close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Akimov Pavlov Himija 2011

код для вставкиСкачать
Министерство образования и науки
Российской Федерации
Санкт-Петербургский государственный
архитектурно-строительный университет
Л. И. АКИМОВ, А. И. ПАВЛОВ
ХИМИЯ
Учебное пособие
Санкт-Петербург
2011
1
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
УДК 54
Рецензенты: канд. хим. наук, доцент Л. П. Петренко (ВИТУ);
канд. хим. наук, доцент А. Н. Нечитайло (ВИУ)
Акимов, Л. И.
Химия: учеб. пособие / Л. И. Акимов, А. И. Павлов; СПбГАСУ. –
2-е изд., перераб. – СПб., 2011. – 142 с.
ISBN 978-5-9227-0291-1
Пособие составлено в соответствии с современным уровнем химической
науки и требованиями, предъявляемыми к подготовке высококвалифицированных специалистов строительного профиля. Рассмотрены основные вопросы программы химии, необходимые для самостоятельной подготовки к сдаче зачета
и экзамена.
Особенностью пособия является наличие в программе курса химии специальных вопросов, знание и понимание которых необходимо студентам университета при последующем изучении технологических курсов. Представлены
также примеры решения типовых задач и контрольные задания, позволяющие
студенту научиться практически применять теоретические знания по химии при
выполнении контрольных заданий.
Пособие предназначено для студентов-заочников строительного профиля
в качестве дополнения к учебнику по химии, но может быть полезным при подготовке к экзамену по химии студентов дневного отделения университета.
Табл. 2. Библиогр.: 7 назв.
Рекомендовано Редакционно-издательским советом СПбГАСУ в качестве
учебного пособия.
ISBN 978-5-9227-0291-1
© Л. И. Акимов, А. И. Павлов, 2011
© Санкт-Петербургский государственный
архитектурно-строительный университет, 2011
2
Введение
Химия как раздел естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи, веществе и поле. Предмет химии и связь
ее с другими науками. Значение химических знаний для инженеров
строительного профиля.
Основы атомно-молекулярного учения. Основные химические
понятия и законы химии. Классы неорганических соединений.
1. Строение вещества
1.1. Строение атомов и систематика химических элементов
Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные
орбитали. Принцип Паули. Правила и порядок заполнения атомных
орбиталей. Строение многоэлектронных атомов. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Диалектический характер периодического закона. Изменение свойств химических элементов и их соединений. Окислительно-восстановительные свойства элементов. Значение периодического закона Д. И. Менделеева.
1.2. Химическая связь, межмолекулярные взаимодействия
Основные виды и характеристики химической связи. Ковалентная и ионная связи. Метод валентных связей. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Строение и свойства простейших молекул. Основные виды взаимодействия молекул. Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторное взаимодействие.
Комплексные соединения, их строение. Типы комплексных соединений.
1.3. Химия вещества в конденсированном состоянии
Агрегатное состояние вещества. Химическое строение твердого
тела. Аморфное и кристаллическое состояние веществ. Кристаллы.
Кристаллические решетки. Химическая связь в твердых телах. Металлическая связь. Реальные кристаллы.
2. Общие закономерности химических процессов
2.1. Энергетика химических процессов
Элементы химической термодинамики. Внутренняя энергия
и энтальпия. Термохимия. Законы Гесса. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия и ее изменение при химических про3
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Введение
цессах. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах.
Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
2.2. Химическая кинетика и равновесие
Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действия масс.
Молекулярность и порядок реакций. Энергия активации. Гомогенный
и гетерогенный катализы. Понятие о механизме каталитических процессов. Цепные реакции. Работы Н. Н. Семёнова.
Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие
в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь
с термодинамическими функциями. Принцип Ле-Шателье и его значение в химии. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на равновесие.
3. Растворы. Основы электрохимии
3.1. Химия воды. Свойства растворов
Строение молекул и свойства воды. Диаграмма состояния воды.
Химические свойства воды. Взаимодействие воды с простыми веществами и химическими соединениями. Типы связанной воды. Природные воды и их состав. Жесткость воды. Умягчение и обессоливание
воды.
Типы растворов. Способы выражения концентраций растворов.
Растворы неэлектролитов и электролитов. Сильные и слабые электролиты, их свойства. Электролитическая диссоциация, ее количественные характеристики. Водородный показатель среды рН, его значение
в технологических процессах. Ионные реакции в растворах. Гидролиз
солей. Теория кислот и оснований.
Дисперсные системы, их классификация. Коллоидные растворы
и их получение. Агрегативная и кинетическая устойчивость систем.
Коагуляция. Эмульсии. Суспензии.
3.2. Основы электрохимии
Окислительно-восстановительные процессы: определение, составление уравнений реакций. Определение, классификация электрохимических процессов. Законы Фарадея. Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. ЭДС и ее значение. Ряд активности
металлов. Электролиз. Последовательность электродных процессов.
Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Практиче-
ское применение электролиза. Коррозия металлов. Виды коррозии.
Защита металлов от коррозии.
4. Основные свойства химических элементов и их соединений
Металлы и неметаллы. Зависимость их свойств от положения
в периодической системе Менделеева.
Общие свойства s-элементов и их важнейших соединений. Общие свойства р-элементов и их важнейших соединений. Общие свойства d-элементов и их важнейших соединений.
5. Элементы органической химии
Строение, классификация и свойства органических соединений.
Углеводороды и их производные.
Высокомолекулярные соединения. Методы получения, свойства,
применение.
6. Химия и охрана окружающей среды
Естественные и искусственные причины загрязнения окружающей среды. Технический прогресс и экологические проблемы. Роль
химии в решении экологических проблем. Представления о безотходной технологии и комплексном использовании природного сырья.
4
5
Специальные вопросы химии
Для студентов строительного факультета
1. Химия вяжущих веществ
Характерные свойства вяжущих веществ – дисперсность, пластичность. Пластифицирующие добавки. Процессы твердения вяжущих
веществ. Важнейшие вяжущие вещества – известь, портландцемент.
Взаимодействие цементного клинкера с водой.
2. Коррозия бетона и цементного камня
Физические и химические факторы коррозии бетона. Виды коррозии бетона – коррозия выщелачивания, магнезиальная, сульфатная,
углекислотная. Методы защиты бетона от коррозии.
3. Дефекты облицовки зданий, гидрофобизация строительных
материалов
Высолы на облицовочных материалах. Их природа, условия возникновения. Кремнийорганические соединения и области применения
их в строительстве. Кремнийорганические гидрофобизаторы.
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Введение
4. Органические полимеры
Получение полимеров, их физико-химические свойства. Особенности внутреннего строения полимеров. Пластические массы и полимербетоны. Полимерные покрытия и клеи. Стойкость и старение различных полимерных материалов в условиях длительной эксплуатации.
натная и некарбонатная жесткость. Методы умягчения и обессоливания воды. Ионообменная технология.
Алюминий, свойства его важнейших соединений. Природные соединения алюминия. Использование соединений алюминия в технологии очистки природных вод.
2. Поверхностные явления и свойства дисперсных систем
Понятие об адсорбции. Различные виды адсорбции. Адсорбция
на границе твердое тело – раствор. Кинетика адсорбции, адсорбционное равновесие. Катиониты и аниониты.
Коллоидные системы, получение и очистка. Устойчивость и коагуляция коллоидных систем. Электрокинетические свойства коллоидных систем. Молекулярно-кинетические и оптические свойства коллоидных систем.
Для студентов автомобильно-дорожного факультета
1. Химия металлов и сплавов
Свойства металлов, методы их получения. Сплавы, типы сплавов. Диаграммы состояния сплавов. Физико-химические процессы при
сварке и пайке металлов. Химия элементов семейства железа, их сплавы и химические соединения. Применение металлов и их соединений.
2. Электрохимические процессы в машиностроении
Химические источники тока. Аккумуляторы. Электрохимическая
обработка металлов и сплавов. Получение и свойства гальванопокрытий.
3. Химия моторного топлива. Органические полимерные материалы.
Углеводороды и их производные. Состав и свойства органического топлива. Термохимия топлива. Сырье и методы получения жидкого
и газообразного моторного топлива. Понятие о физико-химических
процессах при горении жидкого топлива. Химия смазочно-охлаждающих сред. Физико-химические свойства и механизм воздействия рабочих сред и гидравлических систем.
Химия полимеров. Методы получения. Зависимость свойств от
состава и структуры. Химия полимерных конструкционных и композиционных материалов. Полимерные покрытия и клеи. Использование
полимеров в автомобилестроении.
Для студентов факультета инженерно-экологических систем
1. Химия некоторых элементов и их важнейших соединений
Свойства s-элементов I и II группы периодической системы
Д. И. Менделеева. Щелочные металлы, химические свойства их важнейших соединений. Кальций и магний, химические свойства их важнейших соединений. Использование в технологии очистки воды.
Жесткость природных вод. Происхождение жесткости воды; единицы измерения жесткости. Методы определения жесткости. Карбо6
7
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 1. СТРОЕНИЕ АТОМОВ И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
При изучении данной темы необходимо уяснить такие понятия
и определения, как атом, химический элемент, элементарные частицы,
квантовые числа, двойственная природа микрочастиц, атомная орбиталь, принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского.
Атом представляет собой сложную, но устойчивую систему, образованную элементарными частицами. Основная его масса сосредоточена в ядре.
В основе современного учения о строении атома лежат представления квантовой механики о двойственной корпускулярно-волновой природе микрочастиц. Элементарные частицы, например электроны, наряду со свойствами вещества обладают и свойствами электромагнитного поля. Так как электрон обладает волновыми свойствами, его
движение можно описать волновым уравнением, подобно тому как
описывают световые и звуковые волны. Такое уравнение было предложено Шрёдингером (1926). Уравнение содержит переменную величину Ψ, называемую волновой функцией и связанную с вероятностью
нахождения электрона в данном месте пространства в атоме. Часть
внутриатомного пространства, в котором движется электрон, называют электронным облаком, а пространство, в котором пребывание электрона наиболее вероятно, называют атомной орбиталью (АО).
Уравнение Шрёдингера имеет решение для определенных значений энергии электрона. Отсюда следует, что основная характеристика,
определяющая состояние электрона в поле ядра атома, – его энергия –
может принимать лишь определенные дискретные, квантующиеся значения. Для полной характеристики состояния электрона в атоме достаточно иметь четыре параметра, названные квантовыми числами, которые также могут принимать не все, а только определенные значения.
Главное квантовое число n характеризует общую энергию электрона и имеет название энергетического уровня электрона в атоме. Оно
может принимать целые значения от 1 до ∞. Для электронов, находящихся в невозбужденных атомах, n изменяется от 1 до 7 (соответственно номеру периода в периодической системе элементов Менделеева).
8
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов Д. И. Менделеева
Значение n = 1 отвечает уровню с самой низкой энергией (т. е. наибольшей устойчивостью электрона в атоме).
Орбитальное (побочное) квантовое число l принимает целые значения от 0 до (n – 1), характеризует также энергетическое состояние
электрона на данном энергетическом уровне и называется энергетическим подуровнем. Оно определяет количество и форму атомных орбиталей. Атомные орбитали, для которых l = 0, 1, 2, 3, соответственно
называют s-, p-, d-, f-орбиталями, а электроны, находящиеся на них, –
s-, p-, d-, f-электронами.
Например, запись 3s2 (читается «три эс два») показывает, что
в атоме есть 2 электрона с n = 3 и l = 0.
Магнитное квантовое число ml связано с магнитным моментом
электрона, обусловленным его движением в поле ядра, и указывает на
ориентацию атомной орбитали относительно избранного направления
или направления магнитного поля. Число ml может принимать целые
значения от –l до +l (включая 0). Число значений ml определяет число
орбиталей данного (s-, p-, d-, f-) типа.
Для s-орбитали l = 0, следовательно, ml = 0. Атомная орбиталь sэлектрона обладает сферической симметрией, т. е. имеет форму шара.
Для p-орбиталей l = 1 и возможны три значения ml (+1, 0, –1). Это указывает на три возможные ориентации p-орбиталей (вдоль взаимных
перпендикулярных осей).
Спиновое квантовое число ms характеризует внутреннее движение электрона – спин. Оно связано с собственным магнитным моментом электрона, обусловленным его движением вокруг своей оси. Это
квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и –1/2.
Два электрона, спиновые квантовые числа которых имеют противоположные значения, называются электронами с антипараллельными
спинами.
Атомную орбиталь схематически изображают в виде квантовой
ячейки – прямоугольника, а энергетические состояния электронов –
в виде стрелок в этих ячейках:
Распределение электронов в атомах по АО определяется тремя
положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии
(правила Клечковского), правилом Хунда.
9
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов Д. И. Менделеева
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел, или два любых электрона в атоме должны отличаться по крайней мере значениями одного
квантового числа.
Так, первый энергетический уровень состоит из одной атомной
орбитали s (n, ms, ml одинаковы), поэтому с учетом принципа Паули на
нем могут разместиться только два электрона с противоположными спинами. Графическое изображение атомной орбитали 1s будет иметь вид
Отметим, что заполнение электронами атомных p-орбиталей одного энергетического подуровня происходит таким образом, чтобы их
суммарное спиновое число было максимальным (правило Хунда). Суммарное спиновое число равно сумме ms всех электронов атома. Для
углерода оно будет максимальным, если p-электроны имеют параллельные спины (ms) одного знака: 1/2 + 1/2 = 1 или –1/2 + (–1/2) = –1. Если
спины электронов антипараллельны, суммарный спин равен нулю:
1/2 + (–1/2) = 0. Это условие впервые было сформулировано Хундом
и известно как правило Хунда.
Распределение электронов в атоме осуществляется в соответствии
с принципом наименьшей энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значением главного (n) и побочного (l) квантовых
чисел, то сначала электронами заполняются те энергетические поду-
ровни, для которых сумма (n + l) меньше (первое правило Клечковского).
Например, можно было бы предположить, что 19-й электрон
в атоме калия размещается на 3d-подуровне. Однако энергия 4s-подуровня оказывается меньше, чем подуровня 3d-, так как для 4s-подуровня n + l = 4 + 0 = 4, а для 3d-подуровня n + l = 3 + 2 = 5. В случае если
сумма n + l для двух электронов одинакова (например, для 3dи 4p-подуровней n + l = 5), то сначала электроны занимают атомную
орбиталь, соответствующую меньшему n (второе правило Клечковского).
Таким образом, формирование электронных оболочек атома калия происходит последовательно: 3p → 4s → 3d.
№ 19 K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.
Для атома скандия (№ 21): 3p → 4s → 3d.
№ 21 Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2.
В зависимости от того, на какой энергетический подуровень в атоме поступает электрон, элементы делятся на s-, p-, d-, f-элементы.
Периодический закон и система Д. И. Менделеева принадлежат
к числу важнейших обобщений естествознания, лежат в основе современного учения о строении вещества.
Периодическая система – это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов. Периодически повторяющиеся свойства простых веществ объясняются периодической повторяемостью электронных конфигураций атомов соответствующих
элементов.
№ 3 Li 2s1
№ 4 Be 2s2
№ 5 B 2s2 2p1
№ 11 Na 3s1 № 12 Mg 3s2
№ 13 Al 3s2 3p1
1
2
№ 19 K 4s
№ 20 Ca 4s
№ 31 Ga 3d10 4s1 4p1
Наиболее полную характеристику элемента по способности его
атомов принимать или отдавать электроны дает величина, называемая
электроотрицательностью (ЭО).
Электроотрицательность – это результирующая энергия ионизации и сродства к электрону. Сравнивая ЭО атомов, можно сравнить
и природу двух элементов, расположенных в разных группах, подгруппах и периодах.
Элемент, обладающий большим значением электроотрицательности, проявляет металлические свойства слабее, чем элемент с мень-
10
11
Из принципа Паули вытекают два следствия: максимальное число электронов на энергетическом уровне Nn = 2 · n2; максимальное число электронов на энергетическом подуровне Nl = 2 (2l + 1). Таким
образом, на s-подуровне возможны 2 электрона [ 2 (2 · 0 + 1) = 2];
на p-подуровне – 6 электронов [2 (2 · 1 + 1) = 6]; на d-подуровне –
10 электронов [2(2 · 2 + 1)] = 10.
В качестве примера приведем схему электронной структуры атома углерода: № 6 С 1s2 2s2 2p2. С помощью квантовых ячеек структура
записывается в следующем виде:
1 s2
2 s2
2 p2
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов Д. И. Менделеева
шим значением ЭО, и, наоборот, чем меньше значение ЭО, тем сильнее выражены металлические свойства элемента.
Электроотрицательность дает возможность судить о сдвиге электронного облака связи при соединении атомов различных элементов.
В химических соединениях каждому атому приписывают целочисленное значение заряда, которое называют степенью окисления. Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который приобрел
бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или
иное количество электронов. В отличие от валентности, которая определяет число связей и, следовательно, не имеет знака, степень окисления имеет знак заряда.
ния. Таким образом, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.
Пример 1. Определить высшую и низшую степени окисления
мышьяка, селена и брома.
Решение. Высшую степень окисления элемента определяет номер
группы периодической системы Д. И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества
электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2, np6). Данные элементы находятся соответственно в V, VI и VII группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s2p3, s2p4 и s2p5 . Таким образом, высшая степень окисления у As равна +5, Se равна +6, Br равна +7. Низшая соответственно
равна –3, –2, –1.
Вопросы для самоконтроля
1. Каково строение атома элемента?
2. В чем выражается двойственная природа электрона?
3. Что представляют собой понятия «атомная орбиталь», «электронное облако»?
4. Какие квантовые числа определяют состояние электронов в атоме, какие значения они имеют?
5. В чем сущность принципа Паули, правил Клечковского, правила Хунда?
6. Что называют нормальным и возбужденным состояниями атома?
7. Какова современная формулировка периодического закона
Д. И. Менделеева?
8. Что такое энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность?
9. На какие электронные семейства классифицируются элементы
в зависимости от характера заполнения электронных оболочек?
10. Какие свойства элементов изменяются периодически и какие
непериодически с увеличением заряда ядра атома элемента?
11. Как изменяются металлические свойства элементов в главных
подгруппах в связи с изменением радиуса атома элемента?
Индивидуальные задания
Пример 2. У какого из элементов четвертого периода – марганца
или брома – сильнее выражены металлические свойства?
Решение. Электронное строение атомов элементов:
№ 25 Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
№ 35 Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
Марганец – d-элемент VII В-группы, а бром – р-элемент VII
А-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два
электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне и, следовательно, тенденцией терять эти электроны.
Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону и, следовательно, приобретают отрицательную степень окисле-
Вариант 2
1. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или
5s; 6s или 5р? Написать электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.
12
13
Вариант 1
1. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К какому электронному семейству относится
каждый из них?
2. Написать формулы соединений германия, кремния, мышьяка
и брома с водородом.
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов Д. И. Менделеева
2. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк –
обладает более выраженными металлическими свойствами? Ответ
мотивировать исходя из строения атомов данных элементов.
Вариант 7
1. Написать электронные формулы атомов элементов под номерами 16 и 26. Распределить электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству будет относиться каждый из
указанных элементов?
2. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составить формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей
степени окисления.
Вариант 3
1. Написать электронные формулы атомов элементов под номерами 14 и 40. Сколько свободных d-орбиталей у атомов последнего элемента?
2. Какую низшую и высшую степень окисления проявляют углерод, фосфор, селен и бром? Составить формулы соединений этих элементов, отвечающих данным степеням окисления.
Вариант 4
1. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 15 и 28. Чему равен максимальный спин р-электронов
у атомов первого и d-электронов у атомов второго элемента?
2. Какую степень окисления можно приписать свинцу, углероду
и сере в соединениях Рb3О4, С6Н10, Н2S2О6?
Вариант 5
1. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или
3d; 5s или 4р? Почему? Написать электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22.
2. У какого элемента четвертого периода – хрома или селена –
сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов
образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивировать
строением атомов хрома и селена.
Вариант 6
1. Написать электронные формулы атомов элементов под номерами 9 и 28. Показать распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из
этих элементов?
2. Какую высшую и низшую степень окисления проявляет атом
некоторого элемента, структура внешнего энергетического уровня которого 5s2 5р3?
14
Вариант 8
1. Написать электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных d-орбиталей в атомах этих
элементов?
2. Составить формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени
окисления. Как изменяется кислотно-основный характер этих соединений при переходе от натрия к хлору?
Вариант 9
1. Сколько свободных d-орбиталей имеется у невозбужденных
атомов серы и циркония?
2. Структура внешнего энергетического уровня некоторого атома
элемента 4s2 4р2. Каковы формулы соединений, отвечающих высшей
и низшей степени окисления этого атома?
Вариант 10
1. Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента, неверны:
а) 1s2 2s2 2р5 3s1; б) 1s2 2s2 2р6; в) 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d 4;
г) 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 4s2? Почему?
2. Марганец может образовывать соединения, в которых проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составить формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления.
15
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов Д. И. Менделеева
Вариант 11
1. Структура внешнего энергетического уровня некоторых атомов элементов: 1) 4s2 4р2; 2) 3s2 3р3; 3) 2s2 2р6; 4) 5s2 5р5; 5) 4s2 4р5.
Какой из них обладает наибольшим сродством к электрону?
2. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют хлор,
сера, азот и углерод? Почему? Составить формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
2. Какой из элементов четвертого периода – хром или селен – обладает более выраженными металлическими свойствами? Почему?
Вариант 12
1. Структура внешнего энергетического уровня некоторых атомов элементов: 1) 3s2 3р6; 2) 3s1; 3) 2s2; 4) 4s1; 5) 3s2 3р1. Какой из них
имеет наименьшую энергию ионизации?
2. Какую низшую степень окисления проявляют углерод, фосфор,
сера и йод? Почему? Составить формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
Вариант 16
1. Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р7 или d12 электронов? Почему? Составить электронную формулу атома элемента
с порядковым номером 22 и указать его валентные электроны.
2. Электронная формула атома некоторого элемента имеет следующий вид: 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d3 4s2. Каковы формулы оксида и гидроксида атома этого элемента, в которых он проявляет высшую степень
окисления?
Вариант 13
1. Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-,
d- и f-орбитали данного энергетического уровня? Почему? Написать
электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31.
2. Электронная формула атома некоторого элемента 1s2 2s2 2р3.
Какова формула соединения, в котором этот атом проявляет низшую
степень окисления?
Вариант 14
1. Написать электронные формулы атомов элементов под номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит «провал» одного
4s-электрона на 3d-подуровень.
2. Какой из гидроксидов элементов является наиболее сильным
основанием: Сu(ОН)2, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Fe(ОН)2, Ва(ОН)2?
Вариант 15
1. Квантовые числа для электронов внешнего энергетического
уровня атомов некоторого элемента имеют следующие значения: n =
= 4; l = 0; ml = 0; ms = ±1/2. Написать электронную формулу атома этого
элемента и определить, сколько свободных 3d-орбиталей он содержит.
16
17
Тема 2. Химическая связь и строение молекул
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
3s
3p
3d
Тема 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ
При изучении темы следует уяснить сущность образования химической связи между атомами, ее характеристики, типы и разновидности химической связи.
Согласно методу валентных связей (ВС) механизм возникновения связи заключается в образовании электронных пар. При этом происходит частичное слияние одноэлектронных орбиталей двух атомов,
что приводит к увеличению электронной плотности между ядрами этих
атомов. В этом случае возникают силы притяжения между атомами
(электронные пары имеют противоположно направленные спины).
Такая двухцентровая, двухэлектронная связь называется ковалентной.
Ее основные свойства – насыщаемость, направленность и поляризуемость.
Насыщаемость ковалентной связи объясняется наличием у атома
определенного числа неспаренных электронов. Валентность, определяемую общим числом имеющихся в атоме неспаренных электронов
или образующихся при его последовательном возбуждении, называют
спинвалентностью. При возбуждении атома электроны могут переходить на свободные атомные орбитали, а атомы – проявлять бóльшую
валентность.
Пример 1. Определить валентность (спинвалентность) фосфора
в нормальном и возбужденном состояниях.
Решение. Распределение электронов внешнего энергетического
уровня фосфора (учитывая правило Хунда) по квантовым ячейкам
имеет вид
3s
3s
3p
3p
3d
3d
№ 15 Р
Атомы фосфора имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен
переход одного 3s-электрона в 3d-состояние:
18
№ 15 P∗
Отсюда валентность (спинвалентность) фосфора в нормальном
состоянии равна 3, а в возбужденном – 5.
Часто в образовании связи участвуют электроны разных энергетических состояний и, следовательно, орбитали разных конфигураций.
В этом случае может происходить так называемая гибридизация атомных орбиталей. Образуются новые гибридные орбитали, но уже одинаковой формы.
Пример 2. Какое строение имеют молекулы типа АВn, если связь
в них образуется за счет sp-, sp2-, sp3-гибридизации орбиталей атома А?
Решение. При гибридизации первоначальная форма и энергия
орбиталей взаимно изменяются и образуются орбитали новой одинаковой формы и энергии. Число гибридных орбиталей равно числу
исходных (таблица).
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип
молекулы
АB2
AB3
AB4
Исходные
орбитали
атома А
s+p
s +p +p
s+p+p+p
Тип
гибридизации
sp
sp2
sp3
Число
гибридных
орбиталей
атома А
2
3
4
Пространственная конфигурация молекулы
Линейная
Треугольная
Тетраэдрическая
Поляризуемость ковалентной связи объясняется различной электроотрицательностью образующих молекулу атомов. Электронное облако связи сдвигается к более электроотрицательному атому, и в молекуле образуется электрический момент диполя. За счет сдвига атомы
приобретают, как правило, дробный заряд (δ), называемый эффективным зарядом. Чем больше значение эффективного заряда, тем в большей степени связь носит ионный характер. Таким образом, ионную
связь следует рассматривать как крайний случай полярной ковалент19
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 2. Химическая связь и строение молекул
ной связи. Она отличается от ковалентной ненаправленностью и ненасыщенностью.
Если при образовании двойной или тройной ковалентных связей
атомные орбитали перекрываются по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, то такая связь называется σ-связью. Если перекрывание идет перпендикулярно линии, соединяющей ядра атомов
по обе стороны от нее, то связь называется π-связью. Шарообразные
s-орбитали образуют только σ-связи; р-орбитали – σ- и π-связи; d-орбитали могут участвовать в образовании σ-, π-, δ-связей.
Если теория ВС за атомами, входящими в состав молекулы, сохраняет их индивидуальность, то теория молекулярных орбиталей (МО)
рассматривает молекулу как единое целое. Заполнение молекулярных
орбиталей происходит так же, как и атомных, с соблюдением принципа Паули и правила Хунда. Для построения МО применяют способ
линейной комбинации атомных орбиталей (метод ЛКАО). При этом
МО, возникающим от сложения АО, соответствует более низкая энергия, чем исходным АО. Такие МО называют связывающими. Они способствуют образованию химической связи. МО, образующимся от вычитания атомных, соответствует более высокая энергия, чем исходным
АО, и такие МО называют разрыхляющими. Они энергетически неустойчивы и приводят к ослаблению химической связи.
Заполнение МО происходит по мере увеличения их энергии в такой последовательности:
σсв1s < σразр 1s < σсв 2s < σразр 2s < σсв 2ρх < πсв 2ρy = πсв 2ρz < πразр 2ρy =
= π разр 2ρz< σразр 2ρx.
Образование МО из атомных изображают в виде энергетических
диаграмм, в которых каждая из орбиталей обозначается прямоугольником. Орбитали с меньшей энергией помещаются ниже орбиталей,
имеющих бóльшую энергию. Число связывающих и разрыхляющих
электронов зависит от их числа в атомах исходных элементов.
гурацию. Так, электронная конфигурация молекул О2 и СО описывается следующим образом:
О2 [КК (σсвs )2 (σразрs )2 (πсврy )2 (πсврz)2 πразррy πразррz];
СО [КК(σсвs )2 (σразрs )2 (πсврy )2 (πсврz)2 (σсврx)2 ],
где КК – четыре 1s-электрона (два связывающих и два разрыхляющих) –
практически не оказывают влияния на химическую связь.
Атомные
орбитали N
Молекулярные
орбитали NO
σразр 2р
Атомные
орбитали О
πразр 2р
2р
2р
σсв 2р
πсв 2р
Вопросы для самоконтроля
Пример 3. Изобразить энергетическую схему заполнения электронами молекулярных орбиталей в молекуле NO (для 2р-электронов
атомов).
Решение. Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО
составляются формулы молекул, отражающие их электронную конфи-
1. Что называется химической связью? Каков механизм ее образования?
2. Какие количественные характеристики химической связи известны?
3. Как влияет на тип химической связи электротрицательность
элементов?
4. Какую химическую связь называют ковалентной? Ее виды
и свойства.
20
21
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 2. Химическая связь и строение молекул
5. Как метод валентных связей (ВС) объясняет образование ковалентной связи?
6. В чем сущность гибридизации атомных орбиталей?
7. Что такое σ- и π-связь?
8. Какие молекулы соединений называются полярными и какие
неполярными?
9. Что такое ионная связь и при каких условиях она возникает?
10. В чем сущность метода молекулярных орбиталей (МО)?
11. Какие молекулярные орбитали называют связывающими
и какие разрыхляющими?
12. Что такое водородная связь, в каких случаях она образуется?
13. Какую химическую связь называют металлической?
14. Как химическая связь определяет свойства веществ?
Вариант 6
Существование каких из приведенных молекул согласно теории
ВС невозможно: а) NF5; б) NF3; в) POF4; г) SF7; д) ICl3; е) POCl3?
Вариант 7
Какой тип гибридизации орбиталей осуществляется у атома фосфора в молекуле PF5?
Вариант 8
Сколько электронов находится на связующих и разрыхляющих
орбиталях в молекуле кислорода?
Индивидуальные задания
Вариант 9
Нарисовать энергетическую схему образования молекулы F2
по методу молекулярных орбиталей (МО).
Вариант 1
Чему равна валентность атома фосфора, обусловленная неспаренными электронами в нормальном и возбужденном состояниях?
Вариант 10
Нарисовать энергетическую схему образования молекулы N2 по
методу молекулярных орбиталей (МО).
Вариант 2
Валентность элемента равна общему числу орбиталей его атома,
принимающих участие в образовании химических связей. Чему равна
максимальная валентность атома бора?
Вариант 11
Чему равен порядок (кратность) связи в двухатомных молекуляр-
Вариант 3
Какие из следующих пар элементов могут образовывать ионные
соединения: а) Na и O2; б) P и S; в) Rb и F2; г) C и O2; д) Ba и Cl2;
е) N2 и Cl2?
Вариант 4
Какая из следующих связей между атомами более полярна:
а) F–F; б) H–Cl; в) H–I; г) P–Cl; д) Cl–I?
Вариант 5
Нарисовать энергетическую схему образования молекулы О2
по методу молекулярных орбиталей (МО).
22
ных ионах О +2 и О −2 ?
Вариант 12
Нарисовать энергетическую схему образования молекулярного
иона H +2 и молекулы Н2 по методу молекулярных орбиталей (МО).
Вариант 13
Чему равен порядок (кратность) связи в молекуле N2 и молекулярном ионе NО+?
Вариант 14
Какой тип гибридизации орбиталей осуществляется в ионах [PCl4]+
и [PCl6]–?
23
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 15
Нарисовать энергетическую схему образования молекулы Не2
и молекулярного иона He +2 по методу молекулярных орбиталей (МО).
Как метод МО объясняет устойчивость иона He +2 и невозможность существования молекулы Не2?
Вариант 16
Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределить эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?
24
Тема 3. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Основные понятия и термины: оксиды (оснóвные, кислотные,
амфотерные, несолеобразующие); гидроксиды (основные, кислотные,
амфотерные); соли (средние, кислые, основные); пероксиды.
При изучении темы следует научиться по названию химического
вещества правильно записывать его формулу и наоборот. Нужно четко
запомнить, что оксидом называется химическое соединение из двух
видов атомов, одним из которых обязательно является кислород: SO2,
Fe2O3, OsO4. Соотношение атомов в формуле определяется валентностью элементов, причем валентность кислорода всегда равна 2. Название оксида складывается из слова «оксид» и названия элемента. Например, SO2 – оксид серы (IV). В скобках указывается валентность элемента, если валентностей у него несколько.
Требуется научиться различать кислотные, основные и амфотерные оксиды по их отношению к кислотам и основаниям. Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами:
СаО + 2НСl = СаСl2 + Н2О
кислотные – образуют соли при взаимодействии с основаниями:
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2О
амфотерные – образуют соли как с кислотами, так и с основаниями:
ZnO + 2НСl = ZnСl2 + Н2О
ZnO + 2NaOH = Na2 ZnO2 + Н2О
Несолеобразующими оксидами считаются те, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями (NО2, NО, СО).
Следует ясно представлять, что к классу кислот относятся неорганические соединения, которые в химических реакциях являются донорами водорода, т. е. могут отдавать один или несколько ионов Н+.
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты различают одноосновные кислоты ( например, хлороводородная НСl, азотная
НNO3, бромоводородная НВr и другие), двухосновные (серная Н2SO4,
сернистая Н2SO3, угольная Н2СO3, сероводородная Н2S) и трехосновные (фосфорная Н3РO4, борная Н3ВO3).
25
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 3. Классификация неорганических соединений
Требуется хорошо запомнить, что основанием считается соединение, являющееся акцептором протона, т. е. способное присоединить
ион водорода Н+. В зависимости от числа протонов, которые могут
присоединяться к основанию, либо от числа гидроксогрупп (ОН–)
в формуле основания различают однокислотные основания (например
гидроксид калия KОН, гидроксид аммония NН4ОН), двухкислотные
(гидроксид магния Мg(ОН)2, гидроксид железа (II) Fe(ОН)2) и т. д.
К амфотерным гидроксидам следует отнести соединения, способные быть как донорами, так и акцепторами протонов. Поэтому они
взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями:
Zn(OH)2 + 2НСl = ZnСl2 + 2Н2О
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О
К амфотерным гидроксидам можно отнести Zn(OH)2, Аl(OH)3,
Рb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3.
Следует обратить внимание на класс солей. Нужно четко представлять себе, что средними солями называются соединения, в которых полностью замещены атомы водорода в кислоте на атомы металла, например Na2SO4 (сравни Н2SO4) или Са3(РО4)2 (сравни Н3РO4).
Название таких солей дается по названию кислотного остатка кислоты
с указанием металла, который образует соль: Н2SO4 (серная кислота)
Аl(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия.
Пероксидами называются соли пероксида водорода Н2О2, например Na2О2, ВаО2. Особенностью их строения является наличие связи
между атомами кислорода:
→ SO −4 2 (кислотный остаток – сульфат) → Na2SO4 (сульфат натрия);
азотная кислота НNO3 → NO 3– (кислотный остаток – нитрат) → KNO3
(нитрат калия).
Необходимо также уяснить, что кислыми солями называются соединения, в которых остался один или несколько атомов водорода вследствие неполного их замещения атомами металла. Перед названиями
кислых солей ставится приставка «гидро-». Причем два атома водорода обозначаются как «дигидро-», три атома – «тригидро-» и т. д.
NaНSO4 – гидросульфат натрия, KН2РO4 – дигидрофосфат калия,
Мg(НСО3)2 – гидрокарбонат магния.
Основными солями следует считать соли, в формулы которых входят одна или несколько гидроксогрупп ОН–. В название таких солей
вводят приставку «гидроксо-» с указанием числа групп ОН–: ди- (2),
три- (3), тетра- (4) и т. д. Например,
Fe(ОН)Сl – хлорид гидроксожелеза (II);
(NiОН)2SO4 – сульфат гидроксоникеля (II);
26
Na–O–O–Na
O–O
Ba
Вопросы для самоконтроля
1. В чем основное различие между кислотными и основными гидроксидами?
2. Что называется амфотерными оксидами и гидроксидами?
3. Каковы основные признаки кислоты и основания?
4. Какие соединения относятся к классу оксидов?
5. В чем принципиальная разница между кислыми и основными
солями?
6. В чем различие между оксидами и пероксидами?
7. Что определяет кислотность основания и основность кислоты?
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. По формулам написать названия веществ: а) ТiО2;
б) (МgОН)2S.
2. По названию написать формулы веществ: а) хромовая кислота;
б) гидроксид никеля (II).
Вариант 2
1. По формулам написать названия веществ: а) СН3СООН;
б) СоВr2.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид кобальта (II); б) оксид мышьяка (V).
27
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 3. Классификация неорганических соединений
Вариант 3
1. По формулам написать названия веществ: а) Аl(OH)2Сl;
б) СsОН.
2. По названию написать формулы веществ: а) кремниевая кислота; б) оксид хлора (VII).
Вариант 10
1. По формулам написать названия веществ: а) Cr(ОН)2; б) Р2О5.
2. По названию написать формулы веществ: а) двухромовая кислота; б) сульфид аммония.
Вариант 4
1. По формулам написать названия веществ: а) Сu2О; б) НMnО4.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидросульфид меди (II);
б) гидроксид калия.
Вариант 11
1. По формулам написать названия веществ: а) Тi(ОН)2SO4;
б) Fe(ОН)3.
2. По названию написать формулы веществ: а) сернистая кислота; б) оксид вольфрама (VI).
Вариант 5
1. По формулам написать названия веществ: а) Рb(ОН)4; б) НI.
2. По названию написать формулы веществ: а) нитрат тригидроксосвинца; б) оксид углерода (II).
Вариант 12
1. По формулам написать названия веществ: а) Н2СO3; б) PbО2.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид меди (II);
б) ацетат свинца (II).
Вариант 6
1. По формулам написать названия веществ: а) N2О4; б) KН2ВО3.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид золота (III);
б) сероводородная кислота.
Вариант 13
1. По формулам написать названия веществ: а) SO3; б) Сd(ОН)2.
2. По названию написать формулы веществ: а) азотистая кислота;
б) сульфат гидроксокальция.
Вариант 7
1. По формулам написать названия веществ: а) НNО2; б) LiОН.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидросиликат натрия; б) оксид азoта (III).
Вариант 14
1. По формулам написать названия веществ: а) НСl; б) NiSO3.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид алюминия; б) оксид осмия (VIII).
Вариант 8
1. По формулам написать названия веществ: а) Cr2О3; б) НСN.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид бария;
б) хлорид никеля (III).
Вариант 15
1. По формулам написать названия веществ: а) SiО2; б) NН4OН.
2. По названию написать формулы веществ: а) йодоводородная
кислота; б) гидрокарбонат калия.
Вариант 9
1. По формулам написать названия веществ: а) Вi(ОН)3; б) Cr(ОН)2.
2. По названию написать формулы веществ: а) фтороводородная
кислота; б) оксид железа (III).
Вариант 16
1. По формулам написать названия веществ: а) Fe(NО3)2; б) Н3РО3.
2. По названию написать формулы веществ: а) гидроксид кальция; б) оксид кремния.
28
29
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 4. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ ХИМИИ
При изучении данной темы студент должен усвоить такие понятия химии, как вещество, атом, молекула, химический элемент, относительная атомная масса и относительная молекулярная масса, моль
вещества, эквивалент вещества. Необходимо знать основные положения атомно-молекулярного учения, понимать сущность основных законов химии: закона сохранения массы и энергии, закона постоянства
состава, закона Авогадро, закона эквивалентов и других – и уметь
пользоваться ими при проведении расчетов, связанных с химическими
реакциями, технологическими процессами.
Количество вещества в химии, независимо от формы его существования или проявления, определяется такой единицей, как моль.
Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул,
атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько
содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.
Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества, определено с большой точностью: NА = 6,02 · 1023 (постоянная Авогадро).
Масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах,
численно равна относительной молекулярной массе этого вещества.
Так, относительная молекулярная масса свободного хлора Сl2 равна 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масса атомов хлора вдвое меньше
(35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора Сl2 содержит 2 моля атомов хлора.
Пример 1. Выразить в граммах массу одной молекулы СО2.
Решение. Молекулярная масса СО2 равна 44,0. Следовательно,
мольная масса СО2 равна 44,0 г/моль.
В 1 моле СО2 содержится 6,02 · 1023 молекул. Отсюда находим массу
одной молекулы:
m = 44,0/(6,02 · 10 ) = 7,31 · 10
23
–23
г.
Согласно закону Авогадро в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содер30
Тема 4. Основные законы и понятия химии
жится одинаковое число молекул. То есть одно и то же число молекул
любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем.
Вместе с тем 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул.
Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа
и при нормальных условиях (0 °С, давление 101,325 кПа) равен 22,4 л.
Эквивалентом вещества (Э) называется такое его количество,
которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же
количество атомов водорода в химических реакциях.
Масса 1 эквивалента вещества называется его эквивалентной массой (mэ) и выражается в г/моль.
Объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества,
называется эквивалентным объемом этого вещества (Vэ) и выражается
в л/моль.
Мольный объем любого газа при н. у. равен 22,4 л. Отсюда, например, эквивалентный объем водорода Vэ ( H2 ) , молекула которого состоит из двух атомов, т. е. содержит два моля атомов водорода, равен
22,4 : 2 = 11,2 л/моль.
Эквивалент элемента не является постоянной величиной, а зависит от валентности элемента в том или ином соединении.
Теоретически эквивалентная масса элемента рассчитывается по
формуле
mэ = А/В,
где А – атомная масса элемента; В – валентность элемента.
Для сложных веществ теоретически эквивалентная масса может
быть рассчитана по следующим формулам:
mэ кислоты = М кислоты/основность кислоты;
mэ основания = М основания/кислотность основания;
mэ оксида (соли) = М оксида (соли)/число атомов элемента ×
× валентность элемента,
где М – мольная масса вещества.
31
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 4. Основные законы и понятия химии
Соглаcно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам), т. е.
(m1/m2) = (m1э/m2э) или (V1/V2) = (V1э/V2э).
5. Как практически используются законы постоянства состава
и сохранения массы веществ?
6. Что такое эквивалент, эквивалентная масса, эквивалентный
объем вещества?
7. Сформулировать закон эквивалентов.
Пример 2. Элемент образует гидрид с массовой долей водорода
8,87 %. Вычислить эквивалентную массу элемента.
Решение. Массовая доля элемента в гидриде
ω(эл) = 100 % – 8,87 % = 91,13 %.
Согласно закону эквивалентов mэл/mн = mэ(эл)/mэ(н), отсюда
mэ(эл) = (mэл · mэ(н))/mн = (91,13 · 1)/8,87 = 10,3 г/моль.
Пример 3. Рассчитать массу металла, эквивалентная масса которого – 12,16 г/моль – взаимодействует с 310 мл кислорода (н. у.).
Решение. Так как мольная доля О2 (32 г/моль) при н. у. занимает
объем 22,4 л, то объем эквивалентной массы кислорода
(mэо = А0/В0 = 16/2 = 8 г/моль) будет 22,4/4 = 5,6 л = 5600 мл.
По закону эквивалентов m(Ме)/mэ(Ме) = V( O2 ) /Vэ (О2 ) , отсюда
m(Ме) = mэ(Ме) · V( O2 ) /Vэ (О2 ) = 12,16 · 310/5600 = 0,673 г..
Пример 4. На нейтрализацию кислоты массой 2,18 г израсходовано 2,49 г KОН. Определить эквивалентную массу кислоты.
Решение. mэ(KОН) = М(KОН)/кислотность = 56/1 = 56 г/моль.
По закону эквивалентов (m(кислоты)/m(KОН)) = (mэ (кислоты)/mэ (KОН)), отсюда mэ (кислоты) = m(кислоты) · mэ (KОН)/m(KОН) = 2,18 · 56/2,49 = 49 г/моль.
Вопросы для самоконтроля
1. Перечислить основные положения атомно-молекулярного
учения.
2. Что такое атомная, молекулярная массы? В каких единицах они
выражаются?
3. Как связаны между собой количество вещества, его масса
и молекулярная масса?
4. Как формулируется закон Авогадро? Какие условия газового
состояния называются нормальными?
32
Индивидуальные задания
Вариант 1
Мышьяк образует два оксида с массовыми долями мышьяка 65,2
и 75,8 %. Определить эквивалентные массы мышьяка в этих оксидах.
Вариант 2
Металл массой 0,864 г образовал хлорид массой 1,148 г. Определить эквивалентную массу металла, зная, что эквивалентная масса хлора
равна 35,5 г/моль.
Вариант 3
При восстановлении водородом оксида металла массой 2,68 г образовалась вода массой 0,648 г. Вычислить эквивалентную массу металла.
Вариант 4
Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытеснил водород объемом 0,936 л (н. у.). Определить эквивалентный объем
водорода. Эквивалентная масса алюминия равна 8,99 г/моль.
Вариант 5
Эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль. Эквивалентная
масса хлорида меди равна 99,0 г/моль. Установить формулу хлорида
меди.
Вариант 6
На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г KОН. Вычислить эквивалент, эквивалентную массу
и основность кислоты.
33
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 4. Основные законы и понятия химии
Вариант 7
При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой
выделилось 4,03 л водорода (н. у.). Вычислить эквивалентную массу,
мольную массу и атомную массу металла.
Вариант 15
Вещество содержит 38 % серы и мышьяк. Эквивалентная масса
серы равна 16,0 г/моль. Вычислить эквивалентную массу и валентность
мышьяка, составить формулу сульфида.
Вариант 8
В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислить эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равны атомная и мольная массы этого металла?
Вариант 16
Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого
равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода (н. у.). Определить массу металла.
Вариант 9
Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (н. у.).
Вариант 10
На восстановление 1,8 г оксида металла израсходовано 883 мл
водорода (н. у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.
Вариант 11
Кальций массой 0,69 г и цинк массой 1,13 г вытесняют из кислоты одинаковое количество водорода. Определить эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль.
Вариант 12
Вычислить эквивалент серы, если известно, что при сгорании серы
массой 5 г получился оксид серы SO2 массой 10 г.
Вариант 13
Для сгорания металла массой 4 г требуется кислород объемом
2,24 л (н. у.). Определить эквивалентную массу металла.
Вариант 14
Один оксид марганца содержит 22,56 % кислорода, а другой –
50,50 %. Вычислить эквивалентную массу и валентность марганца
в этих оксидах. Составить формулы оксидов.
34
35
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 5. Энергетика химических процессов
Тема 5. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
продуктов ∆Нн.п с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
∆Нх.р = Σ∆Нк.п – Σ∆Нн.п .
Остальные величины (энтропия и энергия Гиббса) рассчитываются аналогично.
Основные термины: внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал G (иногда Z или F).
Если внутренняя энергия системы уменьшается (∆U 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермический процесс). Если
внутренняя энергия системы увеличивается (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермический процесс).
Для систем, в которых процесс протекает при постоянном давлении, изменение теплосодержания системы обозначается энтальпией
∆Н. Для экзотермических процессов ∆Н меньше нуля, для эндотермических процессов – больше нуля.
Энтропия S является мерой вероятности состояния системы. Энтропия возрастает при переходе к более хаотичному состоянию системы (из жидкости в пар, например) и понижается с упорядочением системы (конденсация, сжатие).
Функцией состояния, одновременно отражающей изменение теплосодержания системы и влияние тенденции к достижению наиболее
вероятного состояния, служит энергия Гиббса
∆G = ∆Н – Т · ∆S.
Следует запомнить, что значение энергии Гиббса ∆G может служить критерием самопроизвольности протекания процесса при данных
условиях: при постоянной температуре и постоянном давлении химическая реакция может протекать самопроизвольно только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (∆G < 0).
Если значение ∆G = 0, то система находится в состоянии равновесия, для которого можно рассчитать температуру начала процесса:
Тн.п = ∆Н/∆S.
Для расчета изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса
применяют вывод из закона Гесса. Например, для энтальпии: тепловой
эффект химической реакции ∆Нх.р равен сумме теплот образования продуктов реакции ∆Нк.п за вычетом суммы теплот образования исходных
36
Пример 1. Вычислить тепловой эффект Нх.р реакции
2Р + Н2 + 3О2 = 2НРО3
Возможна ли эта реакция при 25 °С?
Решение. Применяем следствие из закона Гесса. Здесь продукт
реакции один – НРО3, начальных же продуктов три, следовательно,
∆Нх.р = 2∆H HP O3 – (2∆НР + ∆H H 2 + 3∆H O2 ).
Необходимые для расчета данные следует брать из приложения.
∆Нх.р = 2 (–982,4 кДж) – (2 · 0 + 0 + 3 · 0) = –1964,8 кДж.
∆Н < 0, следовательно, процесс идет с выделением тепла и является экзотермическим.
Для ответа на вопрос о возможности процесса при 25 °С следует
рассчитать энергию Гиббса по формуле ∆G = ∆Н – Т · ∆S.
∆Н уже рассчитана, считаем ∆S, применяя следствие из закона
Гесса:
∆Sх.р = 2∆H HP O3 – (2SР + S H2 + 3S O 2 ) = 2 · 150,6 – (2 · 22,8 + 130,6 + +
3 · 205) = –490 Дж/К = –0,49 кДж/К.
Затем 25 °С переводим в градусы шкалы Кельвина: 1 К = 1 °С +
+ 273,16. Следовательно, 25 °С приблизительно равны 298 К. Считаем
∆G при 298 К.
∆G = –1964,8 – 298 (–0,49) = – 1818,8 кДж.
∆G < 0, значит, при 25 °С процесс протекает самопроизвольно.
Пример 2. При взаимодействии 2,1 г железа с серой выделилось
3,77 кДж. Рассчитать теплоту образования сульфида железа.
Решение. В данном случае из двух простых веществ образуется
сложное. Согласно закону Ломоносова – Лавуазье теплота разложения
сложного вещества на простые равна теплоте образования сложного
вещества из простых, но имеет обратный знак.
Так как данная реакция идет с выделением теплоты, то ∆Н < 0,
теплота образования сульфида железа будет иметь отрицательный знак.
37
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 5. Энергетика химических процессов
Теплота образования, как и другие термодинамические величины, рассчитывается, как правило, на 1 моль вещества.
Найдем, сколько молей составляет 2,1 г железа, зная, что атомная
масса железа приблизительно равна 56 г/моль.
mFe = 2,1 : 56 = 0,0375 моль.
Составляем пропорцию:
0,0375 моль Fe – 3,77 кДж,
1,0000 моль Fe – х кДж,
откуда х = 100,5 кДж.
Следовательно, теплота образования ∆Н сульфида железа равна
100,5 кДж.
Вариант 3
1. Тепловой эффект реакции SО2 + 2Н2S = 3S + 2Н2О(ж) равен
–234,5 кДж. Определить теплоту образования сероводорода.
2. Вычислить, можно ли восстановить водородом оксид олова (IV)
до свободного металла при 298 К.
Вопросы для самоконтроля
1. Что такое энтропия? Как энтропия зависит от агрегатного состояния вещества и температуры?
2. Что является критерием самопроизвольности протекания процесса?
3. Какие процессы называются экзотермическими и какие эндотермическими?
4. Как формулируется следствие из закона Гесса?
5. Как соотносятся температуры по шкале Цельсия и Кельвина?
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется 40,25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия
с водой выделяется 36,46 кДж теплоты. Рассчитать ∆H Na 2O .
2. Вычислить, можно ли восстановить водородом оксид кальция
до свободного металла при 298 К.
Вариант 2
1. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определить теплоту образования Са(ОН)2.
2. Вычислить, можно ли восстановить водородом оксид цинка до
свободного металла при 298 К.
38
Вариант 4
1. Вычислить теплоту образования сахарозы С12Н22О11, если тепловой эффект реакции С12Н22О11 + 12О2 = 12СО2 + 11Н2О(ж) равен
– 5694 кДж.
2. Вычислить, можно ли восстановить водородом оксид никеля (II)
до свободного металла.
Вариант 5
1. Вычислить тепловой эффект данной реакции Al2O3 + 3SO3 =
= Аl2(SO4)3.
2. Вычислить, можно ли восстановить водородом оксид алюминия до свободного металла при 298 К.
Вариант 6
1. Определить тепловой эффект реакции NaН + Н2О(ж) = NaОН +
+ Н2, если ∆НNaH = –56,94 кДж/моль, ∆НNaOH = –469,47 кДж/моль.
2. Может ли оксид кальция быть восстановлен алюминием при
298 К?
Вариант 7
1. Определить тепловой эффект реакции 2РbS + 3O2 = 2РbО + 2SO2.
2. Вычислить, может ли оксид железа (II) быть восстановлен алюминием при 298 К.
Вариант 8
1. Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению
Hg(ONC)2 = Hg + 2CO + N2 (∆H = +364,2 кДж). Определить объем выделившихся газов и количество теплоты, поглощенной при взрыве
1,5 кг гремучей ртути.
2. Вычислить, может ли оксид меди (II) быть восстановлен алюминием при 298 К.
39
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 9
1. Вычислить количество теплоты, которое выделяется при сгорании 20 л диборана, если ∆H B O = –1264 кДж/моль, ∆H B 2 O6 =
2 3
= +31,4 кДж/моль. Целесообразно ли использовать в качестве топлива
диборан вместо этана, если теплота сгорания этана составляет
–1559,88 кДж/моль?
2. Вычислить, можно ли восстановить алюминием оксид железа (III)
при 298 К.
Вариант 10
1. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г карбоната натрия до оксида натрия и оксида углерода (IV), если тепловые
эффекты реакций следующие:
Nа2СО3 + SiО2 = Nа2SiО3 + СО2
∆Н = +819,29 кДж,
Nа2О + SiО2 = Nа2SiО3
∆Н = –243,50 кДж?
2. Вычислить, можно ли восстановить алюминием оксид хрома (III)
при 298 К.
Вариант 11
1. Рассчитать, возможна ли реакция 2Hg2Сl2 = 2HgСl2 + 2Hg
при 20 °С.
2. Вычислить энергию Гиббса для реакции СаСО3 = СаО + СО2
при 25, 500, 1500 °С. Определить температуру начала процесса.
Тема 5. Энергетика химических процессов
Вариант 14
1. Вычислить температуру начала процесса МеСО3 = МеО + СО2.
Какой из карбонатов МgСО3, ВаСО3 или СаСО3 наиболее термически
устойчив?
2. Вычислить тепловой эффект для протекающих в организме реакций превращения глюкозы:
а) С6Н12О6 = 2С2Н5ОН + 2СО2
б) С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О(ж)
Какая реакция поставляет организму больше энергии?
Вариант 15
1. Вычислить, возможна ли реакция РbО2 + Рb = 2РbО при 25 °С
и 273 °С.
2. Определить энтальпию образования РН3 исходя из уравнения
2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О(ж) (∆Нх.р = –2360 кДж).
Вариант 16
1. Вычислить температуру начала процесса С(графит) + 2Н2 = СН4.
2. Вычислить энтальпию образования ортофосфата кальция исходя из теплового эффекта реакции 3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2 (∆Нх.р =
= –739 кДж).
Вариант 12
1. Определить, возможна ли реакция Аl2О3 + 2SО3 = Аl2(SО4)3 при
127 °С.
2. Вычислить температуру начала процесса реакции FеО + СО =
= Fе + СО2.
Вариант 13
1. Вычислить температуру начала образования карбонила хрома
при взаимодействии хрома с оксидом углерода (II).
2. Вычислить, возможно ли самопроизвольное протекание реакции 8Аl + 3Fе3О4 = 9Fе + 4Аl2О3 при 20 °С.
40
41
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 6. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
Тема 6. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Зависимость скорости химической реакции от температуры для
гомогенных реакций определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на 10° скорость реакции возрастает примерно в 2–4 раза. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом γ.
Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе
химических реакций.
Скорость химических реакций определяется изменением концентраций реагирующих веществ или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени.
Скорость химической реакции зависит от природы и концентрации реагирующих веществ, давления (для реакций, идущих в газовой
фазе), температуры и присутствия катализатора.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действия масс, согласно которому скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций
реагирующих веществ. Например, для реакции Н2 + I2 = 2НI скорость
реакции v определяется выражением v = k [Н2] · [I2], где [Н2] и [I2] –
молярные концентрации, а k – фактор пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Константа скорости – постоянная
для данной химической реакции величина, которая зависит от химической природы реагирующих веществ, температуры и катализатора
и не зависит от концентраций реагирующих веществ.
Если в уравнении реакции имеются коэффициенты, то в выражении закона действия масс концентрация вещества возводится в степень,
соответствующую стехиометрическому коэффициенту. Например, для
реакции 3Н2 + N2 = 2NН3 v = k [Н2]3 · [N2].
Следует учитывать, что реакции могут протекать в одной агрегатной фазе (гомогенные реакции) и на поверхности раздела фаз (гетерогенные реакции).
Например, для гетерогенной реакции С(тв) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г)
скорость реакции зависит как от концентрации водяного пара, так и от
площади поверхности твердого угля, т. е. от степени его измельчения.
Степень развития поверхности твердого тела учитывается константой
скорости реакции, поэтому в выражении закона действия масс для гетерогенных химических реакций учитывается только концентрация
менее конденсированной фазы v = k [Н2О].
Пример 1. Как изменится скорость гомогенной реакции 2NO +
+ O2 = 2NO, если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Решение. Согласно закону действия масс скорость реакции до изменения объема v = k [NO]2 · [O2].
Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастает в 3 раза. Скорость реакции в этом случае
42
43
γ = vt + 10/vt .
Если температура изменилась на ∆t °С, то последнее уравнение
преобразуется к виду
νt1/νt0 = γ∆t/10.
Скорость химической реакции возрастает при повышении температуры. Это связано с тем, что элементарный акт химической реакции
протекает не при всяком столкновении реагирующих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных
частицах и тем самым создать возможность образования новых частиц. Отсюда каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации – некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать
молекулы, для того чтобы их столкновение было эффективным, т. е.
приводило бы к образованию нового вещества. С ростом температуры
число активных молекул увеличивается, что служит причиной возрастания скорости реакции.
Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора. При участии катализатора возникают нестойкие промежуточные соединения (активированные комплексы), снижая энергию активации реагирующих молекул. После участия в реакции химический
состав и масса катализатора остаются неизменными.
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 6. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
v′ = k (3[NO])2 · (3[O2]) = 27k [NO]2 · [O2]. Сравнивая выражения для v
и v′, находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.
фазе, увеличение давления будет смещать равновесие в сторону уменьшения количества молей газообразных веществ.
В общем случае сдвиг химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: если изменить одно из условий равновесной системы (нарушить равновесие), то в системе усиливается процесс, стремящийся ослабить это воздействие, т. е. процесс, стремящийся восстановить равновесие.
Пример 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен
2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении
температуры от 20 до 75 °С?
Решение. Поскольку t = 55 °С, то, обозначив скорость реакции при
20 и 75 °С соответственно через v и v′, можно записать:
v′/v = 2,855/10 = 2,85,5 = 287.
Химические реакции, протекающие одновременно в противоположных направлениях, называются обратимыми.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции, называется состоянием химического равновесия. Химическое равновесие имеет динамический характер. Концентрации веществ в системе, находящейся в равновесии, называются
равновесными.
Количественно состояние равновесия характеризуется константой равновесия – Kр, показывающей «глубину» протекания обратимой
химической реакции, т. е. константа равновесия при данной температуре отвечает соотношению между равновесными концентрациями
продуктов реакции и исходных веществ.
Например, для обратимой реакции синтеза аммиака 3Н2 + N2 →
←
→
2NН
константа
равновесия
может
быть
рассчитана
по
такой
фор←
3
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы СО +
+ Н2О →
← СО2 + Н2 при 850 °С равна 1. Вычислить равновесные концентрации всех веществ, если исходные концентрации веществ
[СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.
Решение. Kр = ([СО2]равн · [Н2]равн)/([СО]равн · [Н2О]равн).
Предположим, что к моменту равновесия [СО2]равн = x моль/л.
Согласно уравнению реакции число молей образовавшегося водорода
будет также x моль/л. По стольку же молей (x моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по x молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут следующими:
[СО2]равн = [Н2]равн = x моль/л; [СО2]равн = (3 – x) моль/л; [Н2О]равн =
= (2 – x) моль/л.
Зная константу равновесия, находим x, а затем и равновесные концентрации всех веществ: 1 = x2/[(3 – x) · (2 – x)]. Отсюда x равняется
1,2 моль/л. Таким образом, [СО2]равн = [Н2]равн = 1,2 моль/л, [СО2]равн =
= 3 – 1,2 = 1,8 моль/л, [Н2О]равн = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
муле: Kр = [NН3]2равн/([Н2]3равн · [N2]равн).
В выражение константы равновесия гетерогенной системы, как и
в выражение закона действия масс, входят только равновесные концентрации менее конденсированных фаз веществ.
Для конкретной системы равновесие может быть нарушено (сдвинуто в сторону прямой или обратной реакции) изменением концентрации, температуры, давления (для газовых смесей).
Увеличение концентрации исходного вещества или уменьшение
концентрации продукта реакции вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции. Повышение температуры реакции сместит равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, т. е. эндотермической реакции, а понижение температуры сместит равновесие
в сторону экзотермической реакции. Для реакций, идущих в газовой
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида
фосфора протекает по уравнению РСl5(г) = РСl3(г) + Сl2(г). Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить
равновесие в сторону прямой реакции, если ∆H = + 92,59 кДж?
Решение. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье:
а) так как реакция разложения РСl5 эндотермическая (∆Н > 0), то
для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить
температуру;
б) так как разложение 1 моля РСl5 приводит к образованию 2 молей новых веществ, то для смещения равновесия в сторону прямой
реакции надо уменьшить давление;
44
45
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 6. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации РСl3 или Сl2.
Вариант 2
1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода
в системе N2 + 3Н2 →
← 2NН3, чтобы скорость реакции образования
аммиака возросла в 100 раз?
2. Константа равновесия гомогенной системы СО + Н2О →
←
→
← СО2 + Н2 при некоторой температуре равна 1. Вычислить равновесные концентрации всех веществ, если исходные концентрации [СО]0 =
= 0,1 моль/л, [Н2О]0 = 0,4 моль/л.
Вопросы для самоконтроля
1. Что понимают под скоростью химической реакции?
2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
3. В чем различие между гомогенными и гетерогенными химическими реакциями?
4. Сформулируйте закон действия масс.
5. Что такое молекулярность и порядок реакции?
6. Что такое константа скорости химической реакции? Каков ее
физический смысл?
7. Что показывает температурный коэффициент скорости химической реакции? Как он рассчитывается?
8. Что такое энергия активации? Как она изменяется в присутствии катализатора?
9. В чем сущность гомогенного и гетерогенного катализов?
10. Что называется константой химического равновесия? От каких факторов она зависит?
11. В чем сущность принципа Ле-Шателье?
Индивидуальные задания
Вариант 3
1. Реакция между веществами А и В выражается уравнением
А + 2В → С. Начальные концентрации составляют [А]0 = 0,03 моль/л,
[В]0 = 0,05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некоторого
времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0,01 моль/л.
2. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2 →
← 2NН3 и не смещается равновесие системы N2 + О2 →
←
→
2NО?
Написать
выражения
для
констант
равновесия
каждой
из
дан←
ных систем.
Вариант 4
1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции,
если при увеличении температуры на 30° скорость реакции возрастает
в 15,6 раза?
2. Написать выражение для константы равновесия гомогенной
системы 2SО2 + О2 →
← 2SО3. Как изменится скорость прямой реакции,
если увеличить концентрацию SО2 в 3 раза?
Вариант 1
1. Написать выражение для расчета скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению А + 2В → АВ2.
Определить, во сколько раз увеличится скорость этой реакции: а) если
концентрация А увеличится в 2 раза; б) концентрация В увеличится
в 2 раза; в) концентрация обоих веществ увеличится в два раза.
2. Исходные концентрации NO и Сl2 в гомогенной системе
2NO + Сl2 →
← 2NOСl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислить константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.
Вариант 5
1. Как изменится скорость реакции NО + О2 = 2NО2: а) если увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем системы
в 3 раза; в) повысить концентрацию NО в 3 раза?
2. Написать выражение для константы равновесия гетерогенной
системы С + Н2О(г) →
← СО + Н2. Как следует изменить концентрацию
и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции –
образования водяных паров?
46
47
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 6. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
Вариант 6
1. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе
при понижении температуры на 30°, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 3?
2. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3Н2 →
← 2NН3
при температуре 400 °С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислить равновесную и исходную концентрации азота.
Вариант 10
1. Две реакции протекают при 25 °С с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, а второй –
2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95 °С.
2. При некоторой температуре равновесие в гомогенной системе
2NО + О2 →
← 2NО2 установилось при следующих концентрациях веществ: [NО] = 0,2 моль/л; [О2] = 0,1 моль/л; [NО2] = 0,1 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходную концентрацию NО и О2.
Вариант 7
1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции увеличилась
в 4 раза?
2. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода в системе Н2 + I2 →
← 2НI, если известно, что их начальные концентрации
составляли 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI – 0,03 моль/л.
Вычислить константу равновесия.
Вариант 11
1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В2
в системе 2А2(г) + В2(г) = 2А2В(г) , чтобы при уменьшении концентрации
А2 в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?
2. Константа равновесия гомогенной системы СО + Н2О →
←
→
СО
+
Н
при
некоторой
температуре
равна
1.
Вычислить
процент←
2
2
ный состав смеси в состоянии равновесия, если начальные концентрации СО и Н2О составляли по 1 моль/л.
Вариант 8
1. Вычислить, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру со 120 до 80 °С.
Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
2. Равновесие гомогенной системы 4НСl + О2 →
← 2Н2О + 2Сl2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:
[Н2О] = 0,14 моль/л; [Сl2] = 0,14 моль/л; [НСl] = 0,20 моль/л; [О2] =
= 0,32 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации хлороводорода и кислорода.
Вариант 9
1. Реакция идет по уравнению 2NО + О2 = 2NО2. Концентрации
исходных веществ [NО] = 0,03 моль/л; [О2] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода
до 0,10 моль/л, а концентрацию NО – до 0,06 моль/л?
2. Указать направление смещения равновесия в гомогенных системах 4НСl + О2 →
← 2Н2О + 2Сl2 (∆Н < 0); 2SО3 2SО2 + 2О2 (∆Н > 0):
а) при повышении температуры; б) при понижении давления. Привести выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
48
Вариант 12
1. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость
образования NО2 по реакции 2NО + О2 = 2NО2 возросла в 1000 раз?
2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО 2 + 2О 2 →
← 2SО 3 составляли: [SО 2 ] = 0,04 моль/л;
[О2] = 0,06 моль/л; [SО3] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации SО2 и О2.
Вариант 13
1. При 150 °С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее
при 200 °С.
2. Из 2 молей СО и 2 молей Сl2 образовалось при некоторой температуре 0,45 моля СОСl2. Вычислить константу равновесия системы СО + Сl2 СОСl2.
49
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 14
1. На сколько градусов следует повысить температуру системы,
чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз? Температурный коэффициент протекающей реакции равен 2.
2. Для гомогенной реакции Н2О + Вr2 →
← 2НВr при некоторой
температуре константа равновесия равна 1. Определить процентный
состав равновесной реакционной смеси, если исходная смесь состояла
из 3 молей Н2 и 2 молей Вr2.
Вариант 15
1. В системе СО + Сl2 = СОСl2 концентрацию оксида углерода
увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до
0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость реакции?
2. В замкнутом сосуде протекает гомогенная реакция АВ →
←
→
А
+
В.
Константа
равновесия
реакции
равна
0,04,
а
равновесная
←
концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найти начальную
концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось?
Вариант 16
1. Как изменится скорость реакции N2 + О2 = 2NО: а) при увеличении концентрации азота и кислорода в 2 раза; б) при увеличении температуры на 30 °С, если температурный коэффициент равен 2?
2. Найти константу равновесия реакции N2О4 →
← 2NО2, если начальная концентрация N2О4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия разложилось 50 % N2О4.
50
Тема 7. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Студент должен знать важнейшие физико-химические свойства
молекулярных растворов, такие как осмотическое давление и давление пара растворов, температура кипения и температура кристаллизации растворов, уметь рассчитывать концентрации растворов, производить пересчеты с одного способа выражения концентрации на другой.
Отношение количества растворенного вещества к массе (или объему) раствора (или растворителя) называют концентрацией раствора.
Концентрация раствора может быть выражена несколькими способами: как массовая доля растворенного вещества (или процентная
концентрация), как молярная концентрация (или молярность), как нормальная концентрация (или нормальность), как моляльная концентрация, как титр раствора.
Пример 1. Вычислить: а) процентную (ω %); б) молярную (См);
в) нормальную (Сн); г) моляльную (Сm) концентрации раствора Н3РО4,
полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/ см3. Чему равен титр (Т) этого раствора?
Решение. Выполним расчет концентрации раствора различными
способами:
а) процентная концентрация показывает число граммов вещества,
содержащееся в 100 г раствора. Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г (ρ = 1 г/см3), то масса полученного раствора равна
18 + 282 = 300 г, следовательно:
в 300 г раствора содержится 18 г растворенного вещества;
в 100 г раствора содержится x г растворенного вещества, т. е.
ω (%) = (100 · 18)/300 = 6 (%);
б) молярность показывает число молей растворенного вещества,
содержащегося в 1 л раствора.
Находим массу 1 л раствора, учитывая его плотность ρ = m/v, отсюда m = ρ · v, т. е. m = 1,031 · 1000 = 1031 г.
Массу кислоты 1 л раствора находим из соотношения
300 г – 18 г,
1031 г – x г.
51
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 7. Общие свойства растворов
x = (1031 · 18)/300 = 61,86 г.
Молярность раствора получим делением числа граммов Н3РО4
в 1 л раствора на молярную массу Н3РО4 (98 г/моль):
См = 61,86/98 = 0,63 М,
где М соответствует единице измерения моль/л;
в) нормальность показывает число эквивалентных масс растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Так как эквивалентная масса Н3РО4, т. е. mэ = М/3 = 98/3 =
= 32,66 г/моль, то Сн = 61,86/32,66 = 1,89 н.,
где н. соответствует единице измерения «эквивалентная масса/л»;
г) моляльная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.
Массу Н3РО4 в 1000 г растворителя находим из следующего соотношения:
на 282 г воды приходится 18 г кислоты,
на 1000 г воды приходится x г кислоты.
Следовательно, из пропорции следует, что x = (1000 · 18)/282 =
= 68,83 г, отсюда Сm= 63,8/98 = 0,65 моль/1000 г растворителя;
д) титром раствора называется количество граммов вещества, растворенного в 1 см3 (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится
61,86 г кислоты, то TH 3 PO4 = 61,86/1000 = 0,06186 г/см3.
Зная нормальность раствора и эквивалентную массу (mэ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле
Т = Сн · mэ / 1000.
смеси довели до 2 л. Вычислить молярную концентрацию полученного раствора.
Решение. Масса одного литра 10%-ного раствора KОН составляет 1000 · 1,092 = 1092 г. Находим количество KОН, содержащееся
в этом растворе, из соотношения
100 г – 1 г KОН,
1092 г – x г KОН.
x = (1092 · 10)/100 = 109,2 г KОН.
Масса 0,5 л 5%-ного раствора
(2500 · 1,045 · 5)/100 = 26,125 г KОН.
В общем объеме полученного раствора (2 л) масса KОН 109,2 +
+ 26,125 = 135,325 г. В 1 л нового раствора содержится 135,325/2 =
= 67,66 г KОН; молярность этого раствора См = 67,66/56 = 1,2 М,
где 56 г/моль – молярная масса KОН.
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3 раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов
реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям,
т. е. V 1/V2 = С н2/С н1, таким образом, 50/25 = 0,5/С н.кислоты, отсюда
Сн.кислоты = (25 · 0,5)/50 = 0,25 н.
Пример 3. К 1 л 10%-ного раствора KОН (плотность 1,092 г/см3)
прибавили 0,5 л 5%-ного раствора KОН (плотность 1,045 г/см3). Объем
52
Пример 4. Какой объем 96 %-ной кислоты (плотность 1,84 г/см3),
потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?
Решение. mэ H 2SO 4 = М/2 = 49 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н.
раствора требуется 49 · 0,4 · 3 = 58,85 г Н2SО4. Масса 1 см3 96 %-ной
кислоты равна 1,84 г. В этом растворе содержится масса H2SO4, равная
(1,84 · 96)/100 = 1,766 г.
Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять
58,85/1,766 = 33,32 см3 этой кислоты.
Разбавленные молекулярные растворы обладают рядом свойств,
количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.
По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением ∆t = K [(m · 1000)/(M · m1)], где K – криоскопическая или эбулиоскопическая константа, для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52;
m и М – соответственно масса растворенного вещества и его молярная
масса; m1 – масса растворителя.
53
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Примеры решения задач с использованием
вышеприведенного соотношения
Пример 5. Вычислить температуры кристаллизации и кипения
2%-ного водного раствора глюкозы С6Н12О6.
Решение. Понижение температуры кристаллизации 2%-ного
раствора ∆tкрист = 1,86 [(2 · 1000)/(180 · 98)] = 0,21 °С.
Вода кристаллизуется при 0 °С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0 – 0,21 = – 0,21 °С.
Повышение температуры кипения 2%-ного раствора глюкозы по
сравнению с температурой кипения чистой воды составит ∆t кип =
= 0,52 · [(2 · 1000)/(180 · 98)] = 0,06 °С.
Вода кипит при 100 °С, следовательно, температура кипения
раствора 100 + 0,06 = 100,06 °С.
Пример 6. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды,
кристаллизуется при –0,279 °С. Вычислить молярную массу глицерина.
Решение. Температура кристаллизации чистой воды равна 0 °С,
следовательно, понижение температуры кристаллизации раствора глицерина ∆tкрист = 0 – (–0,279) = 0,279 °С. Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г воды, рассчитывается из соотношения
на 800 г воды – 11,04 г глицерина,
на 1000 г воды – x г глицерина.
x = (1000 · 11,04)/800 = 13,8 г.
Подставляя в уравнение М = K(m/∆t) полученные данные, вычисляем молярную массу глицерина: М = (1,86 · 13,8)/0,279 = 92 г/моль.
Пример 7. Вычислить процентную концентрацию водного раствора мочевины (NН2)2СО, зная, что температура кристаллизации этого
раствора равна –0,465 °С.
Решение. Температура кристаллизации чистой воды равна 0 °С,
следовательно, ∆t = 0 – (–0,465) = 0,465 °С. Зная, что молярная масса
мочевины равна 60 г/моль, находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды:
m = (∆t · М)/K = (0,465 · 60)/1,86 = 15 г.
Общая масса раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет
1000 + 15 = 1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения
54
Тема 7. Общие свойства растворов
в 1015 г раствора – 15 г вещества,
в 100 г раствора – x г вещества.
x = (100 · 15)/1015 = 1,48 %.
Вопросы для самоконтроля
1. Что такое раствор, концентрация раствора?
2. Дать определение понятиям «насыщенный раствор», «ненасыщенный раствор», «пересыщенный раствор».
3. Каковы наиболее распространенные способы выражения концентраций?
4. В чем заключается закон Рауля, следствия из него?
5. Что такое осмос, осмотическое давление?
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. Вычислить молярную и нормальную концентрации 20%-ного
раствора хлорида кальция, плотность которого равна 1,178 г/см3.
2. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола,
кристаллизуется при 5,296 °С. Температура кристаллизации бензола
составляет 5,5 °С. Криоскопическая константа равна 5,1. Вычислить
молярную массу растворенного вещества.
Вариант 2
1. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaОН, плотность
которого 1,328 г/см3? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.
2. Вычислить температуру кристаллизации раствора мочевины
(NН2)2СО, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая
константа воды составляет 1,86.
Вариант 3
1. Вычислить нормальность и моляльную концентрацию
20,8%-ного раствора НNО3, плотность которого равна 1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора?
55
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 7. Общие свойства растворов
2. Вычислить процентную концентрацию водного раствора сахара С12Н22О11, зная температуру кристаллизации раствора (–0,93 °С).
Криоскопическая константа воды равна 1,86.
Вариант 8
1. Какой объем 20,01%-ного раствора НСl (плотность 1,100 г/см3)
требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (плотность
1,050 г/ см3)?
2. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого электролита в 300 г
воды, кристаллизуется при –0,465 °С. Вычислить мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды равна 1,86.
Вариант 4
1. К 3 л 10%-ного раствора НNО3, плотность которого равна
1,054 г/см3, прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислить процентную и молярную концентрации
полученного раствора, если считать, что его объем равен 8 л.
2. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры С10Н16О в 100 г бензола,
кипит при 80,714 °С. Температура кипения бензола 80,2 °С. Вычислить эбулиоскопическую константу бензола.
Вариант 5
1. Вычислить молярную, нормальную и моляльную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия, плотность которого равна
1,149 г/см3.
2. Вычислить мольную массу неэлектролита, зная, что раствор,
содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при
–0,279 °С. Криоскопическая константа воды составляет 1,86.
Вариант 6
1. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3
0,3 н. раствора Н2SО4 прибавить 125 см3 0,2 н. раствора KОН?
2. Вычислить процентную концентрацию водного раствора глицерина С3Н5(ОН)3, зная, что этот раствор кипит при 100,39 °С. Эбулиоскопическая константа воды равна 0,52.
Вариант 7
1. Для осаждения в виде АgСl всего серебра, содержащегося
в 100 см3 раствора АgNО3, потребовалось 50 см3 0,2 н. раствора НСl.
Чему равна нормальность раствора АgNО3? Сколько граммов АgСl
выпало в осадок?
2. Вычислить температуру кипения 5%-ного раствора нафталина
С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола составляет 80,2 °С. Его
эбулиоскопическая константа равна 2,57.
56
Вариант 9
1. Смешали 10 см3 10%-ного раствора НNО3 (плотность 1,056 г/см3)
и 100 см3 30%-ного раствора НNО3 (плотность 1,184 г/см3). Вычислить
процентную концентрацию полученного раствора.
2. Вычислить криоскопическую константу уксусной кислоты, зная,
что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,178 °С. Температура кристаллизации
уксусной кислоты составляет 16,65 °С.
Вариант 10
1. Какой объем 50%-ного раствора KОН (плотность 1,538 г/см3)
требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора KОН (плотность
1,048 г/см3)?
2. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого электролита в 500 г воды, равна –0,558 °С. Вычислить мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды
равна 1,86.
Вариант 11
1. На нейтрализацию 31 см3 0,16 н. раствора щелочи требуется
217 см3 раствора Н2SО4. Чему равны нормальность и титр раствора
Н2SО4?
2. Сколько граммов анилина С6Н5NН2 следует растворить в 50 г
этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53 °С? Эбулиоскопическая
константа этилового эфира равна 2,12.
Вариант 12
1. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaОН в 40 см3?
57
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
2. Вычислить температуру кристаллизации 2%-ного раствора
этилового спирта С2Н5ОН, зная, что криоскопическая константа воды
составляет 1,86.
Вариант 13
1. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислить нормальность раствора
кислоты.
2. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 75 г
воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465 °С?
Криоскопическая константа воды равна 1,86.
Вариант 14
1. Сколько граммов НNО3 содержалось в растворе, если на его
нейтрализацию потребовалось 35 см3 0,4 н. раствора NaОН? Чему равен титр раствора NaОН?
2. Вычислить процентную концентрацию водного раствора глюкозы С6Н12О6, зная, что этот раствор кипит при 100,26 °С. Эбулиоскопическая константа воды равна 0,52.
Вариант 15
1. Сколько граммов NaNО3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы
приготовить 20%-ный раствор?
2. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 г
бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7 °С? Криоскопическая константа бензола равна 5,1.
Вариант 16
1. Из 700 г 60%-ного раствора серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна процентная концентрация оставшегося
раствора?
2. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 250 г
воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,26 °С? Эбулиоскопическая константа воды равна 0,52.
58
Тема 8. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
При изучении темы необходимо усвоить следующие понятия: электролит и неэлектролит, сильный и слабый электролит, диссоциация,
степень и константа диссоциации, изотонический коэффициент, активность, ионная сила раствора.
При изучении явления электролитической диссоциации следует
понять, что называется раствором электролита и в чем суть явления
электролитической диссоциации, проследить взаимосвязь степени
и константы диссоциации, сильного и слабого электролита, отметить
соотношение концентрации раствора с активностью и ионной силой
раствора. Требуется также обратить внимание, как влияет диссоциация раствора электролита на его коллигативные свойства (осмотическое давление, температуру кипения и замерзания и т. д.).
Основными показателями, характеризующими процесс диссоциации того или иного вещества под действием полярного растворителя,
являются константа диссоциации Кд и степень диссоциации α. Между
ними существует взаимосвязь, выраженная законом Оствальда:
Кд = (См · α2)/(1 – α) – для сильных электролитов,
Кд = См · α2 – для слабых электролитов (α < 0,01),
где См – молярная концентрация раствора электролита.
Пример 1. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М
растворе хлорноватистой кислоты НОСl, если Кд = 5 · 10–8.
Решение. Если в растворе электролита КА степень его диссоциации
равна α, то концентрация ионов К+ и А− в растворе одинакова и составляет
[К+] = [А−] = α · См.
Это выражение можно преобразовать и получить
[К+] = [А−] = См · (Кд/См)1/2 = (Кд · См)1/2.
Хлорноватистая кислота диссоциирует следующим образом:
+
−
НОСl →
← Н + ОСl
+
Следовательно, [Н ] = [ОСl−] = (5 · 10−8 · 0,1)1/2 = 7 · 10−5 моль/л.
Ответ: концентрация ионов водорода составляет 7 · 10−5 моль/л.
59
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 8. Электролитическая диссоциация. Свойства растворов электролитов
Пример 2. Определить температуру замерзания раствора,
содержащего 21,2 г соды в 800 г воды, если α = 92 %.
Решение. Электролитическая диссоциация оказывает влияние на
такие свойства раствора, как температура кипения и температура замерзания. Понижение температуры кристаллизации (замерзания)
и повышение температуры кипения раствора электролита по сравнению с температурой кипения или замерзания чистого растворителя рассчитывают по формулам
∆tзам = i · K · m; ∆tкип = i · Е · m,
где i – изотонический коэффициент, показывающий, во сколько раз
возросло число частиц в растворе в результате диссоциации молекул
вещества;
m – моляльная концентрация раствора, моль/1 кг растворителя;
K – криоскопическая постоянная (для водных растворов равна 1,86);
Е – эбулиоскопическая постоянная (для водных растворов равна
0,52).
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации
соотношением α = (i – 1)/(n – 1), где n – число ионов, образовавшихся
при диссоциации одной молекулы вещества. Если исходить из уравнения
диссоциации, то для NaCl n = 2; для Н3РО4 n = 4 и т. д.
Сода, или карбонат натрия, диссоциирует в две стадии:
–
+
а) Na СО →
← Na + NaCO
Значит, температура замерзания раствора электролита будет равна
–1,32 °С.
2
3
3
–
2–
+
б) NaCO 3 →
← Na + CO 3
2–
Суммарный процесс: Na2СО3 2Na+ + CO 3 .
Образуются три иона, следовательно, n = 3. Находим изотонический
коэффициент:
0,92 = (i – 1)/(3 – 1), откуда i = 2,84.
Вычисляем моляльную концентрацию раствора. 21,2 г соды составляют 21,2/106 = 0,2 моль. Это количество (0,2 моль) соды приходится на 800 г растворителя, тогда на 1 кг растворителя придется (0,2 ×
× 1000)/800 = 0,25 моль. Это и будет моляльная концентрация раствора.
Далее определяем, насколько понизится температура замерзания
раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя (воды):
∆tзам = i · K · m = 2,84 · 1,86 · 0,25 = 1,32.
60
Пример 3. Вычислить степень диссоциации при 0 °С 0,05
молярного раствора сульфата цинка, если осмотическое давление этого
раствора равно 1,6 · 102 кПа.
Решение. Для вычисления осмотического давления раствора
электролита используют формулу
Росм = i · Cм · R · T,
где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль · К)); Т –
температура по шкале Кельвина.
Исходя из данных задачи, вначале следует вычислить изотонический коэффициент:
i = Росм/(Cм · R · T) = (1,6 · 102)/(0,05 · 8,31 · 273) = 1,41.
2–
2+
Сульфат цинка диссоциирует на два иона: ZnSO →
← Zn + SO 4 ,
4
следовательно, n = 2.
Тогда степень диссоциации находим из выражения
α = (i – 1)/(n – 1) = (1,41 – 1)/(2 – 1) = 0,41.
Отсюда степень диссоциации сульфата цинка равна 41 %.
Пример 4. Вычислить активные концентрации сульфата меди
и сульфата калия в 250 мл раствора, содержащего 1,6 г сульфата меди
и 0,44 г сульфата калия.
Решение. Активная концентрация, или активность соединения,
определяется произведением активностей ионов, составляющих соеди2
нение: a CuSO 4 = aCu 2+ · aSO2 – , aK 2SO 4 = aK + · aSO2 – .
4
4
Активность отдельно взятого иона вычисляется по формуле а =
= f · CМ, где f – коэффициент активности, а CМ – молярная концентрация
вещества и соответствующих ионов.
Молярная концентрация C M CuSO 4 равна 0,04 моль/л, тогда концентрация CM Cu 2+ = C M SO 2– = 0,04 моль/л.
4
Молярная концентрация CM K 2 SO 4 равна 0,01 моль/л, тогда концентрация CM K + = 0,02 моль/л, а CM SO 2– = 0,01 моль/л.
4
В водных растворах электролитов коэффициент активности зависит от концентрации и заряда всех присутствующих в растворе ионов.
61
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 8. Электролитическая диссоциация. Свойства растворов электролитов
Для количественного выражения этой зависимости введено понятие
об ионной силе раствора J, которая численно равна полусумме произведений концентрации каждого иона на квадрат его заряда z:
J = 0,5/(с1 · z12 + с2 · z22 + с3 · z32 + …).
В нашем случае J = 0,5/(0,04 · 22 + 0,04 · 22 + 0,02 · 12 + 0,01 · 22) =
= 0,19.
Коэффициенты активности отдельных ионов рассчитываются
по формуле lg f = –0,5z2 · J1/2, тогда
Индивидуальные задания
lg f Cu 2+ = lg f
SO 24 –
= –0,5 · 22 · 0,191/2 = –0,87, oткуда f = 0,13.
lg f K + = –0,5 · 12 · 0,191/2 = – 0,22, oткуда f = 0,61.
Следовательно, активность иона SO 24 – :
Вариант 1
1. Почему вода хорошо растворяет хлорид натрия, но не растворяет парафин, а бензин, наоборот, не растворяет поваренную соль,
но хорошо растворяет парафин?
2. Степень диссоциации нитрата калия в растворе, содержащем
4,55 г нитрата калия и 50 г воды, равна 70 %. Во сколько раз повышение температуры кипения этого раствора больше повышения температуры кипения раствора неэлектролита, имеющего одинаковую молярную концентрацию?
Вопросы для самоконтроля
Вариант 2
1. Раствор какого вещества: соляной кислоты или хлорида натрия
(концентрации одинаковы) – лучше проводит электрический ток? Доказать.
2. Раствор, содержащий 14,62 г NaСl в 500 г воды, замерзает при
–1,67 °С. Вычислить степень диссоциации этого электролита в растворе и осмотическое давление раствора при 27 °С. Плотность раствора
равна 1000 кг/м3.
3. Сколько растворенных частиц (ионов и недиссоциированных
молекул) должен содержать 1 л 0,0001 н. раствора синильной кислоты,
константа диссоциации которой равна 4,9 · 10–10?
1. Что называется изотоническим коэффициентом?
2. В чем заключается механизм процесса диссоциации?
3. В чем суть понятия «сила электролита»?
4. Какова связь между «кажущейся» и истинной степенью диссоциации?
5. Что называется ступенчатой диссоциацией?
6. Как влияет разбавление раствора на степень диссоциации слабого электролита?
7. Какова связь концентрации раствора и его активностью?
Вариант 3
1. Как изменится электропроводность 10 М раствора соляной кислоты при разбавлении его водой в 2 раза?
2. Степень диссоциации молекул гидроксида натрия в растворе,
содержащем 4,1 г NaОН в 200 г воды, равна 88 %. Определить температуру кипения этого раствора.
3. Вычислить степень диссоциации гидроксида аммония в 1 н.
растворе, если в 1 л этого раствора содержится 6,045 · 1023 растворенных частиц.
aSO 2– = 0,13 · 0,05 = 0,0065 моль/л.
4
Активность иона меди aCu 2+ = 0,13 · 0,04 = 0,0052 моль/л.
Активность иона калия aK + = 0,61 · 0,02 = 0,0122 моль/л.
И, наконец, активные концентрации полных соединений
a CuSO4 = 0,0065 · 0,0052 = 3,38 · 10–5,
aK 2SO 4 = 0,0122 · 0,0065 = 7,93 · 10–5.
Вариант 4
1. Вычислить активность ионов натрия и хлора в 0,01 М растворе
хлорида натрия.
62
63
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 8. Электролитическая диссоциация. Свойства растворов электролитов
2. Водные растворы мочевины СО(NН2)2 и хлорида кальция, содержащие в одинаковых массах растворителя соответственно 0,5 моль
и 0,25 моль растворенного вещества, кипят при одной и той же температуре. Найти степень диссоциации хлорида кальция в этом растворе.
3. Во сколько раз концентрация ионов водорода Н+ в 1 н. растворе
азотной кислоты (α = 82 %) больше, чем в 1 н. растворе серной кислоты
(α = 51 %)?
Вариант 8
1. Вычислить ионную силу 0,01 М раствора хлорида аммония
и фосфата магния.
2. Написать ступенчатую диссоциацию (уравнения) фосфата натрия, фосфорной кислоты, гидроксида железа (III).
3. Константа диссоциации фосфорной кислоты по первой ступени равна 7,11 · 10–3. Пренебрегая диссоциацией по другим ступеням,
вычислить концентрацию ионов водорода в 0,5 М растворе.
Вариант 5
1. Вычислить ионную силу, коэффициент активности иона Са2+
и его активность в растворе, 1 л которого содержит 0,002 моль СаСl2
и 0,003 моль нитрата кальция.
2. Раствор, содержащий 1,7 г хлорида цинка в 250 г воды, замерзнет при –0,23 °С. Определить степень диссоциации ZnCl2 в этом растворе.
3. При какой концентрации муравьиной кислоты 98 % ее молекул
будет находиться в недиссоциированном состоянии? Kд = 1,77 · 10–4.
Вариант 6
1. Вычислить ионную силу, коэффициент активности иона SO 24 –
и его активность в растворе, 1 л которого содержит 0,003 моль сульфата натрия и 0,002 моль сульфата калия.
2. Вычислить осмотическое давление 0,1 М раствора нитрата кальция при 57 °С, если степень диссоциации равна 64 %.
3. Константа диссоциации слабой азотистой кислоты равна
5,1 · 10–4. Вычислить степень диссоциации этой кислоты в 0,01 М растворе и концентрацию ионов водорода в растворе.
Вариант 7
1. В 0,002 М растворе хлорида лития степень диссоциации равна
97 %, а в 0,2 М растворе – 81 %. Объясните причины.
2. Вычислить степень диссоциации хлорида калия в растворе,
содержащем 4,47 г KCl в 100 г воды, если этот раствор замерзнет при –2 °С.
3. Степени диссоциации уксусной кислоты в 0,1 н., 1 н. и 0,01 н.
растворах соответственно равны 1,34, 0,42 и 4,25 %. Вычислить Kд кислоты для указанных растворов; доказать, что Kд не зависит от концентрации раствора.
64
Вариант 9
1. Определить ионную силу раствора, содержащего 1,52 г гидрокарбоната кальция в 250 мл воды.
2. Раствор содержит 31,5 г нитрата кальция в 500 мл раствора.
Вычислить константу диссоциации соли, если степень диссоциации
равна 70 %.
3. Какова концентрация водородных ионов в 1 н. растворе синильной кислоты, если Kд = 4,9 · 10–10?
Вариант 10
1. Рассчитать ионную силу раствора, содержащего 2,08 г хлорида
бария и 5,85 г хлорида натрия в 500 мл раствора.
2. Определить осмотическое давление 0,01 н. раствора сульфата магния при 18 °С, если степень диссоциации этого электролита равна 66 %.
3. Определить степень диссоциации и концентрацию ионов ОН–
в 0,1 н. растворе гидроксида аммония, если Kд = 1,77 · 10–5.
Вариант 11
1. При растворении 0,1 моль НF в 1 л воды 15 % растворенных
молекул распалось на ионы. Чему равен изотонический коэффициент
этого раствора?
2. Кажущаяся степень диссоциации 0,12 М раствора нитрата серебра равна 60 %. Вычислить концентрацию ионов серебра и нитрат
ионов в этом растворе.
3. Вычислить активную концентрацию 0,005 М раствора сульфата алюминия. Коэффициенты активности ионов Al3+ и SO 24 – соответственно равны 0,285 и 0,495.
65
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 8. Электролитическая диссоциация. Свойства растворов электролитов
Вариант 12
1. Вычислить активные концентрации всех ионов в растворе, если
в 1 л этого раствора содержится 0,02 моль Fe(NO3)2 и 0,02 моль Са(NO3)2.
–
2. Концентрация ионов NO3 в растворе Рb(NO3)2 равна 2,232 г/л.
Степень диссоциации этой соли равна 0,72. Найти молярную концентрацию раствора нитрата свинца.
3. Рассчитать ионную силу раствора сульфата калия, молярная
концентрация которого равна 0,005 моль/л.
3. Вычислить концентрацию ионов [H+] , [HSe–] и [Se2–] в 0,05 М
растворе селеноводородной кислоты H2Se.
Вариант 13
1. Изотонический коэффициент 6,8%-ного водного раствора соляной кислоты равен 1,66. Вычислить температуру замерзания этого
электролита.
2. Как изменится концентрация ионов ОН– в 1 н. растворе гидроксида аммония, если к 5 л его добавить 26,75 г хлорида аммония, степень диссоциации которого 85 %? Kд(NH OH) = 1,77 · 10–5.
4
3. Раствор содержит нитрат свинца и соляную кислоту соответственно в количестве 0,005 и 0,001 моль на 1 л раствора. Рассчитать
активную концентрацию каждого из электролитов в растворе.
Вариант 16
1. Угольная кислота в основном диссоциирует по первой ступени.
Концентрация ионов водорода в 0,005 М растворе этой кислоты равна
4,25 · 10–5. Определить Kд.
2. Изотонический коэффициент 0,2 н. раствора гидроксида натрия
равен 1,8. Вычислить осмотическое давление этого раствора при 10 °С.
3. Рассчитать активную концентрацию сульфата алюминия, если
раствор имеет молярную концентрацию, равную 0,03 моль/л.
Вариант 14
1. Вычислить ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/л нитрата кальция и 0,01 моль/л хлорида кальция.
2. Какова концентрация ионов СN– в 1 л 0,01 н. раствора синильной кислоты, в котором еще содержится 0,5 моль НВr? Степень диссоциации НВr равна 89,8 %. Kд(HCN) = 4,9 · 10–10.
3. Раствор, содержащий 16,05 г нитрата бария в 500 г воды, кипит
при 100,122 °С. Рассчитать изотонический коэффициент этого раствора.
Вариант 15
1. Рассчитать активную концентрацию ацетата натрия, если в 500 мл
раствора содержится 0,041 г ацетата натрия.
2. Сколько граммов формиата натрия надо добавить к 1 л 0,1 М
раствора муравьиной кислоты для того, чтобы концентрация ионов Н+
стала равной 10–4 моль/л? Степень диссоциации формиата натрия равна 75 %. Константа диссоциации муравьиной кислоты в растворе равна 1,77 · 10–4.
66
67
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 9. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. ГИДРОЛИЗ
СОЛЕЙ
При изучении темы необходимо усвоить следующие понятия: водородный показатель – рН; кислотно-основные индикаторы; гидролиз;
степень и константа гидролиза солей; факторы, влияющие на гидролиз.
При растворении солей в воде наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов могут
протекать обменные реакции между молекулами воды и растворенного вещества, называемые гидролизом.
Следует помнить, что вода является очень слабым электролитом.
+
−
+
−
Равновесие реакции Н2О →
← Н + ОН или 2Н2О →
← Н3О + ОН
характеризует ионное произведение воды К(H2O) = [Н+] · [ОН−] = 10–14
(Т = 25 °С).
В чистой воде при 25 °С [Н+] = [ОН–] = 10–7моль/л.
При добавлении к воде кислот или щелочей концентрация ионов
водорода и гидроксид-ионов меняется, что влияет на равновесие диссоциации воды.
Концентрацию ионов водорода удобно выражать в логарифмической шкале. Отрицательный десятичный логарифм этой концентрации называют водородным показателем и обозначают рН.
pН = –lg [Н+].
Для нейтрального раствора рН = 7, для кислого – рН < 7, для щелочного – рН > 7.
Изменение рН при растворении солей в воде является одним из
основных признаков, указывающих на протекание в растворе гидролиза. Следует иметь в виду, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.
Характер гидролиза растворенного вещества определяется природой соли. Различают несколько вариантов взаимодействия соли
с водой.
Пример 1. Соль, образованная сильным основанием и слабой
кислотой, гидролизуется по аниону, так как анион образует с ионами
68
Тема 9. Водородный показатель. Гидролиз солей
водорода воды слабодиссоциирующее соединение:
KСN + Н2О →
← KОН + НСN
или в ионной форме
−
СN− + Н2О →
← ОН + НСN.
Реакция среды щелочная (рН > 7).
Соли, образованные многоосновной слабой кислотой, гидролизуются ступенчато:
1. K2СО3 + Н2О →
← KНСО3 + KОН
–2
→
или в ионной форме CO + Н О ← HCO – + ОН−
3
3
2
2. KНСО3 + Н2О →
← Н2СО3 + KОН
−
или в ионной форме HCO 3– + Н2О →
← Н2СО3 + ОН .
Пример 2. Соль, образованная слабым основанием и сильной
кислотой, гидролизуется по катиону, так как катион образует с ионами
гидроксила слабодиссоциирующее соединение. Так как в результате
гидролиза образуется сильная кислота, то раствор такой соли имеет рН < 7.
Соли слабых многокислотных оснований гидролизуются ступенчато:
1. Fe2(SO4)3 + 2Н2О →
← 2FeОНSO4 + Н2SO4
+3
+2
+
Fe + Н2О →
← (FeОН) + Н
2. 2FeОНSO4 + 2Н2О →
← [Fe(ОН)2]2SO4 + Н2SO4
+2
→
(FeОН) + Н2О ← (FeОН)+ + Н+
+
3. [Fe(ОН)2]2SO4 + 2Н2О →
← 2Fe(ОН)3 + Н
Fe(OH) +2 + Н О →
← Fe(ОН) + Н SO
2
3
2
4
Пример 3. Соль, образованная слабым основанием и слабой
кислотой, гидролизуется и по катиону, и по аниону:
NН4СН3СОО + Н2О →
← NН4ОН + СН3СООН
+
−
NH 4 + СН3СОО + Н2О →
← NН4ОН + СН3СООН
pН среды зависит от силы образующихся слабых кислоты
и основания; обычно для растворов таких солей рН составляет 6–8.
Количественно реакции гидролиза характеризуются степенью
гидролиза αг и константой гидролиза Kг.
Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизованных
молекул Сг к общему исходному числу молекул растворенной соли С:
αг = Сг/С.
69
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 9. Водородный показатель. Гидролиз солей
Константы гидролиза и степень гидролиза можно рассчитать исходя из данных об ионном произведении воды и константы диссоциации образующегося в результате гидролиза слабого основания или слабой кислоты.
Константу гидролиза солей одновалентных катиона и аниона можно рассчитать по формулам
ния гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
3. Вычислить константу гидролиза хлорида алюминия. Каковы
степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора?
Kг = KH2O/Kд.осн; Kг = ( αг2 · С)/(1 – αг) (гидролиз по катиону);
2
K = KH O/K
; K = ( αг · С)/(1 – α ) (гидролиз по аниону);
г
2
д.кисл
г
г
Kг = KH2O/(Kд.осн · Kд.кисл); Kг = ( α · С)/(1 – αг)2 (гидролиз по катиону
и аниону).
2
г
Вопросы для самоконтроля
1. Гидролиз солей как результат взаимодействия собственно ионов
с их гидратной оболочкой.
2. Гидролиз обратимый и необратимый.
3. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой
кислотой, и реакция их водных растворов.
4. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной
кислотой, и реакция их водных растворов.
5. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой
кислотой, и реакция их водных растворов.
6. Степень и константа гидролиза, связь между ними.
7. Влияние среды, разбавления и температуры на степень гидролиза.
8. Ступенчатый гидролиз.
9. Гидролитическое растворение силикатов и алюминатов.
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. С помощью какого индикатора (фенолфталеин, метилоранж,
лакмус синий, лакмус красный) можно определить кислую реакцию
среды?
2. Какие из солей (Al2(SO4)3, KCl, K2S, Pb(NO3)2) подвергаются
гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравне70
Вариант 2
1. В растворе какой соли (NН4NO3, Ва(СN)2, NН4СН3СОО, СrCl3)
фенолфталеин приобретает малиновую окраску?
2. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей Pb(NO3)2, Nа2СO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (>7<)
имеют растворы этих солей?
3. Вычислить константу гидролиза гипохлорита калия. Каковы
степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора?
Вариант 3
1. С помощью какого индикатора (фенолфталеин, метилоранж,
лакмус синий, лакмус красный) можно определить щелочную реакцию
среды?
2. Какие из солей (NаВr, Nа2S, K2CО3, СоСl2) подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют
растворы этих солей?
3. Вычислить константу гидролиза формиата натрия НСООNа.
Каковы степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора?
Вариант 4
1. Какая из солей (NаI, Cr2(SО4)3, NH4CН3СОО, K2S) образована
слабым основанием и сильной кислотой?
2. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей СuСl2, Сs2CО3, Сr(NO3)3. Какое значение рН (>7<)
имеют растворы этих солей?
3. Вычислить степень гидролиза ацетата натрия в 0,1М растворе.
Каков рН этого раствора?
Вариант 5
1. Какие соединения гидролизуются – оксиды, кислоты, основания, соли?
71
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 9. Водородный показатель. Гидролиз солей
2. Какие из солей (K2CО3, FeCl3, K2SО4, ZnСl2) подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют
растворы этих солей?
3. Вычислить константу гидролиза фторида калия. Каковы степень гидролиза соли в 0,01М растворе и рН раствора?
Вариант 9
1. Какая концентрация ионов ОН– соответствует кислой среде:
–
[ОН ] = 10–3 моль/л, [ОН–] = 10–5 моль/л, [ОН–] = 10–7 моль/л, [ОН–] =
= 10–9 моль/л?
2. При смешивании растворов FeCl3 и Na2CО3 каждая из взятых
солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразить этот совместный гидролиз ионномолекулярным и молекулярным уравнениями.
3. Вычислить константу гидролиза ортофосфата натрия. Каковы
степень гидролиза соли в 2,4 М раствора Na3PO4 и рН раствора?
Вариант 6
1. Раствор какой соли (CaCl2, NiSO4, Na3PO4, NH4Cl) имеет рН
больше 7?
2. При смешении растворов Аl2(SО4)3 и Na2CО3 каждая из взятых
солей гидролизуется необратимо и до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составить ионно-молекулярные
и молекулярные уравнения происходящего совместного гидролиза.
3. Вычислить константу гидролиза карбоната натрия. Каковы степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора?
Вариант 7
1. Раствор какой соли (KСN, NаI, Аl2(SО4)3 , NаCН3СОО) имеет
рН = 7?
2. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени
подвергается гидролизу: Na2CО3 или Na2SО3; FeCl3 или FeCl2? Почему? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
3. Вычислить константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора.
Вариант 8
1. Какая концентрация водородных ионов в растворе соответствует
щелочной среде ([Н+] = [ОН–], [Н+] > [ОН–], [Н+] < [ОН–])?
2. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей NH4HS, NH4HSО3, NH4Сl. Какое значение рН (>7<)
имеют растворы этих солей?
3. Вычислить константу гидролиза цианида калия. Каковы степень гидролиза соли в 1М растворе и рН раствора?
72
Вариант 10
1. Что называется степенью гидролиза соли и от каких факторов
она зависит?
2. Какие из приведенных солей могут гидролизоваться ступенчато: KСN, MgCl2, Na2S, NH4Cl?
3. Вычислить и сравнить степень гидролиза соли и рН среды
в 0,1М и 0,001М растворах цианида калия.
Вариант 11
1. Концентрация гидроксид-ионов [ОН–] = 10–5 моль/л. Чему равен рН раствора (рН = 5, рН = 7, рН = 9, рН = 11)?
2. Какие из приведенных солей (KI, KCH3COO, Ca(CN)2, Ca(NO2)2)
подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение
рН (>7<) имеют растворы этих солей?
3. Определить рН 0,02 н. раствора карбоната натрия Na2CО3, учитывая только первую ступень гидролиза.
Вариант 12
1. Выразить значение водородного показателя, которое соответствует слабокислой среде (рН = 2, рН = 6, рН = 10, рН = 12).
2. Какие из солей (RbCl, Cr2(SO4)3, Ni(NO3)2, Na2SO3) подвергаются гидролизу? Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<)
имеют растворы этих солей?
73
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 9. Водородный показатель. Гидролиз солей
3. При 60 °С ионное произведение воды KH O = 10–13. Считая, что
2
константа диссоциации хлорноватистой кислоты не изменяется с температурой, определить рН 0,001н. раствора KСlО при 60 °С.
2. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей K2CO3, Li2S, Ca(NO3)2. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
3. Вычислить константу и степень гидролиза ацетата калия
в 0,001М растворе и рН раствора.
Вариант 13
1. Выбрать значение водородного показателя, которое соответствует слабощелочной среде (рН = 5, рН = 7, рН = 8, рН = 14).
2. К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) КОН;
б) H2SO4; в) Na2SO3. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза
соответствующих солей.
3. Вычислить константу гидролиза и степень гидролиза фторида
натрия в 0,1 М растворе. Рассчитать рН раствора.
Вариант 14
1. Не производя вычислений, указать, в каком из растворов двух
солей равной концентрации рН больше или меньше: а) Na 2SO 3
и NaНSO3; б) CH3COONa и CH3COONH4.
2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза и указать реакцию водных растворов солей: а) NaНS; б) NH4НSO3;
в) Сu(CH3COO) 2.
3. Вычислить константу гидролиза хлорида аммония. Каковы степень гидролиза соли в 0,1М растворе и рН раствора?
Вариант 15
1. Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух
солей равной концентрации рН больше или меньше: а) Na 2SO 3
и NaНSO3; б) Na2CО3 и Na2SO3.
2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза и указать реакцию водных растворов солей: а) (NH 4)2SO 3 ;
б) НСООK; в) Са(NO3)2.
3. Вычислить константу гидролиза сульфита натрия в 0,001М растворе и рН раствора.
Вариант 16
1. Какая из солей образована слабой кислотой и сильным основанием (KCl, K2SO3, Сu(NO3)2, (NH4)2SO4)?
74
75
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 10. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
При изучении темы необходимо усвоить следующие понятия: комплексообразователь, внутренняя и внешняя координационные сферы,
координационное число, лиганды, аммиакат, аквакомплекс, ацидокомплекс, хелат, устойчивость комплекса в растворе.
Основное внимание следует обратить на структуру комплексных
соединений и их устойчивость в растворах.
При изучении структуры комплексных соединений следует:
проследить взаимосвязь заряда центрального атома и координационного числа;
определить связь заряда внутренней сферы и количества лигандов в ней;
четко представить, в чем различие аммиаката, аквакомплекса
и ацидокомплекса какого-либо металла;
уяснить, в чем отличие и сходство в названии комплексных катионов и анионов.
При изучении устойчивости комплексных соединений в растворах требуется:
четко представлять себе отличие первичной диссоциации комплексного соединения от вторичной;
запомнить, что является константой нестойкости и какова ее связь
с константой стойкости;
выявить влияние типа лиганда на прочность комплексного соединения.
Тема 10. Комплексные соединения
гандами. При написании названия комплексного соединения к названию отрицательно заряженного лиганда добавляется окончание «о»:
NO 3–
нитрат-ион
нитрато2–
SO4
сульфат-ион
сульфато3–
PO4
фосфат-ион
фосфато- и т. д.
Нейтральные лиганды имеют специальные названия:
NН3 – аммин,
Н2О – аква.
Число лигандов в комплексном соединении обозначается греческим числительным, причем если имеются 2 лиганда одного вида, то
перед названием лиганда ставится приставка ди-, 3 лиганда – три-,
4 лиганда – тетра-, 5 лигандов – пента- и т. д.
Общее число лигандов определяет координационное число центрального атома. В нашем случае координационное число кобальта равно 6: 4 молекулы NН3 + 2 иона NO 3– .
Степень окисления x комплексообразователя (Со) определяется
Пример 1. Назвать комплексное соединение, определить степень
окисления центрального атома и его координационное число
[Co(NH3)4(NO3)2]Cl.
Решение. Центральным атомом, или комплексообразователем комплексного соединения, является атом металла, в данном случае кобальт
(Co), который находится внутри квадратных скобок (внутренней сферы). Отрицательно заряженные ионы и нейтральные молекулы (Н2О,
NH3), также находящиеся внутри квадратных скобок, называются ли-
так: заряд молекулы NН3 равен 0, иона NO 3– равен (–1), иона хлора – (–1).
Тогда составляем уравнение:
x + 0 · 4 + (–1) · 2 + (–1) · 1 = 0.
Решая уравнение, получаем x = +3. Степень окисления кобальта
равна +3.
Хлорид динитротетраамминкобальта (III) диссоциирует по первой
ступени:
+
–
[Co(NH3)4(NO3)2]Cl →
← [Co(NH3)4(NO3)2] + Cl
и по второй ступени:
–
3+
[Co(NH3)4(NO3)2]+ →
← Co + 4NН3 + 2 NO 3
Исходя из последнего уравнения можно записать выражение для
константы нестойкости:
Кнест = ([Co3+] · [NН3]4 · [ NO 3– ]2)/[Co(NH3)4(NO3)2]+
Данное соединение относится к переходным рядам комплексных
соединений, так как в качестве лигандов выступают нейтральные молекулы и отрицательно заряженные ионы. Если бы лигандами были
только молекулы NН3, то мы имели бы аммиакат, если только молекулы Н2О – аквакомплекс.
76
77
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 10. Комплексные соединения
Пример 2. Назвать комплексное соединение, записать выражение
для константы нестойкости этого соединения: Al[Au(CN)2I2]3.
Решение. Данное комплексное соединение относится к типу
ацидокомплексов, так как в качестве лигандов выступают отрицательно
заряженные ионы, нейтральных молекул нет.
Координационное число золота равно 4:
2 иона CN– + 2 иона йода (I–).
Степень окисления золота равна +3: х + (–1) · 2 + (–1) · 2 = (–1).
Отсюда x = +3.
В соединениях ион Al всегда имеет степень окисления +3,
следовательно, суммарный заряд ионов внутренней сферы будет равен
(–1): Al3+[
]3 → [
]–.
Дийододицианоаурат (III) алюминия диссоциирует по первой
ступени:
3+
–
Al[Au(CN)2I2]3 →
← Al + 3[Au(CN)2I2]
и по второй ступени:
3+
–
–
[Au(CN)2I2]– →
← Al + 2CN + 2I
Если исходить из последнего уравнения, то выражение для константы нестойкости будет таковым:
Кнест = ([Au3+] · [CN–]2 · [I–]2)/[Au(CN)2I2]–.
Индивидуальные задания
Вопросы для самоконтроля
1. Какие соединения называются комплексными?
2. Что называется лигандами?
3. Что такое координационное число центрального атома?
4. Дать определение центрального атома, или комплексообразователя.
5. Дать определение внутренней и внешней координационной
сферы.
6. Что называется константой нестойкости комплексного соединения?
7. Как связано численное значение константы нестойкости с прочностью комплексного соединения?
78
Вариант 1
1. Составить соответствующие уравнения реакций, с помощью
которых можно получить бромопентаамминкобальт (III), исходя из
СоВr2 · 6Н2О.
2. Координационное число Оs4+ и Ir4+ равно 6. Составить координационные формулы и написать уравнения диссоциации в растворе
следующих комплексных соединений этих металлов: 2NaNO2 · OsCl4;
Ir(SO4)2 · 2KCl.
Вариант 2
1. Написать формулы следующих соединений: хлорид дибромотетраамминплатины (IV), тетрароданодиаквахромат (III) калия, сульфат пентаамминакваникеля (II).
2. Определить, возможны ли реакции замещения лигандов в следующих комплексах: а) [HgBr4]2– + Cl– ; б) [HgBr4]2– + CN–;
в) [HgBr4]2– + I–; г) [HgBr4]2– + NH3.
Вариант 3
1. Назвать следующие комплексные соединения: Ва[Рt(NO3)4Cl2],
[Co(H2O)2 (NH3)4]Cl3, [Ti(H2O)6]Br3.
2. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно получить соединение [Ni(NH3)6](NO3)2, если исходными веществами являются безводный нитрат никеля и аммиак.
Вариант 4
1. Сколько граммов сульфата тетраамминмеди (II) получится при
взаимодействии 10 г сульфата меди СuSО4 · 5Н2О с 0,02 л 20%-ного
раствора аммиака (плотность 923 кг/м3)?
2. Привести примеры катионных и анионных комплексных соединений для Сr3+ и дать их названия (2–3 каждого вида). Координационное число Сr3+ равно 6.
Вариант 5
1. Определить степень окисленности иона комплексообразователя в следующих соединениях: K3[Ag(S2O3)2]; [Ni(CO)4]; K4[Mo(CN)8];
Na[Co(NH3)2(SCN)2(C2O4)].
79
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 10. Комплексные соединения
2. Какие реакции приведут к получению сульфата тетраамминмеди (II), если исходные вещества – безводный сульфат меди и аммиак?
Вариант 10
1. Составить формулы ацидокомплексов никеля (II) с ионами Вr–,
ОН–, S2 O32 – в качестве лигандов. Координационное число никеля
равно 6.
2. На растворы хлорида цинка действуют растворами NаОН
и NН4ОН. Написать уравнения реакций. Указать, чем отличаются процессы и что в них общего.
Вариант 6
1. Написать формулы следующих комплексных соединений: триоксалатородиат (III) калия, хлорид бромотетраамминаквахрома (III), трихлоротриамминкобальт (III). К какому типу относятся эти соединения?
2. Роданид калия KSCN при добавлении к раствору соли (NH4)SО4 ×
× Fe2(SО4)3 связывает ион Fe3+ в родановое железо, а при добавлении
к раствору соли 3KСN ⋅ Fe(СN)3 не связывает. Какая из этих солей двойная
и какая комплексная? Привести уравнения диссоциации обеих солей
в водных растворах.
Вариант 7
1. Представить координационные формулы следующих соединений: 2NH4Cl · РtCl4; KCl · AuCl3; 2Ca(CN)2 · Fe(CN)2.
2. Назвать следующие комплексные соединения: [Сr(NH3)6](NO3)2;
К4[CoF6].
Вариант 8
1. Составить формулы (не менее трех) ацидокомплексных соединений ванадия (III) с ионами F–, SCN–, SO24 – , CO32 – в качестве лигандов. Координационное число ванадия равно 6. Дать название полученным соединениям.
2. Сколько граммов нитрата серебра необходимо для осаждения
хлора, содержащегося в 0,3 л 0,01 М раствора комплексной соли состава СrCl3 · 5H2O? Координационное число хрома равно 6.
Вариант 9
1. Дать название следующим соединениям: [Сr(H2O)6](NO3)2;
Nа4[NiF6]. Вычислить степень окисления центрального атома каждого
вещества.
2. Написать выражение для константы нестойкости следующих
соединений: гексацианоникелат (II) калия и нитрат хлоророданотетраамминхрома (II).
80
Вариант 11
1. Вычислить степень окисления центрального иона в следующих
комплексных ионах: [CuCl2]–; [FeCl4]–; [Zn(NH3)4]2+.
2. Написать координационные формулы соединений
Со(NO3)2 · 3KNО2; Со(NO3)2 · KNО2 · 2NН3; СоСl3 · 3NН3,
если координационное число кобальта равно 6. Составить уравнения
диссоциации этих соединений.
Вариант 12
1. Координационное число Оs4+ и Ir4+ равно 6. Составить координационные формулы и написать уравнения диссоциации в растворе
следующих комплексных соединений этих металлов: ОsВr · Са(NO3)2;
2RbCl · IrCl4.
2. При добавлении раствора KСN к раствору [Zn(NН3)4]SО4 образуется растворимое комплексное соединение K2[Zn(СN)4]. Написать молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Какое из этих
двух соединений более прочное?
Вариант 13
1. Написать уравнения реакций обмена, происходящих между:
а) гексацианоферратом калия и сульфатом меди, б) гексацианокобальтатом (III) натрия и сульфатом железа, в) гексацианоферратом (III)
калия и нитратом серебра. Образующиеся в результате реакции комплексные соединения нерастворимы в воде.
2. Имеется комплексная соль состава Ва(СN)2 · Cu(SCN)2. При действии раствора серной кислоты весь барий осаждается в виде сульфата
бария. Написать координационную формулу этой соли. Сколько комплексной соли содержалось в растворе, если во взаимодействие вступило 0,125 л 0,25 н. раствора серной кислоты?
81
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 14
1. На осаждение ионов Вr – из раствора комплексной соли
[Сr(Н2О)6]Вr3 израсходовано 0,025 л 10%-ного раствора АgNO3 (плотность 1088 кг/м3). Сколько комплексной соли содержалось в растворе?
2. Написать выражения для констант нестойкости комплексных
ионов [Ag(NH3)2]+, [Fe(CN)6]4–, [PtCl6]2–. Чему равны степень окисления и координационные числа комплексообразователей в этих ионах?
Вариант 15
1. Написать формулы перечисленных комплексных неэлектролитов: а) тетраамминфосфатохром; б) диамминдихлороплатина; в) триамминтрихлорокобальт. Указать степень окисления комплексообразователя.
2. Константа нестойкости иона [AlF6]3– равна 1,45 · 10–20. Сколько
граммов алюминия в виде ионов содержится в 0,25 л 0,24 н. раствора
Nа3[AlF6], в котором находится также 2,5 г KF? Степень диссоциации
Nа3[AlF6] принять равной 1.
Тема 11. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ
При изучении темы необходимо усвоить следующие понятия
и определения: дисперсность, золь, гель, суспензия, эмульсия, лиофильный и лиофобный золь, электрокинетический (дзета-) потенциал, коагуляция, порог коагуляции, электрофорез, электроосмос.
В отличие от истинных растворов дисперсные системы являются
микрогетерогенными, т. е. в системе имеется раздел фаз. Дисперсные
системы классифицируют по степени дисперсности (раздробленности), агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы,
интенсивности взаимодействия между ними, наличию или отсутствию
особых структур в дисперсной системе.
В коллоидных растворах (золях) элементарные коллоидные частицы, называемые мицеллами, имеют средние размеры 10–5–10–9 м
и сложное строение, определяющее специфические свойства золей.
Золи могут быть получены дисперсным методом, заключающимся в дроблении и измельчении вещества до размеров, соответствующих коллоидным, и конденсационным методом, заключающимся в агрегации молекул, атомов, ионов до соответствующих размеров. Для
этого используют различные типы химических реакций (окислениявосстановления, ионного обмена, гидролиза и другие).
Пример 1. Показать образование золя гидроксида железа (III)
методом гидролиза.
Решение. Реакция гидролиза хлорида железа (III) идет по схеме
FeCl3 + 3H2O → Fe(OH) 3 + 3HCl
В основе мицеллы лежит не растворимое в данной дисперсионной среде ядро, представляющее собой либо микрокристалл, либо агрегат из микрокристаллов. Поверхность ядра, обладая запасом свободной энергии, сорбирует из окружающей среды ионы в соответствии
с правилом Фаянса. В соответствии с правилом в первую очередь на
поверхность ядра мицеллы адсорбируются ионы, способные образовывать нерастворимые соединения с компонентами ядра.
В данном случае это будут ионы Fe3+ (учитывая, что Fe(OH)3 – не
растворимый в воде гидроксид). Ионы, адсорбируемые ядром мицел-
82
83
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 11. Дисперсные системы
лы, являются потенциалообразующими. Поверхность ядра приобретает в данном случае положительный заряд, благодаря чему вокруг ядра
в некотором количестве располагаются ионы положительного знака,
называемые противоионами. Ядро вместе с так называемым двойным
адсорбционным ионным слоем называется гранулой мицеллы. Остальные ионы противоположного знака образуют диффузионный слой мицеллы. Все в целом представляет собой мицеллу золя.
Строение такой мицеллы выражается условной записью, где m, n,
x – целые числа.
электрокинетического потенциала, тем более устойчивым является коллоидный раствор.
Процесс разрушения коллоидных растворов в результате нарушения агрегативной устойчивости системы, сопровождающийся выпадением частиц в осадок (седиментацией), называется коагуляцией.
Действие электролитов основано на том, что коагулирующие ионы,
обратные по знаку заряда мицелл, изменяют структуру диффузионного слоя, снижая значение ζ-потенциала (практически до нуля), т. е. снижают агрегативную устойчивость коллоидной системы.
Минимальное количество электролита, необходимое для коагуляции данного объема золя (моль/л), называют порогом коагуляции ρ.
В соответствии с правилом Шульце – Гарди порог коагуляции уменьшается с увеличением заряда ионов, вызывающих коагуляцию.
Порог коагуляции может быть теоретически рассчитан по уравнению ρ = А/Z6 , где А – постоянная; Z – заряд коагулирующего иона.
{ m Fe(OH)3
ядро
·
n Fe3+
·
потенциалообразующие ионы
( n – x ) Cl– }
противоионы
·
x Cl–
диффузионный
слой
двойной адсорбционный ионный слой
гранула
Вопросы для самоконтроля
Пример 2. Записать строение мицеллы золя оксида кремния.
Решение. Примером золя с отрицательно заряженными частицами может служить мицелла SiO2, полученная электролитической диссоциацией метакремниевой кислоты Н2SiO3 по схеме
Н2SiO3 → Н+ + НSi
HSiO 3– → SiO2 + ОН–
Ядро образуют молекулы SiO2, потенциалообразующими ионами
являются ионы НSi, противоионами – ионы Н+.
Условная запись строения мицеллы:
{m SiO2 · n НSi (n – х) Н+} х Н+
Как следует из изложенного, на поверхности мицелл имеется двойной электрический слой, обеспечивающий коллоидным частицам агрегативную устойчивость.
Благодаря такому строению между твердой фазой мицеллы и раствором возникает скачок потенциала ϕ. Часть полного скачка потенциала ϕ между адсорбционным и диффузионным слоями называют
электрокинетическим, или дзета-потенциалом (ζ).
Так как адсорбционный ионный слой образуется при участии потенциалообразующих ионов и части противоионов, то можно определить ζ-потенциал как скачок потенциала на границе «частица – дисперсионная среда». Следует иметь в виду, что чем больше величина
Вариант 1
1. Золь бромида серебра получен смешиванием 25 см3 0,008 н.
KВr и 18 см3 0,0096 н. АgNО3. Написать формулу мицеллы полученного золя. Определить знак заряда частиц.
84
85
1. Что такое дисперсные системы? Их классификация?
2. Указать характерные свойства коллоидных растворов и их отличие от истинных.
3. Указать основные методы получения коллоидных растворов.
4. Каково строение мицелл коллоидных растворов?
5. Дать определения основным понятиям: золь, гель, суспензия,
эмульсия, лиофильные и лиофобные коллоидные растворы.
6. В чем заключается правило Фаянса?
7. Чем определяется устойчивость золей?
8. Что такое коагуляция, пептизация, защита?
9. В чем состоит правило Шульце – Гарди?
10. Дать характеристику электрокинетическим явлениям, присущим коллоидным растворам.
Индивидуальные задания
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 11. Дисперсные системы
2. В воде содержатся взвешенные частицы. При электрофорезе
они перемещаются к аноду. Для очистки воды коагуляцией в нее можно внести следующие электролиты: NaCl, MgSO4, Al2(SO4)3, Na3РO4.
Какой из указанных электролитов будет наиболее эффективным?
2. Золь бромида серебра, который получают по реакции KВr +
+ АgNО3 → АgВr + KNО3, при некотором избытке КВr коагулируют
растворами сульфата калия и ацетата кальция. Коагулирующее действие
какого электролита сильнее?
Вариант 2
1. Какой объем 0,005 н. АgNО3 надо прибавить к 20 см3 0,015 н.
раствора KI, чтобы получить положительно заряженный золь иодида
серебра? Написать формулу мицеллы.
2. Пороги коагуляции электролитов для некоторого гидрозоля следующие: C NaNO 3 – 300 ммоль/л, СHCl – 250 ммоль/л, C Na 2 SO 4 – 22 ммоль/л,
CK 2 SO 4 – 20,8 ммоль/л, C Na 3 PO 4 – 0,4 ммоль/л. Какой заряд (положительный или отрицательный) несут частицы золя? К какому электроду
перемещаются эти частицы в электрическом поле?
Вариант 6
1. Определить, к какому электроду должны перемещаться частицы золя, полученного по реакции 2Н2АsО3 +3Н2S → Аs2S3 + 6Н2О при
небольшом избытке Н2S. Привести строение мицеллы данного золя.
2. К раствору сульфида натрия добавили избыток раствора нитрата кобальта. Какой раствор электролита предпочтительнее использовать для коагуляции полученного золя – Nа2SO4, Al(NО3)3, СаCl2?
Вариант 3
1. Составить формулу мицеллы гидрозоля сульфата бария, полученного при смешении 1 л 0,0001 н. ВаСl2 с таким же объемом 0,001 н.
Н2SO4.
2. Золь бромида серебра получен смешиванием равных объемов
0,1 н. раствора АgNО3 и 0,2 н. раствора KВr. Какой из электролитов
(NaCl, MgCl2 или AlCl3) обладает наибольшей коагулирующей способностью?
Вариант 4
1. Привести строение мицеллы золя сульфида цинка, если коллоидный раствор получен по реакции взаимодействия сероводородной
кислоты с избытком хлорида цинка. К какому электроду будут двигаться
коллоидные частицы при наложении электрического поля?
2. К раствору селенида калия (K2Sе) добавили избыток нитрата
серебра. Какой раствор электролита более эффективно действует при
коагуляции полученного золя – K2SO4, Сr2(SO4)3, MgCl2?
Вариант 7
1. Написать схемы строения мицеллы сульфата стронция, полученного при взаимодействии хлорида стронция с некоторым избытком
сульфата калия.
2. Определить, к какому электроду должны перемещаться частицы золя хлорида серебра, который получается по реакции NаCl +
+ АgNО3 → АgCl + NаNО3 при некотором избытке АgNО3. Доказать,
какой из электролитов предпочтительнее использовать для коагуляции
данного золя – KСl, Н2SO4, Nа3РO4 или Al(NО3)3.
Вариант 8
1. Написать схемы строения мицелл сульфида мышьяка, образующихся при получении золя: а) в случае избытка As(NО3)3; б) в случае
избытка (NН4)2S по следующей реакции:
2As(NО3)3 + 3(NН4)2S → As2S3 + 6NН4NО3
2. В воде содержатся взвешенные частицы. Для очистки воды от
них коагуляцией предложено вводить электролиты: хлорид алюминия
или фосфат натрия. Предварительно установлено, что частицы при электрофорезе движутся к катоду. Какой электролит следует предпочесть
в данном случае? Дать мотивированный ответ.
Вариант 5
1. Написать схемы строения мицелл сульфида цинка, образующихся при получении золя: а) в случае избытка ZnSO4; б) в случае избытка (NН4)2S по следующей реакции:
ZnSO4 + (NН4)2S → ZnS + (NН4)2SO4
Вариант 9
1. Написать схему строения мицеллы селенида меди (I), если коллоидный раствор получен по реакции взаимодействия СuNО3 с избытком Н2Sе.
86
87
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 11. Дисперсные системы
2. К раствору сульфида калия добавили избыток раствора нитрата никеля. Какой раствор электролита предпочтительнее использовать
для коагуляции полученного золя – Nа2SO4, СаCl2, Al(NО3)3?
раствора АgNО3 концентрацией 0,01 моль/л. Привести формулу строения мицеллы. Как будет заряжена частица?
2. Какое количество 0,02 М раствора К2Сr2О7 (мл) нужно добавить в 1 л положительно заряженного золя Аl(ОН)3, чтобы вызвать его
коагуляцию? Порог коагуляции – 0,63 ммоль/л.
Вариант 10
1. К раствору хлорида сурьмы добавили избыток раствора сульфида калия. Привести строение мицеллы получаемого коллоидного
раствора. Определить, к какому электроду будут двигаться коллоидные частицы при электрофорезе.
2. Золь гидроксида железа, получаемый гидролизом хлорного
железа, коагулируют растворами сульфида натрия, хлорида натрия
и хлорида бария. Какой из электролитов окажет наиболее значительное коагулирующее действие?
Вариант 11
1. Определить, к какому электроду при наложении электрического поля должны перемещаться частицы золя, полученного по реакции
FеCl2 + 2Н 2O → Fе(ОН)2 + 2НCl. Ответ мотивировать исходя из строения мицеллы золя.
2. Золь хлорида серебра получен смешением равных объемов 0,01 М
раствора КСl и 0,02 М раствора АgNО3. Какой из электролитов (МgSO4,
K3[Fе(CN)6] или K4[Fе(CN)6]) обладает наибольшей коагулирующей способностью по отношению к полученному золю?
Вариант 12
1. Золь АgI получен добавлением 8 мл водного раствора NаI концентрацией 0,05 моль/л к 10 мл водного раствора АgNО3 концентрацией 0,02 моль/л. Привести формулу мицеллы образовавшегося золя по
реакции. Как будет заряжена частица?
2. Пороги коагуляции электролитов (ммоль/л) для данного золя
оказались следующими: CKNO 3 = 50,0; СNaCl = 51,0; CMgCl 2 = 0,717;
CMgSO 4 = 0,81; CAlCl 3 = 0,093; CAl(NO 3 ) 3 = 0,095. Определить знак заряда
частиц.
Вариант 14
1. Написать схемы строения мицелл сульфида серебра, полученных: а) в случае избытка K2S; б) в случае избытка АgNО3 по реакции
2АgNО3 + K2S → Аg2S + 2KNО3
2. Для коагуляции положительно заряженного золя хлорида
серебра использовали следующие электролиты: KNО 3, Nа 2 SO 4
и K4[Fе(CN)6]. Какой из электролитов обладает наибольшей коагулирующей способностью по отношению к данному золю?
Вариант 15
1. Привести строение мицеллы диоксида кремния, получаемого
по реакции гидролиза K2SiО3, учитывая, что потенциалообразующими
ионами являются ионы SiO 32 – .
2. Для положительно заряженного золя Аl(ОН)3 коагулирующими ионами являются анионы. Пороги коагуляции солей с однозарядными анионами близки между собой и составляют в среднем
10,69 ммоль/л. Соли с двухзарядными анионами тоже имеют близкие
между собой пороги коагуляции – 0,2 ммоль/л. Во сколько раз коагулирующая способность двухзарядных анионов больше однозарядных?
Вариант 13
1. Коллоидный раствор хлорида серебра получен добавлением
3
4 см водного раствора NаCl концентрацией 0,1 моль/л к 5 см3 водного
Вариант 16
1. Привести строение мицеллы золя сульфида цинка, если коллоидный раствор получен по реакции взаимодействия сероводородной
кислоты с избытком хлорида цинка. К какому электроду будут двигаться
коллоидные частицы при наложении электрического поля?
2. Составить формулу мицеллы гидроксида железа (III), полученного при взаимодействии разбавленного раствора FеСl3 с избытком
NаОН. Как изменится строение мицеллы, если гидрозоль Fе(ОН)3 получат при взаимодействии разбавленного раствора NаОН с избытком
FеСl3?
88
89
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 12. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
ПРОЦЕССЫ
Основные термины и понятия: степень окисления (окисленность),
процессы окисления и восстановления, диспропорционирование, электронный баланс.
К окислительно-восстановительным процессам относятся те,
в которых меняется степень окисления атомов. Степень окисления соответствует числу электронов, отданных или принятых атомом при
образовании соединения. Положительная степень окисления соответствует числу отданных электронов, отрицательная – числу принятых.
Пример 1. Рассчитать степень окисления элементов в соединении K2Сr2О7.
Решение. При расчете степени окисления какого-либо атома следует помнить, что некоторые атомы проявляют постоянную степень
окисления в любых соединениях:
0 у чистых элементов: Zn, Al, S, Cl2, O2…;
(+1) у Na, K, Li, Rb, Cs;
(+2) у Be, Mg, Ca, Zn, Sr, Cd, Ba;
(+3) у B, Al;
(–1) у F;
–1
(–2) часто у кислорода, кроме пероксидов, например H 2O 2 ,
и O+2F2.
Водород имеет две степени окисления: с металлами – (–1), например в NaН, CaH2; во всех остальных соединениях у водорода степень
окисления +1.
Из трех элементов соединения K2Сr2О7 калий и кислород имеют
известные степени окисления. Следовательно, степень окисления хрома (x) вычисляют следующим образом: (+1) · 2 + x · 2 + (–2) · 7 = 0, так
как в целом молекула нейтральна. Из уравнения находим, что степень
окисления хрома равна +6.
Тема 12. Окислительно-восстановительные процессы
Решение. Из трех элементов только кислород имеет известную
степень окисления, поэтому для правильного решения следует вспомнить, что NO 3– является кислотным остатком азотной кислоты НNO3,
где у азота легко вычислить степень окисления (см. расчет выше). Она
составляет +5.
Далее вычисляем степень окисления свинца x:
x + (+5) · 2 + (–2) · 6 = 0,
откуда x = +2.
Можно вычислить степень окисления свинца другим образом: так
как в формулу входят два иона NO 3– и каждый имеет заряд (–1), то
о
заряд и степень окисления свинца должны быть равны +2, чтобы в целом соединение было электронейтрально.
Пример 3. Закончить уравнение реакции, протекающей по схеме
H2S + Cl2 + H2O = H2SO4 + НCl.
Указать окислитель и восстановитель.
Решение. В ходе реакции степень окисления хлора изменяется
с 0 до –1 (хлор восстанавливается), а серы – с –2 до +6 (сера окисляется). Уравнение полуреакции восстановления хлора следующие: Cl2 +
+ 2ē = 2Cl–, хлор является окислителем.
При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы H2S → SO24 – . В ходе этого процесса атом серы связывается с 4 атомами кислорода, источником которых служат 4 молекулы воды.
При этом образуются 8 ионов Н+; кроме того, два иона Н+ высвобождаются из молекулы H2S. Получаем H2S + 4H2O = SO24 – + 10H+. Сера
и сероводород в целом – восстановители.
Левая часть схемы содержит только незаряженные частицы, а заряд правой части равен +8. Следовательно, в правой части не хватает
8 отрицательно заряженных электронов.
Объединим уравнения окисления и восстановления:
Cl2 + 2ē = 2Cl–,
4
Пример 2. Рассчитать степень окисления элементов в соединении Рb(NO3)2.
H2S + 4H2O = SO24 – + 10H+ + 8ē
1
Коэффициенты 4 и 1 позволяют уравнять число электронов в первой
и второй полуреакциях.
Объединим правые и левые части полуреакций с учетом коэффициентов:
90
91
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
4Cl2 + 8ē + H2S + 4H2O = 8Cl– + SO24 – + 10H+ + 8ē
В молекулярной форме это уравнение будет выглядеть так:
4Cl2 + H2S + 4H2O = 8НCl + H2SO4
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется степенью окисления элемента?
2. Что происходит с электронами при окислении элемента? При
восстановлении элемента?
3. Дать определение процессу диспропорционирования.
4. Как соотносятся понятия «степень окисления» и «валентность»
элемента?
Индивидуальные задания
Вариант 1
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
2. Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4) 3 + Na2SO4 + K2SO4+ H2O
Вариант 2
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. H2S + HNO3 → S + NO2 + H2O
2. KNO2 + KI + H2SO4 → NO + I2 + K2SO4 + H2O
Вариант 3
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. Hg + H2SO4 → HgSO4 + SO2 + H2O
2. H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
Тема 12. Окислительно-восстановительные процессы
1. FeCl3 + HI → FeCl2 + HCl + I2
2. HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O
Вариант 5
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. H2S + SO2 → S + H2O
2. NaBr + MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + Br2 + H2O
Вариант 6
1. Составить уравнение реакции диспропорционирования:
HClO3 → ClO2 + HClO4 + H2O
2. Закончить уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления:
Рb(NO3)2 → РbO + NO2 + O2
Вариант 7
1. Составить уравнение реакции диспропорционирования:
H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O
2. Закончить уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления:
HgО → Hg + О2
Вариант 8
1. Составить уравнение реакции диспропорционирования:
Р + H2O → H3РO3 + РH3
2. Закончить уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления:
NН4NO3 → NO2 + H2O
Вариант 4
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
Вариант 9
1. Составить уравнение реакции диспропорционирования:
KBrO → KBrO2 + KBr
2. Закончить уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления:
АgNO3 → Аg + NO2 + О2
92
93
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 12. Окислительно-восстановительные процессы
Вариант 10
1. Составить уравнение реакции диспропорционирования:
I2 + Ва(ОН)2 → Ва(IО3)2 + ВаI2 + H2O
2. Закончить уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления:
KClO3 → О2 + KCl
3Mg0 – 6ē = 3Mg2+
Вариант 11
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. I2 + H2O2 → HIO3 + H2O
2. HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + H2O
SO24 – + 6ē + 8Н+ = S0 + 4H2O
Вариант 16
1. По приведенной схеме реакции составить уравнение
окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде:
Fe0 – 2ē = Fe2+
2Н+ + 2ē = H2
2. Составить электронно-ионную схему и закончить уравнение:
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O
Вариант 12
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. HIO3 + H2O2 → I2 + О2 + H2O
2. HCl + KMnO4 → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
Вариант 13
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. HОCl + H2O2 → HCl + О2 + H2O
2. Zn + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] + H2
Вариант 14
Составить электронно-ионные схемы и закончить уравнения
реакций:
1. H2O2 + PbS → PbSO4 + H2O
2. FeSO4 + HNO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + NO + H2O
Вариант 15
1. Составить электронно-ионную схему и закончить уравнение:
KI + H2O2 → I2 + KОН
2. По приведенной электронно-ионной схеме реакции составить
уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярном
виде:
94
95
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 13. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Химические свойства металлов зависят от особенностей их электронного строения. Следует запомнить, что в химических соединениях металлы проявляют только положительную степень окисления (это
их общее свойство).
Пример 1. Возможна ли приведенная ниже реакция?
Pb + CuCl2 → PbCl2 + Cu
Решение. За меру химической активности свободного металла
принимается его способность переходить в состояние положительно
заряженного иона, теряя при этом электроны. Исходя из активности
металлов (см. таблицу с. 102) можно их расположить в ряд напряжений металлов. Металлы начала ряда (Li, K, Na и т. д.) очень активны,
легко отдают электроны, переходя в химические соединения. Металлы
конца ряда (…Pt, Au) малоактивны, с трудом отдают электроны и существуют преимущественно в свободном виде.
Более активный металл (расположенный левее в ряду напряжений) будет вытеснять менее активный из раствора его соли. В данной
реакции свинец расположен левее меди, следовательно, он более химически активен и будет вытеснять медь из ее раствора. Обратная реакция невозможна.
Пример 2. Написать реакцию взаимодействия магния с водой.
Решение. С водой взаимодействуют металлы от начала ряда до
железа включительно с образованием гидроксида металла и водорода.
Однако с заметной скоростью подобная реакция идет только с металлами от начала ряда до магния включительно. Остальные металлы, как
правило, покрыты защитными пленками из оксидов этих металлов,
препятствующими реакции. Уравнение взаимодействия магния с водой будет выглядеть так: Mg + H2O = Mg(ОН)2 + Н2.
Пример 3. Рассмотреть реакции взаимодействия металлов с растворами щелочей.
96
Тема 13. Химические свойства металлов
Решение. Со щелочами взаимодействуют с выделением соответствующего комплексного соединения и водорода металлы, образующие амфотерные оксиды (Zn, Al, Pb, Sn, …). Координационное число
цинка, алюминия и Sn2+ равно 4, а свинца и Sn4+ – 6. Например, цинк
будет взаимодействовать с водным раствором щелочи по уравнению
Zn + 2Na(ОН) + 2H2O = Na2[Zn(ОН)4] + H2
Пример 4. Рассмотреть реакции взаимодействия металлов с соляной (хлороводородной) кислотой.
Решение. Разбавленная и концентрированная соляная кислота взаимодействуют с металлами от начала ряда напряжений металлов до
водорода с выделением хлорида металла и водорода. Кроме того, концентрированная кислота взаимодействует с медью. Например, двухвалентный металл будет взаимодействовать с соляной кислотой по реакции Ме + 2НСl = МеСl2 + H2.
Пример 5. Рассмотреть реакции взаимодействия металлов с серной кислотой.
Решение. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными до водорода в ряду напряжений, с выделением
сульфата металла и газообразного водорода.
Концентрированная кислота растворяет металлы от начала ряда
до серебра включительно. При этом обязательно получаются сульфат
металла и вода, а третьим продуктом реакции может быть либо SО2,
либо сера, либо H2S в зависимости от активности металла и концентрации кислоты. Для менее активных металлов предпочтительнее выделение SО2, для активных – H2S. Так, двухвалентный металл будет
взаимодействовать с серной кислотой по следующим схемам:
а) Ме + H2SО4 разб → МеSО4 + H2
б) Ме + H2SО4 конц → МеSО4 + H2О + (SО2, или S, или H2S)
Пример 6. Рассмотреть реакции взаимодействия металлов с азотной кислотой.
Решение. Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами (за исключением золота, платины, тантала, родия и иридия).
При этом образуются нитрат металла и вода, а третьим продуктом реакции может быть либо азот, либо один из оксидов азота в зависимости от активности металла и концентрации кислоты:
97
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
концентрация кислоты
NO2, NO, N2O, N2
активность металла
Так, одновалентный металл будет взаимодействовать с азотной
кислотой по следующей схеме:
Ме + НNО3 → МеNО3 + H2О + (N2 либо N2О, или NО, или NО2)
Смесь, состоящая из 1 объема концентрированной азотной кислоты и 3 объемов концентрированной соляной кислоты, называется
«царской водкой». Эта смесь способна растворять золото и платину,
при этом образуются хлорид металла, вода и оксид азота (II).
Вопросы для самоконтроля
1. Какие элементы относятся к металлам? Как изменяются металлические свойства элементов при перемещении по вертикали и горизонтали периодической системы элементов?
2. Каковы особенности электронного строения металлов?
3. Какие металлы называются «благородными» и почему?
4. По чему в ряду напряжений металлов находится неметалл
водород?
5. В каких агрегатных состояниях при обычных условиях существуют металлы?
Индивидуальные задания
Вариант 1
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) лития с водой; б) алюминия с концентрированной H2SО4.
Вариант 2
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) рубидия с водой; б) свинца с концентрированной азотной кислотой.
98
Тема 13. Химические свойства металлов
Вариант 3
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) олова с раствором щелочи; б) серебра с концентрированной
H2SО4.
Вариант 4
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) никеля с соляной кислотой; б) магния с разбавленной серной
кислотой.
Вариант 5
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) железа со щелочью; б) кадмия с азотной кислотой (любой вариант).
Вариант 6
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) цезия с водой; б) калия с разбавленной азотной кислотой.
Вариант 7
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) калия с соляной кислотой; б) свинца с раствором щелочи (любой).
Вариант 8
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) кобальта с азотной кислотой; б) железа со щелочью (любой).
Вариант 9
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) ртути с концентрированной азотной кислотой; б) кальция с водой.
Вариант 10
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) алюминия с раствором щелочи; б) меди и соляной кислоты.
Вариант 11
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) «царской водки» и золота; б) алюминия с водой.
99
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 12
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) «царской водки» и платины; б) кадмия и разбавленной серной
кислоты.
Вариант 13
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) хрома и концентрированной H2SО4; б) меди со щелочью (любой).
Вариант 14
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) висмута с концентрированной H2SО4; б) железа с соляной кислотой.
Вариант 15
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) свинца с разбавленной азотной кислотой; б) кальция с соляной
кислотой.
Вариант 16
Написать уравнения реакций взаимодействия:
а) титана с азотной кислотой; б) олова с раствором щелочи (любой).
100
Тема 14. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Основные термины и понятия: двойной электрический слой, электродный потенциал на поверхности раздела фаз «электрод – раствор
электролита», ряд активности металлов (ряд напряжений), гальванический элемент, анод, катод, электродвижущая сила гальванического
элемента (ЭДС), электролиз, законы Фарадея.
При погружении металла в жидкость (вода, раствор электролита)
на границе «металл – жидкость» возникает двойной электрический слой,
характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным
потенциалом. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов: природы металла, концентрации, температуры и др. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается, поэтому обычно
определяют относительные электродные потенциалы, называемые стандартными электродными потенциалами (ϕ0).
Стандартный электродный потенциал металла – это потенциал,
возникающий при погружении металла в раствор собственного иона
с концентрацией или активностью, равной 1 моль/л, измеренный в паре
со стандартным водородным электродом, потенциал которого при
25 °С условно принимается равным нулю (ϕ02Н0/2Н+ = 0 В).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов (ϕ0Ме/Меn+), получают так называемый ряд активности металлов (ряд напряжений).
Положение того или иного металла в ряду активности характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем
меньше значение ϕ0Ме/Меn+, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы.
Стандартные электродные потенциалы (ϕ0) для некоторых металлов (ряд напряжений) приведены в таблице.
Гальваническими элементами называют устройства, с помощью
которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов может быть преобразована в электрическую.
101
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
0
0
Электрод
ϕ ,В
Li+ / Li
Rb+ / Rb
K+ / K
Cs+ / Cs
Ba2+ / Ba
–3,045
–2,925
–2,024
–2,923
–2,900
V2+ / V
Cr2+ / Cr
Zn2+ / Zn
Cr3+ / Cr
Fe2+ / Fe
–1,180
–0,913
–0,763
–0,740
–0,440
Ca2+/ Ca
Na+ / Na
Mg2+/ Mg
Al3+/ Al
Ti2+ / Ti
Zr4+ / Zr
Mn2+/ Mn
–2,870
–2,714
–2,370
–1,700
–1,603
–1,580
–1,180
Cd2+ / Cd
Co2+ / Co
Ni2+/ Ni
Sn2+ / Sn
Pb2+/ Pb
Fe3+/ Fe
2H+ / H2
–0,403
–0,277
–0,250
–0,136
–0,127
–0,037
–0,000
Электрод
ϕ ,В
Электрод
Sb3+ / Sb
Bi3+ / Bi
Cu2+/ Cu
Cu+ / Cu
Hg22 + /2Hg
Ag+ / Ag
Hg2+ / Hg
Pt2+ / Pt
Au3+ / Au
Au+/ Au
Тема 14. Электрохимические процессы
0
ϕ ,В
+0,200
+0,215
+0,340
+0,520
+0,790
+0,800
+0,850
+1,190
+1,500
+1,700
Гальваническими элементами называют устройства, с помощью
которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов может быть преобразована в электрическую.
Гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов,
погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг
с другом обычно через пористую перегородку или электролитический
мостик (проводник второго рода).
Электрод (более активный металл) называется анодом, на нем
протекает процесс окисления, менее активный металл является катодом, на нем протекает процесс восстановления.
При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной
чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой.
Например, схема гальванического элемента, в основе работы
которого лежит реакция Zn + 2AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2Ag, изображается
следующим образом:
Zn | Zn(NO3)2 || AgNO3 | Ag
На аноде цинк окисляется: Zn0 – 2ē → Zn2+, а на катоде серебро
восстанавливается: Ag+ + 1ē → Ag0 и в виде металла осаждается
на электроде.
Работа гальванического элемента, т. е. электродвижущая сила
(ЭДС), рассчитывается как разность потенциалов катода и анода:
102
ЭДС = ϕкатода – ϕанода.
Зависимость электродного потенциала (ϕ) от концентрации
веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры
выражается уравнением Нернста:
ϕМе/Меn+ = ϕ0Ме/Меn+ + (RT/n · F) · ln CМеn+,
где ϕ0Ме/Меn+ – стандартный потенциал металла; R – универсальная газовая
постоянная (8,314 Дж/(моль ⋅ К)); Т – абсолютная температура; n – заряд
иона; F – число Фарадея (96 500 кулонов/моль); CМеn+ – концентрация
(при точных вычислениях – активность) ионов металлов в растворе
(моль/л).
Если в приведенном уравнении заменить R и F их численными
значениями, а натуральный логарифм десятичным, то применительно
к температуре 25 °С (Т = 298 К) выражение примет более удобный для
расчета вид:
ϕМе/Меn+ = ϕ0Ме/Меn+ + [(8,314 · 298)/(n · 96 500)] · 2,303 · lg CМеn+ =
.
= ϕ0
n+ + (0,059/n) · lg C n+
Ме
Ме/Ме
Пример 1. Вычислить ЭДС серебряно-кадмиевого гальванического элемента, в котором активные концентрации ионов Ag+ и Cd2+
соответственно составляют 0,1 и 0,005 моль/л.
Решение. Рассчитываются потенциалы отдельных электродов:
= ϕ0
+ (0,059/n) · lg C + = 0,8 + 0,059 · lg 0,1=
ϕкатода = ϕ
+
+
Ag/Ag
Ag
Ag/Ag
= 0,8 – 0,059 ≅ 0,74 В;
ϕанода = ϕСd/Cd2+ = ϕ0Сd/Cd2+ + (0,059/n) · lg CCd2+ = –0,4 + (0,059/2) · lg 5 ×
× 10–3 = –0,4 – 0,68 0,47 В.
ЭДС = ϕAg/Ag+ – ϕСd/Cd2+ = 0,74 – (–0,47) = 1,21 В.
Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита или его расплав. При этом
на катоде происходит процесс восстановления – присоединение окислителем электронов из электрической цепи, а на аноде – окислительный процесс – переход электронов от восстановителя в электрическую
цепь. Таким образом, в процессах электролиза катод выполняет функцию восстановителя, а анод – окислителя.
103
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 14. Электрохимические процессы
При электролизе водных растворов электролитов следует учитывать, что помимо ионов электролита в растворе содержатся ионы Н+
и ОН–, получающиеся при диссоциации воды.
При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:
1. Ионы щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия
обладают весьма слабой тенденцией к обратному присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам Н+, поэтому при электролизе
водных растворов соединений, содержащих эти катионы, на катоде
восстанавливаются ионы водорода по схеме 2Н+ + 2ē → Н20.
2. Катионы металлов с положительными значениями стандартных
потенциалов (Cu2+, Ag+, Hg2+ и др.) обладают большей тенденцией
к присоединению электронов по сравнению с ионами Н+. Поэтому при
электролизе водных растворов соединений этих металлов, на катоде
восстанавливаться будут именно эти ионы металлов, например Cu2+ +
+ 2ē → Cu 0.
3. При электролизе водных растворов солей металлов, занимающих
в ряду активности среднее положение между перечисленными группами,
процесс восстановления на катоде происходит по обеим схемам.
4. На аноде могут окисляться как анионы электролита, так
и гидроксильные группы воды – ОН−. Более сильными восстановительными свойствами обладают галогенид-ионы (Cl−, Br−, I−), менее
где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению
вещества; mэ – эквивалентная масса вещества; I – сила тока (А);
t – продолжительность электролиза (с); F – число Фарадея (Кл/моль).
Пример 2. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной
кислоты в течение 1,5 ч. Вычислить массу разложившейся воды и объем
выделившихся водорода и кислорода (условия нормальные).
Решение. Массу разложившейся воды находим из уравнения закона
Фарадея, имея в виду, что 1,5 ч = 5400 с и mэ H O = 9 г/моль.
сильными – кислородсодержащие ионы ( NO 3– , SO 24 – , PO 34 – и др.),
вследствие чего при электролизе водных растворов НCl, НBr, НI или их
солей на аноде происходит окисление галогенид-иона по схеме 2Г− –
–2ē → Г 02 .
При электролизе водных растворов сульфатов, нитратов, фосфатов
и других подобных соединений окисляются ионы ОН− по схеме
4ОН− – 4ē → 2Н2O + O2
Процессы электролиза подчиняются закону Фарадея, согласно
которому масса электролита, подвергающаяся превращению, а также
массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству протекающего через электролит электричества и химическим эквивалентам веществ:
m = (mэ · I · t)/F,
104
2
mH O = (mэ · I · t)/F = (9 · 6 · 5400)/96 500 = 3,02 г.
2
При вычислении объемов выделившихся газов представим
уравнение закона Фарадея в следующей форме: V = (Vэ · I · t)/F, где
V – объем выделившегося газа (л); Vэ – его эквивалентный объем
(л/моль). Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объем
водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, то
VH = (11,2 · 6 · 5400)/96 500 = 3,76 л,
2
VO = (5,6 · 6 · 5400)/96 500 = 1,88 л.
2
Вопросы для самоконтроля
1. Дайте определение электрохимической системы.
2. Какие электродные потенциалы называются стандартными? Как
определяется их величина?
3. В чем сущность электрохимического ряда активности металлов?
4. Охарактеризуйте основные области применения химических
источников электрической энергии.
5. Что такое электролиз?
6. Какие факторы определяют характер катодного и анодного процессов при электролизе водных растворов электролитов?
7. Укажите основные области применения электролиза.
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых никель является катодом, а в другом – анодом. Написать для
каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
105
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 14. Электрохимические процессы
2. Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных
электродах при электролизе раствора NaI в течение 2,5 ч, если сила
тока равна 6 А?
Вариант 6
1. Составить схему, написать электронные уравнения электродных
процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из
пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg2+] = [Cd2+] = 1 моль/л. Изменится ли величина ЭДС,
если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
2. Какие вещества и в каком количестве выделяются на угольных
электродах при электролизе раствора KВr в течение 1 ч 35 мин при
силе тока 15 А?
Вариант 2
1. При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?
2. Электролиз раствора K2SО4 проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составить электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислить объем выделяющихся на электродах
веществ.
Вариант 3
1. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно
в растворы Ni(NО3)2 и Со(NО3)2. В каком соотношении должна быть
концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковыми?
2. Сколько граммов воды разложилось при электролизе раствора
Na2SО4 при силе тока 7 А в течение 5 ч?
Вариант 4
1. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составить схему данного гальванического элемента и написать электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и катоде.
2. При электролизе раствора CuSО4 на аноде выделилось 168 см3
кислорода (н. у.). Сколько граммов меди выделилось на катоде?
Вариант 5
1. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Написать для
каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде.
2. При электролизе раствора АgNО3 масса серебряного анода
уменьшилась на 5,4 г. Сколько кулонов электричества израсходовано
на этот процесс?
106
Вариант 7
1. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал
–1,23 В. Вычислить концентрацию ионов Мn2+.
2. Составить схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Написать электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Какой
концентрации должны быть ионы железа (моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,01 моль/л?
Вариант 8
1. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
2. На электролиз раствора СuСl2 израсходовано 10 722,2 Кл электричества. Вычислить массу выделяющихся на угольных электродах
и образующихся возле катода веществ.
Вариант 9
1. Потенциал серебряного электрода в растворе АgNО3 составил
95 % от величины его стандартного электродного потенциала. Чему
равна концентрация ионов Аg+ (моль/л)?
2. Чему равна сила тока, если при электролизе раствора MgСl2
в течение 30 мин на катоде выделилось 8,4 л водорода (н. у.)? Вычислить массу вещества, выделяющегося на аноде.
Вариант 10
1. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового
электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержа107
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 14. Электрохимические процессы
щий ионы Сr3+. При какой концентрации ионов Сr3+ ЭДС этого элемента будет равна нулю?
2. Сколько времени проводят электролиз раствора электролита при
силе тока 5 А, если на катоде выделилось 0,1 эквивалентной массы
вещества? Сколько вещества выделится на аноде?
2. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока
2 А в течение 4 ч. Сколько граммов серебра выделилось на катоде?
Вариант 11
1. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного
электрода и водородного электрода, погруженного в раствор с рН = 12.
На каком электроде водород будет окисляться при работе элемента,
а на каком – восстанавливаться? Рассчитать ЭДС элемента.
2. Вычислить силу тока, зная, что при электролизе раствора KОН
в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г кислорода. Какое
вещество и в каком количестве выделяется на катоде?
Вариант 12
1. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода,
погруженного в 2 М раствор АgNО3, и стандартного водородного
электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной
реакции, происходящей при работе элемента. Вычислить ЭДС.
2. Сколько граммов Н2SО4 образуется возле анода при электролизе
раствора Na2SО4, если на аноде выделяется 1,12 л кислорода, измеренного при н. у.? Вычислить массу вещества, выделяющегося на катоде.
Вариант 15
1. Составить схему гальванического элемента, в основе которого
лежит реакция Ni + Pb(NO3)2 → Ni(NO3)2 + Pb. Написать электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Вычислить ЭДС этого элемента, если [Ni2+] = 0,01моль/л, [Pb2+] = 0,0001 моль/л.
2. Составить электронные уравнения процессов, происходящих
на электродах при электролизе раствора KСl, расплава KСl.
Вариант 16
1. При какой концентрации ионов свинца (моль/л) ЭДС гальванического элемента Pb | Pb2+ || 2Н+ | Н2 будет равна нулю? Возможна ли
такая концентрация?
2. При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г
водорода. Сколько граммов вещества выделится на другом катоде,
на анодах?
Вариант 13
1. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых железо является катодом, а в другом – анодом. Написать для
каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
2. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили
при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислить эквивалентную массу металла.
Вариант 14
1. Магниевую пластинку опустили в раствор соли магния. При
этом электродный потенциал магния оказался равным –2,41 В. Вычислить концентрацию ионов магния (моль/л).
108
109
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 15. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ
ОТ КОРРОЗИИ
Основные термины и понятия: коррозия, окисление, восстановление, контактная коррозия, гальванопара, защитный слой, протектор,
катодная защита, ингибитор и активатор коррозии.
Следует запомнить:
в чем состоит различие между химической и электрохимической
коррозией;
что коррозия является самопроизвольным процессом окисления Ме;
что защитные слои бывают органическими, неорганическими
и металлическими;
что ингибитором коррозии является вещество, замедляющее процесс коррозии;
что протектором следует считать более активный по сравнению
с защищаемым металл, который, разрушаясь, предотвращает коррозию
нужной детали или объекта.
Необходимо различать органические защитные слои, состоящие
из полимеров различного состава; неорганические, которые представляют собой химически неактивные оксиды и соли металлов, а также
металлические. Последние разделяются на два типа: а) «благородные»
металлы, химически неактивные (в первую очередь золото и платина);
б) металлы, способные к переходу в пассивное (химически инертное)
состояние (Al, Zn, Cr, Ni) за счет образования химически стойких соединений на поверхности чистого металла.
Нужно хорошо себе представлять, что катодная защита от коррозии подразумевает применение внешнего постоянного тока, причем
защищаемая деталь обязательно подключается к отрицательному полюсу (катоду), а к аноду (плюсу) подключается ненужная, отработавшая свое деталь, которая будет разрушаться.
Тема 15. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
Решение. Имеется гальваническая пара. Исходя из положения
металлов в ряду напряжений металлов определяем, что хром является
более активным металлом и в этой паре будет анодом. Медь будет катодом. Хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется
водород. Схема процесса:
анод (Cr) : Cr0 – 3ē = Cr3+
катод (Сu): 2Н+ + 2ē = Н2 (ионы Н+ из молекулы НСl)
Продуктами коррозии такой пары будут газ водород и хлорид
хрома (III).
Пример 2. В качестве протектора медного изделия выбрана алюминиевая пластина. За 1 ч на меди выделяется 5,4 л водорода. На сколько
уменьшается за это время масса протектора?
Решение. Имеется гальваническая пара Al – Cu. Вычисляем максимальную силу тока, вырабатываемую данной гальванической парой:
I = (m · F)/(mэ · t) или I = (V · F)/(Vэ · t),
где I – сила тока, А;
m – масса растворившегося за 1 с более активного элемента или
выделившегося за 1 с вещества на катоде, г;
F – постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль);
mэ – эквивалентная масса элемента, г/моль;
V – объем выделившегося вещества, л;
Vэ – эквивалентный объем выделившегося вещества, л/моль;
t – время работы, с.
Подставляя данные, получаем:
I = (5,4 · 96 500)/(11,2 · 3600) = 12,92 А.
Далее можно рассчитать массу растворившегося алюминия
(протектора):
m = (mэ · I · t)/F.
Эквивалентная масса алюминия равна 9 г/моль. Отсюда
m = (9 · 12,92 · 3600)/96 500 = 4,34 г.
Следовательно, за 1 ч масса протектора уменьшится на 4,34 г.
Пример 1. Медная деталь покрыта хромом. Что произойдет, если
эта пара металлов попадет в кислую среду, например в раствор соляной кислоты?
Пример 3. Определить, возможна ли в стандартных условиях
коррозия железа, покрытого кадмием.
Решение. Для ответа на вопрос необходимо рассчитать значение
изменения энергии (потенциала) Гиббса исходя из соотношения
110
111
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 15. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
∆G298 = – n · E · F,
где n – число электронов, принимающих участие в реакции;
E – ЭДС гальванической пары, В;
F – постоянная Фарадея.
В данном случае при сравнении стандартных электродных потенциалов металлов получается, что железо поляризуется анодно, а кадмий – катодно. ЭДС этой пары
Е = ϕ0катода – ϕ0анода = –0,40 – (–0,44) = 0,04 В.
Следовательно, ∆G298 = –2 · 96 500 · 0,04 = –7720 Дж.
Так как ∆G < 0, то реакция коррозии железа возможна, при этом
железо теряет два электрона и переходит в ион Fe2+.
Вариант 3
Олово спаяно с серебром. Какой металл будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадает в щелочную среду? Дать ответ
на основании вычисления ЭДС и ∆G298 образовавшегося гальванического элемента.
Вопросы для самоконтроля
1. Дать определение коррозии металлов.
2. Коррозия металлов – это анодный или катодный процесс?
3. В чем различие между химической и электрохимической коррозией?
4. Что следует считать активатором коррозии?
5. Какие факторы влияют на скорость коррозии?
6. В чем выражается защитное действие защитных покрытий?
Каким образом они защищают металл от коррозии?
Вариант 4
Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать
в случае разрушения поверхностного слоя покрытия в атмосфере промышленного района (влажный воздух содержит СО2, Н2S, SО2)? Составить схему процессов, происходящих с этими металлами.
Вариант 5
При работе гальванического элемента, образовавшегося при коррозии алюминия, который находится в контакте с хромом, за 1 мин 20 с
его работы на хромовом катоде восстановилось 0,034 л кислорода.
Определить, на сколько граммов уменьшилась при этом масса алюминиевого электрода и чему равна сила тока, протекшего во внешней цепи.
Индивидуальные задания
Вариант 6
Гальванический элемент, образовавшийся при коррозии хрома,
спаянного со свинцом, дает ток силой 6 А. Какая масса хрома окисляется и сколько литров водорода выделится за 55 с работы этого элемента?
Вариант 1
Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет подвергаться
коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду? Составить схему
гальванического элемента, образующегося при этом. Подсчитать ЭДС
и потенциал Гиббса этого элемента.
Вариант 7
Медь покрыта оловом. При нарушении оловянного покрытия работает гальванический элемент, который дает ток силой 7,5 А. Какая
масса олова растворится и сколько литров водорода выделится на медном катоде за 25 мин?
Вариант 2
Железо покрыто никелем. Какой из металлов будет корродировать в случае разрушения поверхности покрытия? Коррозия происходит в кислотной среде. Составить схему гальванического элемента,
образующегося при этом.
Вариант 8
При работе гальванопары
(–) 2Fe/2Fe2+H2O, О2 || (С) 4ОН–/2H2O, О2 (+)
за 1,5 мин образовалось 0,125 г Fe(ОН)2. Вычислить объем кислорода,
израсходованный на получение Fe(ОН)2.
112
113
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 15. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
Вариант 9
Какой металл является катодом и какой анодом в паре Al – Fe?
Составить уравнения электродных процессов, протекающих при коррозии в случае кислородной и водородной деполяризации.
Вариант 15
Исходя из величины потенциала Гиббса определить, какие из приведенных ниже металлов будут корродировать во влажном воздухе по
уравнению
Ме + H2O + О2 → Ме(ОН)2
или
Ме + H2O + О2 → Ме(ОН)3,
где Ме = Mg, Cu, Au.
Вариант 10
Выбрать два металла в качестве протектора для изделия из никеля. Составить уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при коррозии металлов в присутствии серной кислоты. Что будет
продуктами коррозии?
Вариант 11
Выбрать два металла в качестве протектора для изделия из цинка.
Составить уравнения катодного и анодного процессов, протекающих
при коррозии металлов в присутствии соляной кислоты. Указать продукты коррозии.
Вариант 12
Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого свинцом,
если покрытие нарушено? Составить электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
Вариант 13
Какое покрытие называется анодным и какое катодным? Назвать
несколько металлов (2–3), которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составить уравнения анодного и катодного
процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого серебром,
во влажном воздухе и в серной кислоте. Что является продуктом коррозии?
Вариант 14
Какие металлы (Fe, Ag, Ca) будут разрушаться в атмосфере влажного воздуха, насыщенного диоксидом углерода? Ответ дать на основании вычисления ∆G298 соответствующих процессов.
114
115
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 16. ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА s-ЭЛЕМЕНТОВ
И ИХ ВАЖНЕЙШИХ СОЕДИНЕНИЙ. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется
электронами последний энергетический уровень (подуровень s), называют s-элементами. На внешнем энергетическом уровне атомов s-элементов у щелочных металлов по 1 электрону, у щелочноземельных –
по 2 электрона. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева
s-элементы располагаются соответственно в главных подгруппах первой и второй группы. Имея невысокие значения потенциала ионизации (4–9 эВ), они обладают высокой химической активностью.
Увеличение атомного радиуса и уменьшение потенциала ионизации приводят к усилению активности s-металлов по мере роста их порядкового номера, т. е. сверху вниз в группах периодической системы.
По отношению к s-металлам все элементы с высокой электроотрицательностью – окислители, в том числе и водород. Они образуют с этими металлами гидриды, оксиды, пероксиды, сульфиды и т. п. Щелочные металлы образуют оксиды и гидроксиды – хорошо растворимые
в воде щелочи. Растворимость гидроксидов щелочноземельных металлов значительно меньше, чем щелочных. Плохо растворимы Ве(ОН)2
и Мg(ОН)2. В отличие от гидроксидов всех s-элементов Ве(ОН)2 обладает амфотерными свойствами, что объясняется наименьшим радиусом иона (0,034 нм) и наличием только двух электронов в предпоследнем энергетическом уровне, тогда как у остальных s-элементов в предпоследнем энергетическом уровне находится восемь электронов (кроме
лития).
Получают s-металлы главным образом электролизом их расплавленных солей.
Повышенное содержание в воде растворенных солей кальция
и магния обусловливает жесткость воды. Жесткость – один из технологических показателей, принятый для характеристики состава и качества природных вод. Жесткость воды выражается суммой миллиэквивалентов ионов Са2+ и Мg2+, содержащихся в 1 л воды (мэкв/л), либо
в миллимолях на 1 л (ммоль/л). 1 мэкв/л жесткости воды равен 1 ммоль/л
и отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+ или 12,16 мг/л Мg2+.
116
Тема 16. Основные свойства s-элементов и их важнейших соединений. ...
Различают следующие виды жесткости:
1) карбонатную (временную) жесткость, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния – Са(НСО 3 ) 2
и Мg(НСО3)2, переходящих при кипячении воды в малорастворимые
карбонаты и гидроксиды кальция и магния, выпадающие в осадок;
2) некарбонатную (постоянную) жесткость, обусловленную
присутствием в воде хлоридов, нитратов, сульфатов, силикатов магния
и кальция. Соли постоянной жесткости при кипячении не удаляются;
3) общую жесткость, представляющую собой сумму карбонатной и некарбонатной жесткости.
Для устранения жесткости воды используют термический, реагентный и ионообменный методы.
Термический метод заключается в нагревании воды до 95–98 °С,
при этом гидрокарбонатные ионы HCO 3– переходят в карбонатные CO 32–
и с ионами кальция образуют нерастворимый СаСО3:
Са2+ + CO 32– = СаСО3
Реагентные методы основаны на удалении из воды ионов кальция и магния в виде нерастворимых соединений. Так, при содово-известковом методе карбонатную жесткость устраняют добавлением к воде
гашеной извести. При этом гидрокарбонат кальция переходит в карбонат, а гидрокарбонат магния – в гидроксид магния:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3 ↓ + 2Н2О
Мg(НСО3)2 + Са(ОН)2 = Мg(ОН)2 ↓ + СаСО3 ↓ + Н2О + СО2
Некарбонатную жесткость устраняют содой, которая вызывает
образование осадка:
СаSО4 + Na2СО3 = СаСО3 ↓ + Na2SО4
Более глубокое удаление достигается при обработке воды солями
фосфорных кислот, например Na3РО4:
3СаСl2 + 2Na3РО4 = Са3(РО4)2 ↓ + 6NaСl
Наиболее эффективным и широко распространенным в настоящее время методом умягчения воды является ионообменный метод.
Он заключается в пропускании жесткой воды через слой катионитов
(синтетических ионообменных смол), содержащих функциональные
группы, способные обмениваться на катионы магния и кальция:
Са(НСО3)2 + Na2R = СаR + 2NaНСО3
МgSО4 + Na2R = МgR + Na2SО4
где R – радикал сложной молекулы катиона.
117
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
При решении задач, связанных с жесткостью воды, рационально
использовать закон эквивалентов. Не составляя уравнений химических реакций, можно сказать, что, например, для устранения жесткости, равной 2,2 мэкв, нужно 2,2 мэкв вещества, устраняющего жесткость. Если на устранение жесткости в 1 л воды пошло 3 мэкв вещества, то жесткость воды равна 3 мэкв.
Пример 1. Вычислить жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г Са(НСО3)2.
Решение. В 1 л воды содержится 202,5 : 500 = 0,405 г Са(НСО3)2,
что составляет 0,405 : 81 = 0,005 эквивалентных масс, или 5 мэкв/л.
(81 г/моль – эквивалентная масса Са(НСО3)2.) Следовательно, жесткость воды равна 5 мэкв/л.
Пример 2. Какую массу соды надо добавить к 500 л воды, чтобы
устранить ее жесткость, равную 5 мэкв?
Решение. В 500 л воды содержится 500 · 5 = 2500 мэкв солей,
обусловливающих жесткость воды. Для устранения жесткости следует
прибавить 2500 · 53 = 132 500 мг = 132,5 г соды (53 г/моль – эквивалентная масса Na2СО3).
Вопросы для самоконтроля
1. Какое свойство s-элементов характеризует их как активные восстановители? Как изменяется восстановительная способность по мере
увеличения порядкового номера? Почему?
2. Гидроксид какого s-элемента обладает амфотерными свойствами? Почему?
3. Составить общую формулу гидридов, нитридов, оксидов, сульфидов и гидроксидов s-металлов.
4. Какие соли обусловливают временную и постоянную жесткость
воды? В каких единицах она выражается? Каковы способы устранения
жесткости воды?
118
Тема 16. Основные свойства s-элементов и их важнейших соединений. ...
Индивидуальные задания
Вариант 1
1. Написать уравнения реакций натрия с водородом, кислородом,
азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций?
2. Рассчитать, сколько граммов Са(НСО3)2 содержится в 1 м3 воды,
жесткость которой равна 3 мэкв/л.
Вариант 2
1. Что такое поташ? Как он получается и в каких производствах
применяется? Как получить поташ, имея в распоряжении вещества
K2SО4, Ва(ОН)2, СаСО3, НСl и Н2О? Составить уравнения соответствующих реакций.
2. Определить карбонатную жесткость воды, в 1 л которой содержится по 100 мг Са(НСО3)2 и Мg(НСО3)2.
Вариант 3
1. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления превращений Са → СаН2 → Са(ОН)2 → СаСО3 →
Са(НСО3)2 → СаСl2 → Са(NО3)2.
2. Чему равна жесткость воды, в 10 л которой содержится 6 г СаСl2?
Вариант 4
1. На какой реакции основано получение гидридов щелочных
металлов? Составить уравнения реакций гидролиза гидрида натрия
и электролиза расплава гидрида лития.
2. Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 100 л
воды потребовалось прибавить 15,9 г соды?
Вариант 5
1. Являясь сильными восстановителями, магний, кальций и барий применяются в металлотермии для получения металлов из их оксидов. Составить электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с СаSО4; б) V2O5. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально.
119
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 16. Основные свойства s-элементов и их важнейших соединений. ...
2. Сколько граммов соды нужно прибавить к 5 м3 воды, чтобы
устранить жесткость, равную 2,5 мэкв/л?
биде бериллия степень окисления –4. Составить электронные и молекулярные уравнения получения соответствующих карбидов. Какие соединения получаются при взаимодействии этих карбидов с водой?
2. Вычислить жесткость воды, зная, что для ее устранения пришлось к 50 л воды прибавить 10,8 г безводной буры Na2В4О7.
Вариант 6
1. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления превращений
Ве→ ВеСl2 → Ве(ОН)2 Na2[Ве(ОН)4] → ВеSО4
2. Определить жесткость воды, в 1 л которой содержится 0,324 г
гидрокарбоната кальция. Сколько граммов соды нужно прибавить
к 2 м3 этой воды для устранения ее жесткости?
Вариант 7
1. Составить электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) бериллия с концентрированным раствором гидроксида натрия;
б) магния с концентрированной серной кислотой при максимальном восстановлении последней.
2. Рассчитать жесткость воды, содержащей в 1 л 0,005 моль гидрокарбоната кальция.
Вариант 8
1. Какие вещества образуются при горении кальция на воздухе?
Почему при смачивании полученного продукта водой выделяется значительное количество теплоты? Составить уравнения соответствующих реакций.
2. Чему равна жесткость воды, в 100 л которой содержится 14,632 г
гидрокарбоната магния?
Вариант 9
1. Оксид бериллия при сплавлении взаимодействует с SiO2 и Na2O.
Написать уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО
говорят эти реакции?
2. Минеральная вода содержит 0,3894 г/л ионов кальция и 0,0844 г/л
ионов магния. Какова жесткость этой воды?
Вариант 10
1. При нагревании с графитом кальций и бериллий образуют карбиды. В карбиде кальция углерод имеет степень окисления –1, а в кар120
Вариант 11
1. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления следующих превращений:
Mg → MgО → Mg(ОН)2 MgСО3 → MgСl2 → MgSiO3
2. Сколько граммов соды нужно добавить к 200 л воды, чтобы
устранить ее жесткость, равную 3,8 мэкв/л?
Вариант 12
1. Составить электронные и молекулярные уравнения реакций:
а) кальция с водой; б) магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.
2. В 220 л воды содержится 11 г сульфата магния. Чему равна
жесткость этой воды?
Вариант 13
1. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью?
Составить уравнения реакций их получения. Какие соединения получаются при прокаливании негашеной извести с углем? Составить электронные и молекулярные уравнения реакций.
2. Жесткая вода содержит в 1 л 50 мг Са(НСО3)2 и 15 мг СаSО4.
Сколько граммов карбоната натрия потребуется для устранения жесткости 1 м3 этой воды?
Вариант 14
1. Составить уравнения реакций, происходящих при насыщении
гидроксида натрия: а) хлором; б) оксидом серы SО3; в) сероводородом.
2. Некарбонатная жесткость воды равна 3,18 мэкв/л. Сколько ортофосфата натрия надо взять, чтобы устранить жесткость 1 м3 этой
воды?
121
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Вариант 15
1. При пропускании диоксида углерода через известковую воду
(раствор Са(ОН)2) образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дать объяснение этому явлению. Составить уравнения реакций.
2. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды,
чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 мэкв/л?
Вариант 16
1. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для
осуществления следующих превращений:
K → K2О → KОН → K2СО3 → KСl → K2SiO3
2. Какая масса СаSO4 содержится в 200 л воды, если жесткость,
обусловленная этой солью, равна 8 мэкв/л?
122
Тема 17. ХИМИЯ ВЯЖУЩИХ СТРОИТЕЛЬНЫХ
МАТЕРИАЛОВ
Вяжущими строительными материалами называются минеральные порошкообразные вещества, способные при смешивании с водой
образовывать пластичную массу, затвердевающую с течением времени в камневидное тело.
Пример 1. Какие вещества относятся к воздушным вяжущим материалам?
Решение. К воздушным вяжущим материалам относятся вещества,
продукты твердения которых устойчивы только на воздухе, а в воде
теряют прочность и разрушаются. К этому типу вяжущих относятся:
гашеная известь, строительный гипс, магнезиальный цемент, растворимое стекло.
Гашеная известь. Она получается путем обжига известняка при
температуре 900–1000 °С:
СаСО3 → СаО + СО2
Процесс взаимодействия негашеной извести (СаО) с водой носит
название гашения: СаО + Н2О = Са(ОН)2. Полученный продукт и называют гашеной известью.
Ее твердение осуществляется за счет процесса
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О
Вследствие небольшого содержания углекислого газа в воздухе
процесс затвердевания протекает очень медленно.
Строительный гипс. Получается строительный гипс путем термической обработки природного минерала – гипса, в результате чего
происходит частичная потеря воды:
2(СаSО4 ⋅ 2Н2О) = 2СаSО4 ⋅ Н2О + 3Н2О
При смешении строительного гипса с водой происходит процесс,
обратный приведенному выше, и из пластичной вначале массы получают твердый минерал. Строительный гипс (или алебастр) относится
к быстротвердеющим вяжущим, так как переход из пластичного состояния в твердое завершается в течение 5–7 мин.
123
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 17. Химия вяжущих строительных материалов
Магнезиальный цемент. При термической обработке природного
материала магнезита получается оксид магния, или жженая магнезия:
MgСО3 = MgО + СО2
При замешивании жженой магнезии с концентрированным раствором хлорида или сульфата магния получается магнезиальный цемент,
представляющий собой хлорид гидроксомагния MgОНСl или сульфат
гидроксомагния (MgОН)2SО4. Через некоторое время смесь затвердевает в плотную белую массу. Затвердевание можно объяснить тем, что
основная соль, первоначально образующаяся согласно уравнению
MgО + MgСl2 + Н2О = 2MgОНСl, затем полимеризуется в цепи типа
– Mg–О–Mg–О–, на концах которых находятся атомы хлора или гидроксильные группы.
Растворимое стекло. Основу этого вида вяжущих материалов
составляют силикаты натрия и калия. Такое название дано ввиду внешнего сходства со стеклом в твердом виде и растворимости этих силикатов в воде.
Твердение осуществляется за счет полимеризации геля кремниевых кислот, образующихся при гидролизе силикатов.
Пример 2. Какие вещества относятся к гидравлическим вяжущим
материалам?
Решение. К гидравлическим вяжущим материалам относятся вещества, продукты твердения которых сохраняют прочность как на воздухе, так и в воде. К этому типу вяжущих относятся портландцемент
и его разновидности, а также глиноземистый цемент и некоторые другие цементы.
Портландцемент. Его получают путем обжига глины и известняка при температуре 1300–1400 °С. При обжиге карбонат кальция разлагается с образованием оксида кальция, который вступает во взаимодействие с другими оксидами, образуя силикаты и алюминаты
кальция.
Химический состав цемента выражают обычно в процентах содержащихся в нем оксидов, из которых главными являются СаО, Al2O3,
SiO2, Fe2O3. В химии цемента принята сокращенная форма записи состава минералов, входящих в него. Так, СаО обозначают С, SiO2 – S,
Al2O3 – А, Fe2O3 – F, Н2О – Н и т. д. Основные минералы портландцемента тогда будут выглядеть следующим образом:
3СаО · SiO2 = С3S
(алит)
2СаО · SiO2 = С2S
(белит)
3СаО · Al2O3 = С3А
(трехкальциевый алюминат)
4СаО · Al2O3 · Fe2O3 = С4АF (четырехкальциевый алюмоферрит)
При замешивании цемента с водой получается тестообразная,
через несколько часов затвердевающая масса. Переход ее из тестообразного состояния в твердое называется схватыванием цемента.
Процесс затвердевания цемента можно условно разделить на три
стадии. Первая заключается во взаимодействии поверхностных слоев
частичек цемента с водой:
3СаО · SiO2 + (n + 1)Н2О = Са(ОН)2 + 2СаО · SiO2 · nН2О
С2S + nН2О = С2SНn
С3А + 6Н2О = С3АН6
Из содержащегося в цементном тесте раствора, насыщенного гидроксидом кальция, последний выделяется в виде аморфной массы, обволакивающей частицы цемента, связывая их. В этом состоит вторая
стадия – схватывание цемента. Затем начинается третья стадия – кристаллизация и твердение. Частицы гидроксида кальция и продукты гидратации минералов цементного клинкера кристаллизуются из раствора, укрупняются, превращаясь в кристаллы разнообразной формы. Это
приводит к росту прочности цементного камня.
При употреблении цемента в качестве вяжущего материала его
обычно смешивают с песком и водой. Эта смесь называется цементным раствором. При смешивании цементного раствора с гравием или
щебнем получают бетон.
Глиноземистый цемент. Его получают сплавлением тонко размолотой смеси боксита (природного оксида алюминия) с известняком.
Этот цемент содержит в процентном отношении больше оксида алюминия, чем портландцемент. Главными соединениями глиноземистого
цемента являются различные алюминаты кальция: СА, С5А3, С2А, С3А
и другие. Гидратация происходит за счет взаимодействия алюминатов
кальция с водой по схеме
2СА + 11Н2О = С2АН8 + 2Al(ОН)3
Глиноземистый цемент твердеет гораздо быстрее портландцемента
и уже к 3 сут твердения набирает порядка 80 % своей марочной прочности. Этот вид цемента хорошо противостоит действию минерализованных вод, поэтому его часто применяют в сооружениях, подвергаю-
124
125
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
щихся действию морской воды. Отрицательные моменты – высокая
стоимость производства и резкая потеря прочности после 25–30 лет
эксплуатации.
Вопросы для самоконтроля
1. Дать определение вяжущим строительным материалам.
2. В чем принципиальное различие между воздушными и гидравлическими вяжущими материалами?
3. В чем суть гашения воздушной извести?
4. В чем особенности приготовления магнезиального цемента?
5. Почему растворимое стекло называют «растворимым»?
6. Что называют схватыванием цемента?
7. Что такое бетон?
8. Чем различаются свойства глиноземистого цемента и портландцемента?
126
Тема 18. КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ. ПОЛИМЕРЫ
Деление веществ на органические и неорганические возникло
вследствие своеобразия органических соединений, обладающих специфическими свойствами. Долгое время считалось, что углеродсодержащие вещества, образующиеся в живых организмах и растениях,
в принципе невозможно получить путем синтеза из неорганических
соединений. С развитием науки это предположение было опровергнуто, и в настоящее время большинство органических соединений получают искусственным путем.
Пример 1. К какому классу органических соединений относится
вещество, имеющее формулу СН3–СН2–СН2–СН3?
Решение. В зависимости от строения углеродной цепи среди органических соединений выделяют следующие три ряда:
1) соединения с открытой цепью атомов углерода. В зависимости от характера связи между атомами углерода эти соединения подразделяются на предельные, содержащие в молекулах только простые связи, и непредельные, в молекулах которых имеются кратные (двойные
или тройные) связи между атомами углерода;
2) соединения с замкнутой цепью атомов углерода. Они подразделяются на соединения ароматического ряда, характеризующиеся
наличием бензольного ароматического ядра, и алициклические соединения – все остальные;
3) гетероциклические соединения. В молекулах этих соединений
имеются циклы, включающие, кроме атомов углерода, также гетероатомы (кислорода, азота, серы, фосфора и другие).
Соединения каждого из указанных рядов подразделяются на классы. Поскольку данное соединение состоит только из атомов С и Н, то
оно относится к классу углеводородов. Между атомами углерода – только одинарные ковалентные связи, следовательно, это соединение –
алкан. Общая формула алканов СnН2n+2. Названия первых 6 членов гомологического ряда алканов следующие:
127
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры
СН4 – метан, С2Н6 – этан, С3Н8 – пропан, С4Н10 – бутан, С5Н12 –
пентан, С6Н14 – гексан.
Следовательно, соединение с формулой СН 3–СН 2–СН 2–СН 3
является бутаном.
Пример 3. Рассмотреть некоторые свойства алканов (реакции сгорания) насыщенных углеводородов. Написать уравнения реакций полного сгорания бутана и гексана.
Решение. Реакция сгорания любого углеводорода представляет
собой его взаимодействие с кислородом с образованием диоксида углерода и воды:
2С4Н10 + 13О2 = 8СО2 + 10Н2О
2С6Н14 + 19О2 = 12СО2 + 14Н2О
Пример 2. Указать основные производные углеводородов.
Решение. Атомы или группы атомов, замещающие водород в углеводородах, образуют функциональные, или характеристические группы, обусловливающие общие химические свойства веществ, принадлежащих к одному классу соединений.
Наиболее распространенными являются следующие классы органических соединений:
1) галогенопроизводные углеводородов: R–Hal;
2) кислородсодержащие соединения:
R–ОН – спирты; R–О–R – простые эфиры; R–СОН – альдегиды;
R–СО–R – кетоны; R–СООН – карбоновые кислоты; R–СООR – сложные эфиры;
3) азотсодержащие соединения:
R–NО2 – нитросоединения; R–NН2 – первичные амины; R–NН–R –
вторичные амины; R–N (R)–R – третичные амины.
Возможны соединения с повторяющимися одинаковыми функциональными группами:
OH–R–OH
двухатомные
спирты
R–C–R′−C–R
O=C–R–C=O
O
O
дикетоны
OH OH
двухосновные
кислоты
Вещества, в которых имеются различные функциональные группы, называются соединениями со смешанными функциями:
H2N–R–OH
OH–R–C=O
H2N–R–C=O
аминоспирты
OH
спиртокислоты
OH
аминокислоты
Пример 4. Рассмотреть некоторые свойства алкенов (ненасыщенных углеводородов).
К 0,7 г пентена приливают раствор брома в четыреххлористом
углероде с содержанием 160 г Br2 в 1 л раствора. Сколько миллилитров
этого раствора нужно для реакции?
Решение. Общая формула алкенов СnН2n. У них обязательно есть
одна двойная связь между атомами углерода >С=С< . Названия их похожи на названия соответствующих алканов, изменяется только окончание с -ан на -ен: этан – этен, пропан – пропен, бутан – бутен и т. д.
Характерная для алкенов реакция присоединения брома к пентену идет по уравнению
Br
Br
C H 2 = C H + B r 2 → H 2 C –C H
C 3H 7
C 3H 7
Окончание реакции фиксируется по появлению светло-желтой
окраски раствора. Молекулярная масса С5Н10 = 70 г, а молярная масса
брома = 160 г. Отсюда
70 г – 160 г брома,
0,7 г – x г брома.
x = (0,7 · 160)/70 = 1,6 г.
Такая масса (1,6 г) содержится в 10 мл раствора.
Эти соединения обладают двойственной природой.
В формулах R–, –R–, –R< – углеводородные радикалы, которые
являются остатками углеводородов, образующимися при отнятии от
их молекул одного, двух или нескольких атомов водорода. Например,
(С2Н6) – углеводород этан, но (С2Н5–) – радикал этил.
Пример 5. Рассмотреть процесс окисления алкенов.
Рассчитать, сколько граммов KМnО4 потребуется для окисления
7 г бутена до бутиленгликоля.
128
129
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Решение. Уравнение реакции окисления
3СН2=СН–СН2–СН3 + 2KМnО4 + 4 Н2О →
→ 3Н2С(OH)–СН(OH)–СН2–СН3 + 2МnО2 + 2KОН
Молярная масса С4Н8 – 56 г, молярная масса KМnО4 – 158 г, отсюда
3 · 56 г – 2 · 158 г,
7 г – x г.
x = (7 · 2 · 158)/(3 · 56) = 13,2.
Количество KМnО4 равно 13,2 г.
Пример 6. Рассмотреть некоторые свойства алкинов.
Как осуществить следующие превращения:
С → СаС2 → СН≡СН → СuС≡ССu?
Решение. Общая формула алкинов СnН2n–2. У них обязательно есть
одна тройная связь между атомами углерода –С≡С–. Названия их похожи
на названия соответствующих алканов, изменяется только окончание
с -ан на -ин: этан – этин, бутан – бутин и т. д.
Данные превращения можно осуществить с помощью следующих
химических реакций:
а) 3С + СаО → СаС2 + СО
б) СаС2 + 2Н2О → СН≡СН + Са(ОН)2
в) 2CuCl + 2NН4ОН + СН≡СН → СuС≡ССu + 2NН4Cl + 2Н2О
Характерным свойством алкинов является образование малорастворимых ацетиленидов таких металлов, как медь, серебро и др. Красный осадок ацетиленида меди образуется в уравнении в).
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры
Пример 8. Рассмотреть некоторые реакции получения альдегидов. Предложить схему превращения и написать уравнения соответствующих реакций:
СН3–СН=СН2 → СН3–СН2–СОН
Решение. В данной схеме получения альдегида могут быть
проведены следующие реакции:
а) СН3–СН=СН2 + НВr → СН3–СН2–СН2Вr
б) СН3–СН2–СН2Вr + Н2О → СН3–СН2–СН2ОН + НВr
в) СН3–СН2–СН2ОН + 2KМnО4 + 3Н2SО4 → СН3–СН2–СH = О +
+ K2SО4 + 2МnSО4 + 4Н2О
Пример 9. Рассмотреть некоторые реакции окисления органических соединений.
Осуществить следующие превращения:
С3Н7ОН → С2Н5СНО → С2Н5СООН
Решение. Окисление пропилового спирта в пропионовый альдегид можно осуществить раствором дихромата калия в кислой среде.
Реакция идет по уравнению
3СН3–СН2–СН2ОН + K2Сr2О7 + 4Н2SО4 → 3СН3–СН2–СH=О + K2SО4 +
+ Cr2(SO4)3 + 7H2O
Реакция окисления пропионового альдегида в пропионовую
кислоту (реакция серебряного зеркала) протекает по уравнению
СН3–СН2–СН=О + Ag2O → СН3–СН2–С(ОН)=О + 2Ag
Пример 7. Рассмотреть некоторые свойства спиртов.
Какую молекулярную массу имеет одноатомный спирт, если из
3,6 г одноатомного спирта при действии металлического калия было
получено 672 мл водорода?
Решение. Реакция взаимодействия спирта со щелочными металлами
выражается уравнением 2RОН + 2K → 2RОK + Н2.
Количество спирта можно определить из пропорции
3,6 г спирта – 0,672 л водорода,
x г спирта – 22,4 л водорода.
x = (3,6 · 22,4)/0,672 = 120 г.
Так как в реакции участвуют 2 моля спирта, то молекулярная масса его 120 г : 2 = 60 г. Следовательно, это пропиловый спирт, или пропанол С3Н7ОН.
Пример 10. Рассмотреть некоторые свойства солей высших жирных кислот. Объяснить, какой процесс происходит при вливании раствора пальмитата натрия в воду, содержащую гидрокарбонат кальция.
Решение. Высшие жирные кислоты имеют, как правило, нормальное строение углеродной цепи и содержат более 10 углеродных атомов. Важнейшими кислотами являются С15Н31СООН – пальмитиновая,
С17Н35СООН – стеариновая, С17Н33СООН – олеиновая кислоты. Соли
высших жирных кислот называются мылами. Растворимыми в воде
являются только натриевые и калиевые мыла. В нашем случае будет
протекать следующая реакция:
2С15Н31СООNa + Са(НСО3)2 → Са(С15Н31СОО)2↓ + 2NaНСО3
Происходит выпадение осадка пальмитата кальция, поэтому
в жесткой воде мыло плохо мылится.
130
131
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Пример 11. Определить степень полимеризации полимера. Чему
равна степень полимеризации изобутилена при получении полиизобутилена с молекулярной массой 56 280?
Решение. Высокомолекулярные соединения, или полимеры, – это
вещества с большой молекулярной массой, обладающие особыми свойствами. Они состоят из огромного числа атомов, соединенных между
собой обычными ковалентными связями.
Существуют два основных способа получения полимеров: полимеризация и поликонденсация. Полимеризация – реакция соединения
молекул мономера, протекающая за счет разрыва кратных связей и не
сопровождающаяся выделением низкомолекулярных продуктов.
Полиизобутилен (полимер) может быть получен реакцией полимеризации изобутилена (мономера). Реакция представлена схемой
n(CH2=C–CH3) → (−CH–C–CH3)n
CH3
CH3
изобутилен
полиизобутилен
Степень полимеризации n показывает, какое число молекул мономера вступает в реакцию полимеризации. Молекулярная масса изобутилена 56. Средняя молекулярная масса полимера 56 280. Следовательно, степень полимеризации n = 56 280 : 56 = 1005.
Пример 12. Изучить реакцию поликонденсации. Составить схему поликонденсации ацетальдегида с фенолятом натрия. Считая, что
на 2 моля фенолята натрия потребуется 1 моль ацетальдегида, определить, сколько ацетальдегида необходимо для получения 300 кг смолы,
если СН3СНО взят в виде 35%-ного раствора.
Решение. Поликонденсация – это процесс образования полимеров путем химического взаимодействия молекул мономеров, сопровождающийся выделением низкомолекулярных веществ (воды, галогенводородов, аммиака, спиртов и т. д.).
Реакция поликонденсации в данном случае может быть представлена схемой
132
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры
ONa
C
CH
CH
CH
+ C=O +
H
ONa
C
CH3
CH
CH
ONa
ONa
C
CH
CH
CH
CH
→
CH
CH3
CH
C
CH
CH
CH
C
H
C
C
CH
CH
CH
+ H2O
CH
«Звено» высокомолекулярного соединения состоит из двух молекул фенолята натрия и одной молекулы ацетальдегида. Для расчета
молекулярной массы «звена» необходимо взять сумму молекулярных
масс двух молекул фенолята натрия и одной массы молекулы ацетальдегида и вычесть молярную массу воды. Молярная масса фенолята равна 116 г. Молярная масса ацетальдегида составляет 44 г. Следовательно, молярная масса «звена»
2 · 116 + 44 – 18 = 258 г.
Число звеньев в 300 кг смолы будет 300 000 г / 258 г = 1161. Общее число молей С6Н5ОNa = 2322 (1161 · 2). Общее число молей
СН3СНО = 1161. Количество ацетальдегида 44 · 1161 = 51,08 кг, а так
как ацетальдегид взят в виде 35%-ного раствора, то необходимое количество его будет следующим:
100 кг раствора – 35 кг ацетальдегида,
x кг раствора – 51,08 кг ацетальдегида.
x = (100 · 51,08)/35 = 145,94 кг.
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется функциональной группой органического соединения?
2. Какое различие между классом алканов и классом алкенов?
3. Какими двумя основными способами можно получить полимеры?
4. В чем отличие простых органических соединений от полимеров?
5. Что называется кратной связью между атомами углерода?
6. Что показывает степень полимеризации высокомолекулярных
соединений?
7. Что называется мылами?
133
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры
Индивидуальные задания
Вариант 5
1. Сколько граммов хлора может присоединиться к 10 л смеси,
содержащей 32,8 % метана, 22,4 % ацетилена и 44 % этилена?
2. Написать уравнение полимеризации пропилена (пропена).
Вариант 1
1. Написать уравнения реакций, протекающих при гидрировании
следующих соединений:
а) СН3–С(СН3)=СН2
б) СН3–С≡С–СН3
2. Составить уравнение реакции полимеризации стирола. Определить, сколько стирола нужно взять для получения 1 т полистирола,
если потери при производстве составляют 15 %. Рассчитать степень
полимеризации.
Вариант 2
1. Написать уравнения реакции полного сгорания пропана и пен-
Вариант 6
1. Сколько литров ацетилена (этина) образуется, если 10 г карбида кальция, содержащего 4 % примесей, внести в прибор, в котором
находится 36 мл воды?
2. Для получения синтетического волокна «нитрон» в качестве
мономера используют акрилонитрил СН2=СН–СN. Составить уравнение полимеризации этого мономера.
2. Составить схему процесса сополимеризации бутилена и стирола, приняв, что числа молекул бутилена и стирола, входящих в состав
полимера, находятся в соотношении 2 : 3. Вычислить, какой объем бутилена и какая масса стирола нужны для получения 425 кг полимера,
если производственные потери составляют 25 %.
Вариант 7
1. При гидратации 10,8 г углеводорода С4Н6 затрачено 8,96 л водорода. Написать уравнение реакции и дать название исходному и конечному продуктам.
2. Написать уравнение полимеризации формальдегида и определить степень полимеризации в реакции получения полиформальдегида со средней молекулярной массой 45 000.
Вариант 3
1. Рассчитать, сколько граммов KМnО4 потребуется для окисления 56 л этилена до этиленгликоля. Написать уравнения реакции окисления этиленгликоля перманганатом калия в водной среде.
2. Написать уравнения полимеризации изомеров бутилена, структура которых выражается формулами
СН2=СН–СН2–СН3 и СН3–СН=СН–СН3
Вариант 8
1. Написать уравнение реакции взаимодействия метилового спирта
с йодистым водородом.
2. Написать уравнение реакции поликонденсации карбамида
с уксусным альдегидом исходя из того, что с каждыми 3 молями карбамида вступают в реакцию 2 моля альдегида. Рассчитать, сколько смолы
получится, если в реакции участвуют 15 кг карбамида и 12 кг альдегида.
Вариант 4
1. Каково процентное содержание пентена в смеси, если 1 г смеси
пентана и пентена обесцвечивает 5 мл брома? Бром растворен в ССl4
в количестве 160 г в 1 л.
2. Как осуществить следующие превращения:
СН2=СН2 → С2Н5ОН → СН2=СН–СН=СН2 →
→ (–СН2–СН=СН–СН2–)n
Составить уравнения реакций.
Вариант 9
1. При взаимодействии 1,15 г спирта с металлическим натрием
выделилось 214,6 мл водорода. Определить молекулярную массу спирта.
2. Муравьиный альдегид вступает в реакцию поликонденсации
с мочевиной (карбамидом) СО(NН2)2 и образует синтетическую смолу.
Написать уравнение реакции поликонденсации, считая, что на 2 моля
карбамида необходим 1 моль альдегида. Сколько карбамида потребуется для получения 50 кг смолы?
134
135
тана.
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры
Вариант 10
1. Какова молекулярная масса спирта, если при дегидратации 43,02 г
его выделилось 8,8 г воды?
2. Написать уравнение реакции полимеризации формальдегида.
Какое количество полимера образуется, если для реакции взято 250 кг
40%-ного раствора формальдегида? Определить степень полимеризации, если потери составляют 10 %.
Вариант 15
1. Удушающее отравляющее вещество фосген получают по следующей реакции: СО + Сl2 = СОСl2. Сколько литров хлора и граммов
оксида углерода необходимо для получения 88 г фосгена?
2. Написать уравнение реакции вулканизации дивинилового (бутадиенового) каучука и рассчитать, сколько SСl2 необходимо для вулканизации 200 кг каучука, если вулканизированный каучук содержит
5 % серы.
Вариант 11
1. При взаимодействии избытка натрия с 3,7 г предельного одноатомного спирта выделилось 560 мл водорода. Вычислить молекулярную массу спирта и написать его формулу.
2. Составить уравнение реакции получения полихлорвинила, если
в качестве исходного вещества взят ацетилен (этен).
Вариант 12
1. Сколько граммов серебра выделилось при окислении 0,5 моля
уксусного альдегида избытком оксида серебра?
2. Составить уравнение полимеризации масляного альдегида.
Определить количество 12%-ного раствора масляного альдегида, которое потребуется для получения 500 кг полимера. Чему равна степень
полимеризации?
Вариант 16
1. Из 7,8 г бензола при действии необходимого количества брома
образуется 15 г бромбензола. Вычислить процент выхода С6Н5Br
от теоретического выхода.
2. Составить уравнение реакции получения изопропенового каучука полимеризацией изопрена.
Вариант 13
1. Составить уравнения реакций следующих превращений:
С6Н6 → С6Н5Сl → С6Н5ОН → С6Н5ОNa
2. Чему равна степень полимеризации бутадиеннитрильного каучука, если средняя молекулярная масса его 395 000? Составить уравнение реакции полимеризации.
Вариант 14
1. Сколько граммов глицерина вступает в реакцию с 0,25 л
15%-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,085 кг/м3), в которой получается мононитроглицерин? Сколько мононитроглицерина образуется?
2. Написать уравнение реакции получения политетрафторэтилена (фторопласта) и определить среднюю молекулярную массу полимера, если степень полимеризации равна 1200.
136
137
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Приложение
Приложение
Стандартные энтальпии ∆Н0298 и энтропии S0298 некоторых
веществ при 298 К (25 °С)
Вещество
1
Al
Al2O3
Al2(SO)3
BaCO3
BaO
C(графит)
CH4
CO
CO2
C2H5OH
C6H12O6 (глюкоза)
Ca
CaC2
CaCO3
CaO
Ca3(OH)2
Ca3(PO4)2
Cr
Cr(CO)6
Cr2O3
Cu
CuO
Fe
FeO
Fe2O3
Fe3O4
H2
Hg
HgCl2
∆Н0298, кДж/моль
S0298, Дж (моль · К)
2
3
164,4
50,95
239,4
123,8
70,5
5,74
186,44
197,7
213,8
160,7
–
41,45
70,0
91,6
39,7
83,4
236,1
23,6
314,0
81,2
33,2
42,7
27,2
60,8
87,5
146,3
130,7
75,9
140,0
0
–1676,8
–3444,1
–1217,1
–553,9
0
–74,86
–110,6
–393,8
–277,6
–1273,0
0
–59,9
–1207,7
–635,0
–986,8
–4123,6
0
–1077,4
–1141,3
0
–162,1
0
–265,0
–822,7
–1117,9
0
0
–228,2
138
Окончание приложениия
1
Hg2Cl2
MgO
Na
Ni
NiO
O2
H2O (г)
H2O (ж)
P
HPO3
P2O5
PbO
PbO2
PbS
S
SO2
SO3
Sn
SnO2
Zn
ZnO
2
–265,1
–601,8
0
0
–239,7
0
–241,98
–286,0
0
–976,9
–2984,0
–219,4
–276,75
–100,4
0
–297,2
–376,2
0
–581,2
0
–350,8
139
3
192,8
26,9
51,45
29,9
37,9
205,0
188,9
70,0
41,1
–
228,8
66,2
71,91
91,2
31,9
248,2
256,4
51,6
52,0
41,66
43,67
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
Рекомендуемая литература
Основная
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. Глинка, Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка; под
ред. А. И. Ермакова. – 30-е изд., испр. – М.: Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.
2. Коровин, Н. В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец.
вузов / Н. В. Коровин. – 6-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2005. – 557 с.
3. Никольский, А. Б. Химия: учебник для вузов / А. Б. Никольский,
А. В. Суворов. – СПб.: Химиздат, 2001. – 512 с.
Дополнительная
1. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для
вузов / Н. Л. Глинка; под ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной; при участии
Т. Е. Алексеевой, Н. Б. Платуновой, В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной, Т. Е. Хрипуновой. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 240 с.
2. Артеменко, А. И. Органическая химия: учебник для студентов строит.
спец. вузов. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 1987. – 430 с.
3. Инчик, В. В. Строительная химия: учеб. пособие / В. В. Инчик. – М.:
АСВ; СПб.: СПбГАСУ, 1995. – 128 с.
4. Павлов, А. И. Основные термины и понятия химии: учеб. пособие для
студентов всех специальностей / А. И. Павлов; СПбГАСУ. – СПб., 2003. – 34 с.
140
Введение .................................................................................................................. 3
Тема 1. Строение атомов и периодическая система элементов
Д. И. Менделеева ............................................................................................. 8
Тема 2. Химическая связь и строение молекул ........................................... 18
Тема 3. Классификация неорганических соединений ................................ 25
Тема 4. Основные законы и понятия химии................................................ 30
Тема 5. Энергетика химических процессов ................................................ 36
Тема 6. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие ............ 42
Тема 7. Общие свойства растворов .............................................................. 51
Тема 8. Электролитическая диссоциация. Свойства растворов
электролитов .................................................................................................. 59
Тема 9. Водородный показатель. Гидролиз солей ...................................... 68
Тема 10. Комплексные соединения .............................................................. 76
Тема 11. Дисперсные системы ..................................................................... 83
Тема 12. Окислительно-восстановительные процессы .............................. 90
Тема 13. Химические свойства металлов .................................................... 96
Тема 14. Электрохимические процессы .................................................... 101
Тема 15. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии ................... 110
Тема 16. Основные свойства s-элементов и их важнейших
соединений. Жесткость воды ..................................................................... 116
Тема 17. Химия вяжущих строительных материалов .............................. 123
Тема 18. Классификация органических соединений. Полимеры ............ 127
Приложение ......................................................................................................... 138
Рекомендуемая литература ................................................................................. 140
141
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
ДЛЯ ЗАПИСЕЙ
Учебное издание
Акимов Леонид Иванович
Павлов Александр Иванович
ХИМИЯ
Учебное пособие
Редактор А. В. Афанасьева
Корректоры М. А. Котова, А. А. Стешко, К. И. Бойкова
Компьютерная верстка И. A. Яблоковой
Подписано к печати 28.06.11. Формат 60×84 1/16. Бум. офсетная.
Усл. печ. л. 8,4. Тираж 300. Заказ 68. «С» 35.
Санкт-Петербургский государственный архитектурно-строительный университет.
190005, Санкт-Петербург, 2-я Красноармейская ул., д. 4.
Отпечатано на ризографе. 190005, Санкт-Петербург, 2-я Красноармейская ул., д. 5.
142
143
Л. И. Акимов, А. И. Павлов. Химия
ДЛЯ ЗАПИСЕЙ
144
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
2
Размер файла
646 Кб
Теги
akimova, pavlova, himija, 2011
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа