Домашняя работа по Химии 1 й курс,1 й вариант,для вечерников и заочников, Химия

Пример готовой контрольной работы по предмету: Химия

Содержание

Министерство образования и науки Российской Федерации

Уральский федеральный университет имени первого президента России Б.Н.Ельцина

Х И М И Я

Методические указания и контрольные задания

для студентов заочной формы обучения

Екатеринбург

2010

УДК 54 (076.1)

Составители: С. Д. Ващенко, Е. А. Никоненко, М. П. Колесникова, Н. М. Титов

Научный редактор – проф., д-р хим. наук М. Г. Иванов

ХИМИЯ: методические указания и контрольные задания для студентов

/С.Д. Ващенко, Е.А. Никоненко, М.П. Колесникова, Н.М. Титов. Екатеринбург: ФГАОУ ВПО УРФУ, 2010. 49 с.

Работа содержит контрольные задания по основным разделам курса химии в соответствии с государственными образовательными стандартами специальностей. Приведены образцы решения примеров, необходимые данные и таблицы, а также список литературы. Методические указания содержат рекомендации для самостоятельной работы студентов первого курса заочной формы обучения университета.

Библиогр.: 8 назв. Табл.16. Прил. 1.

Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование».

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Химия является не только общетехнической, но и общеобразовательной наукой, поэтому любой специалист должен обладать достаточными знаниями в её области.

Основной вид занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. По курсу химии она слагается из следующих элементов: изучения материала по учебникам и учебным пособиям; выполнения контрольной работы (последний срок сдачи 1 декабря).

В период экзаменационной сессии студенты посещают лекции, выполняют лабораторный практикум, сдают зачет или экзамен. К лабораторному практикуму допускаются только те студенты, которые сдали в срок домашнюю контрольную работу.

Контрольную работу студенты пишут в тетради и сдают для регистрации в деканат. На обложке тетради необходимо указать фамилию, имя, отчество, номер группы, номер варианта, название специальности. Нужно в обязательном порядке полностью переписать условия заданий, иначе работа не будет проверена. Вариант задания соответствует последним двум цифрам номера зачетной книжки (или студенческого билета) студента (номера вариантов и соответствующих заданий на с. 39 – 40).

Образец выполнения домашнего задания

1. Строение атома

Задание 1. а) Укажите численные значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения: 5p, 7p, 7s.

Решение. 5p 7p 7s

Значение n 5 7 7

Значение l 1 1 0

Сумма (n + l) 6 8 7

Последовательность заполнения (на основании правил Клечковского) :

1 – 5p; 2 – 7s; 3 – 7p.

б) Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны 2s 2 2p

4. определите химический элемент и его положение в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа).

Решение. Валентные электроны по квантовым ячейкам распределены следующим образом: 2s 2 2p 4

¯ ¯

Предложенный элемент кислород расположен во втором периоде, шестой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева.

в) Напишите электронные формулы атомов и ионов, укажите положение их в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа): K, Zn 2+.

Решение. Электронная формула химического элемента калия следующая: 1s 22s 22p 63s 23p 64s

1. Он расположен в четвертом периоде, первой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева. Электронная формула катиона Zn 2+: 1s 22s 22p 63s 23p 63d

10. Химический элемент цинк расположен в четвертом периоде, второй группе, побочной подгруппе.

Аналогично оформлять решение всех заданий.

1. СТРОЕНИЕ АТОМА

В Периодической системе Д. И. Менделеева (табл. П.4) представлены все известные элементы. Она состоит из семи периодов (1-3 — малые, 4-7 — большие), 8 групп. Каждая группа разделена на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная – только больших.

Пример

1. Укажите в Периодической системе Д.И. Менделеева положение (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа) атома элемента с зарядом ядра 85.

Решение. Элемент (85At) находится в 6-м периоде, 7-й группе, главной подгруппе.

Атомы элементов состоят из положительно заряженного ядра (протонов и нейтронов) и электронов. Количество электронов равно порядковому номеру элемента. Состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами n, l, ml и ms, которые называются соответственно главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Порядок заполнения орбиталей электронами определяется следующими правилами В. Клечковского:

• заполнение происходит в порядке увеличения суммы (n + l);

• при одинаковых значениях этой суммы в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n.

Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах имеет вид

1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <5d 4f <6p <7s <6d 5f <7p.

Пример

2. Используя правила Клечковского, рассчитайте, какой подуровень раньше заполняется электронами 4р или 5s.

Решение. Для 4р-подуровня Sn + l = 4 + 1 =

5. для 5s-подуровня Sn + l = 5 + 0 =

5. Так как сумма одинакова, то в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением n, т. е. 4р.

Пример

3. По распределению валентных электронов — 3d 54s

2. определите, какой это элемент, укажите его символ и напишите полную электронную формулу.

Решение. Значению главного квантового числа последнего энергетического уровня соответствует номер периода, следовательно, элемент находится в 4-м периоде. Сумма валентных электронов показывает номер группы, в которой находится элемент, в данном случае номер группы

7. Так как валентные электроны находятся на d-подуровне, то это элемент побочной подгруппы: 25Mn 1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 2.

Пример

4. Напишите полную электронную формулу атома элемента с зарядом ядра 22.

Решение. 22Ti 1s 22s 22p 63s 23p 63d 24s 2.

Пример

5. Напишите полные электронные формулы ионов Fq, Sn 2+.

Решение. При образовании отрицательно заряженного иона нейтральный атом элемента принимает электроны: F0 + 1ē = Fq; электронная формула иона 9Fq 1s 22s 22p

6. Положительно заряженный ион получается, когда нейтральный атом элемента отдает электроны: Sn 0 — 2ē = Sn 2+ ; электронная формула иона 50Sn 2+ 1s 22s 22p 63s 23p 6 3d 104s 24p 64d 105s 25p 0.

Задания к разделу 1

Каждое задание содержит три вопроса (а,б,в).

Номер

зада-ния а) Укажите числен-ные значения главного и орбитального кван-товых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения б) Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны, определите химический элемент и его поло-жение в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, под-группа) в) Напишите элек-тронные формулы предложенных ато-мов и ионов, укажите положе-ние их в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, подгруппа)

1 3p; 4s; 2p 3d 1 4s 2 Fe, Na +

2 3d; 4p; 3p 3d 2 4s 2 Co, Cl —

3 5d; 4p; 4d 3d 3 4s 2 Ni, Ba 2+

4 3d; 4f; 5s 3d 5 4s 1 Zn, Ca 2+

5 4d; 4s; 5s 4d 5 5s 2 Sn, S 2—

6 6s; 4p; 4f 3d 6 4s 2 W, In 3+

7 3d; 5s; 7p 3d 7 4s 2 S, La 3+

8 4d; 6s; 5d 3d 8 4s 2 F, Tl 3+

9 4p; 5p; 4f 3d 10 4s 1 Br, Zr 4+

10 3d; 3p; 2s 3d 10 4s 2 Al, Hg 2+

11 5d; 3s; 6s 4s 2 4p 1 Pb, Au 3+

12 6d; 4f; 5p 4s 2 4p 2 Ge, Ag +

13 5d; 3p; 4d 4 s 2 4p 3 Ga, Sb 3+

14 7s; 6p; 4d 4s 2 4p 4 N, Bi 3+

15 5d; 4p; 3d 4s 2 4p 5 Cl, Pb 2+

16 5s; 6s; 4p 4s 2 4p 6 Y, Hf 4+

17 6p; 5f; 6d 5d 7 6 s 2 Zr, At —

18 5d; 5s; 4f 5d 10 6 s 2 Ta, Ga 3+

19 3s; 4d; 3p 5d 3 6 s 2 Cr, Se 2—

20 5f; 4d; 4s 5d 5 6 s 2 Мо, Cu 2+

2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

2.1. Термодинамический метод рассмотрения химических процессов

Термодинамический подход заключается в рассмотрении начального и конечного состояний взаимодействующих веществ, при этом не учитываются механизм и скорость процесса.

Для описания систем используют набор термодинамических функций, основными из которых являются Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса. В справочных таблицах приводят стандартные: энтальпии образования веществ , кДж/моль, энтропии веществ , Дж/(моль×К) (табл. П.1), энергии Гиббса образования веществ , кДж/моль. Стандартные условия:

Т = 298 К; Р = 1,013×

10. Па; вещества –химически чистые.

Энтальпийный эффект химической реакции определяют по закону Гесса и

следствию из него. Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии химической реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

= å(n ) – å (m ),

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

Аналогичным образом можно рассчитывать изменение и других функций – энтропии ( ), энергии Гиббса ( ).

В системах, находящихся при постоянных температуре и давлении, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (DG < 0).

Если DG > 0 , реакция протекает в обратном направлении, а при DG = 0 система находится в состоянии химического равновесия.

Пример. Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в реакции CO2(г) + С (графит) = 2CO(г).

Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении.

Решение.

• Рассчитать стандартное изменение энтальпии реакции:

= å (n ) – å (m )= 2 – ( + )=

= 2×(– 110,5) – (– 393,5 + 0) = 172,5 кДж.

>0 – эндотермическая реакция.

• Рассчитать стандартное изменение энтропии реакции:

= å (n ) – å (m )= – ( + ) =

=2• 197,5 – (213,7 + 5,7) = 175,6 Дж/К = 175,6× 10-3 кДж/К.

• Рассчитать стандартное изменение энергии Гиббса реакции:

= – = 172,5 – 298× 175,6× 10-3 = 120,2 кДж.

> 0, при Т = 298 К прямая реакция невозможна.

• Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие.

Если пренебречь зависимостями и DS от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать энергию Гиббса при нестандартной температуре Т: DG = DН – Т×DS » – = – = 0 Þ Т = =

• Построить график зависимости от Т.

Из графика видно, что в интервале температур 0 – 982 К DG > 0, следовательно, прямая реакция невозможна; выше 982 К DG < 0, т.е. самопроизвольно протекает прямая реакция.

Задания к подразделу 2.1

Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в соответствующей реакции ( , в табл. П.1).

Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении (из расчетных либо графических данных).

Номер

задания Уравнение реакции

21 2Mg(к) + CO2 (г) = 2MgO(к) + C (графит)

22 3CH4(г) + CO2(г) + 2H2O(ж) = 4CO(г) + 8H2(г)

23 4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl 2 (г)

24 2Н 2 S (г) + SO2(г) = 3S (ромб) + 2H2O(ж)

25 2Сu 2О(т) + Сu 2S (т) = 6Сu (к) + SO2(г)

26 2H2O (г) + 2Cl 2 (г) = 4HCl (г) + O2 (г)

27 3Fe 2O3(т) + Н 2(г) = Н 2O(г) + 2Fe 3O4(т)

28 CaO (т) + CO2 (г) = CaCO3 (т)

29 С (гр.) + СO2( г) =

2 СО(г)

30 2ZnS(т) + 3О 2(г) = 2ZnO(т) + 2SO2(г)

31 СаСО 3(т) = СаО(т) + СО 2(г)

32 ВaO(т) + CO2 (г) = ВaCO3 (т)

33 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

34 N2O4 (г) = 2NO2 (г)

35 Al 2O3 (т) + 3SO3 (г) = Al 2(SO4) 3 (т)

36 CaO (т) + Н 2O (ж) = Ca(ОН)2 (т)

37 FeO(т)+ H2(г ) = Fe(т) +Н 2О(г)

38 CuO(т) + C(т) = Cu(к) + CO(г)

39 CaO (т) +Fе 2O3(т) = Ca(FеO2)2(т)

40 CaO (т) + SO3 (г) = CaSO4 (т)

2.2. Скорость химических процессов

Для полного описания химической реакции необходимо знать не только принципиальную возможность ее осуществления (решается термодинамически), но и закономерности протекания во времени, т.е. ее скорость и механизм.

Химические реакции могут проходить в гомогенных и гетерогенных системах. Гомогенной называют систему, однородную по составу и свойствам. Гетерогенной называют систему, состоящую из двух или более однородных частей, отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Скорость гомогенной химической реакции определяется изменением кон-центрации одного из исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени при неизменном объеме системы.

где – скорость химической реакции, моль/(л×с); C1 – первоначальная концентрация вещества (в момент времени τ1), моль/л; C2 – концентрация вещества в момент времени τ2 > τ1, моль/л; ΔС – изменение концентрации вещества за время Δτ = τ2 – τ1; τ1,– исходный момент времени, с; τ2 – текущий момент времени, с; (τ2 > τ1).

В гетерогенных системах реакции идут на поверхности раздела отдель- ных частей системы. Скорость гетерогенной реакции определяют изменением количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося в реакции в единицу времени на единице поверхности.

где – изменение количества вещества, моль за промежуток времени Δτ, с;

S – площадь поверхности раздела, м 2.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (закон действия масс К. Гульдберга и П.Вааге).

Элементарными называют реакции, протекающие в одну стадию. Математическое выражение зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ для других реакций получают экспериментально. Это уравнение называется кинетическим.

Например, для реакции H2 + I2 = 2 HI

Коэффициент пропорциональности называют константой скорости реакции. Физический смысл k – это скорость реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ, равной 1 моль/л.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры (Т) на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2 – 4 раза ( температурный коэффициент):

Задания к подразделу 2.2

41. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором идет по уравнению

CO (г) + Cl 2 (г) D COCl 2 (г).

Исходная концентрация CO равна 0,3 моль/л, Cl 2 – 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию хлора до 0,6, а CO до 1,2 моль/л?

42. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 3?

43. Константа скорости реакции А + 2В D АВ 2 равна 5• 10– 4 л 2/ (моль 2•с).

Рассчитайте скорость прямой реакции при СА = 0,6 моль/л и СВ = 0,8 моль/ л.

44. При температуре 773 К реакция протекает в течение 1 секунды. Сколько времени (секунд) потребуется для ее окончания при 673 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

45. Определить, во сколько раз увеличится скорость прямой реакции

2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г), если концентрацию каждого из исходных веществ (O2, NO) увеличить в 6 раз?

46. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры с

33. до 303 К уменьшилась в 8 раз. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции.

47. Во сколько раз увеличится скорость обратной реакции в гомогенной системе 2N2O5 (г) D O2(г) + 2N2O4(г) при увеличении давления в системе в 3 раза?

48. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры на 40º, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

49. Во сколько раз следует увеличить давление в системе, чтобы скорость обратной реакции возросла в 100 раз? Система: С (к) + H2 O (г) D CO (г) + H2 (г)

50. Две реакции при температуре 283 К протекают с одинаковой скоростью ( = ).

Температурный коэффициент скорости первой реакции равен

3. второй равен

4. Как будут относиться скорости реакций ( : ), если реакцию проводить при 303 К?

51. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции в гомогенной системе 2N2 (г) + O2 (г) D 2N2O (г) при увеличении давления в два раза?

52. При 273 К реакция заканчивается за один час. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 3, рассчитайте, сколько минут потребуется на эту же реакцию при 323 К?

53. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором происходит по реакции

CO (г) + Cl 2 (г) D COCl 2 (г).

Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении давления в 4 раза?

54. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры от

33. до 303 К уменьшилась в 27 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой реакции.

55. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе

2CO (г) D CO2 (г) + C(к) , чтобы скорость реакции увеличилась в 16 раз?

56. При увеличении температуры на 40º скорость реакции возросла в 256 раз. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

57. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

2NO (г) + Cl 2 (г) D 2NOCl 2 (г).

Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении концентрации обоих веществ в два раза?

58. Во сколько раз возрастает скорость некоторой химической реакции при повышении температуры от

29. до 328К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

59. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 70º, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

60. Скорость реакции А + 2В = C при СА = 0,5 моль/л и СВ = 0,6 моль/л равна 1,08 моль/(л•с).

Определите константу скорости реакции, л 2/(моль 2 •с).

2.3. Химическое равновесие

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Состояние равновесия характеризуют константой равновесия (Кс).

Гомогенная система:

2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3(г)

где [ ]

– равновесные концентрации веществ.

Гетерогенная система:

Fe 2O3 (т) + 3H2 (г) 3 Fe (т) + 3H2O (г) .

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твёрдых веществ остаются, как правило, постоянными.

Принцип Ле Шателье. На состояние равновесия системы влияют давление, концентрация реагирующих веществ и температура. Система может находиться в состоянии равновесия бесконечно долго. Если изменить условия его существования, равновесие будет нарушено. Со временем установится новое состояние равновесия, но с другими равновесными концентрациями. Переход из одного равновесного состояния в другое называют смещением равновесия. Качественно определить направление смещения равновесия позволяет принцип Ле Шателье (1884): если находящаяся в истинном равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Пример

1. Для реакции N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г) при изменении параметров равновесие смещается: 1) с увеличением

2) с увеличением Р

Пример 2. В системе А(г) + 2В(г) D(г) равновесные концентрации, моль/л: [A]

= 0,06; [B]

= 0,12; [D]

= 0,216. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

Обозначим исходные концентрации веществ С

0. концентрации прореагировавших веществ – Спрор; С 0 = Спрор + [ ].

Согласно уравнению реакции

СА прор = [D], СА 0 = СА прор + [А]

= 0,216 + 0,06 = 0,276 моль/л.

СВ прор =2 [D], СВ 0 = СВ прор + [В]

=2× 0,216 + 0,12 = 0,552 моль/л.

Задания к подразделу 2.3

61. При синтезе аммиака в равновесии находится 1 моль водорода, 2 моль азота и 8 моль NH3. Во сколько раз исходное количество N2 больше равновесного?

62. В замкнутом сосуде протекает обратимый процесс диссоциации

PCl 5 (г) PCl 3 (г) + Cl 2 (г).

Начальная концентрация PCl 5 равна 2,4 моль/л. Равновесие установилось после того, как 33,3% PCl 5 продиссоциировало. Вычислить равновесные концентрации всех веществ и Кс.

63. В сосуде емкостью 1 л при

41. оС смешали 1 моль H2 и 1 моль I2. Вычислить, при каких концентрациях устанавливается химическое равновесие, если константа равновесия равна 48.

64. В сосуде объемом 0,5 л находятся 0,5 моль H2 и 0,5 моль N2. При некоторой температуре к моменту установления равновесия образовалось

0,02 моль NH3. Вычислить константу химического равновесия.

65. В обратимой реакции CO (г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г) установились следующие равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO]

= 0,1; [Cl 2]

= 0,4; [COCl 2]

4. Вычислить Кравн и исходные концентрации Cl 2 и CO.

66. Определить объемный состав смеси в момент равновесия для системы

Cграфит + O2 (г) CO2 (г), если при 1300 оС Кс = 0,289.

67. Равновесие в системе CO(г) + H2O(г) H2(г) + CO2(г) установилось при следу-ющих концентрациях веществ, моль/л: [CO]

= 0,04; [H2O]

= 0,08; [CO2]

= 0,08. Вычислить Кc и начальные концентрации CO и H2O.

68. Константа равновесия системы 2N2 (г) + O2 (г) 2N2O (г) равна 1,21. Равновесные концентрации, моль/л: [N2]

= 0,72; [N2O]

= 0,84. Рассчитать исходную и равновесную концентрации кислорода.

69. Равновесие в системе CO (г) + H2O (г) H2 (г) + CO2 (г) установилось при сле-дующих концентрациях веществ, моль/л: [CO]

= 1; [H2O]

= 4; [H2]

= [CO2]

2. Вычислить равновесные концентрации, которые установились после повышения концентрации CO в три раза. В каком направлении сместится равновесие?

70. Рассчитать константу равновесия реакции CO(г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г), если исходные концентрации CO и Cl 2 составляли 4 моль/л, а равновесная концентрация COCl 2 равна 2 моль/л.

71. Равновесие в системе 2CO (г) + O2 (г) 2CO2 (г) установилось при следующих концентрациях веществ, моль/л: [CO]

= 1,2; [O2]

= 0,1; [CO2]

4. Вычислить исходную концентрацию CO.

72. Определить направление смещения равновесия при увеличении давления в системе 2CO (г) 2CO2 (г) + С(г).

Ответ пояснить.

73. Константа равновесия процесса CO (г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г) при определенных условиях равна 4. Равновесные концентрации веществ составляют, моль/л: [Cl 2]

= 0,5; [COCl 2]

2. Определить равновесную концентрацию CO.

74. При каких условиях в равновесной системе N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г), DH0298 = – 92,4 кДж можно максимально увеличить выход NH3?

75. Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в гомогенной системе 2NO(г) + Cl 2(г) 2NOCl (г) составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислить Кс , если к моменту наступления равновесия прореагировало

20. оксида азота (II).

76. Две реакции протекали с такой скоростью, что за единицу времени в первой реакции образовалось 3 г сероводорода, а во второй 10 г йодоводорода. Какая из реакций протекала с большей средней скоростью? Ответ пояснить.

77. В сосуде объемом 2 л смешали газ А (4,5 моль) и газ В (3 моль).

Газы А и В реагируют в соответствии с уравнением А + В = С. Через 20 с в системе образовалось 2 моль газа С. Определить среднюю скорость реакции. Сколько моль газов А и В осталось в системе?

78. Равновесие гомогенной системы 4HCl(г) + O2(г) 2H2O (г) + 2Cl 2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ, моль/л: [H2O]

= 0,14; [Сl 2]

= 0,14; [HCl]

= 0,20; [O2]

= 0,32. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

79. Вычислите константу равновесия для системы CO(г) + H2O(г) СO2(г) + H2 (г),

если равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO]

= 0,004; [H2O]

= 0,084; [CO2]

= 0,016; [H2]

= 0,016.

80. Константа равновесия гомогенной системы CO(г) + H2O(г) СO2(г) + H2(г) при некоторой температуре равна

1. Вычислите равновесные концентрации реаги-рующих веществ, если исходные концентрации, моль/л: СCO = 0,10; СH2O= 0,40.

Задания 81-100. Напишите математическое выражение Кс (константы химического равновесия) для обратимых реакций и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) уменьшении парциального давления одного из исходных газообразных веществ; б) понижении давления; в) повышении температуры.

Номер

задания Уравнение реакции DН

0. кДж/моль

81 2N2O (г) + O2 (г) 4NO (г)

196

82 4NH3(г) + 5 O2 (г) 4NO (г) + 6 H2O (г)

908

83 2H2S (г) + 3 O2 (г) 2 SO2 (г) + 2 H2O (г)

1038

84 CO2 (г) + H2 (г) CO(г) + H2O(г)

85 2 H2 (г) + O2 (г) 2 H2O (г)

– 484

86 2 SO2 (г) + O2(г) 2SO3(г)

– 196

87 2NO (г) + O2 (г) 2 NO2 (г)

– 112

88 Fe 3O4 (т) + H2 (г) 3 FeO (т) + H2O (г)

89 FeO (т) + H2 (г) Fe (т) + H2O (г)

– 272

90 C( графит) + H2O (г) CO (г) + H2 (г)

131

91 CO (г) + H2O (г) CO2 (г) + H2(г)

– 41

92 SO3 (г) + H2 (г) SO2 (г) + H2O (г)

– 144

93 H2 (г) + Cl 2 (г) 2HCl (г)

– 184

94 FeO (т) + CO (г) Fe (т) + CO2 (г)

– 11

95 2ZnS (т) + 3 O2 (г) 2 ZnO (т) + 2SO2 (г)

– 878

96 N2 (г) + 3 H2 (г) 2 NH3 (г)

– 92

97 СaCO3 (т) СaO (т) + CO2 (г)

175

98 2 MgCl 2 (т) + 2 O2 (г) 2 MgO (т) + 2 Cl 2 (г)

99 Сa(OH)2 (т) CaO (т) + H2O (г)

100 H2O (г) + CO (г) CO2 (г) + H2 (г)

– 41

3.РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

3.1. Концентрация растворов

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них (табл.3.1).

Таблица 3.1

Методы выражения концентрации растворов Обозначение и размерность применяемых величин

Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:

— массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина

mВ — масса растворенного вещества, г

mР-РА — масса раствора, г

V — объем раствора, мл

ρ — плотность раствора, г/мл

Процентная концентрация:

С% — процентная концентрация, %

m В — масса растворенного вещества, г

mР-РА — масса раствора, г

Молярная концентрация, или молярность, – число молей растворенного вещества в 1 дм 3

(1 литр) раствора:

СМ — молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М

— количество (число моль) растворенного вещества, моль

V — объем раствора, дм 3 (л)

mВ — масса растворенного вещества, г

МВ — молярная масса растворенного вещества, г/моль

Для более рационального решения предложенных задач можно применять вспомогательные формулы (табл.3.2).

Таблица 3.2

Формула Применение

mР-РА = V•ρ Для вычисления массы раствора

Для воды при 4 оС (1мл = 1 см 3)

Для перехода от процентной к молярной концентрации

Для перехода от молярной к процентной концентрации

Для нахождения количества вещества

m 1Р-РА+ m 2Р-РА= mР-РА При сливании двух растворов различных концентраций массы первого и второго растворов складываются

m 1В+ m 2В= mВ При сливании двух растворов различных концентраций массы растворенных веществ, содержащихся в растворах, складываются

m 1В= m 2В При разбавлении растворов водой масса вещества, содержащегося в растворе, остается неизменной

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательно в соответствии с приведенными ниже примерами.

Примеры решения типичных задач

Пример 1. Задача на разбавление.

Какой объем 95%-ного раствора серной кислоты (r =1,84 г/мл) надо взять для приготовления 400г 10%-ного раствора кислоты?

Приготовление раствора означает, что концентрированный раствор разбавляют водой. При этом остается неизменной масса растворенного вещества.

Кратко запишем условия задачи, обозначив параметры исходного раствора с индексом

1. приготовляемого раствора с индексом 2.

Дано: Решение:

С% 1=95% • Из выражения для процентной концентрации r 1 =1,84 г/мл приготовляемого раствора выразим необходимую

m 2 Р-РА=400 г массу растворенного вещества (серной кислоты):

C% 2=10% (1)

Найти: V1=? • Определяем массу серной кислоты (m 1В) в исходном

растворе: так как m 1Р-РА= V1•ρ1, то

(2)

• Поскольку m 1В=m 2В, то приравниваем выражения (1) и (2).

• Расчет

Ответ: объем 95%-ного раствора серной кислоты равен 22,9 мл.

Пример

2. Задача с расчетом по уравнению химической реакции.

Какая масса 25%-ного раствора гидроксида калия расходуется на нейтрализацию 75 г 15%-ного раствора уксусной кислоты?

Обозначим параметры, относящиеся к уксусной кислоте, индексом

1. гидроксиду калия – индексом 2.

Дано: Решение:

C% 1= 15% • Уравнение реакции нейтрализации:

m 1 Р-РА=75 г СH3COOH + KOH = CH3 COOK + H2O

C% 2= 25% • Рассчитаем массу растворенного вещества,

содержащегося в растворе уксусной кислоты:

Найти: m 2Р-РА=?

• Определяем количество вещества (уксусной кислоты), содержащееся в растворе:

• По уравнению реакции . Рассчитаем

• Найдем массу растворенного вещества, содержащегося в растворе гидроксида калия:

• Определяем массу раствора гидроксида калия, содержащего данное количество растворенного вещества – гидроксида калия:

Ответ: 42 г – масса раствора гидроксида калия, которая расходуется на реакцию с уксусной кислотой.

Пример

3. Задача на приготовление раствора соли из кристаллогидрата

В 450 г воды растворили 50 г CuSO4× 5H2O. Вычислить процентное содержание кристаллогидрата (CuSO4× 5H2O) и безводной соли (CuSO4) в растворе.

Обозначим параметры раствора кристаллогидрата с индексом 1, раствора безводной соли с индексом 2.

Дано: Решение:

=450г • Найдем общую массу раствора:

m 1В = 50г mР-РА= m 1Р-РА= m 2Р-РА= + m 1В.

Найти: mР-РА = 450г + 50г = 500 г.

С% 1, С% 2 = ?

• Рассчитаем процентное содержание кристаллогидрата в растворе:

• Определим массу безводной соли в растворе:

• Процентное содержание безводной соли в растворе:

Ответ: 10% – содержание кристаллогидрата в растворе, 6,39% – содержание безводной соли в растворе.

Пример 4. Задача на расчет молярной концентрации, если известна процентная концентрация.

Определить молярную концентрацию 36,2% — го (по массе) раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,18 г/мл.

Дано: Решение:

С% = 36,2 % • Из выражения для процентной концентрации

r = 1,18г/мл данного раствора выразим необходимую массу

растворенного вещества (соляной кислоты):

Найти: СМ =? (1)

• Подставляем массу соляной кислоты (mВ) в формулу, выражающую молярную концентрацию раствора и, учитывая, что mР-РА = V•ρ, записываем формулу перехода от процентной концентрации к молярной:

. (2)

• Для приведения размерности применяемых величин в соответствие выразим плотность раствора в г/л r =1,18• 103г/л, тогда объем раствора получится в литрах и сокращается, формула приобретает следующий вид:

. (3)

• Производим расчет, используя формулу (3) для перехода от процентной концентрации к молярной:

Ответ: 11,7моль/л.

Пример

5. Задача на определение процентной концентрации, если известна молярная концентрация раствора.

Определить процентное содержание растворенного вещества в 1,68 М растворе H2SO4, плотность которого равна 1,1 г/мл.

Дано: Решение:

СМ = 1,68 моль/л • Расчет произведем, используя формулу из табл.3.2

r = 1,1г/мл для перехода от молярной концентрации к процентной

(вывод формулы можно произвести самостоятельно,

Найти: С% =? используя пример 4):

Ответ: 15 %.

Задания к подразделу 3.1

Каждое задание содержит по две задачи (а,б).

101. а) К

50. мл раствора соляной кислоты (ρ = 1,10 г/мл) прибавили 2,5 л воды, после чего раствор стал 4%-ным. Определите процентное содержание растворенного вещества в исходном растворе. б) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,06 г/мл).

102. а) Определите молярную концентрацию раствора сульфата калия, в

20. мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. б) Определите процентное содержание растворенного вещества 1 М раствора нитрaта никеля(II), плотность которого 1,08 г/мл.

103. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,07 г/мл).

б) Сколько мл воды следует прибавить к

10. мл

20%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,14 г/мл) для получения 5%-ного раствора?

104. а) В каком объеме воды следует растворить 32,2 г Na 2SO4× 10H2O, чтобы получить 5%-ный раствор сульфата натрия? б) Определите процентное содержание растворенного вещества 0,9 М раствора H3PO4 (ρ = 1,05 г/мл).

105. а) Сколько граммов медного купороса СuSO4× 5H2O и воды требуется для приготовления 150 г 8%-ного раствора в расчете на безводную соль?

б) Определите молярную концентрацию 27%-ного раствора соляной кислоты

(ρ = 1,14 г/мл).

106. а) До какого объема следует разбавить 1,5 л 20%-ного раствора хлорида аммония (ρ = 1,06 г/мл), чтобы получить 10%-ный раствор (ρ = 1,03 г/мл)?

б) Сколько миллилитров 70%-ного раствора нитрата калия (ρ = 1,16 г/мл) требуется для приготовления 0,5 л 0,2 М раствора?

107. а) Сколько граммов кристаллической соды Na 2CO3× 10H2O надо взять для приготовления 2 л 0,2 М раствора Na 2CO3? б) Cколько миллилитров 36%-ного раствора соляной кислоты (ρ = 1,18 г/мл) требуется для приготовления 4 л 0,5 М раствора?

108. а) К 1 л 20%-ного раствора гидроксида натрия (ρ = 1,22 г/мл) прибавили

10 л воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 8%-ного раствора сульфата натрия (ρ = 1,08 г/мл).

109. а) Сколько миллилитров 10%-ного раствора Na 2CO3 (ρ = 1,10г/мл) следует прибавить к 1 л 2%-ного раствора (ρ = 1,02 г/мл), чтобы получить 3%-ный раствор этой соли? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 2 М растворе гидроксида натрия (ρ = 1,08 г/мл).

110. а) Сколько миллилитров воды следует прибавить к

2. мл 40%-ного раствора KOH (ρ =1,40 г/мл), чтобы получить 2%-ный раствор? б) Сколько миллилитров 96 % -ного раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) требуется для приготовления

30. мл 0,5 М раствора?

111. а) Сколько граммов медного купороса СuSO4 × 5H2O следует добавить к

15. мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор СuSO4? б) Сколько миллилитров 30%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) требуется для приготовления

25. мл 0,5 М раствора?

112. а) Определите процентное содержание растворенного вещества в 0,25 М растворе гидроксида натрия (ρ = 1,01 г/мл).

б) Сколько миллилитров 0,1 М раствора HCl можно приготовить из

2. мл 0,5 М раствора этой кислоты?

113. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора соляной кислоты (ρ = 1,05 г/мл).

б) Сколько миллилитров 30%-ной азотной кислоты с ρ= 1,18 г/мл требуется для приготовления

25. мл 11%-ного раствора

(ρ = 1,07 г/мл)?

114. а) Сколько миллилитров 30%-ного раствора KOH (ρ = 1,29 г/мл) требуется для приготовления

30. мл 0,1 М раствора? б) К

76. мл 20%-ного раствора NaOH (ρ = 1,22 г/мл) прибавили

14. мл 10%-ного раствора NaOH (ρ = 1,11 г/мл).

Определите процентное содержание растворенного вещества.

115. а) К

5. мл 96%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) прибавили

5. мл воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 72%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,43 г/мл).

116. а) Определите молярную концентрацию 6%-ного раствора фосфорной кис-лоты (ρ = 1,03 г/мл).

б) Определите процентное содержание растворенного вещества раствора, полученного смешением

1. мл 96%-ного раствора азотной кислоты (ρ=1,50г/мл) и

20 мл 48%-ного раствора НNO3 (ρ = 1,30 г/мл).

117. а) До какого объема следует разбавить

50. мл 20%-ного раствора хлорида натрия (ρ = 1,15 г/мл), чтобы получить 4,5%-ный раствор (ρ = 1,03 г/мл)?

б) Определите молярную концентрацию 50%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,31 г/мл).

118. а) Определите молярную концентрацию 60%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,50 г/мл).

б) Сколько миллилитров 32%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,19 г/мл) требуется для приготовления

30. мл 0,75 М раствора?

119. а) Сколько миллилитров 0,2 М раствора азотной кислоты необходимо для нейтрализации

8. мл 0,6 М раствора NaOH? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 1,5 М растворе KOH (ρ = 1,07 г/мл).

120. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора карбоната натрия (ρ = 1,10г/мл).

б) Сколько миллилитров 30%-ного раствора NH4OH (ρ = 0,90 г/мл) требуется для получения

40. мл 2 М раствора?

3.2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых про-

водят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Кn+) и анионы (Аm-).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) — α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

α = n / N.

Таким образом, α выражают в долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α » 1) и слабые (α <0,3).

Сильные электролиты

• Соли (средние, кислые, основные): А 12(SO4)3, NаHCO3, СuОНСl.

• Неорганические кислоты: НNO3, H2SO4, НС

1. НВг, НI, НСlО 4. и др.

• Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А 12(SO4)3 = 2А 13++3 SO42– NаHCO3 = Nа+ +НСО 3–

НNО 3 = H++NО 3– Н 2SO4 = 2Н++SО 42–

СuОНСl = CuOH++Cl– Ва(ОН)2 = Ва 2++2ОН–

Слабые электролиты

• Почти все органические кислоты: CH3COOH , H2C2O4 и др..

• Некоторые неорганические кислоты: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, HNO2,

H2SO3 , H3PO4, HClO и др.

• Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH4OH.

• Амфотерные гидроксиды: Al(OH)3, Zn(OH)2 , Cr(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и др.

Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) КД (табл.П.3):

CH3COOH CH3COO– + H+

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд 1 всегда больше Кд 2 и т.д.), например при диссоциации H2S : 1-я ступень H2S H+ + HS– 6ּ 10-8;

2-я ступень HS– H+ + S2- 1• 10-14,

где [ ]

─ равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(OH)2:

1-я ступень Сu(OH)2 Cu(OH)+ + OH –

2-я ступень Cu(OH)+ Cu 2+ + OH –

Амфотерные гидроксиды, например Pb(OH)2 , диссоциируют по основному типу: Pb(OH)2 PbOH+ + OH –

PbOH+ Pb 2+ + OH–

и кислотному: H2PbO2 H+ + HPbO2–

HPbO2– H+ + PbO22 –

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ионной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

• образование труднорастворимых соединений:

Рb(NО 3)2 + 2КI = ¯РbI2 + 2КNО 3 Рb 2+ +2I – = ¯РbI2

• реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН

3 СООNa + НС 1 = СН 3COOH + NаС 1

СН 3COO – + Н+ = СН 3COOH

НС 1 + NаОН = NаС 1 + Н 2O Н+ + ОН – = Н 2O

НС 1 + NН 4OН = NН 4С 1+ H2O Н+ + NH4OH =NH4+ + Н 2O

СН 3COOH +NН 4OН = СН 3COONH4 + Н 2О

СН 3COOH + NН 4OН = CН 3COO – + NH4+ + Н 2O

• образование газообразных веществ:

Nа

2 СО 3 +

2 НС 1 = 2NаС 1 + СО 2 + Н 2О СО 32–+ 2Н+ = СO2+ Н 2O

Пример

1. Осуществить превращения NаОН ® NаНSО 3 ® Nа 2SO3 .

Решение. NаОН + Н 2SO3 = NаНSO3 + Н 2O

ОН– + Н 2SO3 = НSО 3– +Н 2О

NаHSO3 +NаОН = Nа 2SO3 + Н 2O

НSО 3– + ОН – = SO32 – + Н 2О

Пример

2. Осуществить превращения Ni(ОН)2 ® (NiOH)2SO4 ® NiSO4.

Решение. 2Ni(ОH)2 + Н 2SO4 = (NiOН)2SO4 + Н 2O

¯ 2Ni(ОН)2 + 2Н+ + SO42 – = ¯(NiОН)2SO4 + Н 2O

¯(NiОН)2SO4 + Н 2SO4 = 2NiSO4 + 2Н 2О

¯(NiOН)2SO4 + 2Н+ = 2Ni 2+ + 2SO42– + 2Н 2О

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.

Задания к подразделу 3.2

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций предложенных оксидов с H2O, Na 2O, KOH, HNO3.

121. N2O3; Na 2O 126. SO2; CuO 131. MnO; P2O5 136. N2O5; CuO

122. SnO; P2O5 127. Cr 2O3; Cl 2O7 132. BaO; Mn 2O7 137. P2O5; CoO

123. SO3; CaO 128. CoO; ZnO 133. CdO; SnO 138. PbO; MgO

124. SiO2; NiO 129. P2O3; FeO 134. As 2O5; CuO 139. Cl 2O7; MnO

125. PbO; N2O5 130. Fe 2O3; K2O 135. Al 2O3; SiO2 140. SO3; TiO

Задания 141-160. Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H2SO4 и NaOH.

141. HCl; Cr(OH)3 151. Ca(OH)2; H3PO4

142. Cd(OH)2; H2S 152. HNO3; Be(OH)2

143. Cu(OH)2; HBr 153. H2Сr 2O7; KOH

144. H2SO3; Sn(OH)2 154. HCN; Ga(OH)3

145. H2SiO3; Pb(OH)2 155. KOH; H2CO3

146. CH3COOH; Fe(OH)3 156. HF; Be(OH)2

147. H2Se; Zn(OH)2 157. NH4OH; HClO4

148. Fe(OH)2; H3AsO3 158. Pb(OH)2; HNO2

149. RbOH; HI 159. Mg(OH)2; HClO

150. H2Te; Al(OH)3 160. Ga(OH)3; HMnO4

Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.

161. ZnCl 2, MnOHCl, Ba(HSO3)2 171. Pb(HSO4)2, NH4NO3, CoOHCl

162. K2HAsO3, AlOHCl 2, Na 2SO3 172. Al(OH)2NO3, Fe 2(SO4)3, KHSe

163. KHSO3, (PbOH)2SO4, CrBr 3 173. CsHTe, Ca 3(PO4)2, MnOHBr

164. Fe(NO3)3, SnOHCl, NaHTe 174. Mn(NO3)2, Bi(OH)2Cl, KHS

165. NaHSe, CoOHNO3, MgCl 2 175. Al 2(SO4)3, CrOHCl 2, KHSO3

166. CdOHBr, NiCl 2, KH2PO4 176. NaHSe, NiOHNO3, ZnSO4

167. CaBr 2, (SnOH)2SO4, K2HPO4. 177. CrOHSO4, BaBr 2, CsHSO3

168. BaCl 2, Ca(HCO3)2, AlOHCl 2 178. Cu(NO3 )2, CoOHCl, NaHS

169. NiBr 2, (CoOH)2SO4, KHCO3. 179. FeCl 2, NaH2AsO4, KCrO2

170. NiOHCl, NiBr 2, NaH2PO4 180. AlOHBr 2, Sr(HS)2, K2SO3

Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.

181. Ni(OH)2 * (NiOH)2SO4 * NiSO4 * Ni(OH)2; H3PO4 * KH2PO4

182. CuSO4 * (CuOH)2SO4 * Cu(OH)2 * CuOHNO3; NaHSO3 * Na 2SO3

183. Bi(NO3 )3 * BiOH(NO3)2 * Bi(OH)3 * Bi 2O3; Ca 3(PO4)2 * Ca 3(H2PO4)2

184. Co(OH)2 * CoOHCl * CoCl 2 * Co(NO3)2; NaOH * NaHSO3

185. Pb(NO3 )2 * PbOHNO3 * Pb(OH)2 * K2PbO2; Na 2Te ** NaHTe

186. NiCl 2 * Ni(OH)2 * NiOHCl * NiCl 2; Ba(HS)2 * BaS

187. CrOHCl 2 * CrCl 3 * Cr(OH)3 * CrOHSO4; H2SiO3 NaHSiO3

188. (SnOH)2SO4 * SnSO4 * Sn(OH)2 * Na 2SnO2; K2SO3 * KHSO3

189. NiBr 2 * NiOHBr * Ni(OH)2 * NiSO4; NaHSiO3 * Na 2SiO3

190. CoSO4 ** Co(OH)2 * (CoOH)2SO4 * Co(NO3)2; H2S * Ca(HS)2

191. Cr 2(SO4)3 * CrOHSO4 * Cr 2(SO4)3 * CrCl 3; Mg 3(PO4)2 * MgHPO4

192. NiSO4 * (NiOH)2SO4 * Ni(OH)2 * NiBr 2; NaHCO3 * Na 2CO3

193. FeOHSO4 * Fe 2(SO4)3 * Fe(OH)3 * FeCl 3; MgCO3 * Mg(HCO3)2

194. Sn(OH)2 * SnOHСl * K2SnO2 * Sn(OH)2; H3AsO4 * KH2AsO4

195. NiBr 2 * Ni(OH)2 * NiOHCl * NiCl 2; BaSO3 * Ba(HSO3)2

196. Al(OH)3 * Al(OH)2Cl * AlCl 3 * Al(NO3)3; NaH2AsO3 * Na 3AsO3

197. CoCl 2 * Co(OH)2 * (CoOH)2SO4 * CoSO4; H2CO3 * NaHCO3

198. Bi(OH)3 * Bi(OH)2NO3 * Bi(OH)3 * Bi 2O3; K2HPO4 * H3PO4

199. Cu(OH)2 * CuOHCl * CuCl 2 * Cu(NO3)2; H2Se * KHSe

200. CoSO4 * (CoOH)2SO4 * Co(OH)2 * Co(NO3)2; K2SO3 * KHSO3

3.3. Гидролиз солей

Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участву-

ют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H2O H+ + OH— ; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (pH > 7).

• Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7).

Первая ступень гидролиза: Na 2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH; CO32— + HOH HCO3– + OH—

• Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH < 7).

Первая ступень гидролиза:

Cu(NO3)2 + HOH CuOHNO3 + HNO3 Cu 2+ + HOH CuOH+ + H+

• Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH

CH3COO— + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH

• При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl 3 + 3Na 2S +6H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3H2S + 6NaCl

2Fe 3+ + 2S2— + 6H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3H2S

• Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу

не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO3 + HOH ¹

Ионы K+ и NO3— не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO3 – сильные электролиты).

Задания к подразделу 3.3

Задания 201-220. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

201. NaNO2, Cu(NO3)2 211. Na 2HPO4, Mg(NO3)2

202. AlCl 3, NaHCO3 212. Al 2 (SO4)3, Na 2SeO3

203. Na 3PO4, ZnCl 2 213. CuSO4, K3PO4

204. FeCl 2, K2S 214. Na 2SO3, Fe 2 (SO4)3

205. K2SO3, ZnSO4 215. NaCN, FeSO4

206. NH4Cl, KClO 216. Ba(CH3COO)2, CoSO4

207. Na 2Se, MnCl 2 217. NiSO4, NaF

208. ZnSO4, BaS 218. Pb(NO3)2, Ba(NO2)2

209. Ni (NO3)2, KNO2 219. Cr 2(SO4)3, Na CH3COO

210. NH4Br, Na 2S 220. KHS, MgSO4

Задания 221-240. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.

221. Fe 2(SO4)3 + Na 2CO3 231. CrCl 3 + K2S

222. Na 2S + Al 2 (SO4)3 232. Na 2CO3 + Cr (NO3)3

223. NH4Cl + Na 2SiO3 233. K2SiO3 + Bi (NO3)3

224. Cr 2 (SO4)3 + K2S. 234. Na 2SO3 + CrCl 3

225. K2CO3 + Bi (NO3)3 235. NH4NO3 + Na 2SiO3

226. Na 2S + AlCl 3 236. AlCl 3 + Na 2SO3

227. BeSO4 + K2S 237. K2SO3 + CrCl 3

228. Cr 2 (SO4)3 + Na 2SO3 238. Na 2S + Al 2 (SO4)3

229. K2SO3 + AlBr 3 239. Fe (NO3)3 + K2CO3

230. Bi (NO3)3 + Na 2CO3 240. Al 2 (SO4)3 + Na 2CO3

4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

4.1. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления — это тот условный заряд атома элемента, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов (как правило, обозначается арабской цифрой, заряд ставят перед цифрой).

Для нахождения степени окисления используют следующие правила:

• степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;

• фтор во всех соединениях без исключения имеет степень окисления -1;

• степень окисления кислорода равна -2 (исключение: фториды кислорода, например, ОF2; пероксиды, субоксиды, озониды);

• степень окисления водорода равна +1 (исключение — гидриды металлов, например, NaH, СаН 2 и др.);

• степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1, щелочноземельных +2, алюминия +3;

• алгебраическая сумма степеней окисления частиц в молекуле равна нулю.

Для определения степени окисления атомов элементов в молекуле составляют простейшие алгебраические уравнения. Например, для MnO2, K2MnO4, KMnO4 степень окисления марганца (Х) рассчитывают следующим образом:

MnO2 Х + 2•(-2) = 0 Х = +4

K2 MnO4 2•(+1) + Х + 4•(-2) = 0 Х = +6

KMnO4 1 + Х + 4•(-2) = 0 Х = +7

При определении степени окисления атомов элементов в составе иона необходимо помнить, что заряд иона равен алгебраической сумме степеней окисления атомов элементов, входящих в состав иона.

NO3 – Х + 3•(-2)= -1 Х = +5

SO42– Х + 4•(-2) = -2 Х = +6

Cr 2O7 2– 2•(Х)+7•(-2)= -2 Х = +6

Заряд иона, как правило, ставят после цифры.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для нахождения коэффициентов при составлении окислительно-восстановительных реакций необходимо:

• соблюдение материального баланса (число атомов данного элемента в левой и правой части должно быть одинаково);

• соблюдение электронного баланса: число электронов, отданных восстановителем (Red), должно быть равно числу электронов, принятых окислителем (Ox), например: Al + Cl 2® AlCl 3

Red Ox

2 Al — 3 ē = Al 3+ процесс окисления, или полуреакция окисления

3 Cl 2 + 2 ē = 2Cl– процесс восстановления, или полуреакция восстановления

2Al + 3Cl 2 = 2Al 3+ + 6Cl–

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

При составлении окислительно-восстановительных реакций в водных растворах часто возникает необходимость использовать среду (Н+, ОН —, Н 2О).

При этом, если частица в левой части полуреакции содержит кислорода больше, чем в правой (NO3— ® NO2 — ), то нужно связать "О 2—"; если частица в левой части полуреакции содержит кислорода меньше, чем в правой части (SO32– ® SO4 2— ), то нужно ввести "О 2—" (представлено в табл. 4.1).

Таблица 4.1

Процессы Среда в окислительно-восстановительных реакциях в расчете на "О 2— " в соединении

кислая (Н+) щелочная (ОН-) нейтральная (Н 2О)

Связать "О 2— "

NO3—® NO2— О 2— + 2Н+ = Н 2О О 2— + Н 2О =

2 ОН— О 2— + Н 2О =

2 ОН—

Ввести "О 2–"

SO32— ® SO42— Н 2О = О 2— + 2Н+ 2ОН— = О 2– + Н 2О Н 2О = О 2—+ 2Н+

Для реакции К 2Cr 2O7 + КI + Н 2SO4 ® Cr 2(SO4)3 + I2 + Н 2О + К 2 SO4

ниже представлена последовательность однотипных операций, с помощью которых составляют уравнения полуреакций с использованием среды.

• Записывают исходные вещества и продукты полуреакций окисления и восстановления (сильные электролиты записывают в виде ионов, а неэлектро-литы, слабые электролиты, газы, осадки — в виде молекул):

Cr 2O7 2—®Cr 3+; I— ® I2.

• Уравнивают количество атомов элемента, изменяющего степень окисления:

Cr 2O 7 2—® 2Cr 3+; 2I— = I2.

• По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных или принятых электронов: Cr 2O7 2— + 6 ē ® 2Cr 3+; 2I— — 2ē = I2.

• При необходимости уравнивают кислород и водород, используя правила среды: Cr 2O7 2— + 6 ē + 14Н + = 2Cr 3+ + 7Н 2О

• Проверяют суммарный заряд ионов и электронов левой и правой части уравнения.

• Составляют суммарное ионное уравнение реакции:

Cr 2O7 2— + 6I — + 14Н + = 2Cr 3+ + 3I2 + 7Н 2О

• Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции:

К 2Cr 2O7 + 6КI + 7Н 2SO4 = Cr 2(SO4)3 + 3I2 + 7Н 2О + 4К 2 SO4

Пример 1. Среда кислая.

Na 3PO3 + KMnO4 + H2 SO 4 ® Na 3PO 4 + MnSO4 +

Red Ox

5 PO33—- 2 ē + Н 2О = PO43— + 2Н+

2 MnO4— + 5 ē + 8Н + = Mn 2+ + 4 H2O

5PO33— + 2MnO4—+ 5Н 2О + 16Н+ = 5PO4 3— + 2Mn 2+ + 10Н+ + 8Н 2О

5PO33—+ 2MnO4—+ 6Н+ = 5PO43— + 2Mn 2+ + 3Н 2О

5Na 3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO 4 = 5Na 3PO 4 + 2MnSO 4 + 3Н 2О + K2SO4

Пример 2. Среда щелочная.

KCrO2 + KClO4 + KOH® K2CrO 4 + KCl + …

Red Ox

8 CrO 2— — 3 ē +

4 ОН–= CrO4 2— + 2Н 2О

3 ClO4 — + 8 ē + 4Н 2О = Cl — +

8 ОН—

8CrO2— + 3ClO4— +

32 ОН — + 12Н 2О = 8CrO42— + 3Cl — + 16Н 2О +

24 ОН—

8CrO2— + 3ClO4 — +

8 ОН — = 8CrO42 — + 3Cl— + 4Н 2О

8KCrO2 + 3КClO 4 +

8 КОН = 8К 2СrО 4 +

3 КСl + 4Н 2О

Пример 3. Среда нейтральная.

КMnO4 + MnSO4 + Н 2О ® MnO2 +

Ox Red

3 Mn 2+ — 2 ē + 2Н 2 О = MnO2 + 4Н+

2 MnO4— + 3 ē + 2Н 2 О = MnO2 +

4 ОН —

3Mn 2+ + 2MnO4— + 10Н 2О = 5MnO2 + 12Н+ +

8 ОН —

3Mn 2+ + 2MnO4— + 2Н 2О = 5MnO2 + 4Н+

3MnSO4 + 2KMnO4 + 2Н 2О = 5MnO2 + K2SO4 + 2Н 2SO4

Задания к подразделу 4.1

Задания 241-260. Рассчитайте и укажите степень окисления (CO) атомов элементов в предложенных частицах. Объясните, какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель (Ox), только восстановитель (Red), окислитель и восстановитель.

241. NH4OH, VO2+, Ni, VO3— 251. SeO32—, AlO2—, Br —, ClO3—

242. MnO42—, NO3—, NH4+, ClO3— 252. CO2, Cr 2O72—, BrO —, SeO42—

243. TiO2+, ClO —, MnO2, MnO4— 253. SO42—, CO, H2S, MnO42—

244. Cl 2, Cl —, CrO2—, B4O7 2— 254. Ca, NO3—, BrO —, NO2—

245. BrO —, Br —, Cd 2+, CrO42— 255. ClO4—, Cl —, CrO2—, F2

246. NO3 —, NO, Cr 2O72—, SO32— 256. SO42—, Cl 2, Mn 2+, ClO —

247. CO2, ClO—, MnO42—, Cl— 257. NO2—, MnO2, NO2, Cu

248. Fe 2O3, MnO4—, Br —, CrO42— 258. CrO2—, ReO4—, PbO2, CrO42—

249. Fe, AlO2—, N2O, NO3— 259. SO32—, NO2, ClO4—, Br —

250. CrO33—, MnO2, PbO2, Cr 2O72— 260. H2S, Cl 2 , SO42—, Cr 2O72—

Задания 261-280. Составьте электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Две реакции (а,б) для каждого задания.

261. а) Na 2SeO3 + KBrO + H2O* Br 2 , SeO4 2—

б) HCl + HNO3 * Cl 2 , NO

262. а) Cr 2(SO4)3 +Cl 2 + KOH * CrO4 2— , Cl —

б) K2Cr 2O7 + Na 2SO3 + H2SO4 * SO4 2—, Cr 3+

263. а) KI + HNO3 * NO, I2

б) NaCrO2 +NaClO + KOH * CrO4 2— , Cl —

264. а) HNO3 + Ni * N2O , Ni 2+

б) SnSO4 +Ag 2O3+ KOH * SnO3 2— , AgO.

265. а) K2Cr 2O7 + Na 3AsO3 + H2SO4*AsO4 3—, Cr 3+

б) KCrO2 +Cl 2+ KOH * CrO4 2— , Cl —

266. а) K2Cr 2O7 +HCl * Cr 3+ , Cl 2

б) SO2 +NaIO3 + H2O * SO4 2— , I—

267. а) KMnO4 + H2S + H2SO4 * Mn 2+ , SO4 2—

б) I2 + Cl 2 + H2O * IO3— , Cl —

268. а) Sn(NO3)2 + K2Cr 2O7 + H2SO4 * Sn 4+ , Cr 3+

б) KClO3 +KCrO2+ NaOH * CrO4 2— , Cl —

269. а) SnCl 2 + KBrO3 + HCl * Sn 4+ , Br —

б) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 * Fe 3+, Cl —

270. а) Ni(OH)2 +NaClO + H2O * Ni(OH)3 , Cl —

б) KMnO4 + Na 2SO3 + H2O * SO4 2— , MnO2

271. а) MnSO4 + PbO2 + H2SO4 * Pb 2+, MnO4 —

б) FeCl 2 + KMnO4 + H2SO4 * Fe 3+, Mn 2+

272. а) MnSO4 +Cl 2+ KOH * MnO4 2 — , Cl —

б) H3PO3 + KMnO4 +H2SO4 * Mn 2+ , H3PO4

273. а) KMnO4 + NaNO2 + H2O * NO3—, MnO2

б) Mn(NO3)2 + NaClO + H2O * Cl — , MnO2

274. а) KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 * NO3— , Mn 2+

б) H2S + K2Cr 2O7 + H2SO4 * S , Cr 3+

275. а) Cr 2O3 + KClO3 + KOH * CrO4 2—, Cl —

б) FeCl 2 +HNO3 + HCl * Fe 3+, N2O

276. а) KClO3 + MnO2 + KOH * MnO4 2— , Cl —

б) Na 3AsO3 +I2+ H2O * AsO4 3— , I —

277. а) H2S + HNO3 * SO4 2— , NO2.

б) I2 + Na 2SO3 + H2O * I— , SO42—

278. а) C + HNO3 * CO2 , NO2.

б) H2S + Cl 2 + H2O * SO4 2— , Cl —

279. а) SnCl 2 + Na 3AsO3 +HCl * As , Sn 4+

б) (BiO)2SO4 + Br 2 + NaOH * BiO3—, Br —

280. а) Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 * Bi 3+ , MnO4—

б) KNO3 +Zn+ NaOH * ZnO2 2— , NH3

4.2. Взаимодействие металлов с кислотами, водой

и растворами щелочей

При взаимодействии металлов с агрессивными средами металл выступает в качестве восстановителя. Химическую активность (восстановительную способность) металла характеризует величина электродного потенциала.

Стандартным электродным потенциалом называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией =1 моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого при 25 0С условно принимается равным нулю.

Чем меньше значение , тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов, получаем ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (табл. П.6).

В этом ряду все металлы условно делят на активные, средней активности и малоактивные:

Li Rb K Cs Ba Sr Na Mg Be Al Mn Cr Zn Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Hg Ag Pt Au

Активные металлы Средней активности Малоактивные

В роли окислителя в растворах кислот, щелочей и в воде выступает среда (потенциалы в табл. П.8).

Реакции возможны, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

В нейтральной и щелочной среде в роли окислителя выступает Н 2О:

2Н 2О + 2 ē = Н 2 +

2 ОН —

В растворах разбавленных кислот (HCl, H2SO4) — окислитель Н+:

2Н + + 2 ē = Н 2

В присутствии кислорода процесс восстановления протекает с участием кислорода, так как он обладает бóльшими окислительными свойствами, чем Н 2О и Н+ : O2 + 4 ē + 4Н + = 2Н 2О (в кислой среде);

О 2 + 4 ē + 2Н 2О =

4 ОН — (в щелочной и нейтральной средах).

В H2SO4 (конц.) и HNO3 (разб.), HNO3 (конц.) окислителем являются анионы кислот. Степень восстановления анионов определяется активностью металла:

H2SO4 (конц.) + Me (активные) ® сульфат Ме + H2S + Н 2О

H2SO4 (конц.) + Me (средней активности) ® сульфат Ме +S + Н 2О

H2SO4 (конц.) + Me (малоактивные) ® сульфат Ме + SO2+ Н 2О

HNO3 (разб.) + Me (активные) ® нитрат Ме + NH4NO3 + Н 2О

HNO3 (разб.) + Me (средней активности) ® нитрат Ме +N2, N2O + Н 2О

HNO3 (разб.) + Me (малоактивные) ® нитрат Ме + NO + Н 2О

HNO3 (конц.) + Me (независимо от активности) ® нитрат Ме + NO2 + Н 2О

Внимание! Три распространенных металла – Al, Cr, Fe – на холоде не растворяются в H2SO4(конц.) и HNO3(конц.).

В этих кислотах они пассивируются, т. е. покрываются тонкой прочной пленкой, предохраняющей их от разрушения. Реакции протекают только при повышенной температуре.

Задание к подразделу 4.2

Используя потенциалы (табл. П.6, П.7, П.8), допишите уравнения реакций (по две для каждого варианта), составив к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H2SO4 (конц.) и HNO3 значение потенциала окислителя более 1 В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.

281. а) Pb + KOH+ H2O + O2

б) Cu + H2SO4 (конц.) 291. а) Al + HNO3 (разб.)

б) Cr + NaOH + О 2

282. а) Al + H2O + O2

б) Mg + HNO3 (разб.) 292. а) Al + NaOH + H2O

б) Cu + HNO3 (разб.)

283. а) Al + HNO3 (конц.)

б) Sn + NaOH + O2 + H2O 293. а) Al + H2SO4 (конц.)

б) Sn + H2O + O2

284. а) Al + NaOH + H2O + O2

б) Zn + H2SO4 (конц.) 294. а) Cr + NaOH + H2O

б) Be + HNO3 (разб.)

285. а) Al+HNO3 (конц.)

б) Zn + NaOH + H2O + O2 295. а) Fe + H2SO4 (конц.) Fe 3+

б) Al + H2O

286. а) Mg + H2O

б) Zn + H2SO4 (разб.) + O2 296. а) Zn + HNO3 (конц.)

б) Al + KOH+ H2O

287. а) Fe + HNO3 (разб.)

б) Zn + H2O + O2 297. а) Zn + H2SO4 (конц.)

б) Co + NaOH+ H2O + O2

288. а) HNO3(разб.)+ Fe Fe 3+

б) Zn + NaOH + H2O 298. а) Fe + HNO3(конц.) Fe 3+

б) Al + H2O + O2

289. а) Zn + H2O + O2

б) Cu + H2SO4 (конц.) 299. а) Zn + NaOH + H2O

б) Cu + HNO3 (конц.)

290. а) Zn + NaOH + H2O + O2

б) Cd + HNO3 (разб.) 310. а) Zn + HNO3 (разб.)

б) Cu + NaOH+ H2O + O2

4.3. Гальванические элементы

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется непосредственно в электрическую.

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

• Составляют схему гальванического элемента:

(–) Me 1 / Me 1n + // Me 2 m+ / Me 2 (+)

• По уравнению Нернста находят потенциалы электродов.

• Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода с меньшим потенциалом к электроду с более высоким потенциалом.

• Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

• Составляют суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе.

• Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного и отрицательного электродов.

Пример

1. Гальванический элемент с водородным электродом.

• Схема Zn / ZnSO4 // H2SO4 , Н 2 / Pt.

1 моль/л, 1 моль/л, Т = 298 К, P = 101,3 кПa .

• Электродные потенциалы

= 0 В , = — 0,76 В (при 1 моль/л).

• Направление движения электронов во внутренней цепи — от цинкового электрода к водородному, так как потенциал цинкового электрода меньше.

(–) Zn / ZnSO 4 // H2SO4 , Н 2 / Pt (+)

SO42 —

• Уравнения электродных процессов:

Zn (-): Zn — 2 ē = Zn 2+ — процесс окисления;

Pt (+): 2Н ++ 2 ē = Н 2 — процесс восстановления.

• Суммарное уравнение:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2 Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н 2

• Расчет величины ЭДС:

ЭДС = Е 0Ox — Е 0Red = 0 – (- 0,76) = 0,76 В.

Пример

2. Концентрационный гальванический элемент

Оба электрода из одного металла, но растворы солей, в которые погружены электроды, разной концентрации.

• Схема гальванического элемента:

Ni / NiSO 4( = 10-4 моль/л)// NiSO 4 ( =1моль/л) / Ni

Стандартный электродный потенциал = — 0,25 В.

• Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста:

= + • lg = — 0,25 + •lg 10 -4 = — 0,309 B.

= = — 0,25 B.

• Направление движения электронов по внешней цепи от Ni 1 электрода к Ni 2, так как >

(-) Ni 1 / NiSO4 (10-4 М) // NiSO4 (1 М) / Ni 2 (+)

SO42–

• Уравнения электродных полуреакций:

Ni 1 (-): Ni — 2 ē = Ni 2+ — процесс окисления;

Ni 2 (+): Ni 2+ + 2 ē = Ni — процесс восстановления.

• Расчет величины ЭДС:

ЭДС = — = — 0,25 — (- 0,309) = 0,059 В.

Задания к подразделу 4.3

Для предложенных гальванических элементов рассчитайте электродные потенциалы и ЭДС. Если концентрация раствора не указана, потенциал примите стандартным (табл.П.6).

Напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реакции, составьте схему и укажите направления движения электронов и ионов.

301. Al / Al 2(SO4)3, 0,005 M // NiSO4, 0,01 М / Ni

302. Ni / NiSO4, 0,1 M // H2SO4 / H2 (Pt)

303. Sn / SnSO4 // Cr 2(SO4)3, 0,05 M / Cr

304. (Pt) H2 / H2SO4 // Al 2(SO4)3, 0,005 M / Al

305. Cu / CuSO4, 0,1 M // H2SO4 / H2 (Pt)

306. Ag / AgNO3, 0,01 M // H2SO4 / H2 (Pt)

307. Co / CoSO4, 0,01 M // CoSO4 / Co

308. Zn / ZnSO4, 0,1 M // FeSO4, 0,01 M / Fe

309. Ag / AgNO3, 0,01 M // Zn(NO3)2 / Zn

310. (Pt) H2 / H2SO4 // ZnSO4, 0,01 M / Zn

311. Cd / Cd(NO3)2, 0,1 M // Cd(NO3)2, 0,001 M / Cd

312. Ni / NiSO4, 0,001 M // NiSO4 / Ni

313. Fe / FeCl 2 // FeCl 2, 0,01 M / Fe

314. Cr / Cr 2(SO4)3, 0,005 M // ZnSO4 / Zn

315. Zn / Zn(NO3)2, 0,001 M // Zn(NO3)2 / Zn

316. Ag / AgNO3 // Cr(NO3)3, 0,005 M / Cr

317. Cd / CdCl 2, 0,1 M // CuCl 2, 0,1 M / Cu

318. Ti / Ti 2(SO4)3, 0,5 M // CuSO4 / Cu

319. Sn / SnSO4, 0,01 M // Fe 2(SO4)3 / Fe

320. Ag / AgNO3, 0,0001 M // Pb(NO3)2 , 0,1 M / Pb

4.4. Электрохимическая коррозия металлов

Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлов под действием различных окислителей из окружающей среды.

В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.

Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):

• ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией)

2Н + + 2 ē = Н 2 (в кислой среде),

2Н 2О + 2 ē = Н 2 +

2 ОН — (в нейтральной и щелочной средах);

• молекулы кислорода

O2 + 4 ē + 4Н + = 2Н 2О (в кислой среде);

О 2 +4 ē + 2Н 2О =

4 ОН — (в щелочной и нейтральной средах).

Методика рассмотрения работы гальванопары при электрохимической коррозии.

• Составляют схему гальванопары:

Ме 1 / среда / Ме 2 .

• Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (табл.П.7), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

• Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.

• Указывают направление движения электронов.

Пример 1. Гальванопара алюминий — железо в воде (среда нейтральная).

В воде растворен кислород.

• Схема гальванопары Al / H2O, O2 / Fe

• Потенциалы = — 1,88 B; = — 0,46B;

= + 0,814B.

Восстановитель – Al, окислитель — О 2.

• Al(-): 4 Al — 3 ē + 3Н 2О = Al(OH)3+ 3Н+ — процесс окисления;

Fe(+): 3 О 2 + 4 ēē + 2Н 2 О =

4 ОН — — процесс восстановления

4Al + 3О 2 + 6Н 2О = 4Al(OH)3

• Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

(-) Al/ Fе (+) ē

О 2 , Н 2О

Пример

2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда – влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н+ ), если нарушена сплошность покрытия.

• Схема гальванопары:

Fe / Н 2 О, О 2, Н+ / Sn

• Потенциалы: = — 0,44 B; = — 0,136 B;

= + 1,228 B.

Восстановитель – железо, окислитель – кислород.

• Fe(-): 2 Fe — 2ē = Fe 2+ – процесс окисления

Sn(+): 1 О 2 + 4 ē + 4Н+ =2Н 2О – процесс восстановления

2Fe + О 2 + 4Н+ = 2Fe 2+ + 2Н 2О

2Fe + О 2 + 4НCl = 2FeCl 2 + 2Н 2О

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

• Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

•

(-) Fe/ Sn (+) ē

О 2 , Н+

Пример

3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.

• Схема гальванопары: Al / КОН/ Fe

• Потенциалы: = -2,36 B; = — 0,874 B;

= — 0,827 B. Восстановитель — алюминий, окислитель — вода.

• Al(-): 2 Al — 3ē + 4OH — = AlO2— + 2H2O – процесс окисления

Fe(+): 3 2 H2O + 2 ē = 2 OH — + H2 – процесс восстановления

2 Al + 2 OH — + 2H2O = 2 AlO2— + 3 H2

2 Al + 2 КOH + 2H2O = 2КAlO2 + 3 H2

Разрушается алюминий.

• Направление перемещения электронов в системе:

(-) Al/ Fe (+) ē

H2O, KOH

Задание к подразделу 4.4

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (табл. П.7), укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

Номер задания Коррозионная среда

а) H2O + O2 б) NaOH + H2O в) H2O + Н+

321. Fe / Zn Zn / Al Pb / Zn

322. Fe / Ni Fe / Zn Al / Cu

323. Pb / Fe Cd / Cr Al / Ni

324. Cu / Zn Al / Cu Sn / Cu

325. Zn / Fe Fe / Cr Co / Al

326. Zn / Al Pb / Zn Cr / Ni

327. Cr / Cu Pb / Cr Bi / Ni

328. Cu / Al Cr / Zn Fe / Mg

329. Zn / Sn Mg / Cd Cr / Bi

330. Co / Mg Zn / Fe Pb / Al

331. Pb / Zn Bi / Ni Cd / Al

332. Bi / Ni Cu / Zn Fe / Ni

333. Fe / Mg Fe / Cu Co / Cd

334. Sn / Fe Pb / Zn Cr / Fe

335. Cr / Fe Fe / Mg Co / Cu

336. Fe / Cr Cr / Cu Cr / Cu

337. Fe / Cu Cd/ Zn Cd/ Zn

338. Zn / Cu Cr / Ni Cr / Cd

339. Mg / Cu Cr / Cd Zn / Al

340. Sn / Cu Bi / Ni Bi / Ni

4.5. Электролиз растворов

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов могут протекать процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

• катионов металла Ме n+ + nē = Me;

• катиона водорода (свободного или в составе молекул воды):

2H + + 2ē = H 2 ( в кислой среде) ;

2H2O + 2 ē =H 2+ 2 OH — ( в нейтральной и щелочной средах).

Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода (табл. П.6, П.7).

Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать с учетом перенапряжения, » — 1 В. Все металлы по своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы.

1. Активные металлы (Li — Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.

2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Fe, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Малоактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.

Анодные процессы

На аноде возможны процессы окисления:

• материала анода Ме — nē = Me n+

• молекул воды 2H2O — 4ē =О 2+ 4H +

• анионов солей

2Cl — — 2ē = Cl 2 NO2— — 2ē + H2O = NO3— + 2H +

Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом

элемента в высшей степени окисления (SO4 2—, NO3— и др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются.

С учетом перенапряжения величину потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8 В.

Пример

1. Электролиз водного раствора сульфата калия с инертными электродами:

K2SO4 = 2K + + SO42—

(-) Kатод K+ H2O (+) Aнод SO4 2— H2O

= — 2,92 B ; = -1 B. Сульфат-ионы не разряжаются.

Так как > , » 1,8 B.

происходит восстановление воды: 2H2O — 4ē = O2 + 4 H +

2H2O +2ē = H 2+ 2 OH —

среда щелочная среда кислая

Пример

2. Электролиз водного раствора хлорида олова с инертными электродами:

SnCl 2 = Sn 2+ + 2Cl —

(-) Kатод Sn 2 +, H2O (+) Aнод Cl —, H2O

= — 0,136 B ; = -1B. = 1,36 В ; » 1,8 B.

Так как > , Так как < , идет идет процесс восстановления процесс окисления ионов Сl -:

ионов олова: Sn 2+ + 2 ē = S n 2Cl — — 2 ē = Cl 2

Пример 3. Электролиз сульфата меди с медным анодом:

CuSO4 =Cu 2+ + SO42-

(-) Kатод Cu 2+ H2O (+) Aнод -Сu SO4 2— H2O

= + 0,34 B ; = -1 B. = + 0,34 B; » 1,8 B.

Так как > , Сульфат-ионы не разряжаются.

происходит восстановление Так как < ,

ионов меди: Cu 2+ +2ē = Cu анод растворяется: Cu — 2ē = Cu 2+

Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с законами, открытыми М. Фарадеем (1834).

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

где m — масса образовавшегося вещества , г;

М — молярная масса вещества, г/ моль;

n — количество электронов, участвующих в электродном процессе;

I — сила тока, А;

t — время электролиза, с;

F — константа Фарадея (96500 Кл/моль).

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу использют в виде ,

где V- объем газа, выделяющегося на электроде; V 0 — объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль).

Пример

4. Рассчитать массу олова и объем хлора при нормальных условиях, выделившихся при электролизе раствора хлорида олова с инертными электродами в течение 1 часа при силе тока 4А.

Решение.

Задание к подразделу 4.5

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ. Процессы на электродах обоснуйте значениями потенциалов (табл. П.6,7,8).

Составьте схемы электролиза с инертными электродами водных растворов предложенных соединений (отдельно два раствора) с инертными электродами либо растворимым анодом. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А.

341. LiBr; AgF 351. Al 2(SO4)3; NaCl

342. K3PO4; Pb(NO3)2 352. Cо(NO3)2; KI

343. Ba(NO3)2; SnSO4 353. NiSO4; NaNO2

344. Cr(NO3)3 ; CuCl 2 (с Сu анодом) 354. FeBr 2; NaOН

345. Ca(NO3)2; NiSO4 (c Ni анодом) 355. ZnCl 2; CoBr 2

346. K2CO3; CoSO4 356. NiSO4; MgCl 2

347. СоCl 2; HNO3 357. BeSO4; Ba(NO2)2

348. AgNO3; Ti 2(SO4)3 358. Mg(NO3)2; Na 2CO3

349. BaCl 2; Mn(NO3)2 359. KOH; ZnSO4

350. Pb(NO3)2; H2SO4 360. CaI2; Cr 2(SO4)3

5. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КАТАЛИЗ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ

361. Какие проблемы изучает коллоидная химия?

362. По каким принципам можно классифицировать дисперсные системы?

363. Что является основным признаком коллоидного состояния вещества?

364. Какими способами можно получить дисперсные системы?

365. Какова природа поверхностной энергии?

366. Что называется поверхностным натяжением?

367. В чем состоит причина термодинамической неустойчивости дисперсных систем?

368. Что называется адсорбцией? Чем обусловлено это явление?

369. Сформулируйте правило Панета – Фаянса. Приведите примеры.

370. В чем состоит сущность агрегативной устойчивости коллоидных систем?

371. Какой процесс называется коагуляцией? Перечислите основные виды коагуляции.

372. Чем обусловлена седиментационная устойчивость коллоидных систем?

373. Какие системы называют микрогетерогенными? По каким признакам они классифицируются?

374. Охарактеризуйте особенности суспензий, эмульсий, пен, аэрозолей (их классификацию, свойства и практическое значение).

375. Перечислите известные виды катализа. В чем состоят особенности каталитических процессов?

376. Кратко охарактеризуйте важнейшие промышленные каталитические процессы (синтез аммиака, получение серной и азотной кислот, крекинг и риформинг нефти).

377. Гомогенный катализ. Приведите примеры.

378. Гетерогенный катализ. Приведите примеры.

379. Какой катализ называется ферментативным? В чем состоят особенности ферментативного катализа?

380. Охарактеризуйте применение ферментативного катализа в промышленности: хлебопечение; квашение; сыроварение; производство кисломолочных продуктов; получение этанола, бутанола, ацетона.

381. Как из карбида кальция и воды можно получить винилацетат, применив реакцию Кучерова? Напишите уравнения реакций. Составьте схему полимеризации винилацетата.

382. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилхлорида.

383. Напишите уравнения реакций получения ацетилена, превращения ацети-лена в ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации акрилонитрила.

384. Какой общей формулой выражают состав этиленовых углеводородов? Какие химические свойства наиболее характерны для них? Что такое полимеризация, поликонденсация? Чем отличаются друг от друга эти реакции? Каковы различия в свойствах предельных и непредельных углеводородов? Составьте схемы образования каучука из дивинила и стирола. Что такое вулканизация?

385. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.

386. Какие соединения называют элементоорганическими, кремнийорганическими? Укажите важнейшие свойства кремнийорганических полимеров. Как влияет на свойства кремнийорганических полимеров увеличение числа органических радикалов, связанных с атомом кремния?

387. Напишите уравнение реакции дегидратации пропилового спирта. Составьте схему полимеризации полученного углеводорода.

388. Какие полимеры называют термопластичными, термореактивными? Приведите примеры.

389. Как получают в промышленности стирол? Приведите схему его полиме-ризации. Изобразите при помощи схем линейную, трехмерную структуры полимеров.

390. Какие полимеры называют стереорегулярными? Чем объясняется высокая температура плавления и значительно большая механическая прочность стереорегулярных полимеров по сравнению с нерегулярными полимерами?

391. Напишите формулу метакриловой кислоты. Какое соединение получается при взаимодействии ее с метиловым спиртом? Напишите уравнение реакции. Составьте схему полимеризации образующегося при этом продукта.

392. Какие углеводороды называют диеновыми? Приведите пример. Какой общей формулой выражают состав диеновых углеводородов? Составьте схему полимеризации одного из диеновых углеводородов.

393. Какие соединения называют олефинами? Приведите пример. Какой общей формулой выражают состав олефинов? Составьте схему полимеризации одного из олефинов.

394. Какие соединения называют аминокислотами? Напишите формулу про-стейшей аминокислоты. Составьте схему поликонденсации аминокапроновой кислоты. Как называют полимер, образующийся в результате этой реакции?

395. Напишите структурную формулу простейшей непредельной одноосновной кислоты и уравнение реакции взаимодействия этой кислоты с метиловым спиртом. Составьте схему полимеризации образовавшегося при этом продукта.

396. Какие соединения называют диолефинами? Составьте схему полимери-зации одного из диолефинов. Укажите три состояния линейных полимеров. Чем характеризуется переход из одного состояния в другое?

397. Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? Напишите структурную формулу этого углеводорода. Как называют процесс превращения каучука в резину? Чем по строению и свойствам различают каучук и резину?

398. Какие соединения называют аминами? Составьте схему поликонденсации адипиновой кислоты и гексаметилендиамина. Как называют полимер, образую-щийся в результате этой реакции?

399. Белки. Структура. Гидролиз. Приведите примеры.

400. Олигомеры синтетические и природные. Укажите основных представителей и области применения.

6. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ

Номер варианта – последние две цифры зачетной книжки

Номервари-анта Номера заданий

00 20, 40, 60, 80, 100, 120, 140, 160, 180, 200, 220, 240, 260, 280, 300, 320, 340, 360, 380, 400

01 1, 21, 41, 61, 81, 101, 121, 141, 161, 181, 201, 221, 241, 261, 281, 301, 321, 341, 361,381

02 2, 22, 42, 62, 82, 102, 122, 142, 162, 182, 202, 222, 242, 262, 282, 302, 322 ,342, 362,382

03 3, 23, 43, 63, 83, 103, 123, 143, 163, 183, 203, 223, 243, 263, 283, 303, 323, 343, 363,383

04 4, 24, 44, 64, 84, 104, 124, 144, 164, 184, 204, 224, 244, 264, 284, 304, 324, 344, 364,384

05 5, 25, 45, 65, 85, 105, 125, 145, 165, 185, 205, 225, 245, 265, 285, 305, 325, 345, 365,385

06 6, 26, 46, 66, 86, 106, 126, 146, 166, 186, 206, 226, 246, 266, 286, 306, 326, 346, 366,386

07 7, 27, 47, 67, 87, 107, 127, 147, 167, 187, 207, 227, 247, 267, 287, 307, 327, 347, 367,387

08 8, 28, 48, 68, 88, 108, 128, 148, 168, 188, 208, 228, 248, 268, 288, 308, 328, 348, 368,388

09 9, 29, 49, 69, 89, 109, 129, 149, 169, 189, 209, 229, 249, 269, 289, 309, 329, 349, 369,389

10 10, 30, 50, 70, 90, 110, 130, 150, 170, 190, 210, 230, 250, 270, 290, 310, 330, 350, 370,390

11 11, 31, 51, 71, 91, 111, 131, 151, 171, 191, 211, 231, 251, 271, 291, 311, 331, 351, 371,391

12 12, 32, 52, 72, 92, 112, 132, 152, 172, 192, 212, 232, 252, 272, 292, 312, 332, 352, 372,392

13 13, 33, 53, 73, 93, 113, 133, 153, 173, 193, 213, 233, 253, 273, 293, 313, 333, 353, 373,393

14 14, 34, 54, 74, 94, 114, 134, 154, 174, 194, 214, 234, 254, 274, 294, 314, 334, 354, 374,394

15 15, 35, 55, 75, 95, 115, 135, 155, 175, 195, 215, 235, 255, 275, 295, 315, 335, 355, 375,395

16 16, 36, 56, 76, 96, 116, 136, 156, 176, 196, 216, 236, 256, 276, 296, 316, 336, 356, 376,396

17 17, 37, 57, 77, 97, 117, 137, 157, 177, 197, 217, 237, 257, 277, 297, 317, 337, 357, 377,397

18 18, 38, 58, 78, 98, 118, 138, 158, 178, 198, 218, 238, 258, 278, 298, 318, 338, 358, 378,398

19 19, 39, 59, 79, 99, 119, 139, 159, 179, 199, 219, 239, 259, 279, 299, 319, 339, 359, 379,399

20 20, 22, 42, 62, 82, 102, 124, 144, 164, 186, 206, 226, 248, 268, 288, 320, 340, 360, 380,400

21 1, 23, 43, 63, 83, 103, 125, 145, 165, 187, 207, 227, 249, 269, 289, 301, 321, 341, 361, 381

22 2, 24, 44, 64, 84, 104, 126, 146, 166, 188, 208, 228, 250, 270, 290, 302, 322 ,342, 362, 382

23 3, 25, 45, 65, 85, 105, 127, 147, 167, 189, 209, 229, 251, 271, 291, 303, 323, 343, 363, 383

24 4, 26, 46, 66, 86, 106, 128, 148, 168, 190, 210, 230, 252, 272, 292, 304, 324, 344, 364, 384

25 5, 27, 47, 67, 87, 107, 129, 149, 169, 191, 211, 231, 253, 273, 293, 305, 325, 345, 365, 385

26 6, 28, 48, 68, 88, 108, 130, 150, 170, 192, 212, 232, 254, 274, 294, 306, 326, 346, 366, 386

27 7, 29, 49, 69, 89, 109, 131, 151, 171, 193, 213, 233, 255, 275, 295, 307, 327, 347, 367, 387

28 8, 30, 50, 70, 90, 110, 132, 152, 172, 194, 214, 234, 256, 276, 296, 308, 328, 348, 368,388

29 9, 31, 51, 71, 91, 111, 133, 153, 173, 195, 215, 235, 257, 277, 297, 309, 329, 349, 369, 389

30 10, 32, 52, 72, 92, 112, 134, 154, 174, 196, 216, 236, 258, 278, 298, 310, 330, 350, 370, 390

31 11, 33, 53, 73, 93, 113, 135, 155, 175, 197, 217, 237, 259, 279, 299, 311, 331, 351, 371, 391

32 12, 34, 54, 74, 94, 114, 136, 156, 176, 198, 218, 238, 260, 280, 300, 312, 332, 352, 372, 392

33 13, 35, 55, 75, 95, 115, 137, 157, 177, 199, 219, 239, 241, 261, 281, 313, 333, 353, 373, 393

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для вузов /Н. В. Коровин. – 3-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.

2. Угай А.Я. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов /А.Я.Угай. – 4-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2000. – 527 с.

3. Гельфман М.И. Химия: учебник для студентов, обучающихся по техни-ческим специальностям и направлениям / М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. –

3-е изд., стер. – СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2003. – 480 с.

4. Глинка Н.Л. Общая химия: учебное пособие для вузов /Н.Л.Глинка; под ред. А.И. Ермакова. – 30-е изд. испр. – М.: Интеграл-ПРЕСС, 2004. – 728 с.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехимических специальностей /Н.Л.Глинка; под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубинной. – 26-е изд.испр. – М.: Интеграл–ПРЕСС, 2004. – 204 с.

6. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А. Равделя, А.М. Пономаревой. – Л.: Химия, 1986. – 232 с.

7. Химия: конспект лекций /О.А. Антропова Р.Н. Лебедева, Е.А. Никоненко. – Екатеринбург: УМЦ УПИ, 2000. – 43 с.

8. Химия: краткий конспект лекций для студентов заочной формы обучения и представительств УГТУ–УПИ /С.Д.Ващенко [и др.].

– Екатеринбург: УГТУ – УПИ, 2003. – 43 с.

7. ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

Тема: « КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»

Индивидуальные химические вещества могут быть простыми и сложными. Все простые вещества условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят: H, He, B, C, N, O, F, Ne, Si, P, Sb, Cl, Ar, As, Se, Br, Kr,Te, I, Xe, Rn. Остальные элементы проявляют металлические свойства.

Сложные неорганические вещества делят на классы, основными из которых являются оксиды, гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гидроксиды), соли. Деление сложных веществ на классы основано на сходстве химических свойств.

3.1 Оксиды

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления –

2. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Из несолеобразующих оксидов (их немного) невозможно получить соли. К ним относятся, например, NO – оксид азота (11), NO2 – оксид азота (1V), СО – оксид углерода (11).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления +1, +2. Например, Na 2O – оксид натрия, СаО – оксид кальция, FeO – оксид железа (11), MnO – оксид марганца (11).

Основным оксидам соответствуют основания: NaOH, Са(ОН)2, Fe(OH)2, Mn(OH)2.

Амфотерные оксиды – это cоединения, которые проявляют свойства основных и кислотных оксидов. Они образованы металлами в степени окисления + 2, + 3, + 4. К ним относятся: BeO, ZnO, SnO, PbO, Al 2O3, Cr 2O3, Fe 2O3, SnO2, PbO2, MnO2, TiO2 и др. Им соответствуют амфотерные гидроксиды: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)4 ,Mn(OH)4 , Ti(OH)4.

Кислотные оксиды: это оксида неметаллов и металлов со степенью окисления + 6, +7. Например, СО 2 – оксид углерода (1V), N2O5 – оксид азота (V), Mn 2O7 – оксид марганца (VII), CrO3 – оксид хрома (VI).

Этим оксидам соответсвуют кислоты: H2CO3 , HNO3, HMnO4, H2CrO4, H2Cr 2O7.

3.1.1 Химические свойства основных оксидов

• Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов растворяются в воде:

K2O + H2O = 2KOH ; CaO + H2O = Ca(OH)2

оксид гидроксид ; оксид гидроксид

калия калия ; кальция кальция

• основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидаси и кислотами с образованием солей:

CaO + SiO2 = CaSiO3 ; BaO + H2SO4 = BaSO4 + H2O

соль – силикат кальция ; соль – сульфат бария

• Основные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

K2O + ZnO = K2ZnO2 ; K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O

соль – цинкат калия ; соль – цинкат калия

3.1.2 Химические свойства кислотных оксидов

• Кислотные оксиды растворяются в воде (кроме песка SiO2) с образованием кислот:

SO2 + H2O = H2SO3 ; Mn 2O7 + H2O = 2HMnO4

сернистая кислота ; марганцовая кислота

Формулу кислоты, соответствующей кислотному оксиду, можно найти, записав реакцию взаимодействия оксида с водой. Если индексы у атомов элементов, входящих в состав молекулы кислоты оказываются кратными какому — либо числу, то при записи простейшей формулы индексы сокращают на это число, а его записывают перед формулой кислоты:

N2O5 + H2O = H2N2O6 = 2HNO3 ; Br 2O5 + H2O = H2Br 2O6 =HBrO3

азотная кислота ; бромноватая кислота

• Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями:

CO2 + Na 2O = 2 Na 2CO3 ; CO2 + 2NaOH = Na 2CO3 + H2O

Na 2CO3 — соль – карбонат натрия;

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + H2O

соль – ортофосфат калия

• Кислотные оксиды реагируют с амфотерными оксидами и гтдроксидами:

SO3 + ZnO = ZnSO4 ; SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O

ZnSO4 — соль – сульфат цинка

3.1.3 Химические свойства амфотерных оксидов

• Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, проявляя свойства основных оксидов:

Cr 2O3 + 3SO3 = Cr 2(SO4)2; ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H2O

• Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, проявляя свойства кислотных оксидов:

BeO + K2O = K2BeO2 ; BeO + 2KOH = K2BeO2 + H2O

3.2 Гидроксиды

Гидроксиды обычно рассматривают как продукты взаимодействия оксидов с водой независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только косвенным путем (например, реакцией обмена соли со щелочью).

Основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты, амфотерным оксидам – амфотерные гидроксиды.

3.2.1 Химические свойства оснований

Основаниями называют вещества, которые состоят из катиона металла и гидроксогрупп (ОН), которые могут замещаться на кислотные остатки. Общая формула оснований Ме(ОН)n ,где n = 1,2. Например: NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2. Растворимые в воде основания называют щелочами.

• Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H2O ; Ca(OH)2 + CO2= CaCO3

• Основания реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

2NaOH + Al 2O3 = 2NaAlO2 + H2O; NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

• Щелочи реагируют с некоторыми солями с образованием нерастворимых оснований:

NiCl 2 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + 2NaCl

• При нагревании в отсутствии воздуха некоторые основания разлагаются на оксид металла и воду:

Ni(OH)2 = NiO + H2O

3.2.2 Химические свойства кислот

Кислотами называют соединения, в состав которых входят ионы водорода, способные замещаться на катионы металла, и анионы кислот (SO42–, CO32–, Cl–, PO43–, NO3– и т.д.).

Различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты. Бескислородными кислотами являются водные растворы некоторых водородных соединений элементов (неметаллов VI, VII групп периодической системы элементов: HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te), а также HSCN, HCN.

Кислородсодержащие кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде, поэтому их относят классу гидроксидов:

SO2 + H2O = H2SO3; N2O3 + H2O = 2HNO2; P2O5 + 3 H2O = 2H3PO4. Кислородсодержащие кислоты имеют общую формулу HхЭОу.

• Кислоты взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами. При этом образуются соль и вода:

H2SO4 + СuO = CuSO4 + H2O; H2SO4 + Сu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O;

• Кислоты реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O; 2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

• Кислоты взаимодействуют с солями, если в результате образуется нерастворимое соединение:

BaCl 2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O

• При нагревании некоторые кислородсодержащие кислоты разлагаются на воду и кислотный оксид:

H2SiO3 = SiO2 + H2O

3.2.3 Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды обладают основными и кислотными свойствами, поэтому для них характерны химические взаимодействия перечисленные выше для кислот и оснований.

3.3 Cоли

При взаимодействии соединений основного характера с соединениями кислотного характера образуются соли. По составу различают следующие типы солей: средние, кислые и основные соли.

Средняя соль – это продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты ионами металла или гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. Например, Na 2S, CuSO4.

3.3.1 Способы получения кислых солей

Кислая соль – продукт неполного замещения ионов водорода в молекуле многоосновной кислоты ионами металла: NaHS – гидросульфид натрия, Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция.

Кислые соли получают:

• действием на кислоту недостатком основания;

H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O

недостаток

• взаимодействием кислотного оксида с основанием:

СO2 + NaOH = NaHCO3

• взаимодействием средней соли с кислотой:

Na 2CO3 + H2CO3 = 2 NaHCO3;

Na 2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl.

Для перевода кислой соли в среднюю нужно добавить раствор щелочи, чтобы связать ион водорода, присутствующий в составе кислой соли, гидроксогруппой в молекулу воды:

NaHCO3 + NaOH = Na 2CO3 + H2O

3.3.2 Способы получения основных солей

Основная соль – продукт неполного замещения гидроксогрупп в молекуле многокислотного основания кислотными остатками: MgOHCl – гидроксохлорид магния, (CuOH)2SO4 – гидроксосульфат меди (II).

Основные соли получают:

• взаимодействием основания с недостатком кислоты:

2Cu(OH)2 + Задание 1= (CuOH)2SO4

• взаимодействием средней соли с основанием того же металла:

Cu(OH)2 + CuSO4 = (CuOH)2SO4

Для перевода основной соли в среднюю нужно подействовать раствором кислоты, для того чтобы связать гидроксогруппу основной соли ионами водорода кислоты в молекулу воды:

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H2O

Таблица П.2

Названия некоторых кислот и их солей

Кислота Название солей

Название Формула

Азотистая HNO2 Нитриты

Азотная HNO3 Нитраты

Бромоводородная НBr Бромиды

Дихромовая H2Cr 2O7 Дихроматы

Иодоводородная HI Иодиды

Кремниевая H2SiO3 Силикаты

Марганцовая HMnO4 Перманганаты

Сероводородная H2S Сульфиды

Сернистая H2SO3 Сульфиты

Серная H2SO4 Сульфаты

Тиоциановодородная HCNS Тиоцианаты

Угольная H2CO3 Карбонаты

Уксусная CH3COOH Ацетаты

Фосфорная H3PO4 Фосфаты

Фтороводородная HF Фториды

Хлороводородная

(соляная) HCl Хлориды

Хлорноватистая HClO Гипохлориты

Хлористая HClO2 Хлориты

Хлорноватая HСlO3 Хлораты

Хлорная HСlO4 Перхлораты

Хромовая H2CrO4 Хроматы

Циановодородная HCN Цианиды

Таблица П.3

Растворимость кислот, оснований и солей в воде

Катионы Анионы

OH– Br– ; Cl– CO32– S2– SiO32– SO32– SO42– PO43– CH3COO–

H + Р Р Р Н Р Р Р Р

Ag+ -*- Н Н Н Н Н Н Н Р

Al 3+ Н Р -*- -*- Н -*- Р Н Р

Ba 2+ Р Р Н Р Н Н Н Н Р

Be 2+ Н Р Н -*- -*- -*- Р Н Н

Bi 3+ Н -*- Н Н -*- Н Р Н Р

Ca 2+ Н Р Н Р Н Н Н Н Р

Cd 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Co 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Cr 3+ Н Р -*- -*- Н -*- Р Н Р

Cu 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Fe 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Fe 3+ Н Р -*- -*- Н -*- Р Н Р

Hg 2+ -*- Н; Р Н -*- -*- Н -*- Н Р

Mg 2+ Н Р Н -*- Н Н Р Н Р

Mn 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

NН 4+ Р Р Р Р -*- Р Р Р Р

Ni 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Pb 2+ Н Н Н Н Н Н Н Н Р

Sn 2+ Н Р -*- Н -*- -*- Р Н -*-

Sr 2+ Р Р Н Р Н Н Н Н Р

Zn 2+ Н Р Н Н Н Н Р Н Р

Примечание.

Р – растворимые, Н – нерастворимые, -*- в водных растворах не существуют.

Внимание! Гидроксиды и соли, образованные катионами K+, Na+,

а также соли азотной кислоты (анион NO3–) растворимы.

Таблица П.5

Ряд активности металлов

Ox/Red j 0, В

Ox/Red j 0, В Ox/Red j 0, В

Li+/ Li -3,04 Mn 2+/Mn -1,17 2H+/H2 0,00

K+/K -2,92 V3+/V -0,87 Sb 3+/Sb +0,24

Rb+/ Rb -2,92 Zn 2+/Zn -0,76 Ge 2+/Ge +0,25

Cs+/Cs -2,92 Cr 3+/Cr -0,74 Bi 3+/Bi +0,31

Ba 2+/Ba -2,91 Ga 3+/Ga -0,53 Cu 2+/Cu +0,34

Sr 2+/Sr -2,89 Fe 2+/Fe -0,44 Cu+/Cu +0,52

Ca 2+/Ca -2,84 Cd 2+/Cd -0,40 Rh3+/Rh +0,76

Na+/Na -2,71 In 3+/In -0,34 Ag+/Ag +0,80

La 3+/La -2,38 Tl+/Tl -0,34 Os 2+/Os +0,85

Mg 2+/Mg -2,36 Co 2+/Co -0,28 Hg 2+/Hg +0,85

Be 2+/Be -1,97 Ni 2+/Ni -0,26 Pd 2+/Pd +0,91

Al 3+/Al -1,66 Mo 3+/Mo -0,20 Ir 3+/Ir +1,16

Ti 2+/Ti -1,63 Sn 2+/Sn -0,14 Pt 2+/Pt +1,19

Ti 3+/Ti -1,21 Pb 2+/Pb -0,13 Au 3+/Au +1,52

V2+/V -1,18 Fe 3+/Fe 0,04 Au+/Au +1,83

Таблица П.6

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем.

Окисленная

форма

Восстанов-ленная форма j 0, В Окислен-ная форма Восстанов-ленная форма j 0, В

Br 2

2Br — +1,09 MnO4- MnO42- +0,56

BrO3-

Br — +0,61 MnO4- Mn 2+ +1,52

Cl 2

2Cl — +1,36 NO3- NO2- +0,84

ClO3-

Cl — +1,19 NO3- NH4+ +0,87

ClO4-

ClO3- +1,21 SO42- SO32- +0,2

ClO4-

Cl — +1,28 SeO42- SeO32- +0,05

Cr 3+

Cr 2+ -0,41 Sn 4+ Sn 2+ +0,15

Cr 2O72-

2Cr 3+ +1,33 Ti 3+ Ti 2+ -0,37

2F — +2,77 TiO2+ Ti 3+ +0,12

Fe 3+

Fe 2+ +0,77 TiO2+ Ti -0,89

FeO42- Fe 3+

>+1,9 V3+ V2+ -0,25

J2 2J –

+0,54 VO2+ V3+ +0,34

JO3- J — +1,08

VO43- VO+ +1,26

Таблица П.7

Окислительно-восстановительные потенциалы

водорода, кислорода и некоторых металлов в разных средах

1н. кислота

(рН=0) Вода

(рН=7) 1н. щелочь

(рН=14)

Ox/Red j 0, В Ox/Red j, В Ox/Red j 0, В

2H+/H2

0,00 2H2O/H2 -0,41 2H2O/H2 -0,83

O2/2H2O

+1,22 O2/4OH- +0,81 O2/4OH- +0,40

Al 3+/Al

-1,66 Al(OH)3/Al -1,88 AlO2-/Al -2,36

Bi 3+/Bi

+0,31 BiO+/Bi -0,04 Bi 2O3/Bi -0,45

Cd 2+/Cd

-0,40 Cd(OH)2/Cd -0,41 Cd(OH)2/Cd -0,82

Co 2+/Co

-0,28 Co(OH)2/Co -0,32 Co(OH)2/Co -0,73

Cr 3+/Cr

-0,74 Cr(OH)3/Cr -0,93 CrO2-/Cr -1,32

Cu 2+/Cu

+0,34 Cu(OH)2/Cu +0,19 Cu(OH)2/Cu -0,22

Fe 2+/Fe

-0,47 Fe(OH)2/Fe -0,48 Fe(OH)2/Fe -0,88

Mg 2+/Mg

-2,36 Mg(OH)2/Mg -2,38 Mg(OH)2/Mgl -2,69

Ni 2+/Ni

-0,26 Ni(OH)2/Ni -0,30 Ni(OH)2/Ni -0,72

Pb 2+/Pb

-0,13 Pb(OH)2/Pb -0,14 PbO22-/Pb -0,54

Sn 2+/Sn

-0,14 Sn(OH)2/Sn -0,50 SnO22-/Sn -0,91

Zn 2+/Zn

-0,76 Zn(OH)2/Zn -0.81 ZnO22-/Zn -1,22

Х И М И Я

Составители Ващенко Сергей Дмитриевич

Никоненко Евгения Алексеевна

Колесникова Мария Петровна

Титов Николай Михайлович

Редактор О.В.Байгулова

Компьютерный набор С.Д Ващенко

Подписано в печать 30.07.09 Формат 60х 84 1/16

Бумага писчая Плоская печать Усл. печ. л.

Уч.-изд. л. Тираж Заказ Цена «С»

Редакционно- издательский отдел ГОУ ВПО УГТУ-УПИ

620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19

Ризография НИЧ ГОУ ВПО УГТУ-УПИ

620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19

ОГЛАВЛЕНИЕ

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ……………………………………… 3

1. СТРОЕНИЕ АТОМОВ……………………………………………………….. 4

2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ……………………. 5

2.1. Термодинамический метод рассмотрения химических процессов…….. 5

2.2. Скорость химических процессов…………………………………………… 8

2.3. Химическое равновесие……………………………………………………. 10

3. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ……………………………………………… 13

3.1. Концентрация растворов…………………………………………………… 13

3.2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения…… 20

3.3. Гидролиз солей……………………………………………………………… 23

4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ…………….. 24

4.1. Окислительно-восстановительные реакции………………………………. 24

4.2. Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей… 28

4.3. Гальванические элементы………………………………………………….. 30

4.4. Электрохимическая коррозия металлов………………………………….. 32

4.5. Электролиз растворов………………………………………………………. 35

5. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КАТАЛИЗ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ………………………………………..

6. ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ………………………………… 39

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК………………………………………….. 41

ПРИЛОЖЕНИЕ. СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ……………………………… 42

Выдержка из текста

Общая химия

Список использованной литературы

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.

2. Грандберг И. И. Органическая химия. – М.: Дрофа, 2002. – 672 с.

3. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая хи-мия. Учебник для вузов. – М.: Химия, 1992. – 592 с.

4. Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. – М.: КолосС, 2008. – 352 с.

5. Щукин Е. Д., Перцов А. В., Амелина Е. А. Коллоидная химия. – М.: Юрайт, 2013. – 448 с.

Пример готовой контрольной работы по предмету: Химия

Содержание

Выдержка из текста

Список использованной литературы

Похожие работы