close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

1028

код для вставкиСкачать
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ФГБОУ ВПО «ПЕНЗЕНСКАЯ ГСХА»
Кафедра химии
В.А. Вихрева, О.В. Марковцева, М.В. Немцева
ХИМИЯ НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
Методические указания и рабочая тетрадь для выполнения
лабораторных работ
для студентов, обучающихся по направлению подготовки
110900 – Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции,
111100 – Зоотехния,
110400 – Агрономия,
250100 – Лесное дело,
110100 – Агрохимия и агропочвоведение
Пенза 2013
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
УДК 546(075)
ББК 24.1(я7)
В 54
Печатается по решению методической комиссии агрономического факультета от 11
февраля 2013, протокол № 10; технологического факультета от 4 марта 2013, протокол № 3.
Рецензент – доктор технических наук, профессор ПГУ Ю.П. Перелыгин
В
54
Вихрева, В.А.
Химия неорганическая: методические указания и рабочая тетрадь для
выполнения лабораторных работ / В. А. Вихрева, О. В. Марковцева,
М.В. Немцева. – Пенза: РИО ПГСХА, 2013. – 71 с.
В методических указаниях и рабочей тетради приведены сведения о тематике и
содержании семинарских занятий, объеме цикла лабораторных работ по курсу химии
неорганической
для
студентов,
обучающихся
по
направлениям
подготовки
110900 – Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции,
111100 – Зоотехния, 110400 – Агрономия, 250100 – Лесное дело, 110100 – Агрохимия и
агропочвоведение. Методические указания и рабочая тетрадь переработаны и дополнены,
представлены контрольные вопросы и упражнения по каждой теме. Дан справочный
материал.
 ФГБОУ ВПО «Пензенская ГСХА», 2013
 В. А. Вихрева, О. В. Марковцева,
М.В. Немцева, 2013
2
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Правила работы в химической лаборатории
Лабораторные работы по общей химии проводят в специально оборудованной
химической лаборатории. Выполнение работы связано с использованием оборудования,
химической посуды и реактивов, способных нанести травмы при неумелом обращении.
Поэтому от студентов требуется работать аккуратно и внимательно, строго соблюдать
«Правила безопасности».
При работе в химической лаборатории необходимо придерживаться следующих
правил:
1. Предварительно повторить теоретический материал соответствующей темы по
учебнику и конспекту и ознакомиться с содержанием лабораторной работы.
2. Проверить наличие на лабораторном столе необходимого оборудования и реактивов
для данной работы или опыта.
3. Уяснить и точно соблюдать порядок и последовательность операций, указанных в
руководстве.
4. Соблюдать все меры предосторожности, указанные в инструкции или сообщенные
преподавателем устно.
5. Внимательно следить за ходом опыта. В случае неудачной постановки опыта следует
обратиться к преподавателю.
6. Все записи наблюдений делать сразу же после окончания опыта в лабораторном
журнале.
7. После окончания работы вымыть используемую посуду и привести в порядок
рабочее место.
Реактивы и обращение с ними
При пользовании реактивами необходимо соблюдать следующие правила:
1. Растворы и твердые вещества для проведения опытов необходимо брать в таком
количестве и такой концентрации, как это указано в инструкции. Если нет указаний о
дозировке реактивов для данного опыта, то брать их надо в возможно меньшем количестве.
2. Все склянки с растворами и сухими веществами держать закрытыми, открывать
только во время употребления.
3. Не путать пробки от склянок, а также пипетки для взятия реактивов.
4. При использовании пипетки следить за тем, что бы кончик пипетки не касался
внутренних стенок пробирки. В случае загрязнения пипетки промыть ее дистиллированной
водой.
5. Излишек реактива не высыпать и не выливать обратно в сосуд, из которого он был
взят.
6. После употребления реактива склянку ставить на место.
7. Просыпанные и пролитые реактивы необходимо сразу убрать, а стол – вымыть.
8. Нельзя пробовать вещества на вкус. Все реактивы в той или иной степени ядовиты.
9. Остатки солей серебра, а также концентрированных кислот и щелочей выливать в
специальные емкости, находящиеся в вытяжных шкафах.
Техника безопасности при работе в химической лаборатории
1. Лабораторный стол содержать в чистоте и порядке, не загромождать лишними
предметами, в том числе портфелями и сумками.
2. Пользоваться только чистой химической посудой; не проводить опыты в
загрязненной посуде.
3. Аккуратно обращаться со стеклянной химической посудой. Остатки разбитой посуды
убирать с помощью совка и щетки.
3
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
4. Все работы, связанные с выделением ядовитых, летучих и неприятнопахнущих
веществ, проводить в вытяжном шкафу.
5. Не выполнять дополнительных опытов без разрешения преподавателя.
6. При определении запаха веществ отверстие сосуда держать на расстоянии 25-30 см
от лица, направляя к себе струю газа движениями ладони.
7. При наливании реактивов не наклонятся над сосудом во избежании попадания брызг
или частиц на лицо или одежду.
8. При разбавлении кислот их приливать в воду, а не наоборот.
9. При нагревании пробирки не держать ее отверстием к себе или в сторону
находящихся рядом людей.
10. Запрещается принимать пищу в химической лаборатории, пить воду из лабораторной посуды, курить.
11. По окончании работы выключить из сети все электроприборы и убрать рабочее место.
12. Обо всех несчастных случаях немедленно сообщать преподавателю или лаборанту.
Первая помощь при несчастных случаях в химической лаборатории
Раны
В химических лабораториях наиболее часты ранения при порезах
стеклом. В этом случае надо внимательно осмотреть рану и удалить
остатки стекла ватой, смоченной спиртом или раствором перманганата
калия, очистить поверхность вокруг раны от грязи и крови.
Обработать края раны йодной настойкой. Если кровь продолжает
сочиться, применить кровоостанавливающее средство – раствор
пероксида водорода. Наложить на рану стерильную салфетку и плотно
забинтовать ее.
Термические ожоги При небольших ожогах горячими предметами пораженный участок
обработать раствором перманганата калия или 96%-го этилового
спирта, делая примочки в течении 2-3 мин. Затем смазать обожженное
место глицерином или мазью от ожогов. При сильных ожогах на
пораженный участок наложить не тугую сухую повязку из
стерильного бинта, а пострадавшего немедленно доставить к врачу.
Ожоги
При попадании концентрированных кислот на руки и лицо
концентрированными пораженный участок немедленной промыть в течении 10-15 минут
кислотами
струей водопроводной воды, а затем приложить ватный тампон,
смоченный 2%-м раствором гидрокарбоната натрия (питьевой соды).
При ожогах полости рта кислотами после промывки проточной водой
необходимо
несколько
раз
прополоскать
рот
раствором
гидрокарбоната натрия.
При попадании капель кислоты в глаз промыть в течение 10-15 мин
струей водопроводной воды, а затем 2%-м раствором гидрокарбоната
натрия. После оказания помощи пострадавшего направить на
консультацию в медицинское учреждение.
Ожоги
При попадании растворов щелочей на кожу пораженный участок
концентрированными немедленно промыть в течении 10-15 мин струей водопроводной
щелочами
воды. А затем сделать примочку 2%-м раствором уксусной кислоты.
При ожогах полости рта после промывки водой следует прополоскать
рот раствором уксусной кислоты.
При поражении глаз щелочами необходимо в течении 15-20 мин
промыть их фонтанчиком проточной воды, а затем ополоснуть 2%-м
раствором борной кислоты.
4
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Ведение лабораторного журнала
К каждому лабораторному занятию студент должен готовиться заранее, используя
учебник, лекционные записи и методическое пособие к лабораторным занятиям.
При проведении лабораторной работы студенты должны вести записи в специальном
лабораторном журнале. В лабораторном журнале отмечаются:
а) дата;
б) номер и название опыта;
в) наименование темы;
г) краткое описание опыта;
д) условия его проведения;
е) наблюдаемые явления – изменение окраски, выпадение осадка, появление
характерного запаха и т.д.
Необходимо написать уравнения и сформулировать выводы. Правильно
сформулированные на основе результатов опытов выводы
указывают на усвоение
теоретического материала по данной теме.
5
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 1 СТРОЕНИЕ АТОМА
1. Модель атома Резерфорда.
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра, в
котором сосредоточена его основная масса, и движущихся вокруг ядра электронов ( е ).
Ядро состоит из протонов (р) и нейтронов (n).
Таблица 1 – Составные части атома и их краткая характеристика
Частица
Условный заряд
Протон
Нейтрон
Электрон
Условная масса
+1
0
-1
1
1
1/2000
Сумма протонов (Z) и нейтронов (N) составляет массовое число элемента (А).
Число электронов = число протонов = порядковый номер элемента в таблице Д. И.
Менделеева.
2. Недостатки модели атома Резерфорда.
3. Постулаты Бора:
1. электроны движутся по строго стационарным орбитам;
2. двигаясь по стационарным орбитам электроны энергии не излучают;
3. энергия излучается отдельными порциями – квантами при переходе электронов с
более дальней орбитали от ядра к более ближней.
4. Сущность идей де Бройля.
Двойственность характера е Основное уравнение волновой механики:
h

, где  − длина волны
mv
m – масса электрона
h – постоянная Планка h = 6,64 · 10-34 Дж · с;
v − скорость движения электрона.
5. Квантовые числа.
Квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме, их обозначение и
условное значение: главное (n), побочное (ℓ) , магнитное (m) и спиновое (s).
Таблица 2 – Взаимосвязь между квантовыми числами
n
Значение
ℓ
Обозначение
орбитали
Значение
m
Количество
орбиталей
1
2
3
4
5
1
0
1s
0
1
6
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2
3
0
2s
0
1
1
2р
-1, 0, +1
3
0
3s
0
1
1
3р
-1,0,+1
3
2
3d
-2, -1, 0,+1, +2
5
0
4s
0
4р
-1,0,+1
4d
-2,-1,0,+1,+2
1
4
2
3
5
-3, -2, -1, 0, +1, +2,
+3
4
3
1
7
6. Атомная орбиталь. Форма электронных орбиталей:
р
s
d
7. Принцип Паули и правило Хунда.
8. Правило Клечковского и последовательность заполнения
энергетических уровней и подуровней для элементов I-!V периодов:
электронных
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d10  4p6  5s2  4d10
9. Электронная формула отражает распределение
энергетическим уровням и подуровням.
электронов
в атоме по
Например, в атоме серы:
число ē на данном уровне
+16S
1s
2
номер
уровня
2
6
2s 2p
2
4
3s 3p
вид
орбитали
10. Стабильное и возбужденное состояние атомов. Переменная и постоянная
валентность элементов. Распределение e по квантовым ячейкам.
11. Состав атомного ядра. Превращение атомных ядер в результате ядерных реакций.
Изотопы и изобары.
7
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Что из себя представляет атом согласно планетарной модели Резерфорда?
Недостатки модели резерфорда.
2. Сформулируйте постулаты Бора.
3. Каков физический смысл порядкового номера элемента в системе Д.И. Менделеева?
4. Какое содержание вкладывает современная наука в понятие «Электронная
орбиталь»?
5. Какие квантовые числа характеризуют состояние электронов в атоме. Что
характеризуют квантовые числа, какие значения могут принимать числовые и буквенные?
6. Сформулируйте принцип Паули.
7. Сформулируйте правило Клечковского.
9. Из каких элементарных частиц состоит ядро атома? Определите число протонов и
нейтронов в атоме алюминия.
10. Что такое изотопы?
11. Чем отличается состав ядер изотопов: 126С4 и 146С, 1Н, 2Н, 3Н, 4Н, 5Н?
12. Что такое изобары?
13. Составьте электронные и электронно-структурные формулы следующих элементов:
серы, селена, калия, алюминия, меди, марганца, фосфора, железа. К какому семейству
относятся перечисленные элементы?
14. Что влияет на свойство атомов?
8
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 2 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА В СВЕТЕ УЧЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА
1. Формулировка периодического закона в трактовке Д.И. Менделеева.
2. Современная формулировка закона.
3. Периодическая таблица элементов как графическое отображение периодического
закона Д.И. Менделеева. Характеристика структуры короткопериодного варианта таблицы:
а) период − горизонтальные столбцы называются периодами, их семь. Каждый период
начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом (за исключением первого
и седьмого незавершенного). Номер периода указывает на число энергетических уровней
атома.
б) группа – вертикальные столбцы называются группами и подразделяются на главные
(А) и побочные (В). Высшая положительная степень окисления (за некоторым исключением)
равна номеру группы. Элементы главной подгруппы на внешнем энергетическом уровне
содержат столько электронов, каков номер группы.
4. Принцип подразделения элементов на четыре семейства: s – элементы (I – II
группы главные подгруппы); р-элементы (III − VIII группы главные подгруппы) ; d –
элементы побочных подгрупп всех групп;  − лантаноиды и актиноиды.
5. Изменение металлических и неметаллических свойств в периоде (слева направо)
и в группе (сверху вниз).
6. Энергия ионизации (ЭИ) – энергия, необходимая для отрыва слабосвязанного
электрона от атома с образованием соответствующего иона. Ее изменение в периодах и
группах.
7. Сродство к электрону − энергия, которая выделяется при присоединении
электрона к атому. Изменение этой энергии в периодах и в группах.
8. Электроотрицательность (ЭО) − способность атома в молекуле притягивать к себе
электрон. Изменение этой способности в периодах и группах.
9. Значение периодического закона – основного закона химии.
9
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 3 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ
МОЛЕКУЛ
1. Природа химической связи.
Химическая связь имеет электрическую природу, т. к. она возникает в результате
взаимодействия электрических полей, которые создают электроны атомов.
2. Энергия связи.
Образование связи всегда сопровождается уменьшением потенциальной энергии
системы, т. е. запас энергии молекулы меньше, чем суммарный запас энергии свободных
атомов, поэтому молекулы являются более устойчивыми системами. Чем больше энергии
выделяется при образовании связи, тем прочнее связь.
3. Основные типы химической связи:
а) ионная связь − образуется между типичными металлами (отдают электроны) и
типичными неметаллами (принимают электроны);
б) ковалентная связь − возникает между элементами с одинаковой величиной ЭО
(неполярная) или близкой величиной ЭО (полярная). При этом неспаренные электроны
атомов образуют общие электронные пары (одну, две или три);
Полярные молекулы характеризуются дипольным моментом:
 = ℓ ∙ ,
где μ−дипольный момент;
ℓ−расстояние между + и - зарядами атомов;
δ−эффективный заряд атомов.
Чем больше величина , тем связь ближе соответствует ионному типу.
в) донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи: атом,
предоставляющий свою пару электронов называется донором, атом, предоставляющий
пустую ячейку – акцептором.
4. При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных
облаков в двух направлениях:
а) по оси, соединяющей центры двух атомов ( - связь);
б) на линии, перпендикулярной осевой ( - связь).
5. Гибридизация атомных орбиталей – смешивание различных энергетически
неравноценных электронных облаков атома, которые в результате становятся энергетически
равноценными (sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2). Гибридизация предшествует образованию связи, при
котором перекрываются облака разных атомов.
6. Характерные
направленность.
свойства
ковалентной
связи
–
длина,
насыщенность
и
7. Металлическая связь характерна для металлов, находящихся в твердом и жидком
состоянии.
Большинство металлов имеют кристаллическую решетку, в узлах которой
расположены катионы данного металла, а валентные электроны обобществлены
("электронный газ") и свободно перемещаются по всему кристаллу. Металлическая связь
очень прочная, ею объясняются и такие свойства металла, как тепло- и электропроводимость.
8. Водородная связь и ее особенности. Внутри- и межмолекулярная водородная связь.
10
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какую связь называют ионной? Привести примеры молекул с ионным типом
химической связи.
2. Чем ионы отличаются от атомов? Как из атомов образуются ионы?
3. Какую связь называют ковалентной? Привести примеры молекул с ковалентной
связью.
4. В каком случае ковалентная связь полярная и неполярная? Привести примеры.
5. Привести пример, когда ковалентная полярная связь может перейти в полярную.
6. В чем особенность донорно-акцепторной связи? Рассмотреть на примере
образования катиона аммония.
7. Почему донорно-акцепторную связь считают разновидностью ковалентной связи?
Что объединяет эти типы химической связи и в чем различие?
8. В каких случаях возникает 2 водородная связь? Привести пример.
9. В чем заключаются особенности металлической связи? Как металлическая связь
влияет на свойства металлов.
10. Для каких из перечисленных молекул возможны межмолекулярные водородные
связи, почему? СаН2, NH3, CH4, Н2О, HF.
11. Определить тип химической связи и механизм образования в следующих
молекулах: KF, H2, HBr, NH3, NH4+.
12. Как квантовая механика трактует образование химической связи?
13. Как могут перекрываться электронные облака? Привести примеры.
14. Чем отличаются друг от друга  и  связи.
15. В каких из перечисленных молекулах имеется -связь: СН4, С2Н2, N2, NaCl, CO2?
16. Что называется гибридизацией орбиталей? Привести примеры.
17. Сколько гибридных орбиталей образуется при sp, sp2, sp3 – гибридизации?
18. Какова геометрия молекул с различным типом гибридизации?
11
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
4
4
с учетом НЭП
Число орбиталей,
участвующих в
гибрдизации (число σ–
связей + НЭП)
0
Реальная геометрия
Число σ – связей
4
Геометрия молекул
Число неподеленных
электронных пар (НЭП)
4
Тип гибридизации
Число валентных
электронов, участвующих
в связи
2s22p2
Число электронов
внешнего уровня
СН4
Электронная
конфигурация внешнего
уровня центрального
атома
Формула соединения
19. Определите тип гибридизации молекул, используя таблицу (один пример
разобран).
sp3 Тетраэдри Тетраэдри
ческая
ческая
MgCl2
SO2
SO3
SiCl4
NH3
H2O
РCl5
20. Чем определяется валентность атома в молекулах с ионной и ковалентной связью?
21. Определить электровалентность атомов в следующих молекулах: NaCl, CaF2, KBr.
22. Определить ковалентность атомов в следующих соединениях: H2, N2, NH3, HF.
23. Что такое степень окисления и чем она отличается от валентности? В каких, из
перечисленных молекулах, степень окисления совпадает с валентностью: N2, Cl2, HCl, KF,
NH4+?
24. Какие электроны участвуют в образовании химической связи с точки зрения
квантовой механики?
25. Определить переменную валентность атомов следующих элементов: серы, хлора,
марганца.
26. Объяснить, почему кислород, находясь в шестой группе, только двухвалентен в
соединениях?
27. Как влияет характер химической связи на свойства веществ.
12
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 4 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
I. Оксиды. Это химические соединения, состоящие из двух элементов, один из
которых кислород.
Общая формула ЭуОх, где у – валентность кислорода,
х – валентность элемента.
Кислород в оксидах всегда двухвалентен.
III
II
Составим формулу оксида алюминия Al 2 O3 , где II и III – валентность элементов.
Если х и y принимают целые значения, их необходимо сократить, например, оксид
VI
II
серы (IV) S 2 O6 → SO3.
Классификация оксидов.
Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие – это оксиды, которые при химической реакции не дают солей.
Например, NO, CO, SiО.
Солеобразующие – это оксиды, которые при химических реакциях образуют соли.
Солеобразующие в свою очередь делятся на основные, амфотерные и кислотные.
Схема классификации оксидов
Оксиды
Солеобразующие
Несолеобразующие
Основные
Амфотерные
Кислотные
Основные оксиды. Их образуют металлы. Это оксиды, которым соответствуют
гидратные соединения основания.
Na2O + H2O = NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
Химические свойства основных оксидов:
1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя
основания – щелочи:
Na2O + H2O =2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O
Na2O + 2HCl = 2NaCl + Н2О
3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль:
MgO + CO2 = MgCO3
K2O + SO3 = K2SO4
Кислотные оксиды. Их образуют неметаллы и металлы побочных подгрупп в высшей
степени окисления. Это оксиды, которым соответствуют гидратные соединения – кислоты.
13
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
CO2 + H2O = H2CO3
N2O3 + H2O = H2N2O4 = 2HNO2
Кислотные оксиды называют ангидридами тех кислот, которые им соответствуют.
Например, N2O3 – ангидрид азотистой кислоты, SO3 – ангидрид серной кислоты. Степени
окисления элемента в оксиде и кислоте одинаковые.
Химические свойства кислотных оксидов.
1.Кислотные оксиды взаимодействуют с водой (за исключением SiO2), образуя кислоту:
SO3 + H2O = H2SO4
N2O5 + H2O = 2HNO3
2.Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
СO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
3.Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:
SO2 + MgO = MgSO3
Амфотерные оксиды. Это оксиды, которым соответствуют гидратные соединения –
амфотерные гидроксиды, которые при определенных условиях могут вести себя и как
основания, и как кислоты. В этом заключается двойственность амфотерных оксидов.
ZnO
Zn(OH)2
H2ZnO2
Химические свойства амфотерных оксидов.
Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют. Амфотерные оксиды вступают в
реакцию с кислотой (проявляют свойства основных оксидов) и с основаниями (проявляют
свойства кислотных оксидов):
1.ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
2.ZnО + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
В этом заключает их амфотерность (двойственность).
Общие способы получения оксидов.
1.Взаимодействие простых веществ с кислородом, т.е. окисление простых веществ:
C + O2 = CO2
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2.Окисление сложных веществ:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
3.Разложение нерастворимых гидроксидов:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
4.Разложение солей:
t0
CaCO3  CaO + CO2↑
II. Кислоты. Это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных
замещаться на металл, и кислотного остатка.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты,
которые диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:
14
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
HNO3
H2SO4

H+ + NO 3

2H+ + SO2 4
Классификация кислот.
А) По основности, которая определяется количеством катионов водорода в молекуле,
кислоты делятся на:
а) одноосновные (HCl, HNO3)
б) двухосновные (H2CO3, H2SO4)
в) трехосновные (H3PO4, H3AsO4)
Б) По степени диссоциации (α) в водных растворах на:
а) сильные (H2SO4, HCl), α больше 30%;
б) слабые (H2S, H2CO3), α меньше 2%.
В) По содержанию кислорода на:
а) бескислородные (H2S, HCl, HBr)
б) кислородсодержащие (H2SO4, HNO3)
Формулы и названия важнейших кислот приведены в Приложении 1.
Химические свойства кислот.
1.Электролитическая диссоциация:
HCl
H+ + Cl2
H2SO4
2H+ + SO 4
От этого свойства находятся в зависимости все остальные свойства кислот.
Водные растворы кислот вызывают изменение окраски индикаторов, которые служат
указателем среды. Данные приведены в Приложении 2.
1. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами:
H2SO4 + CaO = CaSO4 +Н2О
2. Кислоты взаимодействуют с гидроксидами (реакция нейтрализации).
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
3. Кислоты взаимодействуют с растворами солей, причем более сильная кислота
вытесняет менее сильную:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
4. Кислоты взаимодействуют с металлами. Металлы, стоящие в ряду напряжения до
водорода, вытеснят водород из раствора кислот:
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑
Особенности взаимодействие H2SO4 и HNO3 с металлами приведены в разделе
«Свойства металлов».
Способы получения кислот
1.Взаимодействие кислотного оксида с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
2.Взаимодействие раствора соли с более сильной кислотой:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 
3. Бескислородные кислоты получают при непосредственном взаимодействии элемента
с водородом с последующим растворением в воде:
H2 + Cl2 = 2HCl
15
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Работа в лаборатории
1. Получение оксидов.
а) Взаимодействие элемента с кислородом.
Посуда и реактивы: газометр с кислородом, колбы, покровные стекла, порошок серы,
лучинки, спиртовки.
Техника работы: в две колбы набрать кислород из газометра методом вытеснения воды
(несколько миллилитров воды оставить). Закрыть колбы стеклянными пластинками.
Кусочек серы положить на металлическую ложечку, расплавить и зажечь в пламени
спиртовки. Когда сера воспламенится, быстрым движением открыть одну из колбочек с
кислородом и внести в нее горящую серу, не касаясь стенок и воды. Во вторую колбочку
внести тлеющую лучинку. По окончании горения серы и угля колбу снова закрыть
стеклянной пластинкой.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) Разложение гидроксидов.
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор сульфата меди CuSO4, 2N раствор
едкого натра NаОН, фильтровальная бумага, спиртовки.
Техника работы: к 3 мл сульфата меди (II) прилить равное количество 2N раствора
едкого натра. Выпавший осадок отфильтровать и отжать между листами фильтровальной
бумаги. Часть осадка стеклянной палочкой перенести в сухую пробирку и нагреть.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
в) Терми ческое разложение солей.
Пример – прокаливание карбоната кальция: _____________________________________
2. Свойства оксидов.
а) Отношение оксидов к воде.
Посуда и реактивы: лакмус, известковая вода.
Техника работы: газы, полученные в опыте 1а, взболтать с водой. В колбу, где
образовался сернистый газ, прибавить несколько капель лакмуса. В колбу с углекислым
газом прилить известковую воду.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
16
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) Отношение оксидов к кислотам и щелочам.
Посуда и реактивы: пробирки, оксид меди (II), 2N раствор серной кислоты Н2SО4, 30%ный раствор едкого натра, NаОН, оксид цинка, спиртовки.
Техника работы: взять в две пробирки на кончике шпателя несколько кристалликов
оксида меди (II). В одну из пробирок прилить 2 мл 2N раствора серной кислоты, во вторую –
2 мл 30%-ного раствора едкого натра и содержимое пробирок подогреть. Аналогичные
эксперименты проделать с оксидом цинка.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процессов и тип оксидов: _____________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3. Получение кислот.
а) Взаимодействие неметалла с водородом:
Пример: ___________________________________________________________________
б) Взаимодействие соли с кислотой.
Посуда и реактивы: ацетат натрия СН3СООNа, 2N раствора серной кислоты Н2SО4,
лакмусовая бумага, пробирки, спиртовки.
Техника работы: внести в пробирку шпателем или стеклянной палочкой 0,5 г ацетата
натрия, смочить его раствором серной кислоты и нагреть. В пары внести синюю лакмусовую
бумажку и осторожно понюхать.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Наименее летучей из всех является кислота _____________________________________
17
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какие вещества называются оксидами?
2. Какова классификация оксидов?
3. Привести примеры основных, кислотных, амфотерных оксидов.
4. Какие реакции характерны для основных оксидов?
5. Какие реакции характерны для кислотных оксидов?
6. В чем заключается двойственность амфотерных оксидов?
7. Составьте формулы оксидов следующих элементов: Fe(II), Fe(III), N(III), N(V), Ca,
K, S(VI), C(IV), Mn(VII).
8. Доведите до конца уравнения реакций:
СО2 + Са(ОН)2 
MgO + H2SO4 
CaO + SO3 
9. Какие вещества называются кислотами?
10. Привести классификацию кислот. Что лежит в основе каждой классификации?
11. Какими свойствами обладают кислоты?
12. Доведите до конца уравнения реакций:
Аl2O3 + HNO3 
Na2O + H3PO4 
SO3 + H2O 
N2O5 + H2O 
18
HNO3
HNO2
H2SO4
H2SO3
H3PO4
HPO3
H3PO3
H2CO3
H2SiO3
19
Бескислородные
HCl
HJ
H2 S
Кислородсодержащие
остатка
кислотного
Название
остаток и его заряд
Кислотный
ангидрида
Название
кислоты
Ангидрид
Кислотообразователь
и его степень
окисления
кислоты
Основность
кислоты
Название
кислоты
Формула
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
13. Заполните таблицу
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
III. Основания, амфотерные гидроксиды.
Гидроксиды – это химические соединения, которые состоят из атома металла и одной
или нескольких гидроксогрупп.
С точки зрения электролитической диссоциации основания – это электролиты,
диссоциирующие на катион металла и анионы гидроксильных групп:
NaOH
Na+ + OHОбщая формула Ме(ОН)n, где Ме – символ металла,
n – валентность металла.
Классификация оснований.
А) Все основания делятся на растворимые и нерастворимые.
Растворимые – это основания щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид
аммония, все остальные основания нерастворимые.
Б) Основания классифицируют по кислотности. Кислотность основания определяется
числом гидроксогрупп. Отсюда:
- однокислотные основания NaOH, KOH ;
- двухкислотные Ca(OH)2 Mg(OH)2;
- трехкислотные Al(OH)3.
Химические свойства.
1. Основания –диссоциируют на катион металла и анионы гидроксогрупп:
Ca(OH)2
Ca2+ + 2OH2. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и
воду:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4+ 2H2O
3. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
4. Основания взаимодействуют с растворами солей, образуя новую соль и новое
основание:
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Способы получения гидроксидов.
1. Получение растворимых оснований.
а) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
б) Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
K2O + H2O = 2KOH
2. Получение нерастворимых оснований.
а) На растворимую соль металла действуют щелочью:
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Амфотерные гидроксиды – это химические соединения, которые при определенных
условиях проявляют свойства и оснований и кислот.
Например: Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие.
Амфотерные гидроксиды в растворе диссоциируют и по кислотному типу и по
основному, отсюда двойственные свойства:
2
2Н+ + Zn О2
Zn(OH)2
20
Zn2+ + 2ОН-
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
а) основные свойства - взаимодействие с кислотами:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
б) кислотные свойства – взаимодействие с основанием:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 +2H2O
IV. Соли.
Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
С точки зрения электролитической диссоциации, соли – это электролиты, которые в
водном растворе диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:
NaCl
Na+ + ClКлассификация солей
А) Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода в
кислоте на металл.
Например: Na2SO4, CaCl2.
Б) Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на
металл, т.е. в состав кислых солей входит один или несколько атомов водорода, который
относится к кислотному остатку.
Например: K2HPO4, KH2PO4.
В) Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных групп
оснований на кислотный остаток, т.е. в состав этих солей в отличие от средних солей входят
одна или несколько гидроксогрупп, причем гидроксогруппа относится к металлу.
Например: CaOHCl, (ZnOH)2SO4.
Названия солей
Названия средних солей состоят из названия кислотного остатка и иона металла;
например:
CuSO4 – сульфат меди (II);
CuCl2 – хлорид меди (II).
Названия кислых солей образуются от названий кислотного остатка с добавлением
приставки гидро- и названия металла, например:
K2HPO4 – гидрофосфат калия;
KH2PO4 – дигидрофосфат калия.
Названия основных солей образуются из названия кислотного остатка с добавлением
приставки гидроксо- и названия иона металла, например:
CaOHNO3 – гидроксонитрат кальция;
Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия.
Технические названия солей приведены в Приложении 3.
Химические свойства солей.
2
1. Диссоциация: Al2(SO4)3
2Al+3 + 3SO 4
2. Растворы солей взаимодействуют с кислотами (более сильные вытесняют из раствора
солей менее сильные):
СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
3. Растворы солей взаимодействуют со щелочами:
AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3↓
21
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
4. Растворы солей взаимодействуют с металлами, причем металл, вступающий в
реакцию, должен быть в электрохимическом ряду напряжения левее металла, входящего в
состав соли, т.е. более активный металл вытесняет из раствора соли менее активный:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
5. Раствор соли вступает в реакцию с раствором другой соли, причем в продуктах
реакции должен выделится осадок:
AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl↓
Способы получения солей.
1. Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами:
CaO + CO2 = CaCO3
2. Взаимодействие основных оксидов с кислотами:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
3. Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями:
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
4. Взаимодействие растворов солей со щелочами:
CuCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)2↓
5. Взаимодействие основания с кислотой:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
6. Взаимодействие кислот с растворами солей:
H2SO4 + K2SiO3 = H2SiO3  + K2SO4
7. Взаимодействие металлов с кислотами:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
8. Взаимодействие растворов солей:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
9. Взаимодействие растворов солей с металлом:
Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu
10. Взаимодействие металла с неметаллом:
Zn + S = ZnS
Работа в лаборатории
1 . Получение оснований.
а) Взаимодействие металла с водо й
Посуда и реактивы: пробирки, металлический натрий, дистиллированная вода,
фенолфталеин.
Техника работы: пробирку налить 3-5 мл дистиллированной воды и осторожно
опустить кусочек металлического натрия. После окончания реакции в пробирку добавить 2-3
капли фенолфталеина.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
22
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
б) Взаимодействие основного оксида с водой.
Посуда и реактивы: пробирки, оксид кальция СаО, дистиллированная вода,
фенолфталеин.
Техника работы: внести в пробирку 0,1…0,2 г оксида кальция, прилить 3…5 мл
дистиллированной воды и энергично взболтать, после чего прибавить 1-2 капли
фенолфталеина.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
в) Взаимодействие солей с щелочами.
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор хлорида железа (III) FеCI3, 2N раствор
едкого натра NаОН.
Техника работы: к 2 мл раствора FеCI3 прилить 2 мл раствора едкого натра.
Полученный осадок оставить для следующего опыта.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2 . Получение и свойства амфотерных гидроксидов.
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор сульфата цинка ZnSO4, 2N раствор
едкого натра NаОН, 2N раствор соляной кислоты НCI.
Техника работы: налить в пробирку 2 мл раствора сульфата цинка, прибавить
осторожно несколько капель едкого натра. Полученную жидкость с осадком взболтать и
половину отлить в другую пробирку. К осадку в одной из пробирок прибавить раствор
соляной кислоты, в другой едкого натра.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3 . Получение солей
а) Взаимодействие оснований с кислотами
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор соляной кислоты НСI.
Техника работы: с осадка гидроксида железа (III), полученного в опыте 1в, слить
жидкость, прибавить 1-2 мл соляной кислоты и взболтать.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
23
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) Взаимодействие соли с солью
Посуда и реактивы: 5%-ный раствор нитрата кальция Са(NО3)2, 5%-ный раствор
гидрофасфата натрия Na2HPO4.
Техника работы: к 0,5 мл раствора нитрата кальция прибавить в пробирке равное
количество гидрофосфата натрия.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
в) Взаимодействие кислоты и соли
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор хлорида бария ВаCI2, 2N раствора
серной кислоты Н2SО4.
Техника работы: к 0,5 мл раствора хлорида бария прибавить в пробирку равное
количество 2N раствора серной кислоты.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Контрольные вопросы и упражнения
1.Какие неорганические соединения называются основаниями (гидроксидами)?
2. Приведите примеры растворимых гидроксидов и нерастворимых гидроксидов.
3.Как определяется кислотность гидроксидов?
4.С какими веществами вступают в реакции основания и какие продукты образуются в
результате реакции?
5. Напишите уравнения реакций взаимодействия NaOH c HCl, SO3, ZnO, CuSO4.
6. Какие неорганические соединения называются солями?
7. Какова классификация солей?
8.Чем кислая соль отличается от средней? Привести пример.
9.Какие кислоты могут образовывать кислые соли? Привести примеры.
10. Какие основания могут образовывать основные соли?
11. Доведите до конца уравнения реакций образования всех солей:
NaOH + H3PO4 
Cu(OH)2 + H2SO4 
Al(OH)3 + HNO3 
24
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 5 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Химическая кинетика – учение о скорости химических реакций.
Скоростью химической реакции называют число элементарных актов химического
взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных
реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Скорость
реакции измеряют изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени:
V=
Скон.  Снач.
tкон.  tнач.
или
V= -
C
t
Знак минус указывает на уменьшение концентрации реагирующих веществ с течением
времени, а скорость − величина положительная.
На скорость реакции влияют: а) природа реагирующих веществ; б) концентрация –
скорость прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в
степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам. Для реакции: n А + m В
= С, скорость равна:
V = К Аn Вm, где К – константа скорости;
в) температура – при повышении температуры на каждые 10ºС скорость реакции
возрастает в 2 – 4 раза:
V  V0  
t2  t1
10
,
где V0 – начальная скорость;

− температурный коэффициент реакции;
t2 и t1 – конечная и начальная температуры.
г) катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, сами не
расходуются и в состав продуктов реакции не входят. Их роль сводится к снижению энергии
активации реагирующих молекул.
Химическое равновесие – состояние системы, при котором скорости прямой и
обратной реакции равны.
В состоянии химического равновесия при данной температуре соотношение
концентраций всех реагирующих веществ является величиной постоянной, называемой
константой равновесия. Для реакции
pC+ qД
mA+nB
р
q

С  Д 
К равн 
Аm  Вn
Для гетерогенных систем концентрации твердых веществ в уравнение
равновесия не входят.
константы
Смещение равновесия происходит по принципу Ле Шателье: если на систему,
находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие, то
равновесие сместится в сторону той реакции, которая будет препятствовать этому
воздействию.
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:
2SO2 (г) + О2 (г)
2SO3 (г),
25
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие
системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ:
SO2 = a, O2 = b, SO3 = c.
Согласно закону действия масс, скорости прямой и обратной реакции до изменения
объема Vпр = Ка2  b; Vобр = К1  с2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из
реагирующих веществ увеличится в три раза: SO2 = 3a, O2 = 3b, SO3 =3c. При новых
концентрациях скорости V прямой и обратной реакции:
V = K (3a) 2  (3b) = 27 K a2  b; V0бр= К1(3с)2 = 9К1с2.
Отсюда
Vпр
Vпр


Vобр
9 К1  с 2
27 Ка 2  b

27

9.
;
Vобр
К1  с 2
Ка 2  b
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной только в
девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в
газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70º С, если температурный коэффициент
реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется
эмпирическим правилом Вант Гоффа по формуле:
Vt 2  Vt1  V
Vt 2  Vt1  2
7030
10
t 2  t1
10
 Vt1  24  16  Vt1 .
Следовательно, скорость реакции Vt 2 при температуре 70ºС больше скорости реакции
Vt1 при температуре 30ºС в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:
СО (г) + Н2О (г)
СО2 (г) + Н2 (г)
при 850ºС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные
концентрации: СОисх = 3 моль/л, Н2Оисх = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение
констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
Vпр = К1СО Н2О; Vоьр= K2CO2 H2
Кр 
К1 СО 2   Н 2 

.
К 2 СО  Н 2 О
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр входят
равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия
концентрации СО2р = х моль/л. Согласно уравнению системы, число молей
образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л)
26
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
СО и Н2О расходуется для образования х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные
концентрации всех четырех веществ:
CO 2 p  H 2 p = х моль/л; COp
 (3  х)моль/л;
Н 2Ор  (2  х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех
веществ:
I=
х2
;
3  х 2  х 
х2 = 6 – 2х – 3х +х2; 5х = 6, х = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
CO 2 p
 1,2моль/л,
CO2 р  3  1,2  1,8моль/л,
Н 2Ор  2  1,2  0,8моль/л,
H2р = 1,2 моль/л.
Работа в лаборатории
1. Изучение зависимости скорости химической реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Посуда и реактивы: цилиндры, градуированные пипетки, 2%-ный раствор серной
кислоты Н2SO4, 2%-ный раствор тиосульфата натрия Na2S2O3, дистиллированная вода.
Техника работы: в три цилиндра пипеткой набрать по 10 мл 2%-ного раствора серной
кислоты. В три других 2%-ного тиосульфата натрия соответственно по 15 мл, 10 мл, 5 мл. Во
вторую добавить 5 мл воды, в третью − 10 мл воды. Слить по очереди попарно растворы
Na2S2O3 и H2SO4 в химические стаканы. Что наблюдается ?
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2. Изучение зависимости скорости химической реакции от температуры.
Посуда и реактивы: пробирки, химические стаканы, 2%-ный раствор серной кислоты
Н2SO4, 2%-ный раствор тиосульфата натрия Na2S2O3.
Техника работы:
а) в одну пробирку налить 10 мл 2%-ного раствора Na2S2O3, а в другую 10 мл 2%-ного
раствора Н2SO4. Слить растворы в стакан и отметить время появления помутнения;
б) повторить опыт под буквой а), пробирки нагреть на спиртовке и слить в стакан оба
раствора. Отметить время появления помутнения раствора.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
27
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3. Изучение влияния концентрации реагирующих веществ на смещение
химического равновесия.
Посуда и реактивы: химические стаканы, пипетки, 5%-ный раствор хлорида железа
(III) FeCI3, 5%-ный раствор роданида калия КСNS, 5%-ный раствор хлорида калия КСI,
дистиллированная вода.
Техника работы: в химический стакан взять несколько капель раствора FeCI3 и столько
же КСNS. К полученному темно-красному раствору прилить дистиллированной воды, чтобы
раствор имел светло-красную окраску. Разлить полученный раствор в четыре пробирки.
Далее в первую пробирку прибавить 1 мл раствора FeCI3, во вторую столько же КСNS, в
третью − КСI. Четвертую пробирку оставить для сравнивания.
Результаты наблюдений внесите в таблицу:
№
пробирки
Добавляемый
раствор
1
FeCI3
2
КCNS
3
КСI
4
для сравнения
Изменение
интенсивности
окраски
(ослабление,
усиление)
Направление
смещения
равновесия
(влево, вправо)
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
28
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Сформулируйте закон действующих масс.
2. От каких факторов зависит скорость химической реакции.
3. Как влияет температура на скорость химической реакции согласно принципа Ле
Шателье?
4. Что называется химическим равновесием?
5. Какие факторы влияют на смещение химического равновесия?
6. Смещение химического равновесия по принципу Ле Шателье.
7. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы
N2+3Н2
2NН3. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака,
если увеличить концентрацию водорода в три раза.
8. Реакция идет по уравнению N2 + O2
2NO. Концентрация исходных веществ до
начала реакции были: N 2   0,049моль/л; О 2   0,01моль/л. Вычислите концентрацию этих
веществ в момент, когда NO  0,005моль/л.
Ответ: N 2   0,0465моль/л; О2   0,0075моль/л.
9. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, если понизить температуру от 120 до 80ºС. Температурный коэффициент скорости
реакции 3.
10. В гомогенной системе СО+Cl2
COCl2 равновесные концентрации реагирующих
веществ: CO  0,2моль/л; [Cl2]=0,3 моль/л; СОСl2   1,2моль/л. Вычислите константу
равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО.
Ответ: К=20; Cl 2 исх  1,5моль/л; СОисх  1,4моль/л.
29
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 6 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее
распространенных химических реакций и имеют огромное значение (дыхание, обмен
веществ и энергии, фотосинтез, реакции горения и другие).
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, идущие с изменением
степени окисления.
Степень окисления – это условный электрический заряд атомов в соединении,
вычисленный, исходя из предположения, что связь в соединении ионная.
При нахождении степени окисления атома в соединении используют следующие
правила:
1) степень окисления фтора всегда равна –1;
2) степень окисления атомов в молекулах простых веществ равна нулю (H20, Cl20, N20);
3) степень окисления щелочных металлов в соединениях всегда равна +1;
4) степень окисления кислорода –2 (исключение – пероксиды, озониды, фторид
кислорода);
5) водород во всех соединениях имеет степень окисления +1 (исключение гидриды
металлов: СаН2–1, NaH–1);
6) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложных ионах –
его общему заряду.
В ходе окислительно-восстановительных реакций одни атомы или ионы отдают
электроны – восстановители, а другие их принимают – окислители.
Важнейшие восстановители – металлы.
Важнейшие окислители – неметаллы.
Процесс окисления – отдача электронов, степень окисления при этом повышается.
Например: Са0 – 2ē = Са+2; N–3 – 8ē = N+5
Процесс восстановления – присоединение электронов, степень окисления при этом
понижается.
Например: Cl0 + ē = Cl– ; Mn+7+5ē = Mn+2
Если степень окисления элемента промежуточная, то он может быть как
восстановителем, так и окислителем.
Например: S+4– 2ē = S+6; S+4 + 6ē = S–2
Типы окислительно-восстановительных реакций:
1) Межмолекулярные
4 –3NH3 +3O20 = 2N20 + 6H2O–2
2) Внутримолекулярные
t
–3
NH4+3NO2 = N20 + 2H2O
3) Самоокисление – самовосстановление (реакции диспропорционирования)
t
+5
4 KCl O3 = 3KCl+7O4 + K+1Cl-1
Направление протекания некоторых окислительно-восстановительных реакций зависит
от реакций среды.
30
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Таблица 3 – Восстановление перманганата калия и дихромата калия в разных средах
Окислитель
Среда
Схема процесса восстановления
кислая
Mn+7 + 5ē → Mn+2
KMnO4
(H2SO4)
(MnO4– + 5ē + 8H+ → Mn+2 + 4H2O)
нейтральная
Mn+7 + 3ē → Mn+4
KMnO4
(H2O)
(MnO4– +3ē + 2H2O→ MnO2+4OH–)
щелочная
Mn+7 + ē → Mn+6
KMnO4
(KOH)
(MnO4– + ē → MnO4–2)
кислая
Cr+6 + 3ē → Cr+3
K2Cr2O7
(H2SO4)
(Cr2O7–2 +6ē+14H+ → 2Cr+3+7H2O)
*П.О. – продукт окисления восстановителя.
Продукты реакции
MnSO4+K2SO4+ П.О.*+Н2О
MnO2 + П.О. + KOH
K2MnO4+П.О.+Н2О
Cr2(SO4)3+K2SO4+П.О.+Н2О
Уравнивают окислительно-восстановительные реакции с помощью методов:
1) электронного баланса, в основе которого лежит равенство числа электронов,
принятых окислителем и отданных восстановителям;
2) электронно-ионный метод (метод полуреакции), в его основе лежат полуреакции, в
ходе которых электроны смещаются от восстановителя к окислителю.
Работа в лаборатории
1. Окислительное действие хлорной воды
Посуда и реактивы: 2%-ный раствор иодида калия КI, хлорная вода, 1%-ный раствор
крахмала, гексан.
Техника работы: К 0,5 раствора иодида калия прибавить несколько капель хлорной
воды. Полученный раствор сильно разбавить водой и разлить в две пробирки. В первую
пробирку прилить несколько капель свежеприготовленного раствора крахмала, во вторую –
0,5 мл гексана. Содержимое пробирки энергично встряхнуть.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2. Окислительное действие хлорида железа (III)
Посуда и реактивы: 1%-ный раствор хлорида железа (III) FeCl3, 2%-ный раствор
иодида калия КJ, гексан.
Техника работы: К 0,5 мл раствора хлорида железа (III) прибавить 0,5 мл раствора
иодида калия 0,5 мл гексана и содержимое пробирки взболтать.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3. Перманганат калия как окислитель
Посуда и реактивы: 1%-ный раствор перманганата калия КMnО4, 2N раствор серной
кислоты H2SO4, 5%-ный раствор сульфита натрия Na2SO3, 5%-ный раствор сульфата
31
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
железа(II) FeSO4, 2N раствор едкого калий КОН, 2%-ный раствор иодида калия КI,
дистиллированная вода.
Техника работы: а) К 0,5 мл раствора перманганата калия в одной из пробирок прилить
1 мл 2N раствора серной кислоты. во второй – 1 мл дистиллированной воды, в третьей – 1 мл
раствора едкого кали. И во все три пробирки прилить по 1 мл раствора сульфита натрия.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) К 1 мл раствора перманганата калия прилить равное количество 2N раствора серной
кислоты, и полученную смесь разлить в две пробирки. В одну из пробирок прилить
несколько капель раствора сульфата железа (II), в другую – раствора иодида калия.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
4. Дихромат калия как окислитель
Посуда и реактивы: 5%-ный раствор дихромата калия К2Cr2O7, 2N раствор серной
кислоты Н2SO4, 5%-ный раствор сульфата железа (II) FeSO4, 5%-ный раствор сульфита
натрия Na2SO3.
Техника работы: к 1 мл раствора дихромата калия прилить равное количество 2N
раствора серной кислоты, и полученную смесь разлить в две пробирки. В одну из пробирок
прилить раствор сульфата железа (II), в другую – сульфита натрия.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
32
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции от реакций двойного
обмена?
2. Степень окисления каких элементов постоянная и чему она равна?
3. Чему равна высшая степень окисления элементов?
4. Приведите примеры важнейших восстановителей и окислителей.
5. Приведите суммарную реакцию фотосинтеза. Какой элемент играет в этом процессе
роль окислителя, а какой – восстановителя?
6. От каких факторов зависят окислительно-восстановительные свойства некоторых
химических соединений? Приведите примеры.
7. Определите степень окисления каждого элемента в следующих соединениях: KCl,
KMnO4, K2Cr2O7, Cl2, Na2SO3, KNO2, K2SO4, MnO2.
8. Укажите какие из реакций являются окислительно- восстановительными:
Al2O3 + 6 HCl = 2AlCl3 + 3 H2O
2 HCl + Ca = CaCl2 + H2
2 KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O
33
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 7 ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА РАСТВОРОВ.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Раствором называется гомогенная система (твердая, жидкая, газообразная), состоящая
из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в
широких пределах.
В таких системах вещества находятся в предельно раздробленном состоянии – в виде
молекул или ионов, в связи с чем эти системы называют обычно истинными растворами (в
отличие от растворов коллоидных – «неистинных»), в которых частицы представляют собой
агрегаты, состоящие из десятков и сотен тысяч отдельных молекул или ионов).
Отношение количества растворенного вещества к массе (или объему) раствора (или
растворителя) указывает на концентрацию раствора, которая выражается различными
способами.
1. Процентная концентрация показывает число граммов растворенного вещества,
содержащихся в 100 г раствора. Обозначается латинской буквой С со знаком процента – С%.
Пример 1. 15%-ный раствор хлорида натрия – это такой раствор, в 100 г которого
содержится 15 г NaCl и 85 г воды.
Масса раствора складывается из масс растворенного вещества (а) и растворителя (b),
что в совокупности составляет 100%. Таким образом, формула будет иметь следующий вид:
C% 
a
100% .
ab
По этой формуле можно легко производить различные расчеты.
Пример 2. Определить процентную концентрацию раствора, если известно, что 10 г
сернокислого калия растворено в 150 г воды.
C% 
10
a
 100% = 6,25%.
 100% =
10  50
ab
Если в задаче задано не весовое, а объемное количество раствора определенной
процентной концентрации, то при расчетах сначала определяют массу раствора.
m = V · ρ,
где m – масса раствора, г
V – объём раствора, мл
ρ – плотность раствора, г/мл.
Пример 3. Вычислить, сколько граммов хлорида натрия потребуется, чтобы
приготовить 3 литра 10%-ного раствора, плотность которого равна 1,067 г/мл.
Решение. Находим массу раствора по формуле m = V·ρ = 3000·1,067=3201 г.
Следовательно, для приготовления 3 л 10%-ного раствора необходимо отвесить
10  3210
 320,1 г
100
Если растворенное вещество представляет собой кристаллогидрат, т.е. включает в
состав определённое количество молей кристаллической воды, расчеты усложняются.
Пример 4. Рассчитать количество Na2CO3·10 H2O, необходимого для приготовления
500 г 10%-ного раствора карбоната натрия.
Решение. Определяем, сколько потребовалось бы безводной соли для приготовления
данного раствора:
34
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
с%(а  b) 10  500
=
= 50 г.
100%
100
Относительная молекулярная масса безводного карбоната натрия равна:
Mr = 2·23 + 12 + 48 = 106 а.е.м.
М Na2CO3 = 106 г/моль
m (1моля) = 106 г,
а относительная молекулярная масса кристаллогидрата
а=
Mr( Na 2 CO3  10H 2 O ) = 106 + 10 ·18 = 286 а.е.м.
М( Na 2 CO3  10H 2 O ) = 286 г/моль
m (1 моля) = 286 г.
Составим пропорцию:
106 г Na 2 CO3
285 г Na CO  10 H O
2 3
2
50 г
х г,
286  50
откуда
а=
= 143 г.
100
Определяем массу воды:
m(р-теля) = m(р-ра) – m(в-ва) = 500 – 143 = 357 г.
2. Молярная концентрация раствора (молярность) показывает число молей
растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Раствор, в литре которого содержится
один моль растворенного вещества, называется одномолярным и обозначается 1 М; одна
десятая моля – децимолярным (0,1 М); одна сотая моля – сантимолярным (0,01 М).
Пример 5. Надпись на склянке с серной кислотой «2М H2SO4» обозначает раствор
серной кислоты, в каждом литре которого содержится 2 моля, т.е. 196 г H2SO4.
Молярная концентрация См (моль/л) выражается следующей формулой:
Cm 
a
;
M V
где a – масса растворенного вещества, г;
M – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Пример 6. Найти молярность раствора азотнокислого калия, содержащего в 500 мл
раствора 30 г соли.
Относительная молекулярная масса азотнокислого калия KNO3 равна:
Mr(KNO3) = 39 + 14 + 48 = 101 а.е.м.
М(KNO3) = 101 г/моль
Находим См: Cm 
30
= 0,6 М
101 0,5
3. Молярная концентрация эквивалента (нормальность) показывает число граммэквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора (г-экв/л). Обозначается
как н или N.
Так, 2 N раствор H2SO4 означает, что в 1 л этого раствора содержится 2 г-экв серной
кислоты. Т. к. масса 1 г-экв H2SO4= 49 г, то в 1 л содержится 98 г H2SO4.
Опираясь на закон эквивалентов, можно вывести формулы для вычисления
эквивалентной массы сложных веществ.
35
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Формула
Пример
М
56
mэ (СаО)=
= 28 г
mэ оксида =
число атомов элемента  валентность элемента
2
98
М
mэ(Н2SO4)=
= 49 г
mэ кислоты = основность кислоты
2
40
М
mэ(NaOH) =
= 40 г
mэ основания = кислотность основания
1
М
110
mэ соли =
mэ(K2S) =
= 55 г
2 1
число атомов металла  валентность металла
.
В реакциях окисления – восстановления часто необходимо узнать эквивалентные массы
окислителя и восстановителя.
М
а) mэ окислителя = число электронов, принятых в процессе восстановления;
М
б) mэ восстановителя = число электронов, отданных в процессе окисления.
4. Титр раствора выражается числом граммов растворенного вещества, содержащихся в
1 мл раствора. Обозначается буквой Т.
Пример 7. Титр раствора, содержащего в 1 л 4 г растворенного вещества, равен
4 : 1000 = 0,004 г/мл.
Однонормальный раствор содержит в одном литре число граммов, равное одному
грамм-эквиваленту растворенного вещества. Титр такого раствора равен грамм-эквиваленту
этого вещества, деленному на 1000.
Э
.
TN 
1000
Пример 8. Титр 1N раствора серной кислоты равен 49 : 1000 = 0,049 г/мл.
Титр раствора любой другой нормальности можно определить по формуле Т = ТN ·N,
T
откуда N 
.
TN
Эти формулы широко применяются в аналитической химии при расчетах, связанных с
приготовлением растворов и определением их концентраций.
5. Моляльная концентрация раствора показывает число молей растворенного
вещества, приходящихся на 1000 г растворителя (моль/кг). Обозначается буквой Сm или m.
Если вам дан 2m раствор H2SO4, это значит, что в данном растворе на 1000 г воды
приходится 2 моля H2SO4.
6. Мольная доля вещества в растворе (Ni) равна отношению числа молей данного
вещества к общему числу молей всех веществ, содержащихся в растворе.
Пусть раствор состоит из веществ, мольные доли которых равны N1, N2, N3.
Следовательно, чтобы найти мольную долю N2 в растворе, необходимо воспользоваться
следующей формулой:
N2 
n2
,
n 1  n2
36
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного вещества.
Пример 9. Рассчитать мольные доли глюкозы C6H12O6 и воды в 36%-ном водном
растворе глюкозы.
Решение. В 100 г 36%-ного раствора глюкозы содержится 36 г, а воды – 64 г.
Определяем число молей глюкозы и воды:
36
C6H12O6 =
= 0,20 моль,
180
64
ν = Н2О = 18 =3,56 моль,
n(C6H12O6) + n(Н2О)= 0,2 + 3,56 = 3,76 моль.
Тогда
N(C6H12O6)=
N(Н2О)=
0,20
=0,053;
3,76
3,56
 0,947 .
3,76
Сумма мольных долей всех компонентов раствора равна 1. Пользуясь растворами,
концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких
объемных отношениях они должны будут смешаны, чтобы реагирующие вещества
прореагировали без остатка .
V1N1=V2N2 или
V1 N 2
– объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны

V2 N 1
их нормальностям.
Очень часто приходится переходить от одних форм концентрации к другим.
Рассмотрим эти превращения на следующих примерах.
Пример 10. Вычислить молярность, нормальность и моляльность 10%-ного раствора
CuSO4 (ρ = 1107 кг/м3).
Решение.
1) определим молярную массу и грамм-экв (Э) CuSO4.
159,6
М (CuSO4) = 159,6 г/моль
Э(CuSO4)=
= 79,8 г
2
2) В 100 г 10%-ного раствора содержится 10 г CuSO4 и 90 г Н2О.
Моляльность будет равна Сm =
10
 0,696 моль/кг
159,6  0,09
Молярная и нормальная концентрации относятся к 1 л раствора, поэтому определяем
массу 1 л раствора:
m = ρV = 1107·10-3 = 1,107 кг.
В этой массе раствора содержится 1,107 · 0,1 = 0,1107 кг CuSO4, что составляет
m
110.7
=
= 0.693 моль, или 0,693·2=1,386 г-экв.
M 159.61
Молярная концентрация 10%-ного раствора CuSO4 равна СМ = 0,693 моль/л.
Нормальная концентрация 10%-ного раствора CuSO4 равна СN = 1,386 г-экв/л.
Рассмотрим расчеты определения количества воды для приготовления разбавленных
растворов из концентрированных.
37
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Пример 11. Сколько литров 30%-ного раствора HNO3 (ρ=1180 кг/м3) требуется для
приготовления 20 л 0,5N раствора этой кислоты?
Решение. Определим, сколько граммов HNO3 содержится в 20 л ее 0,5М раствора:
СМ =
а
; М(HNO3)= 63,01 г/моль;
MV
a = СМ·M·V = 0,5·63,01·20 = 630,1 г.
Чтобы ответить на вопрос задачи, нужно определить, в каком объеме 30%-ного HNO3
содержится 630,1 г HNO3.
630,1100
а
a 100
С% =
·100% V =
=
= 1,78·10-3М3 = 1,78 л
30 1180
 V
C%  
Следовательно, чтобы приготовить 20 л 0,5 М раствора HNO3, надо израсходовать
всего 1,78 л 30%-ного раствора HNO3.
Пример 12. Сколько граммов 20%-ного раствора КОН надо прибавить к 250 г 90%ного раствора, чтобы получить 50%-ный раствор КОН?
Решение. Концентрации исходных растворов (20 и 90) записываем в двух углах левой
стороны квадрата.
На пересечении диагоналей записываем значение концентрации, которую нужно
получить (50), затем в направлении диагоналей производим вычитание из большей
концентрации меньшей и полученные разности записываем в двух других углах:
Числа 40 и 30 показывают,
20%
40
в каком соотношении
50
должны быть смешаны
90%
30
исходные растворы.
Следовательно, на 40 весовых частей 20%-ного раствора приходится 30 весовых частей
90%-ного раствора, т.е. они смешиваются в соотношении 40:30. Массы исходных растворов,
необходимых для приготовления растворов, обратно пропорциональны разностям между
концентрацией смеси и концентрацией исходных растворов:
x
40
1000
=
; х=
= 333,3 г
250 30
3
Для получения 50%-ного раствора КОН к 250 г 90%-ного раствора надо добавить
333,3г 20%-ного раствора КОН.
При изучении темы «Растворы» необходимо знать определения величин,
характеризующих свойства растворов:
1. Диффузия обусловлена тепловым движением частиц, образующих раствор, и
проявляется в самопроизвольном выравнивании концентраций во всей системе. При этом и
молекулы растворенного вещества, и молекулы растворителя перемещаются из тех частей
системы, где они содержатся в большем количестве, в те части системы, где их концентрация
ниже.
Пример 13. Если раствор окрашен и в момент осторожного соприкосновения его с
чистым растворителем образует резкую границу раздела, то в ходе диффузии эта граница
постепенно размывается, и в конце концов вся жидкость окрашивается равномерно.
2. Осмос – процесс перемещения растворителя через полупроницаемую мембрану к
раствору более высокой концентрации.
38
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Силу, обусловливающую осмос, отнесенную к единице поверхности полупроницаемой
ме6мбраны, принято называть осмотическим давлением (Р или П) и выражать в атмосферах
или миллиметрах ртутного столба.
Растворы, по сравнению с чистым растворителем, замерзают при более низкой
температуре, а кипят при более высокой.
Вант-Гофф установил следующий закон:
Осмотическое
давление
разбавленного
раствора
неэлектролита
прямо
пропорционально абсолютной температуре раствора и его молярной концентрации.
Р = RСТ,
где С – молярная концентрация раствора, моль/л;
Т – абсолютная температура (температура по шкале Кельвина);
R – универсальная газовая постоянная = 0,082 литр атм./град
Пользуясь этим уравнением, можно рассчитать осмотическое давление растворов, если
известна их концентрация и температура.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими,
растворы с большим давлением, чем сравниваемый – гипертоническими, с меньшим –
гипотоническими.
Пример 14. Вычислить осмотическое давление 0,1 молярного раствора неэлектролита
при температуре 20 С.
Решение. Находим Т = 273 + t = 273+20 = 293;
по шкале
Кельвина
Р = 0,0820,1293 = 1,41 атм.
Французский ученый Рауль установил, что повышение температуры кипения растворов
неэлектролитов, а также понижение температуры их замерзания прямо пропорциональны
моляльной концентрации раствора и от химического состава неэлектролита не зависят.
Δtк = Кэб · m
Кэб – эбуллиоскопическая константа;
Δtз = Ккр. · m
Ккр. – криоскопическая константа.
Для воды эти постоянные равны:
Кэб = 0,520 С
Ккр. = 1,860 С.
Основные положения теории электролитической диссоциации
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы под
действием растворителя.
Электролитами называются вещества, водные растворы которых проводят
электрический ток.
Неэлектролиты – вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.
Молекулы электролитов построены по ковалентному полярному или ионному типу
связи. Молекула растворителя при этом должна быть построена по ковалентному полярному
типу связи.
Диссоциация веществ на ионы сопровождается взаимодействием ионов с полярными
молекулами растворителя (сольватация). Если растворителем является вода, то процесс
называется гидратацией.
При подключении электрического тока к раствору электролита положительно
заряженные ионы переходят в растворе к отрицательно заряженному катоду, соответственно
39
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
они носят название катионов, и наоборот, отрицательно заряженные ионы – к положительно
заряженному аноду, поэтому называются анионы.
Процесс электролитической диссоциации является обратимым процессом,
характеризующимся наличием в момент равновесия не только ионов, но и
недиссоциированных молекул.
Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу взятых молекул
электролита называется степенью электролитической диссоциации ().
=
n
,
N
где n – число молекул, распавшихся на ионы;
N – общее число молекул.
По величине  все электролиты делятся на сильные, средние и слабые:
= 1 – 0,3 – сильные электролиты;
 = 0,3 – 0,03 – электролиты средней силы;
< 0,03 – слабые электролиты.
Почти все соли относятся к группе сильных электролитов. Соли – вещества с ионным
типом связи, поэтому ионы растворяющихся веществ взаимодействуют с диполями воды и
переходят в раствор в виде гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от таких факторов, как природа и
концентрация вещества, природа растворителя, температура.
При уменьшении концентрации степень диссоциации возрастает и в бесконечно
разбавленном растворе достигает своего максимума, равного 1. Повышение температуры
усиливает процесс диссоциации.
При растворении веществ с ковалентной полярной или сильно полярной связью
(хлороводород, бромоводород, иодоводород) имеет место диполь – дипольное
взаимодействие молекул воды и молекул вещества. В результате этого взаимодействия
происходит гетеролитический разрыв некоторых молекул веществ, с образованием
гидратированных ионов. Между нераспавшимися молекулами и ионами устанавливается
равновесие.
CH3COOH CH3COO- + H+
Применяя к этому равновесию закон действующих масс, получаем выражение
константы диссоциации:
[ H  ]  [CH 3COO  ]
К дис. 
 1,85 10 5 .
[CH 3COOH ]
Константа равновесия, т.е. отношение произведения концентраций ионов к
концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия
называется константой электролитической диссоциации.
Константа диссоциации в отличие от степени электролитической диссоциации не
зависит от концентрации слабого электролита и поэтому дает более точную характеристику
относительной силы электролита. Математическая связь между степенью и константой
диссоциации слабых электролитов выражается формулой Оствальда:
 2С
К=
;
1
где С – молярная концентрация раствора;
 – степень электролитической диссоциации.
Осмотическое давление растворов электролитов выше, чем у неэлектролитов. Процесс
диссоциации приводит к тому, что число реально существующих частиц – т.е. всей
совокупности ионов к недиссоциированным молекулам – оказывается больше, чем число
растворенных молекул.
40
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Отношение общего числа реально существующих частиц к числу растворенных
молекул представляет собой изотонический коэффициент (i), который в растворах
электролитов всегда больше единицы.
Если этот коэффициент ввести в формулы законов Вант-Гоффа и Рауля, установленные
для растворов неэлектролитов, то они станут справедливыми и для растворов электролитов:
Р= iРСТ;
Δtк= iКэбm;
Δtз= iКкрm.
Величина i определяется степенью диссоциации электролита и числом ионов, которые
образует каждая из его молекул.
Это является объяснением причины увеличения температуры кипения и уменьшения
температуры замерзания у растворов электролитов по сравнению с растворами
неэлектролитов.
i 1
=
,
 1
где ν (ню) – число ионов, которые образует одна молекула электролита.
Работа в лаборатории
1. Расчеты для приготовления растворов заданной концентрации.
а) Определить количество граммов вещества и воды, необходимых для приготовления
500 г 3%-ного раствора.
б) Рассчитать навеску кристаллической соды Na2CO3·10H2O, необходимую для
приготовления двух литров 0,1н раствора.
2. Определение концентрации раствора по его плотности с помощью ареометра.
Посуда и реактивы: цилиндры, ариометр, растворы NaOH, NaCl, H2SO4.
Техника работы. Налить в цилиндр исследуемый раствор, осторожно опустить
ареометр и через 2-3 сек. сделать отчет по нижнему мениску жидкости. Определение
повторить дважды. Пользуясь таблицей, определить процентную концентрацию раствора.
Результаты измерений занести в таблицу:
Формула
вещества
I
Показания ареометра
II
среднее
значение
Концентрация
раствора, %
3. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов.
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор серной кислоты Н2SО4; 5%-ный раствор хлорида
бария ВаCI2, 5%-ный раствор сульфата натрия Na2SO4, 5%-ный раствор нитрата бария
Ва(NO3)2, 5%-ный раствор хлорида железа (III) FeCI3, 2N растворы гидроксида натрия и
калия NaOH и KOH, 5%-ный раствор сульфата железа (III) Fe2(SO4)3.
Техника работы.
а) В одной из пробирок к 0,5 мл серной кислоты прибавить 2-3 капли раствора хлорида
бария, а в другой пробирке к 0,5 мл сульфата натрия – 2-3 капли нитрата бария.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
41
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Техника работы.
б) В одной из пробирок к 0,5 мл хлорида железа (III) прилить несколько капель
раствора гидроксида натрия, а в другой – к 0,5 мл сульфата железа (III) несколько капель
гидроксида калия.
Результаты наблюдений: _____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Контрольные вопросы и упражнения
1. Что такое раствор?
2. Чем отличается раствор от химических соединений?
3. Приведите общую классификацию растворов. Какими системами (гомогенными или
гетерогенными) являются истинные растворы?
4. Может ли раствор быть однокомпонентной системой?
5. В чем сущность гидратной теории Д.И. Менделеева? Какие известны
экспериментальные доказательства справедливости этой теории?
6. Каково значение растворов в природе?
7. Какие способы выражения концентрации растворов вы знаете?
8. Что такое осмотическое давление?
9. В чем состоит принципиальное отличие растворов электролитов от растворов
неэлектролитов?
10. Что определяет степень электролитической диссоциации данного электролита?
11. Какие факторы влияют на степень электролитической диссоциации?
12. Сколько граммов вещества нужно отвесить для приготовления 300 г 3%-ного
раствора хлорида натрия?
13. Рассчитать навеску, необходимую для приготовления 100 мл 0,1М раствора медного
купороса.
14. Определить нормальность раствора серной кислоты, если 100 мл раствора содержат
49 г вещества.
15. Сколько граммов кристаллизационной воды содержится в 50 г медного купороса
CuSO4 5H2O?
16. В 150 г воды растворили 20 г хлорида натрия. Определить нормальность,
молярность, а также массовую долю хлорида натрия в растворе.( = 1,06 г/мл)
42
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
17. Нормальность раствора хлорида натрия равна 1. Определить молярность данного
раствора.
18. Из 500 г газированной воды с массовой долей углекислого газа 20% нагреванием
удалили 50 г углекислого газа. Определите массовую долю углекислого газа в оставшейся
газированной воде.
19. В 250 г воды растворили 50 г медного купороса. Определите массовую долю
кристаллогидрата, а так же безводной соли в полученном растворе.
20. Найти осмотическое давление 0,1М р-ра неэлектролита при а) 200С; б) 00С
21. Вычислить осмотическое давление раствора глицерина, содержащего 0,46 г
глицерина в 100 мл раствора при 200С.
22. Найти осмотическое давление 2%-ного р-ра сахарозы при 160С. Плотность раствора
равна 1.
23. Изотоничны ли 1%-ные водные растворы глюкозы и сахарозы при одинаковой
температуре, если плотность растворов равна 1?
24. Вычислите осмотическое давление 0,6%-ного р-ра мочевины при а) 00С; б) 270С.
Плотность растворов равна 1.
25. Будут ли изотоничны 3%-ные р-ры сахарозы и мочевины? Вычислите осмотическое
давление этих растворов при 00С, если плотность каждого раствора равна 1.
26. Приведите схемы ступенчатой диссоциации ортофосфорной, серной, угольной,
ортомышьяковой кислот.
27. Закончите уравнения тех реакций, которые протекают до конца в результате
образования газа, осадка, или слабого электролита:
Na2CO3 + H2SO4 →
AgNO3 + HCl →
Cu(NO3)2 + NaOH →
H2S + NaOH →
H2SO4 + NaOH →
H3PO4 + NaNO3 →
FeCl2 + Na2S →
Na3PO4 + AgNO3 →
H2SiO3 + KOH →
NaNO2 + H2SO4 →
CuSO4 + KOH →
Ca(OH)2 + HNO3 →
Напишите полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
43
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 8 РЕАКЦИЯ СРЕДЫ РАСТВОРОВ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Изучение электропроводимости чистой воды, полученной многократной перегонкой,
показало, что и при отсутствии в воде растворенных электролитов она способна в ничтожно
малой степени проводить электрический ток. Следовательно, и молекула самой воды
диссоциирует на ионы. Экспериментально установлено, что степень диссоциации воды
очень мала и равна 1,7·10–9 (т.е. из 555 млн. молекул воды на ионы распадается одна).
Однако не следует забывать, что 1 моль воды содержит 6,06·1023 молекул. Следовательно,
общее количество ионов, содержащихся в 1 мл воды, велико, что существенно влияет на
многие особенности водных растворов.
Уравнение диссоциации воды имеет следующий вид:
Н2О + Н2О
Н3О+ + ОН–
катион
гидроксония
анион
гидроксила
Упрощённо диссоциацию представляют следующим уравнением:
Н2О
Н+ + ОН–
Поскольку данный процесс обратим, можно написать выражение для константы
диссоциации:
H   OH 
К=
H 2 O
Концентрация молекул воды, в связи с чрезвычайно малой степенью её диссоциации,
есть величина постоянная и равна 55,56 моль/л. Подставив это число в предыдущее
уравнение, получим следующее соотношение:
55,56·К = [Н+]·[OH–]
К диссоциации воды = 1,8·10–16. Умножив эту величину на 55,56, получим константу, равную
–14
10 , которую принято обозначать Кв или КН2О:
Кв = [H+][OH–] = 10–4
или
КН2О = СН+·СОН- = 10–14
Произведение концентрации ионов водорода и гидроксила в воде, а также в любом
водном растворе при неизменной температуре есть величина постоянная, называемая
ионным произведением воды.
Пользуясь этой формулой можно определить концентрацию водородных или
гидроксильных групп ионов.
 

Пример 1. Если СН+ = 10–3, а соотношение СН+·СОН- = 10–14, находим СОН- =
И наоборот, если СОН- = 10–5, то СН+ =
1014
 1011 .
103
1014
 109 .
105
Среду, в которой концентрация катионов водорода равна концентрации гидроксильных
групп, называют нейтральной.
[H+]=[OH–]
Среду, в которой концентрация катионов водорода больше концентрации
гидроксильных групп, называют кислой.
[H+]>[OH–]
Среду, в которой концентрация анионов гидроксильных групп больше концентрации
катионов водорода, называют щелочной.
[OH–]> [H+]
44
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Однако в связи с неудобствами, связанными с присутствием в числах отрицательных
показателей степеней, а иногда и с дробными значениями последних, сейчас для
определения среды пользуются так называемым водородным показателем.
Водородным показателем (или показателем водородных ионов) называют
отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов
рН = – lgCH+
Водородный показатель выражается обычно простым целыми числами (целыми или
дробными).
Пример 2.
Если СН+ = 10–4, то рН = –lg10–4 = (–4 lg 10) = 4
Если СН+ = 5,3·10–4, то рН = – lg 5,3·10–4 = – (lg 5,3 + lg 10–4) = – (0,72 + 4) = 3,28
Для характеристики реакции среды растворов пользуются школой рН. На этой школе
представляют и значения рН, лежащие в пределах от нуля до четырнадцати (рН = 0
соответствует значение СН = 1).
Значение рН = 7 характеризует нейтральную среду, значение рН меньше – 7 – кислую,
а значения рН больше 7 – щелочную.
Шкала рН
кислая среда усиливается
рН
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14
щелочная среда усиливается
Гидролизом солей называется химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, в
результате которого изменяется реакция среды и образуется слабый электролит.
Гидролизу подвергаются: а) соли, образованные сильными основаниями и слабыми
кислотами (СН3СООК, К2S, К2SO3 и др.); б) соли, образованные слабыми основаниями и
сильными кислотами (NH4Cl, Fe(NO3)3, СuSO4, AICl3 и др.); в) соли, образованные слабыми
основаниями и слабыми кислотами (СН3СООNH4, (NH4)S и др.). Соли, образованные
сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются (NaCl, K2SO4 и
др.), т.к. их ионы не взаимодействуют с ионами воды. Реакция среды в растворах таких солей
нейтральная (рН = 7). Не подвергаются гидролизу также практически нерастворимые соли.
Рассмотрим механизм гидролиза солей различных типов.
1. Гидролиз по катиону: характеризует соли, образованные сильной кислотой и
слабым основанием. В этом случае катион соли связывает ионы ОН– воды, что смещает
равновесие системы НОН
Н+ + ОН– вправо. В результате в растворе увеличивается
+
концентрация ионов Н , и среда становится кислой (р Н < 7).
Чтобы записать уравнение гидролиза, удобно работать по следующему алгоритму:
1) Определите природу соли и запишите схему ее диссоциации:
NH4Cl
NH4+ + Cl–
соль
слабого основания
и сильной кислоты
2) Запишите уравнение гидролиза по катиону в краткой форме:
NH4+ + НОН NH4ОН + Н+
3) Запишите уравнение гидролиза в молекулярной форме, назовите продукты гидролиза:
NH4Cl + НОН NH4ОН + НCl
слабое сильная
основание кислота
45
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
4) Сделайте вывод: гидролиз идет по катиону, реакция среды кислая, образовался
слабый электролит – NH4OH.
Если катион имеет заряд больше единицы (Zn2+, Al3+, Fe3+ и др.), гидролиз при обычных
условиях протекает по первой ступени с образованием продуктов гидролиза – гидрокатионов
ZnOH+, AlOH2+, FeOH2+ и др., или в молекулярной форме – основных солей.
2. Гидролиз по аниону: характеризует соли, образованные слабой кислотой и сильным
основанием. В этом случае анион соли связывает ионы Н+ воды и в растворе накапливаются
ионы ОН–, среда щелочная (рН > 7). Используя алгоритм, запишем уравнение гидролиза соли
Na2CO3, образованной слабой двухосновной кислотой (H2CO3) и сильным основанием
(NaOH):
I ступень:
Na2CO3
2Na+ + CO32–
2–
+
–
CO3 + H OH
HCO3– + OH–
Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH
Вывод: гидролиз идет по аниону, реакция среды щелочная, образовался слабый
электролит NaHCO3.
Если раствор соли сильно нагреть, то гидролиз усиливается и может происходить по
2-й ступени:
II ступень:
HCO3– + H+OH–
H2CO3 + OH–
NaHCO3 + HOH
H2CO3 + NaOH
H2O
CO2
3. Гидролиз по катиону и по аниону свойствен солям, образованным слабой
кислотой и слабым основанием. Реакция среды в растворах таких солей или слабокислая,
или слабощелочная (рН ≈ 7) и определяется соотношением констант диссоциации продуктов
гидролиза.
Для солей, образованных слабым многокислотным основанием и слабой
многоосновной кислотой, свойственен полный гидролиз, т.е. необратимое разложение солей
водой, например Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3 и т.д.
Al2S3 + 6 HOH → 2Al(OH)3 + 3H2S↑
Водные растворы таких солей не существуют.
СН3СООNH4 – соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием.
СН3СООNH4
CH3COO– + NH+
–
+
+
–
CH3COO + NH4 + H OH
CH3COOH + NH4OH
CH3COONH4 + HOH
CH3COOH + NH4OH
Вывод: гидролиз идет и по катиону, и по аниону, образуются 2 слабых электролита –
CH3COOH и NH4OH, реакция среды практически равна 7, т.к. константы диссоциации
уксусной кислоты и гидроксида аммония практически равны.
Степень гидролиза соли, т.е. отношение числа гидролизованных молекул к общему
числу растворенных, зависит от следующих факторов: природы соли (чем слабее кислота и
основание, образующие соль, тем интенсивнее идет процесс гидролиза), условий протекания
процесса (увеличение температуры, разбавление раствора ведут к усилению процесса
гидролиза).
46
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Работа в лаборатории
1. Определение рН растворов колориметрическим методом с помощью
индикаторов.
Посуда и реактивы: пробирки, дистиллированная вода, лакмус, фенолфталеин,
метилоранж, 2 N раствор NaOH, 2N раствор HCl.
Техника работы: Налейте в шесть пробирок по 1 мл дистиллированной воды и
добавьте в две из них по 6 капель раствора лакмуса, в 2 другие по 2 капли фенолфталеина, в
последние 2 – по 6 капель метилоранжа. Заметить окраску каждого индикатора в
нейтральной среде. Затем добавьте в 3 пробирки по несколько капель раствора HCl, в другие
3 по несколько капель раствора NaOH. Отметьте окраску каждого индикатора в щелочной и
кислой средах. Результаты опыта запишите в таблицу.
Окраска индикаторов в разных средах
Название
индикаторов
кислой
нейтральной
щелочной
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Вывод: ____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2. Реакция среды растворов солей различных типов
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор К2СО3, 5%-ный раствор NaCl, 5%-ный
раствор AlCl3, метилоранж, фенолфталеин.
Налить в отдельные пробирки по 1 мл растворов карбоната калия, хлорида алюминия,
хлорида натрия и испытать реакцию среды при помощи индикаторов фенолфталеина и
метилоранжа.
Результаты исследований:
Формула
соли
К2СО3
AlCl3
NaCl
Окраска индикатора
метилоранж
фенолфталеин
Реакция
среды
рН раствора Подвергается ли
соль гидролизу?
Химизм процессов гидролиза: __________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
47
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3. Влияние температуры на гидролиз солей
Посуда и реактивы: пробирки, концентрированный раствор ацетата натрия CH3COONa,
фенолфталеин, спиртовки.
Техника работы. Налить в пробирку 1-2 мл концентрированного раствора ацетата
натрия, прибавить 2 капли фенолфталеина и раствор нагреть до кипения.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
4. Влияние разбавления на гидролиз солей
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор хлорида сурьмы, дистиллированная
вода.
Техника работы. Налить в пробирку 0,5 мл раствора хлорида сурьмы и 7-10 мл
дистиллированной воды.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
5. Полный гидролиз
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор AlCl3, 5%-ный раствор K2CO3.
Техника работы. К раствору хлорида алюминия прибавить равное количество раствора
карбоната калия.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
48
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения:
NH4Cl
Na2CO3
CaCl2
CH3COONa
CH3COONH4
Fe(NO3)3
49
Желтый
Мали- Си- Щелоновый ний чная
Величина рН
Реакция среды
Лакмус
ОН–
Фенолфталеин
HCN
Окраска индикатора
Метилоранж
Ионы воды,
накапливающиеся в
растворе
Сильное Слабая Аниону
Образуемый малодиссоциируемый
продукт по I ступени
KCN
Кислота
Формула
соли
Основание
Происхождение
соли
Гидролиз идет по
(указать соотв. ион)
1. Что называется водородным показателем, каким символом он обозначается и как
относится к величине концентрации Н+?
2. Какие числовые значения имеют Сн+ и рН в разбавленных растворах кислот и
щелочей?
3. Что называется уравнением ионного произведения воды, как оно выводится?
4. Чем различаются активная и титруемая кислотности, какими методами их
определяют по каким формулам их можно рассчитать?
5. Какова роль концентрации ионов водорода в живом организме?
6. В чем состоит сущность колориметрического (индикаторного) метода определения
рН растворов и каков принцип действия кислотно-основных индикаторов?
7. Вычислите рН растворов, если концентрация ионов гидроксила равна 10-6 моль/л.
8. Чему равна концентрация ионов водорода, если рН равен 5,0?
9. Вычислите Сн+ и рН раствора азотной кислоты, считая диссоциацию ее полной.
10. Определите рН 0,001н раствора азотной кислоты, считая диссоциацию ее полной.
11. Найти рН растворов, если Сн+ в них больше чем в воде в 1000 и 10000 раз.
12. Какова концентрация ионов ОН- в растворах, значения рН которых равны 10 и 6?
Чему равна Сн+ этих растворов? Какая среда?
13. Какой процесс называется гидролизом?
14. Какие типы солей могут подвергаться гидролизу?
15. Объясните, почему соли образованные сильным основание и сильной кислотой,
гидролизу не подвергаются.
16. Заполните таблицу (один пример разобран):
>7
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 9 АЗОТ, ФОСФОР, СЕРА
Азот и его соединения.
Азот имеет на внешнем уровне 5 электронов, из которых 2 – спаренные, 3 –
неспаренные:
1s2 2s2 2p3
+7N
Для атома азота возбуждение невозможно, поэтому его валентность равна трем. Но
атом азота может отдавать один электрон, при этом один S-электрон иона N+ может перейти
на освободившуюся р-орбиталь. В этом случае валентность иона N+ равна 4.
Таким образом, валентность азота может быть равной 3 и 4, а степень окисления –3, 0,
+1, +2, +3, +4, +5.
Молекула азота двухатомна, образована ковалентной неполярной связью, очень
устойчива:
N + N = N N
При обычных условиях молекулярный азот инертен, взаимодействует лишь с литием и
кальцием, образуя нитриды:
6Li + N2 = 2Li3N
3Ca + N2 = Ca3N2
При высоких температурах азот быстро реагирует с кислородом, образуя оксид азота (II):
N2 + O2
2NO
С водородом взаимодействует с образованием аммиака по уравнению:
N2 + 3H2
2NH3
H
N +3 H→ N Н
H
Азот в аммиаке имеет электронную неподеленную пару, за счет которой может
присоединять протоны воды и кислоты по донорно-акцепторному механизму, образуя
комплексный ион аммония:
H
H
+
H
N
H
+
H+ → H
N
H
H
Азот в аммиаке проявляет отрицательную степень окисления (минимальную), поэтому
в окислительно-восстановительных реакциях проявляет только сильные восстановительные
свойства.
Так как азот в кислородных соединениях проявляет положительные степени окисления
(+1, +2, +3, +4, +5), то для него характерны следующие оксиды:
N2O, NO
N2O3, NO2, N2O5
несолеобразующие
кислотные
Кислотным оксидам соответствуют следующие кислоты:
HNO2 – азотистая
HNO3 – азотная
Азотистая кислота слабая. В окислительно-восстановительных реакциях может при
определенных условиях проявлять как окислительные свойства, так и восстановительные,
50
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
т.к. азот проявляет в азотистой кислоте промежуточную степень окисления +3. Соли
азотистой кислоты называются нитритами.
Азотная кислота HNO3 – сильная кислота:
O
Н
О
+
N ↔H
O
O
O
N
О
HNO3 проявляет кислотные свойства:
2HNO3 + Na2O = 2NaNO3 + H2O
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O
6HNO3 + Ca3(PO4) = 3Ca(NO3)2 + 2H3PO4
Азотная кислота является очень сильным окислителем как разбавленная, так и
концентрированная. Окисляет как неметаллы, так и большинство металлов.
Получается азотная кислота в промышленности каталитическим окислением аммиака
при повышенной температуре:
Рt
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Азотную кислоту можно получить из нитрата натрия:
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3
Соли азотной кислоты называются нитратами.
Азотная кислота является одноосновной, может образовывать средние соли, кислых
солей не дает.
Фосфор и его соединения.
Атом фосфора имеет следующее электронное строение:
2
2
6
2
3
+15Р 1s 2s 2p 3s 3p
В отличие от атома азота, у фосфора может происходить распаривание 3s2 электронов в
возбужденном состоянии, поэтому фосфор проявляет валентность 3 и 5.
Степени окисления фосфора: –3, 0, +3, +5.
Для фосфора характерны молекулы Р4 при высоких температурах – Р2. При охлаждении
паров получается белый фосфор – активный, ядовитый, самовоспламеняющийся на воздухе.
При длительном нагревании белого фосфора образуется красный фосфор – менее
активный, чем белый.
Черный фосфор похож на графит, имеет слоистое строение, малоактивен.
Фосфор играет огромную роль в жизни клеток и организмов. Растения извлекают
фосфор из почвы в виде фосфатов. В клетках растений и животных фосфор образует
различные органические соединения. После гибели организмов фосфор возвращается в
почву, но этого недостаточно для обеспечения растений. Поэтому сельское хозяйство
нуждается в снабжении почвы фосфорными удобрениями.
Суперфосфаты (простой и двойной) получают путем обработки фосфоритов серной
кислоты:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
простой суперфосфат
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
двойной суперфосфат
51
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Преципитат получают:
Ca(OH)2 + H3PO4 = CaHPO4·2H2O
преципитат
Фосфорно-азотным удобрением является аммофос, который обычно содержит соли
NH4H2PO4, (NH4)2HPO4 и (NH4)3PO4.
С водородом фосфор образует фосфин РН3 – газ.
Фосфин очень мало растворим в воде, с сильными безводными кислотами образует
соли фосфония
PH3 + HJ = PH4J
PH3 является сильным восстановителем.
Фосфор образует оксиды:
P2O3 – оксид фосфора (III). Это кислотный оксид, с холодной водой медленно
реагирует с образованием фосфористой кислоты:
H
O
P2O3 + 3H2O = H3PO3
H
P =O
H3PO3 – кислота двухосновная
O
H
Главным продуктом сжигания фосфора является оксид фосфора (V): 4Р + 5О2 = 2Р2О5.
Оксид фосфора (V) жадно поглощает воду (является эффективным осушителем), с
образованием кислот:
Р2О5 + Н2О = НРО3 – метафосфорная кислота
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 – ортофосфорная кислота
2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О – пирофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота – кристаллическое вещество, с водой смешивается в любых
соотношениях. Фосфорная кислота – самая устойчивая форма фосфора в высшей степени
окисления.
Трехосновная фосфорная кислота образует три ряда солей: дигидрофосфаты –
NaH2PO4, гидрофосфаты – Na2HPO4 и фосфаты – Na3PO4.
Сера – элемент подгруппы кислорода.
Сера имеет следующее строение
2
2
6
2
4
16S 1s 2s 2p 3s 3p
Атомы серы, в отличие от кислорода, способны распаривать электроны в
возбужденном состоянии, поэтому для нее характерны степени окисления –2, 0, +2, +4, +6.
Химически сера довольно активна, при повышенных температурах взаимодействует со
всеми элементами, кроме азота, золота, платины и инертных газов.
С металлами образует сульфиды, в которых проявляет степень окисления –2:
t
Fe + S = FeS
Zn + S = ZnS
С водородом образует летучее газообразное соединение – сероводород, в котором
проявляет степень окисления –2:
t
S + H2 = H2S
Атомы водорода связаны с серой ковалентной связью H
воде сероводород дает слабую сероводородную кислоту:
52
S
H, но при растворении в
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
H2S
2H+ + HS–
–
HS
H+ + S2–
Соли сероводородной кислоты называются сульфидами.
Яркая и разнообразная окраска сульфидов, различная растворимость в кислотах, другие
индивидуальные свойства дают возможность использовать их в аналитической практике.
Сероводород менее прочен, чем вода, легко окисляется:
2H2S + O2 = 2S + H2O
При поджигании на воздухе горит:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Восстановительные свойства сероводорода проявляются и в реакциях с другими
окислителями.
С кислородом сера образует различные оксиды, из которых используются оксид серы
(IV) SO2, оксид серы (VI) SO3.
SO2 – газ. При растворении в воде SO2 образует слабую сернистую кислоту:
H2O + SO2
H2SO3,
которая диссоциирует по двум ступеням:
H2SO3
H+ + HSO3–
HSO3–
H+ + SO32–
H2SO3 и ее соли (сульфиты и гидросульфиты) являются восстановителями, но могут
проявлять и окислительные свойства в реакциях с более сильными восстановителями:
2H2S–2 + H2S+4O3 = 3S0 + 3H2O
S–2 – 2e = S0 2 – восстановитель
S+4 +4e = S0 1 – окислитель
K2Cr2+6O7 + 3Na2S+4O3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2+3 (SO4)3 + 3Na2S+6 O4+ 4H2 O
S+4 – 2e = S+6 3 – восстановитель
Cr+6 + 3е = Cr+3 2 – окислитель
Соединения серы со степенью окисления +4 могут проявлять при определенных
условиях и окислительные, и восстановительные свойства, т.к. сера проявляет
промежуточную степень окисления.
SO3 – прочное вещество, существующее в форме газа, жидкости и твердых
модификаций. Это кислый оксид, взаимодействующий с водой, щелочами и основными
оксидами. При взаимодействии с водой образуется серная кислота:
SO3 + H2O = H2SO4
Наиболее широко из соединений серы используется серная кислота. H2SO4 –
двухосновная сильная кислота, образует 2 типа солей: кислые (гидросульфаты) и средние
(сульфаты). Диссоциирует по двум ступеням:
I ступень H2SO4
H+ + HSO4–
II ступень
HSO4–
H+ + SO42–
Разбавленная серная кислота проявляет все свойства кислот – изменяет окраску
индикатора, взаимодействует с металлами, расположенными в электрохимическом ряду
напряжений перед водородом, оксидами металлов, гидроксидами и растворами солей.
Концентрированная серная кислота не содержит ионов Н+, поэтому реагирует иначе,
чем разбавленная, – восстанавливается металлами до SO2, S, H2S (в зависимости от
активности восстановителя):
2H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Концентрированная серная кислота при нагревании восстанавливается и неметаллами:
2H2SO4 + S = 2H2O + 3SO2↑
53
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2H2SO4 + C = 2H2O + 2 SO2 ↑ + CO2↑
Серная кислота может отнимать воду из многих органических соединений.
Одним их способов получения серной кислоты является контактный:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 = 2SO3
2SO3 + H2O = H2SO4· SO3
олеум
Работа в лаборатории
1. Получение аммиака.
Посуда и реактивы: пробирки, спиртовки, 2N раствор едкого натра NаОН, хлорид
аммония NH4CI, дистиллированная вода, красная лакмусовая бумага.
Техника работы. Насыпать в пробирку шпателем 0,1 г хлорида аммония, прилить 1-2 мл
раствора едкого натра и нагреть смесь до кипения. Внести в пары смоченную
дистиллированной водой красную лакмусовую бумажку (подготовить заранее); осторожно
понюхать выделяющийся газ.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
2. Восстановительные свойства нитритов.
а) Окислитель KMnO4
Посуда и реактивы: пробирки, спиртовки, 2N раствор серной кислоты Н2SО4; 1%-ный
раствор перманганата калия KMnO4, 5%-ный раствор дихромата калия К2Cr2О7, 5%-ный
раствор нитрата натрия NaNO2.
Техника работы. К 0,5 мл раствора перманганата калия прилить 1-2 мл раствора серной
кислоты и 1 мл раствора нитрита натрия.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
б) Окислитель K2Cr2O7.
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор серной кислоты Н2SО4; 5%-ный раствор
K2Cr2O7, 5%-ный раствор NaNO2.
Техника работы. К 0,5 мл раствора дихромата калия в присутствии серной кислоты
прилить 1 мл раствора нитрита натрия и слегка нагреть.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
54
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Так как в нитритах атом азота имеет промежуточную степень окисления, они могут
играть также и роль окислителей.
Например: _________________________________________________________________
3. Сравнительная растворимость фосфорно-кальциевых солей.
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор соляной кислоты НCI, 5%-ный раствор
хлорида кальция CaCI2, 5%-ный раствор фосфата натрия Na3РО4, 5%-ный раствор
гидрофосфата натрия Na2НРО4, 5%-ный раствор дигидрофосфата натрия NaН2РО4.
Техника работы. В три пробирки влить по 0,5 мл раствора хлорида кальция. В первую
из пробирок добавить 0,5 мл раствора фосфата натрия, во вторую – гидрофосфата натрия, а в
третью – дигидрофосфата натрия. К осадкам прилить 1-2 мл раствора соляной кислоты.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод: Суперфосфат и двойной суперфосфат можно применять на __________________
почвах, а фосфорит и преципитат – только на __________________ почвах.
4. Восстановительные свойства сульфитов.
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор серной кислоты Н2SО4; 5%-ный раствор
сульфита натрия Na2SO3, 1%-ный раствор перманганата калия KMnO4.
Техника работы. К 0,5 мл раствора перманганата калия прилить равное количество
серной кислоты и несколько капель сульфита натрия.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
5. Окислительные свойства сульфитов.
Посуда и реактивы: пробирки, 2N раствор серной кислоты Н2SО4; 5%-ный раствор
сульфида натрия Na2S, 5%-ный раствор сульфита натрия Na2SO3.
55
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Техника работы. К 0,5 мл сульфита натрия прилить равное количество серной кислоты
и несколько капель сульфида натрия.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Так как в сульфитах атом серы имеет промежуточную степень окисления, то они могут
играть также роль восстановителей.
Контрольные вопросы и упражнения
1. Чем по строению отличаются азот и фосфор?
2. Что объединяет азот и фосфор?
3. Какую валентность в соединениях проявляет азот?
4. Какую валентность проявляет фосфор?
5. Какую степень окисления проявляет фосфор?
6. К какому электронному семейству относят N, P, S?
7. Что общего в строении атомов серы и кислорода? В чем различие?
8. Какую валентность и степень окисления проявляет сера в соединениях?
9. Перечислите соединения, в которых азот, фосфор и сера проявляют отрицательную
степень окисления.
10. Какие свойства проявляют водородные соединения азота, фосфора и серы в
окислительно-восстановительных реакциях? Почему?
11. Перечислите кислородные соединения азота, фосфора. Какую степень окисления
проявляют азот и фосфор в этих соединениях?
12. Напишите электронную и электронно-структурную формулу азота, фосфора.
13. Дайте схемы процессов получения промышленности суперфосфата, аммофоса,
преципита.
14. Перечислите кислородные соединения серы.
15. Какими свойствами обладают оксиды и кислоты азота, фосфора, серы?
16. Чем являются в окислительно-восстановительных реакциях кислородные
соединения азота и серы с промежуточной степенью окисления?
17. Чем являются в окислительно-восстановительных реакциях кислородные
соединения азота и серы с высшей степенью окисления?
18. Каково практическое применение соединений серы?
19. Напишите электронную и электронно-структурную формулу серы.
20. Дайте схемы процесса получения в промышленности сероводорода и серной
кислоты.
56
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 10 ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ
Металлы играют исключительно важную роль как в неживой, так и в живой природе.
Многие металлы являются биогенными. Они входят в состав гемоглобина (железо),
хлорофилла (магний), биологических катализаторов – ферментов (цинк, магний), участвуют
в регуляции метаболизма живой клетки (калий, натрий), в процессах образования почв и
почвенных растворов как питательной среды растений.
С точки зрения строения атома, металлы характеризуются содержанием 1-2 электронов,
реже трех, на внешнем электронном уровне. К металлам относятся все s-элементы (за
исключением водорода и гелия), все d- и f-элементы, некоторые р-элементы.
В химических реакциях металлы отдают свои валентные электроны, являясь
восстановителями, и всегда проявляют только положительную степень окисления.
Для всех металлов (кроме ртути) характерно твердое агрегатное состояние,
пластичность, тепло- и электропроводность.
В природе металлы находятся в составе руд, реже – в самородном виде (золото,
серебро, платина). Получение металлов из руд осуществляется пиро-, гидро- и
электрометаллургическими методами.
Химическая активность металлов различна. Стандартный электродный потенциал
металлов является мерой их активности. Чем левее расположен металл в ряду напряжений
(приложение 7), тем он активнее, тем лучшим восстановителем он является. Каждый металл
в ряду напряжений вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей.
Взаимодействие металлов с кислотами.
Взаимодействие с кислотами протекает в зависимости от активности металла, т.е.
нахождения его в ряду напряжений металлов, а также от концентрации кислоты.
Из большинства разбавленных кислот (за исключением HNO3) металлы, стоящие в ряду
напряжений до водорода, вытесняют его из раствора кислоты:
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑
2H+ + 2ē = H20 – окислитель
Zn0 – 2ē = Zn2+ - восстановитель
В этих реакциях роль восстановителей играют металлы, а роль окислителей – ионы
водорода кислот.
Взаимодействие H2SO4 с металлами
а) Разбавленная H2SO4 взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до
водорода (за исключением Рb). При этом получается соль и выделяется Н2:
Zn + H2SO4 = Zn SO4 + Н2↑
2Н2 + 2ē = H20 – окислитель
Zn0 – 2ē = Zn2+ - восстановитель
б) Холодная концентрированная Н2SO4 не взаимодействует с Cr, Fe, Al (при нагревании
реакция идет). С остальными металлами горячая концентрированная Н2SO4 взаимодействует
независимо от положения металла в ряду напряжений (кроме Au, Pt). При этом образуются
соль, вода и соединения серы (S, SO2, H2S). Водород не выделяется.
Cu0 + 2H2SO4 = SO2 + CuSO4 + 2H2O
Cu0 – 2ē = Cu2+
1 – восстановитель
+6
+4
S + 2ē = S
1 – окислитель
57
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
3Zn0 + 4H2S +6O4 = S0↓ + 3Zn +2SO4 + 4H2O
Zn0 – 2ē = Zn 2+
3 – восстановитель
+6
0
S + 6ē = S
1 – окислитель
Концентрированная H2SO4 окисляет и некоторые неметаллы (серу, углерод):
S0 + 2H2S +6O4 = 3S +4 O2↑ + 2H2O
S0 – 4ē = +4S
1 – восстановитель
+6
+4
S + 2ē = S
2 – окислитель
Вывод. Если H2SO4 разбавленная, то при ее взаимодействии с металлами роль
окислителя играют ионы водорода кислоты, отсюда – продукт восстановления H2. Если
H2SO4 концентрированная, то роль окислителя играет +6S. В зависимости от активности
металла продуктами восстановления являются соединения серы.
Взаимодействие HNO3 с металлами
Особенностью взаимодействия HNO3 с металлами является то, что ни один металл ни
при каких условиях не вытесняет из нее водород. Роль окислителя играет в ней N+5. На
продукты восстановления HNO3 влияет активность металла и концентрация кислоты. Чем
активнее металл и разбавленнее кислота, тем глубже идет процесс восстановления.
Пример.
2НNО3 + Аg = NО2 + Аg NО3 + Н2О
конц.
N+5 + ē = N+4 – окислитель
Ag0 – ē = Ag+ – восстановитель
10Н NО3 + 4Са = NН4NО3 + 4Са(NО3)2 + 3Н2О
разб.
Ca0 – ē = Ca2+
N+5 + 8ē = N-3
4 – восстановитель
1 – окислитель
Основы электрохимии. Коррозия металлов.
Приборы, в которых химическая энергия превращается в электрическую, называются
гальваническими элементами. В основе работы этих приборов лежат окислительновосстановительные процессы, причем реакции окисления и восстановления пространственно
разделены. Роль анода, где идет процесс окисления, играет более активный металл, а роль
катода – менее активный.
Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, идущий в растворах и расплавах с участием электрического тока, т.е. при электролизе электрическая энергия
используется для осуществления химических реакций. Например, если в расплав CuCl2
погрузить электроды и пропустить постоянный ток, то ионы меди будут двигаться к
отрицательному электроду катоду и восстанавливаться:
Cu+2 + 2ē = Cu0,
а хлорид-ионы будут окислятся на положительном электроде аноде:
2Cl– – 2ē = Cl20.
Продукты электролиза водных растворов солей зависят от химического состава соли.
Правило для катода
1. Если металл соли находится в ряду напряжения от его начала до Al включительно, то
на катоде восстанавливается ион водорода воды:
2Н2О + 2ē = Н2↑+ 2 ОН–
58
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
2. Если металл находится после Al и до водорода, то восстанавливаются и ионы
металла, и ионы водорода.
3. Если металл находится после водорода, то восстанавливаются только ионы металла.
Правило для анода
-нерастворимого:
1. На аноде окисляются бескислородные кислотные остатки (Cl–, Br–, J– и др.).
2CI– – 2ē = CI2 0
2. Если остаток кислородсодержащий (SO42–, NO3– и др.), то окисляется группа ОН– воды:
2Н2О – 4ē = О2↑ + 4Н+
-растворимого:
Если анод растворимый (медный, серебряный), то окисляется сам анод:
Cu0 – 2ē = Cu2+
2NaCl → 2Na+ + 2Cl–
Пример 1.
расплав
–
K Na+; 2Na+ + 2ē = 2Na0
+
Суммарная реакция:
A Cl–; 2Cl– – 2ē = Cl20
2NaCl → 2Na0 + Cl20
электролиз
Пример 2.
2NaCl → 2Na+ + 2Cl–
раствор
–
K H+; Na+; 2H2O + 2ē = H20↑ + 2OH–
A OH–; Cl–; 2Сl– – 2ē = Cl20
Суммарная реакция электролиза:
2NaCl→ H20 +Cl20 + 2NaOH
+
Количественно электролиз характеризуется законом Фарадея:
m=
Э  J t
,
F
где m – масса выделяющегося на электродах вещества, г;
Э – эквивалентная масса вещества, г;
J – сила тока, А;
t – время в секундах;
F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл.
Количество выделяющихся при электролизе газов измеряют в литрах. Эквивалентный
объем Н2, Cl2 равен 11,2 л, О2 – 5,6 л.
Работа в лаборатории
1. Ряд напряжений металлов
Приборы и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор нитрата свинца Pb(NO3)2,
металлический свинец, 5%-ный раствор сульфата цинка ZnSO4, металлический цинк, 2N
раствор соляной кислоты НCI, 2N раствор азотной кислоты НNO3, 2N раствор серной
кислоты Н2SO4, металлический алюминий, металлическая медь, 30%-ный раствор едкого
натра NaOH.
59
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Техника работы.
а) Налить в одну из пробирок 1 мл раствора нитрата свинца и опустить осторожно
кусочек цинка. В другую пробирку налить раствор сульфата цинка и опустить кусочек
свинца (Е0Zn = – 0,76 в; Е0Рв = – 0,12 в).
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) В одну из пробирок с 2N раствором соляной кислоты внести отрезок алюминиевой
проволоки, в другую – медной (Е0Al = – 1,66 в; Е0Сu = 0,34 в).
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Анализ ряда напряжений показывает, что в гальванопаре цинк – медь роль анода играет
_______________________; в качестве протекторов по отношению к стальным конструкциям
можно использовать ___________________________ .
2. Взаимодействие металлов с кислотами
Техника работы.
а) С азотной кислотой. В две пробирки налить по 1 мл разбавленной азотной кислоты и
осторожно опустить в одну из пробирок кусочек цинка, в другую – железа. Выделяющиеся
газы осторожно понюхать.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами заключаются в следующем:
________________________________________________________________________________
б) С серной кислотой. Налить в одну из пробирок разбавленную серную кислоту, в
другую – концентрированную и опустить в обе пробирки по кусочку цинка.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
60
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3. Взаимодействие металлов со щелочами
Техника работы. В три пробирки налить по 1 мл 30%-ного раствора едкого натра. В
одну осторожно опустить кусочек алюминия, в другую – свинца; в третью – железа.
Результаты наблюдений и вывод:______________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
4. Электролиз растворов солей
Посуда, реактивы и приборы: U-образная стеклянная трубка, 5%-ный раствор
сульфата меди CuSO4, 1%-ный раствор иодида калия KJ, 5%-ный раствор Na2SO4,
графитовые электроды, источник постоянного тока.
Техника работы. В U-образную трубку налить раствор сульфата меди, опустить
электроды и подключить к источнику постоянного тока. Заметить время электролиза. Опыт
повторить с раствором иодида калия, сульфата натрия.
Результаты наблюдений и вывод: _____________________________________________
________________________________________________________________________________
Схема процессов электролиза: _________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
61
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какое значение имеют металлы в технике?
2. Какие биогенные металлы относятся к макроэлементам?
3. Какие биогенные металлы относятся к микроэлементам? На чем основано это
разделение?
4. На чем основано разделение металлов на s–, p–, d– и f– элементы?
5. Какие металлы взаимодействуют со щелочами? Приведите примеры.
6. Между какими из указанных ниже веществ возможны химические реакции при
обычных условиях: а) платина и вода; б) алюминий и соляная кислота; в) медь и раствор
сульфата цинка; г) барий и вода? Напишите уравнения возможных реакций.
7. Какие металлы можно получить в чистом виде при электролизе растворов их солей?
Приведите примеры.
8. При электролизе соли некоторого металла в течении 1,5 ч при силе тока 1,8 А на
катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ:
17,37 г/моль.
9. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 (н.у.) газа. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса
меди выделилась на катоде. Ответ: 0,953 г.
10. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом
разложилась, и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г;
14,62 л; 7,31 л.
11. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в
течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите
эквивалентную массу металла. Ответ: 32,7 г/ моль.
12. Какие металлы используют для анодной и катодной защиты железа от коррозии?
62
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Тема 11 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ МЕТАЛЛОВ
Комплексные соединения – это соединения, содержащие комплексный ион.
Например: [Cu(NH3)4]SO4
В состав комплексного иона входят комплексообразователь (центральный атом или
ион)
и
лиганды
(молекулы
или
ионы,
непосредственно
связанные
с
комплексообразователем). Комплексные ионы могут быть заряжены как положительно так и
отрицательно.
Например: [Cu+2(NH3)4]2+ – катион;
[Fe+3(CN)6]3– – анион.
Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного
соединения. Ионы, находящиеся за пределами квадратных скобок, образуют внешнюю сферу.
Алгебраическая сумма зарядов внутренней и внешней сферы комплексной соли равна нулю.
Например: K3[Fe(CN)6]
[Fe(CN)3]3– – внутренняя сфера;
3К+ – внешняя сфера.
Образование комплексного иона происходит по донорно-акцепторному механизму.
Комплексообразователь – акцептор, предоставляющий свободные ячейки. Лиганды –
доноры, предоставляющие свободные пары электронов на образование новых связей.
Роль комплексообразователя могут выполнять положительно заряженные ионы, имеющие небольшую величину ионного радиуса (d-металлы). Лигандами, как правило, являются
ионы или нейтральные молекулы.
Например: F–, Cl–, J–, CN–, OH–, H2O, NH3.
Число лигандов – это координационное число комплексообразователя.
Координационные числа некоторых комплексообразователей:
Комплексообразователь
Аg+
Cu2+
Координационное число
2
4
Fe2+
Fe3+
Pt2+
6
6
4
Hg2+
Co6+
Zn2+
Ni+2
4
6
4
6
Свойства комплексных соединений.
1. Диссоциация в водных растворах:
K3[Fe(CN)6]
3K+ + [Fe(CN)6]3–.
Внутренняя
сфера
комплекса
в
незначительной
степени
подвергается
электролитической диссоциации, распадаясь на комплексообразователь и лиганды:
[Fe(CN)6]3–
Fe3+ + 6CN–.
2. Комплексные соли вступают в реакцию обмена:
2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 2K2 SO4
63
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Комплексные соли в растворах ведут себя так же, как и простые соли.
Получение комплексных солей
Комплексные соли получаются в результате реакций обмена, окислительно-восстановительных реакций.
Например:
HgJ2 + KJ = K2[HgJ4]
CuSO4 +NH4OH = [Cu(NH3)4] SO4 +H2O
Работа в лаборатории
1. Получение комплексных соединений.
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор сульфата меди CuSO4, 2N раствор
гидроксида аммония NН4ОН, 1%-ный раствор нитрата серебра AgNO3, 5%-ный раствор
хлорида натрия NaCI, 5%-ный раствор ацетата ртути (СН3СОО)2Нg, 2%-ный раствор иодида
калия КI.
Техника работы.
а) К 0,5 мл раствора сульфата меди (II) прилить в избытке раствор гидроксида аммония.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) К 0,5 мл раствора нитрата серебра прилить равный объем хлорида натрия. Осадок
обработать избытком раствора гидроксида аммония.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
в) К 0,5 мл раствора ацетата ртути прибавить 2-3 капли иодида калия. Осадок
обработать избытком иодида калия.
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2. Различия в диссоциации комплексных соединений и двойных солей.
Посуда и реактивы: пробирки, 5%-ный раствор железоаммонийных квасцов NH4Fe(SО4)2,
5%-ный раствор роданида калия КСNS, 5%-ный раствор гексацианоферрат (III) калия
K3[Fe(CN)6], 5%-ный раствор сульфата железа (II) FeSO4, 5%-ный раствор желтой кровяной
соли K4[Fe(CN)6], 5%-ный раствор хлорида железа (III) FeCI3.
64
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Техника работы. К 0,5 мл раствора железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2 прилить
несколько капель роданида калия KCNS. Этот же реагент в другой пробирке прилить к 0,5
мл гексациано(III)феррата калия K3[Fe(CN)6].
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Схема диссоциации: _________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3. Комплексные соединения в реакциях двойного обмена.
Техника работы.
а) К 0,5 мл раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] прилить несколько капель
раствора сульфата железа (II).
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
б) К 0,5 мл раствора желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6] прилить несколько капель
раствора хлорида железа (III).
Результаты наблюдений:_____________________________________________________
________________________________________________________________________________
Химизм процесса: ___________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Вывод:_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Структуру всех изученных в эксперименте комплексных соединений проанализировать
по схеме* и заполнить таблицу:
Формула
комплексного
соединения
Комплексообразователь
Лиганд
Координационное
число
[Cu(NH3)4]SO4
[Ag(NH3)2]Cl
K3[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
K2[HgJ4]
*Заряды ионов показывают обязательно
65
Комплексный
ион
Ион
внешней
среды
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Контрольные вопросы и упражнения
1. Какие соли называются комплексными?
2. Чем комплексные соли отличаются от простых солей?
3. Чем комплексные соли отличаются от двойных солей?
4. По какому механизму образуются комплексные ионы?
5. Какой заряд могут нести комплексные ионы?
6. Как определяется координационное число комплексных соединений?
7. Какие молекулы и ионы могут выполнять роль лигандов?
8. Какие катионы выполняют роль комплексообразователя?
9. Что называется константой нестойкости комплексного иона?
10. Как ведут себя комплексные соли в реакциях двойного обмена?
11. Проанализируйте комплексные соединения: (NH4)2[Co(CNS)4], [Zn(NH3)4]SO4.
12. Доведите до конца уравнение реакции комплексообразования:
HgJ2 + 2KJ→
Fe(CN)2 + 4KCN →
13. Где применяются комплексные соединения?
14. Заполните таблицу:
Формула
Комплексообразова Лиганд*
комплексного
тель
соединения
K[Au(CN)2]
Au+
CN–
Координационное
число
2
Na3[FeF6]
Na3[Co(NO2)6]
[Zn(NH3)4]Cl2
66
Комплексный
Ион
Название
+
ион
внешней комплекс
среды+
ного
соединен
ия по
междуна
родной
номенкла
туре
Дицианоа
[Au(CN)2]–
K+
урат (I)
калия
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
ПРИЛОЖЕНИЯ
Приложение 1
Названия солей разных кислот
Кислота
H3BO3 – борная
H2CO3 – угольная
CH3COOH – уксусная
H2SiO3 – кремниевая (мета)
HNO3– азотная
HNO2 - азотистая
H3PO4 – фосфорная (орто)
H3AsO4 – мышьяковая
H2SO4 – серная
H2SO3 – сернистая
H2S – сероводородная
H2S2O3 – тиосерная
H2SeO4 – селеновая
H2TeO4 – теллуровая
HF – фтористоводородная
HCl – соляная (хлористоводородная)
HClO – хлорноватистая
HClO2 – хлористая
HClO3 - хлорноватая
НCIО4 – хлорная
Название солей
Бораты , или борнокислые
Карбонаты, или углекислые
Ацетаты, или уксуснокислые
Силикаты (мета), или кремнекислые (мета)
Нитраты, или азотнокислые
Нитриты, или азотистокислые
Фосфаты, или фосфорнокислые
Арсенаты, или мышьяковокислые
Сульфаты, или сернокислые
Сульфиты, или сернистокислые
Сульфиды, или сернистые
Тиосульфаты, или серноватистокислые
Селенаты, или селеновокислые
Теллураты, или теллуровокислые
Фториды, или фтористые
Хлориды, или хлористые
Гипохлориты, или хлорноватистокислые
Хлориты, или хлористокислые
Хлораты, или хлорноватокислые
Перхлораты, или хлорнокислые
Приложение 2
Окраска индикаторов в различных средах
Индикатор
Лакмус
Фенолфталеин
Метиловый оранжевый
Метиловый красный
Окраска
в нейтральной среде
Фиолетовая
Бесцветная
Оранжевая
Красная
67
в кислой среде
Красная
Бесцветная
Розовая
Красная
в щелочной среде
Синяя
Малиновая
Желтая
Желтая
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложение 3
Технические названия солей
Химическая формула
Na2B4O7 · 10H2O
MgSO4 ·10H2O
CaSO4 · 2H2O
Na2SO4 · 10H2O
CuSO4 · 5H2O
FeSO4 · 7H2O
AgNO3
CaCO3
NH4Cl
K2CO3
CaHPO4· 2H2O
NaNO3
KNO3
NH4NO3
Ca(NO3)2
HgCl2
NaHCO3
NaCl
Ca3(PO4)2 · CaF2
(NH4)2HPO4
NH4H2PO4
Техническое название соли
Бура
Горькая соль
Гипс
Глауберова соль
Медный купорос
Железный купорос
Ляпис
Мел, мрамор, известняк
Нашатырь
Поташ
Преципитат
Чилийская селитра
Индийская селитра
Аммиачная селитра
Норвежская селитра
Сулема
Питьевая сода
Поваренная соль
Апатит
Диаммофос
Аммофос
Международное название солей
Тетраборат натрия
Сульфат магния
Сульфат кальция
Сульфат натрия
Сульфат меди (II)
Сульфат железа (III)
Нитрат серебра
Карбонат кальция
Хлорид аммония
Карбонат калия
Гидрофосфат кальция
Нитрат натрия
Нитрат калия
Нитрат аммония
Нитрат кальция
Хлорид ртути (II)
Гидрокарбонат натрия
Хлорид натрия
Фосфат кальция с фторидом кальция
Гидрофосфат аммония
Дигидрофосфат аммония
Приложение 4
Таблица растворимости
Анион
Cl–
Br–
J–
NO3–
CH3COOO–
S2–
SO32–
SO42–
CO32–
SiO32–
Cr42–
PO43–
OH–
+
Li
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
P
+
Na
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
+
K
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
NH4+
P
P
P
P
P
P
P
P
P
—
P
P
P
2+
+
2+
2+
Cu Ag Mg Ca
P H P
P
P H P
P
— H P
P
P P P
P
P P P
P
H H — P
H H H H
P M P M
— H H H
— — H H
H H P M
H H H H
H — H M
Катион
Sr2+ Ba2+ Zn2+ Hg2+ Al3+ Sn2+ Pb2+ Mn2+ Fe3+ Fe2+
P P P
P P P M P
P P
P P P M P P M P
P P
P P P H P P H H — P
P P P
P P — P
P
P P
P P P
P P — P
P — P
P P H H — H H H H H
P H H H — — H H — H
H H P — P P H
P
P P
H H H — — — H H — H
H H H __ H — H H H H
M H H H — — H H — —
H H H H H H H H H H
M P H — H H H H H H
P – растворимое вещество,
М – малорастворимое,
Н – практически нерастворимое;
черта означает, что вещество не существует или разлагается водой
68
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложение 5
Плотность некоторых водных растворов серной кислоты (H2SO4)
Плотность
200
40
1,178
1,186
1,194
1,202
1,210
1,219
1,227
1,235
1,243
1,252
1,260
1,268
1,277
1,286
1,294
1,303
1,312
1,321
Плотность
Содержание H2SO4
в 100 г
в1л
200
40
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
294,60
308,40
322,40
336,60
351,00
365,60
380,30
395,20
410,30
425,50
441,00
456,60
472,50
468,56
504,70
521,10
537,80
554,60
1,329
1,338
1,348
1,357
1,366
1,376
1,385
1,395
1,405
1,415
1,435
1,456
1,477
1,498
1,819
1,824
1,828
1,8312
Содержание H2SO4
в 100 г
в1л
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
54
56
58
60
91
92
93
94
571,60
588,90
606,40
624,20
642,20
660,40
678,80
697,60
716,50
735,70
774,90
815,20
856,50
899,00
1656
1678
1700
1721
Приложение 6
Степень диссоциации
Степень диссоциации в %
в децинормальных растворах.
Электролит
Кислоты
Азотная кислота
Соляная кислота
Серная кислота
Фосфорная кислота
Уксусная кислота
Угольная кислота
Сероводородная кислота
Основания
Едкое кали
Едкий натр
Гидрат окиси аммония
Соли
Хлористый калий
Хлористый аммоний
Хлористый натрий
Азотнокислый калий
Азотнокислое серебро
Уксуснокислый натрий
Хлористый цинк
Сернокислый натрий
Сернокислый цинк
Сернокислая медь
92
92
58
27
1,3
0,17
0,07
91
91
1,3
86
85
84
83
81
79
73
69
40
40
69
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Приложение 7
Ряд напряжений
Е0В.
-3,045
-2,925
-2,924
-2,923
-2,90
-2,87
-2,714
-2,37
-1,70
-1,603
-1,58
-1,18
-1,18
-0,913
-0,763
-0,74
-0,44
-0,403
-0,277
-0,25
-0,136
-0,127
-0,037
-0,000
+0,20
+0,215
+0,34
+0,52
+0,79
+0,80
+0,85
+1,19
+1,50
+1,70
Электрод
Li+/Li
Rb+/ Rb
K+/K
Cs+/ Cs
Ba2+/Ba
Ca2+/Ca
Na+/Na
Mg2+/Mg
Al3+/Al
Ti2+/Ti
Zr4+/Zr
Mn2+/Mn
V2+/V
Cr2+/Cr
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Fe2+/ Fe
Cd2+/ Cd
Co2+/ Co
Ni2+/ Ni
Sn2+/ Sn
Pb2+/ Pb
Fe3+/ Fe
2H+/ H2
Sb3+/ Sb
Bi3+/ Bi
Cu2+/ Cu
Cu+/ Cu
Hg2+/2 Hg
Ag+/ Ag
Hg2+/ Hg
Pt2+/
Au3+/ Au
Au/ Au
Приложение 8
Относительная электроотрицательность некоторых химических элементов
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
0,9
B
2,0
Al
1,6
Ga
1,3
In
1,3
H
2,1
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,7
Sn
1,7
70
N
3,1
P
2,2
As
2,0
Sb
1,8
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,4
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
СОДЕРЖАНИЕ
Правила работы в химической лаборатории…………………………………………………….3
Реактивы и обращение с ними……………………………………………………………………3
Техника безопасности при работе в химической лаборатории………………………………...3
Первая помощь при несчастных случаях в химической лаборатории………………………...4
Ведение лабораторного журнала…………………………………………………………………5
Тема 1 Строение атома…………………………………………………………………………...6
Тема 2 Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева в свете
учения о строении атома………………………………………………………………………….9
Тема 3 Химическая связь и строение молекул…………………………………………………10
Тема 4 Основные классы неорганических соединений………………………………………..13
Тема 5 Химическая кинетика и химическое равновесие………………………………………25
Тема 6 Окислительно-восстановительные реакции……………………………………………30
Тема 7 Общая характеристика растворов. Теория электролитической диссоциации……….34
Тема 8 Реакция среды растворов. Гидролиз солей……………………………………………..44
Тема 9 Азот, фосфор, сера …………………………………………………………………….. .50
Тема 10 Общие свойства металлов. Основы электрохимии……………………………………57
Тема 11 Комплексные соединения металлов……………………………………………………63
Приложения………………………………………………………………………………………..67
71
Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис»
Валерия Александровна Вихрева
Ольга Васильевна Марковцева
Мария Васильевна Немцева
ХИМИЯ НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
Методические указания и рабочая тетрадь для выполнения
лабораторных работ
для студентов, обучающихся по направлениям подготовки
110900 – Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции,
111100 – Зоотехния,
110400 – Агрономия,
250100 – Лесное дело,
110100 – Агрохимия и агропочвоведение
Подписано в печать 00.00.2013
Формат 6084 1/8
Бумага Госзнак Print
Отпечатано на ризографе
Усл.-печ. л. 8,37
Тираж 000 экз.
Заказ № 000
РИО ПГСХА
440014, г. Пенза, ул. Ботаническая, 30
72
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
18
Размер файла
1 055 Кб
Теги
1028
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа