close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Бельчинская Л. И. Ходосова Н.А. Химия (ПЗ 35.03.02)

код для вставкиСкачать
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего образования
«Воронежский государственный лесотехнический университет
им. Г.Ф Морозова»
ХИМИЯ
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к практическим занятиям для студентов
по направлению подготовки
35.03.02 – Технология лесозаготовительных и
деревоперерабатывающих производств
Воронеж 2016
2
УДК 54
Бельчинская, Л. И., Ходосова, Н.А. Химия [Текст]: методические указания к
практическим занятиям для студентов по направлению подготовки35.03.02 –
Технология лесозаготовительных и деревоперерабатывающих производств / Л.
И. Бельчинская, Н. А. Ходосова ; М-во образования и науки РФ, ФГБОУ ВО
«ВГЛТУ им. Г.Ф.Морозова». – Воронеж, 2016. - 126с.
Печатается по решению учебно-методического совета
ФГБОУ ВО «ВГЛТУ» (протокол № от
2016)
Рецензент канд. хим. наук,
доц. кафедры химии ФГБОУ ВО ВГТУ
Горшунова В.П.
3
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕ .......................................................................................................................................................................4
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ» .............................................5
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВА» ...........................................................11
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА» ...........................................................15
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА» ..................................................................................23
ТЕОРЕТИЧЕСКИХ РАЗДЕЛ «ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ» ..............26
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС» ....................................................35
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «СТРОЕНИЕ ATOМОB И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА» ......................................................................................................................45
П Р А К Т И Ч Е С К А Я Ч А С Т Ь « С Т Р О Е Н И Е А Т О М А » .............................................................................................52
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.» ....................................56
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ» .......................................................................................................70
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «РАСТВОРЫ» ..........................................................................................................73
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «РАСТВОРЫ» ........................................................................................................................85
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ».....................................................104
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ» ..................................................110
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРОХИМИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ» 113
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ» .....................................116
ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ РАЗДЕЛ «ЭЛЕКТРОЛИЗ» ..................................................................................................118
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ «ЭЛЕКТРОЛИЗ» ..................................................................................................................120
СПРАВОЧНЫЕ ДАННЫЕ ........................................................................................................................................123
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК .....................................................................................................................125
4
ВВЕДЕНИЕ
Методическое указание предназначено для студентов первого
курса обучающихся по направлению 35.03.02 и следующим профилям: технология деревообработки, лесоинженерное дело, дизайн мебели, лесопромышленный бизнес.
Теоретический материал изложен на современном научном
уровне. Для закрепления химических знаний приведены решения основных типов задач. В практикуме с современной точки зрения в доступной форме рассмотрены важнейшие теоретические разделы курса
общей химии. В каждый раздел включены упражнения и образцы решения типовых задач, представлены таблицы стандартных величин,
используемых в расчетах Основная задача методических указаний –
развить у студентов химическое мышление, способствовать максимальному пониманию и усвоению изучаемого курса. Химия является
общетеоретической дисциплиной. Она призвана дать студентам современное научное представление о веществе как одном из видов
движущейся материи, о путях, механизмах и способах превращения
одних веществ в другие. Знание основных химических законов, владение техникой химических расчѐтов значительно ускоряют получение нужного результата в различных сферах деятельности. Особенностью химии как дисциплины для студентов лесотехнического университета является то, что в небольшом по объѐму курсе даются необходимые знания для понимания многообразной и сложной картины
химических законов. На практических занятиях проводится разбор
наиболее важных и трудных вопросов темы и проводится тестирование уровня усвоения материала студентами.
По каждой теме составлены задачи, содержащие 25 вариантов (по количеству студентов в группах). Каждый студент получает номер варианта и обязан
к определенному сроку в семестре представить преподавателю 23 самостоятельно решенные задачи по всем темам курса общей химии. Для решения задач
следует освоить теоретический материал.
5
Теоретический раздел «ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ»
Химия относится к естественным наукам, изучающим окружающий нас
мир и происходящие в нем явления. Материальный мир существует в двух
формах: вещество и поле. Материя всегда находится в движении: нагревание и
охлаждение тел, химические превращения, жизненные процессы. Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определенными физическими свойствами, называют веществом. Например, вещества: вода, железо, сера, известь, кислород.
Характерные свойства вещества (внешний вид, растворимость, плотность,
температуры кипения и плавления, химические свойства) присущи только чистым веществам. В природе вещества существуют не в чистом состоянии, а в
виде смесей. К примеру, природная вода всегда содержит растворенные соли и
газы. Даже химические продукты, выпускаемые промышленностью, имеют
примеси. Чистое вещество всегда однородно, смеси могут быть однородными и
неоднородными. Однородными называют такие смеси, в которых даже с помощью микроскопа нельзя обнаружить частицы веществ (раствор сахара в воде,
смесь газов). Примеры неоднородных смесей: почва, мутная вода, пыльный
воздух.
Вещества подвергаются различным превращениям: сталь во влажном
воздухе ржавеет, опавшие листья гниют, дрова в печи сгорают. При этом образуются новые вещества. Явления, при которых из одних веществ получаются
другие, называются химическими. Химия – это наука о составе, строении вещества, а также о взаимопревращениях веществ.
Представление о том, что вещество состоит из отдельных, очень малых
частиц, - атомная гипотеза - возникло еще в древней Греции. Однако создание
научно обоснованного атомно-молекулярного учения стало возможным значительно позже - в XVIII–XIX вв., когда физика стала базироваться на точном
эксперименте. В химию количественные методы исследования были введены
М. В. Ломоносовым во второй половине XVIII в.
Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими
свойствами. Атом состоит из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов, которые являются
двумя состояниями одной частицы нуклона.
Характеристика элементарных частиц и их условные обозначения представлена в табл. 1.
Элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то есть с
одинаковым числом протонов. Атомы одного элемента могут иметь различные
числа нейтронов в составе ядра, а следовательно, различную массу. Такие атомы, относящиеся к одному элементу, называются изотопами. Например, изо35
топы атома хлора: 17
Cl, 1737 Cl .
При химическом взаимодействии атомов образуются молекулы. Молекулы бывают одноатомные, например, молекулы гелия (Не), двухатомные – моле-
6
кулы азота (N2), оксида углерода (СО), многоатомные – молекулы воды (Н2О),
бензола (С6Н6) и полимерные, содержащие до сотен тысяч и более атомов – молекулы белков, целлюлозы. Атомы могут соединяться друг с другом не только в
различных соотношениях, но и различным образом. Поэтому при сравнительно
небольшом числе химических элементов число различных веществ очень велико. Вещества, состоящие из атомов одного элемента, называются простыми
(О2, S, Zn), состоящие из атомов различных элементов – сложными (HCl, Na2O,
CuSO4).
Состав и строение молекул определяют состояние вещества при выбранных условиях и его свойства. Например, диоксид углерода (СО2) при обычных условиях - газ, взаимодействующий с водой, а диоксид кремния (SiO2) –
твердое полимерное вещество, в воде не растворяющееся. При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются. Во многих химических
процессах атомы и молекулы могут переходить в заряженное состояние с образованием ионов - частиц, несущих избыточный положительный или отрицательный заряды.
Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в
химических реакциях называются стехиометрическими расчетами. В основе их
лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а
также газовые законы – объемных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.
Существуют два важных для химии закона: сохранения массы и сохранения энергии. Они формулируются следующим образом.
Закон сохранения массы. Масса веществ, вступающих в реакцию,
равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Благодаря этому закону, открытому М. В. Ломоносовым в 1748—1756
гг., химия перешла от науки качественной к количественной. В производстве
на этой основе ведутся расчеты материальных балансов.
Закон сохранения энергии. При любых взаимодействиях, имеющих
место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой.
Из уравнения Эйнштейна для соотношения масс и энергий Е = тс2
следует, что в любом процессе, сопровождающемся выделением или поглощением энергии, будет происходить соответствующее изменение массы. Если тело нагревается, - его энергия возрастает, а масса увеличивается. При
выделении тепла в ходе химической реакции масса продуктов химической
реакции будет меньше массы исходных веществ. Однако из-за громадного
значения величины с2 (с = 2,997925∙108 м/с) тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые
массы. Например, при образовании из водорода и хлора 36,461 г хлороводо-
7
рода выделяется энергия, соответствующая массе около 10 –9 г. Поэтому
можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией.
Практически это означает, что, если в ходе химической реакции энергия выделяется или поглощается, то запас энергии в продуктах реакции по сравнению с
запасом ее в исходных веществах будет меньше или больше, соответственно.
Запас энергии вещества в системе принято называть теплосодержанием, а выделяющуюся или поглощающуюся энергию – теплом. Благодаря закону сохранения энергии существует раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называемый термохимией. В производстве на основе данного
закона ведутся тепловые балансы.
Закон постоянства состава. Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения (Ж. Пруст, 1801-1808 гг.). Это значит, что соотношения
между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны. Закон
всегда выполняется для газообразных и жидких веществ. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, строго говоря, закон не справедлив. Это
связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества
всегда, в той или иной мере, имеются пустоты, не заполненные атомами,
примесные атомы других элементов и другие отклонения от идеальной
структуры. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями
веществ, влияет очень большое число других факторов, связанных уже с
технологией получения, выделения и очистки вещества.
Закон кратных отношений. Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между
собой как небольшие целые числа (Дж. Дальтон, 1808 г.).
Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является
всеобщим и также не справедлив для веществ в твердом состоянии. Например,
титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются ТiО1,46-1,56 и ТiО1,9-2,0. Ясно, что в этом случае закон
кратных отношений не соблюдается.
Закон объемных отношений. При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа
(Ж. Гей-Люссак,
1805 г.). Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Эти числа совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. На этом законе основаны методы газового анализа, применяемого в промышленности.
Закон Авогадро. В равных объемах любых газов, взятых при одной и
той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же
число молекул (А. Авогадро, 1811 г.). Закон Авогадро позволил сделать выводы
о числе атомов в молекулах газов, например, таких, как водород, хлор, кисло-
8
род, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов,
ионов), если их концентрация невелика, а воздействием магнитных и электрических полей можно пренебречь.
Атомные и молекулярные массы.
Масса всех частиц вещества составляет массу вещества. В химии, как
правило, под массой подразумевают массу покоя. Различают относительные массы и просто массы (абсолютные). Для измерения относительной
атомной массы введена атомная единица массы (а. е. м.):
1а. е. м. = m(С)/12 = 1,66 ∙ 10 -27 кг.
Относительной атомной массой элемента (сокращенно – атомной массой)
называют отношение средней массы атома к 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С. Относительная атомная масса — величина безразмерная и обозначается символом Аr. Подстрочный индекс «r» происходит от лат. Relativus –
относительный. Относительные атомные массы кислорода и водорода равны Аr
(О) = 15,9994; Аr (Н) = 1,00794. Относительные атомные массы известных элементов приведены в периодической системе элементов Д.И.Менделеева.
Аналогично относительной молекулярной массой (сокращенно – молекулярной массой) вещества называют отношение средней массы вещества определенного формулъного состава, включающего атомы отдельных элементов, к
1
/12 части массы атома изотопа углерода 126C . Безразмерная величина – относительная молекулярная масса – обозначается символом Мr . Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных
атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна Мr (Н2О)= 1,0079∙2
+ 15,9994 = 18,0152.
Масса атома или молекулы любого вещества равна произведению относительной массы на атомную единицу массы:
m (атома) = Аr ∙ 1(а. е. м.);
т (молекулы) = Мr ∙ 1(а. е. м.).
Количество вещества (моль).
Любое вещество состоит из определенных структурных единиц. Например,
поваренная соль (хлорид натрия) состоит из условных молекул кристаллического вещества NаС1, газ метан – из отдельных молекул СН4. Такие структурные единицы принято называть формульными единицами и обозначать
как ФЕ. Формульные единицы – это реально существующие частицы, представляющие собой электроны, атомы, молекулы, ионы, условные молекулы
кристаллических веществ и полимеров и др. Для характеристики числа частиц вводится понятие количества вещества, измеряемое в молях. Моль – это
такое количество вещества, которое содержит столько ФЕ, сколько атомов
содержится в 12 г изотопа углерода 12С. Кратко говоря, моль – количество вещества, содержащее число формульных единиц, равное постоянной Авогадро
(NA=6,02·1023 ФЕ). Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкрет-
9
ном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в
виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул Н2 , моль ионов Н+, моль электронов е–.
Молярная масса и молярный объем вещества. Молярная масса –
масса одного моля вещества. Она рассчитывается с учетом количества вещества по формуле
М = m/ν.
(1)
Молярную массу выражают в г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в граммах на моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, молярная масса кислорода О2 равна
32 г/моль (относительная молекулярная – 32).
Согласно закону Авогадро, одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1
моль любого вещества содержит одинаковое число частиц. Отсюда следует, что
при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем. Нетрудно рассчитать, какой
объем занимает один моль газа при нормальных условиях, т. е. при атмосферном давлении 101,325 кПа и температуре 273 К. Например, экспериментально
установлено, что масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г.
Следовательно, объем, занимаемый при тех же условиях одним молем кислорода (32 г), составит 32 : 1,43 = 22,4 л. Отношение объема (V), занимаемого веществом, к его количеству (ν) называется молярным объемом вещества:
Vm = V/ν .
(2)
Как следует из изложенного, при нормальных условиях молярный объем
любого газа равен 22,4 л/моль. Это утверждение справедливо для такого газа,
когда другими видами взаимодействия его молекул между собой, кроме их упругого столкновения, можно пренебречь. Такие газы называются идеальными.
Для неидеальных газов, называемых реальными, молярные объемы различны и
несколько отличаются от точного значения. Однако в большинстве случаев различие сказывается лишь в четвертой и последующих значащих цифрах.
Эквивалент. Количество вещества эквивалентов. Закон эквивалентов.
Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии
введено понятие «эквивалент» (слово «эквивалентный» в переводе означает
«равноценный»).
Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атома водорода или замещает то же количество атомов водорода в химическом соединении. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3 и CH4
эквивалент элементов Cl, S, N и C равен соответственно 1 моль, 1/2, 1/3 и 1/4
моля. Масса одного эквивалента называется эквивалентной массой. Эквива-
10
лентная масса хлора в HCl равна 35,5 г/моль; серы в H2S – 32/2=16 г/моль; азота
в NH3 – 14/3=4,7 г/моль и углерода в CH4 – 12/4=3 г/моль.
Многие элементы образуют по несколько соединений друг с другом, поэтому эквивалент элемента может иметь различные значения. Например, эквивалент углерода в СО2 и СО соответственно 3 и 6 г/моль.
Эквивалентом сложного вещества называют такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или эквивалентом любого другого вещества. Эквиваленты веществ различных классов
рассчитывают по формулам:
Э(оксида )
М (оксида )
;
число атомов элемента валентность элемента
Э(кислоты )
Э(основания)
Э(соли )
М (кислоты )
;
основность кислоты
(3)
М (основания)
;
кислотность основания
М (соли )
.
число атомов металла валентность металла
Закон эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональных их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов)
m1 М Э 1
V1 VЭ1
;
(4)
(5).
m2 М Э 2
V2 VЭ 2
Другие понятия атомно-молекулярного учения. Развитие атомномолекулярного учения привело к возникновению и широкому использованию в
химии других важных понятий. К ним относятся валентность, степень окисления, электроотрицательность и др. Современное понимание их в значительной
мере основывается на результатах развития теории строения вещества. Поэтому
эти и другие понятия будут даны после изложения соответствующих тем.
Пример 1. Содержание металла в оксиде составляет 75,7 %. Определите
эквивалентную массу металла.
Р е ш е н и е. Определяем содержание кислорода в оксиде:
100 % - 75,7 % = 24,3 %.
В соответствии с законом эквивалентов
m1
m2
Э1
, а также определив Э( о )
Э2
А( о )
В( о )
16
2
8 г / моль ,
11
имеем
75,7
24,3
ЭМе
, откуда ЭМе
8
75,7 8
24,3
24,8 г / моль .
Пример 2. Определите эквивалент и эквивалентные массы элементов в
соединениях НВr, Н2O, NH3.
Р е ш е н и е. В указанных соединениях с 1 молем атомов водорода соединяется 1 моль атомов брома, 1/2 моля атомов кислорода и 1/3 моля атомов
азота. Следовательно, согласно определению, эквиваленты брома, кислорода и
азота равны соответственно 1 моль, 1/8 моля и 1/3 моля. Исходя из мольных
масс атомов этих элементов, находим, что эквивалентная масса брома равна
79,9 г/моль, кислорода - 16 1/2 = 8 г/моль, азота - 14 1/3 = 4,67 г/моль.
Пример 3. При соединении 6,54 г цинка с серой образовалось 9,74 г сульфида цинка. Найдите эквивалентную массу цинка, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.
Р е ш е н и е. Из условия задачи следует, что в сульфиде цинка на 6,54 г
цинка приходится 9,74 - 6,54 = 3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.
Эквивалентная масса серы, согласно формуле (3) ЭS
Следовательно,
6,54 Zn
3,2S
32
16 г / моль .
2
ЭZn
,
ЭS
6,54 16
32,7 г / моль .
3,2
Практическая часть «Определение молярной массы вещества»
Вариант 1
6,64 г некоторого газа заняли объем 3,25 л при температуре 279 К и давлении
168,8 кПа. Вычислить молярную массу газа.
Вариант 2
Чему равна молярная масса газа, 3,49 л которого при температуре 285 К и давлении 207,7 кПа весят 7,88 г?
Вариант 3
Вычислить молярную массу газа, 9,12 г которого при температуре 291 К и давлении 152,88 кПа занимают объем 3,74 л.
Вариант 4
Какова молярная масса газа, если 10,36 г его при температуре 297 К и давлении
124,7 кПа занимают объем 3,98 л?
Вариант 5
При температуре 303 К и давлении 107,31 кПа 4,24 мл газа весят 11,6 г. Определить молярную массу газа.
Вариант 6
откуда ЭZn
12
4,48 л газа при температуре 309 К и давлении 95,38 кПа весят 12,84 г. Чему равна молярная масса этого газа?
Вариант 7
Вычислить молярную массу газа, 4,73 л которого при температуре 315 К и давлении 86,62 кПа весят 14,08 г.
Вариант 8
Чему равна молярная масса газа, 4,97 л которого весят 15,32 г при температуре
321 К и давлении 79,87 кПа?
Вариант 9
16,56 г некоторого газа заняли объем 5,22 л при температуре 327 К и давлении
74,47 кПа. Определить молярную массу газа.
Вариант 10
Какова молярная масса газа, если 17,8 г его при температуре 333 К и давлении
70,05 кПа занимают объем 5,47 л?
Вариант 11
При температуре 339 К и давлении 66,35 кПа 5,71 л газа весят 19,04 г. Вычислить
молярную массу газа.
Вариант 12
Определить молярную массу газа, 20,28 г которого при температуре 345 К и
давлении 63,20 кПа занимают объем 5,96 л.
Вариант 13
Чему равна молярная масса газа, 6,21 л которого весят 21,52 г при температуре
351 К и давлении 60,48 кПа.
Вариант 14
22,76 г некоторого газа заняли объем 6,46 л при температуре 357 К и давлении
58,10 кПа. Вычислить молярную массу газа.
Вариант 15
Чему равна молярная масса газа, 6,71 л которого при температуре 363 К и давлении 56,0 кПа весят 24,0 г?
Вариант 16
Вычислить молярную массу газа, 25,24 г которого при температуре 369 К и давлении 54,13 кПа занимают объем 6,95 л.
Вариант 17
Какова молярная масса газа, если 26,48 г его при температуре 375 К и давлении
52,46 кПа занимают объем 7,2 л?
Вариант 18
При температуре 381 К и давлении 50,94 кПа 7,45 л газа весят 27,72 г. Определить молярную массу газа.
Вариант 19
7,69 л газа при температуре 387 К и давлении 49,57 кПа весят 28,96 г. Чему равна молярная масса этого газа?
Вариант 20
13
Вычислить молярную массу газа, 7,94 л которого при температуре 393 К и давлении 48,32 кПа весят 30,2 г.
Вариант 21
Чему равна молярная масса газа, 8,17 л которого весят 31,44 г при температуре
399 К и давлении 47,17 кПа?
Вариант 22
32,68 г некоторого газа заняли объем 8,43 л при температуре 405 К и давлении
46,12 кПа. Определить молярную массу газа.
Вариант 23
Какова молярная масса газа, если 33,90 г его при температуре 411 К и давлении 45,14 кПа занимают объем 8,68 л?
Вариант 24
При температуре 417 К и давлении 44,24 кПа 8,93 л газа весят 35,16 г. Вычислить молярную массу газа.
Вариант 25
Определить молярную массу газа, 36,40 г которого при температуре 423 К и
давлении 43,40 кПа занимают объем 9,17 л.
Определение эквивалента
Вариант 1
Масса оксида 4,6 г, а взаимодействующей с ним кислоты – 7,3 г. Эквивалентная масса оксида равна 31 г/моль. Определить эквивалентную массу кислоты.
Вариант 2
Масса неметалла равна 8,2 г, а масса металла - 20,2 г. Эквивалент неметалла
равен 16 г/моль. Определить эквивалент металла.
Вариант 3
Взаимодействует 11,8 г металла с 22,2 г кислоты. Эквивалент металла
26 г/моль. Определить эквивалент кислоты.
Вариант 4
При взаимодействии 15,4 г соли (Э = 17,8 г/моль) с 34,6 г основания образовались другие соль и основание. Определить эквивалент исходного основания.
Вариант 5
19 г металла, эквивалент которого равен 9 г/моль, окисляется 41,8 г неметалла.
Определить его эквивалент.
Вариант 6
Необходимо определить эквивалент газа, которого образовалось 49 г, если на
его образование пошло 22,7 г неметалла, эквивалент которого составляет
8,8 г/моль.
Вариант 7
В результате восстановления 26,2 г оксида (эквивалент которого 9,0 г/моль) водородом выделилось 13,87 г металла. Определить эквивалент металла.
Вариант 8
14
При окислении 29,8 г неметалла образовалось 43,4 г газообразного соединения.
Эквивалент неметалла составляет 12,0 г/моль, определить эквивалент образовавшегося соединения.
Вариант 9
При реакции нейтрализации взаимодействуют 57,7 г кислоты с 70,6 г щелочи.
Эквивалент кислоты равен 32,7 г/моль. Определить эквивалент щелочи.
Вариант 10
37,0 г соли вступает во взаимодействие с 77,8 г кислоты. Эквивалент соли - 15,6
г/моль. Определить эквивалент кислоты.
Вариант 11
В реакции обмена участвуют 40,6 г одной соли и 85,0 г другой соли. Эквивалент первой соли равен 16,8 г/моль, определить эквивалент другой соли.
Вариант 12
Определить эквивалент металла, полученного восстановлением 23,85 г оксида
этого металла, если масса металла равна 19,05 г, а эквивалент оксида - 39,75
г/моль.
Вариант 13
24,85 г металла взаимодействует с 99,4 г неметалла. Эквивалент металла - 20,0
г/моль. Определить эквивалент неметалла.
Вариант 14
Произошло окисление 51,4 г металла 55,8 г неметалла. Эквивалент металла равен 32,7 г/моль. Каков эквивалент неметалла?
Вариант 15
Взаимодействие 55,0 г металла с 122,5 г кислоты приводит к образованию соответствующей соли и газа. Определить эквивалент кислоты, если эквивалент
металла составляет 23,0 г/моль.
Вариант 16
58,6 г оксида неметалла реагирует с 74,6 г основного оксида. Определить эквивалент основного оксида, если эквивалент кислотного оксида – 24,8 г/моль.
Вариант 17
В результате реакции восстановления 62,2 г оксида металла более активным
металлом образовалось 48,2 г металла. Определить эквивалент полученного металла, если эквивалент его оксида равен 35,5 г/моль.
Вариант 18
При сплавлении 65,8 г оксида кремния (IV) со 245,6 г щелочи образовался твердый продукт реакции. Эквивалент оксида равен 15,0 г. Определить эквивалент
щелочи.
Вариант 19
69,4 г соли взаимодействует с 142,6 г основания. Эквивалент соли - 29,6 г/моль.
Определить эквивалент основания.
Вариант 20
15
Основной оксид, масса которого 73,0 г, взаимодействует с 149,8 г амфотерного
оксида. Определить эквивалент последнего, если эквивалент основного оксида
равен 76,5 г/моль.
Вариант 21
При реакции нейтрализации взаимодействуют 76,6 г кислоты, эквивалент которой 32,7 г/моль, с 131,2 г щелочи. Определить эквивалент последней.
Вариант 22
Реакция замещения протекает между 80,2 г соли и 164,2 г галогена. Определить
эквивалент галогена, если эквивалент соли равен 34 г/моль.
Вариант 23
8,94 г оксида неметалла реагирует с 20,8 г основного оксида. Определить эквивалент кислотного оксида, если эквивалент основного оксида равен 31 г/моль.
Вариант 24
Происходит сплавление 87,4 г оксида со 178,6 г щелочи. Определить эквивалент щелочи, если эквивалент оксида равен 37,5 г/моль.
Вариант 25
16,2 г соли взаимодействует с 21,34 г основания. Эквивалент соли равен
39 г/моль. Определить эквивалент основания.
Теоретический раздел «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»
Все процессы, происходящие в природе, сопровождаются превращением
энергии. Например, процессы окисления, таяния льда, газовые разряды и др.
Т е р м о д и н а м и к а – это область науки, в которой рассматриваются энергетические соотношения. В термодинамике изучают переход одной формы энергии
в другую, переход от системы к системе, энергетические изменения в процессах. Термодинамика устанавливает возможность самопроизвольного течения
процесса в определенном направлении. Она рассматривает возможность осуществления какого-либо процесса и установления равновесия в системе.
Термодинамика не рассматривает механизмы процессов и скорости их
протекания. Термодинамические процессы протекают с очень маленькой скоростью и считаются равновесными. Химическая термодинамика отвечает на
следующие вопросы:
 будет ли происходить данная реакция или ее протекание невозможно ?
 каковы должны быть условия для протекания реакции: температура (Т),
давление (Р), состав равновесной смеси ?
 какие тепловые эффекты будут иметь место при химических процессах?
Все энергетические изменения происходят в системе. Системой называют совокупность тел, находящихся во взаимодействии, которое сопровождается
энергетическими переходами. Состояние системы описывается следующими
параметрами: давлением (Р), температурой (Т), объѐмом (V) и массой (m). Есть
процессы, протекающие при постоянном значении некоторых параметров. Изо-
16
термические процессы совершаются при постоянной Т, изобарические – при
постоянном Р, изохорические – при постоянном V.
Часть объѐма равновесной системы, однородной во всех своих точках по
химическому составу и физическим свойствам и отделенной от других частей
того же объѐма поверхностью раздела, называется фазой. Системы, содержащие одну фазу, называются гомогенными. Например
H2(г) + Cl2(г)
2HCl(г).
Системы, состоящие из двух и более фаз, относятся к гетерогенным
Cu(т) + Cl2(г)
CuCl2(т) .
Для характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений необходимо знать изменение таких свойств системы как внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S), изобарно-изотермический потенциал или свободная
энергия Гиббса (G).
Изменение этих свойств системы даѐт представление об энергетических
процессах. Выделение теплоты при взаимодействии различных веществ свидетельствует о том, что эти вещества до реакции в скрытой форме обладали определенной энергией, называемой внутренней энергией. Внутренняя энергия
представляет собой общий запас энергии системы. Внутренняя энергия обозначается U и выражается в кДж/моль. Изменение внутренней энергии при переходе системы из одного состояния в другое обозначается U = U2 – U1 , где U2 –
внутренняя энергия системы в состоянии 2, а U1 – в состоянии 1. Например, самопроизвольный процесс сгорания пропана, топливного газа, поставляемого в
баллонах, сопровождается выделением тепла. Следовательно, в результате процесса сгорания система обедняется энергией и U становится меньше нуля.
Внутренняя энергия зависит от состояния вещества. Абсолютную величину
внутренней энергии определить невозможно, поэтому определяют только изменение внутренней энергии при переходе систем из одного состояния в другое.
Внутренняя энергия является функцией состояния системы.
Например, некоторая система переходит из состояния 1 в состояние 2 в результате поглощения теплоты Q. Эта теплота расходуется на изменение внутренней
энергии системы ( U) и на совершение работы против внешних сил (А). Следовательно, данные энергетические превращения соответствуют закону сохранения энергии, но применительно к термодинамическим явлениям. Этот закон носит название первого закона термодинамики. Аналитическое выражение первого закона термодинамики имеет вид
Q = U + A.
(6)
Первый закон термодинамики
Сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы
равна сообщенной системе теплоте.
17
В химических реакциях под работой против внешних сил подразумевается работа против внешнего давления. Например, имеется сосуд, в котором находится
поршень, передвигающийся без трения. В сосуде находится определенная масса
газа, которая получает некоторое количество теплоты. При нагревании газ в сосуде расширяется на величину V. В это время совершается работа против
внешнего давления (Р), т.е.
A = P(V2 – V1) = P V.
(7)
Следовательно, в уравнении (13) можно заменить А из уравнения (7), тогда
Q = U + P V.
(8)
Процесс в системе может быть изохорным или изобарным.
При изохорном процессе изменение объѐма не происходит ( V= 0). Следовательно, работа равна нулю. Переходу системы из состояния 1 в состояние 2 отвечает равенство QV = U2 – U1 = U. Следовательно, если химическая реакция
протекает при постоянном объѐме, то выделение или поглощение теплоты QV
связано с изменением внутренней энергии.
При изобарном процессе
или
Qр = U + P V
(9)
Qp = (U2 – U1) + P(V2 – V1).
(10)
Объединяя U2 и V2 и U1 и V1, получим
Qp = (U2 + РV2) – (U1 + РV1) .
(11)
Вводится обозначение U + РV = Н, тогда U2 + РV2 = Н2 иU1 + РV1= Н1.
Величина Н называется энтальпией или теплосодержанием системы. Энтальпия
измеряется в кДж/моль. Энтальпия – это энергия расширенной системы.
Следовательно Qp = Н2 – Н1 = Н. Энтальпия выражает изменение внутренней
энергии системы в изобарном процессе. Энтальпия – это функция состояния
системы.
Следовательно, при изохорном процессе энергетический эффект реакции равен
изменению внутренней энергии системы (QK,T = - UT). При изобарном процессе он равен изменению энтальпии (QP,T = - НТ).
В химических процессах химическая энергия превращается в другой вид энергии. Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое системой в ходе реакции при образовании 1 моль продуктов реакции, называется тепловым эффектом реакции. Обозначается тепловой эффект реакции Q и выражается в кДж
или кКал. Например, С(т) + О2(г) = СО2 + 409,2 кДж. В этой реакции за счет перестройки электронных структур атомов образуется новое вещество и выделяется
тепловая энергия. Химические реакции, происходящие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.
18
Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими,
например С(т) + S2 = СS2 – 82,01 кДж.
Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов
реакции, называется термохимией.
Тепловые эффекты реакций определяются экспериментально и с помощью термохимических расчетов. Уравнение химической реакции с указанием теплового
эффекта называется термохимическим уравнением. В нем указывается фазовое
состояние реагирующих веществ и продуктов реакции (г., ж., к., т., р.).
Например, термохимическое уравнение синтеза 1 моль воды имеет вид
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж) Q = 285 кДж.
Основу термохимических расчетов составляют законы, сформулированные Лавуазье-Лапласом и Г.И.Гессом.
Закон Лавуазье-Лапласа. Теплота разложения данного химического соединения на простые вещества численно равна теплоте образования этого соединения из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак.
Закон иллюстрируется следующими термохимическим уравнениями
Са + 1/2О2 = СаО Q = 635,5 кДж.
СаО = Са + 1/2 О2 Q = - 635,5 кДж.
Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути
перехода, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
Поскольку Н и U являются функциями состояния, постольку QP,T и QVT не
зависят от пути процесса и однозначно определяются начальным и конечным
состоянием системы. С помощью закона Гесса производят различные термохимические расчеты.
Так как тепловой эффект реакции и энтальпия зависят от давления, температуры и других факторов, то их обычно относят к стандартному состоянию веществ. Большую роль в термохимии играет стандартная энтальпия Но образования вещества ( Нообр.298), которая представляет собой энтальпию реакции образования 1 моль данного соединения из простых веществ при условии их нахождения в стандартном состоянии (Р = 101,3 кПа, Т = 298 К). Стандартная энтальпия образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях,
принята равной нулю ( Нообр.298(О2) = 0 кДж/моль; Нообр.298(N2) = 0 кДж/моль).
Из закона Гесса вытекают два важных для расчета следствия.
Первое следствие из закона Гесса. Для любой реакции при постоянном давлении изменение энтальпии химической реакции ( Нх,р) равно разности между
суммой энтальпий образования продуктов реакции ( Нобр. прод. р-ции) и сумой
энтальпий образования исходных веществ ( Нобр. исх. в-в)
19
Нх.р. =
Нобр.прод.
р-ции
–
Нобр.исх.в-в .
Второе следствие из закона Гесса. Для любой реакции при постоянном давлении изменение энтальпии ( Н) равно разности между суммой энтальпий горения исходных веществ и суммой энтальпий горения продуктов реакции.
В термохимических расчетах используют энтальпии образования веществ.
Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования
1 моля вещества из простых веществ. Используют стандартные энтальпии образования Нообр.298 или Ноf 298 (f – от английского слова formation – образование).
Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных
условиях,
принимают
равными
нулю
(Например,
о
Н fО2(г),I2(к),Sромб) = 0).Согласно закону Гесса, тепловой эффеект реакции равен
сумме энтальпий образования продуктов реакции (пр.р-ции) за вычетом суммы
энтальпий образования исходных веществ (исх.в-в). Для абстрактной реакции
aA + bB + …. = dD + eE + ….
Н=
Hf
пр.р-ции
-
Hf исх.в-в
Нх.р. = (d Нf,D + е Нf,E + ….) – (а НfA + b НfB).
Для реакции разложения бертолиевой соли
2KClO3(к) = 2KCl(к) + 3O2(г) .
Нох.р. = (3 Ноf О2(г) + Н f KCl(к)) – (2 Нf KClО3(к)).
Первое начало термодинамики не позволяет установить условия для самопроизвольного возникновения термодинамического процесса и направления его
протекания. Характеризовать направление протекания реакции возможно с учетом термодинамических характеристических функций – энтропии и свободной
энергии Гиббса.
Энтропия представляет собой количественную меру беспорядка в системе. Энтропия обозначается S и выражается в Дж/моль град. Энтропия – функция состояния системы. Энтропия зависит от физического состояния вещества, которое в свою очередь определяется температурой (Т), давлением (Р), объѐмом
(V).
В химической термодинамике чаще всего имеют дело не с конкретными величинами, а с вероятностями. Энтропия определяется из уравнения Больцмана
S = R lnW,
(12)
где R – коэффициент пропорциональности;
W – вероятность существования макросистемы.
Удобно характеризовать состояние системы не самой вероятностью, а величиной еѐ логарифма. При переходе системы из состояния 1 в состояние 2 энтроW
пия изменяется S = S2 – S1 = R lnW2 – R lnW1 = R ln 2 .
W1
20
Неупорядоченное состояние более вероятно, чем упорядоченное. Поэтому энтропия возрастает при переходе системы из более упорядоченного состояния в
менее упорядоченное ( S > 0).
Изменение энтропии при любом превращении вещества можно определить по
уравнению
S=
Н превращ.
Т превращ.
,
(13)
где Нпревращ. – изменение энтальпии при превращении;
Тпревращ. – температура превращения.
Если температура остается неизменной при превращении, то это уравнение
имеет смысл. Энтропия возрастает тем сильнее, чем ниже температура, при которой происходит превращение.
Зависимость энтропии от температуры определяется из уравнения
С Т
S= Р
,
(14)
Т
где СР – теплоемкость при постоянном давлении, [СР = f(Т)].
Понятие энтропии лежит в основе второго закона термодинамики.
Второй закон термодинамики
В изолированных термодинамических системах самопроизвольно могут
протекать только такие процессы (в том числе и химические), при которых энтропия системы возрастает ( S > 0).
Sо298 – стандартная энтропия, определяемая при стандартных условиях: Р =
101,3 кПа; Т = 298 К. Sо298 простых веществ не равна нулю.
Энтропия зависит от фазового состояния вещества. Вода в виде пара имеет Sо298
= 188,74 Дж/моль град, вода в виде жидкости имеет Sо = 69,96 Дж/моль град и
при переходе воды в кристаллическое состояние Sо298 снижается до 39,9
Дж/моль град.
Энтропия зависит от структурного состояния вещества. Если SiO2 находится в
аморфном состоянии, то Sо298 = 46,9 Дж/моль град, а при наличии кристаллического состояния SiO2 энтропия уменьшается до 42,09 Дж/моль град. Снижение
энтропии происходит при переходе углерода от графитовой аллотропии (Sо298 =
5,74 Дж/моль град) в алмазную (Sо298 = 2,36 Дж/моль град).
Изменение энтропии при химических реакциях подчиняется закону Гесса и выражается в виде: S = Sпрод.р-ции – Sисх.в-в.
aA + bB + … = dD + eE + …
S = (dSD + eSE + …) – (aSA + bSB + …).
21
Об изменении энтропии в химических реакциях можно судить по изменению
объема системы в ходе реакции.
Например,
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(п) .
Sо298, Дж/моль град
130,5
1/2 20,50
70,1
Количество объемов в процессе реакции уменьшилось ( V < 0), так как исходных веществ 1 ½ объѐма, а продуктов реакции 1,0 объѐма. Следовательно, система перешла в более упорядоченное состояние и S < 0.
Голландский физико-химик Вант-Гофф предложил новую теорию химического
сродства, которая, не объясняя природы химического сродства, указывает способ его измерения, давая количественную оценку химическому сродству. В качестве меры химического сродства Вант-Гофф использовал максимальную работу A max
при V,T = const и A max
для реакций, протекающих при P,T = const.
V
P
Максимальная работа равна энергии, которую нужно приложить к системе,
чтобы остановить реакцию, т.е. преодолеть силы химического сродства.
При V = const A mV a x = Гельмгольца
U + T S A max
= V
F, где
F – свободная энергия
При P = const A max
= - H + T S A max
= - G, где G – свободная энергия ГибР
Р
бса.
Знаки G и F определяют направление самопроизвольного течения химического процесса.
Значение G определяется мерой химического сродства взятых веществ в данных соотношениях при данных условиях.
Судить о возможности самопроизвольного протекания процесса можно по знаку свободной энергии Гиббса G = Н - Т S. Имеются три варианта:
1)
если в процессе взаимодействия происходит уменьшение свободной
энергии Гиббса ( G 0), то процесс термодинамически возможен, например,
при экзотермических процессах при Н Т S или при эндотермических процессах, если Н < Т S ;
2)
самопроизвольное протекание процесса невозможно при G > 0, например, если Н > 0 и Н > Т S ;
3)
при G = 0 наступает состояние химического равновесия и Н = Т S.
Для определения температуры, выше которой происходит смена знака свободной энергии Гиббса реакции, используют условие
Тр = Н/ S,
где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие.
Если принять, что S мало меняется с повышением температуры, то в этом случае определяется Тр, выше которой изменяется знак G.
22
Устойчивость любой системы, в том числе и химической, определяется соотношением энтальпийного ( Н) и энтропийного (Т S) факторов. Энтальпийный
фактор характеризует стремление системы к упорядочению, т.е. уменьшению
внутренней энергии. При этом устойчивость системы возрастает. Энтропийный
фактор отражает тенденцию к разупорядочению, так как такое состояние термодинамически более вероятно. Следовательно, необходима новая функция состояния системы, которая учитывала бы совместное влияние энтальпийного и
энтропийного факторов. В этой связи американским физиком-теоретиком Уиллардом Гиббсом была введена при Р,Т = const, такая функция, названная свободной энергией Гиббса (функция G). Если в системе V,T = const, то состояние
системы может быть описано аналогичной функцией, которая называется свободной энергией Гельмгольца (функция F).
Итак, G = Н – Т S, F = U – Т S. Соотношение между G и F такое же,
как между Н и U, т.е. они отличаются на величину работы расширения G –
F = р V.
Для термодинамических расчетов необходимо определение стандартной энергии Гиббса образования ( Gоf). Под стандартной энергией Гиббса образования
понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, каждое из которых также находится в стандартном состоянии. Стандартная энергия Гиббса
образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна
нулю. Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии и энтропии системы, в соответствии с законом Гесса, не зависит от пути процесса. Для реакции аА + bB + … = dD + eE + …. изменение стандартной энергии Гиббса Gох.р.
равно разности между суммой стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции ( Gопрод.р-ции) и суммой стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ ( Gоисх.в-в).
G=
Gопрод.р-ции –
Gоисх.в-в
Goх.р. = (d Gof,D + е Gof,E + ….) – (а GofA + b GofB + …)
Пример 1. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением
С2Н6 (г) + 3 ½О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О(ж).
Нх.р. = - 1559,87 кДж/моль.
Вычислить энтальпию образования этана, если известны теплоты образования СО2(г) и Н2О(ж) (табл. 1 Приложения).
Р е ш е н и е. Энтальпией образования данного соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых
веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно энтальпию образования относят к стандартному состоянию, т.е. к 298 К и
0
101,3 кПа и обозначают через Н f 298 . Так как тепловой эффект с повышением
23
температуры изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы
опускаются и энтальпия обозначается через Н. Следовательно, нужно вычислить изменение энтальпии реакции, термохимическое уравнение которой имеет
вид
2С(графит) + 3Н2 (г) = С2Н6 (г) ; Н = ?
Вычисление проводят, исходя из следующих данных:
а) С2Н6 (г) + 3 ½ О2 (г) = 2СО2 (г) + 3 Н2О (ж); Н = - 1559,87 кДж;
б) С(графит) + О2 (г) = СО2 (г); Н = - 393,51 кДж;
в) Н2 (г) + ½ О2 (г) = Н2О (ж) ; Н = - 285,84 кДж.
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно
оперировать так же, как и с алгебраическими. Для поучения исходного результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) – на 3, а затем сумму
этих уравнений вычесть из уравнения (а):
С2Н6 + 3 ½ О2 – 2С – 2О2 –3Н2 – 3/2 О2 = 2СО2 + 3Н2О – 2СО2 – 3Н2О;
Н = - 1559,87 + 787,02 + 857,52;
С2Н6 = 2С + 3Н2 ; Н = + 84,67 кДж.
Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным зна0
ком, то H f (C2 H 6 )( г ) = - 84,67 кДж/моль. К тому же результату придем, если для
решения задачи применить следствие из закона Гесса:
Н х. р. (2 Н СО2 3 Н Н2О ) ( Н С2Н6 3 1/ 2 Н О2 ).
Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты
равными нулю,
Н С2 Н6
2 Н СО2
3 Н Н 2О
Н х. р . ;
Н С2Н6 = 2(- 393,51) + 3(-285,84) + 1559,87 = - 84,67;
Н f (С2 Н6 )( г ) = - 84,67 кДж/моль.
Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе
СН4(г) + СО2(г) 2СО(г) + 2Н2(г).
0
Р е ш е н и е. Для ответа на вопрос следует вычислить G298 прямой ре0
акции. Значения G298 соответствующих веществ даны в табл. 1 Приложения.
Зная, что G есть функция состояния системы и G для простых веществ, находящихся в агрегатных состояниях, устойчивых при стандартных условиях,
0
равны нулю, находим G298 процесса:
0
G298
= 2(-137,27) + 2(0) – (- 50,79 – 394,38) = + 170,63 кДж/моль.
0
Увеличение G ( G298 > 0), указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и Р = 101,3 кПа.
Практическая часть «Химическая термодинамика»
24
Вариант 1
Доказать возможность или невозможность протекания реакции
3 Mg(т) + Fe2O3(т) = 3 MgO(т) + 2Fe(т),
если S = + 2,3 Дж/моль К, Н = -5 кДж/моль, Т = 293 К.
Вариант 2
Определить, в каком направлении может самопроизвольно протекать реакция
NiO(т) + Zn(т) = ZnO(т) + Ni(т),
если S = + 3,2 Дж/моль К, Н = -4 кДж/моль, Т = 290 К.
Вариант 3
Вычислить Go для реакции KCl(т) + O2 (г) = KСlO3(т),
если S = -4,3 Дж/моль К, Н = +65 кДж/моль, Т = 297 К.
Какую информацию можно получить о направлении протекания реакции по
полученной величине?
Вариант 4
Может ли оксид хрома (III) быть восстановлен алюминием,
если S = +54 Дж/моль К, Н = - 90 кДж/моль, Т = 304 К?
Напишите уравнение химической реакции.
Вариант 5
Указать, может ли протекать самопроизвольно реакция образования оксида азота 2N2 (г) + O2(г) = 2N2O(г)
если S = 72 Дж/моль К, Н = 115 кДж/моль, Т = 311 К.
Вариант 6
Определить знак величины энергии Гиббса для реакции
4HCl(г) + O2 (г) = 2Cl2(г) + 2H2O(ж).
( S = +8,5 Дж/моль К, Н = -140 кДж/моль, Т = 318 К).
Вариант 7
Установить возможность протекания реакции
2NO(г) + O2 (г) = 2NO2(г) ,
если S = - 5,5 Дж/моль К, Н = 165 кДж/моль, Т = 325 К.
Вариант 8
Рассчитать значение изобарно-изотермического потенциала для реакции
NH3(г) + H2O(ж) = NH4OH(ж),
( S = - 112 Дж/моль К, Н = - 190 кДж/моль, Т = 332 К).
В каком направлении реакция может протекать самопроизвольно?
Вариант 9
Может ли быть восстановлен оксид железа (II) оксидом углерода (II) ,
если S = - 5,51 Дж/моль К, Н = 215 кДж/моль, Т = 339 К?
Напишите уравнение химической реакции.
Вариант 10
Может ли быть окислен водород кислородом при Т = 346 К, если S = - 55
Дж/моль К, Н = 240 кДж/моль?
Вариант 11
25
Определить направление самопроизвольного протекания реакции
2H2S(г) + 3О2(г) = 2Н2О(ж) + 2SO2(г) ,
( S = 46 Дж/моль К, Н = - 265 кДж/моль, Т = 353 К).
Вариант 12
Объяснить возможность или невозможность самопроизвольного протекания
реакции СО2(г) = СО2(к) ,
если S = - 36 Дж/моль К, Н = 290 кДж/моль, Т = 360 К.
Вариант 13
Возможно ли самопроизвольное протекание реакции 2СО2(г) = 2СО(г) + О2(г),
( S = -84 Дж/моль К, Н = 307 кДж/моль, Т = 367 К)?
Вариант 14
Вычислите Gо для реакции СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к), происходящей при Т =
101 К ( S = - 118 Дж/моль К, Н = 290 кДж/моль).
Вариант 15
Может ли железо быть окислено кислородом при Т = 381 К ( S = 6,0 Дж/моль
К, Н = - 307 кДж/моль)?
Напишите уравнение реакции.
Вариант 16
Рассчитайте значение изобарно-изотермического потенциала для реакции N2O4
(г) = 2NO2 (г), проходящей при Т = 388 К
( S = 11,0 Дж/моль К, Н = 290 кДж/моль).
Вариант 17
Возможно ли разложение воды при Т = 395 К, если S = - 6,44 Дж/моль К, Н
= 307 кДж/моль?
Напишите уравнение реакции.
Вариант 18
Определите, в каком направлении будет протекать реакция NH4Cl(т) = NH3(г) +
HCl(г)
при Т = 402 К, S = - 11,2 Дж/моль К, Н = - 290 кДж/моль.
Вариант 19
Доказать возможность или невозможность разложения гидроксида кальция
до оксида кальция и воды в газообразном состоянии при
Т = 460 К, S = - 8,0 Дж/моль К, Н = 307 кДж/моль.
Напишите уравнение реакции.
Вариант 20
Может ли гидроксид кальция разлагаться до оксида кальция и воды в жидком
состоянии Са(ОН)2(т) = СаО(т) + Н2О(ж)
( S = - 11,02 Дж/моль К, Н = 290 кДж/моль, Т = 416 К)?
Вариант 21
Указать, может ли разлагаться сульфат алюминия до оксида алюминия и оксида
серы (VI) при Т = 423 К ( S = - 7,0 Дж/моль К, Н = 307 кДж/моль).
Напишите уравнение реакции.
26
Вариант 22
Обоснуйте возможность восстановления оксида углерода (IV) до оксида углерода (II) коксом при Т = 430 К( S = 100,0 Дж/моль К, Н = -290 кДж/моль).
Напишите уравнение реакции.
Вариант 23
Какова вероятность синтеза оксида азота (II) при Т = 437 К ( S = 7,15 Дж/моль
К, Н = - 307 кДж/моль)?
Напишите уравнение реакции.
Вариант 24
Возможно ли разложение гидрокарбоната аммония при Т = 444 К ( S = + 10,7
Дж/моль К, Н = - 290 кДж/моль)?
Напишите уравнение реакции.
Вариант 25
На карбонат натрия подействовали соляной кислотой. Представьте количественное обоснование возможности протекания этой реакции при Т = 451 К ( S =
7,3 Дж/моль К, Н = - 307 кДж/моль).
Напишите уравнение реакции.
Теоретических раздел «ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ»
Термодинамический подход к описанию химических процессов позволяет оценить энергию взаимодействия и наиболее вероятные направления протекания
реакций. Механизм процесса при этом не рассматривается. Классическая термодинамика изучает равновесные процессы, т.е. протекающие бесконечно медленно.
С термодинамических позиций невозможно анализировать развитие процесса
во времени, поскольку время (как переменная) не учитывается при термодинамическом описании.
Химическая кинетика занимается выяснением особенностей развития процесса
во времени, изучает механизм взаимодействия реагентов на атомномолекулярном уровне.
Исходным и основополагающим понятием в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Понятие скорости химической реакции определяется количеством элементарных актов взаимодействия в
единицу времени.
Предположим, вещество А реагирует с веществом В, и образуется вещество АВ:
А + В = АВ. Напишем математическое выражение для скорости изменения веществ А и В
27
A
C1 C0
t1 t 0
CA
;
t
B
C1 C0
t1 t 0
CB
.
t
C AВ
, т.е. отношение изменения концентрации
t
продуктов реакции к времени протекания реакции, величина положительная.
Знак ―минус‖ в математическом выражении для А и В не имеет математического смысла, он определяет уменьшение концентрации исходных веществ в
процессе реакции.
Химические реакции могут быть гомогенными и гетерогенными.
Гомогенная реакция характеризуется однофазностью реагирующих веществ, например H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г).
Скорость гомогенной химической реакции определяется числом элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема
P
,
(15)
гом.
t V
Для продуктов реакции
где
AВ
– скорость гомогенной реакции; Р – число элементарных актов;
t – время протекания реакции; V – объем.
гом.
В гетерогенной реакции реагирующие вещества находятся в разных фазах, например Zn(т) + HCl(ж) = ZnCl2(ж) + H2(г).
Скорость гетерогенной химической реакции определяется числом элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени на единицу площади поверхности
P
,
(16)
гет.
t S
где гет. – скорость гетерогенной реакции; Р – число элементарных актов;
t
– время протекания реакции; S - площадь поверхности.
Общее выражение для скорости химической реакции выражается следующим математическим выражением
C 2 C1
C
,
(17)
t 2 t1
t
где С2 и С1 – концентрации реагирующих веществ за время протекания реакции
за t2 и t1 соответственно.
Скорость химической реакции можно выразить графически тангенсом угла наклона касательной к оси абсцисс. Касательная проведена или к определенной точке на кривой, характеризующей зависимость C = (t) (рис. 1), (мгновенная скорость), или к отрезку кривой этой же зависимости, тогда = tg , а
C
tg определяется из соотношения
.
t
28
Скорость химической реакции имеет размерность моль/л время. Химическая реакция, как правило, проходит в течение секунд или минут.
С,
моль/л
a
C = (t)
С1
С
С2
= tg
tg
b
=
ab
bc
c
t1
t
t2
t
Рис. 1 Зависимость концентрации реагирующих веществ (С) от времени (t)
Факторы, влияющие на скорость реакции
Скорость химических превращений зависит от природы реагирующих
веществ, их концентрации и внешних условий (температуры, наличия катализатора и т.д.).
Зависимость скорости химической реакции от природы
реагирующих веществ
При взаимодействии одного и того же вещества (например, Н2) с различными галогенами скорость реакций значительно меняется. Реакция H2 + F2
2HF протекает со взрывом. Скорость реакции 1. Реакция H2 + Cl2 2HCl.
протекает при наличии кванта света h . Скорость этой реакции меньше и обозначается 2. При взаимодействии водорода с бромом Н2 + Br2
2НBr требуется предварительный нагрев, так как скорость этой реакции ( 3) меньше двух
предыдущих.
Следовательно, изменение природы веществ приводит к снижению скорости реакции 1 >> 2 > 3.
Зависимость скорости реакции от концентрации
Эта зависимость лежит в основе закона действия масс Гульберта-Вааге
(1867 г.), который является основным законом химической кинетики.
Закон действия масс.
При постоянной температуре истинная скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Например, имеется абстрактная химическая реакция аА + bB = dD + eE.
Скорость прямой реакции записывается в следующем виде:
29
k пр C Aa C Bb .
пр
(18)
Математическое выражение скорости обратной реакции
k обр C Dd C Ee ,
(19
где k – коэффициент пропорциональности или константа скорости реакции.
Если СА = СВ = 1 моль/л, тогда = k. Константа скорости реакции не зависит от концентрации, а зависит от температуры и природы реагирующих веществ.
Ее размерность определяется размерностями и С.
Если в реакции участвует твердое вещество, то так как Ств.в-ва принимается постоянной величиной, то в уравнение кинетики концентрация твердого
вещества не вводится.
Химические реакции разделяются по признаку молекулярности и порядку реакции. Реакции разложения – мономолекулярны, например, СаСО3 =
СаО + СО2. Реакции взаимодействия – би- или тримолекулярны, например, H2
+ Cl2
2HCl – бимолекулярная реакция; тримолекулярные реакции встречаются реже 2NO + O2 = 2NO2.
Сумма показателей степеней в математическом выражении скорости химической реакции определяет общий порядок реакции, а сами показатели определяют порядок реакции по каждому из компонентов.
kC A1 ; реакция втоРеакция первого порядка описывается уравнением
обр
рого
порядка
kC A2 C B или
kC A21
или
kC A1 C B2 ; реакция третьего порядка
kCA C B C D .
Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации
Повышение температуры ускоряет скорость химической реакции. Влияние температуры количественно определяется изменением константы скорости
реакции, которая принимает различные значения при разных температурах.
Вант-Гофф экспериментально установил зависимость = (t о) в виде правила.
При повышении температуры на каждые 10 оС скорость большинства реакций возрастает в 2…4 раза (правило Вант-Гоффа)
В математическом выражении правило Вант-Гоффа записывается следующим образом :
tk tн
10
tk
где
k
tн
,
(20)
– скорость реакции при конечной температуре; н – скорость реакции
при начальной температуре; tk – конечная температура; tн – начальная
температура; – температурный коэффициент реакции.
30
Отношение константы скорости при температуре t +10 к константе при
температуре t называется температурным коэффициентом реакции
kt 10 / kt 2...4 .
Если химическая реакция эндотермическая ( Н > 0), то величина температурного коэффициента больше, чем для в экзотермической реакции.
Для осуществления взаимодействия молекулы должны обладать определенным запасом энергии. Эта средняя энергия представляет собой энергию,
достаточную для осуществления химического взаимодействия. Она называется
энергией активации (Еа, кДж/моль). Правило Вант-Гоффа выполняется для Еа в
пределах от 84 до 170 кДж/моль.
Число активных частиц, а следовательно, и скорость реакции возрастает с
температурой по экспоненциальному закону. Если при повышении температуры концентрация остается постоянной, то зависимость k от T описывается следующим уравнением
k
A e
Ea / RT
,
(21)
или в логарифмическом виде
ln k = ln A – Ea/RT ,
(22)
где k – константа скорости химической реакции; Еа – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная; Т – температура, К.
Это уравнение Сванте Аррениуса (1998 г.). Оно отражает зависимость
константы скорости от температуры.
―А‖ зависит от числа столкновений молекул за единицу времени. ―А‖
формально определяет константу скорости реакции. при нулевой энергии активации.
Влияние катализатора на скорость химической реакции
Катализом называется явление изменения скорости реакции под воздействием
специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.
Вещества, ускоряющие реакцию, – это катализаторы, а вещества, замедляющие
реакцию – ингибиторы.
Процесс катализа может проходить в однородной системе, т.е. когда катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе (гомогенный катализ) и
при различии фазового состояния исходных веществ и катализатора (гетерогенный катализ).
31
Химическое равновесие
Реакции, протекающие в двух взаимно противоположных направлениях,
называются обратимыми
H2 + I2
2HI .
Скорость прямой реакции изображается математической формулой
k1C H 2 C I 2 .
2
k 2 C HI
Скорость обратной реакции
.
Зависимость концентрации продукта реакции (СHI ) от времени ее протекания показана на рис. 2. При некотором времени скорости прямой
(H2 + I2 2HI) и обратной (2HI
HI +HI) реакций становятся равны (
)и
наступает равновесие.
СHI
100
HI + HI
H2 + I2
80
60
H2 + I2
2HI
40
20
Время, мин
Рис. 2 Достижение состояния равновесия в реакции H2 + I2 ⇄ 2HI
При GP,T = 0
; GP,T < 0
; GP,T> 0
.
В результате самопроизвольного протекания химической реакции свободная
энергия Гиббса ( G) понижается и может достигнуть своего минимального значения до полного расхода реагентов. Этот момент характеризуется равновесием
32
между оставшимися реагентами и накопившимися продуктами. Следовательно,
термодинамическим условием наступления равновесия является GР,Т = 0.
Состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных
химических процесса с одинаковой скоростью, называется состоянием химического равновесия.
Итак, при равенстве скоростей прямой и обратной реакций имеет место следующее математическое выражение
2
.
k 1C H 2 C I 2 k 2 C HI
Если каждую часть этого равенства разделить на k 2 C H 2 C I 2 , то получим
k 1 / k2
Обозначим k 1 / k 2
2
C HI
/(C H 2 C I 2 ) .
К p , которая является постоянной величиной.
Кр – это константа равновесия, она связана с G уравнением
G0т = – RT lnКp, отсюда получим выражение для lnКp,
зная, что G = Н – T S,
ln К p
Gт0
RT
H т0
RT
0
Sт0
т
; ln К p
R
H
RT
S
.
R
В зависимости от температуры Кр может увеличиваться или уменьшаться
в зависимости от знака Н.
Для уравнения aA + bB
mM + nN константа равновесия имеет следующее
математическое выражение
C Mm C Nn
при P = const,
Кp
C Aa C Ba
2
C HI
а для процесса получения HI из I2 и H2 К p
.
C H2 C I2
Константа Кр зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Итак,
константа химического равновесия равна отношению произведения концентрации продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению концентрации исходных веществ в степени их стехиометрических
коэффициентов при определенной температуре.
Смещение химического равновесия
Состояние химического равновесия зависит от целого ряда факторов – температуры, давления и концентрации. Изменение хотя бы одного из этих факторов
приводит к смещению равновесия.
Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде
определяется принципом Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается воздействие извне путем изменения ка-
33
кого-либо условия, определяющего положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект
произведенного воздействия.
Например, изменим одно из условий равновесия, которое устанавливается
при определенной концентрации, температуре и давлении.
1. Изменение концентрации
При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующего в равновесии, оно смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
В системе N2 + 3H2
2NH3 при повышении концентраций N2 и H2 равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции, а при их уменьшении
– в сторону исходных веществ.
2. Влияние давления
Предположим, протекает химическая реакция N2 + 3H2
2NH3 . При
увеличении объема системы в 3 раза скорость прямой реакции ( ) уменьшится
в 81 раз, а скорость обратной реакции ( ) – в 9 раз, равновесие нарушится.
Таким образом, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения (объема) молекул газа. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов.
Для рассматриваемой реакции при повышении давления равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции, а при снижении давления – в
сторону образования исходных веществ. Для системы H2 + I2 2HI равновесие
не сместится, так как число молекул исходных веществ равно числу молекул
продуктов реакции.
3. Влияние температуры
При изменении температуры равновесие почти всех химических реакций сдвигается. Направление смещения равновесия определяется законом изменения энтальпии. При повышении температуры равновесие смещается в направлении
эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической
реакции.
При повышении температуры равновесие в системе N2 + 3H2
2NH3 H < 0
сдвигается влево – в сторону разложения аммиака.
При повышении температуры равновесие в системе N2 + O2
2NO H > 0
сдвигается вправо, в сторону образования оксида азота (II).
Пример 1. В системе А(г) + 2В(г) = С(г) равновесные концентрации имеют
следующие значения: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л.
Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
34
Р е ш е н и е. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением
[C ]
.
[ A][ B ]2
Подставляя в него значения концентраций, получаем
0,216
kp
2,5 .
0,06 (0,12) 2
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля
вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,216 2 = 0,432
моля В. Таким образом, исходные концентрации равны:
[А0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;
[В0] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.
kp
Пример 2. При некоторой температуре константа диссоциации йодоводорода на простые вещества равна 6,25 10-2. Какой процент HI диссоциирует при
этой температуре?
Р е ш е н и е. Уравнение реакции диссоциации HI
2HI H2 + I2.
Обозначим начальную концентрацию HI через С (моль/л). Если к моменту наступления равновесия каждый из С молей йодоводорода диссоциирует на х
молей, то при этом, согласно уравнению реакции, образовалось 0,5х моля Н2 и
0,5х моля I2. Таким образом, равновесные концентрации составляют
[HI] = (С – х) моль/л; [Н2] = [I2] = 0,5х моль/л.
Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции
kp
[ H 2 ][ I 2 ]
;
[ HI ]2
6,25 10
2
0,5 x 0,5 x
.
(C x) 2
Извлекая из обеих частей уравнения квадратный корень, получаем
0,25 = 0,5х(С – х), откуда х = 0,333С.
Таким образом, к моменту наступления равновесия диссоциировало
33,3% исходного вещества йодоводорода.
35
Практическая часть «Химическая кинетика. Закон действия масс»
Вариант 1
Вычислите скорость химической реакции взаимодействия кислорода концентрацией 2,7 моль/л и оксида серы (IV) концентрацией 6,6 моль/л при константе
скорости реакции, равной 1,2 моль/л мин.
Вариант 2
Кислород концентрацией 2,9 моль/л взаимодействует с оксидом азота (II) концентрацией 7,0 моль/л. Константа скорости равна 1,3 моль/л мин. Определите
скорость химической реакции.
Вариант 3
Вычислите скорость химической реакции взаимодействия кислорода с водородом, если исходная концентрация кислорода 3,1 моль/л, а водорода 7,4 моль/л,
при константе скорости реакции, равной 1,4 моль/л мин.
Вариант 4
Константа скорости реакции взаимодействия хлора с оксидом азота (II) равна
1,6 моль/л мин. Вычислите скорость реакции Cl2 + 2NO = 2NOCl,
если концентрация хлора равна 3,2 моль/л, а оксида азота (II) - 7,8 моль/л:
Вариант 5
Концентрация кислорода равна 3,4 моль/л. Определите скорость реакции взаимодействия его с оксидом азота (II) концентрацией 8,2 моль/л, если константа
скорости 1,7 моль/л мин.
Вариант 6
Определите скорость химической реакции взаимодействия кислорода (концентрация 3,6 моль/л) и азота (концентрация 8,6 моль/л), если константа скорости
равна 1,9 моль/л мин, а реакция протекает по схеме: O2 + 2N2 2N2O.
Вариант 7
Метан (концентрация 3,7 моль/л) реагирует с кислородом (концентрация
9,0 моль/л). Константа скорости 2,1 моль/л мин. Определить скорость этого
взаимодействия: СН4 + 2О2
СО2 + 2Н2О.
Вариант 8
Вычислите скорость химической реакции взаимодействия кислорода (концентрация 3,9 моль/л) и оксида серы (IV) (концентрация 9,4 моль/л) при константе
скорости, равной 2,2 моль/л мин.
Вариант 9
Концентрации кислорода и оксида углерода (II) были равны соответственно
4,1 и 9,8 моль/л. Константа скорости этой реакции - 2,4 моль/л мин.
Вычислите скорость реакции.
Вариант 10
Вычислите скорость взаимодействия кислорода и оксида азота (II) с концентрациями 4,3 и 10,3 моль/л соответственно, если константа скорости равна 2,6
моль/л мин.
36
Вариант 11
Константа скорости взаимодействия кислорода и водорода (с концентрациями
4,4 и 10,7 моль/л соответственно) равна 2,8 моль/л мин. Определите скорость
этой химической реакции.
Вариант 12
Концентрация оксида азота (II) равна 3,9 моль/л, концентрация кислорода – 2,7
моль/л. Вычислите скорость взаимодействия этих веществ, если константа скорости равна 5,8 моль/л мин.
Вариант 13
Для вещества реагируют между собой по схеме 3А + 3 В 5 АВ.
Концентрация первого вещества - 5,6 моль/л, второго - 0,4 моль/л.
Константа скорости - 0,1 моль/л мин. Определите скорость взаимодействия.
Вариант 14
Взаимодействие хлора с водой протекает по схеме: 2Cl2 + 2H2O 4HCl + O2.
Константа скорости равна 6,3 моль/л мин. Вычислите скорость этой реакции,
если концентрация хлора – 1,2 моль/л, концентрация воды – 2,5 моль/л.
Вариант 15
Определите скорость химической реакции, протекающей по схеме
3А + 2В
2С + 3Д. Концентрация вещества А равна 9,0 моль/л, вещества В –
0,6 моль/л, константа скорости - 0,9 моль/л мин.
Вариант 16
Реакция протекает по схеме: А + 3В
С + 2Д. Вычислите скорость этой реакции, если концентрация вещества А равна 10,7 моль/л, вещества В – 0,8 моль/л,
константа скорости равна 1,8 моль/л мин.
Вариант 17
Концентрации кислорода и оксида углерода (II) были равны соответственно
5,2 и 4,3 моль/л. Константа скорости этой реакции - 3,3 моль/л мин.
Вычислите скорость реакции.
Вариант 18
Определите скорость химической реакции взаимодействия водорода (концентрация 3,6 моль/л) и азота (концентрация 4,3 моль/л), если константа скорости
равна 5,4 моль/л мин.
Вариант 19
Определите скорость химической реакции взаимодействия кислорода (концентрация 2,6 моль/л) и азота (концентрация 7,8 моль/л), если константа скорости
равна 1,9 моль/л мин, а реакция протекает по схеме: O2 + 2N2 2N2O.
Вариант 20
Взаимодействие хлора с водой протекает по схеме: 2Cl2 + 2H2O 4HCl + O2.
Константа скорости равна 9,2 моль/л мин. Вычислите скорость этой реакции,
если концентрация хлора – 1,7 моль/л, концентрация воды – 1,3 моль/л.
Вариант 21
37
Определите скорость химической реакции: 2СО + 2Н2
СО2 + СН4, если концентрация оксида углерода равна 19,2 моль/л, а водорода - 1,5 моль/л. Константа скорости равна 12,2 моль/л мин.
Вариант 22
Химическое взаимодействие оксида углерода (IV) с водой протекает по схеме:
2СО2 + 2Н2О
3О2 + С2Н4. Определите скорость химической реакции, если
константа скорости равна 15,6 моль/л мин; концентрация СО2 – 2,0 моль/л, концентрация воды – 1,6 моль/л.
Вариант 23
Два вещества реагируют между собой по схеме 2А + 2В
4С + Д. Концентрации веществ А и В равны соответственно 2,2 моль/л и 1,8 моль/л. Константа
скорости равна 19,7 моль/л мин. Рассчитайте скорость этой реакции.
Вариант 24
Реакция протекает по схеме 2А + 4В
4С + Д. Вычислите скорость этой реакции, если концентрация вещества А равна 2,4 моль/л, а вещества В – 1,9 моль/л.
Константа скорости равна 4,4 моль/л мин.
Вариант 25
Определите скорость химической реакции 2СО + 2Н2 СО2 + СН4.
Концентрация оксида углерода 2,6 моль/л, водорода - 2,0 моль/л,
константа скорости равна 29,8 моль/л мин.
Влияние температуры на скорость химической реакции
Вариант 1
Какова скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 100 до 180оС,
если начальная скорость реакции равна 0,7 моль/л в минуту, а температурный
коэффициент системы равен 2.
Вариант 2
Скорость реакции равна 0,14 моль/л в минуту, температурный коэффициент равен 3. Систему нагрели от 100 до 150 оС. Вычислите скорость этой реакции после нагревания.
Вариант 3
Реакция протекает при температуре 100 оС со скоростью 0,21 моль/л в минуту.
Определите скорость реакции после нагревания системы до 120 оС, если температурный коэффициент равен 4.
Вариант 4
Определите скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 90 до
130 оС при температурном коэффициенте 3 и начальной скорости 0,01 моль/л в
секунду.
Вариант 5
38
Вычислите скорость реакции после нагревания реагирующей смеси от 100 до
160 оС, если начальная скорость реакции была 0,02 моль/л в секунду. Температурный коэффициент равен 2.
Вариант 6
Начальная скорость реакции равна 0,03 моль/л в секунду при температуре
80 оС. Температуру увеличили до 120 оС. Вычислите скорость реакции при этой
температуре, если температурный коэффициент равен 3.
Вариант 7
При температуре 80 оС скорость реакции равна 0,04 моль/л в секунду. Какова
будет скорость этой химической реакции, если температуру в системе увеличить до 110 оС, а температурный коэффициент реакции равен 4?
Вариант 8
Вычислите скорость реакции при температуре 120 оС, если при 80 оС скорость
этой реакции была равна 0,36 моль/л в минуту. Температурный коэффициент
реакции равен 2.
Вариант 9
Температурный коэффициент реакции равен 3, скорость реакции при 80 оС равна 0,08 моль/л в секунду. Чему равна скорость этой реакции при 130 оС?
Вариант 10
Температуру в системе понизили от 120 до 80 оС. Начальная скорость реакции
была 0,09 моль/л в секунду. Определите скорость реакции после охлаждения,
если температурный коэффициент равен 3.
Вариант 11
При 70 оС скорость химической реакции была равна 0,99 моль/л в минуту. Вычислите скорость этой реакции при 100 оС, если температурный коэффициент
системы равен 2.
Вариант 12
Чему равна скорость химической реакции при 100 оС, если при 50 оС она была
равна 1,08 моль/л в минуту ? Температурный коэффициент реакции равен 2.
Вариант 13
При температуре 70 оС скорость химической реакции была равна 1,17 моль/л в
минуту. Какова будет скорость этой реакции после нагревания системы до 120
о
С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Вариант 14
Скорость химической реакции при температуре 70 оС равна 0,05 моль/л в секунду. Температуру увеличили до 110 оС. Вычислите скорость реакции при
этой температуре, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Вариант 15
При температуре 70 оС скорость реакции равна 0,06 моль/л в секунду. Чему будет равна скорость этой реакции после нагревания системы до 130 оС (температурный коэффициент реакции равен 3) ?
Вариант 16
39
Вычислите скорость реакции при температуре 80 оС, если при 40 оС скорость
этой реакции была равна 0,72 моль/л в минуту. Температурный коэффициент
реакции равен 4.
Вариант 17
Температурный коэффициент реакции равен 3, скорость реакции при 40 оС равна 0,76 моль/л в минуту. Определите скорость этой реакции при 60 оС.
Вариант 18
Скорость химической реакции при температуре 40 оС равна 0,81 моль/л в минуту. Температурный коэффициент реакции равен 2. Вычислите скорость этой
реакции при температуре 60 оС.
Вариант 19
Температуру в системе понизили от 60 до 40 оС. Начальная скорость реакции
была 0,35 моль/л в минуту. Определите скорость реакции после охлаждения,
если температурный коэффициент системы равен 4.
Вариант 20
Чему равна скорость химической реакции при 90 оС, если при 40 оС она была
равна 0,16 моль/л в минуту. Температурный коэффициент реакции равен 3.
Вариант 21
Начальная скорость реакции равна 0,16 моль/л в секунду при температуре
80 оС. Температуру в системе уменьшили до 40 оС. Вычислите скорость реакции при этой температуре, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Вариант 22
При температуре 130 оС скорость химической реакции была равна 3,96 моль/л в
минуту. Чему равна скорость этой реакции после охлаждения системы до
80 оС, если температурный коэффициент реакции равен 4?
Вариант 23
Скорость химической реакции при температуре 160 оС равна 4,14 моль/л в минуту. Температуру уменьшили до 80 оС. Вычислите скорость реакции при этой
температуре. Температурный коэффициент реакции равен 2.
Вариант 24
Вычислите скорость химической реакции при 130 оС, если известно, что при 70
о
С скорость этой реакции была равна 0,76 моль/л в минуту и температурный
коэффициент реакции равен 3.
Вариант 25
Температуру в системе увеличили от 110 до 150 оС. Вычислите скорость химической реакции после нагревания, если начальная скорость химической реакции
была равна 6,00 моль/л в минуту. Температурный коэффициент реакции равен
4.
40
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
Вариант 1
Реакция протекает по уравнению 2 SO2 (г) + O2 (г)
2 SO3 (г) ,
H < 0 Изменение каких параметров будет способствовать смещению равновесия в сторону
образования оксида серы (VI) ? Ответы поясните.
Вариант 2
В каком направлении произойдет смещение равновесия реакции 3 Fe(т) + 4
H2O (г) Fe3O4 (т) + 4 H2 (г), H < 0 а) при увеличении концентрации водорода,
б) при увеличении давления, в) при увеличении температуры ? Ответ поясните.
Вариант 3
В системе 4 HCl (г) + O2 (г)
2 Cl2 (г) + 2 H2O (г) ,
H < 0 установилось
равновесие. Как повлияет на равновесие данной системы: а) увеличение давления, б) повышение температуры, в) уменьшение концентрации кислорода ?
Ответы поясните.
Вариант 4
Как повлияет на равновесие систем N2O4 (г)
2 NO2 (г) , H > 0 ; H2 (г) + Cl2 г)
2 HCl (г), H < 0 а) повышение температуры, б) повышение давления ? Ответы поясните.
Вариант 5
В какую сторону сместится равновесие системы PCl5(г)
PCl3(г) + Cl2(г), H >
0. а) при увеличении температуры, б) при увеличении давления, в) при увеличении концентрации хлора ? Ответы поясните.
Вариант 6
Как повлияет на равновесие систем S(к) + O2(г)
SO2 (г) ; 2SO2(г) + O2(г)
2
SO3(г). а) повышение давления; б) уменьшение концентрации кислорода ?
Ответы поясните.
Вариант 7
Какими изменениями концентраций можно сместить вправо равновесие системы FeO(т) + H2 (г)
Fe(т) + H2O(г)? Ответы поясните.
Вариант 8
Сместится ли и в какую сторону равновесие реакции FeO(т) + H2(г)
Fe(т) +
H2O(г), H > 0 а) при повышении давления; б) при повышении температуры?
Ответы поясните.
Вариант 9
Реакция протекает по уравнению 2СО(г) + О2(г)
2СО2(г).В какую сторону
сместится химическое равновесие а) при увеличении концентрации кислорода,
б) при уменьшении концентрации углекислого газа, в) при уменьшении давления? Ответы поясните.
Вариант 10
41
Какими изменениями концентраций можно сместить вправо равновесие системы
СаО(т) + СО2(г)
СаСО3(т)? В какую сторону сместится равновесие при
увеличении давления? Ответ поясните.
Вариант 11
Как повлияет уменьшение давления на равновесие следующих реакций: 3H2(г) +
N2(г)
2NH3(г) ; H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г)? Какими изменениями концентраций
можно сместить равновесие вправо? Ответ поясните.
Вариант 12
Реакция протекает по уравнению С(т) + СО2(г)
2СО(г) , H < 0 Изменение каких параметров будет способствовать смещению равновесия в сторону образования оксида углерода (II)? Ответ поясните.
Вариант 13
Изменением каких факторов можно сместить вправо равновесие систем
Cu2O(т) +CO(г) 2Cu(т) + CO2(г), H > 0; C(т) + H2O(г)
CO(г) + H2(г), H < 0?
Ответы поясните.
Вариант 14
Сместится ли в какую сторону равновесие реакции 2Н2S(г) 2H2(г) + S2(т),
а) при понижении давления; б) при повышении концентрации водорода?
Ответы поясните.
Вариант 15
Как повлияет на равновесие следующих реакций N2(г) + O2 (г)
2NO(г); 4HCl(г) +
O2(г)
2Cl2(г) + 2H2O(г) а) повышение давления, б) уменьшение концентрации
кислорода ? Ответы поясните.
Вариант 16
Реакция протекает по уравнению СО(г) + Н2О(г)
CO2(г) + Н2(г) H < 0.
Изменение каких параметров будет способствовать смещению равновесия в
сторону образования оксида углерода (IV) ? Ответ поясните.
Вариант 17
Как повлияет на равновесие следующих реакций 2Mg(т) +O2(г)
2MgO(т), H
< 0; 2N2(г) + O2(г)
2NO(г),
H > 0. а) повышение давления; б) понижение
температуры? Ответы поясните.
Вариант 18
В какую сторону сместится равновесие реакции СО2(г) + С(к)
2СО(г)
а) при повышении концентрации углерода,
б) при повышении концентрации углекислого газа,
в) при понижении давления? Ответы поясните.
Вариант 19
Изменение каких факторов приведет к смещению влево равновесия реакции
Н2(г) + Cl2(г)
2HCl(г), H < 0? Ответы поясните.
Вариант 20
42
Реакция протекает по уравнению 3СН3ОН(ж) + 3О2(г)
2СО2(г) + 4Н2О(ж), Н <
0. Как следует изменить давление, температуру и концентрацию кислорода,
чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции? Ответы поясните.
Вариант 21
Как повлияет на равновесие следующих реакций
С(т) + О2 (г)
СО2 (г) , Н < 0;
С(т) + Н2О (г)
СО(г) + Н2 (г) , Н > 0
а) повышение температуры, б) уменьшение давления? Ответ поясните.
Вариант 22
Какими изменениями концентраций можно сместить вправо равновесие системы 2Mg(т) + O2(г)
2MgO(т)? В какую сторону сместится равновесие при
уменьшении давления? Ответ поясните.
Вариант 23
Реакция протекает по уравнению СН4(г) + 2О2(г)
СО2(г) + 2Н2О(г), Н < 0.
Изменение каких параметров будет способствовать смещению равновесия в
сторону образования оксида углерода (IV) ? Ответы поясните.
Вариант 24
Какими изменениями концентраций можно сместить вправо равновесие системы СО(г) + Cl2 (г)
COCl2(г)? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления ? Ответы поясните.
Вариант 25
В каком направлении произойдет смещение равновесия реакции 2СО(г) + О2(г) ⇄
2СО2 (г), Н > 0 а) при уменьшении концентрации кислорода; б) при уменьшении давления; в) при повышении температуры? Ответ поясните.
Константа химического равновесия
Вариант 1
Рассчитайте константу химического равновесия для системы А + 2В
2С +
2Д, если концентрация вещества А равна 4,3 моль/л; В - 0,20 моль/л; С – 1,0
моль/л и Д – 1,2 моль/л.
Вариант 2
В системе А + 3В
2С + 3Д установилось химическое равновесие. Чему равна константа химического равновесия, если концентрации исходных веществ А
и В равны 12,9 моль/л и 0,20 моль/л, а концентрации продуктов реакции С и Д
соответственно 1,0 моль/л и 1,2 моль/л?
Вариант 3
В системе А + 3В
2С + 3Д установилось химическое равновесие. Чему равна константа химического равновесия, если концентрации исходных веществ А
и В равны 15,3 моль/л и 1,2 моль/л, а концентрации продуктов реакции С и Д
соответственно 3,0 моль/л и 4,2 моль/л ?
Вариант 4
43
Вычислите константу химического равновесия обратимой системы А + 3В
2С + 2Д, если концентрации А = 0,1 моль/л, В = 3,2 моль/л, С = 3,0 моль/л и
Д = 4,2 моль/л.
Вариант 5
Концентрация реагирующих веществ при установившемся химическом равновесии системы А + 2В
3С + 2Д равны: А = 1,7 моль/л, В = 3,2 моль/л, С =
4,5 моль/л, Д = 5,2 моль/л. Вычислите величину константы химического равновесия для этой системы.
Вариант 6
Определите константу химического равновесия для системы А + 2В
3С +
3Д, если концентрация вещества А равна 77,2 моль/л, вещества В = 3,2 моль/л,
С = 5,5 моль/л, Д = 6,2 моль/л.
Вариант 7
Вычислите величину константы химического равновесия для системы
А + 2В
3С + 3Д . Концентрации исходных веществ А и В равны соответственно 38,4 моль/л и 4,2 моль/л, концентрация продуктов реакции при установившемся состоянии химического равновесия равны С=5,50 моль/л, Д=6,20
моль/л.
Вариант 8
В системе А + 3В
3С + 3Д установилось химическое равновесие. Чему равна
константа химического равновесия, если концентрации реагирующих веществ
равны А = 13,2 моль/л, В = 4,2 моль/л, С = 6,5 моль/л, Д = 6,2 моль/л.
Вариант 9
Вычислите константу химического равновесия обратимой системы А + 2В
2С + 2Д, если концентрации: А = 1,2 моль/л, В = 4,2 моль/л, С = 6,5 моль/л, Д =
6,2 моль/л.
Вариант 10
Концентрации реагирующих веществ при установившемся химическом равновесии системы А + 2В
3С + 2Д равны: А 7,1 моль/л, В 4,2 моль/л, С
6,5 моль/л, Д 6,2 моль/л. Определите величину константы химического равновесия этой системы.
Вариант 11
Определите константу химического равновесия системы А + 2В
3С + 2Д, если концентрации: А = 17,4 моль/л, В = 4,2 моль/л, С = 7,5 моль/л, Д = 8,2
моль/л.
Вариант 12
В данной системе установилось состояние химического равновесия:
А + 2В
3С + 2Д. Рассчитайте константу равновесия, если концентрации: А
= 13,0 моль/л, В = 5,8 моль/л, С = 7,5 моль/л, Д = 1,0 моль/л.
Вариант 13
44
Концентрации исходных веществ А и В равны 1,1 моль/л и 1,5 моль/л, а продуктов реакции С и Д соответственно 17,5 моль/л и 10,2 моль/л. Определите
константу химического равновесия для системы А + 2В 2С + 2Д.
Вариант 14
Реакция протекает по схеме А + 2В
2С + 2Д. Определите константу химического равновесия этой системы, если концентрации А = 7,6 моль/л, В = 15,8
моль/л, С = 27,5 моль/л и Д = 17,2 моль/л.
Вариант 15
Рассчитайте величину константы химического равновесия системы А + 2В
2С + 3Д, если известны концентрации исходных веществ А = 9,0 моль/л, В =15,8
моль/л и продуктов реакции С =27,5 моль/л и Д=7,2 моль/л.
Вариант 16
Чему равна константа химического равновесия системы А + 3В
2С + 3Д, если известны концентрации реагирующих веществ А = 53,6 моль/л, В = 15,8
моль/л, С = 37,5 моль/л, Д = 27,2 моль/л?
Вариант 17
В системе А + 3В
2С + 3Д установилось химическое равновесие. Чему равна
константа равновесия, если концентрация вещества А равна 17,5 моль/л, В =
25,8 моль/л, С = 37,5 моль/л и Д = 31,2 моль/л?
Вариант 18
Известны концентрации исходных веществ и продуктов реакции в системе А +
4В
3С + 3Д, они равны соответственно А 24,0 моль/л, В 25,8 моль/л, С 37,5
моль/л, Д 31,2 моль/л. Как определить константу химического равновесия для
этой системы?
Вариант 19
Реакция протекает по схеме А + 4В
3С + 3Д. Определить константу химического равновесия для этой системы, если концентрации: А= 22,2 моль/л, В =
27,8 моль/л, С = 37,5 моль/л, Д =34,2 моль/л.
Вариант 20
Определите константу химического равновесия системы А + 4В
3С + 3Д, если концентрации исходных веществ А и В равны 15,1 моль/л и 32,8 моль/л, а
концентрации продуктов реакции С и Д равны соответственно 37,5 моль/л и
38,2 моль/л.
Вариант 21
Вычислите константу химического равновесия системы А + 3В 3С + 2Д, если
известны концентрации: А =12,4 моль/л В = 32,8 моль/л, С = 37,5 моль/л и Д =
38,2 моль/л.
Вариант 22
В данной системе установилось состояние химического равновесия: А + 3В
3С + 2Д. Определите величину константы равновесия, если концентрация вещества А равна 11,1 моль/л, вещества В = 38,8 моль/л, С = 43,5 моль/л и Д =
38,2 моль/л.
45
Вариант 23
Рассчитайте величину константы химического равновесия системы А + 3В
3С + 2Д, если известны концентрации реагирующих веществ: А = 9,2 моль/л, В
= 43,8 моль/л, С = 44,5 моль/л, Д = 41,2 моль/л.
Вариант 24
Реакция протекает по схеме А + 3В
3С + 2Д. Определите величину константы химического равновесия этой системы, если концентрации исходных веществ А и В равны 10,7 моль/л и 45 моль/л, а концентрации продуктов реакции
С и Д равны соответственно 46,5 моль/л и 44,2 моль/л.
Вариант 25
Определите величину константы химического равновесия системы А + 4В
3С + 3Д, если известны концентрации реагирующих веществ: А =10,1 моль/л,
В = 45,0 моль/л, С = 46,5 моль/л, Д = 44,2 моль/л.
Теоретический раздел «СТРОЕНИЕ ATOМОB И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА»
После утверждения атомно-молекулярной теории важнейшим событием в
химии было открытие периодического закона в 1986 г. гениальным русским
ученым Д.И. Менделеевым. Расположив все элементы в порядке возрастания их
атомных масс, Менделеев обнаружил, что сходные в химическом отношении
элементы встречаются через правильные интервалы и что, таким образом, в ряду элементов многие их свойства периодически повторяются. Периодический
закон Менделеев сформулировал следующим образом: свойства простых тел,
а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической
зависимости от величины атомных весов элементов.
Долгое время в науке полагали, что атомы неделимы, то есть не содержат
составных частей. Однако в конце XIX века был установлен ряд фактов, свидетельствовавших о сложном составе атомов и о возможности их взаимопревращений. Сюда относится прежде всего открытие электрона английским физиком
Томсоном в 1897 г. Электрон – элементарная частица, обладающая наименьшим существующим в природе отрицательным электрическим зарядом (–1,602 ·
10-19 Кл). Масса электрона настолько мала (9,11 ∙ 10-31 кг), что обычно ею пренебрегают и считают ее равной нулю. Поскольку атомы не обладают электрическим зарядом (электронейтральны), следовательно, кроме электронов они содержат положительно заряженные частицы. Изучение радиоактивности подтвердило сложность состава атомов. Были предложены первые модели строения
атомов.
Согласно модели Томсона (1904 г.), атом представляет собой «сферу положительного электричества» одинаковой плотности по всему объему диаметром порядка 10-6 см. Электроны, плавая в этой сфере, нейтрализуют положительный заряд.
46
Планетарная модель Резерфорда представляет атом в виде солнечной системы в микромасштабе: в центре атома расположено положительно заряженное
ядро, в котором сосредоточена практически вся масса атома; вокруг ядра по орбите движутся отрицательно заряженные электроны; размеры атомного ядра на
много порядков меньше размера самого атома (размер атома ~ 10 -8 см, размер
ядра ~ 10-12 см). Ядро атома водорода является самым простейшим, оно было
признано элементарной частицей и названо протоном (протон имеет массу
1,67·10-27 кг (1 а.е.м.) и заряд +1,602· 10-19 Кл). Планетарная модель атома противоречила факту устойчивого существования атомов с точки зрения законов
классической физики.
Таблица 1
Характеристики отдельных элементарных частиц
Условно
Масса покоя, кг
принятый заряд
Частица
Обозначение
Заряд, Кл
Электрон
ē
- 1,602∙10-19
-1
9,1095∙10-31
Протон
р, 11 р
+ 1,602∙10-19
+1
1,6727∙10-27
Нейтрон
n,
0
0
1,6750∙10-27
1
0
n
В 1913 г. датский физик Бор внес в планетарную модель Резерфорда
представление о квантовой теории излучения Планка (вещества излучают и поглощают энергию отдельными порциями – квантами). Основные положения
своей теории строения атома Бор сформулировал в виде постулатов:
1. Электрон может вращаться вокруг ядра по определенным – стационарным – орбитам. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает и не
поглощает электромагнитной энергии.
2. При переходе с одной стационарной орбиты на другую электрон излучает или поглощает квант энергии (при переходе электрона с ближней к ядру
орбиты на более удаленную происходит поглощение кванта энергии и наоборот).
Постулаты Бора находились в резком противоречии с положениями классической физики. Теория Бора показала невозможность применения законов
природы, справедливых для макромира, на объекты микромира.
В основе современной теории движения микрообъектов лежит представление об их двойственной природе. Установлено, что микрообъекты ведут себя
и как частицы, и как волны.
Корпускулярные свойства фотона выражаются уравнением Планка
E
h ,
(23)
47
где h – универсальная постоянная (постоянная Планка), равная 6,63·10-34
Дж с; ν – частота излучения.
Волновые же свойства фотона находят выражение в уравнении
c,
(24)
связывающем длину волны λ электромагнитного колебания с его частотой ν и
скоростью распространения света с (300 000 км/сек).
Из этих уравнений получаем соотношение, связывающее корпускулярную
характеристику фотона Е с его волновой характеристикой λ:
E hc / .
(25)
Но фотон с энергией Е обладает и некоторой массой m в соответствии с
уравнением Эйнштейна:
mc 2 .
E
(26)
Из двух последних уравнений следует, что
mc 2
hc /
,
(27)
откуда
h / mc .
(28)
В 1924 г. французский ученый де Бройль предположил, что корпускулярно-волновая двойственность присуща не только фотонам, но и электрону. Поэтому для электрона должно выполняться последнее уравнение, которое часто
называют уравнением де Бройля.
Следовательно, для электрона с массой m и скоростью V можно написать
λ=h/mV.
(29)
Предположение де Бройля о наличии у электрона волновых свойств было
подтверждено экспериментально в 1927 г. К.Д. Девиссоном и Л.Х. Джермером
в США, Дж. Томсоном в Англии и П.С. Тарковским в СССР.
Идея де Бройля послужила началом создания квантовой механики.
Позднее, в 1932 г. Боте и Беккер установили наличие в ядре нейтральной
частицы, обладающей определенной массой. Чедвик установил природу этих
частиц и назвал их нейтронами (нейтрон – незаряженная частица с массой
1,675∙10-27 кг или 1 а.е.м.).
48
В 1920 г. был установлен физический смысл порядкового номера элемента в периодической системе: порядковый номер оказался важнейшей константой элемента, выражающей положительный заряд ядра его атома. Поэтому периодический закон Менделеева имеет следующую современную формулировку:
свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.
Итак, все химические индивиды построены из атомов. Атом состоит из
положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, расположенных вокруг ядра. Число протонов в ядре и электронов одинаково и равно порядковому номеру в таблице Менделеева. В ядре, кроме протонов, находятся нейтроны, их число находят по формуле: N = A – Z, где А – относительная
атомная масса, Z – число протонов (порядковый номер).
Квантовые характеристики состояний электрона в атоме (квантовые числа). Существует система квантовых характеристик электрона, называемых квантовыми числами, которые определяют положение и состояние электрона в атоме.
Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размер
электронного облака. Чем больше n, тем больше энергия электрона и больше
размер электронного облака. Главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения: n = 1, 2, 3, … Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, называется
энергетическим уровнем электрона в атоме. Для энергетических уровней электрона в атоме, соответствующих различным значениям n, приняты следующие
буквенные обозначения:
Главное квантовое число n
1 2 3 4 5 6 7
Обозначение энергетического уровня
K L M N O P Q
Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет форму электронного облака. Состояния электрона, характеризующиеся различными значениями l, называется энергетическими подуровнями, которые обозначают буквами s, p, d, f… (орбитальное квантовое число соответственно принимает значения
l = 0, 1, 2, 3, …Число подуровней в каждом данном уровне равно главному
квантовому числу. s-орбиталь имеет шаровую симметрию (сфера); p-орбиталь
гантелеобразна – пара сфер, касающихся друг друга в начале координат; dорбиталь представляет четырехлепестковую фигуру; f-орбиталь имеет более
сложную форму.
Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию орбиталей. Магнитное квантовое число зависит от орбитального квантового числа l и может принимать значения от - l, проходя через нуль, до +l: m
= - l …0…+l. Число орбиталей с данным значением l равно (2l +1). Например,
возможные три различные направления гантелеобразных р-орбиталей в пространстве удобно расположить вдоль координатных осей и обозначить px , py и
pz .
49
Принято каждую орбиталь символически обозначать квадратом и называть квантовой ячейкой. s-подуровень состоит из одного квадрата;
pподуровень – из трех; d-подуровень – из пяти и, наконец, f-подуровень – из
семи квадратов:
s
p
d
f
Спиновое квантовое число ms принимает только два значения: +1/2 и –
1/2 и означает собственный механический момент вращения частицы спин (от
англ. «вращение»). Упрощенно можно представить спин как собственное вращение электрона вокруг своей оси по часовой стрелке и против. Спин электрона
изображают в виде стрелки вверх или вниз в квантовой ячейке.
Таким образом, состояние электрона в атоме может быть полностью описано с помощью четырех квантовых чисел: n, l, ml , ms .
Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии
со следующими условиями.
1. Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.
Последовательность нарастания энергии при заполнении электронами
уровней и подуровней: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s …
определяют по правилам В.М. Клечковского.
I правило Клечковского: заполнение орбиталей электронами происходит
в такой последовательности, чтобы сумма главного и орбитального квантовых
чисел (n+l) возрастала.
II правило Клечковского: при одинаковом значении суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа.
2. Правило запрета (принцип Паули): в атоме не может быть двух
электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы (каждая орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами).
Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона –
электронной парой:
Орбитали
Орбиталь
Пустая орбиталь
с неспаренными
с электронной
электронами
парой
или
3. Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально (электроны заполняют максимальное число орбиталей).
50
Для каждого атома в принципе возможно неограниченное число отдельных состояний, различающихся по своей энергии. Среди них одноединственное состояние с наименьшей энергией называется нормальным или
невозбужденным. Все остальные энергетические состояния с большим запасом
энергии называются возбужденными. Для перевода атома из нормального состояния в возбужденное необходимо сообщить ему некоторую энергию. При
переходе атома из возбужденного состояния в нормальное полностью восстанавливается структура электронной оболочки.
Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне рассчитывают по формуле z=2n2, где n – соответствующее значение главного квантового число, z – количество электронов. Так, в К-слое может находиться максимум 2 электрона (2∙12 = 2), в L-слое – 8 электронов (2∙22 = 8) и т.д.
В невозбужденном атоме водорода (заряд ядра Z=1) единственный электрон находится в самом низком энергетическом состоянии, т.е. на 1sподуровне. Электронную структуру атома водорода можно записать 1s1 и представить схемой
s
Н1
В атоме гелия (Z = 2) второй электрон также находится в состоянии 1s.
Его электронная структура 1s2 изображается схемой
s
Не 1
Начиная с бора (Z=5) и заканчивая неоном (Z=10), происходит заполнение р-подуровня внешнего электронного слоя, эти элементы относятся к семейству р-элементов
s p
B
С
N
O
2
1
s
p
s
р
s
p
2
1
2
1
2
51
1
F
Ne
s
P
s
p
2
1
2
1
У некоторых элементов нарушается «нормальный» порядок заполнения
электронами подуровней. Например, при переходе от атома никеля (Z=28) к
атому меди (Z=29) число 3d-электронов увеличивается сразу на два за счет
«проскока» одного из 4s-электронов на подуровень 3d. Таким образом, электронная формула атома меди: 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d10 4s1. Аналогичный «проскок»
электрона с внешнего подуровня на предыдущий слой происходит и в атомах
аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью занятым
энергетическим подуровням. Повышенной энергетической устойчивостью обладают и электронные конфигурации с ровно наполовину заполненным подуровнем (пять d-электронов в предвнешнем слое). Этим объясняется «проскок»
одного s-электрона в атоме хрома (Z=24), в результате которого атом хрома
приобретает устойчивую электронную структуру: 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d5 4s1. Аналогичный переход 5s-электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (Z=42).
Особенности заполнения электронных слоев и оболочек атомов периодической системы.
1. Номер периода совпадает с максимальным значением главного квантового числа для элементов данного периода, то есть начало каждого периода
совпадает с началом нового электронного слоя. Например, электронная формула атома хлора (Z=17) 1s22s22p63s23p5. Наибольшее главное квантовое число
здесь n=3, элемент хлор расположен в 3 периоде Периодической системы.
2. Каждый период начинается с элементов (водорода и щелочных металлов), для которых наружная оболочка состоит из одного электрона, завершается
любой период благородным газом с восьмиэлектронной (кроме гелия) внешней
оболочкой. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем слое
совпадает с номером группы.
3. Элементы с заселяющимися ns-орбиталями называются s-элемен-тами,
те, для которых характерно заполнение nр-орбиталей именуются р-элементами.
s- и p-элементы составляют главные подгруппы. Побочные подгруппы составляют d-элементы, для них характерно заполнение внутренних (n-1)d-орбиталей.
52
Для лантаноидов и актиноидов характерно заполнение глубинных (n-2)fорбиталей, поэтому их относят к f-элементам.
Практическая часть «Строение атома»
Вариант 1
Вычислите длину волны фотона, масса которого 3,75 10-36 г, имея в виду, что
h - постоянная Планка, равна 6,626 10-34 Дж с; v – скорость света, равна 3
108 м/с.
Вариант 2
Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону с массой
3,66 10-36 г, движущемуся со скоростью света.
Вариант 3
Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует - частице с массой
3,72 10-36 г, движущейся со скоростью света.
Вариант 4
Масса фотона, соответствующая линии серии Бальмера, равна 3,70 10-36 г. Вычислите длину волны фотона.
Вариант 5
Масса фотона равна 3,68 10-36 г. Какова длина волны, отвечающая этой массе?
Вариант 6
Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону с массой
3,66 10-36 г, движущемуся со скоростью света.
Вариант 7
Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует -частице с массой
3,65 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с.
Вариант 8
Какова длина волны, соответствующая частице с массой 3,63 10-36 г, движущейся со скоростью света ?
Вариант 9
Масса фотона 3,62 10-36 г. Вычислите длину волны.
Вариант 10
Вычислите длину волны частицы с массой 3,60 10-36 г.
Вариант 11
Частица с массой 3,58 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину
волны де Бройля.
Вариант 12
Масса фотона равна 3,57 10-36 г. Какова длина волны фотона ?
Вариант 13
Какова длина волны частицы с массой 3,55 10-36 г, движущейся со скоростью
света?
Вариант 14
Масса фотона равна 3,54 10-36 г, что соответствует линии серии Бальмера. Определите длину волны фотона.
53
Вариант 15
Электрон массой 3,52 10-36 г движется со скоростью 3 108 м/с. Вычислите
длину волны де Бройля.
Вариант 16
Вычислите длину волны де Бройля, которая соответствует частице с массой
3,51 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с.
Вариант 17
Какова длина волны, соответствующая частице с массой 3,49 10-36 г, движущейся со скоростью 3 108 м/с ?
Вариант 18
-частица массой 3,48 10-36 г движется со скоростью света. Определите длину
волны де Бройля, которая ей соответствует.
Вариант 19
Какова длина волны фотона, масса которого равна 3,46 10-36 г ?
Вариант 20
Электрон массой 3,45 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину
волны де Бройля.
Вариант 21
Определите длину волны де Бройля, которая соответствует электрону, движущемуся со скоростью 3 108 м/с и имеющему массу 3,43 10-36 г.
Вариант 22
Вычислите длину волны частицы, масса которой равна 3,42 10-36 г, скорость
движения 3 108 м/с.
Вариант 23
Частица массой 3,41 10-36 г движется со скоростью света. Вычислите длину
волны де Бройля.
Вариант 24
Фотон движется со скоростью света, его масса равна 3,39 10-36 г. Какова длина
волны фотона?
Вариант 25
Пары электрона поглощают фотоны с массой 3,38 10-36 г. Определите длину
волны фотона.
Строение электронных оболочек атомов
Вариант 1
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома галлия Ga.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Ga, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 2
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома германия
Ge. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
54
группе находится атом Gе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 3
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома мышьяка
As. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом As, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 4
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома селена Se.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 5
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома брома Br.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Br, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 6
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома криптона
Kr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Kr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 7
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома рубидия
Rb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Rb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 8
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома стронция
Sr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Sr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 9
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома иттрия Y.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Y, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 10
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома циркония
Zr. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Zr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
55
Вариант 11
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома ниобия
Nb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Nb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 12
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома молибдена
Mo. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Mo, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 13
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома технеция
Tc. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Tc, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 14
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома кобальта
Co. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Co, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 15
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома бария Ba .
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Ba, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 16
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома хрома Cr.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Cr, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 17
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома серебра
Ag. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Ag, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 18
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома кадмия
Cd. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Cd, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 19
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома индия In.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, груп-
56
пе находится атом In, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 20
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома олова Sn.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Sn, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 21
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома сурьмы
Sb. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Sb, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 22
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома теллура
Te. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Tе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 23
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома иода I. На
основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе
находится атом I, электронное семейство и валентности атома в стационарном
и возбужденном состояниях.
Вариант 24
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома ксенона
Xe. На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде,
группе находится атом Xе, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Вариант 25
Изобразите электронную конфигурацию и орбитальную схему атома цезия Cs.
На основании строения электронных оболочек укажите, в каком периоде, группе находится атом Cs, электронное семейство и валентности атома в стационарном и возбужденном состояниях.
Теоретический раздел «ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.»
Химическая связь – явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц. Описание химической
связи в любой молекуле есть описание распределения в ней электронной плотности в результате перегруппировки электронов во взаимодействующих атомах. В этом процессе наибольшую роль играют наружные, наиболее подвижные электроны. Атомы могут соединиться и образовать устойчивую молекулу
только в том случае, если в результате нового распределения электронов будет
57
достигнут выигрыш в энергии, т. е. внутренняя энергия молекулы, обусловленная взаимодействием ядер и электронов, окажется меньше суммы энергий отдельных атомов (условие образования химической связи).
Валентность химического элемента определяется числом неспаренных
электронов в его атомах. На основе валентности определяется формульный состав химического соединения. Валентность отражает форму химического взаимодействия элементов, а химическая связь – его содержание. Валентность возникает как формальная числовая характеристика элемента, а химическая связь
представляет собой физико-химическое явление. Например, атомы хлора в
нормальном состоянии имеют на наружном квантовом слое один неспаренный
электрон.
17Cl
В соответствии с этим хлор образует соединения, в которых он одновалентен (НСl, Cl2O).
При возбуждении атомов хлора (на свету, при повышенной темпepaтype,
в присутствии катализаторов) происходит распаривание спаренных электронов
и последовательно заполняется свободный 3d-подуровень (число неспаренных
электронов, а следовательно, и валентность становится равным трем, затем –
пяти и, наконец, семи):
*
Cl
–
–
Cl*
–
Cl
Cl*
3s2p5d0
–
–
2 3 2
3s p d
–
–
3s2p4d1
–
3s1p3d3
П р и м е ч а н и е. * обозначается возбужденное состояние атома.
Поэтому хлор способен образовывать соединения, в которых он трехвалентен (ClF3, HClO2), пятивалентен (ClF5, НСlO3) и семивалентен (НClO4,
Cl2O7). Электроны, участвующие в образовании химической связи, называются
валентными.
Характеристики химической связи
Химическая связь характеризуется энергетическими и геометрическими
параметрами. Важнейшей энергетической характеристикой (мерой прочности)
служит энергия химической связи. Ее величина определяется работой, которая
необходима для образования или разрыва связи, обозначается Е и измеряется в
58
кДж/моль. С увеличением кратности связи (одинарная, двойная, тройная связь)
энергия связи увеличивается, а длина уменьшается.
К геометрическим параметрам относятся длина химической связи и углы
между связями в молекулах, комплексах, кристаллах.
Длина связи – это расстояние между центрами ядер атомов в молекуле,
когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы
минимальна. Длину связи определяют экспериментально. Химическая связь
тем прочнее, чем меньше ее длина.
Валентный угол – это угол между воображаемыми линиями, проходящими черев ядра химически связанных атомов. В молекуле воды, например,
валентный угол равен 104,5о.
О
Валентный угол дает представление о простран104,50 Н
Н
ственной направленности химических связей в
молекуле.
Имеются три типа химической связи: ковалентная, ионная и металлическая.
Ковалентная связь
Ковалентная связь – химическая связь между атомами, образуемая за
счет перекрывания электронных облаков валентных электронов с противоположно направленным спином.
Существуют два механизма образования ковалентной связи.
1. Обменный механизм образования ковалентной связи. Связь осуществляется за счет перекрывания одноэлектронных облаков с противоположным
спином:
+
––
Образование молекулы Н2 можно изобразить следующим образом. Электронная формула атома водорода
1Н
1s1 , H n = 1
Два атома водорода с противоположным спином образуют молекулу H2.
H
+
H ––
H
H, или
, или Н2.
Н
Н
―Обобществление‖ электронных пар позволяет атомам приобрести энергетически наиболее устойчивую оболочку ближайшего инертного элемента с
двумя или восемью электронами на наружном квантовом слое.
59
Электронное облако, осуществляющее химическую связь между одинаковыми атомами, симметрично. Электронное облако, связывающее два различных атома, смещено в сторону более электроотрицательного компонента. Например, в молекуле хлороводорода НСl электронное облако связи смещено к
атому хлора, в молекуле воды – к атому кислорода.
В структурных формулах веществ каждую связующую (общую) пару
электронов обозначают черточкой, например: Н–Н, Сl–Сl.
Если между атомами возникни две или три ковалентные связи (две или
три общие электронные пары), то такие связи называют двойной или тройной
соответственно, обозначают такие связи двумя и тремя черточками:
Н
Н
С == С
,
Н –– С
С –– Н .
Н
Н
2. Донорно-акцепторный механизм образования связи. Связь осуществляется за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали
другого.
Рассмотрим механизм образования иона аммония NH4+:
NH3 + Н+ –
NH4+
В молекуле NН3 азот имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако). У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь,
Н
|
Н –– N –– , что можно обозначить как
Н+ .
|
H
При сближения аммиака с ионом Н+ двухэлектронное облако атома азота
становится общим для азота и водорода. Возникает четвертая ковалентная
связь:
Н
Н
+
|
|
+
Н –– N –– Н +
Н –––
Н –– N –– Н
или NH3 + Н+ = [Н–NH3]+.
|
|
H
Н
Все четыре связи N-Н в ионе NH4+ равноценны, однако три связи N–Н
образованы по обменному механизму, четвертая связь – по донорноакцепторному механизму.
Атом, предоставлявший для связи неподеленную пару электронов, называется донором. Атом, представляющий свободную орбиталь, – акцептором. Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-
60
акцепторной или координационной. Однако, это не особый вид связи, а лишь
иной механизм образования ковалентной связи.
Свойства ковалентной связи
Кроме общих параметров (длина связи, энергия связи, валентные углы)
ковалентная связь имеет также характерные только для нее свойства – насыщаемость, направленность, поляризуемость.
Насыщаемость – это способность атомов образовывать ограниченное
число ковалентных связей. Например, нельзя присоединить еще атом водорода к молекулам H2, HCl. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: Н2, а не Н3; HCl, а не H2Cl и т.д.
Насыщаемость определяет стехиометрию молекул, т. е. наличие определенного количества атомов в молекуле.
Направленность ковалентной связи обусловливает пространственную
структуру молекул, т.е. их форму. Ковалентная связь возникает в направлении
максимального перекрывания электронных облаков вдоль осевой линии (или
оси симметрии) ( -связь) или перпендикулярно оси симметрии ( -связь), соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис. 3.). Связь более прочная,
чем -связь.
s – s
s
–
–
p
г
p
p
–
г
П р и м е ч а н и е.
г – гибридное облако
s
–
г
р
–
г
Рис. 3. Перекрывание орбиталей при образовании - и -связей
Так, молекула HCl линейна (происходит перекрывание s-орбитали атома
водорода и р-орбитали атома хлора).
*Молекула воды имеет угловую форму (рис. 4).
Рис. 4 Тетраэдрическая
форма молекулы воды
61
Гибридизация орбиталей. - и -связи
Очень часто электроны, участвующие в образовании ковалентной связи,
находятся в различных состояниях, например, один электрон в виде s-, другой –
в виде р-орбитали. Однако связи в молекуле равноценны. Это объясняется гибридизацией атомных орбиталей, т.е. их смешиванием и выравниванием по
форме и энергии. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов чистых s- и рорбиталей, так как происходит большее перекрывание.
sp-гибридизация
Рассмотрим образование молекулы хлорида бериллия BeCl2. Атом бериллия в нормальном состоянии имеет электронную формулу
1s22s2
4Ве
Be n = 2
–
s
p
В возбужденном состоянии электронная формула атома бериллия:
4Be
*
1s22s12p1, Be* n = 2
s
p
(имеется два неспаренных электрона на s- и p-орбиталях). Гибридизацию валентных электронов можно изобразить схемой (рис. 5):
–
лиРис.5 Образование валентных орбиталей при sp-гибридизации
Валентный угол при sp-гибридизации равен 180о.
Электронная формула атома хлора
17Cl
1s22s22p63s23p5,
Cl n = 3
s
p
Атом бериллия присоединяет два атома хлора:
–
–
62
Be* n = 2
s
Cl n=3
p
Cl
–
s
n=3
p
–
σ
s
p
σ
Молекула BeCl2 линейна, обе связи Be–Cl одинаково прочны.
sp2-гибридизация
Рассмотрим образование молекулы хлорида бора BF3. Атом бора в нормальном и возбужденном состоянии имеет электронные формулы
1s22s22p1
5B
B n =2
–
5B
*
s
p
1s22s12px12py1 B* n = 2
.
s
p
В гибридизации участвуют орбитали одного s- и двух р-электронов, что
приводит к образованию трех одинаковых гибридных орбиталей, расположенных под углом 120о (рис. 6).
–
(s + p + p)-орбитали
три гибридных орбитали
в состоянии sp2-гибридизации
Рис. 6 Образование гибридных орбиталей при sp2-гибридизации
Валентный угол при sp2-гибридизации равен 120о.
Атом бора присоединяет три атома фтора.
–
63
F
n=2
s
p
s
p
B* n = 2
–
F n=2
F n=2
–
s
p
–
s
p
Молекула BF3 имеет форму плоского треугольника (рис. 7).
120о
Рис. 7 Треугольная молекула BF3
sp3-гибридизация
Рассмотрим образование молекулы метана СН4. Атом углерода в нормальном и возбужденном состоянии имеет электронные формулы
6С
1s22s22p2 , C
n=2
–
6C
*
s
p
1s22s12px12py12pz1, C* n = 2
s
p
При образовании молекулы СН4 у атома углерода подверглись гибридизации орбитали одного s- и трех р-электронов и образовались четыре одинаковые
гибридные sр3-орбитали:
–
(s+p+p+p)-орбитали
четыре гибридные орбитали
в состоянии sp3-гибридизации
Рис. 8 Образование гибридных орбиталей при sp3-гибридизации
64
Валентный угол при sp3-гибридизации равен 109о28 .
В результате перекрывания четырех гибридных sp3-орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется прочная молекула метана. Валентный угол между осями 109о28 (рис. 9)
H n=1
H n=1
C* n = 2
–
Hn=1
s
p
H n =1
Рис. 9 Тетраэдрическая
молекула метана
Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании облаков вдоль
линий, связывающих центры атомов, называется -связью. В молекуле метана
четыре -связи. Простая одинарная связь между атомами углерода – это всегда
-связь.
У непредельных соединений (например, в случае двойной связи у этилена) существует другой тип гибридизации. У атома углерода одна s- и две рорбитали гибридизованы и лежат в одной плоскости под углом 120о (sр2гибридизация). Четвертая р-орбиталь негибридизована и расположена перпендикулярно к плоскости гибридных орбиталей (рис. 10).
Рис 10 Пространственная ориентация
орбиталей атома углерода
в sp2-гибридном состоянии
В молекуле этилена пять -связей – одна между атомами углерода и четыре между атомами С и Н:
Н
Н
С С
65
Н
Н
Оставшиеся неиспользованными две р-орбитали перекрываются двукратно над и под плоскостью, в которой лежат атома С и Н. Образуется особая разновидность связи, называемая -связью (рис. 11):
молекула этилена
схема -связи
Рис. 11 Образование -связи в молекуле этилена
Поляризуемость. Диполь. Дипольный момент
В молекулах веществ с полярной ковалентной связью электронная пара
смещена к более электроотрицательному атому. Для оценки способности атома
данного элемента оттягивать к себе электроны, осуществляющих связь, пользуются значением относительной электроотрицательности (―хи‖). Чем больше
значение , тем сильнее атом притягивает общую электронную пару. Значения
электроотрицательности атомов некоторых элементов по отношению к фтора,
принятой равной 4,0 , приведены в таблице 2.
Таблица 2
Относительная электроотрицательность атомов
Н
2,1
Li
0,98
Na
0,93
K
0,91
Rb
0,89
Be
B
C
N
O
F
1,5
2,0
2,5
3,07
3,50
4,0
Mg
Al
Si
P
S
Cl
1,2
1,6
1,8
2,2
2,6
3,0
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
1,04
1,8
1,8
2,1
2,5
2,8
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
0,99
1,5
1,8
1,8
2,1
2,6
Смещение связующего электронного облака к более электроотрицательному атому называют поляризацией. Электрические центры тяжести положи-
66
тельных и отрицательных зарядов в молекуле находятся на некотором расстоянии l друг от друга. Молекула представляет собой электрический диполь с зарядом – у одного атома и + у другого. Количественной мерой полярности связи является электрический момент диполя (―мю‖)
= l,
(30)
где – эффективный заряд; l – длина диполя.
Электрический момент диполя – векторная величина. Направление его
условно принимают от отрицательного заряда к положительному.
Ковалентную связь между одинаковыми атомами с одной и той же электроотрицательностью, например, Н2, Cl2, N2 называют ковалентной неполярной
( = 0).
Ковалентная связь возникает и при химическом взаимодействии атомов
разных химических элементов, например, HCl, NH3, CH4. Тогда обобществленная электронная пара (или электронные пары) несколько смещается в сторону
более электроотрицательного партнера. Несмотря на такое смещение, электронная пара продолжает быть коллективной собственностью обоих взаимодействующих атомов. Такая связь называется ковалентной полярной (
0).
Неполярную молекулу можно сделать полярной, поместив ее в электрическое поле или приблизив к ней полярную молекулу. Способность молекул
поляризоваться называют поляризуемостью.
Чем выше дипольный момент молекулы, тем выше реакционная способность вещества. С дипольным моментом связана растворимость веществ.
При предельной поляризации полярная ковалентная связь становится
ионной.
Ионная связь
Ионная связь – химическая связь, осуществляемая в результате электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, обладающих
обособленными друг от друга электронными оболочками (Cs+F–, Na+Cl– и т.п.).
Чисто ионная связь представляет собой лишь предельный случай ковалентной
полярной связи.
Рассмотрим образование хлорида натрия NaCl. Атомы Na и С1 резко отличаются по электроотрицательности. Электронные формулы:
1s22s22p63s1 и 17Сl 1s22s22p63s23p5.
11Na
При химическом взаимодействии атом Nа отдает один электрон, превращаясь в катион: 11Na+ 1s22s22p63s0. Атом Cl принимает электрон, превращаясь в
анион 17Cl– 1s22s22p63s23p6. Схематически этот процесс можно представить
следующим образом:
Naо – 1 е –
Na+;
Сlо + 1 е –
Сl– .
67
Между ионами Na+ и Сl– возникают силы электростатического притяжения – образуется ионное химическое соединение. Ионные соединения состоят
из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Кристалл хлорида натрия состоит
из ионов, каждый ион Na+ окружен шестью ионами Сl–, а каждый ион Сl– окружен шестью ионами Na+.
Ионные соединения образуются типичными металлами (элементы главных
подгрупп I - II групп) с типичными неметаллами (элементы главных подгрупп
VI - VII групп).
Свойства ионной связи
Ионная связь в отличие от ковалентной связи характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Ненаправленность определяется тем, что каждый ион (ион с силовыми линиями представляет собой заряженный шар) может
притягивать ион противоположного знака по любому направлению.
Взаимодействие ионов не приводит к компенсации силовых полей, у них
остается способность притягивать ионы противоположного знака по другим
направлениям (ненасыщенность).
Металлическая связь
Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов. Металлы – это кристаллические вещества. Так, в
кристаллической решетке натрия каждый атом Na окружен восемью соседними
атомами. Каждый атом Na (как и атом любого другого металла) имеет недостаток электронов и избыток электронных орбиталей.
Валентный электрон натрия может занимать одну из 9 свободных орбиталей: 3s (одна); 3р (три) и 3d (пять).
При сближении атомов в результате образования кристаллической решетки валентные орбитали атомов перекрываются, и электроны свободно движутся между всеми атомами кристалла, переходя из одной орбитали в другую.
Такой тип связи называют металлической. В обобществлении электронов принимают участие все атомы кристаллохимической решетки. Металлическая
связь характерна для металлов в твердом и жидком состояниях. В парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью.
Водородная связь
Водородная связь возникает между молекулами, состоящими из водорода
и сильно электроотрицательного элемента (F, N, О, Cl, S). Она может образовываться между молекулами и внутри молекул между функциональными группами.
Водородную связь обозначают точками и этим подчеркивают, что она
слабее ковалентной связи ( в 15–20 раз).
68
Тем не менее она обусловливает ассоциацию молекул, например Н2О,
СН3СООН, НF.
H–O...H–O;
|
|
H
H
(H2O)2
O…H–O
CH3 – C
O – H ... O
(CH3COOH)2
F
C – CH3
F
H
H
H
F
H
H
F
F
(HF)n
Наличием водородных связей объясняются аномально высокие температуры кипения некоторых веществ, так как в этом случае необходимо затрачивать дополнительную энергию на разрушение водородных связей.
Межмолекулярное взаимодействие (ван-дер-ваальсовы силы)
Когда вещество находится в газообразном состоянии, молекулы и атомы
его хаотически движутся и находятся на больших расстояниях друг от друга.
Поэтому силы взаимодействия между ними очень малы.
Если же вещество находится в конденсированном состоянии (жидком или
твердом), то расстояния между частицами вещества малы, а силы взаимодействия между ними велики. В веществах с молекулярной структурой проявляется
межмолекулярное взаимодействие, называемое ван-дер-ваальсовыми силами.
Эти силы слабее химической и водородной связи, но проявляются на больших
расстояниях. Различают три типа ван-дер-ваальсового взаимодействия.
Первый тип. Полярные молекулы при сближении ориентируются друг
относительно друга противоположно заряженными концами диполей (ориентационное взаимодействие)
–
+
–
+
–
––
–
+
+
Второй тип – индукционное взаимодействие. Полярная молекула поляризует неполярную, в результате чего вторая также становится диполем:
+
–
–
+
–
–
+
–
+
69
Третий тип - дисперсионное взаимодействие между двумя неполярными
молекулами. Вследствие движения электронов внутри молекулы в одной из них
происходит небольшая мгновенная деформация электронного облака. Возникает диполь, который существует очень короткое время. Между этим диполем и
соседней молекулой происходит взаимодействие, создающее мгновенный наведенный диполь.
+
–
+
–
––
+
–
+
–
–
–
+
–
+
Пример 1. Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF,
HCl, НВr, HI. Изобразите строение этих молекул. Какая из них имеет наибольший дипольный момент?
Р е ш е н и е. У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от
длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к йоду возрастает, то длина связи Н-галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность соединений при переходе от фтора к йоду уменьшается.
Строение молекул изображают схемой:
Н
I, Н
Br, Н
Cl, Н
F
смещение общей пары электронов увеличивается
Общая электронная пара смещена к атому галогена, как более электроотрицательному по сравнению с атомом водорода. Наибольший дипольный момент имеет молекула HF, так как разность электроотрицательностей в молекулах Н-галоген наибольшая у HF.
Пример 2. Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом
и углеродом. Какие из связей наиболее и наименее полярны. Указать, в сторону
какого атома происходит смещение электронной плотности связи.
Р е ш е н и е. Используя значения относительных электроотрицательностей элементов, находим разности относительных злектроотрицательностей
серы и элементов, образующих с нею химическую связь:
а) сера-калий: 2,6 – 0,91 = 1,69, смещение в сторону атома серы;
б) сера-водород: 2,6 – 2,1 = 0,5, смещение в сторону атома серы;
в) сера-бром: 2,6 – 2,74 = -0,14, смещение в сторону атома брома;
г) сера-углерод: 2,6 – 2,5 = 0,1, смещение в сторону атома серы.
Чем больше по абсолютному значению разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера-калий, наименее полярной – связь сера-углерод.
Пример 3. Напишите структурные формулы молекул NН3, Са(OН)2,SO3.
70
Чему равны степени окисления и валентности элементов в этих соединениях?
Охарактеризуйте типы химических связей в молекулах.
Р е ш е н и е. Определим валентность каждого элемента в данных соединениях.
Валентности некоторых элементов постоянны. Так, валентность Н равна I, валентность O - II. Произведение валентности на число атомов одного
элемента в молекуле равно произведению валентности на число атомов другого
элемента:
NН3; Са(ОН)2; SО3.
В графических формулах каждую единицу валентности изображают черточкой:
O–H
H – N – H;
|
H
Ca
O
;
O
S
O–H
.
O
Некоторые атомы имеют постоянную степень окисления. Например, степень окисления водорода +1 за исключением гидридов щелочных металлов
(Na+1H-1), степень окисления кислорода - 2 за исключением перекиси водорода
и фторида кислорода (H2+lO2-1; F2-1O+2), степень окисления щелочно-земельных
металлов равна +2 (Са+2; Mg+2; Ba+2). А так как алгебраическая сумма степеней
окисления всех атомов, образующих молекулу, должна быть равна нулю, то на
основании алгебраического уравнения можно рассчитать степени окисления
атомов в молекуле. Например, в молекуле NH3 степень окисления N обозначим
за х, степень окисления водорода равна +1, поэтому х + 3 (+1) = 0, решая простейшее алгебраическое уравнение, получаем х = - 3. Аналогично рассчитываем
степень окисления Са в Са(ОН)2 и в SO3:
–3 +1
NH3 ;
+2 –2 +1
Ca(OH)2;
+6 –2
SO3 .
Практическая часть «Химическая связь»
Вариант 1
Укажите тип химической связи в следующих веществах:
H2, (NH3)3, CsBr, (Ni)n, HCl.
Изобразите электронную схему образования химической связи в HCl.
Вариант 2
Укажите тип химической связи в следующих веществах: LiF, Cl2, (Hg)n, HBr,
(H2S)3.
Изобразите электронную схему образования химической связи в LiF.
Вариант 3
71
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (K)n, HF, Br2, (H2O2)2,
CsCl. Изобразите электронную схему образования химической связи в HF.
Вариант 4
Укажите тип химической связи в следующих веществах: NH3, (HCOOH)3, NaCl,
O2, (Pb)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в
NaCl.
Вариант 5
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (HF)3, H2O, (Cr)n, LiBr,
N2. Изобразите электронную схему образования химической связи в H2O.
Вариант 6
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (C)n, (Au)n, SO2, (HF)2,
PbF. Изобразите электронную схему образования химической связи в (HF)2 в
молекуле и между молекулами.
Вариант 7
Укажите тип химической связи в следующих веществах: CsBr, (P)n, (CH3OH)3,
CO2, (Ti)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в CO2.
Вариант 8
Укажите тип химической связи в следующих веществах: RbBr, (Fe)n, (S)n,
(H2O)3, NO2. Изобразите электронную схему образования химической связи в
RbBr.
Вариант 9
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (C2H5OH)3, LiCl, SO3,
(Si)n, (Zn)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в
LiCl.
Вариант 10
Укажите тип химической связи в следующих веществах: NaCl, P2O5, (Co)n,
(HF)2, H2. Изобразите электронную схему образования химической связи в
NaCl.
Вариант 11
Укажите тип химической связи в следующих веществах: O2, (Cu)n, HCl, (NH3)3,
LiF. Изобразите электронную схему образования химической связи в O2.
Вариант 12
Укажите тип химической связи в следующих веществах:
(CH3COOH)2, Cl2, (Ag)n, H2O, HF.
Изобразите электронную схему образования химической связи в Cl2.
Вариант 13
Укажите тип химической связи в следующих веществах: CsF, (H2O2)3, Br2,
(Zn)n, SiO2.
Изобразите электронную схему образования химической связи в SiO2.
Вариант 14
Укажите тип химической связи в следующих веществах: KCl, (CH3OH)2, HF,
(C)n, (Li)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в KCl.
Вариант 15
72
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (Na)n, H2O, RbCl,
(HF)2, (P)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в
RbCl.
Вариант 16
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (S)n, LiBr, (Al)n, NH3,
(CH3OH)2. Изобразите электронную схему образования химической связи в
LiBr.
Вариант 17
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (H2SO4)3, N2, LiCl,
(K)n, H2O. Изобразите электронную схему образования химической связи в
(H2SO4)2 в молекуле и между молекулами.
Вариант 18
Укажите тип химической связи в следующих веществах: CO2, (Ni)n, H2,
(HCOOH)2, KBr. Изобразите электронную схему образования химической связи
в KBr.
Вариант 19
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (H2O2)3, NO2, MgCl2,
(Si)n, (V)n. Изобразите электронную схему образования химической связи в
NO2.
Вариант 20
Укажите тип химической связи в следующих веществах: KF, (Mn)n, H2O,
(CH3COOH)3, O2.. Изобразите электронную схему образования химической связи в (CH3COOH)3 в молекуле и между молекулами.
Вариант 21
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (P)n, NaI, (Ca)n, N2O5,
(H2O2)2. Изобразите электронную схему образования химической связи в NaI.
Вариант 22
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (Mg)n, (S)n, NaF,
(C2H5OH)2, P2O5. Изобразите электронную схему образования химической связи
в NaF.
Вариант 23
Укажите тип химической связи в следующих веществах: H2S, (Zn)n, N2, KCl,
(H2O)3. Изобразите электронную схему образования химической связи в H2S.
Вариант 24
Укажите тип химической связи в следующих веществах: (H2SO4)2, CO2, NaBr,
N2, (Fe)n.Изобразите электронную схему образования химической связи в N2.
Вариант 25
Укажите тип химической связи в следующих веществах: AlCl3, (H2S)2, SiO2,
(Sc)n, H2. Изобразите электронную схему образования химической связи в AlCl3.
73
Теоретический раздел «РАСТВОРЫ»
Раствор – это термодинамически устойчивая гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворы находятся
в состоянии равновесия и поэтому должны обладать минимумом свободной
энергии Гиббса. ( G = 0).
В жидких растворах частицы растворенного вещества связаны с окружающими
их частицами растворителя. Комплексы, состоящие из частиц растворенного
вещества, связанного с окружающими их частицами растворителя, называются
сольватами. Если в качестве окружающей среды находится вода, то эти комплексы носят название гидраты.
Способы выражения концентраций
Содержание растворенного вещества в растворе, т. е. состав раствора, определяется его концентрацией.
Концентрацию раствора можно охарактеризовать качественно или количественно. Для качественного описания концентрации используются такие понятия,
как разбавленный и концентрированный раствор. О растворе с относительно
низкой концентрацией растворенного вещества принято говорить как о разбавленном, а о растворе с относительно высокой концентрацией – как о концентрированном.
В химии используются различные количественные способы выражения концентрации. Познакомимся с шестью из них.
1. Массовая доля растворенного вещества – отношение массы растворенного
вещества к массе раствора:
mв
mв
100% ,
или
(31)
в
в
mр
mр
где mв , m р - масса вещества и раствора, соответственно. Например, 25 %-ный
(масс.) водный раствор NaCl – это такой раствор, в 100 единицах массы которого содержится 25 единиц массы NaCl и 75 единиц массы воды.
2.
Молярная доля растворенного вещества – отношение количества растворенного вещества в молях к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель:
N
в
n
,
(32)
где в – количество молей растворенного вещества (в); n – число молей всех
компонентов в растворе.
Число молей вещества рассчитывается по отношению массы вещества (m), к его
молярной массе (М)
74
m
.
(33)
M
Сумма молярных долей всех компонентов равна 1. В случае раствора одного
вещества в другом молярная доля растворенного вещества
в
Nв
,
в
где
s
(34)
s
– число молей растворителя;
а молярная доля растворителя
s
Ns
в
.
(35)
s
3. Молярная концентрация вещества См – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора
См
в
Vр
mв
,
М в Vр
(36)
где mв – масса вещества в граммах; Мв – молярная масса вещества в г/моль;
Vр – объем раствора в литрах. Единица измерения молярной концентрации –
моль/л.
Сокращенной формой записи единицы молярной концентрации является
М моль / л . Так, 2М H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, то есть См(H2SO4)=2 моль/л.
4.
Моляльная концентрация вещества Cm (моляльность) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:
mв
в
,
(37)
Cm
ms М в ms
где ms – масса растворителя в килограммах. Единица измерения моляльной
концентрации – моль/кг.
Моляльность вещества в растворе в отличие от его молярности не изменяется
при изменении температуры.
5.
Нормальная (эквивалентная) концентрация вещества в растворе определяется количеством эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора.
Cн
n экв.
Vр
mв
М экв. V р
,
(38)
75
где Мэкв. – молярная масса эквивалента вещества.
Сокращенное обозначение единицы нормальной концентрации вещества н
моль экв. / л . Так, 2 н H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится две молярных массы эквивалента серной кислоты.
6.
Концентрацию вещества в растворах, используемых для титрования, часто представляют с помощью титра, т.е. числа грамм растворенного вещества
(т) в 1 мл раствора (Т, г/мл):
m
Т=
.
(39)
1000 мл
Коллигативные свойства растворов
Коллигативные свойства – это некоторые физические свойства растворов, которые зависят только от концентрации частиц растворенного вещества и не зависят от индивидуальных свойств растворенного вещества. К их числу относятся:
понижение давления паров, повышение температуры кипения, понижение температуры кристаллизации (замерзания) и осмотическое давление раствора.
Понижение давления пара над раствором. I закон Рауля
Если в некотором летучем растворителе растворяют нелетучее вещество, то это
приводит к пропорциональному изменению парциального давления растворителя в паре над раствором, т.е. равновесное давление паров растворителя понижается.
Например, растворы сахара или поваренной соли в воде имеют более низкое
давление паров, чем чистая вода. Экспериментально установлено, что понижение давления паров зависит от концентрации частиц растворенных веществ.
Например, в один сосуд поместили 1 моль неэлектролита глюкозы на 1 литр воды, а в другой - и 0,5 моль электролита NaCl на 1 литр воды. При различном количестве растворенного вещества понижение давления паров будет одинаково.
Почему давление паров снижается одинаково ? В обоих растворах содержится 1
моль растворенных частиц, однако С6Н12О6 – неэлектролит, в растворе находятся только молекулы (1 моль), NaCl – электролит, который диссоциирует на ионы: NaCl Na+ + Cl–.
В растворе находится 0,5 моль Na+ и 0,5 моль Cl– , если допускается наличие
100 % диссоциации NaCl. Следовательно, в растворе NaCl суммируются ионы,
и их количество составляет 1 моль.
Количественное описание давления паров растворов, содержащих нелетучие
растворенные вещества, дает I закон Франсуа Рауля (1886 г.)
Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально его молярной доле в растворе.
76
Р = Р0
NS,
(40)
где Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором; Р0 – давление
насыщенного пара растворителя над растворителем; NS – молярная доля растворителя.
Если эту величину отнести к давлению пара чистого растворителя, то получим
(Р0 – Р)/Р0 = Р/Р0 ,
(41)
где понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором обозначается Р = Р0 – Р; Р/Р0 – относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором;
Р/Р0 = Nр.в-ва ,
(42)
где Nр.в-ва – молярная доля растворенного вещества
Следовательно, I закон Рауля можно записать в следующем виде.
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над
раствором равно молярной доле растворенного нелетучего вещества.
Уравнения (41) и (42) отражают в аналитической форме закон Рауля, эмпирически сформулированный им для разбавленных растворов неэлектролитов.
Повышение температуры кипения и понижение температуры
замерзания растворов. II закон Рауля
С ростом температуры равновесное давление паров жидкости повышается, и
жидкость начинает кипеть, когда давление ее паров уравнивается с внешним
давлением над поверхностью жидкости. Согласно I закону Рауля, давление паров растворителя при добавлении нелетучего вещества снижается, раствор кипит при более высокой температуре по сравнению с температурой кипения чистого растворителя
Следовательно, необходима более высокая температура, чтобы достичь внешнего давления над поверхностью жидкости. Повышение температуры кипения
пропорционально числу растворенных частиц в расчете на 1 моль молекул растворителя
tкип = kэ Ст ,
(43)
где tкип – повышение температуры кипения раствора; kэ – коэффициент пропорциональности, называемый эбуллиоскопической константой. Она зависит
от природы растворителя и для Н2О kэ = 0,516 оС;
Ст – моляльная концентрация раствора, моль/кг.
Физический смысл kэ заключается в том, что константа kэ равна повышению
температуры кипения 1 m раствора, т.е. tкип = kэ при Ст = 1 моль/кг. При рас-
77
творении в воде 1 моля NaCl образуется 2 моль частиц растворенного вещества:
1 моль ионов Na+ и 1 моль ионов Cl–. Поэтому 1 М раствор NaCl в воде характеризуется вдвое большим повышением температуры кипения по сравнению с 1
М раствором какого-либо неэлектролита, например, сахарозы.
Давление паров раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, понижается пропорционально молярной доле растворенного вещества. В результате этого температура, при которой раствор и твердая фаза должны иметь одинаковое давление паров, также понижается. Точка, соответствующая состоянию
равновесия между твердой фазой и жидким раствором, лежит слева от точки
равновесия для чистого растворителя, т.е. в области более низких температур.
Понижение температуры замерзания tзам пропорционально моляльной концентрации раствора.
tзам = kк Ст,
(44)
где tзам – понижение температуры замерзания раствора; kк – моляльная константа понижения температуры замерзания, называемая криоскопической постоянной , для Н2О kк = 1,86 оС, следовательно 1 m раствор должен замерзать
при температуре на 1,86 оС ниже температуры замерзания чистой воды.
Осмотическое давление раствора. Закон Вант-Гоффа
Ряд материалов определенного типа, в том числе мембраны в биологических
системах, обладают свойством полупроницаемости, т.е. способностью пропускать частицы одного вида и не пропускать частицы другого вида. Осмос представляет собой результат проникновения молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из более разбавленного раствора в более концентрированный.
Односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану в раствор называется осмосом.
Чтобы приостановить осмос, к более концентрированному раствору приходится
приложить давление, это давление называется осмотическим давлением этого
раствора. Следовательно, количественной характеристикой осмоса является осмотическое давление. Эта величина противодействует гидростатическому давлению водяного столба в трубке.
Осмотическое давление связано с концентрацией раствора уравнением ВантГоффа
Росм = СM R T ,
(45)
где Росм – осмотическое давление, моль/л; CM – молярная концентрация раствора; R – универсальная газовая постоянная (молярная газовая постоянная), R =
8,3 Дж/моль К; Т – температура по шкале Кельвина.
78
Выражение Росм = СM R T по форме аналогично уравнению КлапейронаМенделеева (уравнение состояния идеального газа)
mRT
.
(46)
M
Формальная аналогия позволила Вант-Гоффу в 1887 г. сформулировать закон
осмотического давления.
P
Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем, который занимает раствор, при той же температуре.
Растворы электролитов
Изучение разбавленных растворов показало, что все их общие свойства (понижение давления пара, изменение температур кипения и замерзания, величина
осмотического давления) изменяются пропорционально числу частиц растворенного вещества (коллигативные свойства). Эта общая закономерность оказалась справедливой для большинства растворов в органических растворителях и
для растворов большинства органических веществ в воде. В тоже время было
обнаружено, что для растворов многих неорганических веществ в воде, в частности, для растворов кислот, оснований и солей, наблюдаются отклонения от
этих законов, причем во всех случаях наблюдается снижение давления насыщенного пара растворителя над раствором сильнее, чем можно было бы ожидать исходя из концентрации раствора, осмотическое давление становится выше, более значительно понижается температура замерзания и повышается температура кипения.
Поскольку общие свойства растворов определяются только числом частиц растворенного вещества, то создается впечатление, что в растворах кислот, оснований и солей, содержится больше частиц, , чем было растворено. Для таких
растворов приведенные законы сохраняют свое значение, если ввести поправочный коэффициент i, который называется изотоническим коэффициентом
Вант-Гоффа:
(47)
t ' зам. i k k Сm ;
t 'кип. i k э Cm ;
(48)
Р'осм i CM R T .
(49)
Тогда отношение коллигативного свойства для электролита к аналогичному
свойству раствора неэлектролита той же концентрации равно коэффициенту
Вант-Гоффа
i
p'
p
'
t зам
.
t зам.
'
t кип
.
t кип.
'
pосм
.
.
p'
(50)
79
Очевидно, что для растворов электролитов всегда i >1, а для растворов неэлектролитов i = 1.
Количественные показатели диссоциации
Способность электролита к распаду на ионы количественно определяется степенью диссоциации ( ).
Степень диссоциации – это отношение количества распавшихся молекул на
ионы (n) к общему количеству растворенных молекул (N) :
n
.
(51)
N
Степень диссоциации может быть выражена в долях (в виде безразмерной величины) или может быть выражена в процентах. Степень диссоциации изменяется в интервале 0
1, или 0 %
100 %. На степень диссоциации влияет
природа растворителя и растворенного вещества, температура и концентрация.
По степени диссоциации электролиты условно подразделяются на сильные,
средние и слабые (табл. 3). В таблице перечисляются все три типа электролитов.
Таблица 3
Сильные и слабые электролиты
Сильные, α > 30 %
Средние, 3 < α < 30 % Слабые, α < 3%
Кислоты Основания Кислоты Основания Кислоты Основания
HNO3
NaOH
H2C2O4
Mg(OH)2
H2CO3
NH4OH
H2SO4
KOH
HCOOH
Ca(OH)2
H2S
Al(OH)3
HClO4
LiOH
H2SO3
HCN
Cu(OH)2
HCl
Ba(OH)2
H3PO4
H2SiO3
Cr(OH)3
H3BO3
Fe(OH)3
HBr
HY
Zn(OH)2
Гидроксиды
металлов III-VIII групп
периодической системы
Д.И.Менделеева
Константа диссоциации
Константа диссоциации (Кд) дает представление о возможности слабого электролита диссоциировать на ионы: чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.
Факторы, влияющие на Кд: температура и природа растворителя и электролита.
При повышении температуры Кд в соответствии с принципом Ле Шателье сни-
80
жается, так как диссоциация – процесс экзотермический, т.е. суммарная теплота
гидратации ионов выше энергии внутримолекулярных связей. Большая полярность растворителя и молекул электролита обеспечивает большее значение Кд.
Так как изменяется с изменением концентрации, а величина Кд не зависит от
концентрации, необходимо выяснить связь между , Кд и концентрацией (С).
Диссоциация воды. Водородный показатель
Вода является слабым электролитом, о чем свидетельствует величина степени
диссоциации
Н 2О
= 10-9 и величина удельной электропроводности ( = 5,48
10-8 Ом-1 см-1)
НОН
Н
ОН .
Концентрацию Н+ и ОН- можно вычислить по величине электропроводности
СОН =10-7 моль/л. Константа диссоциации
чистой воды. Так, при 25 оС С Н
воды имеет следующий вид:
Кд
СН
СОН
С Н 2О
.
(52)
Концентрация воды в растворе практически постоянная в виду малой диссоциации молекул воды, поэтому Кд С Н 2О = С Н СОН . Предположим, что имеем 1 л воды. В 1 л Н2О содержится 55,56 моль, рассчитываемое по формуле
m
, M H 2O = 18 г/моль, m = 1000 г, К д Н 2О = 1,8 10-16 при t = 25 оС
M
Кв = 1,8 10-16 55,56 = 10-14, Кв – это ионное произведение воды.
Кв = С Н
СОН , следовательно С Н СОН = 10-14.
Итак, для воды и разбавленных водных растворов при постоянной температуре
произведение концентраций ионов водорода и гидроксильных ионов есть величина постоянная. Ионное произведение воды Кв зависит от температуры и природы электролита. Зная величину Кв, можно определить концентрацию ионов
Н+ или ОН-. Например, СОН = 10-2 моль/л, концентрацию ионов Н+ можно определить из выражения
СН
Кв
С (ОН )
; СН
10 14
10 2
10
12
моль/л.
Растворы, в которых концентрация ионов H+ и OH- одинаковы и равны 10-7
моль/л, называются нейтральными растворами.
81
В кислых растворах больше концентрация ионов H+, в щелочных – концентрация ионов OH-. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентрации ионов H+ и OH- остается постоянным.
Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель или pH.
Водородным показателем, или pH, называется отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:
lg C H .
pH
(53)
В нейтральном растворе значение pH = -lg10-7 = 7. Следовательно, в кислом растворе pH < 7, а в щелочном pH > 7.
По аналогии pH введен показатель pOH – гидроксильный показатель:
pOH
и показатель pKв, равный
lg C OH
pKв
lg K в .
(54)
(55)
Из уравнения для ионного произведения воды следует
pKв
pH
pOH .
(56)
Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию среды раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации
ионов водорода в растворе
Ионные реакции в растворах
Обменные реакции в растворах идут в сторону малорастворимых веществ или
слабых электролитов. При протекании таких процессов один или несколько видов ионов выводятся из сферы взаимодействия, что в соответствии с принципом Ле-Шателье должно привести к более полному протеканию реакции. Малорастворимые вещества могут выводиться из раствора или в виде осадка, или в
виде газа. Слабыми электролитами могут быть кислоты и основания, вода и
комплексы.
Произведение растворимости.
Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в
воде и других растворителях. В системах с такими веществами в состоянии
равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Так, для насыщенного раствора электролита AnBm, находящегося в динамическом равновесии с его твердой фазой, характерен следующий обратимый процесс:
82
AnBm(т)
nAm mBn .
Для характеристики малорастворимых электролитов пользуются величиной его
растворимости при данной температуре, а также величиной произведения растворимости.
Произведение растворимости электролита, ПР, представляет собой
произведение концентраций ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре.
ПР( An Bm ) [ Am ]n [ B n ]m .
(57)
Зная концентрации ионов малорастворимого электролита в растворе, можно
оценить, выпадет ли в данных условиях осадок. Для этого необходимо подставить концентрации ионов в выражение (58) и полученное значение сравнить со
справочным. Осадок выпадет, если полученное значение произведения концентраций ионов превышает табличное.
Если в раствор малорастворимого электролита внести хорошо растворимый
сильный электролит, содержащий одноименный ион, то растворимость малорастворимого электролита уменьшится. Например, при добавлении Na2CO3 в
раствор CaCO3, повысится концентрация иона CO32- и поэтому уменьшится
концентрация иона Ca2+. Таким методом можно осаждать из раствора малорастворимые электролиты.
Гидролиз солей
Гидролиз переводится как гидролитическое расщепление, или гидролитическая
деструкция.
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Гидролизу подвергаются соли, углеводы, белки, эфиры, жиры и др.
Гидролиз – это реакция, обратная реакции нейтрализации
HCl + NH4OH NH4Cl + H2O ;
NH4Cl + H2O HCl + NH4OH.
При растворении большинства солей в воде происходит химическое взаимодействие соли с ионами Н+ или ОН–.
Гидролиз относится к ионнообменным реакциям, которые идут в направлении
образования малодиссоциированных веществ. Поэтому гидролиз можно отнести к реакциям обменного разложения солей водой.
Гидролиз ведет к образованию более слабого электролита, чем исходная смесь.
В результате гидролиза растворы большинства солей имеют кислую или щелочную реакцию.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не
подвергаются. Например, при гидролизе хлорида натрия (NaCl)
NaCl + HOH NaOH + HCl ;
83
Na+ + Cl– + HOH
Na+ + OH– + H+ + Cl– ;
HOH H+ + OH– .
Фактически происходит диссоциация воды на ионы и обмена ионов соли с ионами воды не происходит.
Типичные случаи гидролиза
1. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием , например,
хлорид меди (CuCl2)
1)
CuCl2 + HOH CuOHCl + HCl ;
2+
Cu + 2Cl– + HOH CuOH+ + Cl– + H+ + Cl– ;
Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
pH < 7 ;
2) CuOHCl + HOH Cu(OH)2 + HCl ;
CuOH+ + Cl– + HOH Cu(OH)2 + H+ + Cl– ;
CuOH+ + HOH Cu(OH)2 + H+
pH < 7 .
Соль образована многокислотным основанием Cu(OH)2 и одноосновной кислотой HCl. Поэтому гидролиз идет ступенчато, в две ступени. Гидролиз обратим и
проходит частично, так как только один из двух продуктов гидролиза является
слабым электролитом. При гидролизе образуется раствор, реакция среды которого кислая (pH < 7)
2. Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием, например,
сульфит калия (K2SO3)
По первой ступени гидролиз проходит более сильно.
1) K2SO3 + HOH KHSO3 + KOH ;
2K+ + SO32- + HOH K+ + HSO3– + K+ + OH– ;
SO32- + HOH HSO3– + OH–
pH > 7 ;
2) KHSO3 + HOH H2SO3 + KOH ;
K+ + HSO3– + HOH H2SO3 + K+ + OH–
HSO3- + HOH H2SO3 + OH–
pH > 7 .
Гидролиз идет частично, гидролиз обратим, реакция среды основная (pH > 7)
Соль образована двухосновной кислотой H2SO3 и однокислотным основанием
КОН. Гидролиз идет ступенчато.
84
3.Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием, например,
ацетат аммония (СН3СООNH4)
СН3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH ;
CH3COO– + NH4 + HOH CH3COOH + NH4OH ;
kд = 1,76 10-5 kд = 1,79 10-5 .
СН+ ~ СОН– - поэтому реакция среды нейтральная рН 7.
Гидролиз полный, так как два продукта гидролиза являются слабыми электролитами, гидролиз обратим.
Имеются случаи, когда гидролиз протекает необратимо. При гидролизе образуются летучие соединения, осадок и малодиссоциируемые соединения. Например, имеются растворы солей хлорида алюминия (AlCl3) и карбоната натрия
(Na2CO3), которые подвергаются гидролизу.
1)
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl ;
2) 2Al3+ + 6Cl– + 6Na+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6Na+ + 6Cl- ;
3) 2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 .
К количественным показателям гидролиза относятся степень гидролиза (h) и
константа гидролиза (Кг).
Степень гидролиза
Степень гидролиза обозначается h и может быть выражена в долях или процентах. Степень гидролиза определяется следующим образом:
h
количество гидролизованных молекул (n)
.
общее количество молекул в растворе (n0 )
Степень гидролиза зависит от химической природы соли: чем слабее кислота
или основание, образующие соль, тем больше степень гидролиза.
Константа гидролиза (Кг) характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу: чем больше Кг, тем в большей степени протекает гидролиз:
соль + вода ⇄ основание + кислота.
Константа равновесия (Кр) данной реакции определяется по формуле
85
Сосн Ск ты
.
(58)
Ссоли Своды
В связи с тем, что концентрация воды – величина постоянная (Своды = const), то
произведение двух постоянных Кр и Своды также является постоянной величиной Кр Своды = Кг , называемой константой гидролиза
Кр
Кг
Сосн Ск
Ссоли
ты
.
(59)
Константа гидролиза (Кг) зависит от температуры и природы соли. При повышении температуры Кг увеличивается. Чем слабее электролит, образующий
соль, тем больше величина константы гидролиза.
Как известно, гидролиз может проходить по нескольким ступеням.
По первой ступени Кг больше, чем по последующим.
Например, при гидролизе карбоната натрия (Na2CO3) гидролиз проходит по
двум ступеням
1) Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH ;
2Na+ + CO32- + HOH Na+ + HCO3– + Na+ + OH– ;
CO32- + HOH HCO3– + OH- ;
К г'
С NaHCO3 C NaOH
C Na2CO3
К Н 2О
К г'
;
Кк
.
ты, 2
2) NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH ;
Na+ + HCO3– + HOH H2CO3 + Na+ + OH– ;
HCO3– + HOH H2CO3 + OH ;
К г''
С H 2CO3 C NaOH
C NaHCO3
;
К г''
К Н 2О
Кк
.
ты ,1
Константа гидролиза по первой ступени К'г значительно выше, чем по второй
ступени К''г.
Практическая часть «Растворы»
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ
Массовая доля
Вариант 1
Найти массовую долю хлорида натрия в 8,73 г раствора, содержащем 0,22 г
хлорида натрия.
Вариант 2
86
Найти массовую долю хлорида кальция в 10,9 г раствора, содержащем 0,55 г
хлорида кальция.
Вариант 3
Вычислить массовую долю сульфата натрия в 20 г раствора, содержащем 1,02 г
сульфата натрия.
Вариант 4
Вычислить массовую долю сульфата калия в 15,5 г раствора, содержащем 1,59
г сульфата калия.
Вариант 5
Найти массовую долю хлороводорода в 17,7 г раствора, содержащем 2,31 г хлороводорода.
Вариант 6
Вычислить массовую долю серной кислоты в 20 г раствора, содержащем 3,09 г
серной кислоты.
Вариант 7
Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 22,3 г раствора, содержащем 4
г гидроксида натрия.
Вариант 8
Вычислить массовую долю гидроксида калия в 24 г раствора, содержащем 5,0 г
гидроксида калия.
Вариант 9
Найти массовую долю хлорида аммония в 26,8 г раствора, содержащем 6,2 г
хлорида аммония.
Вариант 10
Вычислить массовую долю сульфата меди в 29,0 г раствора, содержащем 7,4 г
сульфата меди.
Вариант 11
Вычислить массовую долю соли в 31,4 г раствора, содержащем 8,8 г соли.
Вариант 12
Вычислить массовую долю кислоты в 33,5 г раствора, содержащем 10,3 г кислоты.
Вариант 13
Найти массовую долю щелочи в 35,8 г раствора, содержащем 11 г щелочи.
Вариант 14
Вычислить массовую долю хлорида натрия в 38,1 г раствора, содержащем 13,7
г соли.
Вариант 15
Найти массовую долю хлорида кальция в 40,3 г раствора, содержащем 15,5 г
хлорида кальция.
Вариант 16
Вычислить массовую долю сульфата натрия в 24,6 г, содержащем 17,5 г сульфата натрия.
Вариант 17
87
Вычислить массовую долю сульфата калия в 44,9 г раствора, содержащем 19,6
г сульфата калия.
Вариант 18
Найти массовую долю хлороводорода в 47,1 г раствора, содержащем 21,8 г хлороводорода.
Вариант 19
Вычислить массовую долю серной кислоты в 49 г раствора, содержащем 24,1 г
серной кислоты.
Вариант 20
Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 51,6 г раствора, содержащем
26,5 г гидроксида натрия.
Вариант 21
Вычислить массовую долю гидроксида калия в 53,9 г раствора, содержащем
29,1 г гидроксида калия.
Вариант 22
Вычислить массовую долю хлорида аммония в 56,1 г раствора, содержащем
31,7 г хлорида аммония.
Вариант 23
Вычислить массовую долю соли в 58,4 г раствора, содержащем 34,5 г соли.
Вариант 24
Вычислить массовую долю кислоты в 60,7 г раствора, содержащем 37,4 г кислоты.
Вариант 25
Найти массовую долю щелочи в 62,9 г раствора, содержащем 40,4 г щелочи.
Молярная концентрация
Вариант 1
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 24 г хлорида натрия 7,8 л раствора.
Вариант 2
Какова молярность раствора, содержащего 25 г карбоната калия в 3 л раствора?
Вариант 3
Какова молярность раствора, содержащего 7,1 г гидроксида бария в 1,2 л раствора?
Вариант 4
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 17,3 г хлорида
меди (II) в 300 мл раствора.
Вариант 5
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 12 г карбоната натрия в 4,5 л водного раствора.
Вариант 6
88
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 28 г сульфата меди в 750 мл водного раствора.
Вариант 7
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 53 г хлорида
алюминия в 1,2 л водного раствора.
Вариант 8
Какова молярная концентрация раствора, содержащего 7,4 г бромида калия в 2
л водного раствора ?
Вариант 9
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 37 г сульфата
цинка в 540 мл водного раствора.
Вариант 10
Какова молярность раствора серной кислоты, содержащей 63,5 г кислоты в 5,31
л раствора ?
Вариант 11
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 20,7 г хлорида
магния в 20 л раствора.
Вариант 12
Вычислить молярную концентрацию раствора, содержащего 37 г нитрата натрия в 5,6 л водного раствора.
Вариант 13
Какова молярная концентрация раствора, содержащего 22,5 г хлорида кальция
в 300 мл водного раствора ?
Вариант 14
Какова молярность раствора, содержащего 24,1 г сульфата натрия в 4,5 л водного раствора ?
Вариант 15
Вычислить молярную концентрацию раствора, содержащего 26 г хлорида аммония в 354 мл водного раствора.
Вариант 16
Какова молярность раствора, содержащего 29,2 г фосфата натрия в 4,4 л водного раствора ?
Вариант 17
Какова молярность раствора, содержащего 31 г сульфида калия в 43,8 л водного раствора ?
Вариант 18
Вычислить молярную концентрацию раствора, содержащего 326 г нитрата бария в 41 л водного раствора.
Вариант 19
Какова молярная концентрация раствора, содержащего 15 г сульфита калия в
486 мл водного раствора ?
Вариант 20
89
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 36 г силиката лития в 5 л раствора.
Вариант 21
Вычислить молярность раствора, содержащего 377 г нитрата свинца в 53,4 л
водного раствора.
Вариант 22
Определить молярность раствора, содержащего 39,4 г фторида железа в 550 мл
раствора.
Вариант 23
Какова молярность раствора, содержащего 41,1 г азотной кислоты в 5,1 л раствора?
Вариант 24
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 42,7 г сульфата
алюминия в 6,5 л раствора.
Вариант 25
Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 44,4 г иодида натрия в 629 мл раствора.
Нормальная концентрация
Вариант 1
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 2,5 г гидроксида натрия в 200 мл раствора.
Вариант 2
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 10 г серной кислоты в 300 мл раствора.
Вариант 3
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 2,8 г хлорида
натрия в 400 мл раствора.
Вариант 4
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 5,8 г сернистой
кислоты в 0,56 л раствора.
Вариант 5
Найти нормальную концентрацию раствора, содержащего 7 г нитрата калия в
655 мл раствора?
Вариант 6
Вычислить нормальную концентрацию раствора, содержащего 17 г гидроксида
бария в 0,735 л раствора.
Вариант 7
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 26 г карбоната
натрия в 800 мл раствора.
Вариант 8
90
Какова нормальная концентрация раствора, содержащего 3,7 г хлорида цинка в
957 мл водного раствора?
Вариант 9
Вычислить нормальную концентрацию раствора, содержащего 51,6 г йодида
кальция в 1000 мл водного раствора.
Вариант 10
Найти нормальную концентрацию раствора, содержащего 9 г гидроксида алюминия в 1,1 л водного раствора.
Вариант 11
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 15 г азотной
кислоты в 1200 мл водного раствора.
Вариант 12
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 24 г сульфата
марганца 780 мл водного раствора.
Вариант 13
Какова нормальная концентрация раствора, содержащего 14,5 г нитрата меди в
1400 мл раствора?
Вариант 14
Какова нормальная концентрация раствора, содержащего 18 г хлорида
железа (II) в 1,5 л раствора?
Вариант 15
Вычислить нормальную концентрацию раствора, содержащего 2,1 г сульфата
калия в 855 мл раствора.
Вариант 16
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 26,3 г сульфида натрия в 1700 мл раствора.
Вариант 17
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 34 г гидроксида калия в 1,8 л раствора.
Вариант 18
Какова нормальная концентрация раствора, содержащего 17,5 г ацетата меди
(II) в 950 мл раствора ?
Вариант 19
Вычислить нормальную концентрацию раствора, содержащего 4 г уксусной
кислоты в 2000 мл водного раствора.
Вариант 20
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 18,7 г нитрата
бария в 2,5 л раствора.
Вариант 21
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 5,7г гидроксида магния в 845 мл водного раствора.
Вариант 22
91
Какова нормальная концентрация раствора, содержащего 6,5 г фосфата калия в
2,3 л водного раствора?
Вариант 23
Вычислить нормальную концентрацию раствора, содержащего 12,7 г нитрата
свинца в 2400 мл водного раствора.
Вариант 24
Найти нормальную концентрацию раствора, содержащего 8,4 г карбоната калия в 745 мл раствора.
Вариант 25
Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 9,5 г силиката
натрия в 2,6 л водного раствора.
Молярная доля
Вариант 1
Какова молярная доля этилового спирта С2Н5ОН в растворе, содержащем 0,06
молей спирта и 0,74 молей воды?
Вариант 2
Какова молярная доля глицерина С3Н8О3 в растворе, содержащем 0,01 молей
глицерина и 0,67 молей воды?
Вариант 3
Вычислить молярную долю воды в растворе, содержащем 0,01 молей воды и
0,65 молей глицерина.
Вариант 4
Вычислить молярную долю метилового спирта СН3ОН в растворе, содержащем
0,21 г спирта и 0,63 молей воды.
Вариант 5
Какова молярная доля мочевины СО(NH2)2 в растворе, содержащем 0,02 молей
мочевины и 0,62 молей воды?
Вариант 6
Вычислить молярную долю фторида калия в растворе, содержащем 0,03 г KF в
0,61 молях воды.
Вариант 7
Определить молярную долю пропилового спирта в растворе, содержащем 0,03
молей С3Н8О и 0,60 молей воды.
Вариант 8
Вычислить молярную долю этилового спирта в растворе, содержащем 0,04 моля С2Н5ОН и 0,59 молей воды.
Вариант 9
Какова молярная доля серной кислоты в растворе, содержащем 4,51 г серной
кислоты и 10,62 г воды?
Вариант 10
92
Какова молярная доля хлороводорода в растворе, содержащем 1,86 г HCl и
10,55 г воды?
Вариант 11
Найти молярную долю гидроксида натрия в растворе, содержащем 0,05 молей
NaOH и 0,58 молей воды.
Вариант 12
Определить молярную долю мочевины в растворе, содержащем 3,66 г CO(NH2)2
и 0,57 молей воды.
Вариант 13
Вычислить молярную долю метилового спирта в растворе, содержащем 0,06
молей СН3ОН и 0,56 молей этилового спирта.
Вариант 14
Вычислить молярную долю глицерина в растворе, содержащем 0,07 молей
С3Н8О3 и 10,13 г воды.
Вариант 15
Определить молярную долю уксусной кислоты в растворе, содержащем
0,07 молей СН3СООН в 0,05 молях воды.
Вариант 16
Вычислить молярную долю хлороводорода в растворе, содержащем 2,96 г HCl
и 0,55 молей воды.
Вариант 17
Какова молярная доля гидроксида натрия в растворе, содержащем 0,08 молей
NaOH и 0,54 молей воды ?
Вариант 18
Какова молярная доля серной кислоты в растворе, содержащем 0,09 молей
H2SO4 и 0,54 моля воды ?
Вариант 19
Определить молярную долю сульфида калия в растворе, содержащем 10,56 г
сульфида калия и 0,53 молей воды.
Вариант 20
Вычислить молярную долю уксусной кислоты в растворе, содержащем
0,10 молей СН3СООН и 9,54г воды.
Вариант 21
Вычислить молярную долю уксусной кислоты в растворе, содержащем
0,16 молей СН3СООН в 9,45 г воды.
Вариант 22
Определить молярную долю фторида бериллия в растворе, содержащем
0,11 молей BeF2 в 0,51 молях воды.
Вариант 23
Какова молярная доля хлорида хрома в растворе, содержащем 0,11 молей CrCl2
в 9,25 г воды ?
Вариант 24
93
Вычислить молярную долю воды в растворе, содержащем 0,12 моля BeCl2 и
9,87 г воды.
Вариант 25
Вычислить молярную долю серной кислоты в растворе, содержащем
0,12 молей кислоты в 0,50 молях воды.
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
Осмотическое давление
Вариант 1
Определить осмотическое давление (в Па) раствора, содержащего 0,1 г неэлектролита в 270 мл раствора при температуре 279 К. Молярная масса неэлектролита 41 г/моль.
Вариант 2
Чему равно осмотическое давление (в Па) раствора, в 340 мл которого содержится 0,2 г неэлектролита с молярной массой 52 г/моль при температуре 285 К?
Вариант 3
В 410 мл раствора неэлектролита содержится 0,3 г растворенного вещества, молярная масса которого 63 г/моль. Определить осмотическое давление этого раствора при 291 К.
Вариант 4
Вычислить осмотическое давление раствора, в 480 мл которого содержится 0,5
г неэлектролита, молярная масса которого 74 г/моль (Т = 297 К).
Вариант 5
Рассчитать при температуре 303 К осмотическое давление раствора, в 550 мл
которого содержится 0,8 г неэлектролита (молярная масса 85 г/моль).
Вариант 6
Чему равно при температуре 309 К осмотическое давление раствора, в 620 мл
которого содержится 1,2 г неэлектролита, молярная масса которого 96 г/моль?
Вариант 7
Определить осмотическое давление раствора, в 690 мл которого содержится 1,7
г неэлектролита с молярной массой 107 г/моль (Т = 315 К).
Вариант 8
В 760 мл раствора при температуре 321 К содержится 2,4 г неэлектролита с молярной массой 118 г/моль. Чему равно осмотическое давление этого раствора?
Вариант 9
Вычислить осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего в 830
мл раствора 3,2 г растворенного вещества, молярная масса которого 129 г/моль
(Т=327 К).
Вариант 10
Определить осмотическое давление раствора, содержащего 4,1 г неэлектролита
в 900 мл раствора при температуре 333 К. Молярная масса неэлектролита 140
г/моль.
94
Вариант 11
Чему равно при температуре 339 К осмотическое давление раствора, в 970 мл
которого содержится 5,2 г неэлектролита (М = 151 г/моль)?
Вариант 12
Вычислить при температуре 345 К осмотическое давление раствора неэлектролита, если в 1040 мл этого раствора содержится 6,3 г растворенного вещества,
молярная масса которого 162 г/моль.
Вариант 13
Определить осмотическое давление раствора, содержащего 9,2 г неэлектролита
в 1180 мл раствора при температуре 357 К. Молярная масса неэлектролита 184
г/моль.
Вариант 14
Чему равно при температуре 350 К осмотическое давление раствора, если в
2100 мл раствора содержится 23 г растворенного вещества, молярная масса которого 261 г/моль.
Вариант 15
Молярная масса неэлектролита 195 г/моль. Приготовлен раствор этого неэлектролита, содержащий в 1250 мл раствора 10,9 г растворенного вещества. Чему
равно осмотическое давление этого раствора при температуре 363 К?
Вариант 16
В 1320 мл раствора неэлектролита содержится 12,7 г растворенного вещества,
молярная масса которого 206 г/моль. Определить осмотическое давление этого
раствора при 369 К.
Вариант 17
Вычислить осмотическое давление раствора, в 1390 мл которого содержится
14,8 г неэлектролита, молярная масса которого 217 г/моль (Т = 375 К).
Вариант 18
Рассчитать при температуре 381 К осмотическое давление раствора, в 1460 мл
которого содержится 17,0 г неэлектролита с молярной массой 228 г/моль.
Вариант 19
Чему равно при температуре 387 К осмотическое давление раствора,
в 1530 мл которого содержится 19,4 г неэлектролита, молярная масса которого
239 г/моль?
Вариант 20
Молярная масса неэлектролита 250 г/моль. Чему будет равно осмотическое
давление раствора, если в 1600 мл его содержится 22,0 г неэлектролита при
температуре 393 К?
Вариант 21
Определить осмотическое давление раствора, в 1670 мл которого содержится
24,8 г неэлектролита с молярной массой 261 г/моль (Т = 399 К).
Вариант 22
95
В 1740 мл раствора при температуре 405 К содержится 27,8 г неэлектролита с
молярной массой 272 г/моль. Чему равно осмотическое давление этого раствора?
Вариант 23
Молярная масса неэлектролита 283 г/моль. Приготовлен раствор этого электролита, содержащий 31,0 г растворенного вещества в 1810 мл раствора. Чему равно осмотическое давление этого раствора при Т = 411 К?
Вариант 24
Вычислить при температуре 417 К осмотическое давление раствора неэлектролита, если в 1880 мл раствора содержится 34,4 г растворенного вещества, молярная масса которого 294 г/моль.
Вариант 25
Чему равно осмотическое давление раствора, если в 1950 мл содержится 38,0 г
неэлектролита с молярной массой 305 г/моль (Т = 423 К).
Температура кипения и кристаллизации
растворов неэлектролитов
Вариант 1
На сколько градусов повысится температура кипения растворителя, если в 100 г
его растворить 1,12 г неэлектролита, молярная масса которого равна 26,9
г/моль? Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 9,5о .
Вариант 2
Определить понижение температуры кристаллизации раствора, содержащего
12,8 г неэлектролита, с молярной массой 130,7 г/моль в 165 г растворителя.
Криоскопическая постоянная растворителя 0,7о.
Вариант 3
Вычислить повышение температуры кипения раствора, если в 230 г растворителя растворить 24,5 г неэлектролита с молярной массой 153,7 г/моль. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 0,9о.
Вариант 4
На сколько градусов повысится температура кипения, если растворить в 295 г
растворителя 36,2 г неэлектролита, молярная масса которого составляет
162,3 г/моль? Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 1,1о.
Вариант 5
Определить повышение температуры кипения раствора, содержащего 47,9 г неэлектролита с молярной массой 166,3 г/моль в 360 г растворителя, Эбуллиоскопическая постоянная которого 1,3о.
Вариант 6
На сколько градусов понизится температура кристаллизации раствора, если в
425 г растворителя растворить 59,6 г неэлектролита с молярной массой
168,6 г/моль. Криоскопическая постоянная растворителя 1,5о?
Вариант 7
96
Вычислить повышение температуры кипения раствора, полученного путем растворения 71,3 г неэлектролита, молярная масса которого - 169,9 г/моль в 490 г
растворителя. Эбуллиоскопическая постоянная 1,7о
Вариант 8
Определить понижение температуры кристаллизации раствора, содержащего
83,0 г неэлектролита (молярная масса 170,8 г/моль) в 555 г растворителя, если
криоскопическая постоянная растворителя составляет 1,9о.
Вариант 9
На сколько градусов понизится температура кристаллизации раствора, если в
620 г растворителя растворить 94,7 г неэлектролита с молярной массой
171,3 г/моль. Криоскопическая постоянная растворителя 2,1о.
Вариант 10
Рассчитать понижение температуры кристаллизации раствора, полученного при
растворении 106,4 г неэлектролита (молярная масса 171,7 г/моль) в 685 г растворителя. Криоскопическая постоянная растворителя 2,3о.
Вариант 11
Вычислить повышение температуры кипения раствора, если в 750 г растворителя растворить 118,1 г неэлектролита с молярной массой 172,0 г/моль. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 2,5о.
Вариант 12
На сколько градусов повысится температура кипения раствора, если в 815 г
растворителя растворить 129,8 г неэлектролита, молярная масса которого равна
172,3 г/моль? Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 2,7о.
Вариант 13
Определить повышение температуры кипения раствора, содержащего 141,5 г
неэлектролита (М = 172,4 г/моль) в 880 г растворителя, если эбуллиоскопическая постоянная растворителя 2,9о.
Вариант 14
На сколько градусов повысится температура кипения растворителя, если в 949 г
его растворить 153,2 г неэлектролита с молярной массой 172,6 г/моль. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 3,1о.
Вариант 15
Определить понижение температуры кристаллизации раствора, содержащего
164,9 г неэлектролита (М=172,7 г/моль) в 1,01 кг растворителя, криоскопическая постоянная которого 3,3о.
Вариант 16
Вычислить повышение температуры кипения раствора, если в 1075 г растворителя растворить 176,6 г неэлектролита с молярной массой 172,7 г/моль. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 3,5о.
Вариант 17
На сколько градусов повысится температура кипения при растворении в 1140 г
растворителя 188,3 г неэлектролита, молярная масса которого 172,8 г/моль.
Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 3,7о.
97
Вариант 18
Определить повышение температуры кипения раствора, содержащего 200,0 г
неэлектролита с молярной массой 172,9 г/моль в 12,0 кг растворителя. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 3,9о.
Вариант 19
На сколько градусов понизится температура кристаллизации раствора, если в
1270 г растворителя растворить 211,7 г неэлектролита, молярная масса которого
172,9 г/моль. Криоскопическая постоянная растворителя 4,1о.
Вариант 20
Вычислить повышение температуры кипения раствора, полученного путем растворения 223,4 г неэлектролита, молярная масса которого 172,9 г/моль в 1,3 кг
растворителя. Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 4,3о.
Вариант 21
Определить понижение температуры кристаллизации раствора, содержащего
235,1 г неэлектролита (молярная масса 173,0 г/моль) в 1,4 кг растворителя, если
криоскопическая постоянная растворителя составляет 4,5о.
Вариант 22
На сколько градусов понизится температура кристаллизации раствора, если в
1465 г растворителя растворить 246,8 г неэлектролита с молярной массой, равной 173,0 г/моль? Криоскопическая постоянная растворителя 4,7о.
Вариант 23
Рассчитать понижение температуры кристаллизации раствора, полученного при
растворении 258,5 г неэлектролита (молярная масса 173,0 г/моль) в 1530 г растворителя. Криоскопическая постоянная растворителя 4,9о.
Вариант 24
Вычислить повышение температуры кипения раствора, если в 1595 г растворителя растворить 270,2 г неэлектролита с молярной массой, равной 173,0 г/моль.
Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 5,09о.
Вариант 25
На сколько градусов повысится температура кипения раствора, если в 1660 г
растворителя растворить 281,9 г неэлектролита, молярная масса которого составляет 173,0 г/моль? Эбуллиоскопическая постоянная растворителя 5,29о.
Понижение давления пара растворителя над раствором
Вариант 1
Давление насыщенного пара над водой 9,8 Па. Вычислить давление пара над
раствором, содержащим в 97,6 г воды 30,4 г сахарозы С12Н22О11.
Вариант 2
Найти давление насыщенного пара над раствором глюкозы, содержащим 40,8 г
глюкозы С6Н12О6 в 135,2 г воды, если давление насыщенного пара над растворителем равно 19,8 Па.
Вариант 3
98
Чему равно давление пара над раствором, полученным при растворении 51,2 г
мочевины СО(NH2)2 в 172,8 г воды, если давление насыщенного пара над водой
равно 31,5 Па?
Вариант 4
Давление насыщенного пара над растворителем равно 40,7 Па. Определить давление пара над раствором, содержащим 61,6 г глицерина С 3Н5(ОН)3 в 210,4 г
воды.
Вариант 5
Определить давление пара над раствором, содержащим 72 г анилина С6Н5NH2 в
248 г диэтилового эфира (С2Н5)2О, если давление пара над эфиром равно 59,3
Па.
Вариант 6
Вычислить давление насыщенного пара над раствором, содержащим 82,4 г
фруктозы С6Н12О6 в 285,6 г воды, если давление пара над водой равно 59,5 Па.
Вариант 7
Найти давление пара над раствором бензойной кислоты С6Н5СООН в эфире
(С2Н5)2О, если в 323,2 г эфира растворить 92,8 г бензойной кислоты. Давление
пара над растворителем равно 79,2 Па.
Вариант 8
Давление насыщенного пара над водой равно 81,4 Па. В 360,8 г воды растворили 103,2 г глицерина С3Н8О3. Определить давление пара над этим раствором.
Вариант 9
Чему равно давление пара над водным раствором сахарозы С12Н22О11, содержащим в 398,4 г растворителя 113,6 г сахарозы? Давление пара над водой составляет 88,1 Па.
Вариант 10
Определить давление пара над водным раствором этилового спирта С 2Н5ОН,
содержащим в 436 г растворителя 124 г спирта. Давление насыщенного пара
над водой равно 107,1 Па.
Вариант 11
Найти давление пара над раствором, содержащим 134,4 г метанола СН 3ОН в
473,6 г воды, если давление насыщенного пара над водой равно 123,0 Па.
Вариант 12
Давление насыщенного пара над растворителем равно 141,8 Па. Определить
давление пара над раствором анилина, содержащим 144,8 г анилина С6Н5NH2 в
511,2 г диэтилового спирта (С2Н5)2О
Вариант 13
Вычислить давление пара над раствором, содержащим 155,2 г рибозы С5Н10О5 в
548,8 г воды. Давление пара над водой составляет 129,6 Па.
Вариант 14
Давление насыщенного пара над растворителем равно 137,0 Па. Вычислить
давление насыщенного пара над раствором, содержащим в 586,4 г воды 165,6 г
сахарозы С12Н22О11.
99
Вариант 15
Найти давление насыщенного пара над раствором глюкозы, содержащим 176 г
глюкозы С6Н12О6 в 623,9 г воды, если давление насыщенного пара над растворителем равно 148,7 Па.
Вариант 16
Чему равно давление пара над раствором, полученным при растворении 186,4 г
мочевины СО(NH2)2 в 661,6 г воды, если давление насыщенного пара над водой
равно 167,3 Па.
Вариант 17
Водный раствор глицерина содержит 196,8 г глицерина С3Н5(ОН)3 и 699,2 г воды. Определить давление пара над раствором, если давление пара над водой
равно 172,9 Па.
Вариант 18
207,2 г анилина С6Н5NH2 растворили в 736,8 г диэтилового эфира (С2Н5)2О. Определить давление пара над этим раствором, если давление пара над растворителем равно 212,4 Па.
Вариант 19
В 774,4 г воды растворено 217,6 г глюкозы С6Н12О6, определить давление пара
над полученным раствором. Давление пара над растворителем равно 188,4 Па.
Вариант 20
Эфирный раствор бензойной кислоты получен путем растворения 228 г бензойной кислоты С6Н5СООН в 812 г диэтилового эфира (С2Н5)2О. Чему равно давление насыщенного пара над этим раствором, если давление пара над растворителем составляет 225,7 Па?
Вариант 21
Давление насыщенного пара над водой равно 213,6 Па. Каково будет давление
пара над раствором, полученным при растворении 238,4 г глицерина С 3Н5(ОН)3
в 849,6 г воды?
Вариант 22
Чему равно давление пара над водным раствором дисахарида мальтозы
С12Н22О11, содержащим в 887,2 г воды 248,8 г мальтозы, если давление пара над
водой равно 215,3 Па?
Вариант 23
Водный раствор этилового спирта содержит в 924,8 г воды 259,2 г спирта
(С2Н5ОН). Определить давление насыщенного пара над этим раствором, если
давление пара над водой равно 246,1 Па.
Вариант 24
Найти давление пара над раствором, содержащим в 962,4 г воды 269,6 г метилового спирта (СН3ОН), если давление пара над растворителем равно 268 Па.
Вариант 25
280 г анилина С6Н5NH2 растворено в 1000 г диэтилового эфира (С2Н5)2О. Давление насыщенного пара над эфиром равно 294,8 Па. Чему равно давление пара
над раствором анилина?
100
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Ионные уравнения реакций. Гидролиз солей
Вариант 1
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: K2S, CrCl2. Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы этих солей ?
Вариант 2
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы солей: Na2CO3 ,
Ni(NO3)2 ? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Вариант 3
Какие из солей: Na2SO4, Pb(NO3)2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные
и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 4
Какие из солей: Na2S, Ba(NO3)2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 5
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: CH3COOK,
ZnCl2. Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы этих солей ?
Вариант 6
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы солей: Li2S, AlCl3. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Вариант 7
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: K2CO3, CuCl2.
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы этих солей?
Вариант 8
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы солей Na3PO4, CoCl2?
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Вариант 9
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: ZnCl2, AgNO3.
Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?
Вариант 10
Какие из солей: RbCl, Mg (NO3)2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 11
Какие из солей: Li2CO3, Li2SO4 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 12
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Cs2CO3,
Pb(CH3COO)2. Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы этих солей?
Вариант 13
101
Какие из солей: CH3COOK, K2SO4 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные
и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 14
Какие из солей: NaCl, (NH4)2CO3 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные
и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Вариант 15
Какие из солей: KNO3, CrCl3 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 16
Какие из солей: Al(NO3)3, BaCl2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 17
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы следующих солей:
K2SO3, NH4 NO3? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей.
Вариант 18
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы следующих солей: K2S,
Cu(NO3)2? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей.
Вариант 19
Какие из солей: K3PO4, K2SO4 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Вариант 20
Какие из солей: BaSO4, FeCl3 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза
Вариант 21
Какие из солей: BaCl2, Na3PO4 - подвергаются гидролизу? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза
Вариант 22
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Na2S, Sn(NO3)2.
Определите значение рН.
Вариант 23
Какие из солей: LiNO3, Na2SiO3 - подвергаются гидролизу ? Составьте ионные и
молекулярные уравнения гидролиза.
Вариант 24
Какое значение рН (более или менее 7) имеют растворы следующих солей:
NH4NO3, K2SiO3? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.
Вариант 25
Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: AlCl3, Cs2CO3.
Определите значение рН.
Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вариант 1
102
Определить рН 0,01 н раствора H2SO4.
Вариант 2
Определить рН раствора с концентрацией ионов гидроксила, равной
0,00001 моль/л.
Вариант 3
Вычислить рН 0,01 н раствора KOH.
Вариант 4
Определить рН 0,01 н раствора HBr.
Вариант 5
Определить рН 0,0001 н раствора NaOH.
Вариант 6
Определить рН 0,01 н раствора HCl.
Вариант 7
Найти рН раствора с концентрацией ионов водорода, равной 0,01 моль/л.
Вариант 8
Вычислить рН раствора с концентрацией ионов гидроксила, равной
0,001 моль/л.
Вариант 9
Определить рН раствора с концентрацией ионов водорода, равной
0,0001 моль/л.
Вариант 10
Вычислить рН 0,001 н раствора HNO3.
Вариант 11
Определить рН 0,001 н раствора HCl.
Вариант 12
Найти рН 0,0001 н раствора NaOH.
Вариант 13
Определить рН 0,0001 н раствора H2SO4.
Вариант 14
Определить рН 0,01 н раствора NaOH.
Вариант 15
Вычислить рН 0,001 н раствора Ba(OH)2.
Вариант 16
Определить рН 0,001 н раствора HI.
Вариант 17
Определить рН 0,001 н раствора H2SO4.
Вариант 18
Определить рН раствора с концентрацией ионов гидроксила, равной
0,01 моль/л.
Вариант 19
Вычислить рН раствора с концентрацией ионов водорода, равной
0,001 моль/л.
103
Вариант 20
Вычислить рН 0,01 н раствора NaOH.
Вариант 21
Вычислить рН 0,001 н раствора KOH.
Вариант 22
Найти рН 0,0001 н раствора HNO3.
Вариант 23
Найти рН 0,0001 н раствора Ba(OH)2.
Вариант 24
Вычислить рН 0,001 н раствора HNO3.
Вариант 25
Вычислить рН раствора с концентрацией ионов водорода, равной
0,00001 моль/л.
Произведение растворимости
Вариант 1
ПР AgBr равно 6 10-13. Вычислить растворимость AgBr (моль/л).
Вариант 2
ПР AgCN равно 1,4 10-16. Вычислить растворимость AgCN (моль/л).
Вариант 3
ПР AgCl равно 1,8 10-10. Вычислить растворимость (моль/л).
Вариант 4
ПР BaCO3 равно 4 10-10. Вычислить концентрацию ионов Ba+2 в растворе.
Вариант 5
ПР BaSO4 равно 1,1 10-10. Вычислить концентрацию ионов Ba+2 в растворе.
Вариант 6
ПР CaCO3 равно 3,8 10-9 моль/л . Вычислить концентрацию ионов Ca+2 в растворе.
Вариант 7
ПР CdS равно 1,6 10-28. Вычислить растворимость CdS (моль/л).
Вариант 8
ПР CuS равно 6 10-36. Вычислить концентрацию ионов Cu+2 в растворе
(моль/л).
Вариант 9
ПР FeS равно 5 10-18. Вычислить растворимость FeS (моль/л).
Вариант 10
ПР FeCO3 равно 2,5 10-11. Вычислить концентрацию ионов Fe+2 в растворе
(моль/л).
Вариант 11
ПР MgCO3 равно 2 10-5. Вычислить растворимость MgCO3 (моль/л).
Вариант 12
104
ПР NiCO3 равно 1,3 10-7. Вычислить растворимость NiCO3 (моль/л).
Вариант 13
Растворимость ZnS равна 1,26 10-12 моль/л. Вычислить ПР ZnS.
Вариант 14
Растворимость ZnCO3 равна 0,38 10-5 моль/л. Вычислить ПР ZnCO3.
Вариант 15
Растворимость SrCO3 равна 1,04 10-5 моль/л. Вычислить ПР SrCO3.
Вариант 16
Растворимость PbSO4 равна 1,26 10-4 моль/л. Вычислить ПР PbSO4.
Вариант 17
Растворимость PbS равна 5 10-14 моль/л. Вычислить ПР PbS.
Вариант 18
Растворимость PbCO3 равна 2,7 10-7 моль/л. Вычислить ПР PbCO3.
Вариант 19
Растворимость MnS равна 1,58 10-5 моль/л. Вычислить ПР MnS.
Вариант 20
Растворимость FeS равна 2,23 10-9 моль/л. Вычислить ПР FeS.
Вариант 21
Растворимость CuS равна 2,45 10-18 моль/л. Вычислить ПР CuS.
Вариант 22
Растворимость СоCO3 равна 1 10-5 моль/л. Вычислить ПР CoCO3.
Вариант 23
Растворимость CdS равна 1,26 10-14 моль/л. Вычислить ПР CdS.
Вариант 24
Растворимость AgBr равна 7,28 10-7 моль/л. Вычислить ПР AgBr.
Вариант 25
Растворимость BaCrO4 равна 1,26 10-5 моль/л. Вычислить ПР BaCrO4.
Теоретический раздел «ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ»
Понятие о реакциях окисления-восстановления
Все химические реакции можно разбить на две группы. К первой группе
относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов,
входящих в состав реагирующих веществ. Например,
-3 +1 -1
+1 -2+1
NH4Cl + NaOH
+2 +5-2
+1 -1
-3+1
+1 -2
NaCl + NH3 +Н2О;
+1 +6-2
+2 +6-2
+1+5-2
Ba(NО3) 2 + Na2SО4 BaSО4 +2NaNО3.
Ко второй группе относятся реакции, которые идут с изменением степени
окисления атомов реагирующих веществ. Например,
105
0
0
0
+1 -2
2Н2 +О2
2Н2О ;
+1+6-2
+2+6-2
Zn + H2SO4
0
ZnSО4 + H2.
Здесь в первой реакции водород и кислород, а во второй – цинк и водород
изменяют степень окисления.
Реакции, протекающие с изменением о.ч. атомов, входящих в состав
реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).
Увеличение о.ч. называется окислением и связано с отдачей электронов
атомом или группой атомов восстановителя. Уменьшение о.ч. называется
восстановлением и сопровождается присоединением электронов к атому или
группе атомов окислителя.
Например, в реакции
+7
+2
КМnO4 + FeSO4 + H2SO4
+2
+3
MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4 + H2O
изменяют степень окисления атомы марганца и железа. Окисляется атом
железа с изменением окислительного числа от +2 до +3 и восстанавливается
атом марганца с изменением окислительного числа от +7 до +2.
Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется
восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент –
окислителем. Следовательно, в данном примере КМnO4 – окислитель, a FeSО4
– восстановитель. Процессы окисления и восстановления могут быть выражены
следующими электронными уравнениями:
Fe+2 – 1 е = Fe+3 - окисление;
Mn+7+5 е = Mn+2 - восстановление.
Поскольку электроны при реакциях не остаются свободными, а лишь
переходят от одних атомов, молекул или ионов к другим, окисление одних
веществ всегда сопровождается восстановлением других. Один без другого эти
процессы невозможны. Причем число электронов, отданных восстановителем,
должно равняться числу электронов, полученных окислителем. А о числе
отданных или присоединенных электронов судят по изменению степени
окисления соответствующих элементов при реакции.
Основные окислители и восстановители
К типичным восстановителям относятся:
а) простые вещества, атомы которых обладают малой
электроотрицательностью, т.е. металлы. К металлам относят все s-(кроме Н и
Не), d-, f-элементы и 10 р-элементов.
В химических реакциях металлы отдают электроны согласно схеме:
106
Me – n е
Меn+ (т.е. образуют элементарные положительные ионы).
Восстановительные свойства металлов, в основном, зависят от
агрегатного состояния, величины радиуса атома и количества валентных
электронов. Наиболее сильными восстановителями являются атомы элементов
главных подгрупп I и II групп периодической системы Д. И. Менделеева щелочные и щелочно-земельные металлы, а также лантаноиды и актиноиды.
Такие металлы, как Au, Аg, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh, химически малоактивны,
трудно окисляются. Так как в главных подгруппах с увеличением радиуса
атома восстановительные свойства возрастают, то самым активным
восстановителем является франций. Следует знать, что атомы металлов не
могут
присоединять
электроны,
поэтому
они
обладают
только
восстановительными свойствами;
б) простые (элементарные) анионы S2–, Se2–, Те2–, I–, Br–, Cl–.
Отрицательно заряженные ионы образуются присоединением к нейтральному
атому неметалла одного или нескольких электронов:
Э + n е = Эn .
Чем более активен окислитель, тем слабее его восстановительная
способность в состоянии отрицательного иона. Это можно продемонстрировать
на примере ионов в группе галогенов:
F–
Cl–
Br–
I–
Увеличение восстановительных свойств
В показанном ряду F– восстановительных свойств не проявляет.
Простые анионы в качестве восстановителей выступают в таких
соединениях, как Н2S, H2Se, H2Te, HI, НВr (и в их солях) и т.д.;
в) сложные анионы и молекулы, содержащие электроположительные
элементы, не имеющие предельной степени окисления (чаще всего
имеющие промежуточную степень окисления). Например SO32- ,NO2-, AsO33-,
CrO2-,[Fe(CN)6]4- и т.д. Атомы серы, азота, мышьяка, хрома, железа в этих ионах
находятся в промежуточной степени окисления:
+4
+3
+3
+3
+2
S, N, As, Сr и Fe ;
г) простые (элементарные) катионы в низшей или промежуточной
степенях окисления
+2
+2
+2
+3
Fe, Ti, Sn, Сr и т.д.;
д) некоторые простые и сложные (содержащие элементы в низшей
или промежуточной стадии окисления) вещества. Например, С, Н2, СО,
NH2ОН, N2H4, NО, SО2, NH3, SbH3, AsH3, PH3, LiH и др.
Важнейшие восстановители, имеющие большое значение в технике и
лабораторной практике: элементарные металлы, водород (молекулярный и
атомарный), углерод (в виде угля и кокса), СО, SО2, Nа2S2О3, H2SO3, HI, H2S,
FeSО4, KI, электрический ток на катоде и т.д.
107
К типичным окислителям относятся:
а) простые вещества, атомы которых обладают большой
электроотрицательностью (элементы VIA и VIIA групп), из них наиболее
активны F2, О2, Cl2;
б) простые катионы с высшей или высокой степенью окисления
4+
(Sn , Fe3+, Cu2+, Мn4+ и т.д.). Катионы благородных металлов (Au, Ag, Pt, Os,
Ir, Pd, Ru и Rh) и даже в низкой степени окисления являются сильными
окислителями. Чем менее активен металл как восстановитель, тем более он
активен в состоянии иона как окислитель;
в) сложные ионы и молекулы, содержащие форму металла в
состоянии высшей степени окисления. Типичными окислителями являются
вещества, содержащие атомы металла в состоянии наиболее высокой степени
окисления (например,
+7
+6
+6
+4
+3
KMnО4, K2Сr2О7, КСr2О4, Pb(CH3CОО)4; H[AuCl4],
из которых они стремятся перейти в состояние с меньшей степенью окисления
или в соединение с нулевом степенью окисления (Мn+2, Сr+3, Pb+2, Au0);
г) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в
состоянии положительной степени окисления.
К числу типичных окислителей относятся кислородные кислоты,
образующие их оксиды и соли (например, концентрированная H2SO4)
+5
+6
+1
+5
+5
HNО3, SО3, HОCl, HClO3, KClO3 и др.).
Сильными окислителями являются также концентрированные селеновая
(H2SeО4) и теллуровая (Н2ТеО4) кислоты.
Окислительные свойства проявляют положительно заряженные ионы
водорода Н+ в некоторых кислотах, щелочах и воде.
Растворы кислот более сильные окислители, чем растворы солей,
причем окислительная активность первых тем значительнее, чем выше их
концентрация. Так, КNO3(р) почти не проявляет окислительных свойств
(необходим очень сильный восстановитель), paзбавленная азотная кислота
является слабым окислителем, а концентрированная – один из наиболее
энергичных окислителей. К окислителям относятся также пероксиды водорода
(Н2О2) и металлов (K2О2).
Окислители, имеющие большое значение в технике и лаборатории: О2, О3,
K2Сr2О7, КСr2О4,HNО3, HNО2, (КNО2, NaNО2), H2SО4 (концентрированная),
Н2О2, НСlО3, MnО2, PbО2, "царская водка" (3HCl + HNO3), электрический ток на
аноде и т.д.
Следует вспомнить, что вещества, содержащие элементы в максимальной
и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно только
окислителями, например, PbO2, H2SО4, HNO3, К2Сr2О7, или только
восстановителями, например, H2S, NH3. Вещества, содержащие элементы в
промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями (при действии
108
более активного, чем они, восстановителя), так и восстановителями (при
действии более энергичного, чем они окислителя), например, H2SО3, HNO2.
Классификация реакций окисления-восстановления:
Реакции межатомного или межмолекулярного окисления-восстановления.
Сюда относятся такие реакции, в которых обмен электронами происходит
между различными атомами, молекулами или ионами. Например,
0
0
2Mg + О2
0
+2 -2
2MgO;
+2
0
+2
Fe + CuSО4 Сu + FeSО4 .
Подобные реакции могут протекать в трех различных условиях:
а) в присутствии молекул Н2О в качестве исходного вещества. В
литературе иногда такие реакции встречаются под названием "реакция в
нейтральной среде". Например,
0
+3 -1
+1 -2
0
+1+6 -2
+1 -1
Sе + 2АuСl3 + 4Н2О
2Аu + Н2SeО4 + 6HCl.
б) в присутствии молекул кислоты среди исходных реагентов. Их часто
называют реакциями, протекающими в кислой среде. Например,
+1-1 +1 +3-2
+1+6-2
0
+2-2 +1+6-2
+1 -2
2KI + KNO2 + H2SО4 I2 +NO +K2SО4 + Н2О.
в) в присутствии молекул оснований среди исходных реагентов. Условно
их называют реакциями, протекающими в щелочной среде. Например:
+3
0
2Сr(ОН)3 + 3Вr2 + 10КОН
+6
-1
2К2Сr2О4 + 6КВr + 8Н2О.
 реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).
В таких реакциях простые и сложные вещества могут проявлять как
окислительные, так и восстановительные свойства. При определенных условиях
одни атомы (молекулы) будут передавать электроны другим таким же атомам
(молекулам). Эти атомы имеют переменную (промежуточную) степень
окисления и отдают и принимают электроны, переходя в состояние: один в
низшее,
другой
в
высшее.
Легкость
протекания
реакции
диспропорционирования связана с близостью внешних энергетических уровней
в обоих состояниях атома.
+3
+5
+2
Например: 3HNО2 НNО3 + 2NО + Н2О.
N+3 играет роль и окислителя, и восстановителя.
 реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.
К этим реакциям относятся такие, в процессе которых одна составная часть
молекулы выполняет функцию окислителя, а другая – восстановителя.
Простейшими примерами таких реакций могут служить
процессы
109
термического распада сложного вещества на более простые составные части.
Например:
+1 -2
0
0
+
0
-2
0
2Ag2О О2 + 4Ag ; Ag + е
Ag ; 2О - 4 е
О2 .
Составление уравнений окисления-восстановления
методом электронного баланса
Наиболее универсальным методом является метод электронного баланса.
В этом методе число присоединяемых и теряемых электронов определяется на
основании значений степеней окисления элементов до и после реакции.
При подборе коэффициентов ОВР методом электронного баланса следует
помнить следующее:
1) записывается схема ОВР в молекулярной форме;
2) определяются окислительные числа элементов до и после реакции,
величины окислительных чисел записываются над символами, знак заряда
указываемся перед цифрой;
3) определяется, какие из элементов изменили свои окислительные числа;
4) находят восстановитель и окислитель;
5) записывается имевшее место в ходе реакции перемещение электронов в
виде электронных уравнений (баланса);
6) так как количество отданных электронов восстановителем и
приобретенных окислителем должно быть одинаковым, то подбираются
множители для окислителя и восстановителя с тем расчетом, чтобы
соблюдалось это равенство. Эти множители и будут коэффициентами перед
окислителем и восстановителем. Далее уравнивается количество атомов
элементов, которые не меняли свое окислительное число.
Например:
NaCrO2+Вr2 + NaOH Na2CrО4 + NaBr + Н2О ;
+1+3 -2
0
+1 -2+1
+1 +6 -2
+1 -1
+1 -2
Na2CrО4 + NaBr + Н2О ;
NaCrO2 +Вr2 +NaOH
Находят наименьшее кратное, исходя из количества отданных и
присоединенных электронов, затем определяют коэффициенты для окислителя
и восстановителя, разделив наименьшее кратное на количество отданных (3 е ) и
приобретенных (2 е ) электронов.
+3
+6
Cr – 3 е = Cr
0
-1
6
2
Вr2 + 2 е = 2Вr
3
2NaCrO2 + 3Вr2 + 8NaOH
2Na2CrО4 + 6NaBr + 4Н2О.
110
Пример 1. Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в
соединениях NH3, НNО2, НNО3, H2S, H2SO3, H2SО4, MnО2, KMnО4 определить,
какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и
какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Р е ш е н и е. Степень окисления азота (N) в указанных соединениях
соответственно равна -3(низшая), +3(промежуточная), +5(высшая); серы (S)
соответственно равна: -2(низшая), +4(промежуточная), +6(высшая); марганца
(Мn) соответственно равна: +4(промежуточная), +7 (высшая). Отсюда:
-3
-2
+5
+6
+7
NH3, H2S – только восстановители; HNO3, H2SО4 KMnО4 – только окислители;
+3
+4
+4
HNO2, H2SО3, MnО2, – окислители и восстановители.
Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами: a) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и HСlО4?
P e ш е н и е.
а) Определяем степень окисления: серы (S) в H2S, равную -2; йода (I) в HI
равную -1. Так как сера и йод имеют свою низшую степень окисления, то оба
взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и
взаимодействовать друг с другом не могут; б) серу (S) в H2S = -2 (низшая); серы
(S) в H2SO3 = +4. (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ
возможно, причем H2SO3 будет окислителем; в) серы (S) в H2SO3 = +4
(промежуточная); хлора (Сl) в HСlО4 = +7 (высшая). Взятые вещества могут
взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять уже
восстановительные свойства.
Практическая часть «Окислительно-восстановительные реакции»
Вариант 1
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
K2Cr2O7 + Na2SO3 +H2SO4
Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 2
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
Cr2O3 + KNO3 + KOH
K2CrO4 + KNO2 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 3
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
H2S + Cl2 + H2O
H2SO4 + HCl.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 4
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + N2O + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
111
Вариант 5
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
FeCl2 + HClO3 + HCl FeCl3 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 6
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
K2Cr2O7 + HCl CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 7
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
Au + HNO3 + HCl AuCl3 + NO + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 8
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
FeSO4 + KClO3 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + KCl + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 9
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 10
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
NO2 + H2O + O2 HNO3.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 11
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
NaCrO2 + PbO2 + NaOH
Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 12
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
PbS + HNO3 S + Pb(NO3)2 + NO + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 13
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
Al + K2Cr2O7 + H2SO4
Al2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 14
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3
Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 15
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
112
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 16
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
KBr + K2Cr2O7 + H2SO4 Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 17
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
KI + KIO3 + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 18
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
Br2 + HClO + H2O HBrO3 + HCl.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 19
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
AsH3 + HNO3
H3AsO4 + NO2 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 20
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
FeSO4 + HNO3 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + NO + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 21
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
MnO2 + KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 22
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
CuS + HNO3
Сu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 23
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
P + HIO3 + Н2О H3PO4 + HI
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 24
Составьте полное уравнение окислительно-восстановительной реакции
FeCO3 + KMnO4 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
Вариант 25
С помощью электронных уравнений подберите коэффициенты в уравнении
MnSO4 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель.
113
Теоретическая часть «Понятие электрохимии. Электрохимические
реакции»
Электрохимия – это область науки, занимающаяся изучением закономерностей, связанных с взаимным превращением химической и электрической
форм энергии.
В электрохимии рассматриваются реакции, протекающие за счет подведенной извне электрической энергии, или реакции, которые служат ее источником получения. Такие реакции называют электрохимическими. Электрохимические реакции не равноценны химическим с термодинамической точки зрения,
и поэтому электрохимия рассматривается как самостоятельная наука.
При электрохимической реакции прямой контакт между реагирующими
частицами заменяется контактом каждого из ее участков с электродом. При
этом энергетические изменения остаются теми же, что и при химических реакциях.
Кинетические условия химической и электрохимической реакций различны.
Факторы, влияющие на электрохимические реакции.
Электродный потенциал. Уравнение Нернста
Факторы, влияющие на скорость химической и электрохимической реакции, такие же, за исключением электродного потенциала, как фактора, влиявшего только на электрохимические реакции. К числу факторов, оказывающих
влияние на скорость всех видов химических реакций, относятся: концентрация реагирующих веществ, природа реагирующих веществ, агрегатное состояние реагирующих веществ, давление и температура системы, в которой протекает та или иная реакция.
Исключительным фактором для электрохимической реакций служит
электродный потенциал, так называемый скачок потенциала, возникающий
на границе гетерогенной системы металл – раствор электролита.
В металле существует подвижное равновесие
Me Me+n + n e ,
(60)
процесс окисления
где Me – атом металла; Ме+n – ион металла; n – заряд иона и число электронов; e – электрон.
Переход ионов металла в раствор выражается следующим уравнением:
Me+n + mH2O
Me+n ∙ mH2O.
гидратированный ион
металла
При суммировании уравнений 1 и 2 имеем
(61)
114
Me + mH2O
Me+n ∙mH2O + n e .
(62)
Уравнение 3 выражает состояние равновесия на границе раздела металл –
раствор его соли.
Для химически активных металлов равновесие смещается в сторону образования ионов, т. е. вправо: электрод заряжается отрицательно по отношению к
раствору (например, Zn в воде).
Для неактивных металлов (Сu, Ag, Au) равновесие сдвигается влево. Металл заряжается положительно, а раствор отрицательно за счет избытка анионов
в растворе.
При переходе катионов в раствор и концентрировании электронов на поверхности электрода на границе металл – жидкость возникает двойной электрический слой. Создается пограничная разность потенциалов, называемая
электродным потенциалом.
Любой металл в растворе электролита или в воде называется электродом.
Если скорости окисления и восстановления одинаковы, то при условии
равновесия устанавливается равновесный электродный потенциал.
Для сравнения электродных потенциалов выбирают стандартные условия. Сравнения производят при t = 25оС или 298 К; Р = 101,3 кПа и концентрации раствора с одноименным ионом 1 М.
Все металлы располагают в электрохимический ряд напряжений по мере
возрастания их стандартных электродных потенциалов ( о).
Ряд напряжений металлов (табл. 2 Приложения) характеризует окислительно-восстановительные свойства металлов и их ионов только в водных растворах.
Чем меньше значение о, тем сильнее восстановительные свойства металла и слабее окислительные свойства его ионов. Электродные потенциалы определяют
при
помощи
гальванических
элементов.
Окислительновосстановительная реакция, лежащая в основе работы гальванического элемента, самопроизвольно протекает в направлении, в котором электродвижущая сила
(ЭДС) имеет положительное значение. В этом случае ΔG0 < 0, так как
–ΔG0 = nF o,
где ΔG0 – стандартное значение свободной энергии Гиббса, n – число отданных или присоединенных электронов, F – число Фарадея, F 96500 Кл/моль.
Например, при работе гальванического элемента, составленного из цинка
(анод) и никеля (катод), погруженных в растворы с концентрацией соответст-
CNi 2 = 1 моль/л.
вующих ионов СZn 2
На аноде и катоде происходят
восстановительные процессы.
Анод: Zn0 – 2 e = Zn2+
окисление
следующие
окислительно-
115
Катод: Ni2+ + 2 e = Ni0
восстановление
Суммируя оба процесса, получаем ионно-молекулярное уравнение реакции, протекающей в элементе
Zn0 + Ni2+
Zn2+ + Ni0.
ЭДС данного элемента равна разности электродных потенциалов никеля
и цинка.
0
0
ЭДС
(0,25) ( 0,76) 0,51 В.
Ni 2 / Ni 0
Zn 2 / Zn
Электродные потенциалы зависят от ряда факторов – природы металла,
концентрации, температуры и др.
Зависимость электродного потенциала металла ( ) от концентрации его
ионов в растворе (С, моль/л) и температуры (Т, К) выражается уравнением
Нернста:
0
где
RT
ln Cиона ,
nF
(63)
0
– стандартный электродный потенциал;
R – газовая постоянная, 8,31 Дж/моль К; Т – температура, К;
n – число электронов, принимающих участие в процессе (равно степени
окисления металла);
F – число Фарадея, 96500 Кл/моль;
Сиона – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.
Для стандартных условий и перевода натурального логарифма в десятичный ln = 2,3 lg
0
0,058
lg Cиона .
n
(64)
Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем у
кобальта (табл.2 Приложения). Изменится ли это соотношение, если измерить
потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта - 0,1 моль/л?
Р е ш е н и е. Электродный потенциал металла ( ) зависит от концентрации
его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста (64).
0
для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при концентрациях, данных в условиях примера 1:
Ni
2
/ Ni
0,25
0,058
lg 10
2
3
0,337 В,
116
Co
2
/ Co
0,277
0,058
lg 10
2
1
0,306 В.
Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта
имеет большее значение, чем потенциал никеля.
Практическая часть «Электродный потенциал. Гальванический элемент»
Вариант 1
Вычислить потенциал алюминиевого электрода в растворе его соли при
Т = 281 К и концентрации ионов алюминия 30 ммоль/л.
Вариант 2
Рассчитайте потенциал хромового электрода, погруженного в раствор его соли
при Т = 283 К и концентрации Cr+3 20 ммоль/л.
Вариант 3
Какое значение принимает потенциал железного электрода при Т = 285 К, если
концентрация Fe+3 в растворе равна 10 ммоль/л ?
Вариант 4
Рассчитайте потенциал титанового электрода, если он находится в растворе соли титана с концентрацией ионов 10 ммоль/л и температурой 288 К.
Вариант 5
Вычислите потенциал бариевого электрода, опущенный в раствор его соли при
Т = 290 К и концентрации 60 ммоль/л.
Вариант 6
Рассчитайте потенциал кальциевого электрода при Т = 293 К и концентрации
ионов кальция 70 моль/л.
Вариант 7
Рассчитать потенциал алюминиевого электрода, если концентрация ионов Al+3
равна 10 ммоль/л при Т = 300 К.
Вариант 8
Гальванический элемент составлен из стандартного водородного и рабочего
марганцевого электродов, погруженного в раствор одноименной соли с концентрацией ионов Mn+2 , равной 10 ммоль/л. Определить потенциал марганцевого
электрода при Т = 297 К.
Вариант 9
Какое значение имеет потенциал титанового электрода в гальваническом элементе, составленном из титанового и водородного электрода, при концентрации
двухвалентных ионов титана, равной 80 ммоль/л? (Т = 295 К)
Вариант 10
Какое значение принимает потенциал цинкового электрода, находящегося в 10
М растворе хлорида цинка при Т = 303 К?
Вариант 11
Вычислить потенциал железного электрода, погруженного в 8 М раствор сульфата железа (II) при Т = 305 К.
Вариант 12
117
Рассчитайте потенциал кадмиевого электрода, находящегося в 6 М растворе
нитрата кадмия при Т = 308 К.
Вариант 13
Вычислить потенциал кобальтового электрода, помещенного в 5 М раствор
хлорида кобальта при Т = 312 К.
Вариант 14
Рассчитать электродный потенциал никелевого электрода, если концентрация
ионов Ni+2 в растворе нитрата никеля равна 10 моль/л (Т = 314 К).
Вариант 15
Вычислить потенциал оловянного электрода, находящегося в 5 М растворе хлорида олова (II) при Т = 317 К.
Вариант 16
Какое значение принимает электродный потенциал свинцового электрода, помещенного в 7 М раствор PbCl2 при Т = 320 К.
Вариант 17
Определить электродный потенциал медного электрода, находящегося в 14 М
растворе сульфата меди (II) при Т = 282 К.
Вариант 18
Рассчитать потенциал ртутного электрода, помещенного в 14 М раствор хлорида ртути (II) при Т = 279 К.
Вариант 19
Вычислите потенциал серебряного электрода, помещенного в 3,2 М раствор
нитрата серебра (I) при Т = 329 К.
Вариант 20
Гальванический элемент составлен из стандартного водородного и рабочего
никелевого электродов, погруженного в раствор одноименной соли с концентрацией ионов Ni+2 , равной 10 ммоль/л. Определить потенциал никелевого
электрода при Т = 297 К.
Вариант 21
Определите при Т = 335 К электродный потенциал бариевого электрода в растворе нитрата бария, если концентрация ионов Вa+ в растворе равна
32 ммоль/л.
Вариант 22
Составлен гальванический элемент, в котором катодом является медный электрод, помещенный в раствор CuCl с концентрацией ионов Cu+1 32 ммоль/л. Определить электродный потенциал медного электрода при
Т = 335 К.
Вариант 23
Рассчитать потенциал серебряного электрода в растворе нитрата серебра при
концентрации Ag+1, равной 32 ммоль/л и Т = 337 К.
Вариант 24
118
Какое значение принимает электродный потенциал свинцового электрода при Т
= 297 К и концентрации Pb2+ в растворе 20 ммоль/л ?
Вариант 25
Вычислить потенциал магниевого электрода в растворе его соли при
Т = 285 К и концентрации ионов магния 30 ммоль/л.
Теоретический раздел «ЭЛЕКТРОЛИЗ»
Электролиз – это процесс раздельного окисления и восстановления на
электродах, осуществляемый за счет протекания электрического тока от внешнего источника ЭДС. В электролизере электрическая энергия преобразуется в
химическую.
На аноде (+) происходит окисление, на катоде (–) - восстановление.
При электролизе используются активные и инертные аноды. Активный
анод окисляется и посылает в раствор собственные ионы. Инертный электрод
является передатчиком электронов, сам химически не изменяется. К инертным
анодам относятся графит и платина, к активным – металлы Сu, Ni, Sn.
Электрохимические процессы в электролизере происходят в растворах
или расплавах электролитов.
Способность ионов металлов восстанавливаться (принимать электроны)
определяется положением металла в ряду напряжений. Например, если в растворе или расплаве электролита есть ионы Сu2+ и Zn2+, то в первую очередь будут восстанавливаться ионы Сu2+ (Сu2+ + 2 e = Сu), так как у них более положительно значение стандартного электродного потенциала.
В водных растворах, кроме ионов соли, всегда имеются молекулы воды,
находящиеся в равновесии с ионами Н+ и ОН–:
Н2О Н+ + ОН–.
Обычно при электролизе солей щелочных, щелочноземельных и других металлов (до алюминия включительно) на катоде восстанавливается водород из
воды: 2Н2О +2 e = Н2+ 2ОН–.
Если анионы кислотных остатков не содержат кислорода (Cl–, S2-,Вr– и
др.), то на аноде разряжаются именно эти ионы: 2Сl–- 2 e = Сl2.
Если электролизу подвергается соль кислородсодержащей кислоты или
сама кислота, то на аноде, как правило, выделяется кислород
2Н2O – 4 e = O2 + 4Н+.
Количественно электролиз описывается двумя законами, установленными английским физиком и химиком М.Фарадеем.
Первый закон Фарадея
119
Масса выделяющегося на электроде вещества (m) пропорциональна
количеству электричества, прошедшего через электролизер
m = k ∙ I ∙ t = k ∙ Q,
(65)
где k – коэффициент пропорциональности, значение которого зависит от выб
ранной системы единиц; I – сила тока, А; t – время, с;
Q = I ∙ t – количество электричества, Кл;
Второй закон Фарадея
Для выделения на электроде одного эквивалента вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, равное числу Фарадея F = 96500 Кл/моль. Если учесть, что 1 моль любого вещества содержит такое число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов), которое
численно равно постоянной Авогадро NA = 6,02 1023, то выражение для расчета
числа Фарадея будет иметь следующий вид
F = NA e = 6,02 1023 1,6 10-19 Кл/моль.
Объединенный закон Фарадея имеет следующую формулировку: одинаковые количества электричества выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы различных веществ
Э I t
m
,
(66)
F
где m – масса вещества, г; Э – химический эквивалент вещества, г-экв/моль;
I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с;
F – число Фарадея, Кл/моль.
Пример 1. Составить схему электролиза расплава NaCl с угольными
электродами.
Р е ш е н и е. При электролизе расплава отсутствуют процессы, связанные
с восстановлением водорода и окислением кислорода воды. Под действием
электрического тока ионы Na+ направляются к катоду, а ионы Cl– – к аноду.
Принимая от катода электроны, ионы Na+ восстанавливаются до атома натрия.
Ионы Сl–, достигая анода, отдают ему электроны и превращаются вначале в
атомы Cl, а затем в молекулы Сl2. У анода выделяется хлор.
Схема электролиза расплава NaСl:
NaCl  Na+ + Сl–
(–) Катод
Na+
Восстановление:
Na+ + 1 e = Nа
NaCl –––––––––
(+) Анод
Сl–
Окисление:
2 Сl– – 2 e = Сl2
2Na + Cl2
120
Пример 2. Составить схему электролиза раствора хлорида меди (II) с
угольными электродами.
Р е ш е н и е. Раствор содержит ионы Cu2+ и Сl–. При пропускании электрического тока ионы Cu2+ направляются к катоду, а ионы Сl– – к аноду. Принимая от катода электроны, ионы Cu2+ восстанавливаются до меди. Катод покрывается слоем меди. Ионы Сl–, достигая анода, отдают ему электроны и превращаются в молекулы Сl2. У анода выделяется хлор.
Схема электролиза раствора CuСl2:
CuСl2 Cu 2+ + 2Cl(–) Катод
(+) Анод
2+
Cu
2 Сl–
Восстановление:
Окисление:
2Сl– – 2 e = Сl2
Cu2+ + 2 e = Cu
электролиз
CuСl2 ––––––––––
Cu + Cl2
Практическая часть «Электролиз»
Вариант 1
Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите количество выделяющихся на электродах веществ.
Вариант 2
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе растворов AlCl3, NiSO4. В обоих случаях электроды графитовые.
Вариант 3
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе растворов Co(NO3)2, NiBr2. В обоих случаях электроды графитовые.
Вариант 4
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора NiSO4 в случае угольного анода; в случае никелевого анода.
Вариант 5
Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в течение 4
ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах.
Сколько граммов серебра выделилось на катоде? Какое вещество выделилось
на аноде?
Вариант 6
121
Электролиз раствора сульфата цинка проводили при силе тока 6 А в течение
45 мин. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Определите количества веществ, выделившихся на катоде.
Вариант 7
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых
электродах при электролизе раствора КОН, расплава КОН.
Вариант 8
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых
электродах при электролизе раствора КBr, расплава КBr.
Вариант 9
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора Al2(SO4)3 в случае угольного анода; в случае алюминиевого анода.
Вариант 10
Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при
электролизе раствора NaI в течение 2,5 ч, если сила тока равна 6 А ? Составьте
уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 11
Электролиз раствора Pb(NO3)2 проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите количество выделяющихся на электродах веществ.
Вариант 12
Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных электродах при
электролизе раствора MgCl2 в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А ? Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 13
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе
CuCl2 , если анод медный; если анод угольный?
Вариант 14
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе
NiCl2 , если анод никелевый; если анод угольный?
Вариант 15
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора KF; расплава KF.
Вариант 16
Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных электродах при
электролизе раствора Mg(NO3)2 в течение 1 ч 15 мин при силе тока 10 А ? Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 17
Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при
электролизе раствора FeCl2 в течение 2,5 ч, если сила тока равна 7 А ? Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 18
122
Электролиз раствора нитрата никеля проводили при силе тока 6 А в течение
45 мин. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Определите количества веществ, выделившихся на катоде.
Вариант 19
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора AgNO3 в случае угольного анода; в случае серебряного
анода.
Вариант 20
Электролиз раствора NaOH проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите количество выделяющихся на электродах веществ.
Вариант 21
Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных электродах при
электролизе раствора ZnBr2 в течение 30 мин при силе тока 15 А ? Составьте
уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 22
Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных электродах при
электролизе раствора CrSO4 в течение 50 мин при силе тока 10 А ? Составьте
уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 23
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора NaI; расплава NaI.
Вариант 24
Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при
электролизе раствора SnCl2 в течение 2,5 ч, если сила тока равна 15 А ? Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.
Вариант 25
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при электролизе
Pb(NO3)2 , если анод свинцовый; если анод угольный?
123
Справочные данные
Таблица 4
Термодинамические характеристики веществ
Вещество
0
H 298
,обр ,
0
,
S 298
0
,
G298
кДж/ моль
Дж/моль град
кДж/ моль
С2Н4 (г)
52,28
68,1
219,4
H2O (ж)
-285,6
70,01
-234,7
С2Н5ОН (ж)
-276,8
160,8
-174,1
Fe3O4 (к)
-1116,0
146,1
-1014,0
H2O (г)
-241,6
188,9
-228,4
SO2 (г)
-296,6
218,6
- 299,9
H2 (г)
0,00
130,4
0,00
MgO (к)
-610,00
26,75
-568,9
S(ромб)
0,0
31,89
0,0
ВеО (к)
- 608,1
13,75
- 579,4
ВеСО3 (к)
- 1045,0
51,83
- 964,2
СО (г)
-110,4
197,3
-136,9
О2 (г)
0,0
204,8
0,0
MgCO3 (к)
- 1112,0
65,83
- 1026,0
СО2 (г)
-393,1
213,5
-394,1
Br2 (г)
30,85
245,2
4,97
Br2 (ж)
0,00
152,1
0,00
ВаО (к)
- 557,7
70,24
- 528,3
ВаСО3 (к)
- 1218,0
112,0
- 1139,0
NH3 (г)
- 46,14
192,5
- 149,3
HCl (г)
-93,2
186,7
- 95,27
NH4Cl (к)
- 343,9
95,72
- 202,9
KClO3 (к)
- 391,2
- 289,9
142,97
KCl (к)
-435,9
- 408,0
85,56
Fe2O3 (к)
-821,32
89,96
- 741,5
Fe (к)
0,00
0,00
27,15
124
Al2O3 (к)
-1674,0
50,94
1580
Al(к)
0,00
0,00
28,31
СаСО3 (к)
-1207,1
88,7
- 1127,7
СаО (к)
-635,5
39,7
-604,2
С (графит)
0,00
5,7
0,00
Таблица 5
Ряд стандартных электродных потенциалов
Уравнение электродного процесса
0
Li+ + e- = Li
Rb+ + e- = Rb
K+ + e- = K
Cs+ + e- = Cs
Ca2+ + 2e- = Ca
Na+ + e- = Na
Mg2+ + 2e- = Mg
Al3+ + 3e- = Al
Ti2+ + 2e- = Ti
Mn2+ + 2e- = Mn
Cr2+ + 2e- = Cr
Zn2+ + 2e- = Zn
Cr3+ + 3e- = Cr
Fe2+ + 2e- = Fe
Cd2+ + 2e- = Cd
Co2+ + 2e- = Co
Ni2+ + 2e- = Ni
Sn2+ + 2e- = Sn
Pb2+ + 2e- = Pb
Fe3+ + 3e- = Fe
2H+ + 2e- = H2
Bi3+ + 3e- = Bi
Cu2+ + 2e- = Cu
Cu+ + e- = Cu
Ag+ + e- = Ag
Hg2+ + 2e- = Hg
Pt2+ + 2e- = Pt
Au3+ + 3e- = Au
Au+ + e- = Au
, В
-3,045
-2,925
-2,925
-2,923
-2,866
-2,714
-2,363
-1,662
-1,628
-1,180
-0,913
-0,763
-0,744
-0,440
-0,403
-0,277
-0,250
-0,136
-0,126
-0,036
0
0,215
0,337
0,521
0,799
0,854
1,200
1,498
1,691
125
Библиографический список
Основная литература
1. Глинка, Н.Л. Общая химия [Текст]: Учеб. для бакалавров / Н. Л. Глинка; под
ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. – 18- е изд., перер. и доп. - М.: Юрайт, 2012. –
898 с.
Дополнительная литература
1.
Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии [Текст] : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка / Под ред. Владимир Попкова, Александр Бабкова – 14-е изд., перер. и доп. - М.: Юрайт, 2014. – 240 с.
126
Бельчинская Лариса Ивановна
Ходосова Наталия Анатольевна
ХИМИЯ
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к практическим занятиям для студентов по направлению 35.03.02 – Технология
лесозаготовительных и деревоперерабатывающих производств
Редактор Крохотина С.Ю.
Подписано в печать 2016.
Формат 60х84 1/16.
Объем 7,875 п.л.
Усл. п.л. 7,32375.
Уч.-изд. л.
. Тираж экз. Заказ №
ФГБОУ ВО «Воронежский государственный лесотехнический университет
имени Г.Ф. Морозова»
РИО ФГБОУ ВО «ВГЛТУ». 394087, г. Воронеж, ул. Тимирязева, 8
Отпечатано в УОП ФГБОУ ВО «ВГЛТУ»
394087, г. Воронеж, ул. Докучаева, 10
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
6
Размер файла
1 720 Кб
Теги
ходосова, бельчинская, химия
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа