close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

199.Сергуткина О.Р. Химия

код для вставкиСкачать
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Воронежский государственный архитектурно-строительный университет»
О.Р. Сергуткина, О.В. Артамонова, Г.Г. Кривнева
ХИМИЯ
Учебное пособие
для иностранных слушателей
подготовительного отделения
Под общей редакцией О.Р. Сергуткиной
2-е издание, переработанное и дополненное
Воронеж 2013
1
УДК 54.00
ББК 24.1
С123
Рецензенты:
кафедра химии
Воронежской государственной лесотехнической академии;
В.А. Кузнецов, доктор химических наук,
профессор кафедры высокомолекулярных соединений и коллоидов
Воронежского государственного университета
С123
Сергуткина, О. Р.
Химия : учеб. пособие для иностранных слушателей подготовительного отделения / О.Р. Сергуткина, О.В. Артамонова,
Г.Г. Кривнева ; под общ. ред. О.Р. Сергуткиной; Воронежский
ГАСУ. – 2-е изд., перераб. и доп. – Воронеж, 2013. − 92 с.
Представлено шесть тем курса «Химия». В каждой теме изложены основные теоретические положения, рассмотрены типовые примеры, предложены
упражнения для самостоятельного выполнения, приводятся теоретические вопросы и типовые задачи к контрольным работам. Дана подборка слов и словосочетаний на русском и английском языках.
Учебное пособие предназначено для аудиторной и самостоятельной работы иностранных слушателей подготовительного отделения. Имеет основной
дидактической целью формирование у обучаемых слушателей навыков владения химической терминологией на русском языке.
Ил. 20. Табл. 30. Библиогр.: 3 назв.
УДК 54.00
ББК 24.1
Рекомендовано научно-методическим советом Воронежского ГАСУ
© О.Р. Сергуткина, О.В. Артамонова,
Г.Г. Кривнева, 2013
© Воронежский ГАСУ, 2013
ISBN 978-5-89040-463-3
2
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение
Тема 1. Основные понятия атомно-молекулярной теории
1.1. Атомы, молекулы, простые и сложные вещества. Моль,
молярная масса …………………………………………………..
1.2. Молярный объём. Абсолютная и относительная плотность
1.3. Валентность и составление химических формул …………
1.4. Расчёты по уравнениям химических реакций ……………..
1.5. Контрольные задания ………………………………………..
Тема 2. Строение вещества
2.1. Строение атома ………………………………………………
2.2. Периодический закон и периодичность изменения
свойств элементов …………………………………………...
2.3. Химическая связь и строение простых молекул …………..
2.3.1. Ковалентная связь ……………………………………..
2.3.2. Ионная связь …………………………………………..
2.4. Контрольные задания ………………………………………..
Тема 3. Химическая кинетика и равновесие
3.1. Химическая кинетика ……………………………………….
3.2. Химическое равновесие и его смещение ………………….
3.3. Контрольные задания ………………………………………..
Тема 4. Основные классы неорганических соединений
4.1. Оксиды и гидроксиды ..…………………………………….
4.2. Соли …………………………………………………..
4.3. Принцип кислотно-основного взаимодействия …………...
4.4. Контрольные задания ………………………………………..
Тема 5. Растворы электролитов
5.1. Электролитическая диссоциация …………………………..
5.2. Ионно-молекулярные уравнения реакций …………………
5.3. Диссоциация воды. Водородный показатель рН ………….
5.4. Гидролиз солей ………………………………………………
5.5. Контрольные задания ………………………………………
Тема 6. Электрохимические системы
6.1. Химическая активность металлов ………………………….
6.2. Гальванический элемент ……………………………………
6.3. Коррозия и защита металлических конструкций …………
6.4. Электролиз ……………………………………………………
6.5. Контрольные задания ………………………………………..
Заключение
Библиографический список
Приложение 1. Творческое задание слушателю ………………………
Приложение 2. Тексты и задания к зачёту …………………………….
3
4
5
6
8
10
11
13
14
15
18
25
27
29
32
34
34
39
43
44
45
49
51
53
53
55
58
60
61
63
64
64
68
70
76
81
82
82
83
84
ВВЕДЕНИЕ
Учебное пособие предназначено для иностранных слушателей подготовительного отделения. Основная цель занятий – подготовка слушателей к изучению химии в университете на русском языке. В соответствии с государственными требованиями к минимуму содержания и уровню подготовки по общеобразовательным дисциплинам выпускник подготовительного отделения должен
владеть языком химии как средством получения и владения учебной информации во всех видах речевой деятельности: чтении, слушании, говорении и письме.
Полнота и сложность изложенного материала зависят от поставленной
цели. По меньшей мере, не ставится задача систематического изучения химии.
Занятия по химии идут на фоне ещё недостаточного владения слушателем русским языком. В связи с этим использованы некоторые дидактические приёмы.
Каждая тема снабжена подборкой слов и словосочетаний для справок на
русском и английском языках. Имеется свободная графа, куда слушатель может
вписать значение слова на родном языке. Материал, по возможности, изложен
простыми словами, короткими предложениями.
Предполагается изучение материала небольшими смысловыми фрагментами
с объяснением преподавателем, чтением текстов студентами, рассмотрением примеров и выполнением упражнений.
Для лучшего усвоения материала имеются домашние задания. Проверка домашних заданий проводится на следующем занятии. В каждой теме разработаны
контрольные теоретические вопросы, а также задачи и упражнения. Они являются типовыми и подготавливают слушателей к контрольным работам и итоговому зачёту.
Занятия делятся на шесть тем: атомно-молекулярная теория, строение
вещества, закономерности протекания химических процессов, классы неорганических соединений, свойства растворов и электрохимические процессы.
Нумерация примеров, упражнений и домашних заданий осуществлена в
пределах каждой темы, нумерация рисунков – сквозная.
В настоящем издании пособие подвергнуто переработке, как по форме,
так и по содержанию. Предыдущее издание было осуществлено в виде рабочей
тетради, 2-е – издано в традиционном виде, дополнены перечни слов и словосочетаний. Отредактирована часть упражнений, примеров и контрольных заданий, введены дополнительные иллюстрации. Внесены изменения в теоретическую часть пособия.
Добавлены приложения: 1) творческое задание, как один из видов самостоятельной работы слушателя, 2) тексты и задания к зачёту.
Темы 1 и 2 написаны О.В. Артамоновой, темы 3 – 5 − О.Р. Сергуткиной,
тема 6 – Г.Г. Кривневой. Перечень слов и словосочетаний подготовлен О.В. Артамоновой.
Общее редактирование пособия осуществлено О.Р. Сергуткиной.
4
Тема 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЙ ТЕОРИИ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 1.1.
Таблица 1.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Абсолютная плотность газа
Атом
Валентность
Вещество
Зависимость
Заряд ядра
Количество вещества
Меньше (больше)
Молекула
Моль
Молярная масса
Молярный объём
Название элемента
Наименьшая
Нормальные условия (н.у.)
Относительная атомная масса
Относительная
молекулярная масса
Относительная плотность
Отрицательный (положительный)
Переменная
Периодическая система
Постоянная
Постоянная Авогадро
Превращение веществ
Произведение валентности
Составляем пропорцию
Простые вещества
Свойства
Символ
Сложные вещества
Соединения
Состав
Степень окисления
Тяжелее
Упражнение
Химическая связь
Химический элемент
Частица
Число химических связей
Формула химическая
Английский язык
Gas density
Atom
Valency
Substance
Dependence
Charge of the nucleus
Amount of substance
Less (larger)
Molecule
Mole
Molar weight
Molar volume
Name of the element
The smallest
Normal condition
Atomic weight
Relative
Molecular weight
Relative density
Negative (positive)
Variable
Periodic system
Constant
Avogadro constant
Transformation of substances
The product of the valence
In the ratio of
Simple substances
Properties
Symbol
Сomplex substances
Compound
Composition
Oxidation state
Heavier
Exercise
Chemical bond
Chemical element
Particle
Number of chemical bonds
Chemical formula
5
Родной язык
1.1. АТОМЫ, МОЛЕКУЛЫ, ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА.
МОЛЬ, МОЛЯРНАЯ МАССА
Химия изучает вещества, их свойства и превращения одних веществ в
другие. Согласно атомно-молекулярной теории химические вещества состоят
из атомов и молекул.
Молекулы состоят из атомов. Атом и молекула – это частицы, у которых суммарный заряд равен нулю. Молекула – наименьшая частица данного
вещества, которая обладает его основными химическими свойствами. Атом –
это наименьшая частица химического элемента, которая сохраняет все свойства
данного элемента. Химический элемент – это вид атомов, у которых величина
заряда ядра одинаковая. Каждый элемент имеет свое название и свой химический знак (символ).
В таблице 1.2 приведены элементы, которые наиболее часто используются
при изучении химии. Даны их химические символы, названия (на английском и
русском языках) и произношение при чтении в формулах на русском языке.
Упражнение 1.1. Запишите символы следующих элементов: кремния,
алюминия, углерода, меди. Укажите, какие из них относятся к металлам, какие
– к неметаллам.
Упражнение 1.2. Назовите на русском языке следующие химические элементы: Fе, Na, K, Cl, F, Cu, Mn, Au, Ag, H, Hg, Cr, Zn, N, Pb, S, Cd, P, Ni, Co.
Вещества могут быть простыми и сложными. Вещества, молекулы которых состоят из одинаковых атомов (атомов одного элемента), называются простыми. Названия простых веществ совпадают с названиями элементов, которые их образовали. Например: S – сера, N – азот, О2 – кислород, Fe – железо, Cu
– медь. Сложные вещества – это вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов (серная кислота – H2SO4, хлорид натрия – NaCl ).
Состав молекул простых и сложных веществ изображается при помощи
химических формул.
Пример 1.1. Молекула воды имеет формулу H2O. Она состоит из двух
атомов водорода (H) и одного атома кислорода (О). Серная кислота H2SO4 – из
двух атомов водорода, одного атома серы и четырех атомов кислорода.
Упражнение 1.3. Укажите, какие из перечисленных веществ являются
простыми, какие – сложными: N2, СО2, NH3, Fе, (NH4)2SO4, Pb.
Моль – это количественная характеристика вещества. Моль – количество
вещества (ν), которое содержит столько частиц (атомов, молекул), сколько содержится атомов в 0, 012 кг углерода -12 .
1 моль любого вещества содержит 6,02.1023 структурных единиц (атомов,
молекул и других частиц). Это число называется постоянной Авогадро, или
числом Авогадро и обозначается
NА= 6,02.1023 моль1.
6
Таблица 1.2
Химические символы элементов, их название и чтение в химических формулах
Химический символ
и порядковый номер
в периодической
системе
Li – (3)
Na – (11)
К – (19)
Cu – (29)
Ag – (47)
Zn – (30)
Hg – (80)
Ве – (4)
Mg – (12)
Са – (20)
Ва – (56)
Al – (13)
Sc – (21)
Ti – (22)
V – (23)
Cr – (24)
Mn – (25)
Fe – (26)
Ni – (28)
Sn – (50)
Pb – (82)
Pt – (78)
С – (6)
Н – (1)
N – (7)
О – (8)
В – (5)
F – (9)
Si – (14)
Br – (35)
Cl – (17)
I – (53)
Р – (15)
Название элемента
русское
английское
МЕТАЛЛЫ
Чтение в химических формулах
на русском языке
Литий
Lithium
Литий
Натрий
Sodium
Натрий
Калий
Potassium
Калий
Медь
Copper
Купрум
Серебро
Silver
Аргентум
Цинк
Zinc
Цинк
Ртуть
Mercury
Гидраргирум
Бериллий Beryllium
Бериллий
Магний
Magnesium Магний
Кальций
Calcium
Кальций
Барий
Barium
Барий
Алюминий Aluminum
Алюминий
Скандий
Scandium
Скандий
Титан
Titanium
Титан
Ванадий
Vanadium
Ванадий
Хром
Chromium
Хром
Марганец Manganese
Марганец
Железо
Iron
Феррум
Никель
Nickel
Никель
Олово
Tin
Станнум
Свинец
Heads
Плюмбум
Платина
Platinum
Платина
НЕМЕТАЛЛЫ
Углерод
Platinum
Цэ
Водород
Hydrogen
Аш
Азот
Nitrogen
Эн
Кислород Oxygen
О
Бор
Boron
Бор
Фтор
Fluorine
Фтор
Кремний
Silicon
Силициум
Бром
Bromine
Бром
Хлор
Chlorine
Хлор
Йод
Iodine
Йод
Фосфор
Phosphorus Пэ
7
на родном языке
Молярная масса (М, г/моль) – это масса одного моля вещества, выраженная в граммах. Молярная масса численно равна его относительной
атомной (Ar) или относительной молекулярной (Mr) массе. М равна отношению массы вещества (m) к его количеству (ν):
m
M= .
(1.1)
ν
Пример 1.2. Аr (С) = 12, М (С) = 12 г/моль = 0,012 кг/моль,
Mr (H2O) = 18, М (H2O) = 18 г/моль = 0,018 кг/моль,
Mr (H2 SO4) = 98, М (H2SO4) =98 г/моль = 0,098 кг/моль.
Пример 1.3. Вычислите массу 5-и молей фосфорной кислоты H3 РO4.
Решение. Относительная
молекулярная масса фосфорной кислоты
H3 РO4 равна 98:
Mr(H3 РO4) = 3·Ar(H) + Ar(P) + 4·Ar(O) = 3·1 + 31 + 4·16 = 98.
Молярная масса M(H3РO4) = 98 г/моль, т.к. численно она равна относительной молекулярной массе.
Молярная масса – это масса одного моля вещества, следовательно,
1 моль H3РO4 имеет массу 98 г,
5 молей H3РO4 имеют массу – х.
х = 5·98 = 490 (г),
или, так как М = m:ν, то m = М·ν = 98 г/моль·5 моль = 490 г.
Упражнение 1.4. Вычислите массу, которую имеют 2,5 моля СО2.
Домашние задания
Задание 1.1. Запишите символы следующих элементов:
а) серы, углерода, железа, никеля;
б) серебра, лития, калия, натрия, фтора.
Укажите, какие из них относятся к металлам, какие – к неметаллам.
Задание 1.2. Укажите, какие из перечисленных веществ являются простыми, какие – сложными: Са, SO3, НNО3, Fe2(SO4)3, H2SO4, NH3, O2.
Задание 1.3. Пользуясь периодической системой элементов, рассчитайте
относительные молекулярные массы веществ: Fe2(SO4)3, NH4 NO3, Са(ОН) 2.
Задание 1.4. Вычислите массу 5-и молей SО2 .
Задание 1.5. Рассчитайте, какое количество вещества (ν) содержат: 112 г
железа; 7,4 г Са(ОН)2.
1.2. МОЛЯРНЫЙ ОБЪЁМ. АБСОЛЮТНАЯ И ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПЛОТНОСТЬ
Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р, Т) содержится одинаковое число молекул.
Первое следствие закона Авогадро. 1 моль любого газа при нормальных
условиях (н.у.) Т = 273 K и р = 101,3 кПа занимает объем, равный 22,4 л.
Объем, занимаемый одним молем газа, называется молярным объемом (Vm):
8
Vm = 22,4 л /моль = 22,4 м3/кмоль.
Молярный объем связан с объемом газа (V) и его количеством (ν) соотношением:
V
Vm = , л / моль
(1.2)
ν
Второе следствие закона Авогадро: относительная плотность одного газа (1) по другому (2) – (D2(1)) равна отношению их молярных масс:
D 2 (1) =
M1
.
M2
(1.3)
Зная молярную массу одного газа и его относительную плотность по другому газу, можно вычислить молярную массу второго газа по формуле (1.3).
Пример 1.4. Рассчитайте, какой объем при н.у. (нормальных условиях)
занимают 13,2 г СО2 .
Решение. Mr(СО2) =12+2·16=44, М(СО2) = 44 г/моль, Vm = 22,4 л/моль.
Составляем пропорцию, зная, что 1 моль любого газа при н.у. занимает
объем 22,4 л, и решаем ее:
1 моль (СО2), или 44,0 г (СО2) занимают объём 22,4 л,
13,2 г (СО2) занимают объём х л.
х = (13,2г . 22,4л) : 44 г = 6,72 л.
Ответ: 13,2 г СО2 при н.у. занимают объем 6,72 л.
Упражнение 1.5. Имеется 11,2 г N2 и 11,2 г СО. Рассчитайте объёмы,
занимаемые этими газами при н.у.
Упражнение 1.6. Рассчитайте молярную массу метана СН4, если масса
4,48 л его при н.у. равна 3,2 г.
Абсолютная плотность вещества (ρ) – отношение массы вещества (m) к
объёму (V), который оно занимает:
m
ρ= .
(1.4)
V
Из уравнения (1.1) следует, что m = M·ν; из уравнения (1.2) следует, что
V = Vm·ν. Подставим значения m и V в уравнение (1.4) и получим для газов:
M
ρ=
.
(1.5)
Vm
Пример 1.7. Определите относительную плотность кислорода по водороду.
Решение. Относительная молекулярная масса кислорода Мr(О2 ) = 32.
Относительная молекулярная масса водорода Мr(Н2 ) = 2. В соответствии с
формулой (1.3):
D H (O2 ) =
2
MO
2
MH
=
2
32
= 16 .
2
Это значит, что кислород в 16 раз тяжелее водорода.
9
Упражнение 1.8. Плотность газа по воздуху равна 0,586. Молекулярная масса воздуха принята равной 29. Рассчитайте молекулярную массу газа.
Упражнение 1.9. Определите относительную плотность SO3 по водороду
и кислороду.
Домашние задания
Задание 1.6. Имеется 20 г H2 и 2,6 г С2H2. Рассчитайте объем, занимаемый
этими газами при нормальных условиях.
Задание 1.7. Рассчитайте, какой объем займут при н.у. 5 молей NО2; 9,6 г СН4 .
Задание 1.8. Рассчитайте массу 10 л Сl2 при н.у.
Задание 1.9. Определите относительную плотность СО2 по водороду и
кислороду.
1.3. ВАЛЕНТНОСТЬ И СОСТАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ
Валентность элемента – это число химических связей, которые он образует в данном соединении. Валентность характеризует способность данного
элемента присоединять определенное число атомов других элементов. За единицу измерения валентности элементов принята валентность водорода – она
равна единице.
Валентность элементов выражается только целым числом и обычно обозначается римской цифрой над химическим символом элемента или в скобках
после названия элемента.
Если атом какого–то элемента присоединяет один атом водорода, то этот
элемент одновалентен, его валентность равна единице (Cl, F, Br):
Ι Ι
НСl ,
Ι Ι
Ι Ι
HF,
HBr.
Атом двухвалентного элемента присоединяет два атома водорода (O, S):
Ι ΙΙ
Ι ΙΙ
Н2О, Н2S.
Если атом элемента присоединяет три атома водорода, то этот элемент
трехвалентен – N(ΙΙΙ): NН3.
Некоторые элементы имеют постоянную валентность, другие – переменную.
В табл. 1.3 приведена валентность атомов некоторых элементов.
Атомы в молекулах связаны между собой согласно их валентности. По формуле вещества можно определить валентность атомов элементов. С другой стороны, можно составить формулу вещества по известной валентности элементов.
Правило валентности: в молекуле, которая состоит из двух атомов разных элементов (бинарное соединение), произведение валентности на число
атомов одного элемента равно произведению валентности на число атомов другого элемента.
10
Таблица 1.3
Валентность атомов некоторых элементов в соединениях
Обозначение
валентности
Величина
валентности
атомов
Металлы
Неметаллы
I
Одновалентные
Li, Na, K, Ag, Cu*,
Hg*, Rb, Cs, Fr
H, Cl*, F, I*,
Br*, N*
Mg, Ca, Ba, Zn, Cu*,
О, S*, N*, C*
II
Двухвалентные
Hg*, Fe*, Sn*, Pb*,
Cr*, Mn*, Ni*, Co*
III
Трехвалентные
Аl, Cr*, Fe*
N*, В, Р*, Cl*
IV
Четырехвалентные
Sn*, Pb*, Mn*
C* , Si, S*
V
Пятивалентные
V*, Mn*
Р*, Cl*
VI
Шестивалентные
Cr*, Mn*
S*
* − элементы, проявляющие переменную валентность.
Пример составления химических формул оксидов при условии, что валентность кислорода равна двум, приводится в табл. 1.4.
Таблица 1.4
Составление химических формул оксидов
Валентность элементов
Формула оксида
Произведение валентности на число атомов
III II
Al2O3
V II
P2O5
(III)·2 = (II)·3
(V)·2 = (II)·5
Упражнение 1.10. Составьте формулы оксидов следующих элементов:
С(ΙV), Cr(ΙΙΙ), Sn(ΙV), N(ΙΙΙ), N(Ι), N(ΙV).
Упражнение 1.11. Определите валентность элементов в соединениях:
N2О3, N2О, ВН3, НBr.
1.4. РАСЧЁТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ
Химические уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, полученных в результате реакции. Поэтому число атомов каждого эле11
мента в левой и правой частях уравнения реакции должно быть одинаково, что
регулируется с помощью коэффициентов.
Пример 1.8. Рассчитайте объём кислорода (н.у.), вступившего в реакцию, и
массу оксида магния, которая образуется при сгорании: а) 0,5 моль Mg; б) 4 г магния.
Решение. Запишем химическое уравнение и расставим коэффициенты:
2 Mg + O2 = 2 MgO.
Найдём относительные атомные и рассчитаем молекулярные массы, а
также молярные массы всех веществ, которые участвуют в химической реакции, и запишем их под формулами веществ в уравнении реакции. Рассчитаем
массы веществ с учётом числа их молей (1.1). Кислород − газ, поэтому рассчитаем его объём (1.2).
2Mg
+
O2
=
2MgO
M r =40
M r =24
M=24 г/моль
V m =22,4 л/моль
M=40 г/моль
ν=2 моля
ν=1 моль
ν=2 моля
m=2·24=48 г V=1·22,4=22,4 л m=2·40=80 г
По условию задачи сгорает 0,5 моля магния. Чтобы рассчитать массу оксида магния составим и решим пропорцию:
по уравнению реакции из 2-х молей Mg образуется 80 г MgO,
по условию задачи из 0,5-и молей Mg образуется х г MgO.
х = (0,5 моль · 80 г) : 2 моль = 20 г.
Рассчитаем массу оксида магния, которая образуется при сгорании 4 г магния:
по уравнению реакции из 48 г Mg образуется 80 г MgO,
по условию задачи из 4 г Mg образуется х г MgO.
x = (4 г · 80 г) : 48 г = 6,6 г.
Составим и решим пропорцию, чтобы рассчитать объём кислорода, вступившего в реакцию с 0,5 молями магния:
по уравнению реакции с 2-я молями Mg взаимодействуют 22,4 л О2,
по условию задачи с 0,5-ю молями Mg взаимодействуют х л О2.
x = (0,5 моль · 22,4 л) : 2 моль = 5,6 л.
Рассчитаем объём кислорода, вступившего в реакцию с 4 г магния:
по уравнению реакции с 48 г Mg взаимодействует 22,4 л О2,
по условию задачи с 4 г Mg взаимодействует х л О2.
x = (4 г·22,4 л) : 48 г = 1,87 л.
Упражнение 1.12. Основное химическое уравнение при получении строительной извести (СаО) из известняка (СаСО3) записывается следующим образом:
СаСО3 = СаО + СО2↑.
В реакцию вступает 1000 кг СаСО3. Рассчитайте массу полученной извести и объём СО2, измеренный при н.у.
12
Домашние задания
Задание 1.10. Составьте формулы оксидов следующих элементов:
Na, P(III), Zn, Ca, Si, Fe(II), K.
Задание 1.11. Запишите валентность хлора в соединениях: Cl2О, КСlО4,
HCl, Cl2О5.
Задание 1.12. Рассчитайте объём кислорода (н.у.), вступившего в реакцию, и массу оксида серы (IV), которая образуется при сгорании: а) 4 молей серы; б) 160 г серы. Уравнение реакции: S + O2 = SO2.
1.5. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Теоретические вопросы
1. Понятия: атом, молекула, вещество (простое, сложное), химический
элемент, относительная атомная масса, относительная молекулярная масса.
2. Характеристика количества вещества – моль, молярная масса, молярный объем.
3. Валентность элемента, определение валентности элементов в соединении.
4. Относительная и абсолютная плотность газа, их расчет.
Задачи и упражнения
1. При взаимодействии 4 г карбоната кальция с водой, содержащей углекислый газ, происходит его растворение с образованием гидрокарбоната кальция
по реакции:
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2.
Рассчитайте:
· объем углекислого газа, измеренный при нормальных условиях, необходимый для растворения 4 г карбоната кальция;
· массу образовавшегося при этом Са(НСО3)2;
· массу 1 моля СаСО3;
· абсолютную плотность СО2;
· валентность элементов в СО2.
2. Определите массу одного моля газа, если известно, что 19,02 г его
при нормальных условиях занимают объем 6 л. Рассчитайте плотность этого газа по воздуху.
3. При взаимодействии 5,6 г оксида кальция (СаО) с углекислым газом
(СО2) образуется карбонат кальция СaСО3. Напишите уравнение реакции и
рассчитайте:
· какой объем СO2, измеренный при нормальных условиях, вступит во
взаимодействие;
· сколько молей карбоната кальция при этом образуется;
· массу одного моля оксида кальция.
13
Тема 2. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 2.1.
Таблица 2.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Атомная орбиталь (АО)
Волновая функция (ψ)
Главное квантовое число
Заполнение энергетических
уровней
Заряд ядра атома
Английский язык
Atomic orbital
Wave function
Total quantum number
Completing of energy
level
Charge of the nucleus of
an atom
Квантовые числа
Quantum numbers
Магнитное квантовое число
Magnetic quantum numbers
Непарный электрон
The unpaired electron
Неподелённая электронная пара Unshared electron pair
Орбитальное квантовое число Orbital quantum numbers
Ориентация
Orientation
Подуровень
Sublevel
Положение в периодической
Position of the
системе
periodical system
Порядковый номер
Order number
Принцип
Principle
Распределение элетронов
The distribution of electrons
Состояние электрона
State of electron
Спаренные электроны
Paired electrons
Спиновое квантовое число
Spin quantum numbers
Уровень
Level
Форма АО (тип АО)
Shape AO (type AO)
Химические превращения
Chemical transformations
Электрон
Electron
Электронная оболочка
Electronic shell
Электронная структура атома
Electronic structure of
atom
Электронная формула
Electronic formula
Электронное строение атома
Electronic configuration
of atom
Энергетическая (квантовая)
Quantum cell
ячейка
Энергетический уровень
Energy level
14
Родной язык
2.1. СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом состоит из ядра и электронов. Заряд ядра атома равен порядковому
номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева и числу электронов в атоме. В процессе химических превращений ядро остается неизменным, а
электронные оболочки атомов изменяются. Поэтому химические свойства атомов рассматривают с точки зрения их электронной структуры.
Экспериментально установлено, что электрон имеет двойственную природу: он одновременно обладает свойствами частицы (наличие у него массы, заряда и т.д.) и волны (способность давать дифракционную и интерференционную картины).
Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона,
называют атомной орбиталью (АО). В квантовой механике атомная орбиталь
– это волновая функция ψ.
Квантовые числа
Главное квантовое число (n) определяет основной запас энергии электрона и размер АО; n принимает значения 1, 2, 3, 4, …, ∞. Орбитали с одинаковым значением n составляют в атоме определенный энергетический уровень.
Номер уровня совпадает со значением главного квантового числа.
Орбитальное квантовое число (l) определяет тип и форму АО, а в многоэлектронных атомах − также и энергию электрона на атомной орбитали (подуровне); l принимает значения от 0 до (n-1), число значений орбитального квантового число совпадает со значением n. Электронная оболочка любого атома
представляет собой сложную систему. Она делится на энергетические уровни,
которые пронумерованы, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4…, и орбитали, которые
имеют буквенные обозначения: s, p, d, f.
Значения квантовых чисел n и l для атомных орбиталей, разрешённые на
первых четырёх энергетических уровнях, представлены в табл. 2.2.
Таблица 2.2
Атомные орбитали, разрешённые на первых четырёх энергетических уровнях
Главное
квантовое
число
n=1
n=2
n=3
Орбитальное
квантовое
число
l=0
l=0
l=1
l=0
l=1
l=2
Атомная
орбиталь
Главное Орбитальное
квантовое квантовое
число
число
l=0
l=1
n=4
l=2
l=3
1s
2s
2p
3s
3p
3d
Атомная
орбиталь
4s
4p
4d
4f
При записи различных состояний электрона главное квантовое число ставится перед буквенным обозначением типа АО.
15
Магнитное квантовое число (ml) характеризует ориентацию АО в пространстве и определяет число атомных орбиталей определённого типа на одном энергетическом уровне; ml принимает значения в зависимости от значения
орбитального квантового числа: − l …, 0,…,+ l .
Число атомных орбиталей определённого типа рассчитывается по формуле:
NAO = 2l + 1.
Состоянию s соответствует одна орбиталь ( l =0) , р-состоянию – три (l =1),
d-состоянию – пять (l=2), f –состоянию – семь (l =3) орбиталей.
Таким образом, атомная орбиталь характеризуется определенными значениями квантовых чисел n, l, ml, т.е. определенными размерами, формой и
ориентацией в пространстве электронного облака.
Пример 2.1. Укажите значения квантовых чисел для атомных орбиталей
3p, 2s, 4d.
Решение.
AO
n
l
ml
———————— ———————————
3p
3
1
− 1, 0, + 1
2s
2
0
0
4d
4
2
−2, − 1, 0, + 1, +2
Упражнение 2.1. Укажите значения квантовых чисел: n, l, ml для атомных
орбиталей 3d, 5p, 4s.
Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственный механический
момент электрона, связанный с вращением его вокруг собственной оси; ms может принимать только два значения: − ½; + ½. Если на орбитали находится
один электрон, то он называется непарным, если два – то это парные электроны, они должны иметь противоположные спины.
Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется
набором четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms.
Электронные формулы
Электронное строение атома может быть представлено в виде электронных формул или энергетических (квантовых) ячеек. При распределении электронов в атоме учитывают: принцип минимальной энергии, правило Клечковского, принцип (запрет) Паули, правило Гунда.
Электроны в атоме в первую очередь заполняют атомные орбитали с минимальной энергией. В соответствии с правилом Клечковского увеличение энергии АО происходит в порядке возрастания суммы значений (n + l). Если эта
сумма для двух АО равна, то раньше заполняется та АО, у которой значение n
меньше.
Последовательность заполнения атомных орбиталей:
16
l s < 2 s < 2р < 3 s < 3р < 4 s ≈ 3d < 4р < 5 s ≈ 4 d < 5р < 6 s ≈ 5 d ≈ 4f …
(2.1)
Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов, которые находились бы в одинаковых квантованных состояниях, т.е. в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых
чисел. Значением хотя бы одного они должны отличаться.
Таким образом, на одной атомной орбитали (АО) максимально может
быть только два электрона. Такие электроны образуют неподелённую электронную пару (спаренные электроны) и изображаются в энергетической ячейке
в виде стрелок следующим образом:
↑↓
Прямоугольник соответствует атомной орбитали, а стрелки – электронам
с противоположными значениями спинового квантового числа.
В соответствии с максимально возможным числом атомных орбиталей на
одном энергетическом уровне: s −1, p – 3, d – 5, f − 7, в каждом из этих состояний максимально может находиться следующее число электронов:
s − 2,
p − 6,
d − 10,
f − 14.
(2.2)
В соответствии с правилом Гунда электроны на эквивалентных орбиталях распределяются сначала по одному с одинаковым значением спинового
квантового числа (ms), затем по второму. Причем второй электрон должен
иметь противоположенное значение спина.
Пример 2.2. Напишите электронную формулу азота. Покажите распределение электронов в энергетических ячейках.
Решение. Электронная формула азота: 7N 1s2 2s2 2p3 .
Распределение электронов в энергетических ячейках:
2s
2p
↓↑
↑ ↑ ↑
1s
↑↓
Упражнение 2.2. Напишите электронную формулу кислорода. Покажите
распределение электронов в энергетических ячейках.
Домашние задания
Задание 2.1. Охарактеризуйте состояние электрона 3p. Укажите номер
энергетического уровня, тип атомной орбитали.
Задание 2.2. Укажите значения квантовых чисел: n,. l, ml для атомных
орбиталей 5d, 2p, 1s.
Задание 2.3. Напишите электронные формулы элементов третьего периода периодической системы. Покажите распределение электронов в энергетических ячейках.
17
2.2. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧНОСТЬ ИЗМЕНЕНИЯ
СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 2.3.
Таблица 2.3
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Большой период
Валентные электроны
Восстановители
Главная подгруппа (А)
Графическое выражение
Группа периодической системы
Инертный газ
Ион
Малый (большой) период
Металл
Металлические свойства
Неметалл
Неметаллические свойства
Окислители
Окислительная активность
Отрицательно заряженный ион
Период
Периодическая зависимость
Периодический закон
Периодическая система
элементов
Побочная подгруппа (В)
Положение (расположение)
элементов в периодической
системе
Положительно заряженный ион
Сродство к электрону
Щелочной металл
Электроотрицательность (ЭО)
Электронный аналог
Элементы s-, p-, d-семейства
(s-, p-, d-элементы)
Энергия ионизации
Сходство в свойствах
Английский язык
Big period
Valence electrons
Reducer
Main subgroup
graphic expression
Periodic group
Inert gas
Ion
Small (large) period
Metal
Metallic properties
Non-metal
Non- metallic properties
Oxidant
Oxidation activity
Anion
Period
Periodic dependence
Periodic law
Periodic system
of the elements
Secondary subgroup
Position of the elements
periodical system
Cation
Electron affinity
Alkali metal
Electronegative
Electronic analogue
A set of elements
(s-, p-, d- elements)
Ionization energy
The similarity in properties
18
Родной язык
Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева свойства элементов
и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра. Графическим выражением периодического закона является периодическая система
элементов. Она содержит семь периодов, восемь групп. Место элемента в периодической системе соответствует электронной структуре атома.
Упражнение 2.3. Напишите электронные формулы элементов первого и
второго периодов периодической системы. Электроны внешнего уровня распределите в энергетических ячейках.
Упражнение 2.4. Начертите в рабочей тетради табл. 2.4. Для выполнения задания используйте данные упражнения 2.3 и домашнего задания 2.3. Подчеркните
атомные орбитали внешнего электронного уровня.
Обратите внимание, что число элементов в периоде и число электронов на заполняемых в данном периоде орбиталях совпадают.
Таблица 2.4
Заполнение атомных орбиталей у элементов первого, второго, третьего периодов
Период
периодической
системы
I
II
III
Заполняемые атомные орбитали
Число
элементов
в периоде
Упражнение 2.5. Запишите формулы оксидов элементов третьего периода. Какие элементы относятся к металлам, а какие − к неметаллам? Каково число электронов на внешнем уровне у металлов и у неметаллов?
Периодом называется горизонтальный последовательный ряд элементов,
размещённых в порядке возрастания заряда ядра атомов. Каждый период (кроме 1-го и 7-го) начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Свойства элементов в периоде изменяются от металла через неметалл до
инертного газа.
Строение внешней электронной оболочки атомов в периоде изменяется
1
от ns до ns2np6 (или ns2 у первого периода). Значение n совпадает с номером
периода и с максимальным значением главного квантового числа в электронной
структуре атома.
Все элементы в периодической системе делятся на семейства элементов в
зависимости от того, какая атомная орбиталь заполняется в последнюю очередь. Таким образом, периоды начинаются с s-элементов и заканчиваются pэлементами (у первого периода – s-элементом).
Первые три периода называются малыми. У элементов четвёртого и последующих больших периодов после заполнения s-орбитали внешнего уровня
заполняется d-орбиталь предыдущего уровня (d-элементы) (см. формулу 2.1).
Это приводит к увеличению числа элементов в периоде. Характер изменения
19
свойств элементов с ростом заряда ядра от металла через неметалл до инертного газа не меняется.
Восемь групп периодической системы соответствуют восьми электронам
на внешнем электронном уровне p-элементов. Группы делятся на главные (А) и
побочные (В) подгруппы. В одних и тех же подгруппах расположены элементы, имеющие аналогичное строение внешних электронных оболочек (электронные аналоги). В малых периодах расположены элементы только главных подгрупп, они являются s- или р-элементами.
Пример 2.3. Напишите электронную формулу элемента с порядковым
номером 21. Покажите распределение электронов в энергетических ячейках.
Решение. При написании электронных формул нужно помнить:
1. Максимальное значение главного квантового числа (n m a x ), то есть количество заполняемых энергетических уровней, совпадает с номером периода,
в котором находится данный элемент.
2. Номер группы элемента чаще всего совпадает с количеством валентных
электронов (электронов, участвующих в образовании химической связи).
В случае главной подгруппы (А) валентные электроны находятся на последнем энергетическом уровне: на s- или на s- и p-орбиталях, поэтому в главные подгруппы включены элементы s- и р-семейств. Если подгруппа побочная
(В), то валентные электроны находятся на s-орбитали последнего и d-орбитали
предпоследнего уровня (d-элементы).
Элемент с порядковым номером 21 − это скандий. Электронная формула
скандия имеет вид:
2
2
6
2
6
2
1
21Sc 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d .
Изобразим распределение электронов в атоме Sc методом энергетических ячеек (рис.1).
s
p
n=4
↑↓
n=3
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
n=2
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
n=1
↑↓
d
f
↑
Рис. 1. Схема распределения электронов в энергетических ячейках атома скандия
Скандий относится к d-элементам, т.к. в последнюю очередь у него заполняется 3d-орбиталь. Валентные электроны расположены на атомных орбиталях 4s23d1, следовательно, он расположен в IIIB группе четвёртого периода.
Главное квантовое число (n) и орбитальное квантовое число (l) для валентных электронов скандия равны:
Sc: n = 4; l = 0 (s-орбиталь) и n=3; l = 2 (d-орбиталь).
20
Пример 2.4. Запишите электронные формулы элементов с порядковыми
номерами 23 и 33. Определите их место в периодической системе в соответствии со строением внешних электронных оболочек.
Решение. Электронные формулы имеют вид:
2
2
6
2
6
3 2
2
2
6
2
6
10 2
3
23V: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ;
33As: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4р .
Изобразим распределение электронов в атомах методом энергетических ячеек.
Для 23V (рис. 2):
s
p
d
f
n = 4 ↑↓
n = 3 ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
n = 2 ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑
↑
↑
n = 1 ↑↓
Рис. 2. Схема распределения электронов в энергетических ячейках атома ванадия
Для 33 As (рис.3):
s
n = 4 ↑↓
p
↑
n = 3 ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
n = 2 ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑
d
f
↑
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
n = 1 ↑↓
Рис. 3. Схема распределения электронов в энергетических ячейках атома мышьяка
Валентные электроны мышьяка – 4s24р3 (элемент р-семейства), ванадия
– 4s23d3 (элемент d-семейства). Таким образом, у мышьяка пять валентных
электронов и он расположен в VА группе; у ванадия также пять валентных
электронов, но он расположен в VВ группе. Главное квантовое число (n) и орбитальное квантовое число (l) для валентных электронов мышьяка и ванадия
равны соответственно:
As: n = 4; l = 0 (s-орбиталь) и l = 1 (р-орбиталь);
V: n = 4; l = 0 (s-орбиталь) и n=3; l = 2 (d-орбиталь).
Упражнение 2.6. Составьте электронные формулы кальция и хрома, распределите электроны по энергетическим ячейкам. По электронному строению
определите положение этих элементов в периодической системе.
Периодичность изменения свойств элементов
С ростом заряда ядра периодически изменяется электронное строение атомов,
поэтому периодически изменяются различные характеристики атомов, например
размеры атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
21
Энергия ионизации (Е и о н . .) – это количественная характеристика проявления
элементами металлических свойств. Металлы обычно выступают как восстановители (отдают электроны в химических реакциях). Чем меньше Е и о н .., тем выше уровень
проявления металлических свойств. Энергия ионизации – это минимальная энергия,
которую необходимо сообщить одному молю невозбуждённых атомов, чтобы превратить их в один моль положительно заряженных ионов (здесь и далее речь идёт о
первой энергии ионизации, т.е. об удалении первого электрона).
Энергия ионизации обычно уменьшается с увеличением расстояния от
ядра до внешнего электронного слоя. Размеры атомов в периодах слева направо
имеют тенденцию к уменьшению, т.к. увеличиваются силы кулоновского взаимодействия между ядром и электронной оболочкой. В главных подгруппах с
увеличением числа энергетических уровней размеры атомов увеличиваются.
Поэтому в периодах по мере увеличения заряда ядра Е и о н чаще всего несколько
возрастает, а в главных подгруппах с увеличением радиусов атомов, то есть
сверху вниз, убывает, или увеличивается снизу вверх (рис. 4).
Li
Энергия ионизации – Е ион
Сродство к электрону – E ср
Электроотрицательность − ЭО
Е ион.
F
E ср
Неметаллические
свойства
ЭО
Металлические
свойства
Cs
At
Еион, Eср
Рис. 4. Направление увеличения (→) энергии ионизации,
сродства к электрону и электроотрицательности
в периодах и главных подгруппах периодической системе элементов
Пример 2.5. Какой из элементов: Na, Mg, K, Ca, имеет более высокую
энергию ионизации, какой из них обладает более выраженными металлическими свойствами?
Решение. Элементы Mg и Са, расположенные во IIА группе имеют более
высокую энергию ионизации, чем элементы IА группы Na и К. Поскольку размер
атома Са больше, чем размер атома Mg, то Еион(Mg) больше, чем Еион(Ca).
Таким образом, из четырёх элементов: Na, Mg, K, Ca наибольшую энергию
ионизации имеет магний, а наименьшую − калий. Элемент с наименьшей энергией
ионизации обладает более выраженными металлическими свойствами (рис. 4).
22
Неметаллы, кроме фтора, в химических реакциях могут быть как восстановителями (отдавать электроны), так и окислителями (принимать электроны).
Количественной характеристикой окислительной активности является сродство
к электрону. Сродство атома к электрону (Еср) – это энергетический эффект
присоединения электронов к одному молю нейтральных атомов с превращением их в отрицательно заряженные ионы. Наибольшее сродство к электрону
имеют галогены, кислород, сера, т.е. элементы, имеющие на внешнем электронном уровне 6-7 электронов. Сродство к электрону в периоде с ростом заряда
ядра возрастает, а в главных подгруппах − уменьшается, или увеличивается
снизу вверх (рис. 4).
Упражнение 2.7. Объясните, на основании электронных формул и положения элементов в периодической системе, какой из элементов: P, S, As, Se имеет
наибольшее сродство к электрону, является более активным окислителем?
Электроотрицательность (ЭО) – это условная величина, она характеризует способность атомов притягивать к себе электронное облако при образовании химической связи. Такой наибольшей способностью обладает фтор, его
относительная электроотрицательность принята равной 4,0. Элементы, расположенные в главных подгруппах левее и ниже фтора, обладают меньшей электроотрицательностью. Чем выше ЭО элемента, тем сильнее выражены его неметаллические свойства (рис. 4).
Пример 2.6. Запишите электронные формулы атомов фтора, марганца и
брома. Почему марганец и бром находятся в одной группе периодической системы элементов, но в разных подгруппах? Какой из них и почему в виде простого вещества является металлом, а какой – неметаллом. У какого из элементов: фтора или брома выше сродство к электрону?
Решение. Электронные формулы атомов:
9F:
1s22s22p5;
25Mn:
35Br:
1s22s22p63s23p63d54s2;
1s22s22p63s23p63d104s24p5.
Валентные электроны:
фтора – 2s22p5,
марганца – 3d54s2,
брома − 4s24р5.
Распределение валентных электронов в энергетических ячейках представлено
на рис. 5. Марганец относится к d-семейству, а фтор и бром − к р-семейству.
Число валентных электронов у всех атомов одинаковое – 7: фтор, марганец
и бром расположены в одной, седьмой группе периодической системы. F и Br являются электронными аналогами, так как валентные электроны расположены на
АО одного типа: s и р. Mn и Br не являются электронными аналогами, так как валентные электроны расположены на АО разных типов: s и р (Br), s и d (Mn).
23
2s
F: n = 2 ↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑
4s
Mn: n = 4
4s
Br: n=4
↑↓
3d
n=3 ↑
↑↓
4p
↑ ↑ ↑
↑
4p
↑↓ ↑ ↓ ↑
Рис. 5. Схема распределения валентных электронов
в энергетических ячейках атомов фтора, марганца, брома
Элементы, расположенные в одной группе периодической системы, имеют сходство в химических свойствах, но у электронных аналогов это проявляется в бóльшей мере. Например, фтор и бром имеют больше сходства в химических свойствах, чем бром и марганец.
Mn и Br не являются электронными аналогами, и поэтому не должны
размещаться в одной и той же подгруппе. Марганец на внешнем уровне имеет
два электрона: 4s2; в химических реакциях в виде простого вещества проявляет
свойства восстановителя. Энергия ионизации Mn меньше, чем энергия ионизации Br. На внешнем электронном уровне брома семь электронов: 4s24р5. В виде
простого вещества Br является неметаллом, а марганец – металлом.
Фтор и бром являются электронными аналогами, но фтор расположен во
втором периоде, а бром − в четвёртом. Сродство к электрону выше у фтора.
Упражнение 2.8. Запишите электронные формулы атомов кремния, титана, хлора и брома. Почему кремний и титан находятся в одной группе периодической системы элементов, но в разных подгруппах? Какой из элементов Si
или Ti относится к металлам, а какой – к неметаллам? У какого из элементов:
Cl или Br выше сродство к электрону?
Домашние задания
Задание 2.4. Составьте электронные формулы элементов, расположенных:
а) в четвёртом периоде, IV группе, главной подгруппе;
б) в четвертом периоде, IV группе, побочной подгруппе.
Валентные электроны распределите в энергетических ячейках и укажите
для них значения главного и орбитального квантовых чисел.
Задание 2.5. Напишите электронные формулы элементов магния, алюминия, кальция, галлия. Распределите валентные электроны в энергетических
ячейках. У какого элемента сильнее выражены металлические свойства: а) у
магния или алюминия; б) у алюминия или галлия. Ответ дайте на основании
положения элементов в периодической системе.
24
Задание 2.6. Запишите электронные формулы элементов брома, йода, серы,
фосфора. У какого элемента выше окислительная активность: а) у брома или йода; б) у серы или фосфора? Ответ объясните. Валентные электроны изобразите в
ячейках. Пользуясь значениями соответствующих квантовых чисел, определите
место элементов в периодической системе (период, группу, подгруппу).
Задание 2.7. Дайте характеристику элементов с порядковыми номерами
15 и 25 на основании их положения в периодической системе. Что можно сказать о свойствах этих элементов?
2.3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ПРОСТЫХ МОЛЕКУЛ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 2.5.
Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, в первую очередь
электронных облаков, в результате чего образуются молекулы, кристаллы, комплексы и тому подобное. Различают три основных вида химической связи: ковалентная, ионная, металлическая (рис. 6).
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
ИОННАЯ
металл – неметалл
Na – Cl, Li – F,
K2O и др.
КОВАЛЕНТНАЯ
неметалл – неметалл
неполярная
H2, Cl2, N2
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ
металл – металл
Na, Ca, Fe, Sc и др.,
Сплавы Au3Cu и др.
Полярная
HCl, NH3, H2O
Рис. 6. Основные виды химической связи
Если образуется ковалентная связь, то электронное облако химической связи
сосредоточено между двумя ядрами атомов.
Ионная связь характеризуется тем, что электроны от центра одного атома
очень сильно смещаются к центру другого атома.
В металлах электронная плотность равномерно распределена по всему кристаллу (рис. 7).
Химическая связь возникает только в том случае, если при сближении
взаимодействующих частиц полная энергия системы понижается. Таким образом, при образовании химической связи всегда выделяется энергия.
25
Таблица 2.5
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Акцептор
Валентные электроны
Валентность, обусловленная
непарными электронами
Взаимодействие
Возбуждённое состояние
Донорно-акцепторный
механизм
Ковалентная неполярная
Ковалентная полярная
Ковалентная связь
Ионная связь
Механизм образования
химической связи
Металлическая связь
Молекулярная орбиталь (МО)
Мотивировать
Неподелённая электронная
пара
Неспаренный электрон
Нормальное состояние
Обменный механизм
Обобществление пары электронов
Общая электронная пара
Основные виды химической
связи
Перекрывание
Полная энергия системы
Распределение электронной
плотности
Симметрично
Химическая связь
Электронная плотность
Электронное облако химической связи
Электроотрицательность (ЭО)
Электростатический
Английский язык
Acceptor
Valence electrons
Valenceprovided by
unpaired electrons
Interaction
Excited state
Donor-acceptor mechanism
Covalent non-polar
Covalent polar
Covalent bond
Ionic bond
The mechanism of ormation
of the chemical bond
Metallic bond
Molecular orbital
Motivate
Unshared electron pair
Unpaired electron
Normal state
Exchange mechanism
The socialization of a pair of
electrons
Total electron pair
The main types of chemical
bonds
Overlap
Total energy of system
The electron density
distribution
Symmetry
Chemical bond
The electron density
Electron cloudof the
chemical bond
Electronegative
Electrostatic
26
Родной язык
Область перекрывания электронных
облаков
атом
более ЭО
элемента
Ковалентная
связь
неполярная
полярная
+
−
+
−
+
−
+
+
+
−
нейтральный
атом металла
+
+
+
Ионная связь
ион металла
свободный
электрон
Металлическая связь
Рис. 7. Распределение электронной плотности
в основных видах химической связи
2.3.1. Ковалентная связь
Ковалентная связь – это химическая связь, образованная путём обобществления пары электронов, образованной непарными электронами двух атомов.
Одним из методов расчёта распределения электронной плотности в молекуле является метод валентных связей (ВС). Согласно этому методу при образовании молекулы сближаются атомы, имеющие на АО неспаренные электроны
с противоположными значениями ms: «+½» и «−½». Атомы начинают взаимодействовать на определённом расстоянии.
Неспаренные электроны взаимодействующих атомов, находящиеся на
АО, образуют общую молекулярную орбиталь (МО). В пространстве между ядрами электронная плотность увеличивается вследствие того, что электронные
облака перекрываются.
Ковалентная связь неполярная
В зависимости от положения МО (электронного облака химической связи) различают ковалентную связь полярную и неполярную. Если электронное
облако, образованное общей электронной парой, распределено (расположено)
симметрично относительно ядер атомов и принадлежит им в равной степени,
то такая связь называется ковалентной неполярной. Этот вид связи наблюдается, обычно, в молекулах, образованных атомами с одинаковой электроотрицательностью. Например: Н2, Сl2, F2, N2, О2 и т.д.
27
Пример 2.7. Рассмотрим образование ковалентной связи на примере молекул водорода (Н2) и хлора (Сl2).
Молекула Н2. Электронная формула атома водорода 1Н 1s1 . При взаимодействии двух атомов водорода, имеющих неспаренные электроны с антипараллельными спинами, образуется общая пара электронов. Расстояние между ядрами в молекуле: (0,074 нм) меньше, чем сумма двух радиусов атомов: (0,106 нм) (рис. 8).
Это указывает на перекрывание электронных облаков.
+
Н
→
Н
↓
↑
Н2
↑↓
0,053 нм
0,074 нм
Рис. 8. Схема перекрывания электронных облаков
при образовании молекулы водорода
Молекула Сl2 . Электронная формула атома хлора
Распределение валентных электронов:
3s
n=3
17Сl:
1s22s22p63s23p5.
3p
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑
У атома хлора три неподеленные пары электронов и только один неспаренный электрон, следовательно, при взаимодействии двух атомов хлора может
образоваться только одна ковалентная связь (рис. 9).
3s
n=3
3p
↑↓
↑↓↑↓ ↑
↑↓
↑↓↑↓ ↓
Ковалентная
связь
Рис. 9. Схема образования ковалентной связи в молекуле хлора
Электроотрицательность обоих атомов хлора одинакова, поэтому область
перекрывания электронных облаков будет расположена симметрично, и связь
будет неполярной.
В рассмотренных примерах ковалентная связь образуется по обменному
механизму, сущность которого заключается в том, что атомы, образуя общую
пару, обмениваются своими неспаренными электронами.
28
Упражнение 2.9. Рассмотрите образование ковалентной связи на примере
молекулы кислорода (О2).
Если между атомами возникла одна связь – ее называют одинарной
(Н – Н, Сl – Сl), если больше, то кратной: двойной (две общие электронные пары О = О), тройной (три общие электронные пары N ≡ N). Чем больше связей
в молекуле, тем она прочнее.
Ковалентная связь полярная
В молекулах, атомы которых различаются электроотрицательностью,
общая электронная пара смещена к атому с бóльшей электроотрицательностью. В этом случае электронная плотность расположена несимметрично. Такая
ковалентная связь называется ковалентной полярной. Чем больше разница ЭО,
тем более полярная связь.
В молекуле НСl связь ковалентная полярная. Общая электронная пара
смещена к ядру более электроотрицательного элемента хлора.
У ядра атома хлора повышается плотность отрицательного заряда, т.к. к
нему смещается электронное облако. Атом хлора получает отрицательный эффективный заряд δ 0 , 1 6 . У атома водорода повышается плотность положительного заряда, он приобретает эффективный отрицательный заряд δ+ 0 ,16. Возникает диполь.
+
─
Диполь состоит из двух зарядов, равных по величине и противоположных
по знаку, которые расположены на некотором расстоянии друг от друга. Мерой
полярности химической связи служит электрический момент диполя µсвязи, равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя lд :
µсвязи = δ · lд .
Чем больше разность ЭО атомов, тем больше электрический момент диполя, тем связь более полярна.
Упражнение 2.10. Рассмотрите образование химической связи в молекулах: а) F2 и НF; б) Br2 и НBr.
2.3.2. Ионная связь
При очень большой разности ЭО у взаимодействующих атомов электронное
облако химической связи максимально смещается в сторону атома с бóльшей ЭО.
Электрон почти полностью переходит от одного атома к другому, в результате чего
атомы превращаются в ионы. Степень смещения облака, а, следовательно, и степень ионности связи увеличивается с увеличением разности ЭО.
Ионная связь – результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи.
29
Условно можно принять, что ионная связь возникает за счет перехода валентного электрона с атомной орбитали типичного металла на атомную орбиталь типичного неметалла. При этом атом типичного металла превращается в
положительно заряженный ион, а атом неметалла приобретает отрицательный
заряд. Типично ионная связь возникает, например, между катионами металлов
ΙА и ΙΙА групп и анионами неметаллов VΙΙА группы (исключение: водород, литий, бериллий, магний).
Пример 2.8. Рассмотрим образование ионной связи на примере KF.
Решение. Атому калия (1s22s22p63s23p64s1) до наиболее выгодной конфигурации инертного газа (8 электронов на внешнем уровне) легче отдать один
электрон, а атому фтора (1s22s22p5) – присоединить один электрон:
K0 − е → K+ (1s22s22p63s23p6) – конфигурация аргона,
F0 + е → F  ( 1s22s22p6 )
– конфигурация неона.
Между противоположно заряженными ионами возникает сила электростатического притяжения: xK+ + xF → xKF, образуется кристалл с регулярно расположенными ионами калия и фтора.
Упражнение 2.11. Рассмотрите образование химической связи в NaCl.
Ответ объясните.
Упражнение 2.12. Как будет изменяться характер химической связи в
ряду: NaCl → MgCl2 → AlCl3 → SiCl4 → PCl5 → SCl2 → Cl2? (см. рис. 6).
Упражнение 2.13. Укажите, в какой молекуле: НСl, НВr, НI связь более
полярная (электрические моменты диполя равны соответственно: 1,06; 0,79;
0,42 D). Ответ объясните.
Валентность в нормальном и возбуждённом состоянии
Под валентностью химического элемента понимают его способность к
образованию химических связей. Согласно методу валентных связей (ВС) валентность равна числу ковалентных связей, которые образует атом.
Если ковалентная связь образуется по обменному механизму, то валентность равна числу непарных электронов, которые участвуют в образовании общих пар. Число непарных электронов при переходе атома из нормального в
возбуждённое состояние может увеличиться.
Пример 2.9. Какую валентность, обусловленную непарными электронами,
может проявить сера в нормальном и в возбужденном состояниях? Ответ объясните распределив валентные электроны атома серы по квантовым ячейкам.
Почему атом кислорода, стоящий в одной группе с серой, не может проявить
валентность, равную номеру группы?
Решение. Электронная формула атома серы 16 S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Распределение валентных электронов в энергетических ячейках в нормальном состоянии:
30
3s
n=3
↑↓
3p
↑↓↑
3d
↑
Атом серы в нормальном состоянии имеет два непарных электрона, и
поэтому проявляет валентность, равную двум.
При сообщении атому некоторой энергии атом переходит в возбуждённое
состояние, и электроны могут переходить в свободные ячейки. В возбуждённом
состоянии атом серы может проявлять валентность, равную четырём:
3s
S* n = 3
↑↓
3p
↑ ↑
3d
↑
↑
и шести:
3s
S* n = 3
↑
3p
↑ ↑
3d
↑
↑
↑
за счёт перехода электронов на свободные d–орбитали третьего энергетического уровня.
Атом кислорода 8О: 1s22s22p4 имеет валентные электроны во втором
энергетическом уровне:
2s
2p
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
где разрешены только s - и p-орбитали, и поэтому число непарных электронов увеличиться не может. По числу непарных электронов кислород может
проявлять только валентность равную двум.
Упражнение 2.14. Какую валентность, обусловленную непарными электронами, может проявить бром в нормальном и в возбужденном состояниях?
Ответ мотивируйте распределением валентных электронов атома брома по
квантовым ячейкам. Почему атом фтора, стоящий в одной группе с бромом, не
может проявить валентность, равную номеру группы?
Возможно возникновение ковалентной связи по донорно-акцепторному
механизму между атомами элементов, один из которых имеет в возбужденном
состоянии неподелённую электронную пару (донор), а другой – свободную орбиталь (акцептор). Этот вид связи образуется только в возбужденном состоянии
атомов, когда использованы все связи по обменному механизму.
Донор (Д) ↑↓ +
АО
(А) Акцептор
АО
Д
↑↓ А
МО
Донорно-акцепторный механизм отличается от обменного только механизмом образования общей электронной пары.
31
Домашние задания
Задание 2.8. Рассмотрите образование ковалентной связи на примере молекулы азота (N2). Укажите, сколько связей осуществляется в молекуле азота.
Как можно объяснить ее высокую устойчивость?
Задание 2.9. Укажите тип химической связи в молекулах KBr, I2, H2S.
Ответ поясните.
Задание 2.10. Как изменяется полярность связи в ряду: Н2О → Н2S →
Н2Se → Н2Те?
Задание 2.11. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами, может проявить хлор в нормальном и в возбужденном состояниях?
Ответ объясните, распределив валентные электроны атома хлора по квантовым
ячейкам.
2.4. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Теоретические вопросы
1. Основные сведения о строении атома:
· электронное облако, атомная орбиталь;
· квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое;
· типы атомных орбиталей;
· порядок заполнения электронных уровней и орбиталей (принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, принцип Паули; правило Гунда);
· электронные формулы и энергетические ячейки.
2. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева:
· периодический закон Д.И. Менделеева;
· структура периодической системы элементов и ее связь со строением
атомов;
· периодическое изменение свойств химических элементов. Зависимость
металлических и неметаллических свойств элементов от положения в периодической системе. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
3. Основные виды химической связи. Распределение электронной плотности при образовании каждого вида химической связи. Изменение полной энергии системы, в которой образуется химическая связь.
4. Химическая связь и валентность элементов. Химическая связь ковалентная (полярная, неполярная), ионная. Обменный и донорно-акцепторный
механизм образования ковалентной связи.
5. Нормальное и возбуждённое состояние атомов. Изменение распределения электронов в энергетических (квантовых) ячейках при переходе из нормального в возбуждённое состояние.
32
Задачи и упражнения
1. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml, ms, характеризующие состояние электрона в атоме?
Какие значения они принимают для валентных электронов атома кальция? Определите место этого элемента в периодической системе (период,
группу), его свойства, характер оксида и гидроксида. Составьте электронную
формулу кальция.
2. Какие орбитали заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4р;
6s или 5р? Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми
номерами 22 и 40. Определите место каждого элемента в периодической системе (период, группу, подгруппу); к металлам или неметаллам относятся данные
элементы?
3. Какие значения может принимать магнитное квантовое число ml при
орбитальном квантовом числе l = 0; l = 1; l = 2; l = 3? Какие элементы в периодической системе относятся к s-, p-, d-, f- семействам? Приведите примеры
элементов s-, p-, d- семейства и напишите их электронные формулы.
4. Чем отличается последовательность в заполнении атомных орбиталей у
атомов элементов d- семейства от последовательности заполнения их у атомов
s- и р- семейства? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 26. Покажите распределение валентных электронов по энергетическим ячейкам.
5. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям для
атомов фосфора, алюминия, кремния, серы.
6. Напишите электронную формулу элементов кремния и титана. На каком основании кремний и титан, расположены в одной группе периодической
системы? Почему их помещают в разных подгруппах?
7. В чем заключается принцип Паули? Какое максимальное число электронов может распределяться на s-, p-, d-орбиталях четвертого энергетического
уровня? Укажите, к какому семейству относятся элементы кальций, железо,
бром. Напишите электронные формулы этих элементов.
8. У какого элемента – бора или алюминия – сильнее выражены металлические свойства? Объяснение дайте в соответствии со строением их атомов.
Напишите электронные формулы бора и алюминия и распределите электроны
по энергетическим ячейкам.
9. Какую валентность в нормальном и возбуждённом состоянии может
проявлять фосфор? Напишите электронную формулу фосфора и распределите
валентные электроны по энергетическим ячейкам. Составьте формулы его соединений с кислородом и водородом.
33
10. Что такое энергия ионизации? У какого из элементов: натрия или
алюминия энергия ионизации выше? Напишите электронные формулы этих
элементов.
11. Что такое сродство к электрону? У какого из элементов: хлора или брома
сродство к электрону выше? Напишите электронные формулы этих элементов.
12.Укажите тип химической связи в молекулах KCl, Cl2, H2О. Ответ
поясните.
13. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами, может проявить йод в нормальном и в возбужденном состояниях? Ответ поясните,
распределив валентные электроны атома йода по энергетическим ячейкам. Почему атом фтора, стоящий в одной группе с йодом, не может проявить валентность, равную номеру группы?
14. Какая молекула более прочная: N2 или Cl2? Ответ объясните на основании механизма образования ковалентной связи.
15. Сколько ковалентных связей могут образовать атомы алюминия, хлора, магния в нормальном и в возбужденном состояниях?
16. Определите тип связи, который возникает между атомами Н и Вr,
Р и О, Rb и I.
Тема 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 3.1.
3.1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Химическая кинетика изучает закономерности протекания реакций во
времени и факторы, которые влияют на скорость химических реакций. Под
скоростью химической реакции понимают число взаимодействий частиц, которое происходит в единицу времени в единице реакционного пространства.
Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций:
· природа реагирующих веществ;
· температура;
· концентрация реагирующих веществ;
· присутствие катализатора.
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций
Необходимым условием химического взаимодействия является столкновение
частиц, которых будет тем больше, чем больше концентрация веществ.
Рассмотрим необратимую гомогенную химическую реакцию, протекающую в
одну стадию:
aA + bB → dD + eE,
где A и В – исходные вещества, D и Е – продукты реакции,
a, b, d, e – стехиометрические коэффициенты.
34
Таблица 3.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Активные частицы
Влияние
Внешнее воздействие
Внешние факторы
Газообразный
Гетерогенная
Гомогенная
Давление
Закон действующих масс
Жидкая
Исходные вещества
Как изменится
Катализатор
Кинетическое уравнение реакции
Константа скорости реакции
Константа химического
равновесия
Концентрация реагирующих
веществ
Насыщенный
Обратная реакция
Парциальное давление
Прямая реакция
Природа реагирующих веществ
Продукты реакции
Раствор
Растворение
Скорость химической реакции
Смещение химического равновесия
Стехиометрический коэффициент
Столкновение частиц
Твёрдый
Химическое взаимодействие
Химическая кинетика
Химическое равновесие
Характеризовать
Температурный коэффициент
Тепловой эффект
Увеличение
Эндотермическая реакция
Экзотермическая реакция
Английский язык
Active particles
Influence
External action
External Factors
Gaseous
Heterogeneous
Homogeneous
Pressure
Law of mass action
Liquid
Initial substance
How will
Catalyst
Kinetic reaction equation
Reaction rate constant
Equilibrium constant
Concentration reacting
of substance
Saturated
Reverse reaction
partial pressure
Direct reaction
Nature reacting of substance
Products reaction
Solution
Dissolution
Rate of chemical reaction
Shift of chemical equilibrium
Stoichiometric coefficient
The collision of particles
Solid
Chemical interaction
Chemical kinetic
Chemical equilibrium
Characterize
Temperature coefficient
Thermal effect
Increase
Endothermic reaction
Exothermal reaction
35
Родной язык
Влияние концентрации веществ на скорость реакции выражается через
закон действующих масс:
при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам данных веществ
в уравнении реакции.
Математически закон действующих масс в данном случае можно выразить через кинетическое уравнение реакции:
υ = k ⋅ c aA ⋅ c bB
(3.1)
где k – константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры;
c aA , c bB – концентрации реагирующих веществ, взятые в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Пример 3.1. Для процесса сжигания метана
СН4 (газ) + 2О2 (газ) → СО2 (газ) + 2Н2О (газ)
кинетическое уравнение реакции имеет вид:
υ = k ⋅ c CH ⋅ c O2 ,
4
2
где k – константа скорости реакции; с СН 4 − концентрация метана;
с O2 2 − концентрация кислорода, возведённая во вторую степень, так как в уравнении реакции перед кислородом стоит коэффициент 2.
Упражнение 3.1. Запишите кинетическое уравнение реакции образования
аммиака
N2 (газ) + 3H2 (газ) →2NH3 (газ).
Пример 3.2. Рассмотрим, как изменится скорость сжигания метана
СН4 (газ) + 2О2 (газ) → СО2(газ) + 2Н2О (газ),
если концентрацию кислорода увеличить в три раза.
Решение. Запишем кинетическое уравнение реакции:
υ = k ⋅ с СН4 ⋅ с О2 2 .
При увеличении концентрации кислорода в три раза кинетическое уравнение примет вид:
υ1 = k ⋅ сСН ⋅ (3 сО ) 2 , или υ1 = k ⋅ сСН ⋅ 9 (сО ) 2 .
4
2
4
2
Разделим выражение для υ1 на выражение для υ:
υ1 k ⋅ сСН ⋅ 9 (сО )
=
= 9.
υ
k ⋅ сСН (сО ) 2
Таким образом, скорость химической реакции увеличится в 9 раз.
2
4
2
4
2
Упражнение 3.2. Как изменится скорость образования аммиака
N2 (газ) + 3H2(газ) → 2 NH3 (газ),
36
если:
а) концентрацию водорода увеличить в два раза;
б) концентрацию азота уменьшить в четыре раза?
Пример 3.3. Как изменится скорость окисления оксида углерода (II)
2СО (газ) + О2 (газ) → 2СО2 (газ) ,
если внешнее давление увеличить в два раза?
Решение. Запишем кинетическое уравнение реакции, выразив скорость
через парциальные давления реагирующих веществ:
2
υ = k ⋅ рСО
⋅ рО2 .
При увеличении внешнего давления в два раза парциальные давления
всех газообразных веществ увеличатся в два раза, тогда кинетическое уравнение примет вид:
υ
2
2
υ1 = k ⋅ (2 р СО ) 2 ⋅ 2р О 2 = k ⋅ 4 р СО
⋅ 2р О2 = 8 k ⋅ р СО
⋅ р О2 . Отношение 1 = 8.
υ
Скорость химической реакции увеличится в восемь раз.
Упражнение 3.3. Как изменится скорость взаимодействия Са(ОН)2 с газообразным оксидом серы (IV)
Са(ОН)2 (раствор) + SO2 (газ) → СаSO3 (твёрдый) + Н2О (жидкая),
если:
а) концентрацию Са(ОН)2 увеличить в три раза;
б) давление увеличить в три раза?
Если реагирующие вещества находятся в одной фазе, например в виде газов или в растворённом состоянии, то химическая реакция называется гомогенной. Гетерогенные реакции происходят в разных фазах, например: жидкая ─
твёрдая, твёрдая – газообразная. В кинетические уравнения гетерогенных реакций включаются концентрации только жидких и газообразных веществ, т.к.
концентрации твёрдых компонентов условно приняты равными единице.
Пример 3.4. Запишите кинетическое уравнение для реакции растворения
оксида меди в серной кислоте:
H2SO4 (раствор) + CuO (твёрдый) CuSO4 (раствор) + H2O (жидкая).
Решение. Кинетическое уравнение имеет вид: υ = k ⋅ с Н 2SO 4 .
Упражнение 3.4. Запишите кинетическое уравнение растворения карбоната кальция в воде, насыщенной углекислым газом
СаСО3 (твёрдый) + Н2О (жидкая) + СО2 (газ) → Са(НСО3)2 (раствор).
Влияние температуры на скорость химических реакций
Не каждое столкновение частиц приводит к химическому превращению
(химической реакции). В реакцию вступают только активные частицы. При повышении температуры число таких частиц будет больше и скорость химических реакций с повышением температуры увеличивается.
По правилу Вант-Гоффа при изменении температуры на каждые 10 °С
скорость химической реакции изменяется в 2 ÷ 4 раза
37
υt2
υ t1
=γ
(
t 2 − t1
)
10
,
(3.2)
где υ t и υ t − скорость реакции при температурах t1 и t2;
1
2
γ − температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во
сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на 10 °С.
Пример 3.5. Как изменится скорость химической реакции, если температуру:
а) увеличить от 20 °С до 50 °С; б) уменьшить от 70 °С до 50 °С? Температурный коэффициент скорости реакции равен трём.
Решение. А) t1 = 20 °С, t2 = 50 °С
По правилу Вант-Гоффа:
50 − 20
υ 50 0С
= 3 10 = 33 = 27 ⋅
υ 20 0 С
Скорость реакции увеличится в 27 раз.
Б) t1 = 70 °С, t2 = 50 °С
По правилу Вант-Гоффа:
υ 50 0С
υ 70 0С
=3
50 − 70
10
1
= 3 −2 = ⋅
9
Скорость реакции уменьшится в 9 раз.
Упражнение 3.5. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры от 30 °С до 60 °С скорость химической реакции увеличилась в 8 раз?
Домашние задания
Задание 3.1. Запишите кинетические уравнения следующих молекулярных реакций:
а) 2CO (газ) + O2 (газ) → 2 СО2 (газ) ;
б) Fe2O3 ( твёрдый) + 3 СО (газ) → 2 Fe ( твёрдый) + 3 СО2 (газ) .
Задание 3.2. Как изменится скорость реакции образования серной кислоты
SO2 (газ) + NO2 (газ) + H2O (жидкая) → H2SO4 (раствор) + NO (газ) ,
если первоначальную концентрацию SO2 уменьшить в два раза?
Задание 3.3. Как изменится скорость реакции, протекающей по уравнению:
Са(ОН)2 ( раствор) + СО2 (газ) → СаСО3 (твёрдый) + Н2О (жидкая),
если :
а) концентрацию Са(ОН)2 увеличить в три раза;
б) давление уменьшить в два раза?
Задание 3.4. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 30 оС, если температурный коэффициент реакции равен двум?
Как изменится скорость реакции, если температуру понизить от 50 °С до 30 °С?
38
3.2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ЕГО СМЕЩЕНИЕ
Большинство химических реакций обратимы, то есть могут идти как в
прямом, так и в обратном направлении:
прямая реакция
аА + bВ
dD + еЕ.
обратная реакция
Кинетические уравнения прямого и обратного процессов:
υ прямой
a b
реакции = k прямой реакции с A с B ;
υ обратной
d e
реакции = k обратной реакции с D с E .
Химическое равновесие наступает тогда, когда скорость прямой реакции
равна скорости обратной реакции. В состоянии равновесия устанавливаются
равновесные концентрации всех реагирующих веществ, которые записываются
в квадратных скобках:
k прямой реакции [A]а [B]b = k обратной реакции [D]d [E] e.
Отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции представляет собой константу химического равновесия (закон действующих масс для обратимых реакций):
k прямой реакции
[D]d [E]e
(3.3)
=K =
k обратной реакции
[A]a [B]b
и показывает соотношение равновесных концентраций продуктов и исходных веществ.
Константа равновесия количественно характеризует состояние химического равновесия.
Пример 3.6. Запишите кинетические уравнения прямой и обратной реакций и
выражение для константы равновесия реакции разложения воды фтором
2F2 (газ) + 2H2O (жидкая) 4HF (раствор) + O2 (газ).
Решение.
υ прямой
реакции
υ обратной
= k прямой
реакции
реакции [F 2 ]
= k обратной
реакции
2
[H 2 O]2 ;
[HF]4 [O 2 ];
[HF]4 [O 2 ]
K=
.
[F2 ]2 [H 2 O]2
Упражнение 3.6. Для равновесной системы
СО (газ) + Н2О (пар) СО2 (газ) + Н2 (газ)
запишите кинетические уравнения прямой и обратной реакции, а также выражение для константы химического равновесия.
Упражнение 3.7. Для равновесной системы
СаСО3 (твёрдый) + Н2О (жидкая) + СО2 (газ) Са(НСО3)2 (раствор)
запишите кинетические уравнения прямой и обратной реакции, а также выражение для константы равновесия.
39
Смещение химического равновесия
В состоянии химического равновесия идёт и прямая, и обратная реакции, но
концентрации веществ не меняются, так как скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Но если изменить внешние факторы: температуру, давление,
концентрации веществ, то скорость прямой реакции не будет равна скорости обратной реакции. Через некоторое время вновь наступит состояние равновесия, но с
иными равновесными концентрациями.
Переход системы из одного состояния равновесия в другое под влиянием
изменения внешних факторов называется смещением химического равновесия.
Смещение химического равновесия происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.
Если система находится в состоянии устойчивого химического равновесия, то при воздействии внешних факторов она стремится уменьшить внешнее воздействие.
Влияние концентрации
По закону действующих масс скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ. В ходе прямого процесса концентрации исходных веществ уменьшаются, а потому уменьшается скорость прямой реакции. Чтобы увеличить скорость прямой реакции, нужно увеличить концентрацию исходных веществ.
Пример 3.7. Каких веществ и почему станет больше в равновесной системе:
2H2S (газ) + SO2 (газ) 2H2O (пар) + 3S (твёрдая),
если увеличить концентрацию сероводорода (H2S)?
Решение. В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции равны. При увеличении концентрации одного из исходных веществ (H2S) увеличится
скорость прямой реакции и больше образуется продуктов реакции, то есть Н2О и S.
Упражнение 3.8. Концентрацию каких веществ и почему в равновесной
системе:
SO2 (газ) + NO2 (газ) + H2O (жидкая) H2 SO4 (раствор) + NO (газ)
следует: · увеличить,
· уменьшить,
чтобы увеличить выход серной кислоты?
Влияние температуры
В термодинамике тепловой эффект реакции обозначается ∆rН.
Экзотермические реакции идут с выделением теплоты в окружающую среду,
и при этом система, где идёт химическая реакция, теряет теплоту. Для экзотермической реакции ∆ r Н < 0 . Для эндотермической реакции, которая идёт с поглощением теплоты, ∆rН > 0.
40
Если в окружающей среде повышается температура (реакционную систему нагревают), то равновесная система отвечает противодействием – смещает
равновесие в сторону эндотермической реакции.
Чтобы сместить равновесие в сторону экзотермической реакции, то есть
увеличить скорость экзотермической реакции, в окружающей среде температура должна понизиться (реакционную систему нужно охладить).
Пример 3.8. Каких веществ и почему станет больше в равновесной системе:
2H2S (газ) + SO2 (газ) 2H2O (пар) + 3S (твёрдая) , ∆rН < 0,
если равновесную систему нагреть?
Решение. В данном случае прямая реакция является экзотермической
(идёт с выделением теплоты). Обратная реакция будет эндотермической (идёт с
поглощением теплоты).
При увеличении температуры возрастают скорости всех реакций. Однако
скорость эндотермической реакции, при прочих равных условиях, возрастает в
большее число раз, чем экзотермической.
Поэтому в данном случае при повышении температуры в большее число
раз увеличится скорость обратной реакции и равновесие сместится в сторону
течения обратной реакции. В равновесной системе станет больше исходных
веществ.
Упражнение 3.9. Каких веществ и почему станет больше в равновесной
системе:
SO2 (газ) + NO2 (газ) + H2O (жидкая) H2 SO4 (раствор) + NO (газ), ∆rН < 0,
если температуру окружающей среды уменьшить?
Влияние давления
Давление оказывает влияние на состояние равновесия в том случае, если
в реакции участвуют газообразные вещества и число молей газов у исходных
веществ и у продуктов реакции неодинаково.
Если сумма коэффициентов у газообразных исходных веществ больше,
чем у продуктов реакции, то при увеличении внешнего давления скорость прямой реакции увеличивается в большее число раз, чем обратной и равновесие
смещается в сторону течения прямой реакции. Если внешнее давление уменьшить, то увеличится скорость того процесса, где образуется большее число
моль газообразных веществ.
Пример 3.9. В сторону образования каких веществ (исходных или продуктов) и почему сместится химическое равновесие
2H2S (газ) + SO2 (газ) 2H2O (пар) + 3S (твёрдая),
если внешнее давление уменьшить?
Решение. Подсчитаем число моль газообразных веществ у исходных веществ и продуктов реакции. У исходных веществ – 3, у продуктов реакции – 2.
Следовательно, в ходе прямого процесса давление в равновесной системе уменьшается, а в ходе обратной реакции ─ увеличивается. Поэтому при уменьшении
41
внешнего давления химическое равновесие сместится в сторону образования исходных веществ, где образуется большее число молей газообразных веществ.
Упражнение 3.10. В сторону образования каких веществ и почему сместится химическое равновесие
SO2 (газ) + NO2 (газ) + H2O (жидкая) H2SO4 (раствор) + NO (газ),
если внешнее давление увеличить?
Пример 3.10. Как следует изменить (увеличить или уменьшить) внешние
условия (концентрацию, температуру, давление), чтобы химическое равновесие
N2 (газ) + 3H2 (газ) 2NH3 (газ) , ∆rН < 0
сместилось в сторону образования аммиака (NH3), то есть увеличился выход
продуктов реакции?
Решение. Для увеличения выхода продуктов реакции внешние воздействия должны быть такими, чтобы скорость прямой реакции стала больше, чем
скорость обратной реакции.
В ходе прямой реакции:
· концентрации исходных веществ уменьшаются, поэтому их нужно увеличивать;
· теплота выделяется, поэтому температуру нужно уменьшать;
· давление уменьшается, поэтому давление нужно увеличивать.
Упражнение 3.11. Укажите, что нужно сделать для увеличения выхода
продуктов реакции:
концентрацию исходных веществ ___________________________________ ;
если процесс идёт с поглощением теплоты, температуру извне следует _____;
если процесс идёт с выделением теплоты, температуру извне следует _____ ;
если процесс идёт с увеличением числа моль газообразных веществ, то давление над системой следует ________________________________________ ;
если процесс идёт с уменьшением числа моль газообразных веществ, то давление над системой следует ________________________________________ .
Домашние задания
Задание 3.5. Для равновесной системы
FeCl3 (раствор) + 3KCNS (раствор) Fe(CNS)3 (раствор) + 3KCl (раствор)
запишите кинетические уравнения прямой и обратной реакции, а также выражение для константы химического равновесия.
Задание 3.6. Концентрацию каких веществ и почему в равновесной системе:
Na2S2O3(раствор) + H2SO4(раствор) Na2SO4 (раствор)+S(твёрдая)+ H2SO3(раствор)
следует увеличить, чтобы увеличить выход серы?
Задание 3.7. Куда сместится химическое равновесие (вправо или влево)
при понижении температуры? Станет ли при этом окраска газа более интенсивной или менее интенсивной?
2NO2 (газ) N2O4 (газ) ; ∆rН < 0.
красно-бурый
бесцветный
42
Задание 3.8. В сторону образования каких веществ и почему сместится
химическое равновесие
2F2 (газ) + 2H2O (жидкая) 4HF (раствор) + O2 (газ), ∆rН< 0,
если: · давление над системой уменьшить;
· температуру понизить;
· концентрацию исходных веществ увеличить?
3.3. КОНТОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Теоретические вопросы
1. Что изучает химическая кинетика и какие основные факторы влияют на
скорость химических реакций?
2. Сформулируйте закон действующих масс для химической кинетики и
объясните, как скорость химических реакций зависит от концентрации веществ.
3. Почему скорость химических реакций увеличивается с увеличением
температуры? Сформулируйте правило Вант Гоффа.
4. Какое состояние отвечает состоянию химического равновесия и что характеризует константа химического равновесия?
5. Сформулируйте принцип Ле Шателье.
Задачи и упражнения
1. Как изменится скорость реакции, протекающей по уравнению
2NO (газ) + О2 (газ) → 2NO2 (газ) ,
если:
а) концентрацию NO увеличить в три раза;
б) давление уменьшить в два раза?
2. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 20 °С,
если температурный коэффициент реакции равен двум? Что произойдет со скоростью реакции, если температуру понизить от 80 °С до 30 °С?
3. Для равновесной системы
2СО (газ) СО2 (газ) + С (твёрдый)
запишите кинетические уравнения прямой и обратной реакции, а также выражение для константы химического равновесия.
4. Как следует изменить внешние условия (увеличить или уменьшить
концентрацию, температуру, давление), чтобы химическое равновесие
4NН3 (газ) + 5О2 (газ) 4 NО (газ) + 6 Н2О (газ) , ∆rН < 0
сместилось в сторону образования NО, то есть увеличился выход продуктов
реакции?
43
Тема 4. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 4.1.
Таблица 4.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Амфотерные
Взаимодействие
Гидроксиды
Двойственный характер
Кислородсодержащие
соединения
Кислота
Кислотно-основное
взаимодействие
Кислотный остаток
Классы неорганических
соединений
Металлы
Методы получения
Неметаллы
Неорганические соединения
Нерастворимый
Несолеобразующий
Номер группы
Оксиды
Оснóвный
Остаток основания
Последовательные
превращения
Принципиально
осуществим
Разложение
Растворимый
Соли
Солеобразующие
Соответствующие
Средние
Свойства
Способный
Степень окисления
Английский язык
Amphoteric
Interaction
Hydroxide
The dual nature of
A compound containing oxygen
Acid
Acid – base interaction
Acid residue
Classes of inorganic
compounds
Metals
The methods of preparation
Non – metals
Inorganic compounds
Insoluble
Salf-informing
Number of groups
Oxides
Based
Balance base
Consecutive transformation
Crucially possible
Decomposition
Soluble
Salts
Salt-forming
Corresponding
Average
Properties
Able
Degree oxidation
44
Родной язык
Половину массы земной коры составляет кислород в виде различных соединений. Неорганические по природе строительные материалы содержат кислород. В дальнейшем рассматриваются в основном кислородсодержащие соединения. Генетическая связь кислородсодержащих неорганических соединений представлена на рис. 10.
элемент
металл
неметалл
кислород
оксиды
несолеобразующие
оксиды
солеобразующие оксиды
основные оксиды
амфотерные оксиды
кислотные оксиды
гидроксиды
основания
амфотерные гидроксиды
кислоты
соли
основные
средние
кислые
Рис. 10. Генетическая связь кислородсодержащих неорганических соединений
На рис. 10 пунктирными линиями показаны возможные превращения оксидов в гидроксиды, а также оксидов и гидроксидов в соли.
4.1. ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ
Оксиды состоят из двух элементов, один из которых – кислород. Название
оксида складывается из слова «оксид» и названия элемента, который образовал
оксид. Например, K2O – оксид калия. Степень окисления кислорода в оксидах
равна −2, степень окисления элемента имеет положительное значение (+n). Общую формулу оксида можно представить как
Э +х n O −у2 ,
где х – число атомов элемента, у – число атомов кислорода и (n·х) = (2·у).
Если элемент образует несколько оксидов, то указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках без знака «+». Например, оксид серы (IV) – SO2, оксид серы (VI) – SO3, оксид азота (III) – N2O3.
45
Пример 4.1. Составьте формулы оксидов элементов третьего периода периодической системы (степень окисления элементов равна номеру группы периодической системы).
Решение представлено в табл. 4.2.
Таблица 4.2
Формулы оксидов элементов третьего периода
Степень окисления элемента
Формула оксида
+1
Na2O
+2
MgO
+3
Al2O3
+4
SiO2
+5
P2O5
+6
SO3
+7
Cl2O7
Упражнение 4.1. Составьте формулы оксидов Li, Ca, Sn(II), Fe(II), Fe(III),
Cr(III), Cr(VI), S(IV), C(IV).
Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие могут быть оснóвными, амфотерными и кислотными (рис.11).
оксиды
1-й класс
солеобразующие
несолеобразующие
Основные
Амфотерные
Кислотные
Na2O, K2O, CaO,
FeO, CuO, MnO
BeO, ZnO, Al2O3,
Cr2O3, Fe2O3, MnO2
CO2, N2O3, N2O5,
SiO2, SO3, P2O5, Mn2O7
CO, NO,
N2O
Рис. 11. Примеры кислородсодержащих соединений 1-го класса – оксидов
Гидроксиды являются продуктами прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. В соответствии со свойствами оксидов гидроксиды могут
быть основными гидроксидами (основания), кислотными гидроксидами (кислоты) и амфотерными гидроксидами (рис.12).
2-й класс
гидроксиды
Основания
Амфотерные
гидроксиды
Кислоты
NaOH, KOH,
Ca(OH)2,Fe(OH)2,
Cu(OH)2, Ba(OH)2
Be(OH)2, Zn(OH)2,
Al(OH)3,Cr(OH)3,
Fe(OH)3
H2CO3, HNO2,
HNO3, H2SiO3,
H2SO4, H3PO4
Рис. 12. Примеры кислородсодержащих соединений 2-го класса – гидроксидов
46
Название основных и амфотерных гидроксидов складывается из слова «гидроксид» и названия элемента, который образовал гидрооксид. Названия кислот складываются из слова «кислота» и прилагательного, корнем которого является название
соответствующего элемента на русском языке (смотрите табл. 1.2 и 4.3).
Основными называются оксиды, которым соответствуют основные
гидроксиды (основания). Основные оксиды образуют металлы со степенью
окисления +1 или +2 (кроме Be и Zn и некоторых других).
Молекулы оснований состоят из атома металла и одной или нескольких
групп ОН. Общая формула оснований:
Меn+(ОН)n ,
где n – число гидроксидных групп ОН , равное степени окисления (заряду)
иона металла Ме n +.
Пример 4.2. Напишите формулы оксидов Na, Ca и Mn(II) и соответствующих им оснований.
Решение. Оксиды Nа2O, CaO, MnO являются основными оксидами и им
соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2, Mn(OH)2.
Упражнение 4.2. Напишите формулы оксидов K, Cu(II), Ni(II) и соответствующих им оснований.
Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислотные
гидроксиды (кислоты). Кислотные оксиды образуют все неметаллы и металлы
со степенью окисления +4, +5, +6, +7. Большинство кислотных оксидов, образованных неметаллами, взаимодействуют с водой с образованием растворимых
в воде кислот. В табл. 4.3 приводятся формулы и названия наиболее распространённых кислородосодержащих кислот.
Таблица 4.3
Некоторые кислотные оксиды и соответствующие им кислоты
Кислотный
оксид
SO3
SO2
CO2
SiO2
N2O5
N2O3
P2O5
CrO3
Реакция взаимодействия
оксида с водой
SO3 + H2O → H2SO4
SO2 + H2O → H2SO3
CO2 + H2O → H2CO3
SiO2 + H2O →*
N2O5 + 2H2O → 2HNO3
N2O3 + 2H2O → 2HNO2
P2O5 + 3H2O → 2 H3PO4
CrO3 + H2O → H2CrO4
Кислота
формула
название
H2SO4
серная
H2SO3
сернистая
H2CO3
угольная
H2SiO3
кремниевая
HNO3
азотная
HNO2
азотистая
H3PO4
ортофосфорная
H2CrO4
хромовая
* − реакция не идёт, H2SiO3 нерастворима в воде.
47
Существуют также бескислородные кислоты, например: H2S (сероводородная), HCl (хлороводородная или соляная), HBr (бромоводородная) HI (йодоводородная) и другие. Кислотные остатки таких кислот не содержат кислорода.
Молекулы кислот состоят из атомов водорода и кислотного остатка.
Общая формула кислот:
H +n A n − ,
где А – кислотный остаток, n – число атомов водорода, равное величине заряда
кислотного остатка.
Формула кислородсодержащей кислоты может быть представлена в виде:
H +n Э + у О −m2 ,
где n – число атомов водорода, +y – степень окисления элемента Э, образовавшего кислоту, m – число атомов кислорода
Пример 4.3. Напишите формулы оксидов неметаллов углерода и фосфора,
металла марганца со степенью окисления +7 и соответствующих им кислот.
Решение. Оксиды CO2, P2O5, Mn2O7 являются кислотными оксидами и им
соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, HМnO4.
Упражнение 4.3. Напишите формулы оксидов двух любых неметаллов, а
также металла ванадия со степенью окисления +5 и соответствующие им кислоты.
Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий
проявляют основные или кислотные свойства, т.е. обладают двойственным
характером. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +3, +4, а
также оксиды бериллия и цинка и некоторых других. Амфотерные гидроксиды
проявляют свойства как кислот, так и оснований. Формулы амфотерных гидроксидов можно записать как в кислотной, так и в основной форме.
Пример 4.4. Напишите формулы оксидов алюминия и цинка, а также соответствующие им гидроксиды в форме основания и кислоты.
Решение представлено в табл. 4.4.
Таблица 4.4
Формулы оксидов и гидроксидов алюминия и цинка
Оксид
Гидроксид-кислота
Гидроксид-основание
Al2O3
H3AlO3 или HalO2·H2O
Al(OH)3
ZnO
H2ZnO2
Zn(OH)2
Упражнение 4.4. Напишите формулы оксидов хрома (III) и олова (IV), а
также соответствующие им гидроксиды в форме основания и кислоты.
Пример 4.5. Определите, какими свойствами обладают приведенные ниже оксиды: FeO, Fe2O3, CrO3, Li2O, SiO2 и распределите их по свойствам: основные, кислотные, амфотерные.
Решение.
Li2O: основный оксид, образован металлом со степенью окисления +1;
FeO: основный оксид, образован металлом со степенью окисления +2;
48
SiO2: кислотный оксид, образован неметаллом;
Fe2O3 и Cr2O3: амфотерные оксиды, образованы металлами со степенью
окисления +3.
Основные: Li2O, FeO; кислотный: SiO2; амфотерные: Fe2O3, CrO3.
Упражнение 4.5. Определите, какими свойствами обладают приведённые ниже оксиды: MgO, N2O3, PbO, SO2, BeO, MnO2, и распределите их по
свойствам: основные, кислотные, амфотерные.
Пример 4.6. Составьте формулы гидроксидов элементов I ─ VII групп
третьего периода периодической системы и укажите их химические свойства.
Степень окисления элементов примите равной номеру группы.
Решение.
+1
+2
NaOH Mg(OH)2
основания
+3
+4
Al(OH)3
амфотерный гидроксид
+5
+6
H2SiO3 H3PO4 H2SO4
кислоты
+7
HСlO4
Упражнение 4.6. Составьте формулы гидроксидов элементов I ─ VII
групп второго периода периодической системы и укажите их химические свойства. Степень окисления элементов примите равной номеру группы.
Домашние задания
Задание 4.1. Составьте формулы оксидов элементов 1-7 групп второго и
четвёртого периодов периодической системы. Степень окисления кислорода в
оксидах равна −2, а степень окисления элементов примите равной номеру
группы (валентность железа примите равной трём, а никеля и кобальта – двум).
Укажите химические свойства оксидов: основные, кислотные, амфотерные.
Задание 4.2. Составьте формулы гидроксидов элементов 1 ─ 7 групп четвёртого периода периодической системы. Степень окисления элементов примите равной номеру группы (степень окисления железа примите равной +3, а
никеля и кобальта ─ равной +2). Укажите химические свойства гидроксидов:
основные, кислотные, амфотерные.
Задание 4.3. Определите химические свойства следующих гидроксидов:
Ni(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, HNO3, H2SO3, Co(OH)2, Mn(OH)4, Ca(OH)2 и распределите их по группам: основные, кислотные, амфотерные.
4.2. СОЛИ
Соли ─ сложные вещества, состоящие из кислотного и основного
остатков. Соли бывают средние, кислые и основные (рис. 13). Далее рассматриваются только средние соли.
Формулы солей записываются в соответствии с зарядом кислотных и
основных остатков (табл. 4.5).
49
3-й класс
соли
Основные
(MgOH)NO3,
(Al(OH)2)Cl
Средние
Кислые
CaCO3, Mg(NO3)2,
NaNO2, AlCl3
Ca(HCO3)2,
NaHSiO3
Рис. 13. Примеры соединений 3-го класса – солей
Таблица 4.5
Составление химических формул солей
Заряд остатков
+3 −1
Формула соли
AlCl3
Na2SO4
Al2(SO4)3
Произведение заряда
на число остатков
3·1 = 1·3
1·2 = 2·1
3·2 = 2·3
+1 −2
+3
−2
Названия средних солей складываются из названия кислотного остатка и
названия металла (остатка основания) – табл. 4.6.
Таблица 4.6
Заряд, названия кислотных остатков и примеры солей
Кислотные
остатки и их
заряд
Cl
NO3
NO2
SO42
SO32
S2 
CO32
SiO32
PO43
CrO42
Названия средних
кислотных остатков
хлорид
нитрат
нитрит
сульфат
сульфит
сульфид
карбонат
силикат
фосфат
хромат
Примеры средних солей
и их названия
FeCl2 – хлорид железа (II)
AgNO3 – нитрат серебра
NaNO2 – нитрит натрия
MgSO4 – сульфат магния
K2SO3 – сульфит калия
CuS – сульфид меди (II)
CaCO3 – карбонат кальция
Na2SiO3 – силикат натрия
К3PO4 – фосфат калия
CaCrO4 – хромат кальция
Упражнение 4.7. Составьте химические формулы следующих солей:
нитрат калия, карбонат натрия, фосфат кальция, хлорид аммония. Аммоний
(NH4+) – это остаток гидроксида аммония NH4OH.
50
Таким образом, рассмотрены три класса неорганических кислородсодержащих соединений: оксиды, гидроксиды, соли. Существует несколько иная
классификация: оксиды, гидроксиды, кислоты и соли. Амфотерные соединения
относят в зависимости от проявляемых свойств к гидроксидам или кислотам.
Домашние задания
Задание 4.4. Выучите наизусть названия кислот и названия соответствующих солей на русском языке (табл. 4.3 и табл. 4.6)
Задание 4.5. Составьте формулы следующих солей: cульфит меди (II), силикат кальция, сульфид цинка, карбонат кальция, хлорид натрия, нитрит магния.
4.3. ПРИНЦИП КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ
Оксиды и гидроксиды разной химической природы могут взаимодействовать между собой (принцип кислотно-основного взаимодействия). В результате
реакции всегда образуется соль.
С водой взаимодействуют те оксиды, которым соответствуют растворимые основания (щёлочи) и растворимые кислоты.
Пример 4.7. Напишите реакции взаимодействия с водой оксида азота (III)
и оксида бария. Назовите полученные соединения.
Решение.
N2O3
+ H2O →
2 HNO2
кислотный оксид
ВаO
основный оксид
азотистая кислота
+
H2O
→
Вa(OH)2
гидроксид бария (основание)
Упражнение 4.8. Напишите реакции взаимодействия с водой оксида серы (IV) и оксида калия. Назовите полученные соединения.
Пример 4.8. Из предложенных реакций напишите те, которые принципиально осуществимы
а) SO3 + KOH →
в) CaO + HCl →
б) SO3 + H2SiO3 →
г) CaO + Fe(OH)2 →
Решение.
Реакция а) осуществима, так как SO3 – кислотный оксид, поэтому он
реагирует с основанием КОН: а) SO 3 + 2KOH → K2SO4 + H2O.
Реакция б) неосуществима, так как кислотный оксид не взаимодействует
с кислотой.
Реакция в) осуществима, так как СаО − основный оксид, поэтому он
реагирует с кислотой: в) CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O.
Реакция г) неосуществима, так как основный оксид не взаимодействует
с основанием.
Упражнение 4.9. Из предложенных реакций напишите те, которые принципиально осуществимы:
a) CO2 + NaOH →
д) N2O5 + SO3 →
51
б) HNO3 + P2O5 →
е) SO 2 + Na2O →
в) H2SO4 + BaO →
ж) Cu(OH)2 + MnO →
г) H2SO4 + Fe(OH)2 →
Назовите продукты реакций.
з) Cu(OH)2 + HCl →
Составление уравнений реакций получения солей
возможные уравнения реакций получения
Пример 4.9. Составьте
сульфата магния путем взаимодействия соединений различных классов.
Решение. Запишем формулу соли, а также формулы соответствующих
оксидов и гидроксидов, из которых может быть получена данная соль:
соль
MgSO4;
кислота
H2SO4;
кислотный оксид
SO3;
основный оксид
MgO;
основный гидроксид
Mg(OH)2.
При составлении уравнений реакций получения соли следует иметь ввиду
принцип кислотно-основного взаимодействия.
а) MgO
+ SO3
→ MgSO4
б) MgO
+ H2SO4
→ MgSO4
+ H2О
в) Mg(OH)2
+ SO3
→ MgSO4
+ H2О
г) Mg(OH)2
+ H2SO4
→ MgSO4
+ 2H2О
основный оксид
основный оксид
основание
основание
кислотный оксид
кислота
соль
соль
кислотный оксид
кислота
соль
соль
вода
вода
вода
Упражнение 4.10. Получите вариант задания (табл. 4.7). Напишите
уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте
аналогично примеру 4.9.
Таблица 4.7
Варианты заданий
Номер варианта
I
II
III
Название соли
Карбонат кальция
Фосфат калия
Силикат натрия
Номер варианта
IV
V
VI
Название соли
Сульфит калия
Карбонат натрия
Сульфат кальция
Составление уравнений реакций последовательных превращений
На основании химических свойств важнейших классов неорганических
соединений можно составлять уравнения реакций их взаимных превращений.
Пример 4.10. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения:
Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3.
52
Решение. Оксид алюминия из металла можно получить непосредственным окислением алюминия:
4Al + 3O2 → 2Al2O3.
Соль соляной кислоты (хлорид алюминия) образуется при взаимодействии оксида с кислотой (см. пример 4.10(б)):
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O.
Гидроксид алюминия образуется при взаимодействии хлорида алюминия
и растворимого основания:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3↓ + 3NaCl.
Упражнение 4.11. Напишите уравнения реакций, при помощи которых
можно осуществить следующие превращения:
Zn → ZnO → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnSO4.
Домашние задания
Задание 4.6. Из предложенных реакций напишите те, которые принципиально осуществимы:
a) H2CO3 + NaOH →
г) KOH
+ HCl
→
б) H2CO3 + SO3
→
д) H3PO4
+ NaOH →
в) Na2O
+ BaO
→
е) Zn(OH)2 + NaOH →
Назовите продукты реакции.
Задание 4.7. Напишите уравнения реакций получения средней соли, выбрав
вариант не тот, который вы выполняли на занятии (см. упражнение 4.11).
Задание 4.8. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения:
SO3 → H2SO4 → BaSO4 → BaCl2.
4.4. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Назовите важнейшие классы неорганических соединений и приведите
примеры соединений.
2. Укажите, к каким классам неорганических веществ относятся приведённые вещества: CO2, Ca(OH)2, H3PO4, FeO.
Какие из них будут взаимодействовать с гидроксидом калия? Составьте
уравнения возможных реакций. Назовите полученные соли.
5. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
CaO → Са(ОН)2 → CaSO4 → Ca(NO3)2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → H2CO3.
Напишите названия продуктов реакции. К каким классам соединений они
относятся?
Тема 5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 5.1.
53
Таблица 5.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Водородный показатель рН
Гидролиз солей
Гидратированные ионы
Гомогенная система
Диссоциировать
Ионное произведение воды
Ионно-молекулярное
уравнение
Ионы
Катион (анион)
Кислая среда
Константа диссоциации
Малорастворимое вещество
Молекулярное уравнение
Молярная концентрация
Недиссоциированные
молекулы
Нейтральная среда
Полные ионномолекулярные уравнения
Практически необратимые
Практически нерастворимые
Раствор
Растворитель
Растворённое вещество
Растворимость
Реакции двойного обмена
Сильный электролит
Слабый электролит
Сокращённые ионномолекулярные уравнения
Степень диссоциации
Ступень диссоциации
Таблица растворимости
Щелочная среда
Электролит
Электролитическая
диссоциация
Английский язык
pH value
Hydrolysis of salts
Hydrated ions
The homogeneous system
Dissociate
Ionic product of water
Ion-molecular equation
Ions
Cation (anion)
Acid environments
Dissociation constant
Slightly soluble substance
Molecular equation
The molar concentration
No dissociated molecules
Neutral environments
Total ion-molecular equation
Practically unconvertible
Practically insoluble
Solution
Solvent
Solute
Solubility
Reaction doubleexchange
Strong electrolyte
Weak electrolyte
Short ion-molecular equation
The degree of dissociation
Stage of dissociation
Solubility table
Alkaline environments
Electrolyte
Electrolytic dissociation
54
Родной язык
Растворы – это равновесные гомогенные системы переменного состава,
которые состоят из растворителя, одного или нескольких растворённых веществ и продуктов их взаимодействия. Растворитель – среда, в которой равномерно распределено растворённое вещество.
5.1. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Электролиты способны под действием полярных молекул растворителя
распадаться (диссоциировать) на ионы − заряженные частицы. К электролитам относятся гидроксиды и соли.
Если, например, соль KCl (ионный тип химической связи) растворить в
воде, то под действием полярных молекул воды хлорид калия диссоциирует на
катион калия (K+) и хлорид-анион (Cl) (рис. 14). В раствор переходят гидратированные ионы.
─
─
─
─
+
+
Cl─
K+
Cl
─
+
+
+
─
K
Cl
─
+
+
+
+
─
─
─
+
+
Cl─
K+
+
+
─
─
─
+
─
+
─
K+
+
─
−
+
Диполь Н2О
+
─
─
+
Рис. 14. Схема процесса диссоциации хлорида калия
Схема электролитической диссоциации записывается без участия молекул
воды:
KСl → K+ + Cl.
Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α)
равна отношению числа молекул, которые диссоциировали на ионы, к общему
числу молекул электролита. Для сильных электролитов (табл. 5.2) степень диссоциации принята равной единице, для слабых электролитов α значительно
меньше единицы.
55
Таблица 5.2
Сильные и слабые электролиты
Соединения
Кислоты
Основания
Соли
Сильные
HNO3, HCl, H2SO4 (в виде разбавленного раствора) и другие
KOH, NaOH, Ba(OH)2
и другие
практически все соли
Слабые
HNO2, H2S, H2SO3,
H2CO3, H2SiO3, H3PO4,
HF и другие
NH4OH, нерастворимые
основания
−
Примечание: к слабым электролитам относится также вода.
Процесс диссоциации сильных электролитов происходит сразу в одну
ступень и схема диссоциации записывается как необратимый процесс. Условно
формулу гидроксида можно представить как Э−О−Н. Если более полярна химическая связь Э−ОН, то гидроксид проявляет свойства основания, если более
полярна связь ЭО−Н, то свойства кислоты.
Пример 5.1. Напишите уравнения электролитической диссоциации сильных электролитов: HNO3, NaOH, Са(NO3)2 . Укажите названия электролитов.
Решение. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, которые диссоциируют с образованием иона
водорода Н+, точнее Н3О+ (Н+·Н2О) и кислотного остатка (см. табл. 4.6). Азотная кислота диссоциирует так:
HNO3 → H+ + NO3.
Основания – это электролиты, которые диссоциируют с образованием
гидроксид-ионов OH  и остатков основания. Гидроксид натрия диссоциирует:
NaOH → Na+ + OH  .
Соли при диссоциации разлагаются на основные и кислотные остатки.
Нитрат кальция диссоциирует так:
Са(NO3)2 → Са2+ + 2NO3.
Упражнение 5.1. Напишите уравнения электролитической диссоциации
сильных электролитов: H2SO4, Ba(OH)2, Na2SO4.
Укажите, к какому классу относятся соединения и назовите электролиты.
Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в
растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Схему процесса диссоциации слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.
Пример 5.2. Напишите схемы электролитической диссоциации слабых
электролитов HNO2 и NH4OH, а также выражения для констант диссоциации.
Укажите, к какому классу относятся соединения и какое из них является более слабым электролитом.
56
Решение.
HNO2 H+ + NO2
−
[H + ] ⋅ [NO 2 ]
K HNO2 =
= 4,0 ⋅10 − 4
[HNO 2 ]
[NH 4 + ] ⋅[OH − ]
K NH OH =
=1,8 ⋅10 − 5
4
[NH 4 OH]
азотистая кислота
NH4OH NH4+ + OH
гидроксид аммония
(основание)
NH4OH является более слабым электролитом, т.к. K NH OH < K HNO .
4
2
Упражнение 5.2. Напишите уравнения электролитической диссоциации слабых электролитов HF и CH3COOH, а также выражения для констант диссоциации.
Укажите, к какому классу относятся соединения и какое из них является более слабым электролитом.
Слабые кислоты, в состав молекул которых входят два и более атомов водорода, и слабые основания, в состав молекул которых входят две и более гидроксидных групп, диссоциируют в две и более ступени и имеют две и более
константы диссоциации. Ступеней и констант диссоциации столько, каков заряд кислотного или основного остатка.
Таблица 5.3
Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах
Вещество
HF
HNO2
H2 S
H2SO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
CH3COOH
NH4OH
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Zn(OH)2
Mg(OH)2
Pb(OH)2
I
K
6,6 · 10 4
4,0 · 10 4
1,1 · 10 7
1,6 · 10 2
4,5 · 10 7
1,3 · 10 1 0
7,5 · 10 3
1.8 · 10 5
1,8 · 10 5
−
−
−
4,4 · 10 5
−
9,6 · 10 4
Константа диссоциации
KII
−
−
1,0 · 10 1 4
6,3 · 10 8
4,8 · 10 1 1
2,0 · 10 1 2
6,3 · 10 8
−
−
3,4 · 10 7
1,3 · 10 4
1,8 · 10 1 1
1,5 · 10 9
2,5 · 10 3
3,0 · 10 8
KIII
−
−
−
−
−
−
1,3 · 10 1 2
−
−
−
−
1,4 ⋅ 10 1 2
−
−
−
Диссоциация сильных электролитов характеризуется константой активности.
Домашнее задание
Задание 5.1. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ HCl, KOH, Na2CO3, MnCl2. Для слабых электролитов напишите выражения для констант диссоциации. Укажите, к какому классу относятся соединения
и какое из них является более слабым электролитом.
57
5.2. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ
Реакции в растворах электролитов между ионами растворённых веществ,
называют реакциями двойного обмена. Решить вопрос о возможности протекания
реакции и понять её сущность позволяют ионно-молекулярные уравнения.
Правила составления уравнений ионно-молекулярных реакций
1. Составляется молекулярное уравнение реакции. Формулы веществ
записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если
необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.
2. Составляется полное ионно-молекулярное уравнение. В молекулярной
форме следует записывать слабые (табл. 5.2 и 5.3), малорастворимые и
нерастворимые (табл. 5.4) электролиты и газообразные вещества. Все эти вещества
или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В виде ионов
записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли (табл. 5.2 и
5.4). Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул.
3. Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение. Ионы,
которые в ходе реакции не изменяются, сокращают. Полученное уравнение
показывает суть реакции.
Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют газы, малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) (табл. 5.3 и 5.4).
Таблица 5.4
Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде
Катион + K+,
NH4+ Mg2+ Ca2+
H
Na+
Анион
OH
Р
Р
Н
М
CI
Р
Р
Р
Р
Р
NO3
Р
Р
Р
Р
Р
2
S
Р
Р
Р
─
─
2
SO3 
Р
Р
Р
М
М
SO42
Р
Р
Р
Р
М
2
CO3 
Р
Р
Р
М
Н
HCO3 Р
Р
Р
Р
Р
2
SiO3 
Н
Р
Р
Н
Н
РО43
Р
Р
─
Н
Н
Cu2+
Zn2+
Mn2+
Fe2+
Fe3+
AI3+
Н
Р
Р
Н
─
Р
Н
─
Н
Н
Н
Р
Р
Н
М
Р
Н
─
Н
Н
Н
Р
Р
Н
Н
Р
─
─
─
Н
Н
Р
Р
Н
М
Р
Н
Р
Н
Н
Н
Р
Р
Н
─
Р
─
Р
Н
Н
Н
Р
Р
─
─
Р
─
Р
Н
Н
Ва2+
Р
Р
Р
─
Н
Н
Н
Р
Н
Н
Р – растворимое вещество, М – малорастворимое, Н – нерастворимое, «─» − разлагается водой
Пример 5.3. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если
к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные уравнения.
Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции (р – растворимое, н – нерастворимое ). Все
растворимые соли являются сильными электролитами.
58
CaCl2
+
CaCl2
+
р
Р
2NaNO3
→ Ca(NO3)2 + 2NaCl;
Na2SO4
→
р
р
р
CaSO4↓
р
+ 2NaCl.
н
р
В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений
сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или
нерастворимые – в виде молекул.
Ca2+ + 2Cl + 2Na+ + 2NO3 → Ca2+ + 2NO3 + 2Na+ + 2Cl;
Ca2+ + 2Cl + 2Na+ + SO4 2 → CaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl.
В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное
ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca2+ + SO42 → CaSO4↓,
т.е. во втором случае имеет место химическое взаимодействие с образованием
малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой, т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она
протекает в очень незначительной степени.
Упражнение 5.3. Составьте молекулярные, полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения:
FeCl2 + Na2SiO3 →
NaOH + HNO3 →
Na2СО3 + HCl →
На основании данного упражнения укажите условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.
Если известно сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции,
можно написать уравнение реакции в молекулярной форме.
Пример 5.4. По известному сокращённому ионно-молекулярному уравнению:
Zn2+ + 2 ОН→ Zn(ОН)2↓
составьте молекулярное и полное ионно-молекулярное уравнения.
Решение. В реакции участвуют два электролита. Один электролит при
растворении в воде и электролитической диссоциации образует ион Zn2+. Это
может быть любая растворимая соль цинка, например ZnSO4. Второй электролит при растворении и диссоциации образует ион ОН . Это может быть любая
щёлочь, например КОН.
Запишем молекулярное уравнение
ZnSO4 + 2KОН → Zn(ОН)2↓ + K2SO4.
Напишем ионно-молекулярные уравнения и проверим правильность решения.
Zn2+ + SO42 ─ + 2K+ + 2ОН → Zn(ОН)2↓ + 2K+ + 2ОН ─ ;
Zn2+ + 2ОН→ Zn(ОН)2↓,
что соответствует заданному условию.
Упражнение 5.4. По известным сокращённым ионно-молекулярным
уравнениям:
59
Cu2+ + S2 ─→ CuS ↓;
2H+ + SO32─ → H2SO3;
NH4+ + ОН → NH4OH
составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций.
Домашние задания
Задание 5.2. Закончите молекулярные уравнения и напишите в полной и
сокращённой ионно-молекулярной форме уравнения следующих реакций:
а) Na2SiO3 + 2HCl →
б) K2CO3 + H2SO4 →
в) CaCl2 + Na3PO4 →
Задание 5.3. По известным сокращённым ионно-молекулярным уравнениям:
а) Ca + CO32 → CaCO3 ↓; б) H+ + ОН → H2O; в) Al3+ + 3ОН Al(OH)3↓
составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций.
2+
Задание 5.4. К раствору нитрата магния добавлены:
а) раствор гидроксида натрия;
б) раствор сульфата натрия.
В каком случае произойдет химическое взаимодействие? Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями реакций.
5.3. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН
Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению
Н2О Н+ + ОН .
В любом водном растворе при 22 °С произведение концентраций ионов
воды (ионное произведение воды – КW) является величиной постоянной:
КW = СН+· СОН– = 10–14,
где СН+ − концентрация ионов Н+;
СОН– − концентрация ионов ОН .
В нейтральной среде СН+ = С О Н  = 10  7 моль/л,
в кислой среде СН+ > С ОН , т.е. СН+ >10–7 моль/л, например СН+ =10 –6 моль/л,
в щелочной среде СН+ < С О Н  , , т.е. СН+ < 10–7 моль/л, например СН+ =10 –8 моль/л.
Реакция среды характеризуется водородным показателем:
pН = − lg CH+ .
Если подставить значения концентраций ионов водорода в формулу для
вычисления рН, то получим:
в нейтральной среде:
рН = − lg 10 – 7 = 7;
в кислой среде:
рН = − lg 10 – 6 = 6;
в щелочной среде:
рН = − lg 10 – 8 = 8.
Следовательно, в нейтральной среде р Н = 7 , в кислой – р Н < 7 , в щелочной – р Н > 7 .
60
Пример 5.5. Раствор уксусной кислоты с молярной концентрацией
0,1 моль/л имеет рН = 2. Вычислить степень диссоциации кислоты.
Решение. Уксусная кислота диссоциирует по уравнению:
СН3СООН СН3СОО + Н+,
поэтому число молекул, которые продиссоциировали (число диссоциированных молекул) кислоты равно числу ионов Н+, которые образовались при диссоциации:
α=
с СН COOH ( диссоциированных)
3
с СН СООН
3
=
с Н+
с СН СООН
3
.
–рН
Из определения рН = – lg CН+ следует, что СН+ = 10
, в нашем случае
–2
СН+ = 10 = 0,01. Тогда α = 0,01 : 0,1 = 0,1.
Упражнение 5.6. Вычислите степень диссоциации соляной кислоты, если
рН её раствора с молярной концентрацией 0,001 моль/л равен 3.
Пример 5.6. Раствор гидроксида аммония с молярной концентрацией 0,01
моль/л имеет рН = 10. Вычислите степень диссоциации основания.
Решение. Гидроксид аммония диссоциирует по уравнению
NH4OH NH4+ + OH,
поэтому число диссоциированных молекул основания равно числу ионов
OH, которые образовались при диссоциации:
c
с
NH OH ( диссоциированных)
4
α=
= ОН .
c
с
NH OH
4
NH OH
4
Из определения рН = – lg сН+ следует, что сН+ = 10 – р Н , в нашем случае
сН+ = 10  1 0 моль/л.
Зная ионное произведение воды [H+]·[OH  ]= 1014 , рассчитаем с ОН  :
СОН–
= 10
14
10 −4
: 10 = 10 . Тогда α = − 2 = 10 − 2 = 0,01 .
10
10
4
Упражнение 5.6. Определите рН раствора КОН, если его молярная концентрация составляет 0.01 моль/л, а степень диссоциации равна единице.
Домашние задания
Задание 5.5. Вычислите концентрацию СН3СООН, если рН её раствора
равен 3, а степень её диссоциации составляет 0,1.
Задание 5.6. Вычислите степень диссоциации гидроксида натрия, если рН
его раствора равен 11, а молярная концентрация 0,001 моль/л.
5.4. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз – разложение водой. При растворении соли в воде происходит
её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаи61
модействовать с водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов.
Если катион соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с водой образуется это слабое основание. Если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.
Пример 5.7. Хлорид аммония NH4Cl образован слабым основанием
NH4OH и сильной кислотой HCl. При растворении соль вступает в обменное
взаимодействие с водой. Напишем молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза данной соли:
NH4Cl + HOH NH4OH + HCl;
NH4+ + Cl + HOH NH4OH + H+ + Cl;
NH4+ + HOH NH4OH + H+.
В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так
как слабый электролит (Н2О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH4OH – один из продуктов реакции.
Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и
протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания.
В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе
накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой,
СН+ > СОН.
Пример 5.8. Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой HNO2 и
сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия выглядят так:
NaNO2 + HOH NaOH + HNO2;
Na+ + NO2─ + HOH Na+ + OH + HNO2;
NO2 + HOH OH + HNO2.
Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН, СН+ < С ОН . Причиной гидролиза является образование слабой кислоты HNO2 .
Пример 5.9. Нитрит аммония образован слабым основанием NH4OH и
слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:
NH4 NO2 + НОН NH4OH + HNO2;
NH4+ + NO2─ + НОН NH4OH + HNO2.
В данном случае рН среды будет слабокислым, так как константа диссоциации NH4OH немного меньше, чем константа диссоциации HNO2 (табл. 5.3).
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу
не подвергаются, и pH среды не меняется, например:
NaCl + HOH = NaOH + HCl;
Na+ + Cl + HOH = Na+ + OH + H+ + Cl;
HOH = H+ + OH.
62
Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие соли с
водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.
Реакцию гидролиза можно представить как реакцию обратную реакции
нейтрализации (реакции взаимодействия кислоты и основания):
Соль + Вода Кислота + Основание.
Реакция нейтрализации идёт с выделением теплоты, а процесс гидролиза
– с поглощением, то есть является эндотермическим. В соответствии с
правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли
должно смещать равновесие в сторону процесса, который идёт с поглощением
тепла, то есть усиливать гидролиз соли.
Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, так как
увеличивается число ионов H+ и OH, взаимодействующих с ионами соли.
Упражнение 5.7. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза фторида калия (KF), нитрата аммония (NH4NO3) и хлорида
железа (II) (FeCl2). Укажите причину гидролиза и изменения pH среды.
Домашнее задание
Задание 5.7. Напишите уравнения гидролиза солей в молекулярной, полной
и сокращённой ионно-молекулярной форме. Укажите причину гидролиза. Накопление каких частиц в растворе изменяет рН среды? Укажите названия солей.
А) Na2SiO3 + HOH б) ZnCl2 + HOH 5.5. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Теоретические вопросы
1. Какие системы называются растворами?
2. Назовите классы неорганических соединений, которые являются электролитами и объясните сущность электролитической диссоциации.
3. Укажите условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.
4. Что такое «водородный показатель рН» и какие значения он принимает
в кислой, нейтральной и щелочной средах?
5. Что понимают под гидролизом солей и какие соли подвергаются гидролизу?
Упражнения
1. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: HNO3,
KOH, Mn(OH)2, H2SiO3, MgSO4, NH4NO3. Для слабых электролитов напишите
выражения констант диссоциации. Укажите названия всех электролитов.
2. Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия:
· карбоната калия и соляной кислоты;
63
· хлорида железа (III) и сульфида натрия;
· серной кислоты и силиката калия.
3. Растворы азотной и азотистой кислот имеют одинаковую концентрацию:
0,1 моль/л, значения водородного показателя: рН (HNO2) = 2, рН(HNO3) = 1. Вычислите степень диссоциации данных кислот.
4. Вычислите молярную концентрацию раствора гидроксида аммония, если степень его диссоциации равна α = 0,1, а водородный показатель рН = 11.
5. Напишите уравнения гидролиза сульфида натрия и нитрата свинца в
молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярной форме. Укажите
причину гидролиза. Увеличение концентрации каких частиц в растворе изменяет рН среды?
Тема 6. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 6.1.
6.1. ХИМИЧЕСКАЯ АКТИВНОСТЬ МЕТАЛЛОВ
Во всех окислительно-восстановительных реакциях металлы (Ме0) являются восстановителями. Количественной характеристикой электрохимической
активности металлов является величина электродного потенциала.
При контакте металла с раствором собственной соли протекают два противоположных процесса:
1) переход ионов из металла в раствор;
2) адсорбция катионов металла из раствора на поверхности металла.
Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше
скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный. Если скорость
второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается
положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно.
Между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:
E Men + /Me0 = E 0Men + / Me0 +
0,059
⋅ lg c Men + ,
n
(6.1)
где Е 0Ме /Me − стандартный электродный потенциал, возникающий на границе
раздела «металл–раствор» при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре
298 К и давлении 101 кПа (табл. 6.2);
n – число электронов, принимающих участие в процессе на электроде;
c Men + – концентрация ионов металла в растворе.
n+
0
64
Таблица 6.1
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Английский язык
Адсорбция катионов
The adsorption of cations
Внешняя цепь
The external circuit
Внутренняя цепь
Internal circuit
Восстановитель
Reducing agent
Восстановить
Redukcion
Вытеснить
Displace
Гальванический элемент
Galvanic cell
До водорода
Up to hydrogen
Контакт металла
Metal contact
Избыточный отрицательный заряд The excess negative charge
Окислительно-восстановительные Oxidation-reduction
реакции
reactions
Погрузить
Immerse
После водорода
After hydrogen
Поместить
Place the
Прилегающий слой раствора
The adjacent layer of the
solution
Проводник второго рода
The conductor of the second kind
Проводник первого рода
The conductor of the first
kind
Разность потенциалов
Difference of potentials
Раствор собственной соли
Own salt solution
Ряд активности металлов
Series of metal activity
Ряд стандартных электродных по- A number of standard elecтенциалов
trode potentials
Свободные электроны
The free electrons
Стандартный водородный
Standard hydrogen elecэлектрод
trode
Стандартный электродный потен- Standard electrode potential
циал
Электродный потенциал
Electrode potential of metal
металла
Электродный процесс
The electrode process
Электролитический мостик
Electrolytic bridge
Электронное уравнение
Electron equation
Электрохимическая активность
Electrochemical activity
Электрохимический ряд
Series of electrochemical
напряжений металлов
potential of metal
65
Родной язык
Пример 6.1. Рассчитайте величину электродного потенциала кобальтового электрода в растворе нитрата кобальта с концентрацией 0,01 моль/л.
Решение. Рассчитывать будем по уравнению Нернста (6.1).
0,059
0
E Со 2+ /СС0 = E Со
⋅ lg c Со2+ .
2 + / Со 0 +
n
E0
Co2+ /Co0
Е
Со
2+
/ Со о
= − 0,28 B (табл. 6.2); n = 2;
= − 0,28 В +
cСо2+ = 102 моль/л.
0,059
⋅ lg 10 − 2 = − 0,28B + ( − 0,059) = − 0,34B .
2
Упражнение 6.1. Вычислите величины электродных потенциалов медного электрода в растворе CuSO4 с концентрацией 0,1 моль/л и алюминиевого
электрода в растворе AlCl3 c концентрацией 0,01 моль/л.
В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих
в водной среде при стандартных условиях. Чем меньше величина электродного
потенциала (более отрицательна), тем более активным восстановителем является металл.
Таблица 6.2
Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
Электрод
Реакция
Е0, В
Na+/Na0
Mg2+/Mg0
Al3+/Al0
Mn2+/Mn0
Zn2+/Zn0
Cr3+/Cr0
Fe2+/Fe0
Cd2+/Cd0
Co2+/Co0
Ni2+/Ni0
Sn2+/Sn0
Pb2+/Pb0
H+/½H2
Cu2+/Cu0
Ag+/Ag0
Na+ + e → Na0
Mg2+ + 2e → Mg0
Al3+ + 3e → Al0
Mn2+ + 2e → Mn0
Zn2+ + 2e  → Zn0
Cr3+ + 3e → Cr0
Fe2+ + 2e → Fe0
Cd2+ + 2e → Cd0
Co2+ + 2e → Cd0
Ni2+ + 2e → Ni0
Sn2+ + 2e → Sn0
Pb2+ + 2e → Pb0
H+ + e → ½ H2
Cu2+ + 2e → Cu0
Ag+ + e → Ag0
– 2,71
– 2,38
– 1,66
– 1,18
– 0,76
– 0,74
– 0,44
– 0,40
– 0,28
– 0,25
– 0,14
– 0,13
0,00
+ 0,34
+ 0,80
66
Пример 6.2. Какой из двух металлов медь (Cu) или магний (Mg) является
менее активным восстановителем?
Решение. Сравним величины стандартных электродных потенциалов
(табл. 6.2). Из двух металлов: Cu является менее активным, так как стандарт0
ный электродный потенциал меди ( E Cu
2+ /Cu) = + 0.34 B ) больше стандартного
электродного потенциала магния ( E 0Mg 2+ /Mg ) = − 2,36 B).
Упражнение 6.2. Какой из металлов является более активным восстановителем серебро или золото?
Металлы, величина электродного потенциала которых имеет отрицательное значение, вытесняют водород из растворов кислот, где окислителем
являются ионы водорода (HCl, разбавленная Н2SO4, но не HNO3).
Пример 6.3. Никель и медь поместили в раствор разбавленной серной кислоты. Какой из металлов будет вытеснять водород из раствора?
Решение. Стандартный электродный потенциал никеля имеет отрицательное значение (табл. 6.1), следовательно, Ni0 будет вытеснять водород из
раствора кислоты.
Молекулярное уравнение данного процесса: Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2↑.
Электронные уравнения реакции:
Ni0 − 2e → Ni2+, процесс окисления, Ni0 − восстановитель;
2Н+ + 2е → Н20, процесс восстановления, Н+− окислитель.
Стандартный электродный потенциал меди имеет положительное значение (табл. 6.1), следовательно, Cu не будет вытеснять водород из раствора кислоты: Сu + H2SO4 → реакция не идет.
Упражнение 6.3. В одну из пробирок с раствором соляной кислоты погружена железная пластина, в другую – пластина из серебра. Какой металл будет вытеснять водород из кислоты? Запишите молекулярное и электронные
уравнения процессов окисления и восстановления.
Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
Пример 6.4. Погрузим одну кобальтовую (Со) пластину в раствор сульфата меди (CuSO4), а другую – в раствор сульфата цинка (ZnSO4). В каком случае
будет происходить реакция?
Решение. Стандартный электродный потенциал Со имеет отрицательное
значение, а стандартный электродный потенциал меди – положительное значение. Кобальт более активный восстановитель, чем медь. Следовательно, Со будет вытеснять Cu2+ из раствора её соли.
Молекулярное уравнение реакции: Со + CuSO4 → СоSO4 + Cu.
Электронные уравнения реакции:
Со0 – 2 е → Со2+, процесс окисления, Со0 – восстановитель;
Cu2+ + 2 е → Cu0, процесс восстановления, Cu2+- окислитель.
67
Если же кобальтовую пластину погрузим в раствор сульфата цинка, то
реакция: Со + ZnSО4 → не произойдёт, т.к. Со0 менее активный восстановитель
( E 0Co2+ /Coо = − 0,28 B) , чем Zn0 ( E 0 2+ о = − 0,76 B), и поэтому Со не может восZn
/Zn
становить Zn2+.
Упражнение 6.4. Цинковые пластины погружены одна в раствор сульфата
магния, другая – сульфата кадмия. В каком случае будет происходить реакция?
Напишите молекулярное и электронные уравнения реакции. Ответ поясните в соответствии со стандартными электродными потенциалами металлов.
6.2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Можно создать такие условия, при которых окислительная и
восстановительная реакции будут протекать на разных участках поверхности.
При этом электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не
непосредственно, а по проводнику электрического тока.
Гальванический элемент – химический источник постоянного электрического тока, в котором энергия окислительно-восстановительной реакции преобразуется в электрическую.
Простейший гальванический элемент состоит из двух электродов, которые
погружены в растворы собственных солей. Электроды соединяют металлическим
проводником (внешняя цепь), растворы солей – электролитическим мостиком или
пористой перегородкой (внутренняя цепь). По внешней цепи движутся электроны
от анода к катоду, а по внутренней цепи – анионы от катода к аноду.
Более активный металл в гальваническом элементе является анодом, на
нем идут процессы окисления. Менее активный металл является катодом, на
нём идут процессы восстановления.
Пример 6.5. Рассмотрим работу гальванического элемента, состоящего из
никелевого электрода, погружённого в раствор Ni(NО3)2 и серебряного электрода, погруженного в раствор AgNО3 (рис. 15).
Ni
e
e
Ag
NO3
Ni
2+
Ag+
Ni2+, NO3
Ag+, NO3
Рис. 15. Схема серебряно-никелевого (Ag-Ni) гальванического элемента
68
Из двух металлов более активный никель, его стандартный электродный
потенциал (E0Ni2+ /Niо = − 0,25 B) меньше, чем у серебра (E 0Ag+ /Agо = + 0,80 B) . Следовательно, в данном гальваническом элементе никель будет анодом, серебро –
катодом. Процессы на электродах:
Анод (Ni): Ni0 – 2е → Ni2+, процесс окисления.
Катод (Ag): Ag+ + е → Ag0, процесс восстановления.
При работе гальванического элемента электроны по металлическому проводнику перетекают с анода на катод. В результате этого новые порции никеля
окисляются, а на серебряном электроде (катоде) восстанавливаются ионы серебра из раствора. Таким образом, концентрация ионов Ni2+ в растворе увеличивается, ионов Ag+ − уменьшается. Это влечет за собой перемещение отрицательно заряженных анионов NO3 от катода к аноду.
При работе гальванического элемента анод разрушается, масса катода
увеличивается, концентрация электролита у анода возрастает, у катода –
уменьшается.
Схематично гальванический элемент можно записать следующим образом:
(Анод) Ni | Ni(NО3)2 || AgNО3 | Ag (Катод).
Важнейшей характеристикой гальванического элемента является величина электродвижущей силы (ЭДС), которая является максимальной разностью
потенциалов электродов. Величина ЭДС всегда имеет положительное значение
и рассчитывается по формуле:
ЭДС = Е катода – Е анода,
(6.2)
где Е катода – потенциал катода, Е анода – потенциал анода.
Упражнение 6.5. Рассмотрите работу железо-кобальтового (Fe-Co) гальванического элемента. Электроды помещены соответственно в растворы солей:
FeSO4 и CoSO4 с концентрацией 0,1 моль/л.
Рассчитайте по уравнению Нернста (6.1) значения электродных потенциалов; определите, какой электрод будет катодом, какой – анодом.
Запишите процессы на электродах и схему гальванического элемента.
Рассчитайте ЭДС. Нарисуйте схему гальванического элемента, покажите направление движения электронов, направление движения анионов. Как будет
меняться концентрация растворов электролитов у катода и у анода?
Домашние задания
Задание 6.1. Пластины из олова (Sn) погружены в растворы нитрата никеля, соляной кислоты, нитрата серебра. Укажите, в каком случае будет происходить реакция, напишите электронные уравнения процессов.
Задание 6.2. Рассмотрите работу кадмий-никелевого (Cd-Ni) гальванического элемента. Электроды помещены соответственно в растворы солей:
CdSO4 и NiSO4 с концентрацией 0,1 моль/л.
69
Рассчитайте по уравнению Нернста (6.1) значения электродных потенциалов; определите, какой электрод будет катодом, какой – анодом.
Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите стандартную ЭДС кадмий-никелевого гальванического элемента.
6.3. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛИЧЕСКИХ КОНСТРУКЦИЙ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 6.3.
Коррозия – это разрушение металлов и сплавов в результате их физикохимического взаимодействия с окружающей средой.
Коррозия протекает самопроизвольно, то есть без подвода энергии от
внешнего источника. В результате коррозионного разрушения металлов и сплавов выделяется теплота, которая рассеивается в окружающую среду.
Коррозия сопровождается окислением (разрушением) металла, в ходе которого образуются оксиды, гидроксиды, соли. По механизму протекания процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия протекает в средах, которые не проводят электрический ток, например атмосфера сухих газов, растворы неэлектролитов.
Пример 6.6. Рассмотрим коррозию железа в атмосфере кислорода при
высокой температуре. Схема уравнения данного процесса:
3+
2−
Fe0 + O 2 → Fe 2 O 3 .
Это окислительно-восстановительная реакция, так как её участники изменяют степень окисления. Электронные уравнения:
Железо окисляется:
Fe0 − 3е → Fe3+
Кислород восстанавливается:
О2 + 4е → 2О 
4
12е
0
2
3
Молекулярное уравнение реакции:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3.
Таким образом, сущность химической коррозии сводится к непосредственному взаимодействию металла с окислителем окружающей среды без возникновения в системе электрического тока.
Упражнение 6.6. Рассмотрите коррозию меди (Cu) и алюминия (Al) в атмосфере сухого хлора (Cl2).
Коррозия по электрохимическому механизму происходит в средах, которые проводят электрический ток, например во влажной атмосфере и почве, в
растворах электролитов.
Сущность электрохимической коррозии сводится к возникновению и работе коррозионных элементов. Отличие коррозионного элемента от гальванического элемента заключаются в том, что в нем отсутствует внешняя цепь (металлы
непосредственно контактируют друг с другом); раствор электролита у катода и
анода не разделен.
70
Таблица 6.3
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Атмосферная коррозия
Влажная атмосфера
Внешние факторы
Внутренние факторы
Возникновение электрического
тока
Газовая коррозия
Защита от коррозии
Защитные покрытия
Инертный газ
Ингибитор
Катодная защита
Корродировать
Коррозионный элемент
Коррозия
Легирование
Металлические покрытия
Неоднородность
поверхности металла
Неорганические покрытия
Непосредственное
взаимодействие
Окружающая среда
Органические покрытия
Пассивация
Протекает самопроизвольно
Протекторная защита
Разряжаться
Ржавчина
Сопряжённые процессы
Участок поверхности
Физико-химическое
взаимодействие
Характерные особенности
Химическая коррозия
Электрохимическая коррозия
Английский язык
Аtmospheric corrosion
humid atmosphere
External Factors
Internal factors
The emergence of electric
current
Gas corrosion
Nrust protection
Protective coating
Inert gas
Inhibitor
Cathodic protection
Corrode
Corrosive element
Corrosion
Doping
Metal plating
Inhomogeneity
metal surface
Inorganic plating
The direct interaction
Environment
Organic plating
Passivation
Occurs spontaneously
Tread protection
Discharge
Rust
Paired processes
portion of the surface
Physicochemical
interaction
Special features
Chemical corrosion
Electrochemical corrosion
71
Родной язык
На более активных участках поверхности металла (анодах) происходит
окисление металла: Ме0 – nе → Меn+, на менее активных участках поверхности металла (катодах) происходит восстановление окислителя. Наиболее часто
при электрохимической коррозии на катоде происходит восстановление ионов
водорода или кислорода, растворенного в воде.
Пример 6.7. Рассмотрим коррозию железа с примесью никеля в воде, содержащей углекислый газ (СО2).
Углекислый газ взаимодействует с водой и образует слабую угольную кислоту:
СО2 + Н2О Н2СО3,
которая диссоциирует по уравнению:
Н2СО3 Н+ + НСО3.
Таким образом, раствор, в котором находится образец, будет проводить
электрический ток, и окислителем в нем являются ионы Н+. Запишем схему
коррозионного элемента:
Fe│H+, HCO3 │Ni
Железо (Fe) более активный металл (E0 2+ 0 = − 0,44 B) , он является аноFe /Fe
дом, a никель (Ni) – катодом (E0Ni2+/Ni0 = − 0,25 B) .
Схема электрохимической коррозии железа с примесью никеля в воде,
содержащей углекислый газ, представлена на рис. 16.
Внешняя среда: Fe
2+
Fe2+ Fe2+
H+ HCO3
HCO3
H+
e e e
Fe
Ni
Рис. 16. Схема электрохимической коррозии железа в воде, содержащей СО2
На поверхности железа (анода) происходит процесс окисления.
Уравнение анодного процесса: (Fe0) : Fe0 − 2е → Fe2+.
Железо в виде ионов Fe2+ переходит в раствор, а электроны перетекают
на никель. Поверхность никеля заряжается отрицательно, к ней из раствора
подходят катионы водорода, принимают электроны и восстанавливаются.
Уравнение катодного процесса: (Ni): 2Н+ + 2е → Н2.
Пример 6.8. Рассмотрим коррозию такого же образца (железо с примесью никеля), находящегося во влажной атмосфере, то есть в воде с растворенным в ней кислородом.
Коррозионный элемент в данном примере можно записать следующим
образом:
Fe │ О2, Н2О │ Ni .
анод
катод
72
Уравнения электродных процессов:
анодный (Fe): Fe0 − 2е → Fe2+ − окисление;
катодный (Ni): О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН − восстановление.
Упражнение 6.7. Рассмотрите коррозию железа с примесью цинка в атмосфере влажного воздуха.
На скорость коррозии влияют как внутренние факторы (неоднородность
металла по химическому и фазовому составам, дефекты кристаллической решетки, наличие примесей и др.), так и внешние (реакция среды, наличие ионов–
активаторов коррозии, агрессивных газов и др.).
Домашние задания
Задание 6.3. Железо или медь будет корродировать с бóльшей скоростью
в атмосфере кислорода при высокой температуре? Напишите уравнения реакций в молекулярном виде, уравнения окисления и восстановления. Ответ объясните.
Задание 6.4. Напишите уравнения электродных процессов, которые происходят при коррозии никеля с примесью кобальта. Образец находится в растворе соляной кислоты.
Защита металлов от коррозии
Многочисленные методы защиты металлов от коррозии в зависимости от
механизма их действия условно делятся на следующие группы:
а) легирование металлов;
б) защитные покрытия;
в) электрохимическая защита; г) изменение свойств окружающей среды.
Легирование металлов – это введение в состав металла или сплава компонентов, которые придают им определенные физико-химические и механические
свойства. Например, для повышения коррозионной стойкости сталей применяют
хром (Cr), вольфрам (W), никель (Ni), молибден (Mo), кремний (Si) и др. Легирование – метод эффективный, но дорогой. Широко используется для защиты от газовой коррозии.
Защитные покрытия. Суть действия любого покрытия заключается в
изоляции поверхности металла от агрессивной окружающей среды. Покрытия
делятся на органические и неорганические (неметаллические и металлические).
Металлические покрытия делятся на анодные и катодные. В основу этого деления положено то, какую функцию выполняет металл покрытия при его разрушении и коррозии.
Катодные покрытия – это покрытие защищаемого металла менее активным металлом (электродный потенциал металла покрытия больше электродного потенциала защищаемого металла). В качестве катодного покрытия для железа (стали) используют покрытия из олова, меди, серебра.
Пример 6.9. Рассмотрите коррозию образца из железа, покрытого оловом
(луженое железо). Образец находится в растворе соляной кислоты.
73
Решение. При нарушении покрытия в кислом растворе электролита возникает коррозионный элемент: Fe | H+ | Sn, в котором анодом является железо
(Fe), как более активный металл (E0 2+ ) = − 0,44 B) , катодом является металл поFе /Fe
0
крытия – олово (Sn) (ESn
2+ /Sn о = − 0,14 B) .
Схема коррозии железа в кислой среде при нарушении покрытия представлена на рис. 17.
Уравнения электродных процессов:
анод (Fe): Fe0 – 2e → Fe2+ (процесс окисления);
катод (Sn): 2Н+ + 2е → Н2 (процесс восстановления).
Sn
(катод)
Н+
Н+
+
Fe2+ Н
Fe (анод)
Рис. 17. Схема коррозии железа в кислой среде при нарушении катодного покрытия
При нарушении катодного покрытия корродирует защищаемый металл.
Таким образом, катодное покрытие будет защищать металл от коррозии только
при отсутствии повреждений.
Упражнение 6.8. Железо, покрытое никелем, находится в атмосфере
влажного воздуха. Какой из двух металлов будет корродировать при нарушении покрытия? Составьте схему коррозионного элемента и уравнения электродных
процессов.
Анодное покрытие – это покрытие защищаемого металла более активным металлом (электродный потенциал металла покрытия меньше электродного потенциала защищаемого металла). Примером анодного покрытия для железа (стали) являются покрытия из цинка (Zn) и хрома (Cr).
Пример 6.10. Рассмотрите коррозию образца из железа, покрытого цинком (оцинкованное железо), который находится во влажном воздухе.
Решение. При нарушении покрытия возникает коррозионный элемент:
Zn | Н2О, О2 | Fe,
где анодом является металл покрытия цинк (Zn), как более активный металл,
катодом – защищаемый металл железо (Fe).
Схема коррозии оцинкованного железа во влажном воздухе при нарушении покрытия представлена на рис. 18.
Уравнения электродных процессов:
анод (Zn): Zn0 – 2e → Zn2+ (процесс окисления);
катод (Fe): 2Н2O + О2 + 4е → 4ОН (процесс восстановления).
74
Zn2+
Н2О, О2
Zn2+
Zn
(анод)
Fe (катод)
Рис. 18. Схема коррозии железа во влажном воздухе
при нарушении анодного покрытия
Таким образом, при нарушении анодного покрытия корродирует металл
покрытия, защищаемый металл не разрушается. Анодное покрытие защищает
металл от коррозии как при отсутствии повреждений, так и при их наличии.
Упражнение 6.9. Железо, покрытое хромом, находится в кислой среде.
Какой из двух металлов будет корродировать при нарушении покрытия? Составьте схему коррозионного элемента и напишите уравнения электродных
процессов.
Электрохимические методы защиты. Эти методы основаны на торможении
скорости анодных или катодных реакций коррозионного процесса. Применяются
только в средах, которые хорошо проводят электрический ток. Примером электрохимических методов защиты является катодная и протекторная защита.
Катодная защита: защищаемую деталь присоединяют к отрицательному
полюсу источника постоянного электрического тока, делая её катодом. На некотором расстоянии располагают вспомогательный электрод, который подключают к положительному полюсу источника тока, делая его анодом.
Протекторная защита: защищаемую деталь также делают катодом, но
достигается это тем, что её соединяют с металлом-протектором, потенциал которого более отрицателен. Протектор, являясь анодом, разрушается, на защищаемой конструкции происходит процесс восстановления окислителя окружающей среды.
Пример 6.11. Можно ли защитить конструкцию из железа от коррозии в
морской воде, если к нему приварить магниевую пластину?
Решение. Морская вода хорошо проводит электрический ток, окислителем будет растворенный в воде кислород. В данном случае возникает коррозионный элемент:
Mg │H2О, О2│Fe.
Анод
катод
В соответствии с величинами стандартных электродных потенциалов
E
= −2,36 B, E0Fe2+/ Fe0 = − 0,44 B, магний будет анодом, а железо – катодом (рис. 19). Уравнения электродных процессов:
Анод (Mg – протектор): Mg0 – 2e → Mg2+, окисление.
0
2+
0
Mg /Mg
Катод (Fe – защищаемая конструкция): 2H2O + O2 – 4e → 4OH , восстановление.
75
Внешняя среда: Н2О, О2
Mg (протектор)
е е е
Fe
(катод)
Mg2+
Mg2+
Mg2+
Рис. 19. Схема протекторной защиты железа
Конструкцию из железа можно защитить, если использовать в качестве
протектора магний. Железо в этой паре будет катодом, и на нем будет восстанавливаться растворенный в воде окислитель.
Упражнение 6.10. Можно ли использовать в качестве протектора цинк
для защиты стальных конструкций, находящихся во влажной почве, имеющей
кислую реакцию среды?
Запишите величины стандартных электродных потенциалов цинка и железа. Составьте схемы коррозионного элемента и протекторной защиты, напишите уравнения электродных процессов.
Изменение свойств окружающей среды. Суть метода состоит в уменьшении концентрации окислителя в окружающей среде, что приводит к снижению
скорости коррозии. Достичь этого можно различными способами: а) кипячением воды (при повышении температуры растворимость кислорода уменьшается
и, следовательно, уменьшается его концентрация в воде); б) продуванием
инертного газа через раствор, в результате чего понижается концентрация кислорода в воде; в) применением восстановителей; д) уменьшением кислотности
растворов; г) использованием ингибиторов.
Домашние задания
Задание 6.5. Можно ли использовать магний в качестве протектора для защиты алюминиевых конструкций от коррозии в морской воде. Ответ поясните.
Задание 6.6. Изделие из железа покрыто медью. Какой из металлов будет
разрушаться при нарушении целостности покрытия? Напишите уравнения происходящих электродных процессов, если изделие находится в растворе кислоты.
6.4. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 6.4.
76
Таблица 6.4
Слова и словосочетания для справок
Русский язык
Активный анод
Анодные (катодные) процессы
Внешний источник
постоянного электрического
тока
Инертный анод
Наиболее сильный
восстановитель
Наиболее сильный окислитель
Наиболее отрицательный
потенциал
Наиболее положительный
потенциал
Нерастворимый анод
Перемещение ионов
Подключён
Последовательность процессов на
аноде (на катоде)
Потенциал водородного
электрода
Процесс восстановления
(окисления)
Разряд ионов
Расплав электролита
Растворимый анод
Совокупность процессов
Электролиз
Электролизёр
Электрохимическое
восстановление (окисление)
Английский язык
anode active
The anode (cathode)
processes
External DC electric
current
Родной язык
anode passive
The strongest reducing
agent
The most powerful oxidant
The most negative
potential
The most positive potential
The insoluble anode
Moving ions
Connected
The sequence of processes
in the anode (the cathode)
The potential of a hydrogen electrode
The recovery process
(oxidation)
The discharge of ions
Electrolyte melt
Soluble anode
A set of processes
Electrolysis
The cell
Electrochemical reduction
(oxidation)
Электролизом называют совокупность процессов, происходящих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или
раствор электролита. Электролиз проводится в электролизёре (рис. 20).
Электрод, который подключён к отрицательному полюсу внешнего источника
постоянного электрического тока, называется катодом. К катоду перемещаются положительно заряженные ионы (катионы) и на нём идёт процесс восстановления.
Электрод, который подключён к положительному полюсу внешнего источника постоянного электрического тока, называется анодом. К аноду перемещаются отрицательно заряженные ионы (анионы) и на нём идёт процесс окисления.
77
Внешний источник тока
Катод (−)
Анод (+)
Раствор или расплав
электролита
Катион (+)
Анион (−)
Рис. 20. Схема установки для проведения электролиза
Катодные процессы
Если в расплаве или растворе присутствуют несколько катионов, то первым на катоде будет восстанавливаться наиболее сильный окислитель, т.е.
тот катион, потенциал которого будет наиболее положительным (т.е. менее отрицательным). При электролизе водных растворов, необходимо учитывать, что
молекулы воды также могут участвовать в процессе электрохимического восстановления и окисления. В зависимости от величины электродного потенциала все окислители можно разделить на три группы:
I – ионы металлов, потенциал которых существенно более отрицателен
потенциала водородного электрода;
II – окислители, потенциал которых мало отличается от потенциала водородного электрода;
III – ионы, потенциал которых положительнее потенциала водородного
электрода.
Процессы, протекающие на катоде при электролизе водных растворов
электролитов, различны (табл. 6.5).
Таблица 6.5
Электродные процессы на катоде при электролизе
водных растворов солей металлов
Группа
I
+
+
2+
+
Катионы Li , K , Ca , Na ,
раствора Mg2+, Al3+…
II
III
Zn2+, Cr3+, Fe2+, Cd2+,
Bi3+, Cu2+, Ag+ ,
3+
Co2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+… Au …
Процесс
2Н2О +2е→Н2+2ОН
2Н
О+2е→Н
+2ОН
Меⁿ + + nе→Ме 0
2
2
на
и
катоде
Меⁿ + + nе→Ме 0
78
Пример 6.12. Имеется водный раствор, содержащий соли лития, магния и
меди. Укажите последовательность процессов на катоде. Ответ объясните.
Решение. В растворе присутствуют катионы лития Li+, магния Mg2+, меди Cu2+ и молекулы H2O. а катоде, прежде всего, восстанавливаются катионы,
процесс восстановления которых характеризуется наиболее положительным
электродным потенциалом. Стандартные электродные потенциалы:
E0 +
Li /Li0
E0
E0
= – 3,04 В,
Cu 2 + /Cu0
= + 0,34 В,
Mg 2+ /Mg 0
= – 2,36 В,
E0
= – 0,41В.
H O/Н 0
2
2
Таким образом, первым восстанавливается Cu2+, затем вода (табл. 6.5):
1) Cu2+ +2е→ Cu0;
2) 2Н2О+2е→Н2+2ОН.
+
2+
Ионы Li и Mg относятся к первой группе ионов, поэтому из водных
растворов не восстанавливаются (табл. 6.5).
Упражнение 6.11. Имеется водный раствор, содержащий соли алюминия, серебра и свинца(II). Укажите последовательность процессов на катоде. Ответ объясните.
Анодные процессы
Процессы, происходящие на аноде, зависят не только от вида аниона, но
и от материала, из которого сделан анод. Различают инертные (нерастворимые
– Au, Pt, графит, ...) и активные (растворимые – Cu, Ni, ...) аноды. Активные
аноды окисляются при электролизе. Инертные аноды не окисляются, на их поверхности идут процессы окисления восстановителей.
На аноде первым окисляется наиболее сильный восстановитель - вещество, имеющее наиболее отрицательный (менее положительный) электродный
потенциал. Процессы, протекающие на аноде при электролизе водных растворов электролитов, можно определить по табл. 6.6.
Таблица 6.6
Последовательность процессов на аноде
при электролизе водных растворов солей
Анод
Вид аниона
Уравнение процесса
Э n - → Э 0 +ne
Последовательность разряда:
2
Инертный
S , Br, I, Cl
S2, I, Br, Cl.
Продукты электролиза:
(нерастворимый)
S, I2, Br2, Cl2
С, Pt, Au
2
3
SO4 , PO4 ,
кислая среда: 2Н2О → О2 + 4Н++ 4е
NO3, F
щелочная среда: 4ОН → 2Н2О +О2 +4е
Активный
Ме 0 → Меⁿ + +nе
Продукты электролиза:
(растворимый)
любой
Fe, Cu, Ni, Zn,..
Fe2+, Cu2+, Ni2+, Zn2+, ...
79
Пример 6.12. Укажите последовательность анодных процессов, протекающих при электролизе водного раствора, содержащего ионы S2, SO42. Ответ объясните.
Решение. В растворе присутствуют анионы S2–, SO42– и молекулы H2O.
На аноде первым будет окисляться наиболее сильный восстановитель − S2–, затем окисляется H2О, а ион SO42–, как и другие кислородсодержащие анионы, из
водных растворов электролитов не окисляются (табл. 6.6).
Пример 6.13. Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах,
при электролизе водного раствора хлорида натрия в случае: 1) инертного анода
и 2) анода из меди.
Решение. 1) анод инертный:
Хлорид натрия диссоциирует на ионы: NaCl → Na+ + Cl−, в растворе также присутствуют молекулы воды. Инертный анод не окисляется, является только переносчиком электронов. На основании данных табл. 6.5 и табл. 6.6 процессы на электродах в данном случае представлены в табл. 6.7.
Таблица 6.7
Процессы на электродах при электролизе водного раствора хлорида натрия
с нерастворимым анодом
Электрод
Возможные участники
электролиза
Уравнение процесса на
электроде
Катод (–)
Na+, H2O
2Н2О + 2e – → H2 + 2OH
Анод (+)
H2O, Cl−
2Cl− − 2e –→2Cl
2) анод активный (медный анод):
Анод из меди – активный анод, он может окисляться при электролизе, поэтому процесс на аноде будет заключаться в окислении меди (табл. 6.8).
Таблица 6.8
Процессы на электродах при электролизе водного раствора хлорида натрия
с растворимым анодом
Электрод
Возможные участники
электролиза
Уравнение
процесса на электроде
Катод (–)
Na+, H2O
Анод (+)
Cu0, H2O, Cl−
2Н2О + 2e – → H2 + 2OH Cu0 − 2e –→ Cu2+
Упражнение 6.12. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих на электродах при электролизе водного раствора хлорида олова SnCI2
в случае инертного анода и анода из олова.
80
Домашние задания
Задание 6.7. Имеется водный раствор нитратов меди, никеля, серебра.
Укажите последовательность процессов на катоде. Ответ объясните.
Задание 6.8. В какой последовательности будут окисляться на аноде ионы серы, брома, йода при электролизе расплава смеси солей? Ответ объясните
Задание 6.9. Наишите уравнения электродных процессов при электролизе
водного раствора AgNO3 (анод инертный).
6.5. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Теоретические вопросы
1. Понятие об электродных потенциалах. Зависимость электродных потенциалов от природы электродов и концентрации растворов.
2. Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) как характеристика электрохимической активности металлов.
3. Гальванический элемент – химический источник электрического тока.
4. Какой процесс называется коррозией? Химический и электрохимический механизм.
5. Основные методы защиты металлов от коррозии. Суть действия каждого из них.
6. Процессы, происходящие при нарушении катодных и анодных покрытий (на конкретных примерах).
7. Катодная и протекторная защита металлов. В чем сходство и различие?
8. Сущность электролиза. Последовательность восстановления катионов
на катоде и последовательность окисления анионов на аноде.
Задачи и упражнения
1. Пластины из хрома (Cr) погружены в растворы хлорида алюминия,
разбавленной серной кислоты, хлорида железа(II). Укажите, в каком случае будет происходить реакция, напишите уравнения реакций.
2. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций, вычислите стандартную ЭДС железо-оловянного (Fe-Sn) гальванического элемента.
3. По какому механизму протекает коррозия никеля в газообразном фторе? Напишите молекулярное и электронные уравнения реакций.
4. Цинковая пластина с примесью кобальта (Со) находится в воде, содержащей кислород. По какому механизму протекает коррозия? Напишите
уравнения происходящих процессов.
5. Почему медная пластина не может быть использована в качестве протектора для защиты железа от электрохимической коррозии? Ответ поясните,
приведя уравнения электродных процессов.
6. Конструкция из стали (железо), покрытая кадмием (Cd), находится в
водном растворе электролита, содержащего кислород. Будет ли кадмий защи81
щать железо от коррозии, если покрытие нарушено? Ответ подтвердите уравнениями электродных процессов.
7. В какой последовательности будут окисляться на аноде ионы фтора F,
брома Br, йода I при электролизе раствора смеси солей? Ответ объясните .
8. В какой последовательности восстанавливаются катионы на катоде катионы Mg, олова Sn и калия K при электролизе расплава смеси cолей? Ответ
поясните.
9. Напишите уравнения электродных процессов, которые происходят при
электролизе раствора йодида цинка ZnI2 (анод нерастворимый).
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Изучение основных тем курса «Химия» формирует у выпускников подготовительного отделения навыки учебно-научной речи на русском языке через
усвоение химической терминологии, а также причинно-следственных связей
между химическими явлениями.
Успешное овладение учебным материалом даёт возможность выпускнику
продолжить обучение в вузе.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1 Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высшая школа,
2008. – 557 с.
2. Гаршин, А. П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах,
химических реакциях / А.П. Гаршин. − СПб. : Издательство «Лань», 2003. −
288 с.
3. Кузьменко, Н. Е. Начала химии. Современный курс для поступающих
в вузы. – М. : 1-ая Федеративная книготорговая компания, 2001. – 717 с.
ТВОРЧЕСКОЕ ЗАДАНИЕ СЛУШАТЕЛЮ
Приложение 1
Задание предполагает проверку уровня владения слушателем изучаемого
материала и выполняется как внеаудиторная самостоятельная работа в три этапа.
1-й этап. По окончании изучения определённой темы или пункта обучаемому слушателю предлагается самостоятельно составить упражнение или
предложить теоретический вопрос на данную тему. Здесь предполагается свобода выбора. Как вариант, можно посоветовать типовые примеры и упражнения, но с иными данными.
2-й этап. Упражнение выполняет преподаватель, который преднамеренно вносит некоторые ошибки. Слушатель проверяет, как преподаватель выполнил упражнение, исправляет допущенные ошибки. Хорошо, если суть ошибки
разъясняется.
3-й этап. Преподаватель пишет заключение, в котором оценивает корректность и сложность составленного упражнения, полноту замеченных ошибок, их объяснение.
82
Для выполнения задания слушателю выдаётся специальный бланк.
Фамилия и Имя слушателя _________________ , группа ____
Тема: _______________________
Условие задания (составляет слушатель)
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Выполнение задания (делает преподаватель) и проверка правильности
выполнения (делает слушатель)
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
________________________________________________________________
Оценка преподавателем творческого задания
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
_________________________________________________________________
Приложение 2
ТЕКСТЫ И ЗАДАНИЯ К ЗАЧЁТУ
По окончании обучения слушателя подготовительного отделения по химии предусмотрен зачёт.
В качестве зачётного задания целесообразно предложить выпускнику
подготовительного отделения выполнить анализ текста на определённую химическую тему. Задание выполняется в аудитории при условии использования
собственных конспектов выпускника, учебного пособия, рекомендуемой учебной литературы (но не интернет-ресурсов).
При выполнении задания выпускник должен показать свои возможности
продолжать обучение в университете на русском языке:
а) понимать на слух основное содержание текста, что должно проявиться
в правильных ответах на вопросы преподавателя по тексту;
б) понимать содержание, отдельные факты, положения, причинноследственные связи между ними;
в) на основании напечатанного текста уметь провести его анализ и составить конспект.
83
Этапы выполнения задания
1. Преподаватель знакомит слушателя с выбранным текстом, медленно
читая его.
2. Слушатель читает предложенный текст «про себя», а затем вслух.
3. Текст откладывается и проводится диалог между преподавателем и
слушателем. На данном этапе проверяется степень усвоения материала и умение его излагать.
4. Слушатель составляет два-три письменных упражнения по тексту и
приводит на них ответы. Могут быть использованы примеры и упражнения,
выполненные в процессе изучения данного материала. Задание аналогично
творческим заданиям.
5. Слушатель составляет конспект учебного материала, изложенного в
тексте, который преподаватель проверяет.
Пример текста
КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
Состояние электрона в атоме полностью характеризуется набором четырех квантовых чисел.
Главное квантовое число (n) определяет основной запас энергии электрона и размер атомной орбитали (АО). Главное квантовое число может принимать значения 1,2,3,4…, ∞.
Орбитали с одинаковым значением n составляют в атоме определенный
энергетический уровень. Номер уровня совпадает со значением главного квантового числа.
Орбитальное квантовое число (l) определяет тип и форму АО, а в многоэлектронных атомах − также и энергию электрона на атомной орбитали (подуровне). Орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (n-1), например, если n=3, то орбитальное квантовое число может принять значения:
l = 0 (s-орбиталь);
l = 0 (p-орбиталь);
l = 0 (d-орбиталь).
Число значений орбитального квантового числа совпадает со значением
n. Таким образом, значения орбитального квантового числа зависят от значения
главного квантового числа.
Магнитное квантовое число (ml) характеризует ориентацию АО в пространстве и определяет число атомных орбиталей определённого типа на одном энергетическом уровне. ml принимает значения в зависимости от значения
орбитального квантового числа: − l …, 0,…,+ l.
Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственный механический
момент электрона, связанный с вращением его вокруг собственной оси. ms может принимать только два значения: + ½ и − ½. Если на орбитали находится
один электрон, то он называется непарным, если два – то это парные электроны, они должны иметь противоположные спины.
84
Таблица П.2
Пример диалога на тему «квантовые числа» (устно)
Вопрос преподавателя
Полный ответ слушателя
Какие квантовые числа полностью Полностью состояние электрона в атохарактеризуют состояние элек- ме характеризуют четыре квантовых
трона в атоме?
числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.
Что характеризует главное кван- Главное квантовое число характеризует
товое число?
основной запас энергии электрона и
размер атомной орбитали.
Что характеризует орбитальное Орбитальное квантовое число харакквантовое число?
теризует тип и форму атомной орбитали, а в многоэлектронных атомах −
также и энергию электрона на атомной орбитали.
Что характеризует
квантовое число?
магнитное Магнитное квантовое число характеризует ориентацию АО в пространстве и
определяет число атомных орбиталей
определённого типа на одном энергетическом уровне.
Что
характеризует
квантовое число?
спиновое Спиновое квантовое число характеризует собственный механический момент
электрона, связанный с вращением его
вокруг собственной оси.
Какие значения может принимать Главное квантовое число может приниглавное квантовое число?
мать значения 1,2,3,4…, ∞.
Какие значения может принимать Орбитальное квантовое число принимаорбитальное квантовое число?
ет значения от 0 до (n-1).
Какие значения может принимать Магнитное квантовое число принимает
магнитное квантовое число?
значения − l …, 0,…,+ l.
Какие значения может принимать Спиновое квантовое число может приспиновое квантовое число?
нимать значения + ½ и − ½.
В зависимости от значений какого Орбитальное квантовое число принимаквантового числа принимает значе- ет свои значения в зависимости от знания орбитальное квантовое число? чений главного квантового числа.
В зависимости от значений какого Магнитное квантовое число принимает
квантового числа принимает зна- свои значения в зависимости от значечения магнитное квантовое число? ний орбитального квантового числа.
85
Продолжение табл. П.2
Вопрос преподавателя
Полный ответ слушателя
Что понимают под энергетиче- Атомные орбитали с одинаковым знаским уровнем?
чением n составляют в атоме определенный энергетический уровень.
Какие электроны называются пар- Если на атомной орбитали находится
ными, а какие – непарными?
один электрон, то он называется непарным, если два – то это парные электроны.
Упражнения по тексту (письменно)
Упражнение 1. Объясните, какие значения может принять магнитное
квантовое число для атомной орбитали 2р?
Ответ. Значения магнитного квантового числа зависят от значения орбитального квантового числа l. Для р-орбитали l = 1, а поскольку магнитное квантовое число принимает значения − l …, 0,…,+ l, в данном случае: −1, 0, +1.
Упражнение 2. Объясните, сколько и каких атомных орбиталей может
быть на втором энергетическом уровне.
Ответ. Номер энергетического уровня совпадает со значением главного квантового числа, следовательно, n = 2 . Если n = 2, то l = 0 (s-орбиталь) и
l = 1 (p-орбиталь).
Число АО определённого типа на одном энергетическом уровне определяется значениями магнитного квантового числа.
Если l = 0 , то ml = 0 (одно значение), будет одна s-орбиталь;
если l = 1, то ml = −1, 0, +1 (три значения), будет три р-орбитали.
Таким образом, на втором энергетическом уровне одна s-орбиталь и три
р-орбитали.
Пример конспект текста, который составляет письменно слушатель
Четыре квантовых числа характеризуют состояние электрона в атоме.
Они называются: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Главное квантовое число характеризует полную энергию электрона. Орбитальное квантовое
число характеризует тип и форму АО. Магнитное квантовое число характеризует ориентацию АО. Спиновое квантовое число характеризует собственный
механический момент электрона.
Квантовые числа могут принимать значения:
n = 1, 2, 3, …;
l принимает значения от 0 до (n-1);
ml принимает значения − l…, 0,…,+l;
ms = + ½ и − ½.
86
ТЕКСТЫ
1. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И
ПЕРИОДИЧНОСТЬ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ
Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра.
Периодическая система элементов содержит семь периодов, восемь
групп. Место элемента в периодической системе соответствует электронной
структуре атома.
Периодом называется последовательный ряд элементов, размещённых в
порядке возрастания заряда ядра атомов. Свойства элементов в периоде изменяются от металла через неметалл до инертного газа.
Строение внешней электронной оболочки атомов в периоде изменяется
1
от ns до ns2np6 (или ns2 у первого периода). Значение n совпадает с номером
периода и с максимальным значением главного квантового числа в электронной
структуре атома.
Группы делятся на главные (А) и побочные (В) подгруппы. В одних и тех
же подгруппах расположены элементы, имеющие аналогичное строение внешних электронных оболочек (элементы-аналоги).
Энергия ионизации (Еион.) − это энергия, которую необходимо сообщить
одному молю атомов, чтобы превратить их в один моль положительно заряженных ионов.
Энергия ионизации характеризует восстановительные, металлические
свойства элементов. В периодах по мере увеличения заряда ядра Е ион. чаще
всего несколько возрастает, а в главных подгруппах с увеличением радиусов
атомов, то есть сверху вниз, убывает.
Сродство к электрону (Еср.) – это энергия, которая чаще всего выделяется при превращении одного моля нейтральных атомов в один моль отрицательно заряженных ионов.
Сродство к электрону характеризует окислительную активность неметаллов. Сродство к электрону в периоде с ростом заряда ядра возрастает, а в главных подгруппах с ростом заряда ядра уменьшается.
Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атомов
притягивать к себе электронное облако при образовании химической связи.
Такой наибольшей способностью обладает фтор, его относительная электроотрицательность принята равной 4,0. Элементы, расположенные в главных подгруппах левее и ниже фтора, обладают меньшей электроотрицательностью. Чем
выше ЭО элемента, тем сильнее выражены его неметаллические свойства.
С ростом заряда ядра периодически меняется электронное строение атомов,
поэтому периодически меняются различные характеристики атомов, например, размеры атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ПРОСТЫХ МОЛЕКУЛ
Химическая связь возникает при взаимодействии электронных оболочек
атомов, в результате которого образуются молекулы, кристаллы, комплексы и
87
тому подобное. Различают три основных вида химической связи: ковалентная,
ионная, металлическая.
Химическая связь возникает только в том случае, если при сближении
взаимодействующих частиц полная энергия системы понижается. Таким образом, при образовании химической связи всегда выделяется энергия.
Ковалентная связь. Метод валентных связей (ВС): при образовании молекулы сближаются атомы, имеющие на АО непарные электроны с противоположными значениями ms= +½ или ms= −½. На определённом расстоянии АО
образуют общую пару электронов, общую молекулярную орбиталь (МО). В
пространстве между ядрами электронная плотность увеличивается вследствие
того, что электронные облака перекрываются.
Если электронное облако, образованное общей электронной парой, распределено (расположено) симметрично относительно ядер атомов и принадлежит им в равной степени, то такая связь называется ковалентной неполярной.
Например, Н2, Сl2, F2, N2, О2 и т.д.
В молекулах, атомы которых различаются по электроотрицательности,
общая электронная пара смещена с атому с большей электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется ковалентной полярной. Чем больше
разница ЭО, тем более полярна связь.
Ионная связь. При очень большой разности ЭО у взаимодействующих
атомов электронное облако химической связи максимально смещается в сторону атома с большей ЭО. Электрон почти полностью переходит от одного
атома к другому, в результате чего атомы превращаются в ионы. Ковалентная
связь становится ионной.
Ионная связь – результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи.
Ионная связь возникает за счет перехода валентного электрона с атомной
орбитали типичного металла на атомную орбиталь типичного неметалла. При этом
атом типичного металла превращается в положительно заряженный ион, а атом неметалла приобретает отрицательный заряд (отрицательно заряженный ион).
3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Химия – это наука о веществах и их превращениях. Превращения веществ
записываются в виде химических реакций (химических процессов). Например:
aA + bB → dD + eE,
где A и В – исходные вещества, D и Е – продукты реакции,
a, b, d, e – стехиометрические коэффициенты.
Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: природы
реагирующих веществ; температуры; концентрации реагирующих веществ;
присутствия катализатора.
88
Влияние концентрации реагирующих веществ. Скорость химической реакции увеличивается, если увеличивается концентрация веществ, следовательно, скорость реакции пропорциональна произведению концентраций веществ:
υ = k ⋅ c aA ⋅ c bB ,
где k – константа скорости реакции;
с aA , c bB – концентрации реагирующих веществ, которые возводятся в степень, равную их коэффициентам в уравнении реакции.
Данное уравнение называется кинетическим уравнением реакции.
Влияние температуры. Скорость химических реакций с повышением
температуры увеличивается.
По правилу Вант-Гоффа при изменении температуры на каждые 10 °С
скорость химической реакции изменяется в 2 ÷ 4 раза.
Обратимые химические реакции могут идти как в прямом, так и в обратном направлении. Химическое равновесие наступает тогда, когда скорость
прямой реакции равна скорости обратной реакции. В состоянии равновесия устанавливаются равновесные концентрации всех реагирующих веществ, которые
записываются в квадратных скобках:
k прямой реакции [A]а [B]b = k обратной реакции [D]d [E] e.
Смещение химического равновесия происходит в результате воздействия
внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ. Равновесие
− это устойчивое состояние, поэтому равновесная система противодействует
внешнему воздействию. Принцип Ле Шателье: если система находится в состоянии устойчивого химического равновесия, то при воздействии внешних
факторов она стремится уменьшить внешнее воздействие.
Влияние концентрации. Если внешним воздействием увеличить концентрации исходных веществ, то увеличится скорость прямой реакции и химическое равновесие сместится вправо. При увеличении концентрации продуктов
реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ.
Влияние температуры. Если в окружающей среде повышается температура, то равновесная система отвечает противодействием – равновесие смещается в
сторону эндотермического процесса. Чтобы сместить равновесие в сторону экзотермической реакции, в окружающей среде температуру нужно понизить.
Влияние давления. Если сумма коэффициентов у газообразных исходных
веществ больше, чем у продуктов реакции, то для смещения равновесия в сторону образования продуктов реакции внешнее давление нужно увеличить. Если
внешнее давление уменьшить, то увеличится скорость того процесса, где образуется большее число моль газообразных веществ.
4. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Оксиды, гидроксиды, соли – это основные классы неорганических соединений.
89
Оксиды состоят из двух элементов, один из которых − кислород. Название
оксида складывается из слова «оксид» и названия элемента, который образовал
оксид. Оксиды могут быть оснóвными, амфотерными и кислотными.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания). Основные оксиды образуют металлы со степенью окисления +1 или +2 (кроме Be и Zn и некоторых других).
Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислотные
гидроксиды (кислоты). Кислотные оксиды образуют все неметаллы и металлы
со степенью окисления +4, +5, +6, +7.
Афотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т.е. обладают двойственным характером. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +3 или +4, а
также оксиды бериллия и цинка и некоторых других.
Молекулы основных гидроксидов (оснований) состоят из атома металла и
одной или нескольких групп ОН, например: NaOH, Ca(OH)2, Ni(OH)2.
Общая формула оснований: Меn+(ОН)n─,
где n – число гидроксидных групп −ОН, равное степени окисления (заряду)
иона металла Меn+.
Молекулы кислотных гидроксидов (кислот) состоят из атомов водорода и
кислотного остатка, например: HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4.
Общая формула кислот: Нn+An─,
где А − кислотный остаток, n − число атомов водорода, равное величине заряда
кислотного остатка.
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, так и
оснований. Формулы амфотерных гидроксидов можно записать как в кислотной: H2ZnO2 (цинковая кислота), так и в основной формах: Zn(OH)2 (основание:
гидроксид цинка).
Название основных и амфотерных гидроксидов складывается из слова
«гидроксид» и названия элемента, который образовал гидроксид. Названия
кислот складываются из слова «кислота» и прилагательного, корнем которого
является название соответствующего элемента на русском языке.
Соли − сложные вещества, состоящие из кислотного и основного
остатков. Названия средних солей складываются из названия кислотного
остатка и названия металла (остатка основания). Например: MgSO4 − сульфат
магния; Ni(NO3)2 − нитрат никеля; Fe2(SO4)3 − сульфат железа (III).
Оксиды и гидроксиды разной химической природы могут взаимодействовать между собой (принцип кислотно-основного взаимодействия). В результате
реакции образуется соль. С водой взаимодействуют те оксиды, которым соответствуют растворимые основания (щёлочи) и растворимые кислоты.
5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Электролиты способны под действием полярных молекул растворителя
распадаться (диссоциировать) на ионы − заряженные частицы. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.
90
Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Для сильных электролитов степень диссоциации принята равной единице, для слабых она значительно меньше единицы.
Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) и
газы.
Реакция среды характеризуется водородным показателем:
pН = − lg CH+ .
В нейтральной среде рН=7, в кислой − рН<7, в щелочной − рН>7.
Гидролиз – разложение водой. При растворении соли в воде происходит
её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов.
Если катион соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с водой образуется это слабое основание. Если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.
Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие соли с
водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.
6. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ И КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Гальванический элемент – химический источник постоянного электрического тока, в котором энергия окислительно-восстановительной реакции преобразуется в электрическую.
Простейший гальванический элемент состоит из двух электродов, которые
погружены в растворы собственных солей. Более активный металл в гальваническом элементе является анодом, на нем идут процессы окисления. Менее активный металл является катодом, на нём идут процессы восстановления.
Коррозия – это разрушение металлов и сплавов в результате их физикохимического взаимодействия с окружающей средой.
По механизму протекания процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия протекает в средах, которые не проводят электрический ток, например атмосфера сухих газов, растворы неэлектролитов.
Сущность химической коррозии сводится к непосредственному взаимодействию металла с окислителем окружающей среды без возникновения в системе
электрического тока.
Коррозия по электрохимическому механизму происходит в средах, которые проводят электрический ток, например во влажной атмосфере и почве, в
растворах электролитов. Сущность электрохимической коррозии сводится к
возникновению и работе коррозионных элементов.
91
На более активных участках поверхности металла (анодах) происходит
окисление металла: Ме0 − nе → Меn+, на менее активных участках поверхности металла (катодах) происходит восстановление окислителя. Наиболее часто
при электрохимической коррозии на катоде происходит восстановление ионов
водорода или кислорода, растворенного в воде.
Учебное издание
Сергуткина Октябрина Романовна
Артамонова Ольга Владимировна
Кривнева Галина Георгиевна
ХИМИЯ
УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ ИНОСТРАННЫХ СЛУШАТЕЛЕЙ
ПОДГОТОВИТЕЛЬНОГО ОТДЕЛЕНИЯ
В авторской редакции
Подписано в печать 1.10.2013 Формат 60 х 84 1/16. Уч.-изд. л. 5,8. Усл.-печ. л. 5,9
Бумага писчая. Тираж 150 экз. Заказ № 422
_________________________________________________________
Отпечатано: отдел оперативной полиграфии
издательства учебной литературы и учебно-методических пособий
Воронежского ГАСУ
394006 Воронеж, ул. 20-летия Октября, 84
92
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
12
Размер файла
947 Кб
Теги
199, химия, сергуткина
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа