Часть 4. Контрольные задания - Воронежский государственный

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Воронежский государственный архитектурно-строительный университет
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ
Методические указания для студентов I курса,
обучающихся дистанционно по специальности 270102.65 «Промышленное и гражданское
строительство» (ПГС), 270109. 65 «Теплогазоснабжение и вентиляция» (ТВ), 270205. 65
«Автомобильные дороги и аэродромы» (АД), 190205. 65 «Подъемно-транспортные,
строительные, дорожные машины» (СДМ), «Экономика и управление недвижимостью»
(ЭУН) факультета дистанционного обучения
Воронеж 2009
1
Составлено в соответствии с изданием
УДК 54 00
Л 125
Химия. Учебное пособие для студентов-заочников, обучающихся по специальности
«Строительство» [Текст] / В.В.Заречанская, Г.Г.Кривнева, С.И.Тарановская,
В.В.Шаталова; под общ. ред. Г.Г. Кривневой; Воронеж. гос. арх.-строит. ун-т. – Воронеж,
2005. - с.
Учебное пособие по курсу «Химия» включают содержание дисциплины, в сжатой
и доступной форме основные теоретические положения, примеры решения типовых задач,
задания для самостоятельного решения. Цель пособия - оказать помощь студентамзаочникам при самостоятельном изучении теоретического курса химии и в овладении
методикой решения задач.
Предназначено для студентов 1-го курса заочной формы обучения по направлению
«Строительство»
Печатается по решению редакционно-издательского совета Воронежского
государственного архитектурно-строительного университета.
Рецензенты: кафедра химии Воронежской государственной лесотехнической академии;
Т.Н. Пояркова, канд. хим. наук, доцент кафедры химии ВМС и коллоидов
Воронежского государственного университета.
2
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………..3
Тема 1. Систематика химических законов. Свойства
элементов и их соединений
Основные классы неорганических соединений……………………………… 4
Тема 2. Общие закономерности химических процессов
2.1. Энергетика химических процессов. ………………………..……………..8
2.2. Химическая кинетика и равновесие………………………………………16
Тема 3. Растворы
3.1. Ионные реакции в водных растворах электролитов……………………..21
3.2. Водородный показатель рН. Гидролиз солей…………………………….28
Тема 4. Электрохимические системы
4.1. Электродные потенциалы и электродвижущие силы......………………..33
4.2. Коррозия и защита металлических конструкций………………………...39
Тема 5.Специальные разделы химии
5.1. Основы химии вяжущих веществ………………………………………....42
5.2. Органические соединения. Полимеры…………………………………....45
Библиографический список литературы…………………………………. 51
Приложение. Варианты контрольных заданий………………………….. 51
ВВЕДЕНИЕ
Учебное пособие «Химия» предназначено для студентов-заочников,
обучающихся по направлению подготовки дипломированного специалиста
270100 «Строительство».
Пособие включает сведения по основным разделам общей химии. Его
содержание соответствует программе курса «Общая химия».
Химическая подготовка современного специалиста заключается в
развитии логического мышления, позволяющего решать вопросы качества,
надежности
и
долговечности
строительных,
конструкционных,
инструментальных и других технических материалов.
Знание химии
необходимо также для успешного освоения общетехнических и специальных
дисциплин.
При освоении курса химии студенты должны изучить основные
физико-химические закономерности, электрохимические системы и
протекающие в них процессы, овладеть техникой химических расчетов,
изучить специальные разделы химии: гетерогенные дисперсные системы,
основы химии вяжущих веществ, органические вещества и полимеры.
Пособие призвано помочь студентам выработать навыки
самостоятельной работы с учебной литературой и научить использовать
полученные теоретические знания
для решения конкретных задач,
связанных с их специальностью.
3
Контрольные задания выполняются в межсессионный период.
Вариант контрольного задания определяется двумя последними цифрами
номера студенческого билета (зачетной книжки). Например, номер
студенческого билета 05-51-213, две последние цифры 13, им соответствует
13 вариант контрольного задания. Каждый вариант содержит два
контрольных задания, которые выполняются в одной тетради с обязательной
записью условия задачи и ответа с подробными объяснениями.
Тема 1. СИСТЕМАТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЗАКОНОВ.
СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Основные
классы
неорганических
соединений.
Оксиды
солеобразующие и несолеобразующие; основные, кислотные, амфотерные;
их получение и свойства. Соли средние, кислые и основные; способы
получения и свойства.
Литература: [3 – гл. І, § 15].
Основные теоретические положения
Сложные неорганические вещества образуют три класса соединений:
оксиды, гидроксиды, соли.
Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, один из которых
кислород, имеющий в оксидах валентность  и степень окисления - 2.
Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные
оксиды образуют металлы в низкой степени окисления (+1, +2, кроме ZnO и
ВеО, которые являются амфотерными оксидами). Основные оксиды
взаимодействуют с кислотами и амфотерными гидроксидами, кислотными и
амфотерными оксидами. Им соответствуют основания.
Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в высшей
степени окисления (+5, +6, +7). Присоединяя прямо или косвенно воду, они
образуют кислоту. Например, диоксид кремния SiO2 – кремниевую кислоту
Н2SiO3, оксид хрома СrO3 - хромовую кислоту Н2СrO4. Кислотные оксиды
могут взаимодействовать с основными и амфотерными оксидами и
основными и амфотерными гидроксидами, то есть в реакцию вступают
вещества противоположной природы.
4
Амфотерные оксиды образуют металлы: в степени окисления +2 – это
ZnO, SnO и ВеО; в степени окисления +3  это Аl2O3, Fe2O3, Cr2O3 и др.
Амфотерные оксиды проявляют свойства как основные так и кислотные.
Соответствующие им гидроксиды можно записать в форме и кислот, и
оснований. Таким образом, амфотерные гидроксиды – это сложные
вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований.
Например, оксиду ZnO отвечает гидроксид Zn(ОН)2 и Н2ZnO2, оксиду Аl2O3
соответствует гидроксид Al(OH)3 и НАlО2, проявляющие в реакциях как
основные, так и кислотные свойства.
Гидроксиды - продукты прямого или косвенного взаимодействия
оксидов с водой. В зависимости от свойств оксидов гидроксиды могут быть
основными – основания, щелочи (это сложные вещества, молекулы
которых
состоят из
атомов
металла и
одной или
нескольких групп ОН ); кислотными – кислоты (это сложные вещества,
содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами
металла, и кислотный остаток).
Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами
замещения атомов водорода в кислотах атомами металла или
продуктами замещения гидроксильных групп в молекулах оснований
кислотными остатками.
Средняя (нормальная) соль – продукт полного замещения атомов
водорода в молекуле кислоты атомами металла (NаCl, Nа2SO4, FeSO4 );
кислая соль (гидросоль) – продукт частичного замещения атомов водорода в
кислоте атомами металла (NаНSO4); основная соль (гидроксосоль) – продукт
частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания средним
кислотным остатком (FeОНСl).
Характер взаимодействия и генетическая связь между основными
классами неорганических соединений представлены на рисунке.
элемент
кислород
несолебразующие оксиды
оксиды
солеобразующие
основные
амфотерные
основания
амфотерные гидроксиды
кислотные
кислоты
соли
5
основные
средние
кислые
Решение типовых задач
Задача 1. Какие из перечисленных ниже веществ являются
оксидами: НNО3, ZnO, Nа2О, СО2, СиSO4? Напишите уравнения реакций,
доказывающих их кислотно-основной характер?
Решение. В нашем примере кислотным оксидом является оксид СО2.
При взаимодействии с водой он образует угольную кислоту Н2СО3, с
основаниями и основными оксидами – ее соли:
СО2
+
Н2О → Н2СО3,
СО2
+
2NаОН → Nа2 СО3 + Н2О,
СО2
+
Nа2О → Nа2 СО3.
Оксид
Nа2О
проявляет
основные
свойства, является
солеобразующим, растворяется в воде с образованием основания.
Взаимодействует с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами и
гидроксидами с образованием солей в соответствии со следующими
реакциями:
Nа2О + Н2О → 2NаОН,
Nа2О + 2НСl → 2NаСl + Н2О,
Nа2О + СО2 → Nа2СО3,
Nа2О + ZnО → Nа2ZnО2 ,
Nа2О+Zn(ОН)2→Nа2ZnО2+Н2О.
ZnO – амфотерный оксид, солеобразующий, нерастворимый в воде. Ему
соответствует гидроксид, проявляющий кислотные свойства (Н2ZnО2 – это
кислота) и основные свойства (Zn(ОН)2 – это основание). Амфотерные
оксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей:
ZnО + 2НСl → ZnСl2
+ Н2О,
ZnО + 2NаОН → Nа2ZnО2 + Н2О.
Задача 2. Составьте уравнение реакций получения всех возможных
солей из гидроксида меди () и угольной кислоты. Назовите полученные
соли.
Решение
Си(ОН)2 + Н2СО3 → СиСО3 + 2Н2О.
Карбонат меди()
При недостаточном для образования средней соли количестве
основания получается кислая соль:
Си(ОН)2 + 2 Н2СО3 → Си2+(НСО3)2 1- + 2Н2О.
Гидрокарбонат меди()
Для превращения кислой соли в среднюю необходимо добавить
основание.
6
Необходимо помнить, что правильность составления химической
формулы проверяется по равенству валентности (степени окисления)
основного и кислотного остатков. Валентность основного остатка
определяется числом замещенных гидроксогрупп в молекуле основания на
кислотный остаток; валентность (степень окисления) кислотного остатка –
числом замещенных атомов водорода в молекуле кислоты на основной
остаток.
Задачи для самостоятельного решения
21. Напишите уравнения реакций образования СиSO4 в результате
взаимодействия:
а. Основного и кислотного оксидов;
б. Основания и кислотного оксида;
в. Основного оксида и кислоты;
г. Основания и кислоты.
Назовите классы соединений по систематической номенклатуре.
22. Какие из указанных веществ будут реагировать с гидроксидом
натрия: НNО3, СаО, СО2, Аl(ОН)3, СиSO4? Напишите уравнения реакций.
23. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать
соляная кислота: СаО, Zn(ОН)2, Н2SO4, Nа2СО3? Составьте уравнения
реакций. Дайте название исходным веществам и продуктам реакции.
24. Напишите уравнения реакций, свидетельствующих об основных
свойствах FeO, кислотных - SiO2, амфотерных - ZnO.
25. Составьте уравнения реакций получения средней и кислой соли из
гидроксида кальция и угольной кислоты, превращение кислой соли в
среднюю. Назовите соли по систематической номенклатуре.
26. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Nа  NаОН  NаНСО3  Nа2СО3  Nа2SО4  NаСl.
Дайте названия основным классам соединений, пользуясь
систематической номенклатурой.
27. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Zn  ZnO  ZnSO4  Zn(OH)2  Na2ZnO2 .
28. Составьте уравнения реакций получения средней и кислой соли из
гидроксида кальция и кремниевой кислоты. Назовите соли по
систематической номенклатуре.
29. Подтвердите амфотерный характер гидроксида алюминия
реакциями химического взаимодействия с растворами соляной кислоты и
гидроксида калия.
7
30. Напишите уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию следующих солей: СаSO4, NaHCO3, CaCO3,
FeCl3. Назовите соли по систематической номенклатуре.
31. Какие из перечисленных оксидов – СаО, SiO2 , SO3, СиО, N2O5 –
реагируют с водой? Напишите уравнения реакций и назовите все соединения
по систематической номенклатуре.
32. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Mg MgSO4  Mg(OH)2  MgOHCl  MgCl2 .
33. Напишите уравнения реакций образования MgСО3 в результате
взаимодействия:
а. Основного и кислотного оксидов;
б. Основания и кислотного оксида;
в. Основного оксида и кислоты;
г. Основания и кислоты.
34. Составьте уравнения реакций получения хлорида магния:
а. Действием кислоты на металл;
б. Действием кислоты на основание;
в. Действием кислоты на оксид.
35. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом калия:
НNО3, Аl(ОН)3, СиО, СО2, СиSO4? Напишите уравнения реакций
взаимодействия.
36. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
СаСа(ОН)2СаСО3Са(НСО3)2СаСО3 СаСl2Са3(РО4)2.
Дайте названия солям, пользуясь систематической номенклатурой.
37. Напишите уравнения реакций, доказывающих основные свойства
MgO и кислотные – SO3.
38. Составьте уравнения реакций получения всех возможных солей,
полученных взаимодействии гидроксида аммония и серной кислоты.
39. Напишите уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию следующих солей:
Са3(РО4)2 , Mg( HCO3)2 , Na2S , Си(NO3)2.
40. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
N2  NH3  ( NH4)2SO4 NH4Cl  NH3  NH4NO3.
Дайте названия солям, пользуясь систематической номенклатурой.
Тема 2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
2.1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО
Содержание материала раздела для самостоятельного изучения
8
Физическая сущность энергетических эффектов химических реакций.
Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы.
Энтальпия
образования. Термохимические расчёты.
Понятие об энтропии. Изменение энтропии при химических
процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса. Направленность
химических процессов.
Литература: [1 – гл.5, §§ 5.1…5.4]; [2 – гл.І,ІІ §§ 1.1…1.4, 2.1…2.3];
[3 – гл.VІ, §§ 55,56,66…68].
Основные теоретические положения
Термодинамика изучает энергетические эффекты химических
реакций,
направление их самопроизвольного протекания.
Термодинамические свойства системы наиболее часто выражаются такими
характеристическими функциями как внутренняя энергия U, энтальпия
H, энтропия S и энергия Гиббса G.
Как правило, при химических
реакциях энергия выделяется или поглощается в виде теплота. Реакция, в
ходе которой теплота поглощается, называется эндотермической (ΔH >
0). Если в результате реакции тепло выделяется, то реакция называется
экзотермической (ΔH < 0). Основной закон термохимии – закон Г.И.Гесса:
тепловой эффект реакции не зависит от пути реакции, а зависит от
природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции. Закон
Гесса строго соблюдается для процессов, протекающих в изобарно- и
изохорно-изотермических
условиях,
он
позволяет
проводить
термохимические расчеты химических процессов. Следствие из закона
Гесса: тепловой эффект (энтальпия) реакции равен сумме энтальтий
образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий
образования исходных веществ с учетом стехиометрических
коэффициентов.
Тепловой эффект реакции аА + вВ → сС + dD,
протекающей в стандартных условиях, рассчитывается по уравнению
ΔН0реак. =(с∙ΔН0обр.С +d∙ΔН0обр.D) – (а∙ΔН0обр.А + в∙ΔН0обр.В ),
где Δ Н0реак. - тепловой эффект реакции при стандартных условиях;
ΔН0обр. - стандартные энтальпии образования веществ А,В,С,D,
участвующих в реакции;
а, в, с, d - стехиометрические коэффициенты.
Стандартной энтальпией образования (ΔН0обр.) называют тепловой
эффект
образования 1 моль сложного вещества из простых
в
стандартных условиях.
9
В термодинамике стандартные условия – температура 298К,
давление 104 кПа. Стандартные энтальпии образования приведены в таблице
3.1.1
Процессы, которые протекают без затраты работы из вне, называются
самопроизвольными.
В изолированных системах самопроизвольно идут процессы, которые
сопровождаются увеличением энтропии (ΔS > 0). Изолированными
называются системы, которые с окружающей средой не обмениваются ни
энергией, ни
Таблица 2.1.1
Термодинамические характеристики некоторых веществ
при температуре 298 К и давлении 101 кПа
Вещество
Al2O3 (кр.)
BaSO4(кр.)
CO (г.)
CO2 (г.)
CaO (кр.)
Ca(OH)2 (кр.)
CaCl2 (кр.)
CaSO4 (кр.)
CaSiO3 (кр.)
CaCO3 (кр.)
CaSO4∙0,5H2O (кр.)
CaSO4∙2H2O (кр.)
CaCO3∙MgCO3 (кр)
2CaO∙SiO2 (кр.)
3CaO∙Al2O3 (кр.)
Fe (кр.)
FeO (кр.)
Fe2O3 (кр.)
Fe3O4 (кр.)
H2 (г.)
H2O (ж.)
MgO (кр.)
Mg(OH)2 (кр.)
MgCl2 (кр.)
O2 (г.)
SO2 (г.)
ΔH0обр.,
кДж/моль
-1675,0
-1195,0
-110,5
-393,5
-635,1
-986,2
-785,8
-1432,7
-1584,1
-1206,0
-1575,2
-2021,1
-2326,3
-2312,6
-3592,9
0
-264,7
-821,3
-1117,7
0
-285,8
-601,2
-924,7
-641,8
0
-296,9
S0,
Дж/моль∙К
50,9
90.0
197,4
213,6
39,7
83,4
113,8
106,7
82,0
92,9
27,2
58,8
89,9
151,6
130,6
69,9
26,9
63,1
89,5
205,0
248,1
ΔG0,
кДж/моль
-1582,6
-1358,3
-137,8
-394,4
-604,2
-896,8
-753,1
-1320,3
-1501,1
-1128,8
-1435,2
-1795,7
-2152,7
-245,3
-743,8
-1016,4
0
-237,4
-569,5
-837,1
-594,7
0
-301,6
10
SiO2 (кр.)
Н2О (г.)
-859,3
-241,8
42,1
188,7
-856,7
-228,8
веществом. При проведении процесса в стандартных условиях энтропия
рассчитывается по уравнению
ΔS0реак. = Σ ν∙ S0прод.реак. - Σ ν∙ S0исх.в-в.
Критерием
самопроизвольности
протекания
процесса
в
неизовированной системе в изобарно- изотермических условиях является
энергия Гиббса (G). Изменение энергии Гиббса ( ΔG0 ) в ходе процесса в
стандартных условиях рассчитывается по формуле
Δ G0реак. =ΔH0реак. – T0 ∙Δ S0реак.
Если ΔGреак.< 0, то процесс протекает самопроизвольно;ΔGреак.> 0 самопроизвольно процесс протекать не может; ΔGреак.= 0 – система
находится в состоянии термодинамического равновесия.
Решение типовых задач
Задача 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции, протекающей в
изобарно-изотермических условиях по уравнению
CaCO3(кр.) + SiO2(кр) → СaSiO3(кр.) + CO2 (г.), Δ H0 реак..
Условия стандартные .
Решение. Согласно следствию из закона Гесса:
ΔH0 реак.= Σ ν∙ ΔН0 обр.прод. - Σ ν∙ ΔН0 обр.исх.в-в
или
ΔН0реак.=(ΔН0обр.СО2(г.)+ΔН0обр.СаSiОз(кр.))–(ΔН0обр.SiО2(кр.) +ΔН0обр.SiO3(кр.)).
Энтальпии образования всех участников реакции берем из таблицы 2.1.1.
ΔН0обр.СО2(кр.) = -393,5 кДж/моль; ΔН0обр.СаСО3(кр.) =-1206,0кДж/моль;
ΔН0обр.SiO2(кр.) = - 859,3 кДж/моль; ΔН0обр.CaSiO3(кр) = -1584,1кДж/моль.
Подставив значения в уравнение, получаем
ΔН0реак. = -363,5 - 1584,1 - (-859,3 - 1206,0) = 87,7 (кДж).
Процесс эндотермический, так как ∆Н > 0.
11
Задача 2. Возможно ли самопроизвольное взаимодействие
карбоната кальция и оксида кремния, протекающее по уравнению
СаСО3(кр.)+SiО2(кр.) → СаSiO3(кр.) + СО2(г.)
в неизолированной системе в стандартных изобарно-изотермических
условиях.
Решение. Критерием самопроизвольного протекания процесса в
неизолированной системе в изобарно-изотермических условиях является
убыль энергии Гиббса. Рассчитаем изменение энергии Гиббса ΔG0реак. в
ходе данной реакции, воспользовавшись уравнением ΔG0реак. = ΔH0реак. –
T0∙ΔS0реак.
Изменение энтальпии ΔН0 реак. = 87,7 кДж (задача 1).
Вычислим изменение энтропии ΔS0реак. для реакции, протекающей в
стандартных условиях, используя табличные данные.
S0 CaCO3 (кр.)= 92,9 Дж/моль∙К;
S0 SiО3(кр.) = 42,1 Дж /моль∙К;
S0 СО2 (г.) = 231,5Дж/моль∙К;
S0CaSiO3 (кр.) = 82,0 Дж/моль∙К.
ΔS0реак. = Σ ν ∙ S0прод. –Σ ν ∙ S 0 исх.в-в.
ΔS0реак. = S0 CaSiO3(кр.) + S0 CO2(г.) – S0 CaCO3(кр.) – S0 SiO2(кр.),
ΔS0реак.= 82,0 + 231,6 – 92,9 – 42,1 = 178,6 ( Дж/моль) или
ΔS0реак. = О,179 кДж/моль.
Рассчитаем ΔG0реак., воспользовавшись найденными значениями ΔН0реак. и
ΔS0реак.,
ΔG0реак. = 87,7- 298 0,179 = + 34,36 (кДж).
Поскольку
ΔG0реак.> 0, то данный процесс в стандартных условиях
самопроизвольно протекать не может.
Задача 3.
Определите энтальпию образования СаО∙SiO2 , если
тепловой эффект реакции
СаО(кр.) + SiО2(кр.) → СаО∙SiО2(кр.), ΔНреак.
равен (– 89,1) кДж. Условия стандартные.
Решение. Согласно следствию из закона Гесса
0
ΔН реак. = ΔН0обр.СаO∙SiО2(кр.) – ΔН0обр.СаО(кр.) - ΔН0обр. SiO2(кр.).
По условию задачи
ΔН0реак.= -89,1 кДж; в таблице 2.1.1 находим
стандартные энтальпии образования оксидов кальция и кремния
ΔН0обр.СаО (кр.)= - 635,1 кДж/моль и ΔН0обр.SiO2(кр.)= -859,3 кДж/моль.
Подставив известные величины в уравнение следствия закона Гесса,
находим стандартную энтальпию образования силиката кальция
ΔН0обр.СаО∙SiО2(кр.).
12
-89,1 = ΔН0обр.СаО∙SiО3(кр.) –(-635,) – (-859,3);
ΔН0обр. СаО∙SiО3(кр.) = -1583,5 кДж/моль.
Задачи для самостоятельного решения
101. Составная часть бариевого огнеупорного цемента - алюминат
бария ( ВаО∙Аl2О3 ) получается по уравнению
BaSO4(кр.) + Al2O3(кр.) → BaO∙Al2O3(кр.) + SO2(г.) + 1/2O2(г.), ΔНреак..
Рассчитайте стандартную энтальпию образования ВаО∙Аl2О3, если тепловой
эффект реакции при 298 К равен 566,1 кДж. Укажите к какому типу
относится данная реакция – эндо- или экзотермическому.
102.
Определите
стандартную
энтальпию
образования
доломита(СаСО3∙МgСО3), если тепловой эффект реакции его разложения,
протекающей по уравнению
СаСО3∙МgСО3(кр.) → СаО(кр.) +МgО(кр.) + СО2(г.),
равен 303 кДж. Какое количество теплоты будет затрачено для разложения
1 тонны доломита?
103. Вычислите тепловой эффект реакции гашения извести, исходя из
следующего термохимического уравнения
СаО(кр.) + Н2О(ж.) → Са(ОН)2(кр.), ΔНреак..
Условия стандартные. Укажите к какому типу относится данная реакция –
эндо- или экзотермическому.
104. Тепловой эффект реакции образования
алюмината (3СаО∙А2О3) , протекающей по уравнению
трехкальциевого
3СаО (кр.) + Аl2О3 (кр.) → 3СаО∙Аl2О3 (кр.), ΔHреак.,
равен (- 12,55) кДж. Определите энтальпию образования трехкальциевого
алюмината, если процесс протекает в стандартных условиях.
105.
Рассчитайте
тепловой
эффект
реакции
образования
двухкальциевого силиката ( 2СаО∙SiО2), протекающей в стандартных
условиях по уравнению
2СаО(кр.) + SiО2(кр.) → 2СаО∙SiО2(кр.).
Напишите термохимическое уравнение данного процесса.
13
106. Реакция образования двухкальциевого силиката (2СаО∙SiО2)
выражается термохимическим уравнением
2СаСО3(кр.) + SiО2(кр.) → 2СаО∙SiО2(кр.) + СО2(г.), ΔHреак.
Вычислите стандартную энтальпию образования двухкальциевого силиката,
если тепловой эффект данного процесса равен 229,3 кДж.
107. Пользуясь табличными, данными вычислите
изменение
энтропии(ΔSреак) при стандартных условиях для процесса, термохимическое
уравнение которого имеет вид
2СО(г.) + О2(г.) → 2СО2(г.), ΔНреак..
Решите вопрос о возможности самопроизвольного протекания процесса в
изолированной системе.
108. Рассчитайте, пользуясь табличными данными, изменение энергии
Гиббса (ΔG0) для процесса
СаSО4∙0,5 Н2О(кр.) + 1,5 Н2О(ж.)→ СаSО 4∙2Н2О(кр.),
происходящего в стандартных изобарно-изотермических условиях. Решите
вопрос о возможности самопроизвольного протекания этой реакции в
неизолированной системе.
109. Пользуясь табличными данными, рассчитайте изменение энергии
Гиббса (ΔG0) реакции
СаСО3(кр.) → СаО(кр.) + СО2(кр.),
происходящей в стандартных условиях. Решите вопрос о возможности
самопроизвольного ее протекания в неизолированной системе.
110. Вычислите изменение энтропии (ΔS0
термохимического уравнения
реак.),
исходя из следующего
Са(ОН)2(кр.) + СО2(г.) → СаСО3(кр.) + Н2О(ж.), ΔНреак..
Процесс происходит
в стандартных условиях.
Решите вопрос о
возможности самопроизвольного протекания его в изолированной системе.
111. Возможно ли
уравнению
самопроизвольное восстановление железа по
Fe2O3(кр.) + 3H2(г.) → 2Fe (кр.) + 3H2O(ж.)
14
в изобарно-изотермических условиях
при температуре 298 К
в
неизолированной системе? Ответ подтвердите расчетом. Напишите
термохимическое уравнение данного процесса.
112. Возможно ли самопроизвольное окисление железа в стандартных
изобарно-изотермических условиях, протекающее по уравнению
4 Fe(кр.) + 3 O2(г.) → 2Fe2O3(кр.)
в неизолировенной системе? Ответ подтвердите расчетом.
113. Определите тепловой эффект реакции
CaSO4(кр.) + SiO2(кр.) → CaSiO3(кр.) + SO2(г.) + ½ O2(г.), ΔHреак.,
протекающей в стандартных изобарно-изотермических условиях. Укажите,
данная реакция эндо- или экзотермическая.
114. Рассчитайте энтальтию образования
эффект реакции
СО2(г.), если
тепловой
СО(г.) + 1/2О2(г.) → СО2(г.)
равен (-283) кДж. Условия стандартные
изобарно-изотермические.
Возможно ли в данных условиях самопроизвольное окисление СО?
115.Определите тепловой эффект реакции разложения доломита
СаСО3∙МgСО3(кр.)→ СаО(кр.) + МgО(кр.) + СО2(г.)
и возможность самопроизвольного протекания
стандартных условиях
в изолированной
термохимическое уравнение данного процесса.
данного процесса в
системе.
Напишите
116. Тепловой эффект реакции гидратации
алюмината (3СаО∙Аl2О3), протекающей по уравнению
трехкальциевого
3СаО∙Аl2О3(кр.) + 6Н2О(ж.) → 3СаО∙Аl2О3∙6Н2О(кр.),
в стандартных условиях равен (-238,9) кДж. Рассчитайте энтальпию
образования
кристаллогидрата
3СаО∙А2О3∙
6Н2О.
Напишите
термохимическое уравнение реакции.
117. Возможно ли
строительного гипса
самопроизвольное протекание реакции гидратации
СаSО4∙0,5Н2О(кр.) + 1,5Н2О(ж.) → СаSО4∙2Н2О(кр.),
15
в стандартных изобарно-изотермических условиях?
расчетом.
Ответ подтвердите
118. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции
МgSО4(кр.)+Ca(OH)2(кр.)+2H2O(ж.)→ Mg(OH)2(кр.)+CaSO4∙2H2O (кр.)
в стандартных изобарно-изотермических условиях? Ответ подтвердите
расчетом.
119. Термохимическое уравнение карбонизации гашеной извести
(Са(ОН)2) имеет вид
Са(ОН)2(кр.) + СО2(г.) → СаСО3(кр.) + Н2О(ж.), ΔНреак. .
Докажите возможность самопроизвольного протекания данного процесса в
стандартных условиях. Система неизолированная.
Условия стандартные. Система неизолированная.
120. Возможно ли самопроизвольное протекание процесса
MgCl2(кр.) + Ca(OH)2(кр.)→ CaCL2(кр.) + Mg(OH)2(кр.), ΔHреак.
в стандартных изобарно-изотермических условиях? Ответ подтвердите
расчетом.
2.2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Гомогенные и гетерогенные системы. Основные факторы,
определяющие направление течения реакций. Закон действия масс;
константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры.
Энергия активации процесса. Химическое равновесие, константа равновесия.
Принцип
Ле-Шателье.
Литература: [1 – гл.V, §§ 5.5, 7.1-7.3]; [2 – гл.VI, §§ 6.1-6.6];
[3 – гл.VІ, §§ 57…61].
Основные теоретические положения
Химическая кинетика изучает скорость химических реакций,
механизм их протекания. Скорость реакций определяется изменением
концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, за единицу
времени:
16
υ= ± dc / dτ,
Критерием принципиальной осуществимости реакций является
неравенство ΔG < 0. Скорость реакции зависит от концентрации
реагирующих веществ и эта зависимость выражается законом действующих
масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях,
равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для
реакции аА + вВ ↔ с АВ
(I) математическое выражение закона
действующих масс имеет вид:
υ = k [A]a · [B]в,
где k – константа скорости реакции;
[A] и [B] – концентрация реагирующих веществ;
а, в – стехиометрические коэффициенты.
Выражение зависимости скорости реакции от концентрации реагентов
называют кинетическим уравнением.
Согласно правилу Вант–Гоффа, при повышении температуры на 10 К
скорость реакции увеличивается в 2…4 раза. Правило Вант–Гоффа
выражается уравнением
υТ2 = υТ1·γ(Т2 –Т1)/10,
где γ – температурный коэффициент скорости химической реакции,
равный 2…4.
Химические реакции делятся на необратимые и обратимые.
Особенность обратимых реакций состоит в том, что они, в зависимости от
условий, могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если
в системе скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, такое
состояние системы называют химическим равновесием. Состояние
равновесия системы при постоянной температуре характеризуется
константой равновесия. Так для реакции (I) выражение для константы
равновесия имеет вид
Кр = [AB]c / [A]a·[B]в.
Константа равновесия Кр, как и константа скорости, зависят от
природы реагентов и температуры.
Если параметры системы (температура, давление, концентрация
реагентов) не изменяются, то система может находиться в состоянии
равновесия неопределенно долго. Изменение хотя бы одного из этих
параметров приводит и тому, что прежнее состояние равновесия нарушится и
установится новое состояние равновесия.
Направление смещения равновесия определяется принципом
Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать
внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону уменьшения
этого воздействия.
Решение типовых задач
17
Задача 1. Как изменится скорость реакции образования оксида
серы (VI)
2 SO2 (Г) + O2 (Г) → 2 SO3 (Г)
а. При увеличении концентрации SO2 в 3 раза;
б. При увеличении давления в 2 раза?
Решение. Согласно закону действия масс скорость реакции
образования SO3 до изменения концентрации SO2 рассчитывается по
уравнению
υ = k [SO2]2 · [O2],
а. После увеличения SO2 в 3 раза
υ1 = k(3 [SO2])2 · [O2] = 9 k [SO2]2 · [O2],
отсюда υ1/ υ = (9 k [SO2]2 · [O2]) /(k [SO2]2 · [O2]) = 9.
Таким образом, при увеличении концентрации SO2 в 3 раза скорость
реакции возрастает в 9 раз;
б. При увеличении давления в 2 раза концентрация каждого из
реагирующих веществ на единицу объема увеличится в 2 раза. Скорость
реакции станет равной:
υ2 = k(2 [SO2]) 2 · 2[O2] = 8 k [SO2]2 · [O2].
Следовательно k [SO2]2 · [O2]) / (k [SO2]2 · [O2]) = 8.
Таким образом, при увеличении давления в 2 раза скорость реакции
возрастает в 8 раз.
Задача 2. Окисление серы протекает по уравнению
S(ТВ) + O2(Г) → O2(Г).
Как изменится скорость этой реакции при уменьшении давления в 3
раза?
Решение. В случае гетерогенных реакций в уравнения закона
действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в
газовой фазе или растворе. Концентрация вещества твердой фазы на единице
поверхности является постоянной величиной и входит в константу скорости,
поэтому уравнение для скорости реакции образования оксида серы до
изменения давления имеет вид
υ = k1 [O2],
после уменьшения давления в 3 раза: υ1 = k1 1/3[O2].
Следовательно, υ1/ υ = υ =(k1 1/3 [O2])/ (k1 [O2]) = 1/3.
Таким образом, при уменьшении давления в 3 раза скорость реакции
уменьшится в 3 раза.
Задача 3. Реакция при температуре 200С протекает за 45 с.
Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Какое время
потребуется для завершения этой реакции при 400С?
Решение. При увеличение температуры на каждые 100 скорость
реакции обычно увеличивается в 2-4 раза. Температурный коэффициент
скорости реакции (γ) показывает увеличение скорости реакции при
повышении температуры на 10о.
18
Согласно уравнению Вант–Гоффа:
υТ2 = υТ1·γ(Т2 –Т1)/10
υ40 / υ20 = 3(40 –20)/10=320/10=32=9
Скорость реакции возрастает в 9 раз, следовательно время протекания
реакции уменьшается во столько же раз, и при 40о реакция закончится за 5 с.
(45: 9).
Задача 4. В системе установилось равновесие:
2 HJ ( r ) ↔ H2(Г) + J2(Г), ΔH > 0.
Как надо изменить температуру, давление и концентрацию, чтобы
сместить равновесие в сторону течения прямой реакции?
Решение.
Согласно принципу Ле–Шателье при увеличении внешней
температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса
(идущего с поглощением теплоты). Так как прямая реакция эндотермическая
(∆Η > 0), то для смещения равновесия вправо надо увеличить температуру.
При увеличении внешнего давления равновесие смещается в сторону
уменьшения объема системы (уменьшение числа молей газообразных
веществ). В реакции из двух объемов HJ получается два объема H2 и J2,
поэтому изменение давления не будет оказывать влияние на смещение
равновесия системы.
Смещение равновесия вправо можно достичь увеличением
концентрации HJ или удалением из системы H2 и J2, что приведет к
увеличению скорости прямой реакции и смещению равновесия в системе
вправо.
Задачи для самостоятельного решения
121. Реакция идет по уравнению 2 СО (Г) + О2 (Г) → 2 СО2 (Г). Как
изменится скорость этой реакции, если:
а. Увеличить давление в 3 раза;
б. Увеличить концентрацию кислорода в два раза?
122. В системе МgCO3(тв) + H2O(Ж) +CO2 → Mg(HCO3)2(Ж)
установилось равновесие. Напишите математическое выражение закона
действующих масс для прямой и обратной реакций. Как изменится скорость
прямой реакции при увеличении давления в 2 раза? Изменится ли скорость
этой реакции при увеличении массы карбоната магния и удалении из
системы углекислого газа?
123. В системе Са(НСО3)2 (Ж) ↔СаСО3(Т) + СО2(Г) +Н2О(Ж)
установилось равновесие. Как изменится скорость обратной реакции при
уменьшении давления в 2 раза? В сторону какой реакции – прямой или
обратной – сместится равновесие:
а. При удаление из системы углекислого газа;
б. При повышении температуры ( прямая реакция эндотермическая )?
19
124. Скорость реакции 2 NO (г) + O2(г) → 2 NO2 (г) при концентрациях
[NO] = 0,3 моль/л, [O2] = 0,15 моль/л равна 1,3.10-3 моль/л. Вычислите
константу скорости реакции. Поясните, в чем ее физический смысл. Укажите
факторы, от которых она зависит.
125. Как изменится скорость реакции образования аммиака
N2(г) + 3 H2(г) ↔ 2NH3(г) , ∆H < 0 при увеличении давления в два раза.
Какое влияние на выход аммиака окажет:
а. Увеличение внешнего давления;
б. Увеличение концентрации водорода;
в. Понижение температуры?
126. Во сколько раз станет больше скорость прямой реакции по
сравнению со скоростью обратной реакции в системе
2 CO(г) + O2 (г) ↔ 2
CO2 (г)
при уменьшении объема газовой смеси в 2 раза? В какую сторону сместится
равновесие системы при увеличении внешнего давления?
127. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной
системы CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г). Как следует изменить концентрацию
всех веществ, чтобы равновесие сместилась в сторону прямой реакции? От
каких факторов зависит константа равновесия?
128. в какую сторону сместится равновесие системы
4 NO2 + 2 H2O + O2 ↔ 4 HNO3 при понижение температуры, давления?
Реакция получения азотной кислоты экзотермическая.
129. Напишите математическое выражение закона действующих масс
для реакции образования метана C(т) + 2H2(г) → CH4(г). Как изменится
скорость этой реакции :
а. При увеличении концентрации водорода в 2 раза;
в. При увеличении давления в 2 раза?
130. Определите температурный коэффициент скорости реакции γ,
если при охлаждении от 80 до 400 C скорость реакции уменьшалась в 16 раз.
Что показывает температурный коэффициент скорости реакции? Дайте
понятие энергии активации.
131. В системе CaCO3 (т) ↔ CaO(т) + CO2 (г) установить равновесие. В
сторону какой реакции – прямой или обратной – оно сместится при удалении
из системы CO2 и при увеличении температуры? Реакция образования CaO
эндотермическая.
132. Напишите кинетические уравнения скорости реакций
2 NO(г) +O2 → 2 NO2 ; CaO (т) + CO2 (г) → CaCO3 (т).
От чего зависит константа скорости? Поясните физический смысл константы
скорости.
133. Как нужно изменить концентрацию, температуру, давление,
чтобы равновесие системы CO (г) + H2O (г) ↔ CO2 (г) + H2 (г) сместилось в
сторону прямой реакции, которая является экзотермической? Напишите
выражение для константы равновесие данной системы. От каких факторов
зависит константа равновесия?
20
134. Произойдет ли смещение равновесия в системах
Fe2O3 (т) + 3 H2 (г) ↔ 2Fe (т) + 3 H2O (г),
Fe (т) + H2O (г) ↔ FeO(т) + H2 (г)
при изменении давления? Ответ поясните. Сформулируйте принцип
смещение равновесия Ле-Шателье.
135. Как нужно изменить концентрации реагирующих веществ,
давление и температуру, чтобы равновесие в системе
4 NH3 (г) + 5 O2 (г) ↔ 4 NO (г) + 6 H2O (г)
сместилось в сторону образования аммиака? Прямая реакция
экзотермическая.
136. В системе SiO2 (т) + 2 C (г) ↔ Si (т) + 2 CO2(г) установилось
равновесие. В какую сторону сместиться равновесие системы при удалении
из системы оксида углерода (II) и повышение температуры? Прямая реакция
эндотермическая.
137. В системе 2 SO2 (г) + O2 (г) ↔ 2 SO3 (г) установилось равновесие.
Как нужно изменить давление, концентрацию SO2 и температуру, чтобы
увеличить равновесную концентрацию оксида серы (VI)? Реакция
образования SO3 экзотермическая.
138. В системе MgCO3 (т) ↔ MgO (г) + CO2 (г) установилось равновесие.
Какое влияние на выход MgO окажут увеличение давления, повышение
температуры, удаление из системы углекислого газа? Реакция образования
MgO эндотермическая.
139. Реакция идет по уравнению
Ca(OH)2 (т) + SO3 (г) = CaSO4 (т) + H2O (г).
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации SO3 в
2 раза; при уменьшении давления в 2 раза?
140. В системе 4 HCL (г) + O2 (г) → 2 H2O (г) + 2 CL2(г), ∆H < 0,
установить равновесие. Как нужно изменить концентрацию реагирующих
веществ, давление и температуру, чтобы равновесие в системе сместилось в
сторону образования хлора?
Тема 3. РАСТВОРЫ
3.1. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Вещества электролиты и неэлектролиты. Электролитическая
диссоциация и ее зависимость от типа химической связи в молекуле
вещества. Степень и константа электролитической диссоциации; сильные и
слабые электролиты. Диссоциация кислот, оснований и солей. Ионномолекулярные уравнения реакций и порядок их составления. Условия
протекания необратимых и обратимых реакций двойного обмена.
21
Литература: [1 - гл. VIII, §§ 8.3 - 8.4]; [2 - гл. VII, §§ 7.5 - 7.6];
[3 – гл. VII §§ 81…88].
Основные теоретические положения
Электролиты – вещества, раствор или расплав которых
проводит электрический ток. Электролитической диссоциацией
называют распад молекул электролита в растворе на положительно
заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы под
действием полярных молекул растворителя. В результате диссоциации
образуются гидратированные ионы, если растворитель вода, в общем случае
– сольватированные ионы.
Процесс диссоциации количественно характеризуется степенью
диссоциации и обозначается – α. Степень электролитической диссоциации –
это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу
растворенных молекул:
α = С дисс. / С общ.,
где С дисс - концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л.;
С общ. - исходная концентрация раствора, моль/л.
Электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты в
водных растворах диссоциируют практически нацело (α =1). Слабые
электролиты в водных растворах диссоциируют частично.
К сильным электролитам относятся:
 неорганические кислоты: HNO3, HCl, HBr, HJ, H2SO4, HClO4,
HMnO4;
 основания элементов главных подгрупп первой и второй групп
периодической системы, кроме лития, бериллия, магния;
 почти все соли, например: NaCl, K2SO4, CaCl2.
Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, приводящий
к состоянию равновесия , характеризуется константой равновесия
(константой диссоциации Kд). Константа диссоциации – это отношение
произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации
нераспавшихся молекул, зависит от природы вещества и температуры.
Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена
отражают состояния электролитов в растворах. В этих уравнениях сильные
растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы,
записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые или
труднорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной
форме.
В сокращенном ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из
обеих его частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных
уравнений сумма зарядов ионов в левой и правой части уравнения должна
быть равна.
22
Решение типовых задач
Задача 1. Составьте уравнение электролитической диссоциации
веществ: H2CO3, Mg(OH)2 и Mg(HCO3)2. Для слабых электролитов напишите
выражение констант диссоциации.
Решение. Количественной мерой силы электролита является
константа диссоциации и чем она меньше, тем слабее электролит. Угольная
кислота и гидроксид магния – слабые электролиты, диссоциируют в две
ступени. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой
(табл. 3.1.1)
Таблица 3.1.1
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов при 25оС
ВЕЩЕСТВО
Вода
Азотистая
Борная
ФОРМУЛА
H2O
HNO2
H3BO3
КI
1,82 · 10-16
Кислоты
5,1 · 10-4
5,8 · 10-10
КIII
К
II
-
-
1,8 · 10-13
1,6 · 1014
Кремниевая
ПЛАВИКОВАЯ
Сернистая
Сероводородная
Синильная
Угольная
Уксусная
Фосфорная
H2SiO3
HF
H2SO3
H2S
HCN
H2CO3
CH3COOH
H3PO4
2,2 · 10-10
6,8 · 10-4
1,6 · 10-12
-
-
1,7 · 10-2
1,0 · 10-7
6,2 · 10-10
4,5 · 10-7
1,8 · 10-5
7,6 · 10-3
6,2 · 10-8
1,0 · 10-14
4,8 · 10-11
6,2 · 10-8
4,2 · 10-13
ОСНОВАНИЯ
Гидроксид
аммония
алюминия
ЖЕЛЕЗА (II)
кальция
магния
NH4OH
Al(OH)3
Fe(OH)2
1,79 · 10-5
-
1,82 · 10-11
1,38 · 10-9
-
Ca(OH)2
Mg(OH)2
-
4,3 · 10-2
2,6 · 10-3
23
марганца
меди (II)
никеля
свинца (II)
хрома (III)
цинка
Mn(OH)2
Cu(OH)2
Ni(OH)2
Pb(OH)2
Cr(OH)3
Zn(OH)2
9,6 · 10-4
-
Для Н2СО3:
5,0 · 10-4
3,4 · 10-7
2,5 · 10-5
3,0 · 10-8
4,0 · 10-5
1. H2CO3 ↔ H+ + HCO3- ,
K 
H   HCO13  = 4,5 · 10-7;
H 2CO3 
2. HCO3- ↔ H+ + CO32- ,
K  
H   HCO 23   =
HCO13 
1,02 · 10-10
-
4, 7 · 10-11 .
Для Mg(OH)2:
1. Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH- , K  
OH1  MgOH  ;
Mg(OH)2 
2. MgOH+ ↔ Mg2+ + OH- ,
K" 
[Mg 2  ] ·[OH1- ]
= 2,5 · 10-3 .

[MgOH ]
Соли – сильные электролиты, в воде полностью распадаются на
основной и кислотный остаток, константы диссоциации для них не имеют
смысла:
Mg(HCO3)2 ↔ Mg2+ + 2 HCO3Задача 2. Степень диссоциации сульфата алюминия в его I M
растворе 0,75. Найдите молярную концентрацию ионов алюминия и сульфатионов в растворе.
Решение. Степень электролитической диссоциации (α) – отношение
числа продиссоциированных молекул сульфата алюминия к общему числу
его молекул. В нашем примере:
α = [Al2 (SO4)3]дисc./ [Al2 (SO4)3]общ.;
0,75 = [Al2 (SO4)3]дисc. / 1 ;
следовательно [Al2 (SO4)3]дисс. = 0,75 моль.
Из уравнения диссоциации сульфата алюминия
24
Al2(SO4)3 ↔ 2 Al3+ + 3 SO42видно, что I моль соли распадается на 2 моль ионов Al3+ и 3 моль ионов
SO42-. Следовательно, при диссоциации 0,75 моль Al2(SO4)3 образуется 1,5
моль ионов Al3+ и 2,25 моль ионов SO42-.
Задача 3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между BaCl2 и Na2SO4, Na2CO3 и
H2SO4, CH3COONa и HCl, Fe(OH)3 и HNO3.
Решение. В растворах электролитов реакции происходят между
ионами и только в том случае, если в результате взаимодействия образуют
труднорастворимые (табл.3.1.1), газообразные соединения или слабые
электролиты. При составлении ионно-молекулярных уравнений эти
соединения записывают в молекулярной форме, сильные растворимые
электролиты – в виде ионов.
Таблица 3.1.2
Растворимость некоторых солей и оснований в воде
(р – растворимое вещество, м – малорастворимое, н – практически
нерастворимое; прочерк означает, что вещество не существует или
разлагается водой.)
Ионы
Br−
CH3COO− CN− CO32− Cl−
F−
I−
NO3− OH− PO43− S2−
SO42−
Ag+
н
м
н
н
н
р
н
р
−
н
н
м
Al3+
р
+
?
−
р
м
р
р
н
н
+
р
Ba2+
р
р
р
н
р
м
р
р
р
н
р
н
2+
р
+
?
+
р
р
р
р
н
н
+
р
2+
р
р
р
н
р
н
р
р
м
н
м
м
2+
р
р
м
+
р
р
р
р
н
н
н
р
2+
Co
р
р
н
+
р
р
р
р
н
н
н
р
Cr3+
р
+
н
−
р
м
н
р
н
н
+
р
Cs+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Cu2+
р
р
н
+
р
р
−
р
н
н
н
р
Fe2+
р
р
н
+
р
м
р
р
н
н
н
р
Fe3+
р
−
−
−
р
н
−
р
н
н
−
р
Hg2+
м
р
р
−
р
+
н
+
−
н
н
+
Hg22+
н
м
−
н
н
м
н
+
−
н
−
н
K+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Li+
р
р
р
р
р
н
р
р
р
м
р
р
Mg2+
р
р
р
м
р
н
р
р
н
н
н
р
Mn2+
р
р
н
+
р
р
р
р
н
н
н
р
NH4+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
−
+
р
Be
Ca
Cd
25
Na+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Ni2+
р
р
н
+
р
р
р
р
н
н
н
р
Pb2+
м
р
н
+
м
м
м
р
н
н
н
н
Rb+
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Sn2+
+
+
−
−
+
р
м
+
н
н
н
р
Sr2+
р
р
р
н
р
н
р
р
м
н
р
н
Tl+
м
р
р
р
м
р
н
р
р
м
н
м
Zn2+
р
р
н
+
р
м
р
р
н
н
н
p
Обозначения: р - хорошо растворимый, м - малорастворимый, н - практически
нерастворимый, + - полностью реагирует с водой или не осаждается из водного раствора,
− - не существует, ? - данные о растворимости отсутствуют.
В нашем случае:
BaCl2 + Na2SO4 →BaSO4 + 2 NaCl
Ba2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + SO42- →BaSO4↓ + 2 Na+ + 2 Cl-,
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓.
Реакция возможна, так как она сопровождается образованием
труднорастворимого соединения BaSO4.
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2↑
2 Na+ + CO32- + 2 H+ + SO42- → 2 Na+ + SO42- + H2O + CO2↑
2 H+ + CO32- → H2O + CO2↑.
Реакция протекает, так как сопровождается образованием
газообразного соединения CO2.
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl,
CH3COO- + Na+ + H+ + Cl1- → CH3COOH + Na+ + Cl1-,
CH3COO- + H+ → CH3COOH.
В результате этой реакции образуется слабый электролит CH3COOH.
Fe(OH)3 + 3 HNO3 → Fe(NO3)3 + 3 H2O
Fe(OH)3 + 3 H+ + 3 NO3- → Fe3+ + 3 NO3-+ 3 H2O
Fe(OH)3 + 3 H+ → Fe3+ + 3 H2O.
Реакция обратима, так как и среди исходных веществ, и среди
продуктов реакции есть слабые электролиты, связывающие ионы ОН1-.
Задачи для самостоятельного решения
161. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ:
Н3РО4, Са(NO3)2 и NН4ОН. Для слабых электролитов напишите выражение
констант диссоциации.
26
162. Кажущаяся степень диссоциации сульфата кальция в его 0,01
М растворе равна 0,8. Найдите молярную концентрацию ионов натрия и
сульфат-ионов в растворе.
163. Составьте уравнения диссоциации веществ: H2SiO3, Ca3(PO4)2
и Cu(OH)2 . Для слабых электролитов напишите выражение констант
диссоциации.
164. Какие молекулярные уравнения реакций соответствуют
следующим ионно-молекулярным уравнениям:
а) Zn2+ + Н2S ↔ ZnS + 2 Н+;
б) NH4+ + OH1- → NH4OH;
в) 3 Ca2+ + 2 PO43- → Ca3(PO4)2?
165. Анализом установлено, что в 1 л раствора сульфата натрия
держится 0,1 моль ионов SO42-. Сколько моль ионов Na+ содержится в
растворе? Сколько граммов натрия это составляет?
( Ответ: 0,2 моль; 4,6 г).
166. В 0,02 М растворе Са(ОН)2 содержится 0,035 моль/л
гидроксид-ионов. Какова степень электрической диссоциации гидроксида
кальция?
(Ответ: 0,875).
167. Составьте уравнение электролитической диссоциации веществ:
H2S, Ca(HCO3)2 и Fe(OH)2. Для слабых электролитов напишите выражение
констант диссоциации.
168. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым
соответствуют следующие уравнения:
а) Fe(OH)3 + 3 Н+ ↔ Fe3+ + Н2О;
б) Cu2+ + 2 ОН1- → Cu(OH)2;
в) Н+ + NО2- → НNО2.
169. Какое из оснований – Са(ОН)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2 – самое
сильное и какое самое слабое ? Ответ поясните, написав выражения констант
диссоциации этих соединений и их значения.
170. Найдите степень диссоциации 0,001 М раствора НNО2, зная, что
константа диссоциации его равна 5,1 ∙ 10-4.
171. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и HCl ; б) FeSO4 и
(NH4)2S ; в) Cr(OH)3 и KOH.
172. Напишите формулы веществ, диссоциирующих в воде на ионы:
+
K и SiO32-, Al3+ и SO42-, Fe2+ и NO31-, Ba2+ и CO32- .
173. Составьте по два молекулярных уравнения реакции, которым
соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) Mg2+ + CO2-3 = MgCO3; б) H+ + OH1- = Н2O .
174. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) Zn(OH)2 и HCl; б) Zn(OH)2 и NaOH; в) CaCl2 и AgNO3.
27
175. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) CuSO4 и H2S; б) BaCO3 и HNO3; в) FeCl3 и NaOН.
176. Какие вещества – Аl(OH)3, H2SO4, Na2SO4 – будут
взаимодействовать с гидроксидом калия? Выразить эти реакции
молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
177. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которым
соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) Cu2+ + S2- = CuS; б) SiO32+ + 2 H+ = H2SiO3 .
178. Какие молекулярные уравнения реакций соответствуют
следующим ионно-молекулярным уравнениям:
а) СаСО3 + 2 Н+ ↔ Са2+ + Н2О + СО2;
б) Al(OH)3 + ОН- ↔ AlO2- + 2 H2O;
в) Рв2+ + 2 J- ↔ PвJ2?
179. Какая из кислот – H2CO3, H2SiO3, H2SO3 – самая слабая и почему?
Ответ поясните, написав выражения констант диссоциации этих соединений
и их значения.
180. В литре раствора содержится I моль нитрата калия. Кажущаяся
степень диссоциации соли в этом растворе 0,7. Сколько граммов электролита
распалось на ионы?
3.2. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.
Водородный показатель и шкала рН. Понятие об индикаторах. Гидролиз
солей по катиону, аниону, по катиону и аниону. Условия смещение
равновесия реакции гидролиза.
Литература: [1 – гл.8, §§ 8.5, 8.6]; [2 - гл.VII, §§ 44, 46];
[3 – гл.VII, §§ 90, 92].
Основные теоретические положения
Вода является слабым электролитом, молекулы воды в
незначительной степени диссоциируют на ионы: H2O ↔ H+ + OHИонное произведение воды KH2O = [H+] · [OH-] = 10-14. Эта
величина является постоянной для данной температуры (295 K0) и
увеличивается с ростом температуры.
Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде одинаковая:
+
[H ] = [OH-] = 10-7 – среда нейтральная.
28
Избыток ионов Н+ в растворе обусловливает кислую реакцию
раствора, а избыток ионов ОН- - щелочную.
Водородный показатель рН характеризует среду водного раствора
(нейтральная, кислая, щелочная).
Водородным показателем рН называется отрицательный
десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = - lg [H+] и [H+] = 10-pH
В нейтральной среде: [H+] = [OH-] = 10-7 и рН = 7
В кислой среде: [H+] > [OH-], т.е. [H+] > 10-7 и рН < 7
В щелочной среде: [H+] < [OH-], т.е. [H+] < 10-7 и рН > 7
При растворении в воде солей, как правило, происходит изменение рН,
если соль подвергается гидролизу. Гидролиз соли – это процесс
взаимодействие ионов соли с ионами воды, в результате которого
происходит связывание
ионов воды (Н+ и ОН-) в малодиссоциирующие
соединения. Гидролиз – процесс обратимый.
Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и
сильной кислотой (NH4Cl; CuSO4; Fe(NO3)2 и др.), сильным основанием и
слабой кислотой (Na2CO3; K2S; Ca(NO2)2 и др.), слабым основанием и
слабой кислотой ((NH4)2CO3; (CH3COO)2Cu и др.) т.е. те, которые при
взаимодействии с водой образуют слабый электролит или ионы плохо
диссоциирующие в дальнейшем.
Соли образованные сильным основанием и сильной кислотой
гидролизу не подвергаются (KCl; Ca(NO3)2; Na2SO4).
Решение типовых задач
Задача 1. Вычислите рН раствора гидроксида кальция с молярной
концентрацией 0,005 моль/л, считая диссоциацию Са(ОН)2 полной.
Решение. рН = - lg [H+]. Гидроксид кальция при диссоциации образует ионы
кальция и гидроксид-ионы. Концентрация ионов ОН- связана с
концентрацией
ионов Н+ ионным произведением воды:
[H+] · [OH-] = 10-14. Отсюда [H+] = 10-14 / [OH-]
Из уравнения диссоциации Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2 OH- следует, что
[OH-] = 2 [Ca(OH)2] = 2 · 0,005 = 0,01 моль/л.
[H+] = 10-14/0,01 = 10-12 моль/л; рН = - lg 10-12 = 12.
Задача 2. Водородный показатель раствора азотистой кислоты
рН=3, степень диссоциации α = 0,01. Вычислите молярность (См) кислоты.
Решение.
Так как водородный показатель рН = - lg [H+], то
[H+] = 10-pH = 10- 3 моль/л. Из уравнения диссоциации азотистой кислоты
HNO2 ↔ H+ + NO2-, следует, что
[H+] = [HNO2]дисс. Из выражения
α = [HNO2]дисс. / [HNO2]общ. следует, что
29
с
м
 HNO 2 общ.
См 
[HNO 2 ]дисс.
[H  ]


;
α
α
[HNO 2 ]дисс. 103

 0,1 моль/л.
α
2
10
Задача 3. Вычислите рН раствора уксусной кислоты с молярной
концентрацией 0,17 моль/л. Константа диссоциации СН3СООН равна
1,75·10-5.
Решение. Уксусная кислота – слабый электролит. Константа
диссоциации Кд слабого электролита и степень диссоциации α связаны
между собой соотношением
1,75 10 5

 0,01.
С
0,17
Кд
α
Из уравнения диссоциации уксусной кислоты
СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ следует, что концентрация ионов Н+ (СН+)
равна концентрации молекул кислоты, распавшихся на ионы: СН+ =
ССН3СООН,дисс. Концентрация ионов водорода вычисляется из выражения для
степени диссоциации: α 
ССН3СООНдисс.
СмСН3СООН

СН 
СмСН3СООН
;
СН+ = α · СМ = 0,01 · 0,17 = 1,7 10-3 моль/л.
Отсюда находим водородный показатель раствора СН3СООН:
рН = -lg СН+;
рН = - lg 0.17 · 10 -2 = 2,77.
Задача 4. Какие из приведенных солей – NH4NO3, FeSO4, NaCl,
NH4NO2 – подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и
молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей. Какую реакцию среды
имеют эти растворы?
Решение. Соль NH4NO3 образована слабым основанием NH4OH и
сильной кислотой HNO3. При растворении она диссоциирует на ионы:
NH4NO3 → NH4+ + NO-3
При составлении уравнений гидролиза необходимо определить ионы соли,
связывающие ионы воды (Н+ и ОН-) в малодиссоциирующее соединение, т.е.
ионы, обусловливающие гидролиз. В данном случае катионы NH4+
связывают гидроксид-ионы воды, образуя молекулы слабого основания
NH4OH, и обуславливают гидролиз соли.
Молекулярно-ионное уравнение гидролиза:
30
NH4+ + НОН ↔ NH4OH + H+.
Избыток ионов Н+ в растворе обусловливает кислую реакцию раствора, т.е.
рН < 7.
Молекулярное уравнение гидролиза:
NH4NO3 + НОН ↔ NH4OH + HNO3 .
Соль FeSO4 образована двухзарядным ионом Fe2+ слабого
основания Fe(OH)2 и ионом SO42- сильной кислоты H2SO4. Гидролиз такой
соли протекает в две ступени. По первой ступени ионы Fe2+ связывают
гидроксид-ионы OH- воды в малодиссоциирующий ион FeOH+, при этом
ионы Н+ накапливаются, и раствор приобретает кислую реакцию, т.е. рН <
7.
Fe2+ + HOH ↔ FeOH+ + H+
2 FeSO4 + 2 HOH ↔(FeOH)2SO4 + H2SO4
Гидролиз в обычных условиях протекает, главным образом, по первой
ступени. Разбавление раствора и повышение температуры усиливает
гидролиз и обусловливает его вторую ступень:
FeOH+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + 2 H+
(FeOH)2SO4 + 2 HOH ↔ (FeOH)2 + H2SO4.
Соль Na2SO3 образована сильным основанием NaOH и слабой
двухосновной кислотой H2SO3. Гидролиз обусловливают двухзарядные ионы
SO32-. Гидролиз практически ограничивается первой ступенью:
SO32- + HOH ↔ OH- + НSO3 Na2SO3 + НОН ↔ NaOH + NaНSO3
+2
Ионы SO3 связывают ионы Н+ в малодиссоциирующие ионы, при
этом гидроксид-ионы накапливаются в растворе, и его среда ставится
щелочной, рН >7.
Соль NH4NO2 образована слабым основанием NH4OH и слабой
кислотой HNO2:
Катион NH4+ связывает гидроксид-ион ОН-, образуя слабоe основаниe
NH4OH, анион NO3- связывает ионы Н+ в слабую кислоту HNO2.
NH4 + + NO2 - + HOH → NH4OH + HNO2
NH4NO2 + HOH→ NH4OH + HNO2
Реакцию раствора можно определить, сравнив константы диссциации
слабых
электролитов - продуктов
гидролиза: Кд (HNO2) = 5,1104
; Кд (NH4OH) = 1,77 · 10-5 . Так как NH4OH более слабый электролит, то в
растворе избыток ионов Н+, и реакция раствора кислая ( рН 7 ).
Соль NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной
кислотой НCl. Ионы Na+ не могут связать гидроксид-ионы, а ионы Cl- не
31
могут связать ионы H+ воды.Эта соль гидролизу не подвергается. Реакция
раствора нейтральная, т.е рН = 7.
Задачи для самостоятельного решения
181. Каковы типы сред водных растворов? Укажите концентрацию
ионов водорода и водородный показатель в кислой, нейтральной и щелочной
средах? Найдите концентрацию ионов Н+ и ОН- и укажите реакцию среды в
растворах при значениях рН: 4; 7; 10.
182. Что называется ионным произведением воды, чему оно равно
при 295К? что характеризует водородный показатель, по какой формуле он
рассчитывается? Найдите концентрацию ионов Н+ и ОН-, и укажите реакцию
среды в растворах при значениях рН: 3; 7; 12.
183. Водородный показатель рН одного раствора равен 2, а
другого – 6. В каком растворе концентрация ионов водорода больше и во
сколько раз?
184. Водородный показатель рН одного раствора равен 8, а
другого – 10. В каком растворе концентрация гидроксидионов больше и во
сколько раз?
185. Вычислите рН раствора уксусной кислоты, молярная
концентрация которой 0,001 моль⁄л. Константа диссоциации уксусной
кислоты
Кд= 1,75·10-5.
186. Водородный показатель рН раствора NH4OH равен 10. Какова
молярная концентрация раствора, если степень диссоциации равна 0,01?
187. Вычислите рН раствора NH4OH, молярная концентрация
которого 0,001 моль/л. Константа диссоциации гидроксид аммония 1,77 · 10 5
.
188. Вычислите степень диссоциации азотистой кислоты в растворе,
концентрация которого 0,001 моль/л, рН = 4.
189. Какие из перечисленных солей – CaCL2, FeCl3, Na2SO4, K2S –
подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза соответствующих солей. Какую реакцию среды имеют
растворы солей?
190. Какое значение рН (больше, меньше или равно 7) имеют
растворы сульфата железа (III) , нитрата калия, ацетата меди (II)? Составьте
молекулярные
и
молекулярно–ионные
уравнения
гидролиза
соответствующих солей.
191. Какую реакцию среды имеют растворы солей сульфаты
алюминия, сульфида натрия, ацетата алюминия? Составьте молекулярные и
молекулярно–ионные уравнения гидролиза этих солей.
192. Какое значение рН (больше, меньше или равно 7) имеют
растворы солей: фосфата натрия, сульфита калия, карбоната аммония?
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей.
32
193. Пользуясь таблицей «Константы диссоциации слабых
электролитов», укажите среди приведенных солей – Na2CO3, Na2SO3,
Na2SiO3 – ту из них, которая в наибольшей степени подвергается гидролизу.
Ответ обоснуйте. Составьте молекулярное и молекулярно-ионные уравнения
гидролиза выбранной соли. Какую реакцию среды имеют растворы
карбоната, сульфита и силиката натрия?
194. Пользуясь таблицей «Константы диссоциации слабых
электролитов», укажите среди солей – CuSO4, FeSO4, (NH4)2SO4 - ту из них,
которая в наибольшей степени подвергается гидролизу. Ответ мотивируйте.
Составьте молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза
выбранной соли. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют сульфиты
меди, железа, аммония?
195. Какие из солей – CaSO4, K2CO3, ZnCL2, NH4NO2 –
подвергаются гидролизу? Составьте молекулярное и молекулярно – ионное
уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (больше,
меньше или равно 7) имеют растворы приведенных выше солей?
196. Как можно усилить гидролиз соли и как ослабить? Рассмотрите
влияния внешнего воздействия путем изменения температуры, концентрации
соли, прибавления кислоты или щелочи на смещение равновесия,
отвечающего гидролизу соли NH4CL. Составьте молекулярное и
молекулярно – ионное уравнения гидролиза этой соли, укажите значение рН
(больше или меньше 7).
197. Какие из солей – KNO3, Pb(NO3)2, Na2S – подвергаются
гидролизу? Укажите ионы (катионы, анионы), обусловливающие гидролиз?
Составьте молекулярные и молекулярно – ионные уравнения гидролиза
соответствующих солей. Какое значение рН (больше, меньше или равно 7)
имеют растворы названных солей?
198. Какие из солей – CaCL2, NH4NO3, Zi2S, NH4CN – подвергаются
гидролизу? Составьте молекулярное и молекулярно-ионные уравнения
соответствующих солей. Как можно ослабить гидролиз солей?
199. Какие из солей – K2CO3, Fe2(SO4)3, Ba(NO3)2, ZnCL2 –
подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и молекулярно – ионные
уравнения гидролиза соответствующих солей. Как можно усилить гидролиз
соли Fe2(SO4)3?
200. Вычислите рН раствора азотистой кислоты, молярная
концентрация которого 0,1 моль/л. α = 0,01.
Тема 4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ
4.1. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И
ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ
Содержание материала для самостоятельного изучения
33
Понятие об электродных потенциалах, механизм их возникновения.
Зависимость электродных потенциалов от природы электродов
и
концентрации растворов. Измерение электродных потенциалов. Ряд
напряжений металлов, выводы из него, практическое значение.
Гальванические
элементы
–
механизм
работы.
Расчет
электродвижущей силы гальванических элементов.
Литература: [1- гл.9, §§ 9.1-9.2];[ 2 - гл. IX, §§ 91];
[3 - гл.VIII, §§ 5-6].
Основные теоретические положения
Если металлическую пластину опустить в воду, то катионы металла на
ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в
жидкость. При этом электроны, остающиеся на металле, заряжают его
поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое
притяжение между перешедшими в жидкость катионами и поверхностью
металла. На границе металл – раствор возникает двойной электрический
слой и устанавливается равновесие:
Ме ↔ Меn+ + n ē.
При погружении металлов в растворы собственных солей
наблюдается два случая: металлы, ионы которых обладают значительной
способностью к переходу в раствор, будут заряжаться отрицательно;
малоактивные металлы будут заряжаться положительно вследствие перехода
катионов металла из раствора на пластину.
Двойной электрический слой характеризуется скачком потенциала –
электродным потенциалом.
Стандартным электродным потенциалом металлов называется
электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор
собственной соли с концентрацией (или активностью) ионов, равной 1
моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду,
потенциал которого при 25оС условно принимается равным нулю (Е0 = 0).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
потенциалов (Е0), получают ряд напряжений металлов.
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует
его восстановительную способность. Чем более отрицательное значение Е0,
тем большей восстановительной способностью обладает данный металл и
тем меньшие окислительные способности проявляют его катионы.
Величина электродного потенциала зависит от природы металла,
концентрации ионов данного металла в растворе и температуры. Эта
зависимость выражается уравнением Нернста. Расчетное уравнение имеет
вид:
34
ЕМеn+/Me=E0Men+/Mе+
0,059
lg C Men+,
n
где E0Men+/Mе – стандартный электродный потенциал металла;
n – заряд иона металла;
C Men+ - концентрация ионов металла в растворе.
Гальванический элемент – это устройство, в котором энергия
окислительно-восстановительных процессов на электродах превращается в
электрическую.
Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется
анодом, он заряжается отрицательно. Электрод, на котором протекает
процесс восстановления – катод и он считается положительным полюсом
элемента. Работа гальванического элемента основана на пространственном
разделении процесса отдачи и присоединения электронов. Электродвижущая
сила (ЭДС) гальванического элемента рассчитывается по разности
электродных потенциалов металлов:
ЭДС = Екатода - Еанода.
Решение типовых задач
Задача 1. Кобальтовые пластины погружены: одна в раствор сульфата
цинка, другая – сульфата меди. В каком случае будет происходить реакция?
Ответ обоснуйте, напишите молекулярные и электронные уравнения
соответствующих реакций.
Решение. Записываем стандартные электродные потенциалы
(табл.5.1.1)
Е0Со2+/Со0 = - 0,28 В, Е0Сu2+/Сu0 = + 0,34 В, Е0Zn2+/Zn0 = - 0,76 В,
Рассматриваем поочередно каждый из предложенных вариантов:
а) Со + ZnSО4 реакция не идет, т.к. стандартный электродный
потенциал Со более положительный, чем Zn, следовательно, Со менее
активен и не способен восстановить Zn2+;
б) Со + CuSO4 = СоSO4 + Cu
Со0 – 2 е → Со2+ (процесс окисления);
Cu2+ + 2 е → Cu0 (процесс восстановления).
Данная реакция идет. Кобальт активней меди (Е0Со2+/Со0 более отрицателен,
чем Е0Сu2+/Сu0 ) и может вытеснить ее ионы из раствора соли.
Задача 2. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
титановой и алюминиевой пластин, опущенных в растворы собственных
солей, и напишите уравнения электродных процессов, если
а) СAl3+ = CTi2+ = 1 моль/л,
б) CTi2+ = 10-4 моль/л, СAl3+ = 1 моль/л.
Решение. Составим схему гальванического элемента
Al | Al(NO3)3 ║ Ti(NO3)2 | Ti.
35
Вертикальная черта обозначает поверхность раздела между металлом
и раствором, две черты – граница раздела двух растворов – пористая
перегородка или электролитический мостик.
а) сравнивая стандартные электродные потенциалы
Е0 Al3+/ Al0 = -1,66 В и Е0Ti2+/ Ti0 = - 1,60 В, приходим к выводу, что в
стандартных условиях (СAl3+ = CTi2+ = 1 моль/л) электрод из алюминия –
анод, а электрод из титана – катод:
катод: Ti2+ + 2 е → Ti0 (процесс восстановления);
анод: Al0 – 3 е → Al3+ (процесс окисления);
б) в условиях отличных от стандартных отдельный электродный потенциал
титана рассчитываем по уравнению Нернста
0,059
ЕTi2+/ Ti0 = - 1,6 +
lg 10-4 = - 1,72 В
2
2+
0
ЕTi / Ti = - 1,72 В; Е0 Al3+/ Al0 = -1,66 В.
Сравнивая электродные потенциалы, видим, что в данном случае титан –
анод, т.к. его электродный потенциал более отрицательный, чем у алюминия:
катод: Аl+3 +3 е → Аl 0 (процесс восстановления);
анод: Тi0 - 2 e → Ti+2 (процесс окисления).
Таблица 4.1.1
Стандартные электродные потенциалы в водных растворах при 298 К
x
Электродная
реакция
Е0, В
Электродная реакция
Е0, В
Li+ + e → Li0
К+ + е →К0
Са2+ + 2е → Са0
Na+ + e → Na0
- 3,05
- 2,93
- 2,87
- 2,71
Sn+2 + 2e → Sn0
Pb2+ + 2е → Pb0
2H+ + 2e → H20
Bi3+ + 3e → Bi0
- 0,14
- 0,13
0
+ 0,22
Mg2+ + 2e → Mg0
Al3+ + 3e → Al0
Mn2+ + e → Mn0
Zn2+ + 2e → Zn0
Cr+3 + 3e → Cr0
Fe+2 + 2e → Fe0
Cd+2 + 2e → Cd0
Co2+ + 2e → Co0
Ni2+ + 2e → Ni0
-2,36
- 1,66
-1,18
- 0,76
- 0,74
- 0,44
- 0,40
- 0,28
- 0,25
Cu2+ + 2е → Cu0
Ag+ + e → Ag0
S0 + 2e → S2J2 + 2е → 2 JBr02 + 2e → 2 Br S2O82- + 2e → 2 SO42F02 + 2e → 2 FCl20 + 2e → 2 ClO20 + H2O + 4e → 4 OH-
+ 0,34
+ 0,80
- 0,45
+ 0,54
+ 1,06
+ 2,01
+ 2,87
+ 1,36
+ 1,23
В нейтральном растворе (рН = 7)
Е 12 Н+/ Н 0 = - 0,41 В,
36
Е1
2
O2 ;H2O/ 2OH
 0,82 В .
Задачи для самостоятельного решения
221. Составьте схему гальванического элемента, в котором медь
играла бы роль анода. Напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС, имея в виду, что электроды опущены в растворы
собственных солей с концентрацией 10-2 моль/л.
222. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из железной и
никелевой пластин, опущенных в растворы собственных солей с
концентрациями СFe+2 = 10-1моль/л, СNi2+ = 10-2 моль/л. Изменится ли
величина ЭДС, если концентрацию каждого раствора уменьшить в 10 раз?
Ответ подтвердите расчетом.
223. Цинковые пластины погружены одна в раствор сульфата
магния, другая – сульфата кадмия. В каком случае будет происходить
реакция? Ответ обоснуйте, напишите молекулярные и электронные
уравнения соответствующих реакций.
224. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций,
вычислите стандартную ЭДС железо-кобальтового гальванического
элемента. Можно ли увеличить ЭДС данного гальванического элемента,
изменяя концентрацию растворов солей? Ответ подтвердите расчетом.
225. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
кобальтовой и никелевой пластин, опущенных в растворы собственных
солей, и напишите уравнения электродных процессов, если
а) ССо2+ = СNi2+ = 1 моль/л,
б) ССо2+ = 10-2 моль/л, СNi2+ = 1 моль/л.
226. Составьте схему гальванического элемента, в котором цинк
играл бы роль катода. Напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС, имея в виду, что электроды опущены в растворы
собственных солей с концентрацией 10-3 моль/л.
227. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из кобальтовой и
медной пластин, опущенных в растворы собственных солей с концентрацией
ССо2+ = 10-2 моль/л, ССu2+ = 10-1 моль/л. Изменится ли величина ЭДС, если
концентрацию каждого раствора увеличить в 10 раз? Ответ подтвердите
расчетом.
228. Магниевые пластины погружены одна в раствор хлорида
кальция, другая – хлорида кобальта. В каком случае будет происходить
реакция? Ответ обоснуйте, напишите молекулярные и электронные
уравнения соответствующих реакций.
229. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций,
вычислите стандартную ЭДС хромово-кадмиевого гальванического
37
элемента. Можно ли увеличить ЭДС гальванического элемента, изменяя
концентрацию растворов солей? Ответ подтвердите расчетом.
230. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
железной и кадмиевой пластин, опущенных в растворы собственных солей, и
напишите уравнения электродных процессов, если
а) СFe2+ = CCd2+ = 1 моль/л, б) СFe2+= 10-2 моль/л, CCd2+ = 1 моль/л.
231. Составьте схему гальванического элемента, в котором
алюминий играл бы роль анода. Напишите уравнения электродных процессов
и вычислите ЭДС, имея в виду, что электроды опущены в растворы
собственных солей с концентрацией 10-1 моль/л.
232. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из кадмиевой и
цинковой пластин, опущенных в растворы собственных солей с
концентрацией СCd2+=10-1 моль/л, СZn2+ = 1 моль/л. Изменится ли величина
ЭДС, если концентрацию каждого раствора уменьшится в 10 раз? Ответ
подтвердите расчетом.
233. Железные пластины погружены одна в раствор нитрата висмута,
другая – нитрата цинка. В каком случае будет происходить реакция? Ответ
обоснуйте,
напишите
молекулярные
и
электронные
уравнения
соответствующих реакций.
234. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций,
вычислите стандартную ЭДС железо–висмутового гальванического
элемента. Можно ли увеличить ЭДС гальванического элемента, изменяя
концентрацию растворов солей? Ответ подтвердите расчетом.
235. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
цинковой и хромовой пластин, опущенных в растворы собственных солей, и
напишите уравнения электродных процессов, если
а) СCr 2+ = CZn2+ = 1 моль/л, б) СZn2+=10-3 моль/л, СCr3+ = 1 моль/л.
236. Составьте схему гальванического элемента, в котором никель
играл бы роль катода. Напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС, имея в виду, что электроды опущены в растворы
собственных солей с концентрацией 10-2 моль/л.
237. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из магниевой и
хромовой пластин, опущенных в растворы собственных солей с
концентрацией СMg2+ = 10-2 моль/л, СCr+3 = 10-2 моль/л. Изменится ли
величина ЭДС, если концентрацию каждого раствора увеличить в 10 раз?
238. Висмутовые пластины погружены одна в раствор нитрата
серебра, другая – нитрата олова. В каком случае будет происходить реакция?
Ответ обоснуйте, напишите молекулярные и электронные уравнения
соответствующих реакций.
239. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций,
вычислите стандартную ЭДС серебряно–никелевого гальванического
38
элемента. Можно ли увеличить ЭДС данного гальванического элемента,
изменяя концентрацию растворов солей? Ответ подтвердите расчетом.
240. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
оловянной и свинцовой пластин, опущенных в растворы собственных солей,
и напишите уравнение электродных процессов, если
а) CSn2+ = CPb2+ = 1 моль/л, б) CSn2+ = 10-2 моль/л, CPb2+ = 1 моль/л.
4.2. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛИЧЕСКИХ КОНСТРУКЦИЙ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Основные виды коррозии. Классификация коррозионных процессов.
Химическая и электрохимическая коррозия. Факторы, влияющие на скорость
коррозии. Методы защиты металлов от коррозии.
Литература: [1 – гл. 10, §§ 10.1…10.4]; [2 – гл.9, §§ 9.2…9.4 ];
[3 – гл. ХVІ, § 196].
Основные теоретические положения
Коррозия – это самопроизвольное разрушение металла в результате
химического или электрохимического взаимодействия его с окружающей
средой.
Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный
гетерогенный процесс, происходящий на поверхности раздела фаз. По
механизму
протекания
процесса
различают
химическую
и
электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия характерна для сред не проводящих
электрический ток: атмосфера сухих газов, растворы неэлектролитов.
Сущность химической коррозии сводится к непосредственному
взаимодействию металла с окислителем окружающей среды без
возникновения в системе электрического тока. Процесс окисления и
восстановления
при этом происходит на одних и тех же участках
поверхности металла.
Коррозия по электрохимическому механизму
происходит в
электропроводящих средах: во влажной атмосфере и почве, в растворах
электролитов.
Сущность электрохимической коррозии сводится к
возникновению
и
работе
коррозионных
(короткозамкнутых
гальванических) элементов. На более активных участках поверхности
металла – анодах идет окисление металла
Ме0 - nе→ Меn+,
на менее активных участках поверхности металла - катодах идет
восстановление окислителя. В нейтральных и щелочных средах катодный
39
процесс сводится, как правило, к восстановлению растворенного в воде
кислорода:
О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН-.
В кислых средах на катоде восстанавливаются ионы водорода:
2Н+ + 2е → Н02 .
На скорость коррозии влияют как внутренние факторы
(неоднородность металла по химическому и фазовому составам, дефекты
кристаллической решетки, наличие примесей и др.), так и внешние (реакция
среды, наличие
ионов–активаторов коррозии, агрессивных газов и др.).
Многочисленные методы защиты металлов от коррозии в зависимости
от механизма их действия условно делятся на следующие группы:
а) легирование металлов;
б) защитные покрытия;
в) электрохимическая защита; г) изменение свойств окружающей среды.
Решение типовых задач
Задача 1. Возможно ли защитить изделие из железа от коррозии, если
к нему приварить магниевую пластину? Изделие находится в разбавленном
растворе кислоты. Ответ обоснуйте.
Решение.
В данном случае коррозия будет протекать по
электрохимическому механизму. Схематично возникший коррозионный
элемент можно представить так: Mg / H+/ Fe. Стандартные электродные
потенциалы металлов (табл. 5.1.1)
E0Fe2+/ Fe0 = -0,44 B;
E0Mg2+/Mg0 = -2,36 B.
В данной паре железо является катодом, магний – анодом. На электродах в
растворе кислоты будут протекать следующие электродные процессы:
катод (Fe): 2Н+ + 2е → Н02 (процесс восстановления);
анод (Mg): Мg0 - 2е →Мg2+ (процесс окисления).
Как видно, железо не разрушается. Следовательно, изделие из железа можно
защитить, приварив к нему пластину из магния.
Задача 2.
Железо, покрытое никелем, находится в атмосфере
влажного воздуха. Какой из двух металлов будет корродировать при
нарушении покрытия?
Решение. При нарушении покрытия будет происходить коррозия по
электрохимическому механизму, окислителем в данном случае будет
растворенный в воде кислород. Возникший при этом коррозионный элемент
можно схематично записать Fe / H2O,O2/ Ni
E0Ni2+/Ni0 = - 0,25 B ;
E0Fe2+/Fe0 = - 0,44 B.
Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, заключаем, что
железо – анод, никель – катод. Электродные процессы, протекающие на
металлах следующие:
катод(Ni): О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН- (процесс восстановления);
40
анод (Fe): Fe0 – 2e → Fe2+ (процесс окисления).
Железо в данном случае разрушается.
Задачи для самостоятельного решения
261. Железная пластина наполовину погружена в водный раствор,
наполовину находится на воздухе. Какая часть пластины будет разрушаться
и почему? Напишите уравнения электродных процессов.
262. В чем заключается сущность электрохимической коррозии?
Напишите
уравнения электродных процессов, происходящих при
разрушении технического железа, находящегося во влажном воздухе.
263. По какому механизму протекает коррозия металлических деталей
строительных сооружений, находящихся во влажном грунте? Почему? Ответ
поясните.
264. Всегда ли химически чистое железо является более стойким
против коррозии, чем техническое? Приведите примеры и поясните, написав
уравнения электродных процессов при коррозии технического железа в
растворе соляной кислоты.
265. Можно ли проводить клепку стальных листов медью? Дайте
ответ, приведя уравнения электродных процессов, происходящих при
нахождении данного образца во влажном воздухе (электродный потенциал
стали считайте равным стандартному электродному потенциалу железа).
266. В чем сущность коррозии, протекающей по химическому
механизму? Какой из металлов - кобальт или медь - будет разрушаться
быстрее при взаимодействии с кислородом при повышенной температуре?
Ответ поясните.
267. Изделие из железобетона находится во влажном воздухе. Какая
часть стальной арматуры будет разрушаться - находящаяся в бетоне или
непосредственно контактирующая со средой? По какому механизму будет
протекать коррозионный процесс?
268. В раствор кислоты поместили луженое железо (железо, покрытое
оловом). Какой из двух металлов будет разрушаться, если покрытие
нарушено? Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при
этом.
269. Во влажном воздухе находится луженое (покрытое оловом) и
оцинкованное (покрытое цинком) железо. Какое из двух покрытий дольше
при одинаковых условиях (покрытия не нарушены, одинаковые толщина
покрытия и внешняя среда) будет защищать железо от коррозии? Объясните
почему?
270. Луженое железо (железо, покрытое оловом) находится во
влажном воздухе. Какой из металлов будет разрушаться, если покрытие
нарушено? Почему? Напишите уравнения электродных процессов,
происходящих при этом.
41
271. Две железные пластины, частично покрытые одна оловом, другая
хромом, находятся в растворе кислоты. В каком случае образуется ржавчина?
Почему? Напишите уравнения происходящих при этом электродных
процессов.
272. В чем заключается сущность протекторного метода зашиты
металлов от коррозии? Приведите пример протектора для защиты железа от
коррозии в водном растворе электролита, содержащем растворенный
кислород. Напишите уравнения электродных процессов.
273. Почему медная пластина не может быть использована в качестве
протектора для защиты железа от электрохимической коррозии? Ответ
мотивируйте, приведя уравнения электродных процессов.
274. Железо, покрытое хромом, находится в водном
растворе
электролита, содержащем кислород. Будет ли хром защищать железо от
коррозии, если покрытие нарушено? Ответ подтвердите уравнениями
электродных процессов.
275. В чем заключается сущность катодной защиты металлов от
коррозии? Какие процессы протекают на катоде, что используется в качестве
анода? Приведите уравнения этих процессов.
276. Присутствие каких примесей в металле усиливает его
коррозионное разрушение?
Разберите коррозию цинка, содержащего
примеси меди. Напишите уравнения электродных процессов для образца,
находящегося во влажном воздухе.
277. Химически чистую медь и медь, частично покрытую серебром,
поместили в раствор соляной кислоты. В каком случае имеет место реакция?
Ответ подтвердите уравнениями.
278. Почему коррозия кобальта с примесью олова в атмосфере
влажного воздуха идет более интенсивно, чем химически чистого кобальта?
Ответ обоснуйте.
279. Изделие из железа покрыто кадмием. Какой из металлов будет
разрушаться при нарушении целостности покрытия? Напишите уравнения
происходящих электродных процессов, если изделие находится в растворе
кислоты.
280. Изделие из железа покрыто висмутом. Какой из металлов будет
разрушаться при нарушении целостности покрытия? Напишите уравнения
происходящих электродных процессов, если изделие контактирует
с
влажной атмосферой.
Тема 5. СПЕЦИАЛЬНЫЕ РАЗДЕЛЫ ХИМИИ
5.1. ОСНОВЫ ХИМИИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЯЖУЩИХ
ВЕЩЕСТВ
Содержание материала для самостоятельного изучения
42
Неорганические вяжущие вещества: воздушные и гидравлические.
Значение обжига и дисперсности в повышении химической активности
вяжущих веществ.
Известь воздушная и гидравлическая: получение, твердение
известково-песчаных смесей. Гипсовые вяжущие. Ступенчатая дегидратация
двуводного сульфата кальция. Полуводный сульфат кальция. Физикохимическая природа процессов схватывания и твердения гипсовых вяжущих.
Диоксид кремния. Силикаты, их гидролиз и гидратация.
Глиноземистый цемент. Портландцемент, его получение. Состав цементного
клинкера и взаимодействие его минералов с водой. Основные составляющие
цементного камня.
Коррозия бетона. Виды коррозии: выщелачивание, углекислотная,
сульфатная, магнезиальная. Методы защиты бетона от коррозии.
Литература: [2 - гл.X, §§10.1-10.4].
Основные теоретические положения
Неорганические вяжущие - это порошкообразные материалы,
способные при смешивании с водой образовывать пластическую массу,
которая превращается в камневидное тело.
Все минеральные неорганические вяжущие получают искусственно с
использованием термической (иногда и химической) обработки исходного
сырья.
Для неорганических вяжущих характерны:
 гидрофильность (способность хорошо смачиваться водой);
 способность образовывать с водой легко деформирующуюся
пластическую массу;
 способность переходить в твердое состояние без воздействия извне.
По условиям твердения и водостойкости продуктов твердения
неорганические вяжущие разделяют на воздушные и гидравлические.
Воздушные вяжущие способны затвердевать и сохранять свою
прочность только на воздухе. К воздушным вяжущим относятся гипсовые,
известковые,
магнезиальные
и
щелочно-силикатные
вяжущие.
Гидравлические вяжущие могут сохранять прочность, как на воздухе, так и
под водой. К ним относятся портландцемент, смешанные вяжущие на его
основе, глиноземистый цемент, гидравлическая известь.
Бетон
на
неорганических
вяжущих
представляет
собой
искусственный каменный материал, получаемый в результате формирования
и твердения смеси, состоящей из вяжущего вещества, воды, заполнителей и
43
специальных добавок. Основное значение в современном строительстве
имеют бетоны на основе портландцемента.
Внешняя среда может вызывать разрушение бетона. В результате
коррозионных разрушений снижается долговечность бетонных и
железобетонных конструкций. Коррозия бетона бывает физической и
химической: углекислотная, магнезиальная, сульфатная и др.
Задачи для самостоятельного решения
301. Назовите неорганические вяжущие вещества и укажите их
важнейшие признаки. Чем отличаются гидравлические вяжущие вещества от
воздушных?
302. Воздушная известь. Сырье и условия её получения. Что
представляет собой и где применяется гашеная известь?
303. Почему известь при продолжительном хранении во влажном
воздухе разрушается? Выразите происходящие в ней изменения уравнениями
реакций.
304. Почему в зданиях, построенных с применением известкового
раствора, долго держится сырость? Подтвердите соответствующими
уравнениями реакций.
305. Что представляет собой известковый строительный раствор?
Напишите уравнения реакций, протекающих в известковом растворе при его
твердении.
306. Как влияют технологические условия при обжиге двуводного
гипса на состав и свойства его вяжущих?
307. Строительный гипс. Получение и свойства. Применение в
строительной технологии.
308. Магнезиальное вяжущее. Получение и свойства. Применение в
строительстве.
309. Щелочно–силикатное вяжущее. Выразите процессы его
получения и твердения химическими реакциями.
310. Глиноземистый цемент. Технология его получения и свойства
его цементного камня.
311. Напишите химические реакции гидратационного твердения
глиноземистого цемента.
312. Портландцемент. Процессы, протекающие в обжиговой печи при
получении клинкера портландцемента.
313. Портландцемент. Получение и минералогический состав
клинкера портландцемента.
314. Напишите химические реакции гидратационного твердения
клинкера портландцемента.
315. Охарактеризуйте агрессивные факторы, вызывающие коррозию
бетона.
44
316. Какие виды коррозии бетона Вы знаете? Кратко охарактеризуйте
каждый из них.
317. В чем сущность углекислотной и магнезиальной коррозии
бетона?
318. Каковы основные признаки сульфатной коррозии бетона и в чем
ее сущность?
319. Содержащийся в атмосфере SO3 в присутствии влаги разрушает
многие строительные материалы, включая мрамор (СаСО3). Как объяснить
этот факт?
320. Дайте краткую характеристику важнейших методов защиты
бетона от коррозии.
5.2. ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ. ПОЛИМЕРЫ
Содержание материала для самостоятельного изучения
Основные положения теории химического строения. Углеводороды и
их производные. Строение, свойства и применение в строительной практике.
Полимеры. Методы получения, строение свойства и применение в
качестве органических вяжущих веществ.
Литература: [1 – гл. 13, 14, §§ 13,1…14,4]; [2-гл. XI, §§11,1, 11,2];
[3 - гл. XV, §§160…177].
Основные теоретические положения
Основные положения теории химического строения изложены А.М.
Бутлеровым. Каждое химическое соединение имеет определенный порядок
связи атомов в молекуле, т.е. химическое строение. Свойства вещества
определяются его качественным, количественным составом, а также
химическим, пространственным и электронным строением.
Предельные углеводороды – алканы (СnH2n+2) содержат только
δ–связи, не вступают в реакции присоединения. Для них характерны реакции
замещения, окисления, расщепления (крекинг). Механизм реакций
радикальный.
Реакции замещения:
h,υ
R-H + Hal2 → R-Hal + Hhal(Hal – F,Cl, Br) – галогенирование
R-H + H2SO4→ R-SO3H + H2O – сульфирование
Реакции расщепления (кренинг):
to
C4H10
C3H8, C3H6, C2H6, C2H4
45
Реакции окисления: Алкан → гидроперекись → спирт → альдегид →
карбоновая кислота → углекислый газ и вода.
Непредельные углеводороды – алкены (этиленовые углеводороды) и
алкины (ацетиленовые углеводороды) имеют двойные и тройные связи. πСвязи менее прочные по сравнению с δ-связями, поэтому непредельные
углеводороды проявляют высокую реакционную способность.
Реакции присоединения:
CH2 = CH2 +Cl 2 → CH2Cl – CH2Cl ; СH≡CH + HCl → CH2=CH–Cl
дихлорэтан
Реакции полимеризации алкенов:
nCH2 = CH2 → (– CH2 – CH2 –) n
этилен
полиэтилен
Реакции окисления:
CH2 = CH2 → CH2OH ─ CH2OH - этиленгликоль
СH ≡ CH → HOOC ─ COOH - щавелевая кислота.
Ароматические углеводороды (бензол и его гомологи) содержат
группировку атомов – бензольное кольцо
. Молекула бензола –
кольцевая сопряженная система, все связи равноценны, поэтому бензол и его
гомологи, несмотря на высокую ненасыщенность, довольно устойчивы.
Реакции окисления и присоединения протекают с трудом. Для ароматических
углеводородов характерны реакции электрофильного замещения бензольного
кольца.
SO3H
R
+ H2SO4→
R
+ H2 O
алкилбензолсульфокислота
Производные углеводородов – спирты, фенолы, альдегиды, кислоты –
получают при замещении атомов водорода в углеводородах на другие
атомы или группы атомов
ОН
R – OH,
спирты
,
R
O
R–C
фенолы
H
альдегиды
O
O
46
R–C
,
R – NH2 ,
R–C
OH
кислоты
NH2
амины
амиды
Полимеры – высокомолекулярные соединения характеризуются
большой молекулярной массой (от нескольких тысяч до миллионов).
Молекулы полимеров называют макромолекулами. Они состоят из
большого числа повторяющихся звеньев.
Органические полимеры подразделяют на природные и
синтетические, карбоцепные и гетероцепные, на линейные, разветвленные
и сетчатые.
Существует
два
основных
метода
получения
полимеров:
полимеризация и поликонденсация.
Полимеризацией называется реакция последовательного соединения
молекул мономера за счет разрыва двойных связей. При этом не происходит
выделения побочных продуктов и изменения элементарного состава
мономера.
nА
мономер
(А)n , (n – степень полимеризации)
полимер
В зависимости от характера активного центра различают радикальную
(активным центром является радикал R∙) и ионную полимеризацию
(активные центры анион и катион)
Полимеризация проходит через стадию образования активных
центров (радикалов или ионов), роста и обрыва цепи.
Поликонденсацией называется реакция синтеза полимера путем
взаимодействия функциональных групп мономеров, сопровождающаяся
выделением низкомолекулярных веществ (H2O, HCL, NH3 и др.). Мономеры
должны иметь две или более функциональные группы.
В случае
бифункциональных мономеров при поликонденсации образуются линейные
полимеры. Если число функциональных групп более двух, то образуются
разветвленные или пространственные полимеры.
nHO–R–OH + nHOOC–R–COOH → H [- O–R–O–OC–R–CO-] n OH
спирт
кислота
полиэфир (линейный полимер)
Решение типовых задач
Задача 1. С помощью каких реакций можно отличить октан от
октена?
Решение. Октен является ненасыщенным углеводородом, содержит
двойную связь. Качественными реакциями на несыщенность является
47
обесцвечивание раствора KMnO4 (реакция окисления) и бромной воды
(реакция присоединения)
KMnO4, H2O
CH3 – (CH2)5 – CH = CH2
СH3 – (CH2)5 – CHOH– CH2OH
1 ,2 октандиол
CH3 – (CH2)5 – CH = CH2 + Br2
CH3 – (CH2)5 – CHBr – CH2Br
1,2 дибромоктан
В обычных условиях насыщенные углеведороды инертны. Октан не
окисляется перманганатом калия, не обесцвечивает бромную воду. При
нагревании или облучении идет реакция замещения.
C8H18 + Br2 → C8H17Br + HBr↑
Задача
2.
Напишите
схемы
реакций
получения
карбамидформальдегидного полимера линейного и сетчатого строения.
Какие полимеры являются термопластичными, а какие термореактивными?
Решение: Карбамидформальдегидные полимеры получают реакцией
поликонденсации.
H2N – CO – NH2 + CH2O → H2N – CO – NH – CH2OH
- nH2O
nH2N – CO – NH – CH2OH
H[- HN – CO – NH – CH2 -]nOH
линейный полимер
:
:
CH2OH
:
|
|
|
|
… – N – CO – N – CH2 – N – CO – N – CH2 – N – CO – N – …
│
│
CH2
CH2
│
│
… – N – CO – N – CH2 – N – CO – N – CH2 – N – CO – N – …
│
│
│
│
:
:
CH2OH
:
пространственный полимер
Линейный полимер является термопластичным. При нагревании до
определенной температуры переходит в вязко текучее состояние, а при
охлаждении возвращается в исходное состояние. Такие изменения могут
повторяться многократно.
Полимер пространственного строения является термореактивным.
При нагревании он не переходит в вязкотекучее состояние.
48
Задача 3. Составьте схему вулканизации полибутадиена серой. Какие
свойства приобретает вулканизованный полимер?
Решение. Вулканизация каучука серой основана на «сшивании»
линейных макромолекул каучука. При этом сера присоединяется к обоим
углеродным атомам с раскрытием двойных связей:
… – CH2 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – …
+ nS
… – CH2 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – …
:
:
(S)n (S)n
|
|
… – CH2 – CH – CH – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – …
|
|
(S)n (S)n
|
|
… – CH2 – CH – CH – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – …
|
|
(S)n (S)n
:
:
В результате вулканизации резко изменяются физико-химические
свойства каучука. Он становится нерастворимым, повышается прочность,
уменьшаются пластические и возрастают высокоэластические деформации.
Задачи для самостоятельного решения
321. Рассмотрите состав нефти, методы ее переработки и
использование продуктов переработки в различных областях техники.
322. Дайте сравнительную характеристику строения и химических
свойств предельных углеводородов (алканов) и непредельных (алкенов).
Ответ подтвердите, написав уравнения реакций.
323. Назовите важнейшие углеводороды, используемые в качестве
мономеров для производства высокомолекулярных соединений. Напишите
их структурные формулы. Приведите схему реакции полимеризации одного
из мономеров, и укажите направление его использования.
324. Дайте определение реакции полимеризации. Напишите схему
реакции полимеризации винилхлорида и укажите основные направления
использования поливинилхлорида.
49
325. Приведите схему реакции получения полиэтилена и
полипропилена, охарактеризуйте свойства этих полимеров, назовите области
применения в строительной практике.
326. Какие вещества называются мономерами? Какое строение
должны иметь молекулы мономеров, вступающих в реакции полимеризации?
Что означает понятие «степень полимеризации»?
327. Что понимают под элементарным звеном макромолекул
полимеров? Укажите состав элементарного звена следующих полимеров:
полиэтилен
….. – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – …..
поливинилхлорид
….– СН2 – СНCI – СН2 – СНCI –….
….– СН2– С(СН3) = СН – СН2 – СН2 – С(СН3) = СН – СН2 –….
полиизопрен
328. Приведите схему реакции получения полиметилметакрилата
(органическое стекло или плексиглас). Каково практическое применение
акриловых полимеров?
329. Приведите схему реакции получения полистирола. Каково
использование полистирола в строительстве?
330.Натуральный каучук является полимером изопрена
СН2 = С(СН3) – СН = СН2. Приведите схему реакции получения
полиизопропрена и его вулканизацию серой. Укажите области применения
натурального каучука.
331. Какой процесс называется вулканизацией? Что собою
представляет резина? Приведите схему получения и последующей
вулканизации бутадиен-стирольного полимера (каучука).
332. В чем сущность процесса поликонденсации? Рассмотрите на
примере получения полиамида.
333.
Приведите
схему
реакции
получения
полимера
тетрафторэтилена. Какими свойствами обладают пластмассы на основе этого
полимера? Укажите области их применения.
334. Какие полимерные материалы называют фенопластами? Каково
их применение в строительной практике? Приведите схему и условия
получения фенолоформальдегидных полимеров линейного, разветвленного и
сетчатого строения. Какие свойства – термопластичные или термореактивные
– характерны для новолака, резола и резита?
335. В чем отличие реакции поликонденсации от реакции
полимеризации? Разберите на примерах. Что представляет собой
молекулярная масса полимера?
336. Приведите реакцию поликонденсации п–фталиевой кислоты
НООС – С6Н4 – СООН и этиленгликоля НО – СН2 – СН2 – ОН. Как
называются смолы – продукты поликонденсации многоатомных спиртов и
кислот? Приведите схему реакции отверждения линейного полимера и
превращение его в пространственный полимер.
50
337. Рассмотрите на примерах классификацию полимеров по
различным признакам: по происхождению, по строению полимерной цепи и
ее составу, по методам получения.
338. Какие полимеры называют эластомерами(эластиками), а какие пластомерами (пластиками)? Охарактеризуйте их физико-механические
свойства.
339. Рассмотрите три физических состояния аморфного полимера:
стеклообразное, высокоэластическое и вязкотекучее. Какое из этих
состояний и почему свойственно только высокомолекулярным соединениям?
340. Что такое пластмассы? Назовите главные составляющие
пластмасс? Какие природные материалы можно заменить пластмассами?
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ
ЛИТЕРАТУРЫ
1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая шк., 2000. - 558с.
2. Сидоров В.И., Платонова Е.Е., Никифорова Т.П. Общая химия: Учеб.
пособие. – М.: АСВ, 2002.-220с.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983. – 704 с.
51