меньшей по сравнению с атомом серы
электроотрицательности не так сильно поляризует связи Н–О в
кислоте, что и означает ослабление кислотности. Графическая
формула селеновой кислоты имеет вид
Н–О
O
Se
Н–О
O
Другой пример: гидроксид хрома (II) и гидроксид хрома (VI).
Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 проявляет основные свойства в отличие
от гидроксида хрома (VI) хромовой кислоты Н2CrO4, поскольку
степень окисления хрома +2 обусловливает слабость кулоновского
взаимодействия Cr2+ с гидроксид-ионом и легкость отщепления этого
19
иона, т.е. проявление основных свойств. В то же время высокая
степень окисления хрома +6 в гидроксиде хрома (VI) обусловливает
сильное кулоновское притяжение между гидроксид-ионом и
центральным атомом хрома и невозможность диссоциации по связи
Cr+6 – OH. С другой стороны, высокая степень окисления хрома в
гидроксиде хрома (VI) усиливает его способность притягивать
электроны, т.е. электроотрицательность, что обусловливает высокую
степень поляризации связей Н–О в этом соединении, являясь
предпосылкой увеличения кислотности. Графическая формула
хромовой кислоты имеет вид
Н–О
+6
O
Cr
Н–О
O
Следующей важной характеристикой атомов является их радиус.
В периодах радиусы атомов металлов с ростом порядкового номера
элемента уменьшаются, т.к. с ростом порядкового номера элемента в
пределах периода возрастает заряд ядра, а, следовательно, и
уравновешивающий его общий заряд электронов; как следствие,
возрастает и кулоновское притяжение электронов, что приводит в
конечном счете к уменьшению расстояния между ними и ядром.
Наиболее рельефно снижение радиуса наблюдается у элементов
малых периодов, у которых происходит заполнение электронами
внешнего энергетического уровня.
В больших периодах у d- и f-элементов наблюдается более
плавное снижение радиусов при увеличении заряда ядра атома. В
пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов, как правило,
увеличиваются сверху вниз, так как такое смещение означает переход
на более высокий энергетический уровень. Влияние радиусов ионов
элементов на свойства образуемых ими соединений можно
проиллюстрировать
на
примере
возрастания
кислотности
галогенводородных кислот в ряду: HI > HBr > HCl > HF.
В этих соединениях сила кулоновского притяжения зависит от
кулоновского радиуса, представляющего собой сумму радиусов ионов
галогена и водорода. Очевидно, что с ростом радиуса галогена сила
кулоновского притяжения снижается, что делает отщепление протона
более выгодным.
20
Определим изменение металлических свойств элементов в
главных и побочных подгруппах периодической системы с
увеличением заряда ядра атома элемента. Главные подгруппы в
группах периодической системы образуют s- и p-элементы, а
побочные – d-элементы.
В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома элемента
увеличивается радиус атома элемента, так как в этом направлении
возрастает число электронных слоев в атоме элемента. Поэтому в
главной подгруппе сверху вниз нарастают металлические
(восстановительные) свойства элементов.
В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко
второму происходит увеличение радиуса атома элемента, а при
переходе от второго элемента к третьему даже некоторое
уменьшение. Это объясняется f-лантаноидным сжатием. Поэтому в
побочных подгруппах с увеличением заряда ядра уменьшаются
металлические свойства (за исключением побочной подгруппы
третьей группы). Поэтому в пределах одной группы свойства
элементов главной и побочных подгрупп различны. Различия в
свойствах элементов главных и побочных подгрупп значительны для
первой группы, затем оно ослабевает. Так, элементы главной и
побочной подгрупп третьей группы сравнительно близки по
свойствам. Затем это различие в свойствах вновь усиливается и
делается очень существенным в седьмой группе, где элементы
подгруппы марганца сильно отличаются от галогенов.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Атомы элементов имеют следующее строение
наружного и предпоследнего электронных слоев:
а) 2s22p63s23p1;
б) 3s23p63d34s2;
в) 4s24p64d105s0.
Определите эти элементы.
Решение. В случае а) имеем дело с незаполненным р-подуровнем
3-го энергетического уровня, причем этот подуровень содержит один
электрон и соответствует первому р-элементу 3-го энергетического
уровня. Это 13Al. Его полная электронная формула 1s22s22p63s23p1.
21
Случай б) соответствует незаполненному d-подуровню 3-го
энергетического уровня. Поскольку наружный слой содержит
максимальное число s-электронов (4s2), то с учетом 3-х электронов на
незаполненном 3d-подуровне это соответствует 3-му по счету
d-элементу 4-го периода, то есть 23V. Его полная электронная
формула 1s22s22p63s23p63d34s2.
Случай в) соответствует полностью заполненному 4d-подуровню
(10 электронов), однако внешний 5s-подуровень пуст. Это означает,
что произошел провал 2-х электронов с 5s- на 4d-подуровень, что
соответствует восьмому по счету d-элементу (10 – 2 = 8) в пятом
периоде. Этот элемент 46Pd. Его полная электронная формула:
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s0.
Пример 2. Определите силы кислот в ряду HOCl → HOBr →
HOI, а также изменение окислительных свойств этих кислот.
Решение. Свойством, определяющим силу кислот указанного
ряда, является электроотрицательность атомов галогенов. Чем больше
электроотрицательность галогена, тем в большей степени
стабилизирован анион кислоты (О–Hal)– и поляризация связи Н–О,
отвечающая за отдачу протона, т.е. кислотные свойства. Поскольку
электроотрицательность атомов галогенов уменьшается в ряду Cl > Br
> I (табл. П.3), то кислотность кислот изменяется аналогично: HOCl >
HOBr > HOI. В основе окислительных свойств H(OHal) лежит также
электроотрицательность, поскольку акту принятия электронов
способствует способность атома притягивать электроны. Поэтому
окислительные свойства этих кислот также уменьшаются в ряду
HOCl > HOBr > HOI.
Пример 3. Определите изменение основных свойств и
растворимости в воде гидроксидов щелочных металлов в ряду LiOH
→ CsOH.
Решение. Основность гидроксидов – способность их к
отщеплению гидроксид-аниона. Чем прочнее этот анион связан с
катионом металла, тем меньшую основность проявляет гидроксид.
Поскольку в ряду LiOH → CsOH радиус катиона увеличивается,
расстояние между центрами зарядов катиона металла и гидроксиданиона (кулоновский радиус) также увеличивается. Это приводит к
ослаблению сил кулоновского притяжения между разноименно
22
заряженными частицами и увеличению способности гидроксида к
отщеплению. Поэтому в ряду LiOH → CsOH основность возрастает.
В то же время с увеличением кулоновского радиуса возрастает
степень поляризации ионной пары «катион металла – гидроксиданион», а следовательно, способность этой пары к гидратации и
последующей диссоциации. Это приводит к увеличению
растворимости гидроксидов в ряду LiOH → CsOH.
Задачи для самостоятельного решения
2-1. Структура валентного электронного слоя атомов некоторых
элементов выражается формулой: a) 5s25р4; б) 4s13d5. Определите
порядковый номер и название этих элементов. Охарактеризуйте
свойства их оксидов и гидроксидов. По значениям величин
потенциала ионизации и энергии сродства к электрону (табл. П.3)
охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства этих
элементов.
2-2. Напишите электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 15 и 41. Сколько неспаренных электронов у
атомов первого элемента и сколько свободных d-орбиталей у атомов
последнего элемента? По значениям величин потенциала ионизации и
энергии сродства к электрону (табл. П.3) определите наиболее
активными металлическими или неметаллическими свойствами
обладают элементы.
2-3. Напишите электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 14 и 27. Чему равен максимальный спин рэлектронов у атомов первого и d-электронов у атомов второго
элемента? По значениям величин потенциала ионизации и энергии
сродства к электрону (табл. П.3) определите наиболее активными
металлическими или неметаллическими свойствами обладают
элементы.
2-4. Составьте электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит
провал одного 5s-электрона на 4d - подуровень. К какому электронному
семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их
атомов являются валентными? По значениям величин потенциала
23
ионизации (табл. П.3) определите элемент, который проявляет
наиболее активные металлические свойства.
2-5. Составьте электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 8 и 26. К какому электронному семейству
относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов
являются валентными? По значениям величин потенциала ионизации и
энергии сродства к электрону (табл. П.3) определите, который
элемент проявляет наиболее активные металлические, а какой –
неметаллические свойства.
2-6. Напишите электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 34 и 42, учитывая, что у второго происходит
«провал» одного 5s-электрона на 4d-подуровень. Чему равен
максимальный спин d-электронов у атомов второго и р-электронов у
атомов первого элемента? По значениям величин потенциала
ионизации и энергии сродства к электрону (табл. П.3) определите,
который элемент проявляет наиболее активные металлические, а
какой – неметаллические свойства.
2-7. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов
третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей
степени окисления. По значениям величин потенциала ионизации и
энергии сродства к электрону (табл. П.3) постройте элементы в ряды
по увеличению металлических и неметаллических свойств. Напишите
уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер гидроксида
алюминия.
2-8. Составьте формулы соединений алюминия с хлором, серой,
азотом и углеродом в низшей степени окисления. Назовите
соответствующие соединения. По значениям величин энергии
сродства к электрону (табл. П.3) постройте элементы в ряд по
увеличению их неметаллических свойств.
2-9. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор,
сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с
данными элементами в этой их степени окисления. Как называются
соответствующие соединения? По значениям величин энергии
сродства к электрону (табл. П.3) постройте элементы в ряд по
увеличению их неметаллических свойств.
2-10. Исходя из положения германия, цезия и технеция в
периодической системе составьте формулы следующих соединений:
мета- и ортогерманиевой кислот, дигидрофосфата цезия и оксида
технеция, отвечающего их высшей степени окисления. Изобразите
24
графически формулы этих соединений. По значениям величин
потенциала ионизации (табл. П.3) постройте элементы в ряды по
увеличению их металлических свойств.
2-11. Исходя из положения германия, молибдена и рения в
периодической системе составьте формулы следующих соединений:
водородного соединения германия, рениевой кислоты и оксида
молибдена, отвечающего их высшей степени окисления. Изобразите
графически формулы этих соединений. По значениям величин
потенциала ионизации (табл. П.3) постройте элементы в ряды по
увеличению их металлических свойств.
2-12. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или
мышьяк – обладает более выраженными металлическими
свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное
соединение с водородом? Ответ мотивируйте исходя из строения
атомов данных элементов.
2-13. Какие элементы образуют газообразные соединения с
водородом? В каких группах периодической системы находятся эти
элементы? Составьте формулы водородных и кислородных
соединений хлора, теллура и сурьмы, отвечающих их низшей и
высшей степеням окисления. По значениям величин энергии
сродства к электрону (табл. П.3) постройте элементы в ряд по
увеличению их неметаллических свойств.
2-14. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов Сr и Se. Определите, у какого элемента сильнее
выражены металлические свойства. Какой из этих элементов
образует газообразное соединение с водородом?
2-15. У какого из р-элементов пятой группы периодической
системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены
неметаллические свойства? Какой из водородных соединений
данных элементов является более сильным восстановителем? Ответ
мотивируйте строением атома этих элементов и значениями энергий
сродства к электрону (табл. П.3).
2-16. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов Ва, Мg, Са, Fе, Сd и Sr. По значениям величин
потенциала ионизации (табл. П.3) постройте элементы в ряды по
увеличению их металлических свойств. Исходя из положения
металла в периодической системе определите, какой из двух
гидроксидов более сильное основание: Ва(ОН)2 или Мg(ОН)2; Са(ОН)2
или Fе(ОН)2; Сd(ОН)2 или Sr(ОН)2. Ответ мотивируйте.
25
2-17. Определите, почему марганец проявляет металлические
свойства, а хлор – неметаллические. Напишите электронные и
электронно-графические формулы атомов этих элементов. Ответ
мотивируйте строением их атомов. Напишите формулы оксидов и
гидроксидов хлора и марганца.
2-18. Какую низшую и высшую степень окисления проявляют
кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы
соединений данных элементов, отвечающих этим степеням
окисления. По значениям величин энергии сродства к электрону
(табл. П.3) постройте элементы в ряд по увеличению их
неметаллических свойств.
2-19. К какому семейству относятся элементы, в атомах
которых последний электрон поступает на 4f - и на 5f - орбитали?
Приведите примеры соответствующих элементов. Напишите
электронные и электронно-графические формулы их атомов,
укажите валентные электроны.
2-20. На основании современной формулировки периодического
закона объясните, почему в периодической системе элементов
аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед
калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую
атомную массу? Напишите электронные и электронно-графические
формулы этих атомов, укажите валентные электроны. По значениям
величин потенциала ионизации и энергии сродства к электрону (табл.
П.3) постройте данные элементы в ряды по увеличению их
металлических и неметаллических свойств.
2-21. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов углерода, фосфора, серы и йода. Укажите
валентные электроны, а также электронное семейство каждого
элемента. Определите низшую и высшую степени окисления,
которые они проявляют. Составьте формулы и назовите
соединения данных элементов, отвечающих этим степеням
окисления. По значениям величин энергии сродства к электрону
(табл. П.3) постройте элементы в ряд по увеличению их
неметаллических свойств.
2-22. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов германия, ванадия, марганца и ксенона. Укажите
валентные электроны, а также электронное семейство каждого
элемента. Определите высшую степень окисления, которую они
проявляют. Составьте формулы оксидов данных элементов,
26
отвечающих этой степени окисления. По значениям величин
потенциала ионизации и энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте данные элементы в ряды по увеличению их металлических
и неметаллических свойств.
2-23. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов углерода, мышьяка и марганца. Укажите
валентные электроны, а также электронное семейство каждого
элемента. Определите высшую и низшую степени окисления,
которые они могут проявлять. Составьте формулы и назовите
соединения данных элементов, отвечающих этим степеням
окисления. По значениям величин потенциала ионизации и энергии
сродства к электрону (табл. П.3) постройте данные элементы в ряды
по увеличению их металлических и неметаллических свойств.
2-24. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов азота, серы и кислорода. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которую они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
2-25. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов хлора, фосфора, хрома. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. По
значениям величин потенциала ионизации и энергии сродства к
электрону (табл. П.3) постройте данные элементы в ряды по
увеличению их металлических и неметаллических свойств.
2-26. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов мышьяка, селена, брома. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
27
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
2-27. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов фосфора, хрома, марганца. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. По
значениям величин потенциала ионизации и энергии сродства к
электрону (табл. П.3) постройте данные элементы в ряды по
увеличению их металлических и неметаллических свойств.
2-28. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов углерода, азота, йода. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
2-29. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов серы, хлора, мышьяка. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
2-30. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов кремния, мышьяка, селена. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
28
2-31. Напишите электронные и электронно-графические
формулы атомов кремния, теллура, брома. Укажите валентные
электроны, а также электронное семейство каждого элемента.
Определите высшую и низшую степени окисления, которые они
могут проявлять. Составьте формулы и назовите соединения
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. На
основании величин энергии сродства к электрону (табл. П.3)
постройте элементы в ряд по увеличению их неметаллических
свойств.
Тестовые задания
Т2-1. Число нейтронов в ядре атома
равно
а) 49;
б) 66;
в) 164;
г) 115.
Т2-2. Ядро атома состоит из
а) протонов и нейтронов;
б) нейтронов и электронов;
в) протонов и электронов;
г) протонов, электронов и нейтронов.
Т2-3. Нейтрон – это
а) положительно заряженная частица, имеющая массу, равную
массе протона;
б) нейтральная частица;
в) отрицательно заряженная частица;
г) положительная частица, имеющая массу, не равную массе
протона.
Т2-4. Число протонов в атоме
а) 64;
б) 35;
в) 93;
г) 29.
Т2-5. Количество электронов в атоме равно числу
а) протонов;
б) нейтронов;
в) уровней;
г) атомной массе.
29
Т2-6. Атомы С и Si имеют одинаковое число
а) нейтронов в ядре;
б) энергетических уровней;
в) электронов;
г) электронов на внешнем энергетическом уровне.
Т2-7. К s -элементам относится
а) Al;
б) Be;
в) C;
г) B.
Т2-8. Электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p64s2 имеет элемент
а) Ba;
б) Mg;
в) Ca;
г) Sr.
Т2-9. Число неспаренных электронов в атоме алюминия в основном
состоянии равно
а) 1;
б) 2;
в) 3;
г) 0.
Т2-10. Ядра атомов изотопов различаются числом
а) протонов;
б) протонов и нейтронов;
в) нейтронов;
г) протонов и электронов.
Т2-11. В главной подгруппе находится
а) Sc;
б) Hf;
в) As;
г) Tc.
Т2-12. Неметаллом является
а) Rb;
б) Kr;
в) In;
г) Sn.
Т2-13. Mеталлические свойства возрастают в ряду
а) Tl–In–Al;
б) Be–B–C;
30
в) Br–Cl–F;
г) Ge–Sn–Pb.
Т2-14. Легче всего отдает электроны атом
а) бария;
б) магния;
в) висмута;
г) фосфора.
Т2-15. Как изменяются свойства атомов элементов с увеличением
порядкового номера элемента в главных подгруппах?
а) металлические свойства уменьшаются, а неметаллические
увеличиваются;
б) металлические и неметаллические свойства увеличиваются;
в) металлические и неметаллические свойства уменьшаются;
г) металлические свойства увеличиваются, а неметаллические
уменьшаются.
Т2-16. Верны ли следующие суждения о свойствах углерода?
А) Более электроотрицателен, чем бор.
Б) Менее электроотрицателен, чем кремний.
а) верно только А);
б) оба суждения неверны;
в) верно только Б);
г) верны оба суждения.
Т2-17. В ряду химических элементов Si → Р → S → Сl
металлические свойства
а) ослабевают;
б) не изменяются;
в) усиливаются;
г) изменяются периодически.
Т2-18. В ряду Li → Be → В → С электроотрицательность элементов
а) не изменяется;
б) уменьшается;
в) сначала уменьшается, потом увеличивается;
г) увеличивается.
Т2-19. Какую валентность имеет сера в следующих соединениях:
1) H2S; 2) SO2; 3) SO3?
а) 1) два; 2) два; 3) четыре;
б) 1) четыре; 2) четыре; 3) шесть;
в) 1) два; 2) четыре; 3) шесть;
г) 1) один; 2) два; 3) шесть.
31
Т2-20. В чем заключается принципиальное различие элементов
главных и побочных подгрупп?
а) в атомных массах;
б) в химических свойствах;
в) в положении последнего валентного электрона в электронных
оболочках;
г) принципиальных различий нет – классификация условна.
Т2-21. Внешний энергетический уровень W+6 имеет электронную
конфигурацию…
а) 5d06s2;
б) 5d46s0;
в) 5d106s0;
г) 5d06s0.
Т2-22. В ряду оксидов Al2O3 → SiO2 → P2O5 происходит переход от
а) основного оксида к амфотерному;
б) амфотерного оксида к кислотному;
в) кислотного оксида к основному;
г) основного оксида к кислотному.
Т2-23. Иону О2- соответствует электронная конфигурация
а) 1s22s22p5;
б) 1s22s22p0;
в) 1s22s22p6;
г) 1s22s22p3.
Т2-24. Наиболее сильной кислотой является
а) HClO2;
б) HClO;
в) HClO3;
г) HClO4.
Т2-25. В ряду H2SO3 → H2SeO3 → H2TeO3 сила кислот
а) не изменяется;
б) уменьшается;
в) изменяется неоднозначно;
г) увеличивается.
Т2-26. Для электронов, находящихся на р-орбиталях, значение
орбитального квантового числа равно
а) 3;
б) 2;
в) 1;
г) 0.
32
Т2-27. Электронная конфигурация основного состояния внешнего
электронного уровня атома магния 2412Mg имеет вид
а) 3s23p0;
б) 3s13d1;
в) 3s13p1;
г) 3s03d2.
Т2-28. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома
элемента, образующего высший оксид состава Э2О5, равно
а) 3;
б) 4;
в) 5;
г) 2.
Т2-29. В периоде, с увеличением порядкового номера элемента,
относительная электроотрицательность
а) уменьшается;
б) увеличивается;
в) изменяется периодически;
г) остаётся постоянной.
Т2-30. Формула высшего оксида элемента, образующего водородное
соединение ЭН2, имеет вид
а) ЭО2;
б) ЭО3;
в) ЭО;
г) ЭО4.
Т2-31. Формула высшего оксида элемента, распределение валентных
электронов которого ns1(n-1)d 5, имеет вид
а) Э2О;
б) ЭО3;
в) ЭО;
г) Э2О5.
Т2-32. Энергию электронных орбиталей определяет ________
квантовое число
а) орбитальное;
б) магнитное;
в) спиновое;
г) главное.
Т2-33. Одинаковые значения валентности в высшем оксиде и
водородном соединении проявляет
а) сера;
33
б) фосфор;
в) кремний;
г) хлор.
3. Классы неорганических соединений
Вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества –
это вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента.
В химических реакциях они не могут разлагаться с образованием
других веществ. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы.
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть
простые вещества, проявляющие двойственные свойства. Простые
вещества образованы за счет ковалентной неполярной или
металлической связей.
Аллотропия – это способность некоторых химических элементов
образовывать несколько простых веществ, различающихся по
строению и, следовательно, по свойствам. Например,
С – алмаз, графит, карбин;
O – кислород, озон;
S – сера ромбическая, моноклинная, пластическая;
P – фосфор белый, красный, чёрный.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами:
1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и
озон O3;
2) образованием различных кристаллических форм, например
алмаз и графит.
Сложные вещества или химические соединения – это вещества,
молекулы которых состоят из атомов различных химических
элементов. В химических реакциях они разлагаются с образованием
нескольких других веществ. Сложные вещества делятся на оксиды,
основания, кислоты, соли.
Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, один из
которых кислород. Все оксиды подразделяются на солеобразующие и
несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов немного: СО, NO,
N2O и др.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные,
кислотные, амфотерные. Основные оксиды образуют катионы
металлов в степени окисления +1, +2 (Nа2O, СаО). Кислотные оксиды
образуют неметаллы, а также металлы в степени окисления +5, +6, +7
34
(V2O5, WO3, Mn2O7). Основным оксидам соответствуют основания,
кислотным – кислоты.
Химические свойства основных и кислотных оксидов
представлены в табл. 1.
Таблица 1
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
1. Na2O + H2O = 2 NaOH
2. Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
3. MgO + CO2 = MgCO3
Кислотные оксиды
1. SO2 + H2O = H2SO3
2. SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O
3. СаО + СО2 = СаСО3
Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости
от условий проявляют основные или кислотные свойства. К ним
относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, PbO2 и др.
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями:
ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O;
t
ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O;
ZnO + 2 NaOH + Н2О → Na2[Zn(OH)4].
Оксиды получают следующими способами.
1. Взаимодействием простых веществ с кислородом.
2 Mg + О2 = 2 MgO;
S + О2 = SO2.
2. Разложением сложных веществ:
а) разложением оснований:
t
Ва(ОН)2 → ВаО + Н2О;
б) разложением кислот:
Н2СО3 = Н2О + СО2 ↑;
4 НNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2;
35
в) разложением солей:
СаСО3 t→ СаО + СО2 ↑;
2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.
3. Взаимодействием
свойствами с металлами.
кислот,
обладающих
окислительными
Cu + 4 HNO3 (K) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
Кислоты – это вещества, состоящие из водорода, способного
замещаться на металл, и кислотного остатка: HCl, HNO3, H2CO3, H2S.
Все кислоты делятся: на кислородсодержащие и бескислородные;
сильные и слабые; одноосновные, двух- и трехосновные.
Единственной твердой кислотой является кремниевая кислота H2SiO3.
Кислоты обладают следующими химическими свойствами.
1. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду
напряжения до водорода с выделением свободного водорода.
Zn + H2SО4 = ZnSО4 + H2 ↑.
2. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (HNO3, H2SО4),
реагируют практически со всеми металлами, но при этом выделяется
не водород, а оксид неметалла:
Zn + 4 HNO3 (КОНЦ) = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2О.
3. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными
оксидами с образованием соли и воды:
CuO + H2SО4 = CuSО4 + H2O;
Al2O3 + H2SО4 = Al2(SО4)3 + H2O.
Кислоты не взаимодействуют с кислотными оксидами:
СО2 + H2SО4 ≠ .
4. Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли
и воды:
36
Cu(OН)2 + H2SО4 = CuSО4 + 2 H2O.
5. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием соли и
кислоты:
Ва(NO3)2 + H2SО4 = ВаSО4 ↓ + 2 HNO3 .
Получают кислоты:
- при растворении ангидридов в воде:
SО3 + Н2О = H2SО4;
GrO3 + Н2О = H2GrO4;
- при взаимодействии солей с другими кислотами:
ВаСl2 + H2SО4 = BaSО4 ↓ + 2 HCl;
Na2SiО3 + 2 HCl = NaCl + H2SiО3↓;
- при соединении Н2 и неметалла с последующим растворением
продукта в воде образуются бескислородные кислоты:
Н2 + Cl2 = 2 HCl.
Основания – это вещества, состоящие из металла и
одновалентных гидроксид-ионов ОН-: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3.
Растворимые в воде основания называются щелочами. Их
образуют металлы I, II групп главных подгрупп.
Получают основания:
- при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов с
водой:
2 Na + 2 H2O = 2 NaOH + H2 ↑;
-. при взаимодействии основных оксидов с водой:
Na2О + H2O = 2 NaOH;
- при взаимодействии солей со щелочами с образованием
нерастворимых оснований:
NiSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Ni(OH)2 ↓.
37
Основания обладают следующими химическими свойствами.
1. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными
оксидами с образованием соли и воды:
2 NaOH + СО2 = Na2СО3 + Н2О;
NaOH +ZnO = Na2ZnO2 + H2O.
Основания не взаимодействуют с основными оксидами:
NaOH +СаO ≠.
2. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли
и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
3. Основания взаимодействуют с солями с образованием соли и
основания:
NaOH + CuCl2 = 2 NaCl + Cu(OH)2 ↓.
4. Основания взаимодействуют с амфотерными основаниями с
образованием комплексных солей:
KOH + Al(OH)3 = K[Al(OH)4].
Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на
металл или гидроксид-ион основания на кислотный остаток. Соли
бывают средние (нормальные), кислые, основные, комплексные,
двойные.
Средние соли в основном образуются в результате реакции
нейтрализации:
Ва(ОН)2 + H2SО4 = BaSО4 ↓ + 2 H2О.
Кислые соли – это продукты неполного замещения ионов
водорода многоосновных кислот металлами. Их получают:
а) при взаимодействии средних солей со «своими» кислотами:
СаСО3 + Н2СО3 = Са(НСО3)2;
38
б) при гидролизе солей многоосновных кислот:
Na2СО3 + Н2О = NaНСО3 + NaОН;
в) реакцией нейтрализации с избытком кислоты:
Ва(ОН)2 + H2SО4 (изб.) = Ba(НSО4)2 ↓ + 2 H2О.
Основные соли – это продукты неполного замещения
гидроксильных групп оснований многовалентных металлов
кислотными остатками. Их получают:
а) при взаимодействии средних солей с основаниями:
CuCl2 + NaOH = CuOHCl + NaCl;
б) при гидролизе средних солей многовалентных металлов:
AlCl3 + H2O = AlOHCl2 + HCl;
в) реакцией нейтрализации с избытком основания:
Ва(ОН)2 + H2SО4 = (BaОН)2SО4 ↓ + 2 H2О.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Определить, какие реакции будут протекать. Написать
их уравнения и назвать все вещества по международной
номенклатуре. Использовать данные табл. П.4 и П.5.
Решение. Кислотный оксид SiO2 взаимодействует с основным
оксидом СаO с образованием соли.
SiO2 + СаO → СаSiO3.
оксид
кремния (IV)
оксид
силикат
свинца (II) свинца
Кислотный оксид SO2 взаимодействует с основанием NH4OH с
образованием соли и воды:
SO2 + 2 NH4OH → (NH4)2SO3 + H2O.
оксид
гидроксид
серы (IV) аммония
сульфит
аммония
39
оксид
водорода
При взаимодействии соли KCN с кислотой H2SO4 образуется
новая соль K2SO4 и новая кислота HCN. Реакция протекает, так как
взятая кислота сильнее образующейся (или менее летуча):
2 KCN + H2SO4 → 2 HCN + K2SO4.
цианид
калия
серная
кислота
циано- сульфат
водород
калия
Кислая соль KHCO3 переводится в среднюю соль K2CO3 при
реакции с основанием NaOН:
2 KHCO3 + 2 NaOН → Na2CO3 + K2CO3 + 2 H2O.
гидрокарбонат
калия
гидроксид карбонат
натрия
натрия
карбонат оксид
калия водорода
Образование основных солей нехарактерно для сильных
оснований. Подобно малорастворимым основаниям основные соли
(CdOHBr) способны реагировать с кислотами (HBr) с образованием
средних солей (CdBr2):
CdOHBr + HBr → CdBr2 + H2O.
бромид гидроксокадмия
бромо- бромид оксид
водород кадмия водорода
Задачи для самостоятельного решения
Определите, какие реакции будут протекать (табл. 2). Напишите
их уравнения и назовите все вещества по международной
номенклатуре, используя данные табл. П.4.
Таблица 2
Номер
Варианта
1
3-1
Уравнения реакций
Номер
варианта
2
NiO + TeO3 →
As2O3 + RbOH →
H2CO3 + ZnCO3 →
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 →
PbOHNO3 + HNO3 →
Mg + Br2 →
3
3-16
40
Уравнения реакций
4
SeO3 + Ba(OH)2 →
FeCO3 + H3PO4 →
Ba(HS)2 + Ba(OH)2 →
(ZnOH)2SO4 + H2SO4 →
Cu + HClO4 →
Na + H2O →
1
3-2
3-3
3-4
3-5
3-6
3-7
3-8
2
SeO3 + MgO →
CsOH + CaO →
FeSO4 + LiOH →
BaHPO4 + Ba(OH)2 →
MgOHCI + H2SO4 →
As + Ba →
Al2O3 + NaOH →
WO3 + K2O →
Cr(SO4)3 + NaOH →
Mg(H2PO4)2 + KOH →
SnCl2 + HgSO4 →
K + H2 O →
BeO + HMnO4 →
TiO2 + Ca(OH)2 →
Sr(OH)2 + H2S →
KOH + KHSO3 →
FeOHBr2 + HBr →
Ag + H3AsO4 →
FeO + KOH →
K2CO3 + Pb(NO3)2 →
Zn(HCO3)2 + NaOH →
(MgOH)2CO3 + HBr →
Ca(OH)2 + HMnO4 →
Fe + CuCl2 →
Li2O + H3PO4 →
CaO + Re2O7 →
Na3PO4 + BaCI2 →
NaHSO4 + KOH →
FeOHCI2 + HCl →
Au + HCl →
BeO + Ca(OH)2 →
SrO + MoO3 →
Li2SO3 + H2SO3 →
(ZnOH)2CO3 + HNO3 →
Al(NO3)3 + CuSO4 →
Al + Se →
NiO + H3PO4 →
CrO3 + La2O3 →
Ba(OH)2 + KNO3→
Ca(H2PO4)2 + KOH →
H2CO3 + (MgOH)2CO3 →
In + Se →
3
3-17
3-18
3-19
3-20
3-21
3-22
3-23
41
Продолжение табл. 2
4
Mn2O7 + HNO3 →
CdO + HClO4 →
Fe2(SO4)3 + RbOH →
Na3AsO4 + H3AsO4 →
Mg(OH)2CO3 + H2SO4 →
Mg + Cl2 →
CdO + HMnO4 →
CrCl3 + NH4OH →
BaCO3 + H2CO3 →
(CuOH)2SO4 + H2SO4 →
Hg + SnCl2 →
CaHPO4 + Ca(OH)2 →
As2O5 + Mg(OH)2 →
Ag2O + H2SO4 →
FeS + H3PO4 →
Na2SeO3 + H2SeO3 →
Au + H2SO4 →
(CaOH)2CO3 + HBr →
SiO2 + RbOH →
CaO + HMnO4 →
FeCl3 + Na2SO4 →
NiOHNO3 + HNO3 →
Zn + CuCl2 →
Mg(HCO3)2 + KOH →
RbOH + As2O5 →
NaO + SnO2 →
Na2SO4 + FeCI3 →
ZnCO3 + H2CO3 →
K2O + HClO4 →
(SrOH)2CO3 + HCl →
SO3 + NH4OH →
CuO + P2O5 →
Li2SiO3 + H2SO4 →
NaHCO3 + NaOH →
CdOHCl + HNO3 →
Al + Te →
SrO + KOH →
NH3 + Na2CrO4 →
Al(NO3)3 + CuSO4 →
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 →
(PbOH)2CrO4 + H2CrO4 →
Cd +HBr →
3-9
3-10
3-11
3-12
3-13
3-14
3-15
2
Bi2O5 + Sr(OH)2 →
Fe2O3 + HF →
Ba(NO3)2 + K2SiO3 →
MgOHCl + H2SO4 →
LiHCO3 + NaOH →
Ca + P →
As2O5 + Ca(OH)2 →
CdO + TiO2 →
MgCO3 + HCI →
Ca(HS)2 + NaOH →
(CuOH)2CO3 + HCl →
Hg +HCl →
WO3 + H2SO4 →
FeO + H3PO4 →
Pb(NO3)2 + KCl →
Sr(HSO3)2 + KOH →
(CaOH)2SO4 + H3PO4 →
Ca + S →
V2O5 + Mg(OH)2 →
HgO +HJ →
K2CO3 + Pb(NO3)2 →
ZnSO3 + H2SO4 →
Ca(OH)2 + HCl →
Na + P →
CrO3 + KOH →
MnO + NH4OH →
CaS + CH3COOH →
K3AsO4 + H3AsO4 →
CuSO4 + NaOH →
Mg + Te →
ZnO + NaOH →
Ag2O + H2SO4 →
AgNO3 + BaCl2 →
Ca(H2PO4)2 + KOH →
(FeOH)2SO4 + HCl →
Sr + N2 →
SiO2 + Ra(OH)2 →
Cs2O + N2O5 →
PbS + HNO3 →
SrSO4 + H2SO4 →
(ZnOH)2CO3 + HNO3 →
Pb + CaCl2 →
3
3-24
3-25
3-26
3-27
3-28
3-29
3-30
42
Окончание табл. 2
4
FeO + NaOH →
Li2CO3 + Pb(NO3)2 →
Zn(HSiO3)2 + KOH →
(SrOH)2SO4 + HBr →
Mg(CO3) + HClO4 →
Sn + CuCl2 →
K2O + H3PO4 →
ZnO + Mn2O7 →
Na3AsO4 + CaCI2 →
Ca(HSO4)2 + LiOH →
AlOHCI2 + HClO4 →
Au + H2CrO4 →
BeO + NaOH →
CaO + CrO3 →
K2SO4 + H2SO4 →
(MgOH)2CO3 + HCl →
Al(MnO4)3 + CuSO4 →
Al + CdCl2 →
ZnO + H3PO4 →
CrO3 + Li2O →
Ca(OH)2 + KNO2→
Ba(H2PO4)2 + Ba(OH)2 →
H2CrO4 + (MgOH)2S →
Ga + S →
Ca(OH)2 + Bi2O5 →
Cr2O3 + HCl →
Ba(NO2)2 + Li2SiO3 →
MgOHBr + H3AsO4 →
KHCO3 + RbOH →
Cs + P →
P2O5 + CaO →
Cd(OH)2 + SnO2 →
SrCO3 + HI →
Ba(HS)2 + RbOH →
(ZnOH)2CO3 + HBr →
Hg +H3BO3 →
Re2O7 + Zn(OH)2 →
NiO + HClO4 →
Ba(NO3)2 + NaOH →
Pb(OH)2 + HNO3 →
K2HPO4 + KOH →
Sn + HgSO4 →
Тестовые задания
Т3-1. Какие из приведенных ниже реакций невозможны?
а) HC1 + Cu = ;
б) SO2 + K2O = ;
в) Na2O + Са(ОН)2 =.
Т3-2. С какими веществами не взаимодействует Cs2O?
а) Н2 О;
б) NaOH;
в) НCl.
Т3-3. Какие из приведённых реакций возможны?
а) Сu + HCI = ;
б) СО2 + Са(ОН)2 = ;
в) Al + NaOH = .
Т3-4. Оксиды – это соединения, состоящие из
а) металла и кислотного остатка;
б) металла и кислорода;
в) металла и водорода.
Т3-5. Какой металл будет взаимодействовать как с раствором
H2SO4(разб), так и с раствором NaOH(разб)?
а) Zn;
б) Сa;
в)К.
Т3-6. К какому классу неорганических соединении относится
Ca(HSO4)2?
а) соли;
б) основания;
в) кислоты.
Т3-7. Оксиды бывают
а) ионные;
б) аморфные;
в) основные.
Т3-8. Кислоты – это соединения, состоящие из
а) металла и кислорода;
б) водорода и кислотного остатка;
в) металла и кислотного остатка.
Т3-9. К каким солям относится (CaOH)2SO4?
а) кислым;
б) средним;
43
в) основным.
Т3-10. Кислотные оксиды взаимодействуют с
а) кислотами;
б) солями;
в) оксидами.
Т3-11. Соли – это соединения, состоящие из
а) металла и гидроксогруппы;
б) металла и кислорода;
в) металла и кислотного остатка.
Т3-12. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?
а) Al;
б) Ni;
в) Na.
Т3-13. С какими веществами не взаимодействует СаСl2?
а) основаниями;
б) основными оксидами;
в) кислотами.
Т3-14. Амфотерный оксид – это
а) CaO;
б) Cr2O3;
в) CO2.
Т3-15. Основной оксид – это
а) N2O5;
б) As2O5;
в) CaO.
Т3-16. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в
реакцию КОН?
а) MgO;
б) Mn2O7;
в) N2O3.
Т3-17. Какие из приведенных ниже реакций возможны?
а) HC1 + Cu = ;
б) SO2 + K2O = ;
в) Na2O + Са(ОН)2 =.
Т3-18. Н2SO4 относится к
а) оксидам;
б) кислотам;
в) солям.
44
Т3-19. К какому классу неорганических соединении относится
ZnOHCl?
а) соли;
б) основания;
в) кислоты.
Т3-20. С какими веществами не взаимодействует MgO?
а) Н2 О;
б) NaOH;
в) НCl.
Т3-21. К какому типу соли относится NaHCO3?
а) кислые;
б) средние;
в) основные.
Т3-22. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?
а) Zn;
б) K;
в) Co.
Т3-23. При взаимодействии Na с водой получается
а) соль;
б) кислота;
в) основание.
Т3-24. По числу атомов водорода хлороводородная (соляная) кислота
относится к
а) одноосновной;
б) двухосновной;
в) трехосновной.
Т3-25. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием
а) кислот;
б) основных оксидов;
в) солей.
Т3-26. Оксид цинка не реагирует с
а) NO;
б) NaOH;
в) CO2;
г) SO2.
Т3-27. Сокращенное уравнение имеет вид Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 для
реакции
а) FeSO4 + H2O →;
б) FeSO4 + KOH →;
45
в) FeCO3 + HCl →;
г) FeCO3 + KOH →.
Т3-28. Кислая соль образуется при взаимодействии 1 моль Са(ОН)2 с
а) 1 моль HNO3;
б) 1 моль H3PO4;
в) 1 моль CH3COOH;
г) 2 моль HCl.
Т3-29. Кислотный характер имеют оксиды, образованные металлами
а) со степенью окисления ниже +4;
б) с любой степенью окисления;
в) главных подгрупп;
г) со степенью окисления равной или выше +4.
Т3-30. При взаимодействии 1 моль гидроксида натрия и 1 моль
серной кислоты образуется ___ соль и вода
а) кислая;
б) двойная;
в) основная;
г) средняя.
Т3-31. Образование кислых солей возможно в реакциях между
веществами
а) Fe(OH)3 + HCl →;
б) KOH + CO2 →;
в) N2O5 + NaOH →;
г) CaO + H3PO4 →.
Т3-32. Кислотами, которые не образуют кислых солей, являются
а) ортофосфорная;
б) сернистая;
в) хлороводородная;
г) азотистая.
Т3-33. При взаимодействии оксида серы (IV) с избытком NaOH
образуется
а) гидросульфит натрия;
б) гидросульфат натрия;
в) сульфит натрия и вода;
г) сульфат натрия и вода.
Т3-34. Образование соли аммония возможно в химической реакции
а) Fe + HNO3 (конц)→;
б) Cu + HNO3 (разб)→;
в) Mg + HNO3 (разб)→;
46
г) Zn + HNO3 (конц)→.
Т3-35. С кислотами и щелочами взаимодействует оксид
а) хрома (III);
б) хрома (II);
в) хрома (VI);
г) магния.
Т3-36. Уравнение реакции, практически осуществимой в водном
растворе, имеет вид
а) Ba(NO3)2 + 2 NaOH = 2 NaNO3 + Ba(OH)2;
б) NaNO3 + HCl = NaCl + HNO3;
в) CuSO4 + 2 KOH = K2SO4 + Cu(OH)2;
г) Fe2(SO4)3 + 6 HNO3 = 2 Fe(NO3)3 + 3 H2SO4.
Т3-37. Хлорид меди(II) образуется при действии соляной кислоты на
а) бромид меди(II);
б) оксид меди(II);
в) медь;
г) карбонат меди(II).
4. Способы выражения состава растворов
Концентрацией раствора называется количество растворенного
вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или
растворителя.
Массовая доля растворенного вещества ω (безразмерная, в
долях единицы) представляет собой отношение массы растворенного
вещества mв к массе раствора mр-ра:
Процентная концентрация (С%, %) показывает число граммов
(единиц массы) растворенного вещества mв, содержащееся в 100 г
(единиц массы) раствора mр-ра.
47
Молярная концентрация растворенного вещества или
молярность СМ, (единица измерения – моль/дм3 или сокращенное
обозначение «М») представляет собой отношение количества молей
растворенного вещества n в 1 дм3 раствора V:
Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества,
или нормальная концентрация или нормальность СН (единица
измерения – моль/дм3, сокращенное обозначение «н.» или «N»)
представляет
собой
отношение
количества
эквивалентов
3
растворенного вещества nЭ в 1 дм раствора V:
Моляльная концентрация растворенного вещества или
моляльность Сm (единица измерения – моль/кг) представляет собой
отношение количества молей растворенного вещества в 1 кг
растворителя:
Титр раствора (Т) (единица измерения – г/см3) – концентрация
раствора, равная массе растворенного вещества (m), содержащегося в
1 см3 раствора (V):
Согласно закону эквивалентов вещества взаимодействуют между
собой в эквивалентных количествах, поэтому растворы равной
нормальности реагируют в равных объемах. При разных
нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно
пропорциональны их нормальностям, т. е.
48
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Вычислите: а) процентную С%; б) молярную СM; в)
нормальную Сн. и г) моляльную Сm концентрации раствора Н3РО4,
полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если
плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр Т этого раствора?
Решение:
а) Процентная концентрация показывает число граммов
растворенного вещества, содержащееся в 100 г раствора. Так как массу
282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса полученного
раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно,
300 г – 18 г.
100 г – С%.
б) Масса 1 дм3 раствора составляет 1031 г. Массу кислоты в дм3
раствора находим из соотношения
300 г – 18 г.
1031 г – х г.
Молярную концентрацию раствора получим делением числа
граммов Н3РO4 в 1 дм3 раствора на молярную массу Н3РО4, равную
97,99 г/моль:
61,86
CM 
 0,63 моль/дм 3 .
97,99
49
в) Молярная масса эквивалента Н3РО4 равна
Молярная
концентрация
концентрация будет равна:
эквивалента
или
нормальная
г) Массу Н3РО4 в 1000 г растворителя находим из соотношения
282 г – 18 г.
1000 г – х г.
Моляльную концентрацию определяем отношением массы
растворенного вещества, содержащегося в 1 кг воды, на молярную
массу кислоты:
Так как в 1 дм3 раствора содержится 61,86 г кислоты, титр
раствора определяем как
T
61,86
 0,06186 г/см 3 .
1000
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты
израсходовано 25 см3 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна
нормальность кислоты?
Решение. Согласно закону эквивалентов
V1C Н1  V2C Н 2 ;
50
50 C Н = 250,5, откуда С Н1 
1
25  0,5
 0,25 моль/дм 3 .
50
Пример 3. К 1 дм3 10%-ного раствора КОН (плотность 1 092
г/см3) прибавили 0,5 дм3 5%-ного раствора КОН (плотность 1,045
г/см3). Объем смеси довели до 2 дм3. Вычислите молярную
концентрацию полученного раствора.
Решение. Масса 1 дм3 10%-ного раствора КОН 1092 г. В этом
растворе содержится KOH
1092  10
 109,2 г.
100
Масса 0,5 дм3 5%-ного раствора 1045·0,5 = 522,5 г. В этом
растворе содержится KOH
525,5  5
 26,125 г.
100
В общем объеме полученного раствора (2 дм3) масса КОН
составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярная
концентрация этого раствора
CM 
135,325
 1,2 моль/дм 3 ,
2  56,1
где 56,1 г/моль – молярная масса КОН.
Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой
1,84 г/см3, потребуется для приготовления 3 дм3 0,4 н. раствора?
Решение. Молярная масса эквивалента H2SO4 равна
mЭ = М / 2 = 98,02 / 2 = 49,04 г/моль.
Для приготовления 3 дм3 0,4 н. раствора требуется 49,04·0,4·3 =
58,848 г. Масса 1 см3 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе
содержится H2SO4
51
1,84  96
 1,766 г.
100
Следовательно, для приготовления 3 дм3 0,4 н. раствора надо
взять 58,848/1,766 = 33,32 см3 кислоты.
Задачи для самостоятельного решения
4-1. Вычислите молярную и нормальную концентрации
20%-ного раствора хлорида кальция, плотность которого1,178
г/см3. Ответ: 2,1 М; 4,2 н.
4-2. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH,
плотность которого 1,328 г/см3? К 1 дм3 этого раствора прибавили
5 дм3 воды. Вычислите процентную концентрацию полученного
раствора.
Ответ: 9,96 н.; 6,3 %.
4-3. К 3 литрам 10%-ного раствора HNO3, плотность которого
1,054 г/см3, прибавили 5 дм3 2%-ного раствора той же кислоты с
плотностью 1,009 г/см 3. Вычислите процентную и молярную
концентрации полученного раствора, если считать, что его объем
равен 8 дм3.
Ответ: 5,0 %; 0,82 М.
4-4. Вычислите нормальную и моляльную концентрации
20,8%-ного раствора HNO3, плотность которого 1,12 г/см3. Сколько
граммов кислоты содержится в 4 дм3 этого раствора?
Ответ: 3,70 н.; 4,17 м; 931,8 г.
4-5. Вычислите молярную, нормальную и моляльную
концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия, плотность
которого 1,149 г/см3.
Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 m.
4-6. Сколько литров 0,1 н. раствора HNО3 можно приготовить из
0,07 дм3 раствора HNО3 с концентрацией ω, равной 0,3 и с
плотностью 1,18 г/см3.
Ответ: 3,93 дм3.
4-7. Из 5 дм3 раствора КОН с концентрацией ω = 0,5 и
плотностью 1,538 г/см3 надо приготовить раствор с концентрацией ω
= 0,18. Сколько дм3 Н2О потребуется для этого?
Ответ: 13,67 дм3.
52
4-8. Какой объем 20,01%-ного раствора НСl (плотность
1,100 г/см3) требуется для приготовления 1 дм3 10,17%-ного
раствора (плотность 1,050 г/см 3)?
Ответ: 485,38 см3.
4-9. Смешали 10 см3 10%-ного раствора HNO3 (плотность
1,056 г/см3) и 100 см3 30%-ного раствора HNO3 (плотность
1,184 г/см3). Вычислите процентную концентрацию полученного
раствора.
Ответ: 28,38 %.
4-10. Какой объем 50%-ного раствора КОН (плотность
1,538 г/см3) требуется для приготовления 3 дм3 6%-ного раствора
(плотность 1,048 г/см3)?
Ответ: 245,5 см3.
4-11. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия Na2CO3
(плотность 1,105 г/см3) требуется для приготовления 5 дм3 2%-ного
раствора (плотность 1,02 г/см3)?
Ответ: 923,1 см3.
4-12. На нейтрализацию 31 см3 0,16 н. раствора щелочи
требуется 217 см 3 раствора H2SO4. Чему равны нормальность и титр
раствора H2SO4?
Ответ: 0,023 н.; 1,12710-3 г/см3.
4-13. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для
нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3?
Ответ: 26,6 см3.
4-14. На нейтрализацию 1 дм3 раствора, содержащего 1,4 г КОН,
требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислите нормальность
раствора кислоты.
Ответ: 0,53 н.
4-15. Сколько граммов HNO3 содержалось в растворе, если на
нейтрализацию его потребовалось 35 см 3 0,4 н. раствора NaOH?
Чему равен титр раствора NaOH?
Ответ:0,882 г, 0,016 г/см 3.
4-16. Сколько граммов NaNO3 нужно растворить в 400 г воды,
чтобы приготовить 20%-ный раствор?
Ответ: 100 г.
4-17. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного
раствора NaCl. Чему равна процентная концентрация полученного
раствора?
Ответ: 32,5%.
53
4-18. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного растворов серной
кислоты. Какова процентная концентрация раствора после
смешения?
Ответ: 45,72%.
4-19. Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили
200 г воды. Чему равна концентрация оставшегося раствора?
Ответ: 84%.
4-20. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось
400 г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного
раствора?
Ответ: 16,7%.
4-21. Сколько граммов Na2SО3 потребуется для приготовления
5 дм3 раствора с концентрацией ω = 0,08 и плотностью 1,075 г/см3?
Ответ: 430 г.
4-22. Из 400 г раствора H2SО4 с концентрацией ω = 0,5
выпариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля H2SО4 в
оставшемся растворе?
Ответ: 66,7%.
4-23. Сколько граммов раствора NaCl с концентрацией ω = 0,3
нужно добавить к 300 г Н2О, чтобы получить раствор с
концентрацией ω = 0,1?
Ответ: 150 г.
4-24. Сколько граммов НСl содержится в 0,25 дм3 раствора НС1 с
концентрацией ω = 0,1052 и плотностью 1,05 г/см3?
Ответ: 21,8 г.
4-25. Вычислите молярную концентрацию K2SО4 в растворе, если
в 0,02 дм3 этого раствора содержится 2,74 г растворенного K2SО4.
Ответ: 0,786 моль/дм3.
4-26. Раствор КОН с концентрацией ω = 0,26 имеет плотность
1,24 г/см3. Какое количество вещества КОН содержится в 5 дм3 этого
раствора?
Ответ: 28,7 моль.
4-27. Водный раствор содержит 577 г H2SО4 в 1 дм3. Плотность
раствора равна 1,335 г/см3. Вычислить массовую долю, молярную
концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и моляльность
H2SО4 в растворе.
Ответ: 43,22%; 5,88 моль/дм3; 11,76 моль/дм3; 7,76 моль/кг.
4-28. Плотность 0,8 М раствора Fe2(SО4)3 равна 1 г/см3.
Определите молярную концентрацию эквивалентов, моляльность,
54
массовую долю Fe2(SО4)3 в растворе. Чему равен титр этого раствора?
Ответ: 4,8 моль/дм3; 1,18 моль/кг; 32%; 0,32 г/см3.
4-29. Вычислите массовую долю и моляльность HNО3 в 8 н.
растворе HNО3 с плотностью 1,246 г/см3.
Ответ: 40,45%; 10,8 моль/кг.
4-30. Сколько граммов Na2CО3 содержится в 500 см3 0,25 н.
раствора?
Ответ: 6,63 г.
Тестовые задания
Т4-1. Выражение «Раствор с массовой долей 3 %» означает:
а) в 100 г воды растворено 3 г соли;
б) в 97 г воды растворено 3 г соли;
в) в 103 г раствора содержится 3 г соли.
Т4-2. На одной склянке написано «15 % HCl», а на другой –
«ωHCl = 0,15». Правильное утверждение:
а) концентрация раствора в первой склянке в 100 раз больше, чем
во второй;
б) концентрация раствора во второй склянке в 10 раз меньше, чем
в первой;
в) концентрации растворов в обеих склянках одинаковы.
Т4-3. Число молей KOH в 250 см3 0,2 М раствора равно
а) 0,05;
б) 0,25;
в) 0,50.
Т4-4. Масса NaOH, содержащаяся в 500 см3 0,6 М раствора, равна
а) 12 г;
б) 24 г;
в) 130 г.
Т4-5. При растворении кристаллогидрата CaCl2∙6H2O массой 219 г в
1000 г воды образовался раствор хлорида кальция с массовой долей
а) 9,1 %;
б) 17,9 %;
в) 21,9 %.
Т4-6. В колбе объемом 200 см3 находится раствор нитрата натрия,
концентрация которого равна 0,1 моль/дм3. Концентрация раствора
(моль/дм3), если из колбы с помощью пипетки отлить 50 см3, будет
равна
55
а) 0,2;
б) 0,1;
в) 0,075.
Т4-7. Молярная концентрация раствора, полученного разбавлением
250 см3 3 М раствора до 1 дм3,
а) 3,0;
б) 1,2;
в) 0,75.
Т4-8. Значение мольной доли пиридина C5H5N в растворе,
содержащем 237 г вещества и 126 см3 воды,
а) 237/(126+237);
б) 237/126;
в) 0,3;
г) 3/7.
Т4-9. Значение мольной доли бензойной кислоты (С6Н5СООН) в
растворе, содержащем 488 г бензойной кислоты и 276 г этилового
спирта (С2Н5ОН),
а) 488/276;
б) 488/(276+488);
в) 0,4;
г) 0,6;
д) 4.
Т4-10. Значение мольной доли четыреххлористого углерода ССl4 в
растворе, содержащем 308 г ССl4 и 792 г дихлорэтана C2H4Cl2,
а) 0,2;
б) 2/8;
в) 308/776;
г) 308/(776+308);
д) 776/308.
Т4-11. Для нейтрализации 150 см3 раствора гидроксида калия с
молярной концентрацией 0,2 моль/дм3 требуется раствор,
содержащий ____ грамма(ов) уксусной кислоты.
а) 6,0;
б) 5,0;
в) 1,8;
г) 3,6.
Т4-12. Молярной концентрацией растворенного вещества называется
отношение
56
а) числа молей растворенного вещества к общему числу молей в
растворе;
б) массы растворенного вещества к массе раствора;
в) массы растворителя к общей массе раствора;
г) числа молей растворенного вещества к объему раствора.
Т4-13. В растворе нитрата калия объемом 0,5 дм3 и концентрацией 0,1
моль/дм3 содержится ___ г растворенного вещества.
а) 5,05;
б) 50,5;
в) 10,1;
г) 101.
Т4-14. Объем раствора серной кислоты с молярной концентрацией
эквивалентов 0,15 моль/дм3, необходимый для осаждения ионов
бария из 60 см3 раствора хлорида бария с молярной концентрацией
эквивалентов 0,2 моль/дм3, равен ___ см3.
а) 180;
б) 90;
в) 40;
г) 80.
Т4-15. К 250 г раствора, содержащего 25 г сульфата калия, добавили
250 см3 дистиллированной воды. Массовая доля растворенного
вещества в растворе
а) увеличилась в 2 раза;
б) уменьшилась в 2 раза;
в) уменьшилась в 2,1 раза;
г) осталась неизменной.
Т4-16. Масса гидроксида натрия в растворе, полученном при
смешении 80 г раствора с массовой долей NaOH 2,5 % и 120 г
раствора с массовой долей 5 %, составляет ___граммов.
а) 6;
б) 8;
в) 40;
г) 200.
Т4-17. Размерность моляльной концентрации выражается в
а) г/мл;
б) моль/дм3;
в) г/моль;
г) моль/кг.
57
Т4-18. Молярная концентрация раствора, в 2 дм3 которого содержится
4,25 г хлорида лития, равна ___ моль/дм3.
а) 0,05;
б) 0,1;
в) 0,5;
г) 1.
Т4-19. Объем аммиака (н.у.), который содержится в 2,5 дм3 0,2 М
раствора NH3, составляет __ дм3.
а) 22,4;
б) 8,98;
в) 11,2;
г) 4,48.
Т4-20. Масса серной кислоты, содержащаяся в 2 дм3 раствора с
молярной концентрацией эквивалентов 0,5 моль/дм3, равна _______
граммам.
а) 98;
б) 24,5;
в) 196;
г) 49.
Т4-21. Объем 0,1 н. раствора КOH, необходимый для нейтрализации
20 см3 0,15 н. раствора азотной кислоты, равен ______см3.
а) 15;
б) 45;
в) 30;
г) 20.
Т4-22. Для нейтрализации 100 см3 раствора гидроксида натрия с
молярной концентрацией 0,2 моль/дм3 потребуется _____ см3
раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3.
а) 50;
б) 25;
в) 100;
г) 400.
Т4-23. Смешали 200 г 20%-ного и 300 г 10%-ного раствора глюкозы.
Массовая доля вещества в полученном растворе равна ___ %.
а) 15;
б) 16;
в) 18;
г) 14.
58
5. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции,
сопровождающиеся изменением степени окисления атомов
элементов, входящих в состав реагирующих веществ. В
окислительно-восстановительных реакциях как минимум изменяется
степень окисления двух элементов, входящих в состав окислителя и
восстановителя. В более сложных случаях функцию окислителя или
восстановителя могут выполнять два или более элементов.
Любая окислительно-восстановительная реакция – единый
взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени
окисления восстановителя, а восстановление – к ее понижению у
окислителя. Соответственно окислитель принимает электроны в ходе
окислительно-восстановительной реакции, а восстановитель отдает
их. При составлении уравнений окислительно-восстановительных
реакций используют метод электронного баланса.
Метод электронного баланса реализуется в несколько стадий:
1) установление формул исходных веществ и продуктов реакции;
2) определение степеней окисления элементов в реагентах и
продуктах реакции;
3) определение числа электронов, отданных восстановителем и
принятых окислителем;
4) определение коэффициентов перед формулами реагентов и
продуктов реакции.
Примеры решения типовых задач
Пример
1.
Составить
уравнение
окислительновосстановительной реакций методом электронного баланса.
FeS + О2  Fe2O3 + SO2.
Решение. Продуктами этой реакции являются SO2 и Fe2O3.
Соответственно степень окисления железа изменяется с +2 на +3,
степень окисления серы – с –2 на +4, степень окисления кислорода – с
0 на –2. Можно видеть, что функцию восстановителя в этой реакции
выполняют совместно Fe2+ и S2-, функцию окислителя – О2. В этой
связи представим реакции окисления и восстановления схемой
59
7
О2 + 4ē  2 О2-
восстановление, окислитель О2
4
Fe2+ – 1ē  Fe3+
S2- – 6ē  S4+
окисление, восстановитель FeS
4 FeS + 7 О2  2 Fe2O3 + 4 SO2
По числу принятых кислородом и отданных FeS электронов
определяем коэффициенты перед окислителем и восстановителем. С
учетом поэлементного баланса находим коэффициенты перед
формулами продуктов реакции.
Пример 2. Составьте электронные уравнения. Расставьте
коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите,
какое вещество является окислителем, какое – восстановителем;
какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + H2SO4 + K2SO4.
Решение.
Продуктом
этой
реакции
является
MnO2,
следовательно, в роли окислителя выступает ион Mn7+, а
восстановителя – Mn2+. Составляем электронные уравнения.
2
Mn7+ + 3ē  Mn4+
восстановление, окислитель;
3
Mn2+ – 2ē  Mn4+
окисление, восстановитель.
Окончательный вид уравнения
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + 2H2SO4 + K2SO4.
Задачи для самостоятельного решения
5-1. Окислительно-восстановительные
ионными уравнениями
реакции
Сг2O72- + 14Н+ + 6Cl-  3С12 + 2Сг3+ + 7Н2О;
2Fe3+ + S2-  2Fe2+ + S.
60
выражаются
Составьте электронные и молекулярные уравнения. Для каждой
реакции укажите, какой ион является окислителем, какой –
восстановителем; какой ион окисляется, какой – восстанавливается.
5-2. Реакции выражаются приведенными схемами:
Р + НIO3 + Н2 O  Н3 РO4 + HI;
H2S + Сl2 + Н2O  H2SO4 + НСl.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-3. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
К2Сr2O7 + 4 H2SO4(конц)  СrO3 + K2SO4 + Н2О;
KBr + KBrO3 + H2SO4  Вr2 + K2SO4 + Н2O;
Na2SO3 + КМnО4 + Н2О  Na2SO4 + MnO2 + КОН.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-4. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
Са(НСO3)2 + Са(ОН)2  2СаСО3 + 2Н2О;
PbS + HNO3  S + Pb(NO3)2 + NO + H2O;
KMnO4 + H2SO4 + KI  I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-5. Реакции выражаются приведенными схемами:
KMnO4 + Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O;
P + HNO3 + H2 O  H 3 PO 4 + Н2O + NO.
61
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-6. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
А1(ОН)3 + NaOH  NaAlO2 + 2Н2О;
Na 3 AsO3 + I2 + Н2 O  Na 3 AsO4 + HI;
Cu2O + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-7. Реакции выражаются приведенными схемами:
K2S + KMnO4 + H2SO4  S + K2SO4 + MnSO4 + H2O;
HNO3 + Ca  NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-8. Окислительно-восстановительные реакции выражаются
ионными уравнениями
2Hg2+ + Sn2+  Hg2+ + Sn4+;
2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I20.
Составьте электронные и молекулярные уравнения. Для каждой
реакции укажите, какой ион является окислителем, какой –
восстановителем; какой ион окисляется, какой – восстанавливается.
5-9. Реакции выражаются приведенными схемами:
К2Сr2O7 + H2S + H2SO4  S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
H2S + C12 + H2O  H2SO4 + HC1.
62
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-10. Реакции выражаются приведенными схемами:
KC1O3 + Na2SO3 + H2SO4  K2SO4 + CI2 + Na2SO4 + H2O;
KMnO4 + HBr  Br2 + KBr + MnBr2 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-11. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4;
H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4  H3AsO4 +MnSO4 + K2SO4 + H2O;
P + HC1O3 + H2O  H3PO4 + HCI.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-12. Реакции выражаются приведенными схемами:
NaCrO2 + Br2 + NaOH  Na2CrO4 + NaBr + H2O;
FeS + HNO3  Fe(NO3)2 + S + NO + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-13. Реакции выражаются приведенными схемами:
HNO3 + Zn  N2O + Zn(NO3)2 + H2O;
FeSO4 + KC1O3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + KCI + H2O.
63
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-14. Реакции выражаются приведенными схемами:
K2Cr2O7 + HCI  C12 + СrС13 + KCI + H2O;
Au + HNO3 + HCI  AuCl3 + NO + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-15. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
(NH4)2S + Pb(NO3)2  PbS + 2NH4NO3;
NaCrO2 + PbO2 + NaOH  Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O;
KMnO4 + KNO2 + H2SO4  MnSO4 + KNO3 + K2 SO4 + H2 O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-16. Реакции выражаются приведенными схемами:
HCI + CrO3  C12 + CrCl3 + H2O;
Cd + KMnO4 + H2SO4  CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-17. Реакции выражаются приведенными схемами:
I2 + NaOH  NaIO + NaI + H2O;
MnSO4 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2 O.
64
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-18. Окислительно-восстановительные реакции выражаются
ионными уравнениями
O2 + 4H+ + 4C1  2C12 + 2H2O;
2Ti4+ + H20  2Ti3+ + 2H+.
Составьте электронные и молекулярные уравнения. Для каждой
реакции укажите, какой ион является окислителем, какой –
восстановителем; какой ион окисляется, какой – восстанавливается.
5-19. Реакции выражаются приведенными схемами:
I2 + C12 + H2O  HIO3 + HCI;
FeCO3 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-20. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
SbCl3 + H2O  SbOHCl2 + HCI;
H2SO3 + HC1O3  H2SO4 + HCI;
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой
из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем.
5-21. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) K2Cr2O7 и H3PO3;
в) HNO3 и H2S? Почему? На основании электронных уравнений
расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
H3As + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O.
65
5-22. Реакции выражаются схемами
Cr2O3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O;
MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
5-23. Реакции выражаются схемами
K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 + KCl;
K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-24. Реакции выражаются схемами
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-25. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
Fe + O2 → FeO;
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
K2Cr2O7 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-26. Реакции выражаются схемами
Na2SO3 + KMnO4 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH;
NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O.
66
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-27. Реакции выражаются схемами
HNO3 → NO2 + H2O + O2;
MnO2 + K2CO3 + KNO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-28. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам,
являются окислительно-восстановительными?
NаНСO3 + NaОН  Na2СО3 + Н2О;
PbS + HNO3  S + Pb(NO3)2 + NO + H2O;
Fe + HCl  FeCl2 +H2.
Составьте
электронные
уравнения
окислительновосстановительных реакций. Расставьте коэффициенты в уравнениях
реакций. Для каждой реакции укажите окислитель, восстановитель,
процесс окисления и процесс восстановления.
5-29. Реакции выражаются схемами
KCrO2 + Br2 + KOH → K2CrO4 + KBr + H2O;
Cr2O3 + NаClO3 + NаOH → Nа2CrO4 + NаCl + H2O;
Li2MnO4 + H2O → LiMnO4 + MnO2 + LiOH.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
5-30. Реакции выражаются схемами
Н2S + HNO3 → NO + H2SO4 + H2O;
H3AsO3 + LiMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + Li2SO4 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель,
восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
67
Тестовые задания
Т5-1. Процесс окисления имеет место в случае, когда
а) нейтральные атомы превращаются в отрицательно заряженные
ионы;
б) положительный заряд иона уменьшается;
в) отрицательный заряд иона уменьшается.
Т5-2. В уравнении реакции
PH3 + KMnO4 + HCl → H3PO4 + KCl + + MnCl2 + H2O
коэффициент перед восстановителем равен
а) 8;
б) 5;
в) 12;
г) 24.
Т5-3. Реакция, уравнение которой
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O,
соответствует схеме превращения азота
а) N3+ → N2+;
б) N3- → N2-;
в) N3+ → N3-;
г) N3- → N2+.
Т5-4. Сколько электронов участвует в полуреакции IO3− → I2?
а) 1;
б) 5;
в) 10;
г) 2.
Т5-5. При восстановлении KMnO4 в нейтральной среде образуется
а) Mn2+;
б) MnO2;
в) Mn6+;
г) Mn(OH)2;
д) Mn(OH)3.
Т5-6. В реакции
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
оксид азота (IV) действует как
а) окислитель;
б) восстановитель;
в) окислитель и восстановитель одновременно;
г) несолеобразующий оксид.
68
Т5-7. В процессе восстановления степень окисления элемента
а) уменьшается;
б) увеличивается;
в) остается без изменений.
Т5-8. Протекание химической реакции
Na2SeO3 + KBrO + H2O → Br2 + SeO42− связано с
а) окислением брома;
б) восстановлением брома;
в) восстановлением селена.
Т5-9. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O.
а) диспропорционирования;
б) межмолекулярная;
в) внутримолекулярная;
г) это не окислительно-восстановительная реакция.
Т5-10. Определите сумму коэффициентов в окислительновосстановительной реакции
Н2S + К2Сг2O7 + Н2SO4 → S + Сг2(SO4)3 + К2SO4 + Н2O.
а) 10;
б) 23;
в) 20;
г) 7.
Т5-11. Сероводород H2S обычно проявляет в окислительновосстановительных реакциях свойства
а) только окислителя;
б) и окислителя и восстановителя;
в) восстановителя;
г) ни окислителя, ни восстановителя.
Т5-12. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении
реакции равен
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
а) 3;
б) 2;
в) 1;
г) 5.
Т5-13. Перманганат ион MnO4- в кислой среде восстанавливается до
а) MnO2;
б) Mn2+;
в) MnO42-;
69
г) Mn0.
Т5-14. В реакции 2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
ионы натрия
а) восстанавливаются;
б) не изменяют степени окисления;
в) окисляются;
г) окисляются и восстанавливаются одновременно.
Т5-15. Число электронов, которое отдает 1 моль восстановителя в
окислительно-восстановительной реакции
I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl, равно
а) 2;
б) 1;
в) 10;
г) 5.
Т5-16. В реакции 3Са + 2 Р → Са3Р2 атомы фосфора выступают в
качестве
а) восстановителей;
б) окислителей;
в) окислителей и восстановителей одновременно;
г) доноров неподеленной электронной пары.
Т5-17. Только окислительную способность проявляет ____ кислота.
а) серная;
б) тиосерная;
в) сероводородная;
г) сернистая.
Т5-18. В окислительно-восстановительной реакции
6 NaOH + 3 Cl2 → 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
молекулярный хлор
а) подвергается только окислению;
б) подвергается только восстановлению;
в) не изменяет окислительно-восстановительного состояния;
г) окисляется и восстанавливается одновременно.
Т5-19. Общая сумма коэффициентов в уравнении реакции
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + … равна
а) 16;
б) 18;
в) 22;
г) 20.
70
Т5-20. Число электронов, которое отдает 1 моль восстановителя в
окислительно-восстановительной реакции
KOH + S → K2SO3 + K2S + H2O, равно
а) 8;
б) 6;
в) 4;
г) 2.
Т5-21. Краткое ионное уравнение реакции окисления меди хлоридом
железа(III) имеет вид
а) Cu0 + Fe3+ → Cu+ + Fe2+;
б) Cu0 + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+;
в) 3Cu0 + Fe3+ → 3Cu+ + Fe0;
г) 3Cu0 + 2Fe3+ → 3Cu2+ + 2Fe0.
Т5-22. При окислительно-восстановительной реакции в нейтральной
среде перманганат калия (КMnO4) восстанавливается с
образованием
а) MnO2;
б) К2MnO4;
в) Mn ;
г) Mn2+.
71
ДЕДАКТИЧЕСКАЯ ЕДИНИЦА 2
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
6. Основы химической термодинамики. Термохимия
Наука о взаимных превращениях различных видов энергии
называется термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы
этих превращений, а также направление самопроизвольного течения
различных процессов в данных условиях. При химических реакциях
происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи
в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах.
Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением
энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота.
Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических
реакций, называется термохимией. Реакции, которые сопровождаются
выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, которые
сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.
Тепловые эффекты реакций являются, таким образом, мерой
изменения свойств системы и знание их может иметь большое значение
при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как
проявление более общего закона природы – закона сохранения
материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее
внутренней энергии U и на совершение работы А: Q = U + А.
Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий
энергию поступательного и вращательного движения молекул,
энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп,
энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д.
Внутренняя энергия – это полная энергия системы без потенциальной
энергии, обусловленной положением системы в пространстве и без
кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение U
веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние,
лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии,
является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно
определяется начальным и конечным состоянием системы и не
зависит от пути перехода, по которому протекает процесс
U = U2 – U1, где U - изменение внутренней энергии системы при
переходе от начального состояния U1 в конечное U2.
72
Если
U2 > U1 , то U >0;
U2 < U1, то U < 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, так как они
служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с
состоянием системы. При химических реакциях А – это работа против
внешнего давления, т. е. в первом приближении А = рV, где V –
изменение объема системы (V2 – V1). Так как большинство
химических реакций проводят при постоянном давлении, то для
изобарно-изотермического процесса (р = const; Т = const) теплота Qр
будет равна
Qр = U + рV;
(1)
Qр = (U2 – U1) + р(V2 – V1);
(2)
Qр = (U2 + pV1)  (U1 + рV1).
(3)
Сумма
U + pV
представляет
энтальпию
H,
тогда
Qр = H2  H1 = Н. Таким образом, теплота при р = const и Т = const,
приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по
которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарноизотермическом процессе Qр равна изменению энтальпии системы H
(если единственным видом работы является работа расширения).
Qр = H.
Энтальпия H, как и внутренняя энергия U, является функцией
состояния, ее изменение H определяется только начальными и
конечными состояниями системы и не зависит от пути процесса.
Теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе QV при
V = const; Т = const (при котором V = 0), равна изменению
внутренней энергии системы U. QV = U. Теплоты химических
процессов, протекающих при р, Т = const и V, Т = const, называют
тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях Qр > 0 энтальпия системы
уменьшается, т.е. H < 0 (H2 < H1), а при эндотермических Qр < 0
энтальпия системы увеличивается, H > 0 (H2 > H1).
В основе термохимических расчетов лежит закон Г. И. Гесса
(1840 г.): «Тепловой эффект реакции зависит только от природы и
физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но
не зависит от пути процесса».
73
Часто в термохимических расчетах применяют первое следствие
из закона Гесса: «Тепловой эффект реакции Hх.р равен сумме теплот
(энтальпий) образования продуктов реакции Hобр(прод) за вычетом
суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ Hобр(исх)».
Hх.р = ΣHобр(прод) - ΣHобр(исх).
Учитываются коэффициенты перед формулами веществ в
уравнении реакции.
В табл. П.6 приведены значения стандартных теплот (энтальпии)
образования H0298 веществ, значениями которых следует пользоваться
при решении задач. Теплотой образования (энтальпией)
соединения называют тепловой эффект реакции образования одного
моля соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом
состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования
относят к стандартному состоянию, т. е. температуре 25 °С (298 К) и
давлению 101325 Па и обозначают через H0298. При дальнейшем
изложении материала индексы опускаются и тепловой эффект
обозначается через H.
Уравнения реакций, в которых указываются численное значение
тепловых эффектов, а также их агрегатные состояния или
кристаллическая модификация около символов химических
соединений называются термохимическими. Термохимические
уравнения, если это специально не оговорено, содержат тепловые
эффекты при постоянном давлении, равные изменению энтальпии
системы H (Qр = -H). Значение H приводят обычно в правой
части уравнения, отделяя их запятой или точкой с запятой. Приняты
следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ:
г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое, т – твердое. Эти
символы опускаются, если агрегатное состояние веществ
очевидно.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (+5) с
парами воды образуются жидкий РОС13 и газообразный НС1. Реакция
сопровождается
выделением
111,4 кДж
теплоты.
Напишите
термохимическое уравнение этой реакции.
74
Решение.
Если теплота в результате реакции выделяется Qр > 0, то
энтальпия системы уменьшается H < 0, т. е. имеет отрицательное
значение.
Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение
реакции:
РСl5(к) + Н2О(г) = РОС13(ж) + 2НС1(г); H =  11 1,4 кДж.
Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим
уравнением
С 2 Н6 (г) + 3,5O2 (г) = 2СO2 (г) + 3Н2 O(ж); H =  1559,84 кДж.
Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты
образования СО2(г) и Н2О(ж) (см. табл. П.6).
Решение. Нужно вычислить тепловой эффект реакции,
термохимическое уравнение которой имеет вид
2С(граф) + 3Н2(г) = С2Н6(г); H = …,
исходя из следующих данных:
а) С2Н6 (г) + 3,5O2 (г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); H =  1559,87 кДж;
б) С(граф) + О2(г) = СО2(г);
H =  393,51 кДж;
1
в) Н2(г) + /2О2(г) = Н2О(ж);
H =  285,84 кДж.
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями
можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для
получения искомого результата следует уравнение (б) умножить
на два, уравнение (в)  на три, а затем сумму этих уравнений
вычесть из уравнения (а):
С2Н6 + 3,5О2  2С  2О2  3Н2  3/2О2 = 2СО2 + 3Н2О  2СО2  3Н2О;
С2Н6 = 2С + 3Н2 ;
H =  1559,87 + 787,02 + 857,52;
H = + 84,67 кДж.
75
Так как теплота образования равна теплоте разложения с
обратным знаком, то H(С2Н6) = 84,67 кДж. К тому же результату
мы придем, если для решения задачи применить вывод из закона
Гесса:
H х.р = 2H(СО2) + 3H(Н2О)  H(С2Н6)  3,5 H(О2).
Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно
приняты равными нулю,
H(С2Н6) = 2H(СО2) + 3H(Н2О) + Hх.р;
H(С2Н6) = 2·(393,51) + 3·(285,84) + 1559,87 = 84,67;
H(С2Н6) = 84,67 кДж.
Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается
термохимическим уравнением
С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж);
H = ?
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что
теплота парообразования 1 моля С 2 Н 5 ОН(ж) равна + 42,36 кДж и
известны теплоты образования С2Н5ОН(г); СО2 (г); Н2 O(ж) (см. табл.
П.6).
Решение. Для определения H реакции необходимо знать
теплоту образования С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных
задачи:
С2Н5ОН(ж) = С2Н5ОН(г);
H = + 42,36 кДж;
+ 42,36 =  235,31  H(С2Н5ОН(ж));
H(С2Н5ОН(ж)) =  235,31 – 42,36 =  277,67 кДж.
Теперь вычисляем H реакции, применяя следствие из закона
Гесса:
H х.р = 2·( 393,51)+ 3·( 285,84) + 277,67 = 1366,87 кДж.
Пример 4. Растворение моля безводной соды Nа2СO3 в
достаточно большом количестве воды сопровождается выделением
25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата
Na2СО310Н2О поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислите теплоту
гидратации Nа2СО3 (теплоту образования кристаллогидрата).
76
Решение.
Составляем
соответствующих реакций:
термохимические
уравнения
а) Nа2СO3 + аq = Nа2СO3  аq;
H = 25,10 кДж;
б) Nа2СО3  10Н2О + аq = Nа2СО3  аq; H = +66,94 кДж.
Теперь, вычитая уравнение (б) из уравнения (а) (см. пример 2),
получаем ответ:
Nа2СO3 + 10Н2O = Nа2СО3  10Н2О;
H = 92,04 кДж,
т.е. при образовании Nа2СО310Н2O выделяется 92,04 кДж теплоты.
Пример 5. Зная теплоты образования воды и водяного пара (см.
табл. П.6), вычислите теплоту испарения воды.
Решение. Задача решается аналогично задачам в примерах
3 и 4:
а) Н2(г) + 1/2O2(г) = Н2О(г);
H = 241,84 кДж;
б) Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2 О(ж); H = 285,84 кДж.
Вычитая уравнение (б) из уравнения (а), получаем ответ:
Н2О(ж) = Н2О(г);
H = 241,84 + 285,84 = +44,01 кДж,
т.е. для перевода моля воды в пар необходимо затратить 44,01 кДж
теплоты.
Задачи для самостоятельного решения
6-1. Определите стандартную теплоту образования хлорида
аммония, если термохимическое уравнение образования NH4C1 имеет
вид
NH3(г) + HCl(г) = NH4C1(к);
ΔН = 176,93 кДж.
Ответ: 315,43 кДж/моль.
6-2. Вычислите, какое количество тепла выделится при
восстановлении Fе2О3 металлическим алюминием, если было
получено 335,1 г железа.
Ответ: 2543,1 кДж.
77
6-3. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
N0? Вычислите теплоту образования NО, исходя из следующих
термохимических уравнений:
4NH3(г) + 5О2(г) = 4NО(г) + 6Н2О(ж);
ΔН = 1168,80 кДж;
4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж);
ΔН = 1530,28 кДж.
Ответ: 90,37 кДж/моль.
6-4. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида
железа (+2) водородом исходя из следующих термохимических
уравнений:
FеО(к) + СО(г) = Fе(к) + СO2(г);
H = 13,18 кДж;
СО(г) + 0,5О2(г) = СO2(г);
H = 283,0 кДж;
Н2(г) + 0,5O2(г) = Н2O(г);
H = 241,84 кДж.
Ответ: +27,99 кДж.
6-5. При взаимодействии газообразных сероводорода и
диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS2(г).
Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите ее
тепловой эффект.
Ответ: +65,43 кДж.
6-6. Напишите термохимическое уравнение реакции образования
одного моля метана СН4(г) из оксида углерода СO(г) и водорода.
Сколько теплоты выделится в результате этой реакции?
Ответ: 206,1 кДж.
6-7. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода
образуются
сероуглерод
СS2(г)
и
водород.
Напишите
термохимическое уравнение этой реакции и вычислите тепловой
эффект.
Ответ: +230,43 кДж.
6-8. Кристаллический хлорид аммония образуется при
взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода.
Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Сколько
теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 дм3
аммиака в пересчете на нормальные условия?
Ответ: 78,97 кДж.
6-9. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
метана? Вычислите теплоту образования метана исходя из
следующих термохимических уравнений:
H =  285,84 кДж;
Н2(г) + 0,5O2(г) = Н2O(ж);
78
С(к)+O2 (г) = СО2 (г);
H = 393,51 кДж;
СН4(г) + 2O2(г) = 2Н2О(ж) + СО2(г); H = 890,31 кДж.
Ответ: 74,88 кДж.
6-10. Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя
из следующих термохимических уравнений:
Са(к) + 0,5О2(г) = СаО(к);
H = 635,6 кДж;
Н2(г) + 0,5O2(г) = Н2О(ж);
H = 285,84 кДж;
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к); H = 65,06 кДж.
Ответ: 986,52 кДж/моль.
6-11. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с
образованием паров воды и диоксида углерода равен 3135,58 кДж.
Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите
теплоту образования С6Н6(ж).
Ответ: +49,03 кДж.
6-12. При взаимодействии трех молей N2О(г) с аммиаком
образуются азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен
877,76 кДж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и
вычислите теплоту образования N2 О(г).
Ответ: +81,55 кДж.
6-13. При сгорании газообразного аммиака образуются пары
воды и монооксид азота NО(г). Напишите термохимическое
уравнение этой реакции и вычислите ее тепловой эффект в расчете
на 1 моль NН3(г).
Ответ: 226,695 кДж.
6-14. При сгорании газообразного аммиака образуются пары
воды и монооксид азота NО(г). Сколько теплоты выделится в
результате реакции, если было получено 44,8 дм3 NО(г) в пересчете
на н.у.
Ответ: 452,37 кДж.
6-15. Реакция горения метилового спирта выражается
термохимическим уравнением
СН3ОН(ж) + 1,5O2(г) = СО2(г) + 2Н2O(ж).
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что
мольная теплота парообразования СН3ОН(ж) равна +37,4 кДж.
Ответ: 726,62 кДж.
79
6-16. Напишите термохимическое уравнение реакции горения 1
моля этилового спирта, в результате которой образуются пары воды
и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН(ж),
если известно, что при сгорании 11,5 г его выделилось 308,71 кДж
теплоты.
Ответ: 277,67 кДж/моль.
6-17. Реакция горения бензола выражается термохимическим
уравнением
С6Н6(ж) + 7,5O2(г) = 6СO2(г) + ЗН2O(г).
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что
мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж.
Ответ: –3135,58 кДж.
6-18. Напишите термохимическое уравнение реакции горения
1 моля этана С2Н6(г), в результате которой образуются пары воды и
диоксид углерода (IV). Сколько теплоты выделится при сгорании
1 м3 этана в пересчете на н.у.?
Ответ: 63742,86 кДж.
6-19. Реакция горения аммиака выражается термохимическим
уравнением
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(ж);
H = –1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NH3(г).
Ответ: –46,19 кДж.
6-20. Теплота растворения безводного хлорида стронция SrCl2
равна –47,70 кДж, а теплота растворения кристаллогидрата
SrCl26H2O равна +30,96 кДж. Вычислите теплоту гидратации
SrCl2.
Ответ: –78,66 кДж.
6-21. Теплоты растворения сульфата меди CuSO4 и медного
купороса CuSO45Н2О соответственно равны –66,11 кДж и
+11,72кДж. Вычислите теплоту гидратации CuSO4.
Ответ: –77,83 кДж.
6-22. При получении молярной массы эквивалента гидроксида
кальция из СаО(к) и Н 2О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты.
Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите
теплоту образования оксида кальция.
Ответ: –635,1 кДж.
80
6-23.
Напишите
термохимическое
уравнение
реакции
образования 1 моль метана СН4(г) и паров воды из оксида углерода
СO(г) и водорода. Сколько теплоты выделится в результате этой
реакции, если было получено 67,2 дм 3 метана в пересчете на н.у.?
Ответ: 618,48 кДж.
6-24. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании
16,5 дм3 (н.у.) ацетилена С2Н2, если продуктами сгорания являются
диоксид углерода и пары воды.
Ответ: 924,88 кДж.
6-25. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось
11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа
FeS.
Ответ: 100,26 кДж/моль.
6-26. При сгорании 1 дм3 ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж
теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в
результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV).
Вычислите тепловой эффект образования С2Н2(г).
Ответ: 226,75 кДж/моль.
6-27. При полном сгорании этилена с образованием жидкой воды
выделилось 6226 кДж теплоты. Найдите объем кислорода,
вступившего в реакцию (н.у.).
Ответ: 296,5 дм3.
6-28. Определите тепловой эффект образования этилена,
используя следующие данные:
С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(г);
С(графит) + О2(г) = СО2(г);
Н2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(г);
ΔН = –1323,0 кДж;
ΔН = –393,5 кДж;
ΔН = –241,8 кДж.
Ответ: 52,4 кДж/моль.
6-29. Определите стандартное изменение энтальпии
следующего процесса:
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г).
ΔН
Ответ: –802,32 кДж.
6-30. Вычислите тепловой эффект реакции образования N2О(г) на
основании термохимического уравнения
С(к) + 2N2О(г) = СО2(г) + 2N2(г);
81
ΔН = –557,5 кДж.
Ответ: 82 кДж/моль.
Тестовые задания
Т6-1. Для расчета изменения энтальпии реакции
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) необходимо использовать
формулу
а) ΔН = ΔН(СН4) – (ΔН(СО2) + 2ΔН(Н2О(г));
б) ΔН = ΔН(СО2) + 2ΔН(Н2О(г)) + ΔН(СН4);
в) ΔН = ΔН(СО2) – ΔН(СН4) ;
г) ΔН = ΔН(СО2) + 2ΔН(Н2О(г)) – ΔН(СН4).
Т6-2. Процесс перехода системы из одного состояния в другое при
постоянном давлении называется
а) адиабатическим;
б) изотермическим;
в) изобарным;
г) изохорным.
Т6-3. Количественное соотношение между изменением внутренней
энергии, теплотой и работой устанавливает ____ закон
термодинамики.
а) нулевой;
б) второй;
в) третий;
г) первый.
Т6-4. Термохимическое уравнение синтеза аммиака имеет вид
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г); ΔН = –92 кДж. При получении 6,72 дм3
аммиака выделяется ________ кДж теплоты.
а) –13,8;
б) 13,8;
в) –27,6;
г) 27,6.
Т6-5. Если изменения энтальпии при сгорании серы моноклинной S м
и ромбической SР равны –297,21 и –296,83 кДж/моль,
соответственно, то изменение энтальпии при превращении 1 моль
моноклинной серы в ромбическую равно ______ кДж.
а) –0,38;
б) –594,04;
в) +594,04;
г) +0,38.
82
Т6-6. Если энтальпия образования SO2 равна –297 кДж/моль, то
количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно __
кДж.
а) 148,50;
б) 297,00;
в) 74,25;
г) 594,00.
Т6-7. Количество теплоты (кДж), выделяемое в организме при
окислении 45 г глюкозы до углекислого газа и воды, равно
а) 466,80;
б) 2801,00;
в) 700,25;
г) 1400,50.
Т6-8. Закон, лежащий в основе расчетов тепловых эффектов
химических процессов, –
а) закон Авогадро;
б) закон Гесса и следствия из него;
в) закон сохранения массы;
г) закон постоянства состава.
Т6-9. При взаимодействии 4 г кальция с хлором выделилось 78,5 кДж
теплоты. Теплота образования хлорида кальция (кДж/моль) равна
а) 1570,0;
б) 392,5;
в) 785,0;
г) 15,7.
Т6-10. В соответствии с термохимическим уравнением
FeO(т) + H2(г) ↔ Fe(т) + H2O(г), ΔH = 23 кДж
для получения 560 г железа необходимо затратить ____ кДж тепла.
а) 560;
б) 23;
в) 115;
г) 230.
Т6-11. Для получения 22,4 дм3 (н.у.) аммиака по реакции
N2(г) + 3 H2(г) = 2 NH3(г), ΔН = –93,2 кДж.
требуется затратить ____ кДж теплоты.
а) 46,6;
б) 69,9;
в) 139,8;
г) 93,2.
83
Т6-12. Термодинамической функцией, которая характеризует степень
упорядоченности состояния системы, является
а) энтальпия;
б) внутренняя энергия;
в) энтропия;
г) теплоемкость.
Т6-13. Если энтальпия образования SO2 равна –297 кДж/моль, то
количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно __
кДж.
а) 148,5;
б) 297;
в) 74,25;
г) 594.
7. Основы химической термодинамики. Энтропия.
Энергия Гиббса
Реакция, идущая в прямом направлении с выделением теплоты,
в обратном направлении протекают с поглощением теплоты. Здесь
проявляется
диалектический
закон
единства
и
борьбы
противоположностей. С одной стороны, система стремится к
упорядочению (агрегации), уменьшению энтальпии, с другой
стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая
тенденция растет с понижением температуры, вторая растет с
повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует
величина, которую называют энтропией.
Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия H,
объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его
количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при
соприкосновении систем суммируются.
Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой
неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением
движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении,
расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между
атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы:
конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей,
полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Согласно
постулату Планка любое вещество имеет определенную
положительную энтропию, но при температуре, равной
84
абсолютному нулю, энтропия чистых, правильно образованных
кристаллических веществ равна нулю. Следовательно, можно
вычислить абсолютное значение энтропии веществ. Энтропия
выражается в Дж/(мольК). Энтропия является функцией состояния,
т.е. ее изменение S зависит только от начального S 1 и конечного
S 2 состояний и не зависит от пути процесса.
 S = S2 – S1;
Sх.р = ΣS(прод) – ΣS(исх).
Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно
считать, что мерой беспорядка является величина произведения ТS.
Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух
сил: стремления к упорядочению – Н и стремления к беспорядку – TS.
При р  const и Т  const общую движущую силу процесса, которую
обозначают G, можно найти из соотношения
G = (H2 – H1) – (TS2  ТS1) = H  ТS;
G = H – ТS.
Величина G называется энергией Гиббса или изобарноизотермическим потенциалом. Итак, мерой химического сродства
является убыль или изменение энергии Гиббса G. Она зависит от
природы вещества, его количества и от температуры, является
функцией состояния, поэтому
Gх.р = ΣG(прод) – ΣG(исх).
Самопроизвольно протекающие процессы характеризуются
уменьшением энергии Гиббса. Если G < 0, процесс принципиально
осуществим, если G > 0 – процесс в данных условиях
самопроизвольно проходить не может. Состоянию равновесия
отвечает G = 0 и G = Т S. Чем меньше G, тем сильнее
стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от
состояния равновесия.
Из соотношения G = H – Т S следует, что самопроизвольно
могут протекать эндотермические процессы, для которых H > 0.
Это возможно, когда S > 0, но |Т  S| > |H| и тогда G < 0. С
другой
стороны,
экзотермические
реакции
(H < 0)
85
самопроизвольно не протекают, если при S < 0 окажется, что
G > 0. В табл. П.6 даны стандартные изобарные потенциалы
образования G и стандартные абсолютные энтропии S некоторых
веществ, значениями которых следует пользоваться при решении
задач.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. В каком состоянии 1 моль вещества имеет большую
энтропию: кристаллическом или в виде пара при той же температуре?
Решение. Энтропия есть мера неупорядоченного состояния
вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) имеют
упорядоченное расположение и находятся в определенных точках
пространства, а для газа таких ограничений нет. 1 моль газа имеет
гораздо больший объем, чем 1 моль кристалла, и возможность
хаотичного движения молекул газа больше. Энтропию можно
рассматривать как количественную меру хаотичности атомномолекулярной структуры вещества, поэтому энтропия моля паров
вещества больше энтропии моля его кристаллов при одинаковой
температуре.
Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при
стандартных условиях в системе
СН4(г) + СO2(г)  2СО(г) + 2Н2(г)?
Решение. Для ответа на поставленный вопрос следует
вычислить Gх.р прямой реакции. Значения Gх.р соответствующих
веществ даны в табл. П.6. Зная, что G есть функция состояния и
что G для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях,
устойчивых при стандартных условиях, равны нулю, находим Gх.р
процесса:
Gх.р = ΣG(прод) - ΣG(исх) = 2G(СО) + 2G(Н2) – G(СН4) –
G(СО2) = 2·(137,27) + 2·(0)  (50,79  394,38) = +170,63 кДж.
86
То, что Gх.р > 0, указывает на невозможность самопроизвольного
протекания прямой реакции при Т = 298 К и р = 101325 Па.
Пример 3. На основании энтальпий и энтропий веществ
(табл. П.6) вычислите Gх.р реакции, протекающей по уравнению
СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г).
Решение.
 G =  H – Т S;
Нх.р = ΣН(прод) – ΣН(исх);
Sх.р = ΣS(прод) – ΣS(исх);
Нх.р = (–393,51 + 0) – (–110,52 – 285,84) = +2,85 кДж;
Sх.р. = (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) =
= +76,39 Дж/моль·К = 0,07639 кДж/моль·К;
Gх.р = +2,85 – 298·0,07639 = – 19,91 кДж.
Пример 4. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по
уравнению
Fе2О3 (к) + 3Н2(г) = 2Fе(к) + 3Н2O(г);  H = +96,61 кДж.
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если
изменение энтропии S = 0,1387 кДж/мольК? При какой
температуре начнется восстановление Fe2O3?
Решение. Вычисляем Gх.р реакции
Gх.р =  H – Т S = 96,61 – 298·0,1387= +55,28 кДж.
Так как Gх.р > 0, то реакция при стандартных условиях
невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция
окисления железа (коррозия).
Найдем температуру, при которой Gх.р = 0:
 H = ТS; отсюда
T 
ΔH
96,61

 696,5 K.
ΔS
0,1387
Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция
восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют
температурой начала реакции.
87
Пример 5.. Не производя вычислений,
изменения энтропии в следующих реакциях:
определите
знак
l) NH4NО3(к) = N2О(г) + 2H2О(г);
2) 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г);
3) 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж).
Решение. В реакции (1) 1 моль NH4NО3 в кристаллическом
состоянии образует 3 моля газов, следовательно, ΔS1 > 0.
В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и
число молей газообразных веществ. Следовательно, ΔS2 < 0 и ΔS3 < 0.
При этом ΔS3 имеет более отрицательное значение, чем ΔS2, т.к.
S(Н2О(ж)) < S(Н2О(г)).
Пример 6. По изменению энтропии реакции определите, может
ли реакция протекать самопроизвольно при постоянной температуре
2С(графит) + 3Н2(г) = С2Н6(г).
Решение. Используя данные табл. П.6 находим изменение
энтропии химической реакции ΔS:
Sх.р = ΣS(прод) – ΣS(исх) = S(С2Н6) – (2S(С) + 3S(Н2));
Sх.р = 1 · 229,5 – [ 2 · 5,69 + 3 · 130,59] = –173,65 Дж/К.
Данная реакция самопроизвольно протекать не может, так как
ΔS < 0.
Пример 7. Будут ли следующие реакции самопроизвольно
протекать в прямом направлении при 298 К?
1) Сl2(г) + 2HI(г) ↔ I2(к) + 2НСl(г);
2) I2(к) + H2S(г) ↔ 2HI(г) + S(к).
Решение. Находим значение ΔG (298 К) рассматриваемых
реакций используя данные табл. П.6.
Отсюда для реакций (1) и (2) соответственно
ΔG1 = (G(I2) + 2G(HCl)) – (G(Cl2) + 2G(HI)) =
88
= 2 · (–95,2) – 2 · 1,8 = –194,0 кДж;
ΔG2 = (2G(HI) + G(S)) – (G(I2) + G(H2S)) =
= 2 · 1,8 – 1 · (–33,8) = 37,4 кДж.
Отрицательный знак ΔG1 указывает на возможность
самопроизвольного протекания реакции (1), а положительное
значение ΔG2 означает, что реакция (2) в указанных условиях
протекать не может.
Пример 8. На основании стандартных значений ΔH и S
(табл. П.3) вычислить стандартное изменение свободной энергии
Гиббса при 298 К для реакции
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к).
Решение. Определяем Нх.р:
Нх.р = ΣН(прод) – ΣН(исх);
Нх.р = H(NH4Cl) – (H(NH3) + H(HCl));
Нх.р = 1 · (–315,39) – [1 · (–46,19) + 1 · (–92,31)] = –176,89 кДж.
Реакция экзотермическая.
Находим изменение энтропии реакции:
Sх.р = ΣS(прод) – ΣS(исх) = S(NH4Cl) – (S(NH3) + S(HCl));
Sх.р = 1 · 94,5 – [1 · 192,5 + 1 · 186,68] = –284,68 Дж/К.
Затем находим
G = H – Т S;
G298 = –176,89 + 298 · 284,68·10-3 = –92,01 кДж.
Так как G298 < 0, данная реакция термодинамически возможна
при 298 К.
Пример 9. Найдите изменение энтропии при плавлении 250 г
свинца, если его удельная теплота плавления 23040 Дж/кг, а
температура плавления составляет 327,4 °С.
Решение. Изменение энтропии при переходе вещества из одного
агрегатного состояния в другое равно
89
 S=H/Т,
где H – теплота обратимого фазового превращения;
Т – температура фазового превращения.
Теплота плавления 0,25 кг свинца равна 23040 · 0,25 = 5760 Дж.
Температура равна 327,4 + 273 = 600,4 К.
Изменение энтропии при плавлении 250 г свинца составляет
ΔS = 5760/600,4 = 9,59 Дж/К.
Задачи для самостоятельного решения
7-1. Энтальпии образования оксида и диоксида азота
соответственно равны +90,37 кДж и +33,85 кДж. Определите  S и
G для реакций получения NO и NO2 из простых веществ. Можно ли
получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов
образуется при высокой температуре?
Ответ: +11,94 Дж/мольК; –60,315 Дж/мольК; +86,81 кДж;
+51,82 кДж.
7-2. При какой температуре наступит равновесие системы:
4НСl(г) +O2(г)  2Н2О(г) + 2Сl2(г);
 H = –114,42 кДж.
Что является более сильным окислителем: хлор или кислород в
этой системе и при каких температурах?
Ответ: 891 К.
7-3. Восстановление Fе3О4 оксидом углерода идет по
уравнению Fе3О4(к) + СО(г) = 3FеО(к) + СО2(г). Вычислите G и
сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой
реакции при стандартных условиях. Чему равно  S в этом
процессе?
Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/мольК.
7-4. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению
С2Н2(г) + 2,5O2(г) = 2СO2(г) + Н2O(ж).
Вычислите G и S и объясните уменьшение энтропии в
результате этой реакции.
Ответ: –1235,15 кДж; –216,15 Дж/К.
7-5. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а)
воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите  S для каждого
90
превращения. Сделайте вывод о количественном изменении
энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.
Ответ: а) 118,78 Дж/мольК; б) –3,25 Дж/мольК.
7-6. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях
невозможна экзотермическая реакция, протекающая по уравнению
Н 2 (г) + СО 2 (г) = СО(г) + Н2 О(ж);  H = –2,85 кДж. Зная тепловой
эффект
реакции
и
абсолютные
стандартные
энтропии
соответствующих веществ, определите G этой реакции.
Ответ: +19,91 кДж.
7-7. Прямая или обратная реакция будет протекать при
стандартных условиях в системе 2NO(г) + О2(г)  2NО2(г)? Ответ
мотивируйте, вычислив G прямой реакции.
Ответ: –69,70 кДж.
7-8. Исходя из значений стандартных энтальпий и стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите G реакции,
протекающей по уравнению
NH3(г) + НСl(г) = NН4С1(к).
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти
самопроизвольно?
Ответ: –92,08 кДж.
7-9. При какой температуре наступит равновесие системы
СО(г) + 2Н2(г)  СН3ОН(ж);
 H = –128,05 кДж?
Ответ: 385,5 К.
7-10. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с
диоксидом углерода протекает по уравнению
СН4(г) + СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г);
 H = +247,37 кДж.
При какой температуре начнется эта реакция?
Ответ: 961,9 К.
7-11. Определите G реакции, протекающей по уравнению
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2O(г).
Вычисления сделайте на основании стандартных энтальпий и
энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
Ответ: –959,81 кДж.
7-12. На основании стандартных энтальпии и энтропии
соответствующих веществ вычислите G реакции, протекающей по
уравнению
СO2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2O(ж).
91
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: –130,86 кДж.
7-13. Вычислите изменение энтропии в результате реакции
образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить
из S соответствующих газов, так как S с изменением температуры
изменяется незначительно. Чем можно объяснить отрицательные
значения S?
Ответ: –198,26 Дж/мольК.
7-14. Какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 можно
получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2?
Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив G
реакций.
Ответ: +31,24 кДж; –130,17 кДж; –216,02 кДж.
7-15. На основании стандартных энтальпии и энтропии
соответствующих веществ вычислите G реакции, протекающей по
уравнению
СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2O(г).
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: 142,16 кДж.
7-16. Образование сероводорода из простых веществ протекает по
уравнению
Н2(г) + S(ромб.) = H2S(г);
 H = 20,15 кДж.
Исходя из значений S соответствующих веществ определите S и
G для этой реакции.
Ответ: +43,15 Дж/мольК; –33,01 кДж.
7-17. На основании стандартных энтальпии и энтропии
соответствующих веществ вычислите G реакции, протекающей по
уравнению
С2Н4(г) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж).
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: –1331,26 кДж.
7-18. Определите, при какой температуре начнется реакция
восстановления Fe3O4, протекающая по уравнению
Fe3O4(к) + СО(г) = 3FеО(к) + СО2(к);  H = +34,55 кДж.
Ответ: 1102,4 К.
7-19. Вычислите, при какой температуре начнётся диссоциация
пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению
РСl5(г) = РСl3(г) + Сl2(г);
 H = +92,59 кДж.
92
Ответ: 509 К.
7-20. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих
по уравнениям:
2СН4(г) = С2Н2(г) + 3Н2(г);
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г);
С(графит) + O2(г) = СO2(г).
Почему в этих реакциях S > 0; < 0;  0?
Ответ:
220,21
Дж/моль К;
–198,26
Дж/моль К;
2,93 Дж/мольК.
7-21. Определите знак изменения энтропии для реакции:
2А2(г) + В2(г) = 2А2В(ж).
Возможно ли протекание этой реакции при стандартных
условиях? Ответ обосновать.
7-22. Возможна ли следующая реакция при стандартных
условиях:
2Hg2Cl2(к) = 2HgCl2(к) + 2Hg(ж)?
Ответ подтвердите расчётом G этой системы.
Ответ: 59,84 кДж.
7-23. Рассчитайте значения G (298 К) реакций (а, б, в) и
установите, в каком направлении они могут протекать
самопроизвольно в стандартных условиях:
a) NiO(к) + Рb(к) ↔ Ni(к) + РЬО(к);
б) Pb(к) + CuO(к) ↔ РЬО(к) + Cu(к);
в) 8А1(к) + 3Fe3О4(к) ↔ 9Fe(к) + 4Аl2О3(к).
Ответ: а) 22,5 кДж; б) –59,7 кДж; в) –3286,4 кДж.
7-24. Вычислите ΔG для реакции
СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)
при 25, 500 и 1500 °С. Зависимостью ΔН и ΔS от температуры
пренебречь. Постройте график зависимости ΔG от температуры и по
графику найдите температуру, выше которой данная реакция при
стандартных условиях может протекать самопроизвольно.
Ответ: 129,55 кДж; 53,3 кДж; –107,1 кДж.
7-25. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 3 молей
уксусной кислоты СН3СООН, если температура плавления СН3СООН
16,6 °С, а теплота плавления равна 194 Дж/г.
Ответ: 120,5 Дж/К.
7-26. Вычислите изменение энтропии при испарении 250 г воды
при 25 °С, если молярная теплота испарения воды при этой
температуре равна 44,08 кДж/моль.
93
Ответ: 2053,4 Дж/К.
7-27. Теплота испарения бромбензола при 429,8 К равна
241,0 Дж/г. Определите ΔS при испарении 1,25 моль бромбензола.
Ответ: 110,0 Дж/К.
7-28. Изменение энтропии при плавлении 100 г меди равно
1,28 Дж/К. Рассчитайте удельную теплоту плавления меди, если
температура плавления меди равна 1083 °С.
Ответ: 17358,7 Дж/кг.
7-29. Удельная теплота плавления льда 33480 Дж/кг. Определите
изменение молярной энтропии при плавлении льда.
Ответ: 2,207 Дж/(моль·К)
7-30. Вычислите ΔН, ΔS и G(Т) реакции, протекающей по
уравнению
Fe2O3(к) + 3Н2(к) = 2Fe(к) + 3Н2О(г).
Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при
температурах 500 и 2000 К?
Ответ: 96,61 кДж; 138,73 Дж/К; 27,2 кДж; –180,85 кДж.
Тестовые задания
Т7-1. Термодинамической функцией, которая характеризует степень
неупорядоченности состояния системы, является
а) энтальпия;
б) внутренняя энергия;
в) энтропия;
г) теплоемкость.
Т7-2. Если для реакции NH4NO3(т) = N2O(г) + 2 H2O(г),
ΔН = 124,2 кДж; Δ G = 186,7 кДж, то она является
а) экзотермической и при стандартных условиях протекает в
обратном направлении;
б) эндотермической и при стандартных условиях протекает в
обратном направлении;
в) экзотермической и при стандартных условиях протекает в
прямом направлении;
г) эндотермической и при стандартных условиях протекает в
прямом направлении.
Т7-3. Уравнение реакции, происходящей с увеличением энтропии,
имеет вид
а) N2(г) + O2(г) = 2NO(г);
94
б) 2H2S(г) + 3О2(г) = 2Н2О(г) + 2SО2(г);
в) СаО(т) + СО2(г) = СаСО3(т);
г) NH4NO2(т) = N2(г) + 2 H2O(г)
Т7-4. Термическое разложение нитрата калия по реакции
2KNO3(к) = 2 KNO2(к) + O2(г)
а) сопровождается увеличением энтропии;
б) сопровождается уменьшением энтропии;
в) не приводит к изменению энтропии;
г) по уравнению реакции невозможно сделать вывод о характере
изменения энтропии.
Т7-5. Не производя вычислений, указать, для каких процессов ΔS > 0
а) MgO(к) + H2(г) = Mg(к) + H2O(ж);
б) С(к) + СО2(г) = 2СО(г);
в) 4HCl(г) + O2(г) = 2Сl2(г) + 2H2O(г);
г) NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г).
Т7-6. Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то в каком случае реакция может
протекать самопроизвольно?
а) |ΔH| > |ТΔS|;
б) |ΔH| < |ТΔS|;
в) |ΔH| = |ТΔS|;
г) |ΔH| >> |ТΔS|.
Т7-7. Изменение энтропии ΔS реакции
C4H8(г) + 6O2(г) = 4CO2(г) + 4H2O(ж)
а) ΔS > 0;
б) ΔS < 0;
в) ΔS ≈ 0;
г) по уравнению реакции невозможно оценить знак изменении
энтропии.
Т7-8. Знак ΔG таяния льда при 263 К
а) ΔG > 0;
б) ΔG = 0;
в) ΔG < 0;
г) ΔG >> 0.
Т7-9. Случай, при котором реакция неосуществима при любых
температурах:
а) ΔH < 0, ΔS > 0;
б) ΔH < 0, ΔS < 0;
в) ΔH > 0, ΔS > 0;
г) ΔH > 0, ΔS < 0.
95
Т7-10. Термическое разложение карбоната кальция по реакции
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г)
а) сопровождается увеличением энтропии;
б) сопровождается уменьшением энтропии;
в) не приводит к изменению энтропии;
г) по уравнению реакции невозможно сделать вывод о характере
изменения энтропии.
Т7-11. Согласно постулату Планка
а) энтропия идеального кристалла при 0 К равна нулю;
б) энтропия повышается при превращении жидкости в газ;
в) энтропия повышается при плавлении кристаллов;
г) энтропия возрастает при увеличении массы вещества.
8. Химическая кинетика и равновесие
Кинетика - учение о скорости различных процессов, в том числе
химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости
реакции является неравенство G < 0. Но это неравенство не
является еще полной гарантией фактического течения процесса в
данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических
возможностей реакции. Например, реакции
V2O2(г) + Н2(г) = Н2O(г);
2А1(к) + 3I2(к) = 2АlI3(к);
характеризуются отрицательными значениями ΔG при Т = 298 К и
р = 101325 Па и, следовательно, возможны. Однако скорость их
протекания настолько мала, что заметить их протекание
практически невозможно. В стандартных условиях такие реакции
идут только в присутствии катализатора.
Химические реакции протекают с различными скоростями. О
скорости химических реакций судят по изменению концентрации
реагирующих веществ в единицу времени. Среднюю скорость
химической реакции V в данном промежутке времени находят по
формуле
96
где C1  концентрация одного из реагирующих веществ в момент
времени t1;
C2  концентрация этого же вещества к моменту времени t2.
Истинная скорость V, т.е. скорость реакции в данный момент
времени, выражается первой производной по времени
Основными факторами, влияющими на скорость реакции,
являются концентрации реагирующих веществ и температура.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации
реагирующих веществ выражается законом действующих масс:
Скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению молярных концентраций реагирующих веществ,
взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам
соответствующих веществ в уравнении реакции.
Для реакции вида aA + bB + cC → dD + fF + … закон
действующих масс можно математически записать так
где CA, CB, CC  концентрации веществ А, В, С (моль/дм3) в данный
момент времени;
k  коэффициент пропорциональности, называемый константой
скорости реакции.
Константа скорости представляет собой скорость реакции, когда
концентрации всех исходных веществ равны 1 моль/ дм 3. По
характеру протекания реакции подразделяются на три группы:
одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные. В
одномолекулярных реакциях в отдельном акте изменение
претерпевает одна молекула вещества. Схематично эти реакции
можно записать так
А→В+С+…
По закону одномолекулярных реакций протекают многие
химические реакции разложения, изомеризации, реакция инверсии
тростникового сахара, радиоактивный распад, диффузия газов.
97
В двухмолекулярных реакциях в отдельном акте изменение
претерпевают две одинаковые или две различные молекулы веществ
2А → В + С + D + …;
A+B→C+E+F+…
Трехмолекулярные реакции, т.е. реакции, в отдельном акте
которых участвуют три одинаковые или три различные молекулы,
наблюдаются сравнительно редко.
3A → B + E + F + …;
A + 2B → R + N + …;
A+B+C→M+P+…
Реакции, в которых участвуют более трех молекул, протекают
ступенчато, по стадиям. Общая скорость таких сложных реакций
определяется скоростью наиболее медленной из стадий.
Порядок реакции не всегда совпадает с молекулярностью. Его
определяют опытным путем. Особенно это важно для сложных
ступенчатых реакций, когда по суммарному уравнению химической
реакции совершенно невозможно судить о механизме протекания
процесса.
При решении задач следует считать, что порядок реакции по
определенному веществу совпадает с его стехиометрическим
коэффициентом в уравнении химической реакции.
Зависимость скорости химической реакции от температуры
определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на
каждые десять градусов скорость реакции увеличивается в 2…4 раза.
где γ  температурный
коэффициент
скорости
реакции,
показывающий во сколько раз увеличивается скорость
реакции при повышении температуры на 10 градусов.
Химическое равновесие присуще обратимым химическим
реакциям, протекающим как в прямом, так и в обратном
направлениях. Химическое равновесие наступает, когда скорость
98
прямой реакции
станет равна скорости обратной реакции
. Т.е.
условием химического равновесия является равенство
Химическое равновесие имеет следующие характеристики.
1. Равновесное состояние наиболее устойчиво (наиболее
вероятно), а переход к любому другому состоянию требует затраты
работы.
2. Возможность подхода к состоянию равновесия с двух сторон.
3. Динамический характер равновесия: процессы при равновесии
не прекращаются, а протекают в прямом и обратном направлении с
одинаковой скоростью.
4. Подвижность равновесия: если на систему оказывается
бесконечно малое воздействие, то система выходит из состояния
равновесия. При устранении воздействия система возвращается в
состояние равновесия.
5. Экстремальное значение соответствующих функций: Smax,
Gmin, Fmin.
Пусть в химической реакции
aA + bB ↔ cC + dD,
участвуют идеальные газы: A, B, C, D. Тогда рA, рB, рC, рD 
парциальные давления газов в равновесной смеси.
Математическое выражение для константы равновесия Кр будет
являться также математическим выражением закона действующих
масс:
Закон действующих масс показывает, что отношение
произведений парциальных давлений продуктов реакций к
произведению парциальных давлений исходных веществ есть
величина постоянная при данной температуре.
Константа равновесия может быть выражена через концентрацию
веществ:
99
Т.к. давление и концентрация твёрдых веществ являются
величинами постоянными при данной температуре, то они не зависят
от количества вещества, и поэтому не входят в константу равновесия.
Например, для реакции
C(графит) + 2 Н2(г) ↔ СН4(г);
Смещение химического равновесия описывает принцип ЛеШателье: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого
равновесия, оказывается внешнее воздействие, изменяющее одно из
условий определяющих положение равновесия, то равновесие
смещается в ту сторону уменьшения внешнего воздействия.
1) Влияние температуры: повышение температуры означает, что
к системе подводится тепло, равновесие при этом смещается в
сторону процесса, идущего с поглощением тепла, то есть в сторону
эндотермической реакции.
2) Влияние давления: увеличение давления смещает равновесие в
сторону меньших объёмов, то есть меньшего числа молей
газообразных веществ. Давление оказывает влияние только на
реакции, в которых участвуют вещества в газообразном состоянии.
3) Разбавление смеси индеферентным газом, т.е. газом не
участвующим в данной реакции (например, азотом), действует также
как уменьшение давления.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Написать выражения закона действия масс для
реакций:
а) 2NO(г) + О2(г) = 2NО2(г);
б) FeO(к) + CO(г) = Fe(к) +CО2(г).
Решение. а) V = k·[NO]2·[О2] (реакция гомогенная); б) поскольку
оксид железа (II) находится в твердом состоянии, его концентрация в
100
ходе реакции не меняется и выражение для скорости данной
гетерогенной реакции будет следующим: V = k·[CO].
Пример 2. Как изменяется скорость реакции образования
аммиака N2 (г) + 3Н2 (г)  2NН3 (г) при уменьшении объема
реакционного сосуда в 5 раз?
Решение. До изменения объема системы скорость реакции
выражалась уравнением V = k·[N2 ]·[Н2]3. При уменьшении объема
системы концентрация каждого компонента возрастает в 5 раз
V′ = k·5[N2 ]·(5[Н2])3 = 625·k·[N2 ]·[Н2]3.
Сравнивая выражения для v и v′, находим, что скорость реакции
возрастёт в 625 раз.
Пример 3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной
реакции в системе 2SO2(г) + О2(г)  2SO3(г), если объем газовой
смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие
системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ
[SO2 ] = а; [О2 ] = b; [SO3 ] = с.
Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной
реакций до изменения объема
= K a2b,
= K1 c2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза
концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три
раза: [SO2] = 3а; [O2] = 3б; [SO3 ] = 3с. При новых концентрациях
скорости V' прямой и обратной реакций:
= K (3a)2(3b);
= K1 (3c)2 = 9K1 c2.
Отсюда
101
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27
раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в
сторону образования серного ангидрида.
Пример 4. Температурный коэффициент реакции равен 3.
Найдите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при
увеличении температуры на 30 градусов.
Решение. По правилу Вант-Гоффа
Таким образом, при повышении температуры на 30 градусов
скорость реакции возросла в 27 раз.
Пример 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость
реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры
от 30 до 70 °С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от
температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по
формуле
102
Следовательно, скорость реакции
, протекающей при
температуре 70 °С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции
, протекающей при температуре 30 °С, в 16 раз.
Пример 6. В момент установления равновесия в системе
N2 (г) + 3Н2 (г)  2NН3 (г)
равновесные концентрации азота, водорода и аммиака соответственно
равны 2,5; 1,8 и 3,6 моль/дм3. Вычислите константу химического
равновесия этой реакции (K) и начальные концентрации азота и
водорода.
Решение. Вычислим константу равновесия
Из уравнения реакции следует, что на образование двух молей
NH3 расходуется 1 моль N2. Следовательно, на образование 3,6 моль
NH3 необходимо 3,6/2 = 1,8 моль N2 (убыль N2 в ходе реакции).
Отсюда
[N2]исх = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/дм3.
Аналогично рассматриваем начальную концентрацию Н2: на
образование 2 моль NH3 расходуется 3 моль Н2, а для получения 3,6
моль NH3 требуется 3,6·3/2 = 5,4 молей Н2 (убыль Н2 в ходе реакции).
[Н2]исх = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/дм3.
Таким
образом,
реакция
начиналась
при
исходных
3
концентрациях азота и водорода: 4,3 моль/дм и 7,2 моль/дм3
соответственно.
Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г) + Н 2 O(г)  СO 2 (г) + Н 2 (г)
103
при 850 °С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при
равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх = 3 моль/дм3,
[Н2О]исх = 2 моль/дм3.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной
реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть величина
постоянная и называется константой, равновесия данной системы K:
= k1 [СО] [Н2O];
= k2 [СО2] [Н2];
k
[CO2 ][ H 2 ]
K 1 
.
k2 [CO][ H 2O]
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в
выражение константы равновесия входят только равновесные
концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту
равновесия концентрации [СО2]равн = х моль/дм3. Согласно уравнению
реакции число молей образовавшегося водорода при этом будет
также равно х моль/дм3. По столько же молей (х моль/дм3) СО и Н2О
расходуется для образования х молей как СО2 так и Н2.
Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ
будут равны
[СО2]равн = [Н2]равн = х моль/дм3;
[СО]равн = (3 – х) моль/дм3;
[Н2О]равн = (2 – х) моль/дм3.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и
исходные концентрации всех веществ
х 2 = 6 – 2х – 3х + х 2 ;
5х = 6;
х = 1,2 моль/дм3.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СО2]равн = 1,2 моль/дм3;
[Н2]равн = 1,2 моль/дм3;
[СО]равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/дм3;
[Н2О]равн = 2 – 1,2 = 0,8 моль/дм3.
104
Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида
фосфора протекает по уравнению
РСl5(г)  РСl3(г) + Сl2(г); H = + 129,7 кДж.
Как надо изменить: а) температуру;
б)
давление;
в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой
реакции  разложения РСl5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия
называют изменение равновесных концентраций реагирующих
веществ в результате изменения одного из условий реакции.
Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по
принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РСl5
эндотермическая (H > 0), то для смещения равновесия в сторону
прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной
системе разложение РСl5 ведет к увеличению объема (из одной
молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для
смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить
давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно
достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением
концентрации РСl3 или Сl2.
Пример 9. Как повлияет повышение концентраций исходных
веществ и понижение температуры и давления на равновесие реакции
СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г);
ΔН = –41,2 кДж?
Решение.
Согласно принципу Ле-Шателье
увеличение
концентрации СО и Н2О приведет к смещению равновесия в сторону
реакции, т.е. равновесие смещается вправо, в сторону прямой
реакции. Из выражения термохимического уравнения реакции
следует, что прямая реакция является экзотермической (ΔН < 0), тогда
понижение температуры реакции сместит равновесие в сторону
нагрева системы, т.е. в сторону экзотермической реакции, вправо.
Из уравнения реакции видно, что реакция проходит в газовой
фазе без изменения числа молей газообразных веществ (вступает в
реакцию 2 моль и образуется 2 моль). Поэтому понижение давления
не приведет к смещению химического равновесия данной реакции.
105
Пример 10. Вычислить, при какой температуре реакция
закончится в течение 20 мин., если при 20 ºС на это требуется 3 ч.
Температурный коэффициент равен 3.
Решение. Определим, во сколько раз сократится время
протекания реакции 3·60/20 = 9 раз. Следовательно, скорость
реакции возрастет в 9 раз. Тогда на основании уравнения ВантГоффа найдем температуру, при которой реакция закончится за 20
мин.
Т 2 = 40 ºС.
Задачи для самостоятельного решения
8-1. Окисления серы и ее диоксида протекают по уравнениям:
а) S(к) + O2(г) = SO2 (г); б) 2SО2 (г) + О2 (г) = 2SO3(г). Как
изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем
уменьшить в четыре раза?
Ответ: увеличатся: а) в 4 раза; б) в 64 раза.
8-2. Напишите выражение для константы равновесия
гомогенной системы N2 + 3Н2  2NН3. Как изменится скорость
прямой реакции  образования аммиака, если увеличить
концентрацию водорода в 3 раза?
Ответ: увеличится в 27 раз.
8-3. Реакция идет по уравнению N2 + О2 = 2NО.
Концентрации исходных веществ до начала реакции были:
[N2] = 0,049 моль/дм3;
[O2 ] = 0,01 моль/дм3.
Вычислите
концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] стала равной
0,005 моль/дм3.
Ответ: [N2] = 0,0465 моль/дм3; [О2] = 0,0075 моль/дм3.
8-4. Реакция идет по уравнению N2 + 3Н2 = 2NН3.
Концентрации
участвующих
в
ней
веществ
были:
3
3
[N2] = 0,80 моль/дм ; [Н2] = 1,5 моль/дм ; [NН3] = 0,10 моль/дм3.
Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [Н2 ] стала
равной 0,50 моль/дм3.
Ответ: [NН3 ] = 0,70 моль/дм3; [Н2] = 0,60 моль/дм3.
8-5. Реакция идет по уравнению Н 2 + I2 = 2НI. Константа
скорости этой реакции при 508 °С равна 0,16. Исходные
концентрации реагирующих веществ были: [Н 2] = 0,04 моль/дм3;
106
[I2 ] = 0,05 моль/дм3. Вычислите начальную скорость реакции и
скорость ее, когда [Н 2 ] стала равной 0,03 моль/дм3.
Ответ: 3,210 4 ; 1,92104 .
8-6. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции,
протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120
до 80 °С. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
Ответ: в 81 раз.
8-7. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, при повышении температуры на 60 °С, если температурный
коэффициент скорости данной реакции равен двум?
Ответ: увеличится в 64 раза.
8-8. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, при понижении температуры на 30 °С, если температурный
коэффициент скорости данной реакции равен трем?
Ответ: уменьшится в 27 раз.
8-9. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной
системы СН4 + СО2  2СО + 2Н2. Как следует изменить температуру и
давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция –
образования водорода – эндотермическая.
8-10. Реакция идет по уравнению 2NO + О2 = 2NО2.
Концентрации исходных веществ были: [NO] = 0,03 моль/дм3;
[О2] = 0,05 моль/дм3. Как изменится скорость реакции, если
увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/дм3 и концентрацию
NO до 0,06 моль/дм3.
Ответ: в 8 раз.
8-11. Напишите выражение для константы равновесия
гетерогенной системы СО2 + С  2СО. Как изменится скорость
прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО2
уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы
повысить выход СО?
8-12. Равновесие гомогенной системы
4НСl(г) + O2(г)  2Н2O(г) + 2Сl2(г)
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:
[Н2О] = 0,14 моль/дм3; [Сl2] = 0,14 моль/дм3; [НСl] = 0,20 моль/дм3;
[О2] = 0,32 моль/дм3.
Вычислите
исходные
концентрации
хлороводорода и кислорода.
Ответ: 0,48 моль/дм3; 0,39 моль/дм3.
8-13. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г) + Н2О(г)  СО2(г) + Н2(г), если равновесные концентрации
107
реагирующих веществ [СО] = 0,01 моль/дм3; [H2О] = 0,064 моль/дм3;
[СО2] = 0,016 моль/дм3; [H2] = 0,016 моль/дм3.
Ответ: K = 1.
8-14. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г) + Н2О(г)  СО2(г) + Н2(г)
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные
концентрации всех реагирующих веществ, если исходные
концентрации [СО] = 0,10 моль/дм3; [H2О] = 0,40 моль/дм3.
Ответ: [СО 2 ] = [Н 2 ] = 0,08 моль/дм3; [СО] = 0,02 моль/дм3;
[Н2О] = 0,32 моль/дм3.
8-15. Константа равновесия гомогенной системы
N2 + 3H2  2NH3
при температуре 400 °С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода
и аммиака соответственно равны 0,2 моль/дм3 и 0,08 моль/дм3.
Вычислите равновесную и начальную концентрации азота.
Ответ: 0,8 моль/дм3; 0,84 моль/дм3.
8-16. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы
2NO + О2  2NO2 установилось при следующих концентрациях
реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/дм3; [O2] = 0,1 моль/дм3;
[NO2] = 0,1 моль/дм3. Вычислите константу равновесия и исходные
концентрации NO и О2.
Ответ: 2,5; 0,3 моль/дм3; 0,15 моль/дм3.
8-17. Почему при изменении давления смещается равновесие
системы N2 + 3Н2  2NH3 и не смещается равновесие системы
N2 + О2  2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скоростей
прямой и обратной реакций в этих системах до и после изменения
давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из
данных систем.
8-18. Исходные концентрации NO и С12 в гомогенной системе
2NO + С12  2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/дм3.
Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления
равновесия прореагировало 20 % NO.
Ответ: 0,416.
8-19. В начальный момент протекания реакции N2 + 3Н2 ↔ 2NН3
концентрации были равны: [N2 ] = 1,5 моль/дм3; [Н2] = 2,5 моль/дм3.
Какими будут концентрации азота и водорода тогда, когда
концентрация аммиака будет равна 0,5 моль/дм3?
Ответ: 1,25 моль/дм3 и 1,75 моль/дм3.
108
8-20. В системе СO + С12  СOCl2 концентрацию СО увеличили
от 0,3 до 1,2 моль/дм3, а концентрацию С12 – от 0,2 до 0,6 моль/дм3.
Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
Ответ: в 12 раз.
8-21. Константа скорости реакции A + 2B ↔ 3С равна
0,6 (дм3)2/(моль2·с). Начальные концентрации: [А] = 2,0 моль/дм3;
[B] = 2,5 моль/дм3. В результате реакции концентрация вещества В
оказалась равна 0,5 моль/дм3. Найдите концентрацию вещества А и
скорость реакции.
Ответ: 1,0 моль/дм3; 0,15 моль/(дм3·с).
8-22. При 150 °С реакция заканчивается за 16 мин. Принимая
температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5,
рассчитайте, через какое время закончится эта реакция, если
проводить ее при: а) 200 °С; б) 80 °С.
Ответ: а) 9,8 с; б) 162,6 ч.
8-23. Через некоторое время после начала реакции
4НСl(г) + O2(г)  2Н2O(г) + 2Сl2(г)
концентрации его участников стали равны: [Сl2] = 0,3 моль/дм3;
[НСl] = 0,85 моль/дм3; [О2] = 0,44 моль/дм3. Какими были
концентрации НСl и O2 в начальный момент времени?
Ответ: 1,45 моль/дм3; 0,59 моль/дм3.
8-24. Вычислите, при какой температуре реакция закончится за
45 мин, если при 293 К на это требуется 3 ч. Температурный
коэффициент скорости реакции равен 3,2.
Ответ: 304,9 К.
8-25. При некоторой температуре равновесие в системе
2NО2 ↔ 2NO + О2
установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,06 моль/дм3,
[NO] = 0,24 моль/дм3, [О2] = 0,12 моль/дм3. Найти константу
равновесия этой реакции и начальную концентрацию NО2.
Ответ: 1,92; 0,3 моль/дм3.
8-26. При 713 К константа диссоциации HI равна 1/64. Найти
концентрации Н2, I2 и HI в состоянии равновесия, если вначале было
взято 2 моль HI. Объем реакционного сосуда равен 5 дм3.
Ответ: 0,04 моль/дм3; 0,04 моль/дм3; 0,032 моль/дм3.
8-27. В гомогенной системе А + 2В ↔ С равновесные
концентрации равны: [А] = 0,06 моль/дм3; [В] = 0,12 моль/дм3;
[С] = 0,216 моль/дм3. Вычислите константу равновесия и начальные
концентрации веществ А и В.
109
Ответ: 250; 0,276 моль/дм3; 0,552 моль/дм3.
8-28. Константа равновесия реакции А(г) + В(г) ↔ С(г) + D(г)
равна единице. Сколько процентов вещества А подвергается
превращению, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества
В?
Ответ: 62,5 %.
8-29. Реакция протекает по уравнению 2А ↔ В. Начальная
концентрация вещества А равна 0,2 моль/дм3. Константа равновесия
реакции равна 0,5. Определите равновесные концентрации веществ А
и В.
Ответ: 0,170 моль/дм3; 0,015 моль/дм3.
8-30. Как повлияет на равновесие реакций
2H2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г);
ΔН = –483,6 кДж;
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г);
ΔН = 179 кДж.
а) повышение давления; б) повышение температуры? Ответ
мотивируйте.
Тестовые задания
Т8-1. Значение концентрации исходных веществ, при которых
скорость элементарной гомогенной реакции 2А + В = С численно
равна константе скорости, составляет __ моль/дм3.
а) 2;
б) 1;
в) 0,67;
г) 1,5.
Т8-2. Уравнение реакции, скорость которой не изменяется с
увеличением давления, имеет вид
а) MgCO3(т) = MgO(т) + CO2(г);
б) 2 SO3(г) = 2 SO2(г) + O2(г);
в) MgO(т) + CO2(г) = MgCO3(т);
г) 2 NO(г) + O2(г) = 2 NO2(г).
Т8-3. Если при увеличении температуры от 50 до 90 ºС скорость
реакции возрастает в 16 раз, то температурный коэффициент
скорости равен
а) 2;
б) 2,5;
в) 3;
г) 4.
110
Т8-4. Увеличение скорости реакции под действием катализатора
происходит в результате
а) уменьшения концентрации продуктов;
б) увеличения температуры;
в) уменьшения энергии активации;
г) увеличения концентрации реагентов.
Т8-5. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
Скорость реакции при повышении температуры от 300 до 340 ºС
увеличивается в ____ раз.
а) 9;
б) 81;
в) 27;
г) 12.
Т8-6. При повышении давления в 2 раза скорость гомогенной
элементарной химической реакции 2 NO + Cl2 = 2 NOCl
увеличивается в ___ раза.
а) 6;
б) 4;
в) 2;
г) 8.
Т8-7. Количественное влияние температуры на скорость химической
реакции выражается уравнением
а) Ленгмюра;
б) Клапейрона–Менделеева;
в) Нернста;
г) Аррениуса.
Т8-8. Для того чтобы скорость гомогенной элементарной реакции
2 NO + O2 = 2 NO2 не изменилась при уменьшении концентрации
оксида азота (II) в 2 раза, необходимо концентрацию кислорода
а) оставить без изменения;
б) увеличить в 2 раза;
в) увеличить в 4 раза;
г) уменьшить в 4 раза.
Т8-9. Если температурный коэффициент химической реакции равен 2,
то при повышении температуры от 20 до 50 ºС скорость реакции
а) увеличивается в 6 раз;
б) уменьшается в 4 раза;
в) уменьшается в 2 раза;
г) увеличивается в 8 раз.
111
Т8-10. Для реакции X + Y = Z при Cx=2 моль/дм3 и Cy=1 моль/дм3
скорость реакции равна 0,30 моль/дм3·ч. Вычислите константу
скорости реакции:
а) 0,15;
б) 0,4;
в) 0,6;
г) 0,4;
д) 0,9.
Т8-11. Уравнение константы равновесия для реакции
С(к) + СО2(г)  2СО(г) имеет вид
;
;
;
.
Т8-12. Для увеличения выхода метанола в системе
СО(г) + 2 Н2(г)  СН3ОН(г); ΔН < 0 необходимо
а) повысить температуру;
б) понизить концентрацию оксида углерода (II);
в) повысить концентрацию водорода;
г) понизить давление.
Т8-13. Если в колонне синтеза оксида серы (VI) при 600 0С
установилось равновесие 2SO2(г) + O2(г)  2SO3(г), ΔН < 0, то при
увеличении температуры давление в системе
а) уменьшается;
б) не изменяется;
в) становится равным атмосферному;
г) увеличивается.
Т8-14. В состоянии химического равновесия скорость прямой
реакции _____ скорости обратной реакции.
а) больше;
б) меньше;
112
в) не зависит от;
г) равна.
Т8-15. Для экзотермического процесса синтеза аммиака
одновременное понижение температуры и увеличение давления
_______ выход аммиака.
а) увеличивает;
б) сначала увеличивает, а затем уменьшает;
в) уменьшает;
г) не влияет на.
Т8-16. Уравнения равновесных процессов, в которых изменение
давления не вызывает смещения равновесия, имеют вид
а) CaO(т) + CO2(г)  CaCO3(т);
б) 2NO(г) + O2(г)  2NO2(г);
в) Fe3O4(т) + 4CO(г)  3Fe(т) + 4CO2(г);
г) CO(г) + H2O(г)  CO2(г) + H2(г).
Т8-17. Константа равновесия ½Cu2S(к) + O2(г)  СuO(к) + ½SO2(г)
равна величине К. Вычислите константу равновесия реакции
Cu2S(к) + 2O2(г)  2СuO(к) + SO2(г):
а) К;
б) 2К;
в) К1/2;
г) К2;
д) 2К2.
Т8-18. В системе установилось равновесие
2СО2  2СО + О2; ΔH = 563 кДж/моль. В какую сторону оно
сместится при повышении температуры?
а) не сместится;
б) вправо;
в) влево;
г) нет ответа.
Т8-19. В какую сторону сместится равновесие системы
N2(г) + 3H2(г)  2NH3(г) при повышении давления?
а) не сместится;
б) в сторону N2 и H2;
в) в сторону NH3;
г) нет ответа.
Т8-20. В какую сторону сместится равновесие реакции
N2(г) + 3H2(г)  2NH3(г) при увеличении концентрации водорода?
а) вправо;
113
б) влево;
в) не сместится;
г) нет ответа.
Т8-21. Если прямая реакция равновесной конденсированной системы
протекает с выделением теплоты, то для смещения равновесия в
сторону продуктов реакции, следует
а) повысить давление;
б) понизить давление;
в) понизить температуру;
г) повысить температуру.
9. Общие свойства растворов
Раствор (истинный раствор) – это твёрдая или жидкая
гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов.
Размеры частиц, образующих растворы, равны размерам молекул или
ионов и составляют 10-7 – 10-8 см.
Растворы состоят из растворённого вещества (или нескольких
веществ) и растворителя (или нескольких растворителей). Если
вещества имеют разное агрегатное состояние, то растворитель – это
компонент, сохраняющий в растворе своё агрегатное состояние. Если
агрегатное состояние всех веществ одинаково, то растворитель – это
компонент, которого больше. Но в случае водных растворов
растворитель всегда вода.
Способность веществ растворяться в том или ином растворителе
называется растворимостью. Выделяют следующие типы
растворов:
I. Растворы неэлектролитов – это растворы веществ, которые не
проводят электрический ток.
II. Растворы электролитов – это растворы веществ, проводящих
электрический ток.
Идеальный раствор - это раствор, при образовании которого
объемный ΔV и тепловой ΔH эффекты равны нулю. Частицы такого
раствора находятся на большом расстоянии и их взаимодействием
можно пренебречь. К идеальным растворам приближаются
разбавленные растворы неэлектролитов. Они имеют 4 основных
свойства: давление насыщенного пара растворителя над раствором;
температура кипения и температура замерзания раствора и
114
осмотическое давление над раствором. Изменение этих свойств с
составом раствора описывается соответствующими законами.
1. Давление насыщенного пара растворителя над раствором р
всегда ниже, чем над чистым растворителем р0: р < р0.
Первый закон Рауля: относительное понижение давления
насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворённого
вещества:
где p – давление насыщенного пара над раствором;
p0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем;
N2 – мольная доля растворённого вещества; она равна отношению
количества молей растворенного вещества n2 к сумме количества
молей растворителя n1 и растворенного вещества n2:
2. Второй закон Рауля: повышение температуры кипения и
понижение температуры замерзания растворов пропорциональны их
концентрациям.
Температура кипения раствора – температура, при которой
давление паров становится равным внешнему давлению – 101 кПа.
Температура кипения растворов Ткип.р-ра всегда выше, чем у
чистого растворителя Ткип.р-ля. Изменение температуры кипения равно
ΔТкип = Ткип.р-ра – Ткип.р-ля .
Температура замерзания раствора – температура, при которой
давление пара над раствором становится равным давлению пара над
твёрдой фазой.
Температура замерзания растворов Тзам.р-ра всегда выше, чем у
чистого растворителя Тзам.р-ля. Изменение температуры кипения равно
ΔТзам = Тзам.р-ра – Тзам.р-ля .
Согласно второму закону Рауля
115
ΔТкип = Кэ·Сm ;
ΔТзам = Ккр·Сm ,
где Сm – моляльная концентрация раствора;
Кэ – эбулиоскопическая константа;
Ккр – криоскопическая константа.
Для воды Кэ = 0,52 ºС·кг/моль; Ккр = 1,86 ºС·кг/моль.
По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и
повышение температуры кипения раствора Т по сравнению с
температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается
уравнение
m  1000
Т  K в
,
M  m р  ля
где К – криоскопическая Ккр или эбуллиоскопическая Кэ константы;
mв и М – соответственно масса растворенного вещества и его
молярная масса;
mр-ля – масса растворителя.
3. Осмотическое давление над раствором. Осмос – это процесс
самопроизвольного перехода растворителя в раствор через
полунепроницаемую мембрану. Давление, которое нужно приложить
к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим
давлением π..
Осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало
бы растворимое вещество, если бы находясь в газообразном
состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объём, что и
раствор (закон Вант-Гоффа):
где π – осмотическое давление, кПа;
V – объем раствора, м3;
СМ – молярная
концентрация
растворенного
вещества,
3
моль/дм ;
R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/(моль·К);
Т – температура раствора, К;
mв и М – масса и молярная масса растворенного вещества.
Основными свойства растворов электролитов являются
удельная и эквивалентная электропроводности. Разбавленные
116
растворы электролитов описываются законами Рауля и Вант-Гоффа
при введении в них изотонического коэффициента i:
ΔТкип = i·Кэ·Сm ;
ΔТзам = i·Ккр·Сm ;
π = i·СМ·R·T .
Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число
частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе
возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же
концентрации. Изотонический коэффициент i учитывает это
возрастание. Уравнения для вычисления свойств растворов
электролитов запишутся следующим образом:
где π – осмотическое давление, кПа;
V – объем раствора, м3;
i – изотонический
коэффициент,
связан
диссоциации электролита α соотношением
со
степенью
где n - число ионов, на которые распадается при диссоциации
молекула электролита.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Вычислить температуры кристаллизации и кипения
2%-ного водного раствора глюкозы С6Н12О6.
Решение.
Согласно закону Рауля понижение температуры кристаллизации
2 %-ного раствора находим по формуле
117
Т  1,86
2  1000
 0,21С .
180  98
Вода кристаллизуется при 0 ºС, следовательно, температура
кристаллизации раствора 0 – 0,21 = –0,21 ºС.
Согласно закону Рауля повышение температуры кипения
2%-ного раствора С6Н12О6 равно
Т  0,52
2 1000
 0,06С .
180  98
Вода кипит при 100 °С, следовательно, температура кипения
этого раствора 100 + 0,06 = 100,06 °С.
Пример 2. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты
С6Н5СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529 °С. Температура
кипения сероуглерода 46,3 °С. Вычислить эбулиоскопическую
константу сероуглерода.
Решение. Повышение температуры кипения Т = 46,529 – 46,3 =
0,229 ºС. Молярная масса бензойной кислоты 122 г. Из формулы
закона Рауля находим эбулиоскопическую константу:
Kэ 
Т  M  m р  ля
mв  1000

0,229  122  100
 2,29С  кг/моль .
1,22  1000
Пример 3. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды,
кристаллизуется при –0,279 °С. Вычислить молярную массу
глицерина.
Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 °С
следовательно,
понижение
температуры
кристаллизации
Т = 0 – (–0,279) = 0,279 °С.
Масса глицерина, приходящаяся на 1000 г воды,
m
11,04  13,8
 13,8 г.
800
118
Из уравнения закона Рауля находим молярную массу вещества по
формуле
m
M  K кр в
Т
.
Тогда молярная масса глицерина равна:
М 
1,86  13,8
 92 г/моль.
1,279
Молярная масса глицерина 92 г/моль.
Пример 4. Сколько граммов сахара С12Н22О11 растворено в 1600 г
воды, если раствор закипает при 100,104 °С?
Решение. Температура кипения воды 100 °С, следовательно,
повышение температуры кипения Т = 100,104 – 100 = 0,104 °С.
Молярная масса сахара 342 г/моль.
Из формулы закона Рауля находим количество сахара,
растворенного в 1600 г воды:
mв 
0,104  342 1600
 109,44 г.
1000  0,52
Пример 5. Вычислить процентную концентрацию водного
раствора мочевины (NH2)2CO, зная, что температура кристаллизации
этого раствора равна –0,465 °С.
Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 °С,
следовательно, ΔТ = 0 – (–0,465) = 0,465 °С.
Зная, что молярная масса мочевины 60 г/моль, находим массу
растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды, используя
формулы закона Рауля
mв 
Т  M 0,465  60

 15 г.
K кр
1,86
Общий вес раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет
1000 + 15 = 1015 г. Процентное содержание мочевины в данном
растворе находим из пропорции
119
1015 г
раствора
– 100 %;
15 г растворенного вещества – х.
х = 1,48 %.
Пример 6. Вычислите температуру кипения раствора NaOH с
массовой долей 0,2, если кажущаяся степень диссоциации NaOH в
этом растворе равна 0,6.
Решение. NaOH относится к классу электролитов.
NaOH диссоциирует на два иона NaOH ↔ Na+ + ОН-.
Следовательно, n = 2
Ткип = Ткип(Н2О) + ΔТкип = 100 + 5,2 = 105,2 °С.
Задачи для самостоятельного решения
9-1. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в100 г бензола,
кристаллизуется при 5,296 °С. Температура кристаллизации бензола
5,5 °С. Криоскопическая константа 5,1 ºС·кг/моль. Вычислите
молярную массу растворенного вещества.
Ответ: 128 г/моль.
9-2. Вычислите процентную концентрацию водного раствора
сахара С12Н22О11, зная, что температура кристаллизации раствора
равна –0,93°С. Криоскопическая константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 14,6 %.
9-3. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины
(NH2)2CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая
константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: –1,03 ºС.
9-4. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры С10Н16О в 100 г бензола,
кипит при 80,714 °С. Температура кипения бензола 80,2 °С.
Вычислите эбулиоскопическую константу бензола.
Ответ: 2,57.
9-5. Вычислите процентную концентрацию водного pacтвора
глицерина С3Н5(ОН)3, зная, что этот раствор кипит при 100,39 ºС.
Эбулиоскопическая константа воды 0,52 ºС·кг/моль.
120
Ответ: 6,45 %.
9-6. Вычислите молярную массу неэлектролита, зная, что раствор,
содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при
–0,279 °С. Криоскопическая константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 60 г/моль.
9-7. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора
нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,2 °С.
Эбулиоскопическая константа его 2,57 ºС·кг/моль.
Ответ: 81,25 °С.
9-8. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в
300 г воды, кристаллизуется при –0,465 °С. Вычислите молярную
массу растворенного вещества, зная, что криоскопическая константа
воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 342 г/моль.
9-9. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты
СН3СООН, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С14Н10 в
100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718 °С. Температура
кристаллизации уксусной кислоты 16,65 °С.
Ответ: 3,9 ºС·кг/моль.
9-10. Равные массы камфоры С10Н16О и нафталина С10Н8
растворены в одинаковых количествах бензола. Какой из растворов
кипит при более высокой температуре?
9-11. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г
некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна –0,558 °С. Вычислите
молярную массу растворенного вещества, зная, что криоскопическая
константа воды 1,86,1 ºС·кг/моль.
Ответ: 442 г/моль.
9-12. Сколько граммов анилина С6Н5NН2 следует растворить в
50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше
температуры кипения этилового эфира на 0,53 ºС? Эбулиоскопическая
константа этилового эфира 2,12 ºС·кг/моль.
Ответ: 1,16 г.
9-13. Вычислите температуру кристаллизации 2 %-ного раствора
этилового спирта С2Н5ОН, зная, что криоскопическая константа воды
1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: -0,82 °С.
9-14. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в
75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465 ºС?
Криоскопическая константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
121
Ответ: 1,12 г.
9-15. Вычислите процентную концентрацию водного раствора
глюкозы С6Н12О6 зная, что этот раствор кипит при 100,26 °С.
Эбулиоскопическая константа воды 0,52 ºС·кг/моль.
Ответ: 8,25 %.
9-16. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 г
бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже
температуры кристаллизации бензола на 1,7 ºС? Криоскопическая
константа бензола 5,1 ºС·кг/моль.
Ответ: 3,91 г.
9-17. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в
250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,26 ºС?
Эбулиоскопическая константа воды 0,52 ºС·кг/моль.
Ответ: 7,5 г.
9-18. При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в 125 г
воды температура кристаллизации понижается на 0,372 ºС. Вычислите
молярную массу растворенного вещества, зная, что криоскопическая
константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 92 г/моль.
9-19. Вычислите температуру кипения 15 %-ного водного
раствора пропилового спирта С3Н7ОН, зная, что эбуллиоскопическая
константа воды 0,52 ºС·кг/моль.
Ответ: 101,52 °С.
9-20. Вычислите процентную концентрацию водного раствора
метанола СН3ОН, зная, что температура кристаллизации раствора
равна –2,79 °С.
Ответ: 4,58 %.
9-21. При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура
кипения его повысилась на 0,81 °С. Сколько атомов содержит
молекула серы в этом растворе? Эбулиоскопическая константа
бензола 2,57 ºС·кг/моль.
Ответ: 8.
9-22. Вычислите осмотическое давление при 273 К раствора, в
1 дм3 которого содержится 8,7 г K2SО4. Кажущаяся степень
диссоциации соли в воде равна 0,71.
Ответ: 274,6 кПа.
9-23. Температура кристаллизации водного раствора КС1 с
мольной долей 0,08 равна –3,7 °С. Вычислите степень диссоциации
122
соли в растворе, если эбулиоскопическая константа воды
0,52 ºС·кг/моль.
Ответ: 0,7.
9-24. Вычислите степень диссоциации СаС12 в растворе,
содержащем 11,1 г СаС12 в 500 г воды. Температура кристаллизации
такого раствора –0,74 °С. Криоскопическая константа воды
1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 0,5.
9-25. Степень диссоциации соли в растворе, полученном из 8,0 г
AgNО3 и 400 г воды, составляет 0,6. Вычислите температуру
кристаллизации раствора.
Ответ: –0,188 °С.
9-26. Осмотическое давление раствора с концентрацией КNО3
0,01 моль/дм3 при 27 °С составляет 0,45·105 Па. Вычислите степень
диссоциации соли.
Ответ: 0,8.
9-27. Вычислите осмотическое давление водного раствора
глицерина С3Н5(ОН)3, в 2 дм3 которого содержится 4 г глицерина при
температуре 20 ºС.
Ответ: 5,6·104 Па.
9-28. Вычислите молярную массу нафталина, 5 г которого
растворено в 200 г воды, температура замерзания раствора –0,36 ºС.
Криоскопическая константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 128 г/моль.
9-29. Вычислите молярную массу уксусной кислоты, 6 г которой
растворено в 50 г воды, температура замерзания раствора –3,72 ºС.
Криоскопическая константа воды 1,86 ºС·кг/моль.
Ответ: 60 г/моль.
9-30. Вычислите молярную массу глицерина, 55,4 г которого
растворено в 100 г ацетона, температура кипения раствора 114,14 ºС.
Эбулиоскопическая константа ацетона 1,48 ºС·кг/моль.
Ответ: 58 г/моль.
Тестовые задания
Т9-1. Наиболее низкой температурой кристаллизации при
стандартных условиях будет обладать 5 %-ный водный раствор
а) глюкозы (М = 180 г/моль);
б) сахарозы (М = 342 г/моль);
123
в) фруктозы (М = 180 г/моль);
г) этанола (М = 46 г/моль).
Т9-2. В 250 г воды растворен неэлектролит с молярной массой
340 г/моль. Раствор замерзает при –0,28 ºС. Масса вещества в
растворе составляет ____граммов.
а) 163,2;
б) 12,8;
в) 45,8;
г) 12800.
Т9-3. После растворения вещества в растворителе при температуре
20ºС давление насыщенного пара растворителем над раствором
а) не изменяется;
б) повышается до критического значения, затем понижается;
в) повышается;
г) понижается.
Т9-4. Уравнение закона Вант-Гоффа π = СМ·R·T, характеризующее
зависимость осмотического давления от концентрации и
температуры, применимо
а) только к разбавленным растворам сильных электролитов;
б) к любым растворам;
в) только к разбавленным растворам неэлектролитов;
г) к растворам слабых электролитов.
Т9-5. Наибольшее давление водяного пара будет наблюдаться над
раствором, в 1 дм3 которого растворено ______ г глюкозы.
а) 60;
б) 10;
в) 20;
г) 30.
Т9-6. Раствор, содержащий 5 г вещества неэлектролита в 100 г воды,
кипит при 100,43 ºС (КЭ = 0,52 ºС·кг/моль). Молярная масса
вещества равна ____ г/моль.
а) 0,6;
б) 60;
в) 11;
г) 216.
Т9-7. Вещество – неэлектролит, массой mв г, растворено в mр-ля г
растворителя. Эбулиоскопическая константа растворителя Кэ.
Молекулярная масса вещества М г/моль. Повышение температуры
кипения раствора вычисляется по формуле
124
а) (mр-ля · mв ·1000)/(Кэ · M);
б) (Кэ· mв · mр-ля)/(M · 1000);
в) (Кэ · M · mр-ля)/(mв · 1000);
г) (Кэ · mв · 1000)/(M · mр-ля).
Т9-8. Определить, какой раствор, обладает большим осмотическим
давлением (π).
1-й раствор: в 1 дм3 ацетона 15 г стирола С6Н5СН=СН2;
2-й раствор: в 1 дм3 ацетона 15 г тетраэтилсвинца Pb(С2Н5)4:
а) 1-й раствор;
б) 2-й раствор;
в) оба раствора имеют одинаковые значения осмотического
давления.
Т9-9. Предполагая диссоциацию полной, определите, при какой
температуре будет кипеть раствор 10 г BaCl2 в 500 см3 воды (Кэ =
0,52; Ткип = 100 0С):
а) 10·(1000/500)·0,52+100;
б) 10·(100/500)·0,52+100;
в) (10/208)·(1000/500)·0,52+100;
г) 3·(10/208)·(1000/500)·0,52+100.
Т9-10. Имеются два раствора:
1-й раствор – 18,8 г фенола С6Н5ОН в 500 г этилового спирта;
2-й раствор – 27,8 г нитрофенола НОС6Н4NО2 в 500 г этилового
спирта.
Укажите раствор, который будет кипеть при более высокой
температуре
а) 1-й раствор;
б) 2-й раствор;
в) оба раствора кипят при одинаковой температуре.
Т9-11. Температура замерзания раствора по сравнению с
температурой замерзания чистого растворителя
а) не изменяется;
б) изменяется неоднозначно;
в) имеет более высокое значение;
г) имеет более низкое значение.
Т9-12. Раствор, содержащий 4,6 г глицерина (М = 92 г/моль) в 100 г
воды (Ккр(Н2О) = 1,86), замерзает при температуре ___ ºС.
а) –0,465;
б) –0,186;
в) –0,372;
125
г) –0,93.
Т9-13. Растворы, обладающие одинаковым осмотическим давлением,
называются
а) изотоническими;
б) изотермическими;
в) гипотоническими;
г) гипертоническими.
Т9-14. Если раствор, полученный из 500 г циклогексана (C 6H12) и
0,1 моль бензола (C6H6), кристаллизуется при температуре на 4 ºС
ниже, чем чистый циклогексан, то значение криоскопической
константы циклогексана равно _______ ºС·кг/моль.
а) 0,2;
б) 20,0;
в) 2,0;
г) 10,0.
10. Электрохимические процессы.
Гальванические элементы
Электрохимическими процессами называют процессы взаимного
превращения химической и электрической форм энергии.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные
группы:
1) процессы превращения химической энергии в электрическую
(в гальванических элементах);
2) процессы превращения электрической энергии в химическую
(электролиз).
В электрохимических процессах изменение изобарно –
изотермического потенциала определяется по формуле
ΔG = –nFE ;
где n – число электронов, принимающих участие в реакции;
F – число Фарадея, F = 96487 ≈ 96500 Кл/моль;
Е – разность потенциалов, при которых протекают катодные и
анодные
процессы
или
электродвижущая
сила
(ЭДС)
электрохимической системы.
126
Электрохимические процессы протекают за счет окислительновосстановительных реакций, то есть перехода электронов от
восстановителя к окислителю. Реакцию следует проводить таким
образом, чтобы процессы окисления и восстановления были
пространственно разделены, а электроны перемещались от
восстановителя к окислителю по внешней цепи.
Устройства, при помощи которых химическая энергия
превращается в электрическую, называются гальваническими
элементами или химическими источниками электрической энергии.
Эти устройства состоят из двух электродов – металлических
пластин, помещённых в соответствующие растворы электролитов,
разделенных пористой перегородкой, и соединённых проводником.
Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется
анодом. Электрод, на котором протекает процесс восстановления,
называется катодом.
На границе «металл – жидкость» возникает двойной электрический
слой, характеризующийся определенным скачком потенциала.
Абсолютные значения скачков потенциалов измерить не удается. Они
зависят от целого ряда факторов (природы металла, концентрации,
температуры др.). Поэтому определяют электродные потенциалы
.
Стандартным электродным потенциалом металла
,
называют его электродный потенциал, возникающий при погружении
металла в раствор собственного иона с концентрацией или
активностью, равной 1 моль/дм3. Он численно равен измеренной ЭДС
гальванического элемента, составленного из данного металла и
нормального водородного электрода, потенциал которого при 25°С
условно принимается равным нулю
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов, получаем так называемый ряд
напряжений. В гальваническом элементе металл, стоящий в ряду
напряжений левее, является анодом, правее – катодом (см. табл. П.7).
Если концентрация раствора иона металла, в который погружен
металл, не равна 1 моль/дм3, то электродный потенциал металла
рассчитывается по уравнению Нернста
127
или для Т = 298 К
где
φ0 – стандартный электродный потенциал, B;
n
–
число
электронов,
принимающих
участие
в
электрохимической реакции;
– концентрация (при точных вычислениях – активность)
ионов металла в растворе, моль/дм3.
Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе
работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором
ЭДС элемента Е имеет положительное значение. В этом случае
G < 0.
ЭДС гальванического элемента рассчитывается как
E  к  а ,
где φк – электродный потенциал катода;
φа – электродный потенциал анода.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Составьте схему гальванического элемента, в котором
электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в
растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/дм3. Какой
металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение
окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом
гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
Решение. Схема данного гальванического элемента
()Mg|Mg2+||Zn2+|Zn(+).
128
Вертикальная черта обозначает поверхность раздела между
металлом и раствором, а две черты  границу раздела двух жидких
фаз  пористую перегородку (или соединительную трубку,
заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший
потенциал (–2,37 В) и является анодом, на котором протекает
окислительный процесс
Mg – 2ē = Mg2+.
Цинк потенциал которого –0,763 В является катодом, т.е.
электродом, на котором протекает восстановительный процесс
Zn2+ + 2ē = Zn.
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, которая
лежит в основе работы данного гальванического элемента, можно
получить, сложив электронные уравнения анодного и катодного
процессов
Mg + Zn2+ = Mg2+ + Zn.
Для определения электродвижущей силы Е гальванического
элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так
как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/дм3, то ЭДС
элемента равна разности стандартных потенциалов катода и анода
Е = φ0(Zn2+/Zn) – φ0(Mg2+/Mg) = –0,763 – (–2,37) = 1,607 B.
Пример 2. Стандартный электродный потенциал никеля больше,
чем у кобальта (см. табл. П.7). Изменится ли это соотношение, если
измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией
0,001 моль/дм3, а кобальта – 0,1 моль/дм3?
Решение. Электродный потенциал металла φ зависит от
концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается
уравнением Нернста.
Для никеля и кобальта стандартные электродные потенциалы
соответственно равны –0,25 и –0,277 В. Определим электродные
потенциалы этих металлов при данных концентрациях растворов:
129


0,059
lg10 3  0,337 B;
2
0,059
 0,277 
lg10 1  0,306 B.
2
 0,25 
Ni 2  /Ni
Co 2  /Co
Таким образом, при изменившихся концентрациях потенциал
кобальта стал больше потенциала никеля.
Пример 3. Магниевую пластинку опустили в раствор соли
магния. При этом электродный потенциал магния оказался равен
–2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в моль/дм3.
Решение. Подобные задачи также решаются на основании
уравнения Нернста (см. пример 2):
0,059
lg C 2  ;
Мg
2
 0,04  0,029  lg C 2  ;
 2,41  2,37 
Mg
lg C
Mg 2 
C
0,04
 1,3793  2,6207;
0,029
 4,17  102 моль/дм3 .

Mg 2 
Пример 4. Вычислите активность ионов Н+ (
) в растворе, в
котором потенциал водородного электрода при 25 °С равен –82 мВ.
Решение. Поскольку φ° для водородного электрода принят за
ноль, то
Из данного уравнения находим
откуда
130
Задачи для самостоятельного решения
10-1. Составьте схему, напишите электронные уравнения
электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента,
состоящего из пластин кадмия и магния, помещенных в растворы
своих солей с концентрацией [Mg2+] = [Cd2+] = 1 моль/дм3.
Изменится ли величина ЭДС, если концентрацию каждого из
ионов понизить до 0,01 моль/дм3?
Ответ: 1,967 В.
10-2. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса
цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSO4;
б) MgSO4; в) Pb(NO3)2. Почему? Составьте электронные и
молекулярные уравнения соответствующих реакций.
10-3. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/дм3) потенциал
цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного
электродного потенциала?
Ответ: 0,31 моль/дм3.
10-4. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса
кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) AgNO3;
б) ZnSO4; в) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные
уравнения соответствующих реакций.
10-5. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал
–1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn2+ в моль/дм3.
Ответ: 2·10-2 моль/дм3.
10-6. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3
составил 95 % от величины его стандартного электродного
потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ в моль/дм3?
Ответ: 0,21 моль/дм3.
10-7. Никелевый и кобальтовый электроды помещены
соответственно в растворы Ni(NO3)2 и Co(NO3)2. В каком
соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы
потенциалы обоих электродов были одинаковыми.
Ответ: CNi2 : CCо2  0,117 .
10-8. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном
из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите
для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций,
протекающих на катоде и аноде.
131
10-9. При какой концентрации ионов Сu2+ в моль/дм3 значение
потенциала медного электрода становится равным стандартному
потенциалу водородного элемента?
Ответ: 2,99·10-12 моль/дм3.
10-10. Какой
гальванический
элемент
называется
концентрационным? Составьте схему, напишите электронные
уравнения
электродных
процессов
и
вычислите
ЭДС
гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов,
помещенных: первый – в 0,01 н., второй – в 0,1 н. растворы AgNО3 .
Ответ: 0,059 В.
10-11. При каком условии будет работать гальванический
элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла?
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных
процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором
один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой
такой же электрод – в 0,01 М растворе сульфата никеля.
Ответ: 0,0295 В.
10-12. Составьте схему, напишите электронные уравнения
электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического
элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин,
помещенных в растворы своих солей с концентрациями [Рb2+] = [Mg2+]
= 0,01 моль/дм3. Изменится ли ЭДС этого элемента, если
концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?
Ответ: 2,244 В.
10-13. Составьте схемы двух гальванических элементов, в
одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом.
Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения
реакций, протекающих на катоде и аноде.
10-14. Электродный потенциал системы Zn|ZnSО4 при 25 °С
равен –0,7925 В. Чему равна концентрация электролита ZnSО4 в
указанной системе?
Ответ: 0,1 М.
10-15. Гальванический элемент состоит из металлического
кадмия, погруженного в 0,002 н. раствор нитрата кадмия, и
металлического серебра, погруженного в 0,01 н. раствор нитрата
серебра. Составьте схему элемента, напишите уравнения электродных
реакций, вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 1,174 В.
132
10-16. Составьте схему гальванического элемента, состоящего
из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей.
Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на
аноде и катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы
железа (II) (в моль/дм3), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю,
если [Zn2+] = 0,001 моль/дм3?
Ответ: 1,1210-14 моль/дм3.
10-17. Составьте схему гальванического элемента, в основе
которого лежит реакция, протекающая по уравнению
Ni + Pb (NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb.
Напишите электронные уравнения анодного и катодного
процессов.
Вычислите
ЭДС
этого
элемента,
если
2+
3
2+
3
[Ni ] = 0,01 моль/дм ; [Рb ] = 0,0001 моль/дм .
Ответ: 0,065 В.
10-18. Никелевый электрод в растворе своей соли имеет
потенциал –0,22 В. Вычислите концентрацию ионов Ni2+ в моль/дм3.
Ответ: 10,4 моль/дм3.
10-19. Гальванический элемент состоит из металлического хрома,
погруженного в 0,001 М раствор хлорида хрома, и металлического
свинца, погруженного в 0,01 М раствор хлорида свинца. Составьте
схему элемента, напишите уравнение электродных реакций и
вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 0,614 В.
10-20. При какой концентрации ионов Pb2+ (в моль/дм3)
потенциал свинцового электрода будет на 0,059 В меньше его
стандартного электродного потенциала.
Ответ: 0,01 моль/дм3.
10-21. Гальванический элемент состоит из металлического
серебра, погруженного в 0,1 н. раствор нитрата серебра, и
металлического кадмия, погруженного в 0,02 н. раствор сульфата
кадмия. Составьте схему элемента, напишите уравнение электродных
реакций и вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 1,203 В.
10-22. Потенциал электрода Pt, Н2| NaOH при 25 °С равен
–767 мВ. Вычислите молярную концентрацию раствора гидроксида
натрия?
Ответ: 0,1 моль/дм3.
10-23. Гальванический элемент состоит из металлического
алюминия, погруженного в 0,006 н. раствор сульфата алюминия, и
133
металлической меди, погруженной в 0,04 н. раствор нитрата меди.
Составьте схему элемента, напишите уравнение электродных реакций
и вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 2,049 В.
10-24. Гальванический элемент состоит из металлического
железа, погруженного в 0,02 н. раствор сульфата железа (II), и
металлического золота, погруженного в 0,01 н. раствор хлорида
золота (I). Составьте схему элемента, напишите уравнения
электродных реакций и вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 2,081 В.
10-25. Потенциал электрода Pt,Н2|НС1 неизвестной концентрации
при 25 °С равен -118 мВ. Определите молярную концентрацию
раствора соляной кислоты.
Ответ: 0,01 моль/дм3.
10-26. Гальванический элемент состоит из металлического
свинца, погруженного в 0,02 н. раствор нитрата свинца, и
металлического магния, погруженного в 0,002 н. раствор сульфата
магния. Составьте схему элемента, напишите уравнения электродных
реакций и вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 2,274 В.
10-27. Гальванический элемент состоит из металлической меди,
погруженной в 0,2 н. раствор сульфата меди, и металлического цинка,
погруженного в 0,02 н. раствор хлорида цинка. Вычислите ЭДС
элемента при 25 °С, напишите уравнения электродных реакций,
составьте схему элемента.
Ответ: 1,133 В.
10-28. ЭДС цепи Cu|CuSО4||ZnSО4|Zn при 25 °С равна 1,039 В.
Молярная концентрация раствора сульфата цинка равна 0,1 М.
Определите концентрацию ионов меди.
Ответ: 6,78·10-4 моль/дм3.
10-29. Гальванический элемент состоит из металлического
серебра, погруженного в 0,0001 н. раствор нитрата серебра, и
металлического свинца, погруженного в 0,002 н. раствор нитрата
свинца. Составьте схему элемента, напишите уравнение электродных
реакций, вычислите ЭДС элемента при 25 °С.
Ответ: 0,778 В.
10-30. Железная и серебряная пластины соединены внешним
проводником и погружены соответственно в стандартные растворы
нитратов железа и серебра, соединенные полупроницаемой
134
мембраной. Составьте схему данного гальванического элемента и
напишите уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
Рассчитайте ЭДС гальванического элемента.
Ответ: 1,24 В.
Тестовые задания
Т10-1. Электродный потенциал рассчитывают по уравнению
а) Вант-Гоффа;
б) Фарадея;
в) Аррениуса;
г) Даниэля – Якоби;
д) Нернста.
Т10-2. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из
электродов
Fe2+ (0,01 М)|Fe и Ag+ (0,1 М)|Ag.
а) –0,24 В;
б) 0,24 В;
в) 0,21 В;
г) –0,15 В;
д) 0,15 В.
Т10-3. Пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов,
укажите, какие процессы протекают на аноде (А) и катоде (К) при
работе гальванического элемента, составленного из стандартных
медного и водородного электродов.
а) А: 2 Н+ + 2ē → Н20 ;
К: Cu0 – 2ē → Cu2+;
б) А: Н2 – 2ē → 2 Н+ ;
К: Cu2+ + 2ē → Cu;
в) А: Cu2+ + 2ē → Cu0 ;
К: 2 Н+ + 2ē → Н20;
г) А: Cu0 – 2ē → Cu2+ ;
К: 2 Н+ + 2ē → Н20;
д) А: Н20 – 2ē → 2 Н+ ;
К: Cu0 – 2ē → Cu2+.
Т10-4. Гальванический элемент составлен из серебряного
Ag+(0,1 М)|Ag и кадмиевого Cd2+|Cd электродов. Определите
концентрацию ионов Cd2+, если ЭДС гальванического элемента
равна E = 1,16 B.
а) 0,29 М;
б) 0,02 М;
в) 0,1 М;
г) 1,05 М;
135
д) 2,1 М.
Т10-5. При работе элемента Даниэля – Якоби на катоде протекает
следующий процесс:
а) Zn0 – 2ē → Zn2+;
б) Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0;
в) Zn2+ + 2ē → Zn0;
г) Cu0 – 2ē → Cu2+ ;
д) Cu2+ + 2ē → Cu0.
Т10-6. В гальванической паре Zn|Ag роль катода выполняет
а) цинк;
б) водород;
в) серебро;
г) цинк и серебро одновременно.
Т10-7. В гальванической паре, где катодом является алюминий,
анодом может быть
а) серебро;
б) никель;
в) магний;
г) железо.
Т10-8. В каком гальваническом элементе на катоде протекает реакция
Ni2+ + 2ē = Ni0?
а) Fe|FeSO4||NiSO4|Ni;
б) Ni|NiSO4||SnSO4|Sn;
в) Ni|NiSO4||CuSO4|Cu;
г) Ni|NiSO4||AgNO3|Ag.
Т10-9. Чему равна ЭДС марганцево-хромового гальванического
элемента, если концентрация электролита у анода 0,01 М, а у катода
0,001 М?
а) 0,911;
б) 0,340;
в) 1,251;
г) 2,162.
Т10-10. Какие металлы могут быть использованы в качестве анода в
гальваническом элементе, катодом которого является Ag?
а) Cu;
б) Pt;
в) Au;
г) Pd.
136
Т10-11. При работе гальванического элемента, состоящего из
железного и никелевого электродов, погруженных в 0,01М
растворы их сульфатов, на катоде будет протекать реакция,
уравнение которой имеет вид
а) Ni0 – 2ē = Ni2+;
б) Ni2+ + 2ē = Ni0;
в) Fe2+ + 2ē = Fe0;
г) Fe0 – 2ē = Fe2+.
Т10-12. В гальваническом элементе, состоящем из никелевого
φ0(Ni2+/Ni0) = –0,25B и железного φ0(Fe2+/Fe0)= –0,44B электродов,
погруженных в 1 М растворы их солей, на аноде протекает процесс
а) Ni0 – 2ē = Ni2+;
б) Ni2+ + 2ē = Ni0;
в) Fe2+ + 2ē = Fe0;
г) Fe0 – 2ē = Fe2+.
Т10-13. При добавлении щелочи в раствор, содержащий ионы меди,
значение ЭДС гальванического элемента Zn|Zn2+||Сu2+|Сu
а) не изменится;
б) уменьшится;
в) увеличится;
г) станет равна нулю.
Т10-14. При работе гальванического элемента в стандартных
условиях происходят процессы превращения химической энергии
реагентов в
а) электромагнитную;
б) электрическую;
в) магнитную;
г) световую.
Т10-15. В гальваническом элементе c кадмиевым катодом в качестве
анода в стандартных условиях может выступать ________ электрод.
а) медный;
б) цинковый;
в) никелевый;
г) серебряный.
137
11. Электрохимические процессы.
Коррозия металлов
Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и
сплавов вследствие физико-химического взаимодействия их с
окружающей средой. По механизму протекания процесса различают
коррозию химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия протекает в неэлектропроводных средах
(сухая атмосфера воздуха, растворы неэлектролитов). Химическая
коррозия представляет собой непосредственное взаимодействие
металла с окислителем, т.е. процессы окисления и восстановления
протекают одновременно и на одном и том же участке поверхности:
Fe – 3 ē → Fе
O20 + 4 ē → 2O20
3+
4Fe + 3O2 = 2Fe2О3,
4 – окисление;
3 – восстановление.
Электрохимическая коррозия протекает в электропроводных
средах: растворах электролитов, влажной атмосфере воздуха (относительная влажность воздуха больше 65 ).
Наличие электропроводной среды делает возможной работу
большого числа небольших по размеру гальванических элементов
(микрогальванопар). Причиной образования на поверхности металла
гальванических элементов является то, что большинство технически
важных металлов имеют в своем составе примеси или специально
вводимые добавки. Поэтому отдельные участки поверхности металла
имеют более положительное, другие – более отрицательное значение
электродного потенциала (электрохимическая неоднородность
поверхности).
Основной причиной коррозии является термодинамическая неустойчивость металла или сплава в той или иной коррозионной среде.
Критерием термодинамической вероятности коррозии является
уменьшение изобарно-изотермического потенциала (ΔG < 0). Так как
ΔG = –nFE процесс коррозии протекает самопроизвольно, если Е > 0,
т.е.  к   а .
Анодные процессы для всех металлов можно представить в
общем виде:
Ме0 – nē = Меn+.
138
Анодный потенциал φa соответствует потенциалу окисления
металла, т.е. процессу его коррозии. Катодный потенциал φк
соответствует потенциалу восстановления окислителя коррозионной
среды.
Приближенная оценка степени термодинамической
нестабильности различных металлов в наиболее распространенных
коррозионных средах может быть сделана по величине стандартных
электродных потенциалов, что примерно соответствует потенциалу
окисления металла в анодном процессе.
Наиболее распространенными коррозионными средами являются
водные растворы электролитов, содержащие в качестве окислителя
(деполяризатора) растворенный кислород или ионы водорода, т.е.
чаще всего коррозионный процесс протекает с кислородной или
водородной
деполяризацией.
Величины
потенциалов,
соответствующих
катодному
процессу
φк
в
наиболее
распространенных коррозионных средах, представлены в табл. 3. В
таблице, по расположению в ряду напряжений, выделены 4 группы
металлов, термодинамически неустойчивых (корродирующих) в той
или иной среде (∆G < 0, если φк > φa).
Особое место среди металлов занимает золото (φ0Au/Au3+ = +1,5 В),
которое является термодинамически устойчивым во всех наиболее
распространенных коррозионных средах, указанных в табл. 3.
Таблица 3
№
п/
п
1
1
2
Классификация металлов
по термодинамической неустойчивости
в различных средах
Катодный
Группы
Потенциалы
0
Коррозионные
процесс
φ к,
корродианодов,
среды
(кислородная
В
рующих
φ0 а , В
или водородная
металлов,
(φ0Ме/Меп+)
деполяризация)
(∆G < 0)
2
3
4
5
6
Кислая среда в
отсутствии раство2Н+ +2ē = Н20
0,00
I
-3,01 < φ < 0,00
ренного кислорода
Li…W
Нейтральная среда в присутствии
О2 + 2Н2О + 4ē = +0,815
II
-3,01 < φ < +0,815
–
растворенного
= 4ОН
Li…Ag
кислорода или
влажная атмосфера
139
3
4
2
Кислая среда в
присутствии растворенного кислорода или влажная
атмосфера промышленных районов
Нейтральная
среда в отсутствии
растворенного
кислорода
Окончание табл. 3
6
3
4
5
О2 + 4Н+ + 4ē =
= 2Н2О
+1,23
III
Li…Bi
-3,01 < φ < +1,23
2Н2О +2ē =
= Н20 + 2ОН–
-0,413
IV
Li…Fe
-3,01 < φ < -0,413
При решении задач следует использовать 1-ую и 4-ую схемы
катодных процессов коррозии металлов.
В технике для защиты металлов от коррозии используются
различные методы: легирование; нанесение различных покрытий;
электрохимическая защита; изменение свойств среды.
В зависимости от условий эксплуатации изделий может быть
выбран тот или иной метод защиты от коррозии. В наиболее агрессивных средах (в морской воде, в почве и т.д.) применяют комбинированные методы защиты.
Легирование металлов – это создание поверхностного
экранирующего слоя, т.е. введение элементов, предотвращающих
коррозию.
Неметаллические защитные покрытия – это лаки, краски, смазки,
керамика, резина и т.п.
Материалами для металлических защитных покрытий могут быть
как чистые металлы (Zn, Cd, Al, Ni, Cr, Cu, Ag и др.), так и их сплавы
(бронза, латунь). По характеру поведения металлических покрытий
при коррозии различают катодные и анодные покрытия. Металлы
анодного покрытия имеют меньшее (более отрицательное) значение
потенциала, по сравнению с потенциалом защищаемого металла;
последний является в этом случае катодом и не корродирует.
Примером является оцинкованное железо.
Катодными являются металлические покрытия, имеющие в
данной среде большее значение потенциала, чем потенциал основного
металла. Например, Sn, Cu, Ni, Ag на стали являются катодными
покрытиями. При повреждении или наличии в покрытии пор
возникают коррозионные элементы, в которых основной материал
140
служит анодом и растворяется, а материал покрытия – катодом, на
котором
происходит
восстановление
коррозионной
среды,
сопровождающееся выделением водорода или поглощением
кислорода. Таким образом, катодные покрытия могут защищать
металл в отсутствии пор или повреждений.
К электрохимическим методам защиты относятся протекторная,
катодная и анодная защита. Протектор – это кусок металла,
имеющего более отрицательное значение стандартного электродного
потенциала, по сравнению с металлом защищаемого изделия,
соединенный с защищаемым изделием. При воздействии агрессивной
(коррозионной) среды в первую очередь разрушается протектор.
Для подавления процесса коррозии при катодной или анодной
защите изделие подключают к источнику внешнего тока так, чтобы
оно стало катодом (процесс коррозии подавляется).
Для изменения свойств агрессивной среды ее обрабатывают. Для
этого используют удаление окислителей из среды (деаэрация) или
введение ингибиторов.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Опишите процесс коррозии железной пластинки с
включениями меди, опущенной в раствор соляной кислоты.
Приведите схему образующегося при этом коррозионного
гальванического элемента.
Решение. Исходя из положений металлов в ряду напряжений или
сравнивая величины стандартных электродных потенциалов
φ0(Fe/Fe2+ ) = –0,44 В; φ0(Cu/Cu2+ ) = +0,337 В, определяем, что железо
является более активным металлом и в образующейся гальванической
паре железо будет анодом, медь является катодом. Железный анод
растворяется, железо окисляется, а на медном катоде выделяется
водород.
Схема работающего при коррозии гальванического элемента:
(–) Feo |Fe2+ || HCl || 2H+ | H2 (Cu) (+),
или в сокращенной форме
141
(–) Fe || HCl || Cu (+).
Анодный процесс:
Катодный процесс:
Feo – 2ē → Fe2+;
2 H+ + 2ē → H2.
Образование продукта коррозии
Fe2+ + 2Cl- → FeCl2.
Пример 2. Хром находится в контакте с медью. Какой из
металлов будет окисляться при коррозии, если пара металлов
находится в кислой среде (в соляной кислоте). Приведите схему
образующегося при этом гальванического элемента.
Решение. Исходя из положений металлов в ряду напряжений или
по таблице сравнивая величины стандартных электродных
потенциалов φ0(Cr/Cr3+) = –0,744 В; φ0(Cu/Cu2+) = +0,337 В,
определяем, что хром является более активным металлом и в
образующейся гальванической паре хром будет анодом, медь –
катодом. Хромовый анод растворяется, а на медном катоде
выделяется водород.
Схема работающего при коррозии гальванического элемента
(–) 2Cr0 | 2Cr3+ || HCl || 6H+ | 3H2 (Cu) (+).
в сокращенном виде
(–) Cr || HCl || Cu (+).
Анодный процесс:
Катодный процесс:
Cr0 – 3ē → Cr3+ .
2 H+ + 2ē → H2.
Продукт коррозии:
Cr3+ + 3Cl- → CrCl3.
Следовательно, окисляется хром.
Пример 3. Опишите коррозионное поведение латуни (сплава
цинка с медью) в кислой среде.
Решение. На поверхности этого сплава присутствуют атомы меди
и атомы цинка. Цинк имеет отрицательное значение потенциала
142
(φ0(Zn/Zn2+) = –0,763 В), легче окисляется и служит анодом в
коррозионном гальваническом элементе. Медь имеет положительное
значение электродного потенциала (φ0(Cu/Cu2+) = +0,337 В), на ее
поверхности идет процесс восстановления какого-либо окислителя,
содержащегося в коррозионной среде.
Коррозия латуни в кислой среде протекает по схеме:
(-) Zno |Zn2+ || H2SO4|| 2H+ | H2 (Cu) (+).
В сокращенном виде
(-) Zno || H2SO4|| Cu (+).
Анодный процесс:
Катодный процесс:
Zn0 – 2e → Zn 2 (окисление).
2H  + 2e → H20 (восстановление).
В кислых средах коррозионный процесс протекает с водородной
деполяризацией, т.е. деполяризатором (окислителем), способным
снимать электроны с катодных участков, служат ионы водорода.
Суммарное уравнение процесса коррозии латуни можно представить
таким образом:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2  .
Пример 4. Опишите коррозионное поведение стали (сплав
железа с углеродом) во влажной атмосфере воздуха.
Решение. На поверхности этого сплава присутствуют атомы
железа и атомы углерода (точнее соединение железа с углеродом
Fe3C). Железо имеет отрицательное значение потенциала
(φ0(Fe/Fe2+) = –0,44 В), легче окисляется и служит анодом в
коррозионных
гальванических
элементах.
Углерод
имеет
положительное значение электродного потенциала, на его
поверхности идет процесс восстановления какого-либо окислителя,
содержащегося в коррозионной среде (во влажной атмосфере воздуха
коррозионный процесс протекает с кислородной деполяризацией):
анод (-) Fe0 | Fe2+ || О2, H2O || C (+) катод
143
Анодный процесс:
Катодный процесс:
2Fe0 – 4ē → 2Fe2+
O2 +2H2O+4ē → 4OH–
(окисление).
(восстановление).
Суммарное уравнение: 2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2 – продукт
коррозии.
Продукт коррозии Fe(OH)2 кислородом воздуха окисляется до
Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
4
1
Fe(ОН)2 + ОН– + 1ē  Fe(ОН)3
O2 + 2H2O + 4ē  4OH–
(окисление).
(восстановление).
На воздухе из пленки гидроксида железа (III) частично
испаряется вода и образуется рыхлый слоистый продукт – ржавчина –
mFe2O3·nH2О.
Пример 5. Опишите коррозионное поведение луженого и
оцинкованного железа во влажной атмосфере воздуха. Какое железо
(луженое или оцинкованное) более надежно защищено от коррозии?
Решение. Железо, олово и цинк имеют следующие значения
стандартных электродных потенциалов: –0,44 В; –0,14 В и –0,76 В
соответственно. По сравнению с железом олово является менее
активным металлом и будет служить катодным покрытием, т.е.
надежно защищать металл в случае отсутствия пор или повреждений.
При повреждении покрытия железо, являясь анодом, будет
окисляться, а на поверхности катода (олова) будет протекать процесс
восстановления (кислородная деполяризация):
анод (–) Fe0 || O2, H2O || Sn (+) катод
Анодный процесс:
Катодный процесс:
2Fe0 – 4ē  2Fe2+
(окисление).
–
O2 + 2H2O + 4ē  4OH (восстановление).
Продукт коррозии Fe(OH)2 кислородом воздуха окисляется до
Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.
Цинк является металлом анодного покрытия, т.к. имеет меньшее
(более отрицательное) значение электродного потенциала, чем
144
значение потенциала защищаемого металла; железо является в этом
случае катодом и не корродирует:
анод (–) Zn0 || O2, H2O || Fe (+) катод
Анодный процесс:
Катодный процесс:
Продукт коррозии:
2Zn0 – 4ē  2Zn2+ (окисление).
O2 + 2H2O + 4ē  4OH– (восстановление).
Zn2+ + 2OH–  Zn (OH)2.
Таким образом, катодные покрытия могут защищать металл в
отсутствии пор или повреждений, а анодные всегда надежно
защищают металл, так как окисляются сами.
Задачи для самостоятельного решения
11-1. Как происходит атмосферная коррозия алитированного и
омедненного железа при нарушении цельности покрытия? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов.
11-2. Как протекает атмосферная коррозия хрома, покрытого
слоем олова, если покрытие нарушено? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов
коррозии?
11-3. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа
и луженой меди при нарушении цельности покрытия? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов.
11-4. Если пластинку из чистого цинка опустить в
разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода
вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку
медной палочкой на последней начинается бурное выделение
водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение
протекающей химической реакции.
11-5. В чем заключается сущность протекторной защиты
металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты
никеля в электролите, содержащем растворенный кислород.
Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов.
11-6. Если на стальной предмет нанести каплю воды, то
коррозии подвергается средняя, а не внешняя часть смоченного
145
металла. После высыхания капли в ее центре появляется пятно
ржавчины. Чем это можно объяснить? Какой участок металла,
находящийся под каплей воды, является анодным и какой
катодным? Составьте электронные уравнения соответствующих
процессов.
11-7. Если гвоздь вбить во влажное дерево, то ржавчиной
покрывается та его часть, которая находится внутри дерева. Чем
это можно объяснить? Анодом или катодом является эта часть
гвоздя? Составьте электронные уравнения соответствующих
процессов.
11-8. В раствор соляной кислоты поместили алюминиевую
пластинку и алюминиевую пластинку, частично покрытую хромом.
В каком случае процесс коррозии алюминия происходит
интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения
соответствующих процессов.
11-9. Почему химически чистое железо является более стойким
против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при
коррозии технического железа во влажном воздухе и в
сильнокислой среде.
11-10. Какое покрытие металла называется анодным и какое
катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить
для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные
уравнения анодного и катодном процессов, происходящих при
коррозии железа, покрытого медью во влажном воздухе и в
сильнокислой среде.
11-11. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это
покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия
при нарушении цельности покрытия во влажном воздухе и в
соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом
и во втором случаях?
11-12. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это
покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого
изделия при нарушении цельности покрытия во влажном воздухе и
в соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом
и во втором случаях?
146
11-13. Две железные пластинки, частично покрытые одна
оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из
этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии
этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
11-14. В обычных условиях во влажном воздухе оцинкованное
железо при нарушении цельности покрытия не ржавеет, тогда как
при температуре выше 70 °С оно покрывается ржавчиной. Чем это
можно объяснить? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов коррозии оцинкованного железа в первом и во
втором случаях.
11-15. Если пластинку из чистого железа опустить в соляную
кислоту, то выделение на ней водорода идет медленно и со
временем почти прекращается. Однако если цинковой палочкой
прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается
бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом
растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов.
11-16. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор
сульфата меди. Составьте электронные и ионные уравнения
реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие
процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их
соединить проводником?
11-17. Как влияет рН среды на скорость атмосферной коррозии
железа и цинка? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих
металлов.
11-18. В раствор электролита, содержащего растворенный
кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку,
частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка
происходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов.
11-19. Железные бочки применяют для транспортировки
концентрированной серной кислоты, но после освобождения от
кислоты бочки часто совершенно разрушаются вследствие коррозии.
Чем это можно объяснить? Что является анодом и что катодом?
Составьте электронные уравнения соответствующих процессов.
11-20. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого
слоем никеля, если цельность слоя нарушена? Составьте
147
электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков
состав продуктов коррозии?
11-21. Какое покрытие металла называют анодным, катодным?
Приведите примеры анодного и катодного покрытий железа.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих в случае
нарушения анодного, катодного покрытий.
11-22. В раствор электролита погружены железная пластинка и
железная пластинка, скрепленная с цинковой. В каком случае процесс
коррозии железа протекает интенсивнее? Составьте электронные
уравнения происходящих процессов.
11-23. Железное изделие покрыли никелем. Какое покрытие –
анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при
нарушении покрытия во влажном воздухе и в соляной кислоте.
11-24. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии
гальванической пары «магний – никель». Какие продукты коррозии
образуются в первом и во втором случаях?
11-25. В чем сущность протекторной защиты металлов от
коррозии? Какой металл целесообразней выбрать для протекторной
защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или
хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов при атмосферной коррозии. Каков состав
продуктов коррозии?
11-26. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии
гальванической пары «алюминий – железо». Какие продукты
коррозии образуются в первом и во втором случаях?
11-27. Две железные пластинки, частично покрытые (одна
серебром, другая оловом), находятся во влажном воздухе. На какой из
этих пластинок быстрей образуется ржавчина? Ответ мотивируйте.
11-28. Железное изделие при никелировании в некоторых
случаях покрывают сначала медью, а потом никелем. Какие процессы
происходят в случае повреждения никелевого покрытия на изделии,
находящемся в кислой среде (серная кислота)?
11-29. В каком случае скорость коррозии цинка больше: при
контакте со свинцом или с никелем? Составьте электронные
уравнения коррозии цинка в кислой среде.
148
11-30. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого
слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов
коррозии?
Тестовые задания
Т11-1. При коррозии, связанной с нарушением цинкового покрытия
на железном изделии во влажном воздухе, на аноде будет протекать
реакция, уравнение которой имеет вид
а) Zn0 – 2ē = Zn2+;
б) Fe2+ + 2ē = Fe0;
в) 4OH– – 4ē = 2H2O + O2;
г) Fe0 – 2ē = Fe2+ .
Т11-2. Роль катодного покрытия на железном изделии может
выполнять металл
а) Al;
б) Sn;
в) Zn;
г) Mg.
Т11-3. Железное изделие при нарушении целостности покрытия во
влажной атмосфере будет разрушаться быстрее, если металлом
покрытия является
а) олово;
б) цинк;
в) магний;
г) алюминий.
Т11-4. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие –
катодное или анодное и будет ли свинец корродировать первым при
разрушении слоя покрытия?
а) катодное покрытие – свинец будет корродировать первым;
б) катодное покрытие – сначала будет корродировать железо;
в) анодное покрытие – сначала будет корродировать железо;
г) анодное покрытие – свинец будет корродировать первым.
Т11-5. Никелевое изделие покрыли медью. Какое это покрытие –
катодное или анодное и будет ли медь корродировать первой при
разрушении слоя покрытия?
а) анодное покрытие – сначала будет корродировать никель;
б) катодное покрытие – медь будет корродировать первой;
149
в) анодное покрытие – медь будет корродировать первой;
г) катодное покрытие – сначала будет корродировать никель.
Т11-6. Железное изделие покрыли цинком. Какое это покрытие –
катодное или анодное и будет ли цинк корродировать первым при
разрушении слоя покрытия?
а) анодное покрытие – цинк будет корродировать первым;
б) катодное покрытие – цинк будет корродировать первым;
в) анодное покрытие – сначала будет корродировать железо;
г) катодное покрытие – сначала будет корродировать железо.
Т11-7. Какой цинк корродирует быстрее, находящийся в контакте с
кобальтом или со свинцом?
а) одинаково в обоих случаях;
б) в контакте со свинцом;
в) в контакте с кобальтом.
Т11-8. Какая реакция отвечает процессу восстановления на катоде
при атмосферной коррозии?
а) 2H2O + O2 + 4ē→ 4OH-;
б) 2H2O + 4ē → O2 + 4H+;
в) O2 + H2 – 4ē → H2O;
г) 2H2O – 2ē → H2 + 2OH-.
Т11-9. Какая реакция отвечает процессу восстановления на катоде
при коррозии в среде кислого электролита?
а) 2H0 – 2ē → 2H+;
б) 2H0 + 2ē → 2H+;
в) 2H+ + 2ē → 2H0;
г) 2H+ – 2ē → 2H0.
Т11-10. Железное изделие с медными заклепками поместили в
раствор соляной кислоты. Какой металл подвергается коррозии?
а) медь;
б) железо;
в) оба металла;
г) металлы не корродируют.
12. Электрохимические процессы.
Электролиз
Электролизом
восстановительных
называют
реакций на
150
протекание
электродах
окислительнопод действием
прохождения электрического тока через растворы или расплавы
электролитов. При электролизе электрод, соединенный с
отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока,
называется катодом (на нем идет восстановление), а электрод,
соединенный с положительным полюсом источника тока, – анодом
(на нем идет окисление).
Электролиз протекает в растворе или расплаве электролита.
Молекулы электролита диссоциируют на ионы под влиянием
полярных молекул воды или под влиянием нагрева расплава. Поэтому
при погружении в электролит электродов, соединенных с источником
тока, происходит направленное перемещение ионов: катионов
(положительно заряженных ионов) к катоду, анионов (отрицательно
заряженных ионов) – к аноду. Например, при электролизе раствора
или расплава хлорида натрия NaCl ионы Na+ перемещаются к катоду,
а ионы Cl– – к аноду.
Различают растворимые и нерастворимые аноды. К
нерастворимым анодам относятся аноды, изготовленные из угля,
графита или благородных металлов (золота, платины, палладия и
т.п.). В этом случае к анодам перемещаются анионы кислотных
остатков, и протекает соответствующий окислительный процесс.
Например:
2Cl– – 2ē = 2Cl0 = Cl20↑;
2H2O – 4ē = 4H+ + O2↑.
К растворимым анодам относятся аноды, изготовленные из
любых металлов, кроме благородных. В этом случае происходит
окисление (растворение) самого анода
Ме0 – nē → Меn+.
Например, на медном аноде протекает следующий процесс
Cu0 – 2ē → Cu2+.
Cостав продуктов, полученных при электролизе определяется
порядком восстановления катионов на катоде и анионов на аноде.
Катодные
процессы
при
электролизе.
Способность
положительно заряженных ионов восстанавливаться на катоде
определяется величиной их электродного потенциала. Чем больше
151
численное значение величины φ, тем легче происходит
восстановление.
При
электролизе
расплавов
на
катоде
сначала
восстанавливаются менее активные катионы, стоящие в ряду
напряжений правее. Например:
Cu2+ + 2ē → Cu0;
Fe2+ + 2ē → Fe0;
Al3+ + 3ē → Al0;
При электролизе растворов последовательность разряжения
ионов на катоде следующая.
1) Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений правее
водорода и имеющие положительные значения стандартных
электродных потенциалов, всегда восстанавливаются из растворов.
Например:
Ag+ + ē → Ag0;
2) Если катионы металлов занимают в ряду напряжений среднее
положение (от марганца до водорода), то одновременно с
восстановлением
катионов
металлов
протекает
процесс
восстановления молекул воды с образованием газообразного
водорода и ионов ОН-. Ионы ОН- соединяются с катионами металла с
образованием основания. Например:
Zn2+ + 2ē → Zn0;
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;
Zn2+ + 2OH– → Zn(ОН)2.
Наиболее вероятно протекание 1-ого процесса – восстановления
катионов металла.
3) Катионы металлов начала ряда напряжений, расположенные
левее марганца, из водных растворов не восстанавливаются; их
можно восстановить только из расплавов. Это связано с большим
перенапряжением восстановления указанных металлов.
В водных растворах протекает восстановление молекул воды, а
ионы металлов соединяются с ионами ОН-.
152
Например:
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–,
2 Na+ + 2 OH– → 2 NaОН.
Продукты, образующиеся при электролизе на электродах в
результате окислительно-восстановительных реакций, называются
первичными продуктами электролиза. Продукты, образующиеся в
растворе у электродов в результате вторичных реакций соединения,
называются вторичными продуктами электролиза.
В приведенных примерах вторичными продуктами электролиза
являются основания Zn(ОН)2 и NaОН.
Анодные процессы при электролизе. На аноде в первую очередь
окисляются отрицательно заряженные ионы, которые имеют
наименьшее значение электродного потенциала.
Пользуясь рядом стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов, можно приближённо установить порядок окисления
анионов на аноде.
В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот
2- –
(S , I , Br–, Cl–, CN–), за исключением иона фтора. Например:
S2– – 2ē → S0;
Во вторую очередь окисляются молекулы воды:
2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;
Анионы кислородсодержащих кислот при электролизе водных
растворов участвуют во вторичных процессах соединения с ионами
водорода. Например:
SО42– + 2Н+ → Н2SО4.
Анионы кислородсодержащих кислот при электролизе расплавов
окисляются с образованием кислорода и соответствующего оксида.
Например:
2SО42–– 4ē → O2↑ + 2SО3;
4РО43–– 12ē → 3O2↑ + 2Р2О5;
2СО32–– 4ē → O2↑ + 2СО2.
153
В третью очередь окисляются анионы OH–:
4OH– – 4ē → O2↑ + Н2О.
Рассмотрим примеры различных случаев электролиза.
1. Электролиз раствора хлорида меди с нерастворимым анодом.
CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
Cu2+ + 2ē → Cu0.
2Cl– – 2ē → Cl20↑.
2. Электролиз раствора сульфата цинка с нерастворимым анодом.
ZnSO4 ↔ Zn2+ + SО42–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
Zn2+ + 2ē → Zn0;
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;
Zn2+ + 2OH– → Zn(OH)2.
2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;
4H+ + 2SО42– → H2SO4.
В данном примере вторичными продуктами электролиза
являются: образовавшаяся у анода серная кислота и у катода
гидроксид цинка. Цинк и кислород, образовавшиеся на электродах,
являются первичными продуктами электролиза.
3. Электролиз раствора хлорида натрия с нерастворимым анодом.
NaCl ↔ Na+ + Cl–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;
2Na+ + 2OH– → 2NaOH.
2Cl– – 2ē → Cl20↑.
В приведённом примере первичными продуктами электролиза
являются газы – водород и хлор, вторичными - гидроксид натрия,
образовавшийся у катода.
4. Электролиз раствора сульфата натрия с нерастворимым
анодом.
154
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SО42–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;
2Na+ + 2OH– → 2NaOH.
2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;
4H+ + 2SО42– → H2SO4.
В данном случае, как и при электролизе кислородсодержащих
кислот и щелочей, образуется 2 первичных (водород и кислород) и 2
вторичных (щелочь и кислота) продукта.
5. Электролиз расплава хлорида натрия.
NaCl ↔ Na+ + Cl–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
2Cl– – 2ē → Cl20↑.
Na+ + ē → Na0.
В приведённом примере первичными продуктами электролиза
являются газ – хлор и металл – натрий. Вторичных продуктов нет.
6. Электролиз расплава сульфата натрия.
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SО42–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
Na+ + ē → Na0.
2SО42–– 4ē → O2↑ + 2SО3.
В данном случае образуются 3 первичных продукта (натрий,
кислород и оксид серы (VI)), вторичных продуктов нет.
7. Примером применения электролиза раствора с растворимым
анодом служит рафинирование металлов, т.е. очистка их от примесей.
Пример рафинирования меди с примесями Zn, Sn, Ag. Электролитом
служит раствор соли меди, анодом – медь, загрязненная примесями,
катодом – графит или пластинка из чистой меди. Прилагаемое из
внешнего источника напряжение не превышает стандартный
электродный потенциал меди (  0,4 В).
155
CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl–:
Катодный процесс (–)
Анодный процесс (+)
Zn0 – 2ē → Zn2+;
Cu2+ + 2ē → Cu0.
Sn0 – 2ē → Sn2+;
Cu0 – 2ē → Cu2+.
Медь растворяется и окисляется на аноде и восстанавливается и
осаждается на катоде.
Для растворения серебра величина используемого напряжения
недостаточна, и поэтому оно в нейтральном состоянии остается на
дне электролизера в виде рыхлого осадка (в шламе).
Методом электролиза производится покрытие одного металла
другим (гальваностегия), и наносятся металлические покрытия на
неметаллические полупроводниковые подложки (гальванопластика).
Количество веществ, образующихся при электролизе на
электродах, можно рассчитать, пользуясь двумя законами
электролиза, установленными Фарадеем в 1833 г.:
1) количество вещества, испытавшего электрохимические
превращения на электроде, прямо пропорционально количеству
прошедшего электричества;
2) массы прореагировавших на электродах веществ при
постоянном количестве электричества относятся друг к другу как
молярные массы их эквивалентов.
Для расчета массы вещества m, выделившейся на электроде,
используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея
m
m  э  I t  M  I t  K  I t ;
F
nF
где mЭ – молярная масса эквивалента (эквивалентная масса
вещества);
F– постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;.
I – сила тока, А;
t – время проведения электролиза, с;
М – молярная масса вещества, г/моль;
156
n – число отданных или принятых электронов;
К – электрохимический эквивалент вещества.
Для расчета объема газа V, выделившегося на электроде
используют видоизмененное уравнение закона Фарадея
V
V  э  I  t,
F
где Vэ – молярный объем эквивалента газа.
Практический расход тока при электролизе вследствие
протекания побочных процессов (взаимодействие полученных
веществ с электродом или электролитом) меньше его количества,
рассчитанного
согласно
закону
Фарадея.
Следовательно,
практическая масса полученных веществ отличается от теоретически
рассчитанной. Отношение массы практически полученного вещества
к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах,
называется выходом вещества по току η.
  т (практ) 100%  т(практ)  96500 100%.
mэ  I  t
т (теорет)
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Сколько граммов меди выделится на катоде при
электролизе раствора CuSO4 в течение 1 ч при силе тока 4 А?
Решение. Молярная масса эквивалента меди в CuSO4 равна
63,54/2 = 31,77 г/моль, время электролиза t = 6060=3600 с. Тогда
31,77  4  3600
m
 4,74 г.
96500
Пример 2. Сколько времени надо проводить электролиз при
силе тока 8 А, чтобы из раствора AgNO3 выделить 5,3935 г
серебра?
Решение. Из закона Фарадея следует, что
t
5,3935  96500
 603c  10 мин 3 с,
107,87  8
157
где
т = 5,3935 г;
т э (Ag) = 107,87 г/моль;
I = 8 А.
Пример 3. Вычислить эквивалент металла, зная, что при
электролизе раствора хлорида этого металла затрачена 3880 Кл
электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.
Решение. Из закона Фарадея следует, что
mЭ 
11,742  96500
 29,35 г/моль,
3880
где It = Q = 3880 Кл.
Пример 4. На сколько граммов уменьшится масса серебряного
анода, если электролиз раствора AgNO3 проводить при силе тока 2 А
в течение 33 мин 20 с?
Решение. Из закона Фарадея следует, что
m
107,87  2  2000
 4,47 г,
96500
где т э (Аg) = 107,87 г/моль;
I = 2 А;
t = 3360 + 20 = 2000 с.
Пример 5. Чему равна сила тока при электролизе раствора в
течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 дм3
водорода, измеренного при нормальных условиях?
Решение. Из закона Фарадея следует, что
I
V  96500
.
VЭ  t
Молярный объем эквивалента водорода при нормальных
условиях равен 22,4/2 = 11,2 дм3.
158
I
1,4  96500
 2 A,
11,2  6025
где 6025 с составляет 1 ч 40 мин 25 с.
Пример 6. Сколько граммов гидроксида калия образовалось у
катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось
11,2 дм3 кислорода, измеренного при н.у.?
Решение. Молярный объем эквивалента кислорода (н.у.)
22,4/4 = 5,6 дм3. Следовательно, 11,2 дм3 занимают 2 эквивалента
кислорода. Столько же, т.е. 2 эквивалента, КОН образовалось у
катода или 56,11·2 = 112,22 г (56,11 г – т э (КОН)).
Задачи для самостоятельного решения
12-1. Электролиз раствора К 2SО4 проводили при силе тока 5 А
в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах, вычислите объем выделяющихся на
электродах газов.
Ответ: 6,266 дм3; 3,133 дм3.
12-2. Составьте уравнения процессов, происходящих на
электродах при электролизе растворов А1С1 3, NiSO4. В обоих
случаях анод угольный.
12-3. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось
168 см 3 кислорода, измеренного при н.у. Сколько граммов меди
выделилось на катоде?
Ответ: 0,953 г.
12-4. Сколько граммов воды разложилось при электролизе
раствора Na2SO4 при силе тока 7 А в течение 5 ч?
Ответ: 11,75 г.
12-5. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе
тока 2А в течение 4 ч. Сколько граммов серебра выделилось на
катоде?
Ответ: 32,20 г.
12-6. Электролиз раствора сульфата некоторого металла
проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на
катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите молярную массу
эквивалента металла.
159
Ответ: 32,7 г/моль.
12-7. Составьте уравнения процессов, происходящих на
электродах при электролизе раствора КОН, расплава КОН.
12-8. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение
5 ч, в результате чего выделилось 6 дм3 кислорода, измеренного
при н.у. Вычислите силу тока.
Ответ: 5,74 А.
12-9. Составьте уравнения процессов, проходящих на электродах
при электролизе раствора A12(SO4)3 в случае угольного анода; в
случае алюминиевого анода.
12-10. Какие вещества и в каком количестве выделятся на
угольных электродах при электролизе раствора NaI в течение 2,5
ч, если сила тока равна 6 А?
Ответ: 0,56 г; 71,0 г.
12-11. При электролизе раствора AgNO3 масса серебряного
анода уменьшилась на 5,4 г. Сколько кулонов электричества
израсходовано на этот процесс?
Ответ: 4830 Кл.
12-12. Какие вещества и в каком количестве выделяются на
угольных электродах при электролизе раствора КВr в течение 1 ч
35 мин при силе тока 15 А?
Ответ: 0,886 г; 70,79 г.
12-13. Составьте уравнения процессов, происходящих при
электролизе СuС12, если анод медный; если анод угольный.
12-14. На электролиз раствора СаС1 2 израсходовано 10722,2 Кл
электричества. Вычислите объемы газов, выделяющиеся на
угольных электродах.
Ответ: 1,24 дм3.
12-15. Составьте уравнения процессов, происходящих на
электродах при электролизе раствора КСl, расплава КСl.
12-16. Сколько времени проводят электролиз раствора
электролита при силе тока 5 А, если на катоде выделяется 0,1
эквивалент вещества? Сколько выделится вещества на аноде?
Ответ: 32 мин 10 с.
12-17. При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединенных
последовательно с источником тока, на одном из катодов
выделилось 0,25 г водорода. Сколько граммов вещества выделится
на другом катоде; на анодах?
Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
160
12-18. Чему равна сила тока, если при электролизе раствора
MgCl2 в течение 30 мин на катоде выделилось 8,4 дм3 водорода,
измеренного при н.у. Вычислите массу вещества, выделившегося на
аноде.
Ответ: 40,2 А; 8,4 дм3.
12-19. Сколько граммов H2SO4 образуется возле анода при
электролизе раствора Na2SO4, если на аноде выделяется 1,12 дм3
кислорода, измеренного при н.у.? Вычислите массу вещества,
выделяющегося на катоде.
Ответ: 9,8 г; 0,2 г.
12-20. Вычислите силу тока, зная, что при электролизе
раствора КОН в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г
кислорода. Какое вещество и в каком количестве выделяется на
катоде?
Ответ: 17,08 А; 8,96 дм 3.
12-21. Через раствор серной кислоты пропускали ток силой 2 А в
течение 2 ч. Сколько литров водорода, измеренного при н.у.,
выделилось на катоде? Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на инертных электродах.
Ответ: 1,67 дм3.
12-22. Сколько времени пропускали через раствор щелочи ток
силой 3 А, если при этом выделилось 2,24 дм3 кислорода,
измеренного при н.у.? Составьте уравнения процессов, происходящих
на электродах, считая, что они выполнены из инертного материала.
Ответ: 3,57 ч.
12-23. Через раствор сульфата цинка пропускали ток силой 2 А в
течение 1 ч. Сколько граммов цинка выделилось на катоде? Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, если
они выполнены из инертного материала.
Ответ: 2,43 г.
12-24. Сколько времени пропускали ток силой 10 А через раствор
щелочи, если при этом было получено 8,4 дм3 водорода, измеренного
при н.у.? Составьте уравнения электрохимических процессов,
происходящих на электродах, если они выполнены из инертного
материала.
Ответ: 2 ч.
12-25. Составьте уравнения процессов, происходящих на
инертных электродах при электролизе раствора MgCl2. Какие
161
вещества и в каких количествах выделятся из раствора, если
пропустить через него ток силой 5 А в течение 32 мин 10 с ?
Ответ: 1,12 дм3.
12-26. Составьте уравнения процессов, происходящих на
электродах при электролизе растворов NiSO4; NiCl2. В обоих случаях
анод угольный. Сколько вещества выделится на катоде, если
пропустить через эти растворы ток 5 А в течение 1 ч?
Ответ: 5,47 г.
12-27. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось
420 см3 газа, измеренного при н.у. Составьте уравнения
происходящих процессов на электродах при электролизе CuSO4, если
анод угольный, а катод медный. Вычислите количество вещества,
выделившегося на катоде.
Ответ: 2,4 г.
12-28.
Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих на инертных электродах при электролизе K2SО4, и
вычислите количество электролита, которое разложилось при
пропускании через раствор тока силой 4 А в течение 3 ч.
Ответ: 4,03 г.
12-29. Какие вещества и в каком количестве выделятся в
результате процессов, происходящих на электродах, раствора NaOH,
расплава NaOH, если через систему пропускали ток силой 5 А в
течение 30 мин?
Ответ: 2,15 г; 1,04 дм3; 0,52 дм3.
12-30. Через раствор сульфата натрия пропускали ток в течение
2 ч, в результате чего выделилось 2 дм3 кислорода, измеренного при
н.у. Вычислите силу тока.
Ответ: 4,78 А.
12-31. Сколько времени пропускали ток силой 2 А через раствор
хлорида натрия, если при этом образовалось 80 г гидроксида натрия?
Ответ: 26,8 ч.
12-32. Через раствор хлорида натрия пропускали ток силой 15 А
в течение 16 мин 5 с. Какой газ и в каком объеме, измеренном при
н.у., выделится на катоде? Сколько граммов гидроксида натрия
образовалось у катода?
Ответ: 1,68 дм3; 6 г.
12-33. Через растворы NiSО4 и Pb(NО3)2 пропускали одно и то же
количество электричества. На одном из катодов выделилось 25,9 г
свинца. Сколько граммов никеля выделилось на другом катоде?
162
Какой газ и в каком объеме, измеренном при н.у., выделился на
каждом из анодов?
Ответ: 7,34 г; 1,4 дм3.
12-34. Ток силой 10 А пропускали в течение 20 мин через раствор
сульфата меди при медном аноде. На сколько граммов уменьшится
масса анода? Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах.
Ответ: 3,98 г.
12-35. Какие процессы происходят на электродах при
электролизе раствора AgNО3, если анод серебряный; если анод
угольный. Составьте электронные уравнения.
12-36. Сколько времени пропускали ток силой 8 А через раствор
сульфата никеля, если масса никелевого анода стала меньше на
0,8805 г?
Ответ: 361,2 с.
12-37. Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих на электродах при электролизе растворов CdCl2;
CdSО4 . В обоих случаях анод угольный.
12-38. При электролизе Cr2(SО4)3 током 1 А масса катода
возросла на 10 г. Какое количество электричества и в течение какого
времени пропущено?
Ответ: 55673 Кл.
12-39. Какие вещества и в каком количестве выделяются при
прохождении 48250 Кл через водный раствор MgCl2? Составьте
электронные уравнения происходящих на электродах процессов, если
оба электрода угольные.
Ответ: 5,6 дм3.
12-40. Сколько электричества надо пропустить через раствор
NaCl, чтобы получить 1 кг NaOH. Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах, если катод железный, а анод
угольный.
Ответ: 2,4·106 Кл.
12-41. Вычислите молярную массу эквивалентов железа, если
при прохождении через раствор соли железа тока 5 А в течение 5,36 ч
выделилось 27,9 г железа.
Ответ: 27,9 г/моль.
12-42. Какие вещества и в каком количестве образуются при
пропускании тока 6 А в течение 1 ч через раствор КОН? Составьте
163
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, если
оба электрода угольные.
Ответ: 2,5 дм3; 1,25 дм3.
Тестовые задания
Т12-1. Процессы, протекающие при электролизе раствора сульфата
натрия на катоде:
а) Na+ + 1ē → Na0;
б) 2H2O + 2ē → H2 + 2OH–;
в) 4ОН- – 4ē → О2 + 2Н2О;
г) Pt0 – 2ē → Pt2+.
Т12-2. Электролиз – это
а) окислительно-восстановительные процессы, происходящие в
растворах и расплавах электролитов во время прохождения
электрического тока;
б) окислительно-восстановительные реакции, проходящие в
растворах между ионами;
в) реакции взаимодействия молекул растворенных веществ с
молекулами воды;
г) гетерогенные реакции, протекающие на электродах.
Т12-3. Процессы, протекающие при электролизе раствора хлорида
меди (II) на катоде:
а) Cu2+ + 2ē → Cu0;
б) 2H2O + 2ē → H2 + 2OH–;
в) Fe0 – 2ē → Fe2+;
г) 2Cl– – 2ē → Cl2.
Т12-4. Какие вещества выделяются на катоде и аноде при электролизе
водного раствора хлорида марганца MnCl2 с инертным анодом?
а) хлор на катоде;
б) кислород на аноде;
в) марганец на аноде;
г) кислород на катоде.
Т12-5. Укажите соль, при электролизе водного раствора которой
концентрация гидроксида в приэлектродном пространстве одного
из электродов, возросла.
а) Zn(NO3)2;
б) AgNO3;
в) CoCl2;
164
г) К2SO4.
Т12-6. Укажите соль, при электролизе водного раствора которой
концентрация гидроксида в приэлектродном пространстве одного
из электродов возросла.
а) Cu(NO3)2;
б) NaCl;
в) NiCl2;
г) CuSO4.
Т12-7. Какой процесс протекает при электролизе водного раствора
хлорида олова (II) на оловянном аноде?
а) Sn0 – 2ē → Sn2+;
б) 2Cl– – 2ē → Cl2;
в) 2H2O – 4ē → O2+4H+;
г) Sn2+ + 2ē → Sn0.
Т12-8. Что будет выделяться на инертных электродах, если водный
раствор сульфата меди (II) подвергнуть электролизу?
а) Cu и SO3;
б) Cu и O2;
в) H2 и O2;
г) H2 и SO3.
Т12-9. Укажите, какие процессы протекают на катоде (К) и аноде (А)
при электролизе водного раствора CuBr2 с графитовым электродом.
а) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2 OH- ;
A: 2 H2O – 4ē → О2 + 4 H+ ;
б) K: Cu2+ + 2ē → Cu;
A: 2 Br- – 2ē → Br2 ;
в) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2 OH- ;
A: 2 Br- – 2ē → Br2 ;
г) K: Cu2+ + 2ē → Cu;
A: 2 H2O – 4ē → О2 + 4 H+ .
Т12-10. Уравнение процесса, протекающего на катоде при
электролизе водного раствора гидроксида калия, имеет вид
а) 2H+ + 2ē → H2;
б) K+ + ē → K0;
в) 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- ;
г) 2H2O – 4ē → О2 + 4H+ .
Т12-11. Вычислите время, в течение которого должен пропускаться
ток силой 4 А через раствор соли никеля (II), чтобы на катоде
выделилось 50 г металла.
165
а) 41098,8 мин;
б) 11,4 ч;
в) 5,71 ч;
г) 2,85 ч.
Т12-12. Металлом, который нельзя получить электролизам водного
раствора его соли, является
а) Na;
б) Cu;
в) Ag;
г) Ni.
Т12-13. При пропускании электрического тока через раствор нитрата
меди (II) на угольном катоде выделяется
а) H2;
б) Cu;
в) O2;
г) H2O.
Т12-14. При электролизе водного раствора, содержащего ионы Cu2+,
Ni2+, Zn2+, Ag+ с равными концентрациями, в первую очередь на
катоде будет выделяться
а) Ni;
б) Cu;
в) Zn;
г) Ag.
Т12-15. Массу вещества, выделившегося или разложившегося в
результате электролиза, вычисляют на основе математического
выражения закона
а) Рауля;
б) Гесса;
в) Вант-Гоффа;
г) Фарадея.
Т12-16. Уравнение, которое описывает процесс электролиза расплава
хлорида натрия в инертной атмосфере, имеет вид
а) 2NaCl + 2H2O = H2↑+ Cl2↑ + 2NaOH;
б) 2NaCl = Cl2↑ + 2Na;
в) 4NaCl + O2 = Cl2↑ + 2Na2O;
г) 4NaCl + 2H2O = O2 + 4HCl + 4Na.
Т12-17. При электролизе раствора хлорида меди (II) на катоде
выделилось 12,7 г меди. Объём газа (н.у.), выделившегося на аноде,
равен ______ дм3.
166
а) 8,96;
б) 4,48;
в) 6,72;
г) 2,24.
Библиографический список
1. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2008. –
560 с.
2. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии /
Л.М.Романцева, З.Л.Лещинская, В.А.Суханова – М.: Высш. шк., 1991. – 288 с.
3. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие /
Н.Л.Глинка; под ред. В.А.Рабиновича, Х.М.Рубиной. – М.: Интеграл-пресс, 2008.
– 240 с.
4. Ионов, А.В. Программа, методические указания и контрольные задания
по химии для студентов 1 курса заочного факультета / А.В.Ионов, В.Б.Лукина,
М.И.Трофименко; под ред. В.К.Абросимова. – 2-е издание, пересмотренное. –
Иваново, 2006. – 75 с.
5. Аверьянова, В.А. Химия. Методические указания, рабочая программа и
контрольные задания для студентов–заочников инженерно-технических
специальностей вузов / под ред. В.А.Аверьянова. – Тула, 2004. – Ч. I. – 75 с.
6. Шиманович, И.Л. Химия: методические указания, программа, решение
типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные
задания для студентов заочников инженерно-технических (нехимических)
специальностей вузов / И.Л.Шиманович. – 4-е изд. – М.: Высшая школа, 2009. –
128 с.
7. Лебедева, М.И. Сборник задач и упражнений по химии / М.И. Лебедева,
И.А. Анкудимова. – 2-е изд., испр. и доп. – Тамбов: Изд-во ТГТУ, 2007. – 188 с.
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Таблица П.1
Значения некоторых фундаментальных постоянных
Величина
Атомная единица массы
Молярный объём идеального газа
Постоянная Авогадро
Постоянная Больцмана
Постоянная Фарадея
Универсальная газовая постоянная
Элементарный заряд электрона
Обозначение
а.е.м.
VМ = R·Т0/р0
NA
k = R·NA-1
F
R
е
167
Значение
1,6606·10-27 кг
22,4138 дм3·моль-1
6,02·1023 моль-1
1,38066 1023 Дж·К-1
96484,56 Кл·моль-1
8,31441 Дж·моль-1·К-1
1,60219·10-19 Кл
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Принятые сокращения и величины
ДЕ 1
н.у. – нормальные условия;
Э – эквивалент элемента;
В – валентность;
nэ – количество эквивалентов;
mэ – молекулярная масса эквивалентов;
nа –число атомов в молекуле;
М – молярная масса вещества;
VМ – молярный объем газа;
VЭ – молярный объем эквивалента газа;
D – основность кислот или кислотность оснований;
Z – порядковый номер элемента;
A – атомная масса элемента;
n – главное квантовое число;
l – орбитальное квантовое число;
ml – магнитное квантовое число;
S – спиновое квантовое число;
I – энергия ионизации;
E – энергия сродства к электрону;
 – электроотрицательность;
ω – массовая доля растворенного вещества;
mв – масса растворенного вещества;
mр-ля – масса растворителя;
mр-ра – масса раствора;
nМ – количество молей растворенного вещества;
V – объем раствора;
C% – процентная концентрация;
CM – молярная концентрация;
Cн – молярная концентрация эквивалента;
Cm – моляльная концентрация;
Т – титр раствора.
168
ДЕ 2
А – работа;
U – внутренняя энергия;
Q – теплота;
р – давление;
V – объем;
Т – температура;
ΔH – изменение энтальпии;
ΔS – изменение энтропии;
ΔG – энергия Гиббса;
V – средняя скорость химической реакции;
V – истинная скорость реакции;
С – концентрация;
t – время;
k – константа скорости реакции;
γ  температурный коэффициент скорости реакции;
– скорость прямой реакции;
– скорость обратной реакции;
Kр или Kс – константа равновесия;
N2 – мольная доля растворенного вещества;
KЭ – эбулиоскопическая константа;
Kкр – криоскопическая константа;
R – газовая постоянная;
π – осмотическое давление;
i – изотонический коэффициент;
α – степенью диссоциации электролита;
F – число Фарадея;
Е – электродвижущая сила;
φ0 – стандартный электродный потенциал металла;
I – сила тока;
К – электрохимический эквивалент вещества;
η – выход вещества по току.
169
ПРИЛОЖЕНИЕ 3
Таблица П.2
Периодическая таблица Менделеева
170
170
ПРИЛОЖЕНИЕ 4
Таблица П.3
Потенциал ионизации атомов, сродство атомов к электрону и
электроотрицательность элементов
Элемент
Энергия ионизации,
I, эВ
Сродство,
Е, эВ
1
Al
Ar
As
Ba
Br
C
Ca
Cd
Cl
Co
Cr
Cs
F
Fe
Ge
H
I
K
Li
Mg
Mn
Mo
N
Na
Nb
Ni
O
P
Pa
Re
S
Sb
Se
2
5,99
15,76
9,82
5,21
11,84
11,26
6,11
8,99
12,97
7,87
6,77
3,89
17,42
7,89
7,90
13,60
10,45
4,34
5,39
7,65
7,44
7,10
14,53
5,14
6,88
7,63
13,62
10,49
5,89
7,88
10,36
8,64
9,75
3
–0,46
(0,37)
–1,07
(0,48)
–3,37
–1,27
(1,93)
(0,27)
–3,61
–0,94
–0,98
–0,39
–3,49
–0,58
–1,74
–0,75
–3,08
–0,47
–0,59
(0,22)
(0,97)
–1,18
(0,21)
–0,34
–1,13
-1,28
–1,47
–0,80
–
–0,15
–2,08
–1,05
–2,02
171
Электроотрицательность,
χ
4
1,47
–
2,20
0,97
2,74
2,50
1,04
1,46
2,83
1,70
1,56
0,86
4,10
1,64
2,02
2,10
2,21
0,91
0,97
1,23
1,60
1,30
3,07
1,01
1,23
1,91
3,50
2,10
1,14
1,46
2,60
1,82
2,48
1
Si
Sr
Tc
Te
Th
V
Xe
2
8,15
5,69
7,28
9,01
6,08
6,74
12,13
3
–1,38
(1,51)
–0,73
–1,96
–
–0,64
(0,45)
Окончание табл. П.3
4
1,74
0,99
1,36
2,01
1,11
1,45
–
ПРИЛОЖЕНИЕ 5
Таблица П.4
Таблица кислот
№ Название кислоты
п/п
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
2
Химическая
Формула
формула
кислотного
кислоты
остатка
3
4
Бескислородные кислоты
H3 N
N3–
Азотоводородная
(мышьяк)
Бромоводородная
HBr
Br–
Йодоводородная
HJ
J–
Мышьяководородная
H3As
As3–
Родановодородная
HCNS
CNS–
Селеноводородная
H2Se
Se2–
Сероводородная
H2 S
S2–
Теллуроводородная
H2Te
Te2–
Фосфороводородная
H3 P
P3–
Фтороводородная
HF
F–
(плавиковая)
Хлороводородная
HCl
Cl–
(соляная)
Циановодородная
HCN
CN–
(синильная)
Кислородсодержащие кислоты
Алюминиевая
HAlO2
AlO2–
Азотная
HNO3
NO3–
Азотистая
HNO2
NO2–
Бериллевая
H2BeO2
BeO22–
172
Название
кислотного
остатка
5
Нитрид
Бромид
Иодид
Арсенид
Роданид
Селенид
Сульфид
Теллурид
Фосфид
Фторид
Хлорид
Цианид
Алюминат
Нитрат
Нитрит
Бериллат
1
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
2
Борная
Ванадиевая
Висмутовая
Вольфрамовая
Двухромовая
Кремниевая
Марганцовая
Молибденовая
Мышьяковая
Мышьяковистая
Оловянная
Рениевая
Селеновая
Селенистая
Серная
Сернистая
Теллуровая
Титановая
Угольная
Уксусная
Фосфорная
Хлорная
Хромовая
Цинковая
3
H3BO3
HVO3
HBiO3
H2WO4
H2Cr2O7
H2SiO3
HMnO4
H2MoO4
H3AsO4
H3AsO3
H2SnO3
HReO4
H2SeO4
H2SeO3
H2SO4
H2SO3
H2TeO4
H2TiO4
H2CO3
CH3COOH
H3PO4
HClO4
H2CrO4
H2ZnO2
173
4
BO33–
VO3–
BiO3–
WO42–
Cr2O72–
SiO32–
MnO4–
MoO42–
AsO43–
AsO33–
SnO32–
ReO4–
SeO42–
SeO32–
SO42–
SO32–
TeO42–
TiO42–
CO32–
CH3COO–
PO43–
ClO4–
CrO42–
ZnO22–
Окончание табл. П.4
5
Борат
Ванадат
Висмутат
Вольфрамат
Бихромат
Силикат
Перманганат
Молибдат
Арсенат
Арсенит
Станнат
Перренат (ренат)
Селенат
Селенит
Сульфат
Сульфит
Теллурат
Титанат
Карбонат
Ацетат
Фосфат
Перхлорат
Хромат
Цинкат
ПРИЛОЖЕНИЕ 6
Таблица П.5
Таблица растворимости
Катион
анион
OH-
H+
NH4+
K+
Na+
Ag+
Ba2+
Ca2+
Mg2+
Zn2+
Cu2+
Hg2+
Pb2+
Fe2+
Fe3+
Al3+
P
P
P
–
P
M
M
H
H
–
H
H
H
H
NO3-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
Cl-
P
P
P
P
H
P
P
P
P
P
P
M
P
P
P
S2-
P
P
P
P
H
P
–
–
H
H
H
H
H
H
–
SO32-
P
P
P
P
M
M
M
P
M
–
–
H
M
–
–
SO42-
P
P
P
P
M
H
M
P
P
P
–
M
P
P
P
CO32-
P
P
P
P
H
H
H
H
H
–
H
H
H
–
–
SiO32-
H
–
P
P
H
H
H
H
H
–
–
H
H
–
–
PO43-
P
P
P
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
CH3COO-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
– - разлагается водой или не существует.
174
ПРИЛОЖЕНИЕ 7
Таблица П.6
Термодинамические константы некоторых веществ
Вещество
Энтальпия,
Н
1
Al (к)
Al2O3 (к)
BaCO3 (к)
BeCO3 (к)
C (к, алмаз)
С (к, графит)
CO (г)
CO2 (г)
COCl2 (г)
CS2 (г)
CS2 (ж)
C2H2 (г)
C2H4 (г)
CH4 (г)
C2H6 (г)
C6H6 (ж)
CH3СОOH (ж)
CH3СОOH (г)
CH3OH (ж)
C2H5OH (ж)
C2H5OH (г)
Ca (к)
CaО (к)
Ca(OH)2 (к)
CaCО3 (к)
Cl2 (г)
Cu (к)
Cu2O (к)
CuO (к)
Cu2S (к)
O2 (г)
Fe (к)
FeCl2 (к)
FeO (к)
Fe2O3 (к)
0
298
Энергия Гиббса,
G
, кДж/моль
0
298
2
0
– 1675,0
– 1211,0
– 1046,0
1,83
0
– 110,5
– 393,51
– 221,0
116,7
88,7
226,0
52,5
– 74,85
– 84,67
49,04
-484,09
-434,84
– 238,57
– 276,9
-234,8
0
– 635,1
– 985,1
– 1206,8
0
0
– 173,2
– 162,0
– 79,5
0
0
– 341,7
– 265,0
– 822,0
, кДж/моль
3
0
– 1582,3
– 1132,2
– 965,0
2,83
0
– 137,27
– 394,38
–207,0
66,55
64,41
208,5
68,3
– 50,79
– 32,93
124,40
-389,36
-376,68
– 166,27
– 174,2
-168,1
0
– 603,5
– 897,1
– 1128,4
0
0
– 150,6
– 134,3
– 86,27
0
0
– 303,4
– 244,0
740,0
175
Энтропия,
S
0
298
, Дж/(моль  К)
4
28,31
50,94
112,1
52,0
2,38
5,74
197,54
213,67
284,0
237,8
151,04
200,83
219,45
186,19
229,5
173,26
159,83
282,5
126,78
160,67
282,4
41,62
38,1
83,4
91,7
223,0
33,3
92,9
42,64
120,92
205,03
27,15
118,0
60,8
87,0
1
Fe3O4 (к)
FeS (к)
H2 (г)
HCl (г)
HCl (ж)
H2O (г)
H2O (ж)
H2O (к)
Hg (г)
Hg (ж)
HgCl2 (к)
Hg2Cl2 (к)
HI (г)
H2S (г)
H2S (ж)
I2 (т)
I2 (г)
N2 (г)
NaOH (к)
NaCl (к)
N2О (г)
NО (г)
NО2 (г)
NН3 (г)
NН4Cl (к)
NН4OH (ж)
NН4NO3 (к)
Ni (к)
NiO (к)
Pb (к)
PbO (к)
PbO2 (к)
PCl3(г)
PCl5(г)
PCl5(к)
POCl3(ж)
S (к, ромб.)
S (г)
SO2 (г)
Sn (к)
SnO (к)
2
– 1117,13
-100,02
0
– 92,30
– 167,5
– 241,84
–285,84
-291,85
61,3
0
-228,24
-265,06
26,57
– 20,15
– 39,33
0
62,43
0
– 495,93
– 411,41
82,01
90,20
33,50
– 46,20
– 314,2
– 366,2
-365,43
0
-239,74
0
– 217,61
– 276,6
-279,5
-366,9
-445,89
-597,0
0
278,81
– 296,9
0
– 286,0
3
– 1014,17
-100,78
0
– 95,27
– 131,26
– 228,61
– 237,25
31,8
0
-180,9
-210,81
1,78
– 33,02
– 27,36
0
19,37
0
– 379,8
– 384,4
104,12
86,60
51,55
– 16,71
– 203,2
– 264,0
-183,83
0
-211,6
0
– 188,2
– 218,0
-260,45
-297,1
-318,36
-520,9
0
238,31
– 300,21
0
– 257,32
176
Продолжение табл. П.6
4
146,2
60,29
130,6
186,79
56,5
188,72
70,08
39,33
174,85
75,9
140,02
192,76
206,48
205,64
122,2
116,1
260,58
191,5
64,43
72,13
219,86
210,60
240,20
192,6
95,81
181,7
151,04
29,9
37,99
64,9
68,7
71,9
311,71
364,4
170,80
222,0
31,88
167,75
248,1
51,55
56,74
1
SnO2 (к)
Ti (к)
TiO2 (к)
2
– 580,8
0
– 938,6
3
– 519,65
0
– 852,2
Окончание табл. П.6
4
52,34
30,6
49,92
ПРИЛОЖЕНИЕ 8
Таблица П.7
Стандартные электродные потенциалы φ° некоторых металлов
(ряд напряжений)
Электрод
φ0 , В
Электрод
φ0 , В
1
Li+/Li
Rb+/Rb
2
–3,045
–2,925
3
Co2+/Co
Ni2+/Ni
4
–0,277
–0,25
K+/K
–2,924
Sn2+/Sn
–0,136
Cs+/Cs
–2,923
Pb2+/Pb
–0,126
Ва2+/Ва
–2,90
Fe3+/Fe
–0,037
Са2+/Са
–2,87
2H+/H2
–0,000
Na+/Na
–2,714
Sb3+/Sb
+0,20
Mg2+/Mg
–2,37
Bi3+/Bi
+0,215
Al3+/А1
–1,70
Cu2+/Cu
+0,34
Ti2+/Ti
–1,603
Cu+/Cu
+0,52
Zr4+/Zr
-1, 58
Hg22+/2Hg
+0,79
Mn2+/Mn
-1, 18
Ag+/Ag
+0,80
V2+/V
–1,18
Hg2+/Hg
+0,85
Zn2+/Zn
–0,763
Pt2+/Pt
+ 1,19
Cr3+/Cr
–0,74
Au3+/Au
+ 1,50
Fe2+/Fe
–0,44
Au+/Au
+ 1,70
Cd2+/Cd
–0,403
177
ПРИЛОЖЕНИЕ 9
Таблица П.8
Варианты контрольных заданий
Номер
варианта
1
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
Номера контрольных задач
2
1-1, 2-1, 3-1, 4-1, 5-1, 6-1, 7-1, 8-1, 9-1, 10-1, 11-1, 12-1
1-2, 2-2, 3-2, 4-2, 5-2, 6-2, 7-2, 8-2, 9-2, 10-2, 11-2, 12-2
1-3, 2-3, 3-3, 4-3, 5-3, 6-3, 7-3, 8-3, 9-3, 10-3, 11-3, 12-3
1-4, 2-4, 3-4, 4-4, 5-4, 6-4, 7-4, 8-4, 9-4, 10-4, 11-4, 12-4
1-5, 2-5, 3-5, 4-5, 5-5, 6-5, 7-5, 8-5, 9-5, 10-5, 11-5, 12-5
1-6, 2-6, 3-6, 4-6, 5-6, 6-6, 7-6, 8-6, 9-6, 10-6, 11-6, 12-6
1-7, 2-7, 3-7, 4-7, 5-7, 6-7, 7-7, 8-7, 9-7, 10-7, 11-7, 12-7
1-8, 2-8, 3-8, 4-8, 5-8, 6-8, 7-8, 8-8, 9-8, 10-8, 11-8, 12-8
1-9, 2-9, 3-9, 4-9, 5-9, 6-9, 7-9, 8-9, 9-9, 10-9, 11-9,12-9
1-10, 2-10, 3-10, 4-10, 5-10, 6-10, 7-10, 8-10, 9-10, 10-10, 11-10, 12-10
1-11, 2-11, 3-11, 4-11, 5-11, 6-11, 7-11, 8-11, 9-11, 10-11, 11-11, 12-11
1-12, 2-12, 3-12, 4-12, 5-12, 6-12, 7-12, 8-12, 9-12, 10-12, 11-12, 12-12
1-13, 2-13, 3-13, 4-13, 5-13, 6-13, 7-13, 8-13, 9-13, 10-13, 11-13, 12-13
1-14, 2-14, 3-14, 4-14, 5-14, 6-14, 7-14, 8-14, 9-14, 10-14, 11-14, 12-14
1-15, 2-15, 3-15, 4-15, 5-15, 6-15, 7-15, 8-15, 9-15, 10-15, 11-15, 12-15
1-16, 2-16, 3-16, 4-16, 5-16, 6-16, 7-16, 8-16, 9-16, 10-16, 11-16, 12-16
1-17, 2-17, 3-17, 4-17, 5-17, 6-17, 7-17, 8-17, 9-17, 10-17, 11-17, 12-17
1-18, 2-18, 3-18, 4-18, 5-18, 6-18, 7-18, 8-18, 9-18, 10-18, 11-18, 12-18
1-19, 2-19, 3-19, 4-19, 5-19, 6-19, 7-19, 8-19, 9-19, 10-19, 11-19, 12-19
1-20, 2-20, 3-20, 4-20, 5-20, 6-20, 7-20, 8-20, 9-20, 10-20, 11-20, 12-20
1-21, 2-21, 3-21, 4-21, 5-21, 6-2,1, 7-21, 8-21, 9-21, 10-21, 11-21, 12-21
1-22, 2-22, 3-22, 4-22, 5-22, 6-22, 7-22, 8-22, 9-22, 10-22, 11-22, 12-22
1-23, 2-23, 3-23, 4-23, 5-23, 6-23, 7-23, 8-23, 9-23, 10-23, 11-23, 12-23
1-24, 2-24, 3-24, 4-24, 5-24, 6-24, 7-24, 8-24, 9-24, 10-24, 11-24, 12-24
1-25, 2-25, 3-25, 4-25, 5-25, 6-25, 7-25, 8-25, 9-25, 10-25, 11-25, 12-25
1-26, 2-26, 3-26, 4-26, 5-26, 6-26, 7-26, 8-26, 9-26, 10-26, 11-26, 12-26
1-27, 2-27, 3-27, 4-27, 5-27, 6-27, 7-27, 8-27, 9-27, 10-27, 11-27, 12-27
1-28, 2-28, 3-28, 4-28, 5-28, 6-28, 7-28, 8-28, 9-28, 10-28, 11-28, 12-28
1-29, 2-29, 3-29, 4-29, 5-29, 6-29, 7-29, 8-29, 9-29, 10-29, 11-29, 12-29
1-30, 2-30, 3-30, 4-30, 5-30, 6-30, 7-30, 8-30, 9-30, 10-30, 11-30, 12-30
178
Учебное издание
Вера Алексеевна Хомич
Светлана Анатольевна Эмралиева
Сборник задач по химии
Учебное пособие
***
Редактор ___________________
инициалы, фамилия
***
Подписано к печати __ .__ . 2011
Формат 6090 1/16. Бумага писчая
Оперативный способ печати
Гарнитура Times New Roman
Усл. п. л. __ , уч.-изд. л. __
Тираж ____ экз. Заказ № ___
Цена договорная
СибАДИ
644099, г. Омск, ул. П. Некрасова, 10
Отпечатано в ПЦ СибАДИ
644099, г. Омск, ул. П. Некрасова, 10
179
В.А.Хомич, С.А.Эмралиева
СБОРНИК ЗАДАЧ ПО ХИМИИ
180