Министерство образования Республики Беларусь БЕЛОРУССКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии ПРОГРАММА И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ Методические указания М и н с к 2 0 0 6 Министерство образования Республики Беларусь БЕЛОРУССКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии ПРОГРАММА И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ Методические указания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей П о д р е д а к ц и е й В.Н. Яглова М и н с к 2 0 0 6 УДК 54(076) ББК 24я7 П 78 С о с т а в и т е л и : Г.А. Бурак., Е.А. Евсеева, Н.В. Зык, Э.Ф. Марчик, Д.И. Медведев, А.А. Меженцев, J1.M. Слепнева, В.Н. Яглов Р е ц е н з е н т ы : д-р хим. наук А.К. Баев д-р техн. наук Я.Н. Ковалев Методические указания для студентов-заочников инженерно- технических (нехимических) специальностей предназначены для обучения и лучшего усвоения студентами программного материала. Они включают примеры решения задач и контрольные задания по курсу химии. © БИТУ, 2006 ВВЕДЕНИЕ Химия как наука о веществах и их превращениях. Место химии в системе наук. Значение химии в различных отраслях науки и техни- ки. Химия и охрана окружающей среды. Основные химические по- нятия и законы. Основные классы неорганических соединений. Хи- мический эквивалент. Строение вещества Строение атомов и систематика химических элементов Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Изотопы. Электронные оболочки атомов. Квантовомеханическое объяснение строения атома. Квантовые числа. Принцип Паули, пра- вило Хунда, правило Клечковского. Многоэлектронные атомы. Нормальное и возбужденное состояние атомов. Периодическая система Д. И. Менделеева и электронное строе- ние атомов. Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. Особенности электронного строения атомов, элементов главных и побочных подгрупп, s-, р-, d- и f-элементы. Электронные аналоги. Радиусы атомов и ионов. Периодически изменяющиеся свойства элементов. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об электроотрицательности. Перспективы развитие периодической системы. Химическая связь и строение молекул Основные типы и характеристики химической связи: длина, энергия, валентные углы. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей (ВС). Свойства ковалентной связи. Типы гибридизации атомных орбигалей. Ионная связь. Типы взаимодействия молекул Электростатическое взаимодействие молекул. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодействие молекул. Донор- но-акцепторное взаимодействие. Водородная связь. 3 Конденсированное состояние вещества Агрегатное состояние как проявление взаимодействия между частицами вещества. Твердое, жидкое и газообразное состояния вещества; плазменное состояние вещества. Кристаллическое состояние. Ионная, атомная и молекулярная кристаллические решетки. Зави- симость свойств веществ от типа связи между частицами в кристаллах. Металлическое состояние вещества. Металлическая связь, Понятие об электронной и дырчатой проводимости. Проводники, полупровод- ники и диэлектрики. Аморфное состояние вещества, его особенности. Закономерности протекания химических процессов Энергетика химических процессов Элементы химической термодинамики. Внутренняя энергия и эн- тальпия. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические урав- нения. Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для вычисления изменения энтальпии в различных процессах (образование, растворение, сгорание вещества и т.п.). Стандартная энтальпия образо- вания и сгорания химических соединений. Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменение эн- тропии при химических процессах. Понятие об энергии Гиббса. Эн- тальпийный и энтропийный факторы химических процессов. Изме- нение энергии Гиббса при химических процессах. Стандартные энер- гии Гиббса. Направление и условия самопроизвольного протекания химических процессов. Химическая кинетика и равновесие Химические реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Ско- рость реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действия масс. Константа ско- рости реакций. Зависимость скорости реакции от температуры. Энер- гия активации. Уравнение Аррениуса. Гомогенный и гетерогенный катализы. Понятие о механизме каталитических процессов. Цепные реакции. Фотохимические реакции, Радиационно-химические реакции. 4 Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса в реакциях. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье и его значение в химии. Влияние различных факторов на равновесие. Комплексные соединения Структура комплексных соединений. Атомы и ионы как комплексообразователи. Различные типы лиган- дов в комплексных соединениях. Соединения с комплексными аниона- ми. Соединения с комплексными катионами, нейтральные комплексы. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Растворы Образование растворов Растворы как многокомпонентные системы. Гидраты и сольваты. Изменение энтальпии и энтропии при растворении. Растворимость газов, жидкостей и кристаллов в жидкостях. Влияние на растворимость различных факторов. Насыщенные рас- творы. Различные способы выражения состава растворов и их взаим- ные пересчеты. Растворы неэлектролитов Осмос. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа. Явление осмоса в природе. Давление насыщенного пара над раствором. По- вышение температуры кипения растворов и понижение температу- ры кристаллизации. Законы Рауля. Растворы электролитов Электролитическая диссоциация. Особенности воды как раство- рителя. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа дис- социации. Свойства растворов электролитов. Изотонический коэф- фициент, его связь со степенью диссоциации. Ионные реакции и 5 равновесие. Произведение растворимости. Ионное произведение во- ды. Водородный показатель (рН) и его значение в технологических процессах. Индикаторы. Современные теории кислот и оснований. Гидролиз. Различные случаи гидролиза солей. Влияние на гидролиз температуры и концентрации растворов. Смещение равновесия гидро- лиза. Константа ,степень и рН гидролиза. Значение гидролиза в техно- логических процессах. Электрохимические процессы Окислительно-восстановительные реакции Типы окислительно-восстановительных реакций. Степень окис- ления. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электродные потенциалы и электродвижущие силы Понятие об электродных потенциалах. Зависимость величины электродных потенциалов от природы электродов и растворителей. Зависимость величины электродных потенциалов от концентрации ионов в растворе. Измерение электродных потенциалов. Ряд стан- дартных электродных потенциалов. Гальванические элементы. На- пряжение гальванического элемента, его измерение. Современные гальванические элементы. Щелочные и кислотные аккумуляторы. Электролиз Сущность электролиза. Последовательность разрядки ионов на аноде и катоде. Электролиз с нерастворимым и растворимым анода- ми. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза: полу- чение и рафинирование металлов, нанесение гальванических по- крытий, получение водорода, кислорода и других продуктов. Коррозия металлов Основные виды коррозии. Классификация коррозионных про- цессов. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии. 6 Специальные вопросы химии Для инженеров машиностроительных специальностей и механиков-технологов Общие свойства металлов. Сплавы Физические свойства металлов. Растворы в металлических сис- темах, сплавы и диаграммы плавкости. Химические свойства метал- лов. Участие металлов в окислительно-восстановительных процес- сах. Взаимодействие металлов с кислотами, щелочами и водой. Получение металлов Природные соединения металлов. Основные способы получения металлов из руд: гидро-, пиро- и электрометаплургические процессы. Получение металлов высокой чистоты. Конструкционные металлы С в о й с т в а s - м е т а л л о в Щ е л о ч н ы е и щ е л о ч н о з е м е л ь н ы е м е т а л л ы О б з о р с в о й с т в и п р и м е н е н и е р - э л е м е н т о в Общая характеристика р-элементов III А- и IV А- групп. Соеди- нения, распространение в природе, добыча, инструментальные и абразивные материалы: бор, бориды, алюминий, галлий, индий, их соединения и применение в технике. Углерод, графит, алмаз, кар- биды, их использование в технике. Полупроводниковые материа- лы: кремний, силикаты, сурьма, висмут, свойства и применение. О б з о р с в о й с т в и п р и м е н е н и е d - м е т а л л о в Физико-химические свойства d-металлов. Соединения, распро- странение в природе, добыча. Использование в технике. 7 Органические полимерные материалы Понятие об органических полимерах. Методы синтеза полимеров ре- акции полимеризации и поликонденсации. Строение и физико-хими- ческие свойства полимеров. Конструкционные полимерные материалы. ДЛЯ инженеров-энергетиков Химия конструкционных и электротехнических материалов Общие свойства металлов и сплавов, физико-химический анализ. Свойства алюминия и его соединений. Оксид алюминия. Свойства переходных металлов и их соединений: оксиды, карби- ды, бориды, сульфиды. Сплавы и интерметаллические соединения. Свойства магнитных материалов. Химия металлов и сплавов с высо- кой и низкой электропроводностью. Химия полупроводников. Влияние примесей на электрические свойства веществ. Методы получения мате- риалов высокой чистоты. Химия материалов волоконных волноводов. Полимерные материалы в энергетике Методы получения полимерных материалов. Реакция полимери- зации и поликонденсации. Зависимость свойств полимеров от их структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники. Изоляторы. Электрохимические процессы в энергетике и электротехнике Химические источники электрической энергии, кислотные и ще- лочные аккумуляторы. Новые типы аккумуляторов. Электрохими- ческие генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотро- ны). Электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов. Получение изоляционных покрытий. Гальванопластика. Химия воды и топлива Свойства воды. Состав природных и сточных вод. Жесткость воды. Методы умягчения воды. Удаление коллоидных примесей из при- родных и сточных вод. Ионный обмен. Катионирование, анионирова- ние и химическое обессоливание вод. Удаление кислорода из воды. 8 Топливо и его классификация. Состав топлив. Продукты сгорания и способы их обезвреживания. Роль химии в охране водного и воз- душного бассейнов от загрязнений продуктами горения топлива. Ме- тоды малоотходной технологии. Водородная энергетика. Методы очистки сточных вод. Методы замкнутого водооборота. Ядерная химия. Радиохимия Состав атомных ядер, изотопы. Радиоактивность. Радиоактив- ные ряды. Использование радиоактивных изотопов. Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции. Ядерная энергетика. Радиоак- тивные элементы и материалы. Для инженеров-строителей Химия воды Строение молекул воды. Структура кристаллов и свойства льда. Диаграмма состояния воды. Различные формы связанной воды. Ак- васоединения (кристаллогидраты). Гидрогели. Гидратация и дегидратация гидрогелей. Тиксотро- пия, тиксотропные явления в строительной технике. Адсорбция во- дяных паров. Хемосорбция. Капиллярная конденсация. Гидро- фильность и гидрофобность. Диаграмма состояния двойных систем типа вода-соль. Замерзание воды и водных растворов в различных условиях. Химические свойства воды, взаимодействие с элементар- ными веществами и химическими соединениями. Процессы гидра- тации и гидролиза. Гетерогенные дисперсные системы Образование гетерогенных дисперсных систем. Суспензии и эмульсии, их устойчивость. Поверхностно-активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем. Строение и электрический заряд коллоидных частиц. Седимен- тация и коагуляция. Структурообразование в дисперсных системах. Образование и свойства гелей. 9 Щелочноземельные металлы и алюминий Магний, свойства и соединения. Огнеупоры. Магнезиальное вя- жущее вещество. Карбонат и гидрокарбонат магния, оксид и гидро- ксид магния. Природные соединения магния. Кальций. Природные соединения: известняки, мергели. Оксид и гидроксид кальция, по- лучение, свойства и применение. Карбид, сульфат, карбонат, гидро- карбонат и силикат кальция, получение, свойства и применение. Жесткость природных вод. Единицы измерения жесткости. Мето- ды умягчения воды. Агрессивность воды. Алюминий, свойства и соединения. Природные соединения алю- миния. Применение алюминия и его сплавов в строительстве. За- щита сплавов алюминия от коррозии. Переходные металлы Хром. Соединения хрома, их свойства. Природные соединения хрома. Применение хрома и его соединений. Марганец. Соединения марганца, свойства и применение. Окисли- тельные свойства перманганатов. Природные соединения марганца. Железо, соединения железа, свойства и применение. Железные руды. Чугун, сталь. Арматурные стали. Никель, соединения, свойства и применение. Медь и цинк, их соединения, свойства и применение. Коррозия и методы борьбы с коррозией металлических строи- тельных конструкций и арматуры. Элементы группы углерода Углерод, нахождение в природе. Виды топлива, природный газ. Оксиды углерода, получение, свойства и применение. Угольная ки- слота и ее соли. Кремний, его полупроводниковые свойства. Оксид кремния (IV), кремниевые кислоты. Силикаты, их гидролиз и гидратация. Взаи- модействие извести с кремнеземом. Алюмосиликаты. Стекло и стекломатериал. Ситаллы. Фторсиликаты и их применение. Неорганические вяжущие вещества Физико-химические свойства вяжущих веществ. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Гипсовые вяжущие вещества. 10 Ступенчатая дегидратация двухводного сульфата кальция. Полу- водный сульфат кальция. Процессы схватывания и твердения, их физико-химическая природа. Портландцемент, получение и процессы при его обжиге. Состав цементного клинкера и его взаимодействие с водой, процессы схва- тывания и твердения. Основные составляющие цементного камня. Известь. Коррозия бетона и методы борьбы с ней. Взаимодействие составных частей цементного камня с водой. Сульфатная, угольно- кислотная и магнезиальная коррозия. Технико-экономическое зна- чение борьбы с коррозией бетона. Органические полимеры в строительстве Получение полимеров. Реакции полимеризации. Полиэтилен, по- липропилен, поливинилхлорид, полистирол. Процессы поликонденса- ции. Фенолформальдегидные смолы, эпоксидные, фурановые смолы. Кремнийорганические полимеры. Битумы и дегти. Пластобетоны. Физико-химические свойства полимеров. Особенности внутрен- него строения полимеров. Пластические массы. Полимерные по- крытия и клеи. Стойкость и старение различных полимерных материалов в ус- ловиях длительной эксплуатации. ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельно- сти инженера любой специальности. Задача химической подготовки современного инженера заключается не в накоплении им фактических сведений о свойствах различных веществ, не в запоминании химико- технологических рекомендаций, а в формировании у него химического мышления, помогающего решать вопросы качества, надежности и мно- гообразные частные проблемы физико-химического направления. Настоящая программа курса химии для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений составлена в соответствии с современным уровнем химической науки и требования- ми, предъявляемыми к подготовке высококвалифицированных специа- листов для народного хозяйства. Основной вид учебных занятий студентов-заочников - самостоя- тельная работа над учебным материалом. По курсу химии она слагается, из следующих этапов: изучение материала по учебникам и учебным по- собиям; выполнение контрольных заданий и их защита; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации; посе- щение лекций; сдача экзамена или зачета по всему курсу. Работа с книгой. Изучать курс химии рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по про- грамме (расположение материала курса в программе не везде совпадает с расположением его в учебнике). Изучая курс, пользуйтесь также предметным указателем в конце книги. При первом чтении не за- держивайтесь на математических выводах, составлении уравнений реакций; старайтесь получить общее представление об излагаемых во- просах, а также отмечайте трудные или неясные места. Внимательно прочитайте текст, напечатанный особым шрифтом. При повторном изучении темы усвойте все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не пытай- тесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого во- проса на уровне сущности, а не на уровне отдельных явлений способст- вует более глубокому и прочному усвоению материала. Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь ра- бочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые термины и названия, формулы и уравнения 12 реакций, математические зависимости и их выводы. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, составляйте графики, схе- мы диаграммы, таблицы. Они облегчают запоминание и уменьшают объем конспектируемого материала. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению но- вых разделов не следует. Изучение курса должно сопровождаться выполнением упражне- ний и решением задач (см. список рекомендуемой литературы). Контрольные задания. В процессе изучения курса химии сту- дент должен выполнить контрольную работу. Номер варианта кон- трольного задания, обозначен двумя последними цифрами номера студенческого билета (зачетной книжки). Например: номер зачетной книжки - 303026/65, значит, вариант контрольного задания - 65; или номер студенческого билета - 310126/105, значит, вариант кон- трольного задания - 05. К выполнению контрольной работы надо приступать, когда будет изучена определенная часть курса и тща- тельно разобраны решения примеров, приведенных перед текстами задач к соответствующим темам контрольных заданий. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Решение задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда надо составить электронную формулу, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно приводить весь ход реше- ния и математические преобразования. Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для заме- чаний рецензента надо оставлять широкие поля; писать четко и ясно; номера и точное условие задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. Работа должна быть датирована, подписана студентом и представлена в университет на рецензирование. Если контрольная работа не зачтена, ее надо выполнить второй раз в соответствии с указаниями рецензента и выслать на повторное рецензирование вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензи- рованном тексте. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, препо- давателем не рецензируется и не зачитывается. 13 Лабораторные занятия. Для глубокого изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабо- раторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению пред- мета, логическое химическое мышление. Лабораторный практикум выполняется студентами в период ла- бораторно-экзаменационной сессии. Консультации. Если у студента возникают затруднения при изучении курса, следует обращаться за письменной консультацией индивидуально к преподавателю, рецензирующему контрольную ра- боту, или за устной консультацией на кафедру химии БНТУ (к. 11 А. 5 этаж.). Экзамен (зачет). К сдаче экзамена (зачета) допускаются студен- ты, которые выполнили контрольное задание и все лабораторные ра- боты. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку и за- чтенную контрольную работу. Программа Содержание курса и объем требований, предъявляемых студенту при сдаче экзамена, определяет программа по химии для инженерно- технических (нехимических) специальностей, утвержденная Ученым Советом БНТУ. 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Неорганические соединения могут классифицироваться как по составу, так и по свойствам. По составу они подразделяются на п р о с т ы е вещества, состоящие из атомов одного и того же элемента (Н2, СЬ, 02 , Na, Zn, Fe, Не), и сложные вещества, которые состоят из атомов разных элементов (С02, КОН, Na2S04, HN03). Классификация основных классов неорганических соединений Неорганические вещества Оксиды - бинарные соединения элементов с кислородом. Об- щая формула оксидов ЭхОу. Название оксидов состоит из слова «ок- сид» плюс название элемента в родительном падеже единственного числа. Если элемент проявляет переменную степень окисления, то в скобках дополнительно указывают степени окисления элемента: S02 и S03 соответственно оксиды серы (IV) и (VI). Li 2 0 - оксид лития MgO - оксид магния МпО - оксид марганца (И) В 2 0 3 - оксид бора С 0 2 - оксид углерода (IV) Сг0 3 - оксид хрома (VI) ВеО - оксид бериллия А1203 - оксид алюминия Сг203 - оксид хрома (III) ZnO - оксид цинка SnO - оксид олова (II) РЬО - оксид свинца (II) 15 СВОЙСТВА ОКСИДОВ Основные CuO + H2S04 = CuS04 + Н 2 0; Na20 +Н20 = 2NaOH' CaO + С02 = СаСОз / Кислотные С02 + Ва(ОН)2 = ВаС0 3 | + Н 2 0; S03 + Н20 = H2S04 ; С02 + NaOH = NaHC03 . Амфотерные А1203 +Na2C03 = 2NaA102+C02', А1203 + 6HCI = 2А1С13 +ЗН20; ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н 2 0 ; Al203+2Na0H = 2NaA102 +Н20; Al203+2Na0H + 3H20 = = 2Na[Al(OH)4] i ZnO + 2 NaOH + H20 = = Na2[Zn(OH)4], Химический характер оксидов приведен в табл. 1.1. Основания - химические соединения, которые в растворе диссо- циируют с образованием гидроксид ионов (ОН"). Название оснований состоит из слова "гидроксид" плюс название металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то в скобках после названия металла указывается степень его окисления. Число гидроксид ионов определяет кислотность основания: NaOH - гидроксид натрия (однокислотное основание); Мп(ОН)3 - гидроксид марганца (III) (трехкислотное основание); Fe(OH)2 - гидроксид железа (II) (двухкислотные основания); NH4OH - гидроксид аммония. 16 Sr(OH)2 - гидроксид стронция Ва(ОН)2 - гидроксид бария однокислотные NaOH, КОН; NH4OH. А1(ОН)з = H3AIO3 = НАЮ2 + Н20 гидроксид ортоалюми- метаалю- алюминия ниевая миниевая кислота по количеству ОН- - групп двухкислотные Са(ОН)2; Ва(ОН)2. трехкислотные А1(ОН)з • Сг(ОН)з. Таблица 1.1 Химический характер оксидов и соответствующих им оснований и кислот 1 X оГ Химический характер оксидов элементов С те пе нь ок ис ле ни : эл ем ен та Ф ор м ул а о си ла Ф ор м а ос но ва ни ки сл от ы Основной Амфотерный Кислотный +1 Э 2 0 Э(ОН) Li, Na, К, Rb Cs, Fr, Tl, - CI, Br +2 ЭО Э(ОН)2 Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, V, Cr, Mn, Re, Fe, Co, Ni Be, Zn, Cu, Ge, Sn, Pb, Pt, Pd - +3 Э 20 3 Э(ОН)3, ЭО(ОН) Y, La, Ac, Tl, Ce, Bi, V, Mn, Au, Al, Ga, In Sc, Sb, Cr, Fe, Ni, Co B, N, P, As +4 Э0 2 Э(ОН)4, ЭО(ОН)2 Ce, Ge, Sn, Pb, Ti, Zr, Hf, V, C, Si, S, Se, Те Mn, Re, Pt +5 Э 2 0 5 Э(ОН)5, ЭО(ОН)з, Э0 2 (0Н) - Nb, Та N, P, V, As, Sb +6 Э0 3 Э02(ОН)2 - - S, Se, Те, Cr, Mo, W, Re +7 tm+L э 2 0 7 ^ГГ, ЭОз(ОН) - CI, I, Mn, Re Os, Ru, Xe 17 СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ КОН +НС1 = КС1 + н2о; Са(ОН)2 + С02 = СаС03 | + Н 2 0 ; 2NaOH + CuS04 = Cu(OH)2| + Na2S04: Cu(0H)2 = Cu0 + H20; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20 ; Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20 • Zn(OH>2+2NaOH= Na2[Zn(OH)4]. Химический характер оснований приведен в табл. 1.1. Кислоты - химические соединения, содержащие атомы водорода, способные замещаться атомами металлов. С позиций теории электро- литической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода (ГТ). HjS -сероводородная HCN - циадаводородная H J B O J - ортоборная НВ03 - мстаборная H^ CCJ-j - угольная одиоосновше HNO3-азотная На HNOj - азотистая HNO3 НзРО«-о|>тофосфорная HGTJ НРСЬ - мсгафосфорная HjPCb - фосфористая НМгЮ4 - марганцовая Н2СЮ4 - хромовая HjS04-серная H2S03 - сернистая HOCI - хлорноватистая HCIOj - хлористая HClOj- хлорноватая НСЮ4 - хлорная СН3СООН - уксусная H2SiO^ - кремниевая двухойювняе H2S04 H3S HjC03 HjBOj H3P04 H3AS04 18 Название кислот производят от названия элементов, которые их образовали. В случае бескислородных кислот к названию элемента добавляют слово "водородная". НС1 - хлороводородная, H2S - серо- водородная, HCN - циановодородная. Если элемент образует две к и с л о р о д с о д е р ж а щ и е к и с л о т ы (H2SO4 и H2SO3), т о их н а з в а н и я от - личаются окончанием: (н)ая и - (н)истая. Первое соответствует ки- слотам, в которых элемент, образовавший кислоту, находится в высшей степени окисления, второе соответствует кислотам, в кото- рых элемент находится в промежуточной степени окисления (НЫ+50з - азотная, HN+302 - азотистая). Количество атомов водоро- да, которые способны замещаться на атомы металла, определяет основность кислоты (НС1 - одноосновная, H2SO4 - двухосновная, Н3РО4 - т р е х о с н о в н а я ) . В зависимости от числа молекул воды приходящихся на один моль кислотного оксида к названию кислоты прибавляется пристав- ка орто-, или мета-. При максимальном количестве воды добавляет- ся приставка орто- а при минимальном количестве воды приставка мета-. Кислота Н3РО4, в которой на одну молекулу фосфорного ан- гидрида Р2С>5 приходятся три молекулы воды, называется ортофос- форной, а кислота НРОз - метафосфорной. СВОЙСТВА КИСЛОТ НС1 + NaOH = NaCl + Н 2 0 ; 2НС1 + Zn = ZnCI2 + H 2 | ; H2S04 + 2КОН = K2SO4 + 2Н20; 2НС1 + BaO = BaCI2 + Н20; H 2 S 0 4 + C u O = C11SO4 + H 2 0 ; H2S04 + K2Si03 = H2Si03 j + K2S04. Химический характер кислот приведен в табл. 1.1. Соли - сложные вещества, которые являются продуктами пол- ного или частичного замещения ионов водорода кислоты ионами металла или гидроксид ионов основания кислотными остатками. Одним из способов получения солей является взаимодействие ки- слот и оснований. 19 КНВОз - гидросульфит калия А1(Н2Ю4)з-яигисроортофосфаг алюминия FeHPO< - гидрооргофоефаг железа (П). Название важнейших кислот и солей указаны в (табл. 1.2) Таблица 1.2 Названия важнейших кислот и их солей Кислота (название) Формула Название соответствующих средних солей 1 2 3 Фтороводород (плавиковая кислота) Хлороводород (соляная кислота) Бромоводород Иодоводород Сероводород Циановодород (синильная кислота) Марганцовая Хромовая Серная Азотная Ортофосфорная Метафосфорная Ортомышьяковая Метакремниевая HF HCI НВг HI H2S HCN HMn0 4 Н2СЮ4 H 2 S0 4 HNOj H 3P0 4 HPOj H3AS04 H2Si03 Фториды Хлориды Бромиды Иодиды Сульфиды Цианиды Перманганаты Хроматы Сульфаты Нитраты Ортофосфаты Метафосфаты Ортоарсенаты Метасиликаты 20 Окончание табл. 1.2 2 3 Угольная Ортоборная Метаборная Ортоалюминиевая Метаалюминиевая Сернистая Азотистая Фофористая Хлорная Хлорноватая Хлористая Хлорноватистая Н2С03 Н 3 В0 3 НВОз НзАЮ; НА102 H 2 S0 3 H N 0 2 Н3РО3 НСЮ4 НСЮ3 НС102 нею Карбонаты Ортобораты Метабораты Ортоалюминаты Метаалюминаты Сульфиты Нитриты Фосфиты Перхлораты Хлораты Хлориты Гипохлориты СВОЙСТВА СОЛЕЙ Hg(N03)2 + Zn = Zn(N03)2 + Hg; CuS04 + 2 NaOH = Cu(OH)2 j+ Na2S04; Fe(N03)2 + H2S = FeS j + 2HN0 3 ; CaCl2 + Na2C03 = CaC0 3 | + 2NaCl; KHSO4+ к о н = K2SO4 + Н 2 о; KHS04+ BaCl2 = BaS0 4 | + KC1 + HC1, CuOHCl + HC1 = CuCI2 + H 2 0; CuOHCl + H2S = CuS + HC1 + H 20. Номенклатура: Название соли отражает название металла и ла- тинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название соли бескисло- родной кислоты имеет окончание - ид, а кислотосодержащий ки- слоты - ат в случае высшей степени окисления кислотообразующе- го элемента и в случае более низкой его степени окисления -ит. Так, соли хлороводородной кислоты называются хлориды, серово- дородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой - сульфиты. Для солей образованных металлами с переменной степенью окисления, степень окисления металла указывают в скобках, как в оксидах или в основаниях: так FeS04 - сульфат железа (II), 21 Fe2(S04)3 - сульфат железа (III). Название кислой соли имеет при- ставку гидро-, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается греческими числительными (ди-, три- и т.д.). Так, Na2HP04 называется гидроортофосфатом натрия, a NaH2P04 - дигидроортофосфатом натрия. Аналогично основная соль характе- ризуется приставкой - гидроксо, указывающей на наличие незаме- щенных гидроксильных групп. Например, АЮНС12 хлорид гидро- ксоалюминия, а А1(ОН)2С1 - хлорид дигидроксоалюминия. При написании формул химических соединений следует учиты- вать, что: 1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. Например; Н2°; N2°, 02°, Na°, Cu°, Fe°, Hg°, S°, P°, B° и др. 2. Атомы кислорода в соединениях проявляют степень окисле- ния (-2). Например: Са+2СГ2, S+402" 2 и т.д. Исключения: фторид кислорода 0 + 2 F2 _1 - степень окисления кислорода (+2), пероксиды - степень окисления кислорода (-1), н2 +1 о,-1 . 3. Для водорода степень окисления равна (+1). Например: H2 'S 2, >Г3Н3 +1, Н2 +10 2и т.д. Исключения: гидриды металлов типа Ca+2H2 _1; Na+1H_1, в которых степень окисления водорода (-1). 4. Элементы, имеющие постоянную степень окисления в боль- шинстве соединений приведены в табл. 1.3. Таблица 1.3 Элементы, имеющие постоянную степень окисления I II III IV V VI VII Н+ Li+' Be"2 B+5 o-2 F Na+1 Mg+2 Al+3 Г 1 Ca+2 Zrv+2 Rb+I Ar+1 Sr+2 Cd+2 Cs+1 Ba*2 Fr+1 Ra+2 22 5. Алгебраическая сумма степеней окисления отдельных атомов, образующих молекулу, с учетом их стехиометрических индексов равна нулю. Например, можно определить степень окисления азота в м о л е к у л е H N O 3 , зная степени окисления кислорода (-2) и водо- рода (+1): H+ 1Nx03" 2 ; (+1) + х+(-2)-3 = 0; х = +5, или степень окисления хрома в молекуле К2 +1Сг2 х07~ 2: (+1) • 2 + х • 2 + (-2)-7 = 0, х = +6. 6. Атомы одного и того же элемента в различных соединениях могут иметь различные степени окисления, например: K+,Mn+7(V2; H2 +1Mn^04- 2; Mn+4(V2. Примеры решения задач Уровень А 1. Указать из предложенных групп оксидов группу только ос- новных оксидов: а) BaO; Cs20; Na20; в) Na20; С02, А1203; б) Cr203; BaO; S02> г) Fe203; ZnO; N205. Р е ш е н и е См. табл. 1.1. Ответ: a) BaO, Cs20; Na20. 2. Указать из предложенных групп оксидов группу только амфо- терных оксидов: 23 а) BeO, Na20, S03; б) A1203, MnO, K20; в) P2Os, ZnO, CaO; r) ZnO, Cr203, A1203. Р е ш е н и е См. табл. 1.1. Ответ: г) ZnO, Cr203, А1203. 3. Указать из предложенных групп оксидов группу только ки- слотных оксидов: а) PbO, С02, FeO; в) S03, Li20, Mn02; б) Р205, S02, Mn207; г) Si02, MgO, Li20. Р е ш е н и е См. табл. 1.1. Ответ: б) Р205, S02, Mn207. 4. Указать из предложенных групп солей группу только кислых солей: а) NaHS, Cu(HC03)2, КН2Р04; в) Cr2(S04)3, Mn(HS03)2, Fe0HN03; б) FeOHCl, A1(HS04)3, NaCl; г) KHC03, Zn0HN03 , CuS04. Р е ш е н и е См. раздел: Соли. Ответ: a) NaHS, Cu(HC03)2, KH2P04. 5. Указать из предложенных групп солей группу только средних солей: а) Na2Si03, Fe(N03)2, Nal; в) К3Р04, СЮНС12, NaHC03; б) Li2C03, (Fe0H)2S04, КС1; г) CuS04, Mg0HN03 , K2S. Р е ш е н и е См. раздел: Соли. Ответ: a) Na2Si03, Fe(N03)2, Nal. 24 6 Указать из предложенных групп солей группу только основ- ных солей: а) ZnHPCU, C r 0 H ( N 0 3 ) 2 , K N 0 2 ; в) C u O H C l , ( M g 0 H ) 2 S 0 4 , А Ю Н С 1 2 ; б) N i O H N 0 3 , Ca3(P04)2, K3As04; r) KH2P04, CoOHNO,, Na2S. Р е ш е н и е См. раздел: Соли. Ответ: в) CuOHCl, (Mg0H)2S04 , А10НС12. Уровень В 1. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов соединений: СО, Mg(OH)2, H2S04, KHS, Na2C03, A10H(N03)2. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид свинца (IV), гидроксид железа (III), сульфат лития, хлорид гидроксоцинка. Ответ: а) С+20~2 - оксид углерода (П), Mg+2 (О^Н4^ - гвдроксвд магния, Н4 2S* 40_23~ сернистая кислота, K+1H+1S~2— гидросульфид калия, N a ^ C ^ O ^ - карбонат натрия, Al+^0~2H+'(N+^0~23)2—нитрат гидроксоалюминия. б) Оксид свинца (TV) - РЬ02, гидроксид железа (III) - Fe(OH)3, сульфат лития - Li2S04, хлорид гидроксоцинка - ZnOHCl. Задачи Уровень А 1 • 1. Указать из предложенных групп оксидов группу только ам- фотерных оксидов: а) А1203, С02 , Fe203; в) ZnO, А1203, ВеО; б) MnO, FeO, Р205; г) ZnO, К 20, S02. 25 1.2. Указать из предложенных групп оксидов группу только ос- новных оксидов; 1.3. Указать из предложенных групп оксидов группу только ки- слотных оксидов: 1.4. Указать из предложенных групп солей группу только кис- лых солей: а) NaHS, Mn(HS04)2, КН2Р04; в) Cr2(S04)3, Mn(HS03)2 (Fe0H)2S04; б) NaHS, Cr2(S04)3, KC1; г) NaHC03, A12(S04)3, Cr(OH)2Cl. 1.5. Указать из предложенных групп солей группу только основ- ных солей: 1.6. Указать из предложенных групп солей группу только сред- них солей: а) Мп(НС03)2, ВеС12, Na2S; в) Fe(N03)3, Na2C03, CuS04; б) Fe0HS04 , Na2S04, NaHS03; г) KHS, Cu(N03)2, A10HC12. 1.7. Указать из предложенных групп оксидов группу только ки- слотных оксидов: a) ZnO, S02, СаО; в) Si02, P2Os, СЮ3; а) BaO, Cs20, СаО; б) Cr203, BaO, Fe203; в) Cs20, SnO, N205; r) K20, PbO, Cr03. а) ZnO, C02, Na20; б) P205, FeO, CaO; в) C02, P205, S02; r) Cr203, C02, A S 2 O S . а) Mn(N03)2, Co(HS04)2, Na2S04; в) (Cu0H)2C03, Mn(N03)2, NaN03; б) Fe0HN03 , (Cu0H)2C03, A10HS04; r) Co(HS04)2, Fe0HN03 , KF. 6) P203, FeO, A1203; r) Cr203, Na20, K20. 26 I 8 Указать из предложенных групп оксидов только группу ам- фотерных оксидов: а) FeO , SnO, К 20; в) Р205, С02, РЮ2; б) Р205, Fe203, Sn02; г) Cr203, ВеО, РЬО. 1.9. Указать из предложенных групп оксидов группу только ос- новных оксидов : а) Si02) Na20, S03; в) ZnO, А1203, Р205; б) Li20, CaO, FeO; г) MgO, ВеО, N205. 1.10. Указать из предложенных групп солей группу только ос- новных солей: а) Mn(N03)2, Co(HS04)2, Na3P04; б) FeOНС1, (СиОН)2СО}, A10H(N03)2; в) Cr2(S04)3, Mn(HS03)2, КС1; г) Co(HS04)2, Fe0HN03 , NaHC03. 1.11. Указать из предложенных групп солей группу только кис- лых солей: а) Zn0HN03 , FeOHCl2, ZnCl2; в) A10HS04, Na2S, A1C13; б) Mg0HN03 , A12(S04)3, K2S; г) KHS, Cu(HS04)2, A1(H2P04)3. 1.12. Указать из предложенных групп солей группу только сред- них солей: а) Cu(N03)2, NaHC03, Fe0HS04; в) NaH2P04, CaS, CuOHCl; б) Fe0HN03 , Cr2(S04)3, KHS; r) K3P04, MgSi03, Fe(N03)2. 1.13. Указать из предложенных групп оксидов группу только амфотерных оксидов: а) Si02, ZnO, N205; в) AI203 , SnO, ZnO; б) ВеО, Na20, C02; r) Na20, A1203, S02. 27 1.14. Указать из предложенных групп оксидов группу только ос- новных оксидов: а) Сг203, Na20, С02; в) СаО, Р205, ZnO; б) Cs20, MgO, СаО; г) ZnO, Na20, MgO. 1.15. Указать из предложенных групп солей группу только ос- новных солей: а) Mn(N03)2, Co(HS04)2, КС1; б) Fe0HN03 , (Cu0H)2C03, AlOHCh; в) (Cu0H)2C03, Mn(N03)2, FeS04; г) Mg3(P04)2, Fe0HN03 , Na2S. 1.16. Указать из предложенных групп оксидов группу только амфотерных оксидов: а) А1203, Р205, К 2 0; В) SnO, А1203, ZnO; б) MnO, FeO, СаО; г) ZnO, К20, S03. Уровень В 1.17. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов: Na20, А1(ОН)3, H2C03, Na2HP04, (Fe0H)2S04, K2Si03. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид марганца (II), гидроксид стронция, нитрат хрома (III), дигид- роортофосфат алюминия. 1.18. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов: N 2 O J , К О Н , H N 0 2 , A l 2 ( S O . I ) ; B C A ( H C 0 3 ) 2 , C R 0 H ( N 0 3 ) 2 . б) написать формулы следующих химических с о е д и н е н и й : оксид железа (И), гидроксид кобальта (II), метафосфорная к и с л о т а , хлорид дигидроксожелеза (III). 1.19. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: BeO, Ni(OH)2, Н3РО4: Fe(N03)3, Co(HS03)2, АЮНС12. 28 б) написать формулы следующих химических соединений: оксид кальция, гидроксид аммония, азотная кислота, гидрокарбонат магния. 1.20. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: М п 2 0 7 , Z n ( O H ) 2 , H 2 S i 0 3 , N a 2 S , А 1 ( Н 2 Р 0 4 ) 3 , F e 0 H S 0 4 . б) написать формулы следующих химических соединений: оксид хрома (VI), гидроксид стронция, ортофосфат кальция, гидро- сульфит магния. 1.21. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: С02, Ва(ОН)2, НС1, K2S, Mg(HS03)2, Fe0HN03 . б) написать формулы следующих химических соединений: оксид бария, гидроксид алюминия, ортофосфат магния, гидрокар- бонат стронция. 1.22. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: N205, NaOH, HBr, K2S03, Ba(HC03)2, FeOHCl. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид марганца (VII), гидроксид стронция, азотистая кислота, суль- фат кобальта (И). 1.23. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов: К20, Mg(OH)2, HBr, H3B03, NiS, Fe(HC03)2, АЮНС12. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид железа (III), гидроксид меди (I), гидроортофосфат натрия, сульфат гидроксоцинка. 1-24. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: С1207, H2S03, Ni(OH)2, Ca(N02)2, Mg0HN03 , KHC03. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид серы (IV), гидроксид лития, ортофосфорная кислота, гидро- сульфат кобальта (II). 1.25. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: Fe203, НС104, Ве(ОН)2, Mg(HS)2, Fe0HN03 , K2S03. 29 б) написать формулы следующих химических соединений: оксид хрома (VI), гидроксид железа (III), сульфат никеля (II), гид- рокарбонат магния. 1.26. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: BeO, Cd(OH)2, HI, NaN02, Sr(HC03)2, А1(ОН)2С1. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид калия, гидроксид никеля (II), угольная кислота, нитрат ди- гидроксожелеза (III). 1.27. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: Cr203, AgOH, HF, NiS, (Cu0H)2S04, LiHC03. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид азота (V), гидроксид аммония, гидроортофосфат стронция, нитрат дигидроксоалюминия. 1.28. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: BeO, Fe(OH)3, H2S04, Na2S03, Са(НС03)2, ВаС12. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид азота (I), гидроксид бария, хлорная кислота, сульфат гидро- ксоцинка. 1.29. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов: Р205, Fe(OH)2, H3B03, Ni(N03)2, СоОНШз, Zn(HC03)2. б) написать формулы следующих химических соединений: оксид углерода (II), гидроксид бериллия, гидросульфит натрия, сульфат железа (II). 1.30. а) назвать следующие химические соединения и определить степень окисления всех элементов: NiO, Sr(OH)2, HCI, Mg(HS)2, KN03, Fe0HS04 . б) написать формулы следующих химических соединений: оксид меди (II), гидроортофосфат натрия, сернистая кислота, хло- рид дигидроксожелеза (III). 1.31. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: Со203, Cd(OH)2, H2Si03, FeS, NaHS03, NiOHCL 30 б) написать формулы следующих химических соединений: оксид бария, гидроксид цинка, карбонат магния, гидросульфат ко- бальта (II). 1.32. а) назвать следующие химические соединения и опреде- лить степень окисления всех элементов: Na20, А1(ОН)3, Н2С03, Na2HP04, (FeOH)2SO„, K2Si03. б), написать формулы следующих химических соединений: оксид марганца (II), гидроксид стронция, нитрат хрома (III), дигид- роортофосфат алюминия. 2. ЭКВИВАЛЕНТ, ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ Любое вещество состоит из формульных единиц (ФЕ). Фор- мульные единицы - это реально существующие частицы, такие как атомы, молекулы, ионы, радикалы (О, H2SO4, ЕГ, ОН"). Единицей количества вещества в химии является моль. Моль - это такое количество вещества, которое содержит столько фор- мульных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа уг- лерода ^ С . В 0,012 кг изотопа ^ С содержится 6,02- 1023 атомов. Число 6,02- 1023 моль"1 - постоянная Авогадро (NA), Количество вещества равно где т в - масса вещества, г. Мв - молярная масса вещества, г/моль. Так как в реакции могут вступать не только реальные, но и ус- ловные частицы, равноценные 1 атому или 1 иону водорода, то кроме формульных единиц в химии применяется также понятие «эквивалент». Эквивалент - это реальные или условные частицы вещества, в раз меньшие чем соответствующие им формульные единицы, или услов- ные частицы, которые в кислотно-основных реакциях равноценны одно- му атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстано- вительных реакциях, одному отданному или принятому электрону. zB - число эквивалентности или эквивалентное число, которое определяется из уравнения реакции. Число моль эквивалентов вещества обозначается пэк(В). « . ( B ) - м „ ( В ) где шв - масса вещества, г. Мж (В) - молярная масса эквивалента вещества, г/моль. 32 ZB где MB - молярная масса вещества, г/моль. Численное значение молярной массы эквивалента элемента рав- но отношению молярной массы атома элемента к его степени окис- ления (В). 16 , Например: М э к (0 ) = у = 8г/моль, (Н20 ), М (Н) = 1 = 1 г/моль, (Н +1Вг), Мэк(А1) = ^ 7=9г/моль,(А1+ 3С13). 1 3 Элементы, имеющие переменную степень окисления, имеют различные значения молярных масс эквивалентов (Ash5, As+3). 75 Например: М э к ( A s + 5 ) = — = 1 5 г / м о л ь . 75 M3K(As +3) = у - 24,9г/моль; Мэк(окс) = М э к(Э) + М э к (0 ) , 54 9 М э к ( М п 2 0 7 ) = —у- + 8 = 15,9г/моль. Молярные массы эквивалентов сложных веществ могут иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию всту- пает данное вещество. Так, например, молярная масса эквивалента кислоты (основания) равна молярной массе кислоты (основания) Мв, деленной для кислоты на число атомов водорода, замещенных в Данной реакции на металл, а для основания - на число гидроксо- групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток. Например-. ^ S O ) + 2 № N a ! S O < + 2 H f t M ^ S 0 ( > = f 98 - 4У Г/МОЛЬ. 33 2. H2S04 + NaOH = NaHS04 + H20; M3K(H2S04) = 9 8 = 98 г/моль. 1 3. Fe(OH)2 + 2HC1 = FeCl2 + 2H20; MOK(Fe(OH)2) = — = 45 г/моль. 2 4. Fe(OH)2 + HCI = FeOHCl + H20; M ^ F e ^ H ^ ) = 22. = 90 г/моль. Молярная масса эквивалента соли М , Мэк (соли) = п В Например: ™ / л 1 [-en \ \ M(A1 2(S0 4) 3 342 __ . M3 K(A12(S04)3) = = - — = 57г/моль, Z-j о где п - число атомов металла в молекуле соли; В - степень окисления металла. 2.1. Закон эквивалентов Вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах: mA + пВ = рС + qD; пэк(А) = пэк(В); m A = т в - МЭК(А) МЭК(В) Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропор- циональны молярным массам их эквивалентов (объемам м о л я р н ы х масс эквивалентов): т в МЭК(В) 34 , если вещества А и В - твердые; = , если вещество A - твердое, а В - газообразное; V ( B ) V M 3 K ( B ) V(A) _ —Мзк(А) ^ если оба вещества газообразные, V(B) vM 3 K ( B ) где т А и т в - массы веществ А и В, г; V(A) и V(B) - объемы газообразных веществ А и В при нор- мальных условиях, л; Мэк(А) и МЭК(В) - молярные массы эквивалентов веществ А и В, г/моль; ^ М э к ( а ) И V M 3 k ( U ) - объемы молярных масс эквивалентов (эк- вивалентные объемы) газообразных веществ А и В, л/моль. Эквивалентный объем газообразного вещества (Vmsk(b)) — это объем молярной массы эквивалента данного вещества при нормаль- ных условиях (н.у.). Например: У М э к ( Н ) = 11.2 л/моль, V M 3 K ( 0 ) = 5,6 л/моль, УМэк(С1)= П Д л/моль. Примеры решения задач Уровень А 1. Указать соединение, в котором молярная масса эквива- лента металла равна 20 г/моль: a) NaCl; б) СаС12; в) FeCI3. Р е ш е н и е Na+Cl; M3K(Na +) = ^N® =—••= 23 г/моль; B N a 1 Са+2С12; 35 м . к(Са +2) = Mcs_ = = 20 г/моль; В С а 2 Fe+3CI з M3K(Fe +3) = M E ! = 5 5 ' 8 5 = 15,28 г/моль. B F e 3 Ответ: б) СаС12. 2. Указать соединение, в котором молярная масса эквива- лента азота равна 7 г/моль: a) NO; б) N02; в) N203 . Р е ш е н и е +2 Мм 14 a) NO M3K(N) = L J L = — = 7 г/моль; BN 2 б) N 0 2 M3K(N) = М и = И = 3,5 г/моль; Вы 4 ' N +3 M N 14. В> в) N2 0 3 M3K(N) = ^ L = 4,7 г/моль. 'з Ответ: а) N О. 3. Указать правильное значение молярной массы эквива- лента оксида хрома (Ш): а) 51,99 г/моль; б) 34,66 г/моль; в) 2533 г/моль. Р е ш е н и е Мэк(Сг203) = Мэк(Сг) + Мж(0); Мэк(Сг) = McL, В где В - степень окисления хрома равная 3; Мэк(0) = 8 г/моль; 52 Мэк(Сг203) = — +8 = 25,33 г/моль. Ответ: в) 25,33 г/моль. 36 4 Указать правильное значение молярной массы эквивалента карбоната натрия: а) 106 г/моль; б) 53 г/моль; в) 26,5 г/моль. Р е ш е н и е м M 3 K ( N a 2 C 0 3 ) = Na2C03 n - B где п - число атомов натрия; В - степень окисления, равная 1. М №гСОз = 2-23+12+3 • 16 = 106 г/моль, Мэк (Na 2С03) = ^ = 53 г/моль. Ответ: б) 53 г/моль. 5. Указать правильное значение молярной массы эквива- лента ортофосфорной кислоты в реакции Н3Р04 + КОН = = КН2РО4 + Н20: а) 98 г/моль; б) 49 г/моль; в) 32,66 г/моль. Р е ш е н и е М М э к ( Н 3 Р 0 4 ) = Н3Р04 пн+ где пн+ - число ионов водорода, замещенных в данной реакции на металл. V = 1 ; M 3 K (H 3 P0 4 ) = 3 ' 1 + 3 j + 1 6 " 4 =98 г/моль. Ответ: а) 98 г/моль. б. Указать правильное значение молярной массы эквива- лента гидроксида алюминия в реакции А1(ОН)3 + 2HCI = = АЮНСЬ + 2Н20: а) 78 г/моль; б) 39 г/моль; в) 26 г/моль. 37 Р е ш е н и е М А1(0Н)3 МЭК[А1(0Н)31 = п ОН" где п - число гидроксогрупп, замещенных в данной реакции на металл. Ответ: б) 39 г/моль. Уровень В 1. Трехвалентный элемент образует оксид, содержащий 68,90% масс, кислорода. Вычислить молярную массу эквива- лента элемента и назвать элемент. п =2; Мэк[А1(ОН)3] = 27 + 3(16 + 1) 2 = 39 г/моль. Дано: O)0i = 68,90% масс. В = 3 Р е ш е н и е По закону эквивалентов: т о 2 _ М Э К ( 0 ) . т э М э к ( Э ) ' ]М (ПЛ = Я г/unnf ; то к с = т э + т о 2 ; т 0 г = 68,9 г.; т э = 100 - m 0 l = 100-68,9 = 31,1 г.; 38 Мэк(Э)= 8 =3,61 г/моль: 68,9 М„ Мэк(Э)= где В - валентность элемента. М э = Мэк(Э) • В = 3,61 • 3 = 10,83 г/моль, что соответствует моле- кулярной массе атома бора. Ответ: Мэк(Э) = 3,61 г/моль; элемент - В. 2. На восстановление 7,2 г оксида потребовалось 2,24 л водо- рода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы экви- валентов оксида и металла. Р е ш е н и е Дано: т0кс. = 7,2 г V 0 ( H 2 ) =2,24 л Мэк(Окс.) -? Мэк(Ме) - ? По закону эквивалентов: _ g y _ м з к (Окс) V o ( H 2 ) V M 3 K ( H ) VM3K(H ) = 1 1 >2 л/моль; Мэк(Окс) = т ° К С У М - ( Н ) = ™ = 36 г/моль; VQ(H 2 ) 2 , 2 4 39 Мэк(Окс) = Мэк(Ме) + Мэк(0); Мэк(Ме) = Мэк(Окс) - Мэк(0) = 36-8 = 28 г/моль. Ответ: Мэк(Окс) = 36 г/моль; Мэк(Ме) = 28 г/моль. 3. Хлорид некоторого металла массой 0,493 г обработали из- бытком раствора AgN03 При этом образовалось 0,86 г AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла. Дано: т М е С1х = 0,493 г m A g C l = 0,86 г Мэк(Ме) . ? Р е ш е н и е По закону эквивалентов: mMcci, _ М э к (Ме С1Х) m A g c i M3K(AgCI) M3 K(AgCl) = = 1 ^ = 1 4 3 , 5 г/моль; n-B M 0493 _ М з к(МеС1х) _ 0,86~~ 143^5 ' M u K ( M e C L ) = М 9 3 : 1 4 3 ' 5 = 82,3 г/моль; 0,86 М э к ( М е С1Х) = М э к (Ме) + МЭК(С1); 35,5 МЭК(С1) = —-— = 35,5 г/моль; М э к ( М е ) = М э к ( М е С1х) - МЭК(С1); М э к ( М е ) = 82,3 -35,5 = 46,8 г/моль. Ответ: М э к ( М е ) = 46,8 г/моль. 40 Задачи Уровень А 2.1. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента металла равна 27,92 г/моль: a) NaCl; б) FeCl2; в) СгС13. 2.2. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента м а р г а н ц а равна 18,31 г/моль: а) МпО; б)Мп203; в)Мп02 . 2.3. Указать правильное значение молярной массы эквивалента оксида железа (II): а) 71,85 г/моль; б) 35,92 г/моль; в) 23,95 г/моль. 2.4. Указать правильное значение молярной массы эквивалента гидроксида кальция в реакции Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н20: а) 74 г/моль; б) 37 г/моль; в) 24 г/моль. 2.5. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента металла равна 40,58 г/моль: а) КС1; б) SbCl3; в) BiF5. 2.6. Указать правильное значение молярной массы эквивалента ок- сида марганца (VII): а) 11,92 г/моль; б) 15,85 г/моль; в) 35,47 г/моль. 2.7. Указать правильное значение молярной массы эквивалента гидроксида железа (III) в реакции Fe(OH)3 + HN03 = Fe(0H)2N03 + + Н20 а) 106,85 г/моль; б) 53,42 г/моль; в) 35,62 г/моль. 2.8. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента металла равна 20 г/моль: a) NaCl; б) СаС12; в) FeCl3. 2.9. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента осмия равна 23,77 г/моль: a) OsO; б) 0s0 2 ; в) 0s0 4 . 2.10. Указать правильное значение молярной массы эквивалента оксида свинца (IV) а) 207,2 г/моль; б) 103,6 г/моль; в) 59,8 г/моль. 2.11. Указать правильное значение молярной массы эквивалента ор- тофосфата кальция: а) 155,00 г/моль; б) 103,33, г/моль; в) 51,66 г/моль. 2.12. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента металла равна 69,66 г/моль: a) CuCi; б) ВаС12; в) BiCl3. 2.13. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента хрома равна 17,33 г/моль: а) СЮ; б) Сг203; в) Сг03. 2.14. Указать правильное значение молярной массы эквивалента ортофосфорной кислоты в реакции Н3Р04 + 2NaOH = Na2HP04 + + 2 Н20: а) 97,97 г/моль; б) 48,98 г/моль; в) 32,66 г/моль. 2.15. Указать правильное значение молярной массы эквивалента оксида серы (VI): а) 40,05 г/моль; б) 20,01 г/моль; в) 13,34 г/моль. 2.16. Указать соединение, в котором молярная масса эквивалента Металла р а в н а 59,35 г/моль: a) KN03; б) Cr(N03)2; в) Sn(N03)2. 41 Уровень В 2.17. Хлорид некоторого металла массой 0,93г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 1,80 г осадка AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла. 2.18. Пятивалентный элемент образует оксид, содержащий 56,36% кислорода. Вычислить молярную массу эквивалента эле- мента и назвать элемент. 2.19. На восстановление 4,79 г оксида потребовалось 2,24 л во- дорода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы эквива- лентов оксида и металла. 2.20. Хлорид некоторого металла массой 0,92 г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 2,80 г осадка AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла. 2.21. Двухвалентный элемент образует оксид, содержащий 39,68% кислорода. Вычислить молярную массу эквивалента эле- мента и назвать элемент. 2.22. На восстановление 2,40 г оксида потребовалось 1,12 л во- дорода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы эквива- лентов оксида и металла. 2.23. Хлорид некоторого металла, массой 4,22 г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 5,82 г осадка AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла. 2.24. Двухвалентный элемент образует оксид, содержащий 10,44% кислорода. Вычислить молярную массу эквивалента эле- мента и назвать элемент. 2.25. На восстановление 3,4 г оксида потребовалось 1,12 л водо- рода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы эквивален- тов оксида и металла. 2.26. Хлорид некоторого металла массой 0,49 г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 0,86 г осадка AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла. 2.27. Пятивалентный элемент образует оксид, содержащий 65,2% элемента. Вычислить молярную массу эквивалента элемента и назвать элемент. 2.28. На восстановление 3,83 г оксида потребовалось 1,08 л во- дорода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы эквива- лентов оксида и металла. 42 2.29. Хлорид некоторого металла, массой 0,93г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 1,80 г о с а д к а A g C l . Вычислить молярную массу эквивалента металла ' 2.30. Трехвалентный элемент образует оксид, содержащий 47,08% кислорода. Вычислить молярную массу эквивалента эле- мента и назвать элемент. 2.31. На восстановление 2,94 г оксида потребовалось 1,883 л во- дорода, измеренного при н.у. Рассчитать молярные массы эквива- лентов оксида и металла. 2.32. Хлорид некоторого металла массой 1,78 г обработали из- бытком раствора нитрата серебра. При этом образовалось 4,60 г осадка AgCl. Вычислить молярную массу эквивалента металла/ 3. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРА Раствор - однородная система переменного состава. Растворы бывают жидкими, твердыми, газообразными. Концентрация (состав раствора) — отношение количества или массы вещества, содержащегося в растворе, к объему или массе раствора. Наиболее распространены следующие способы выраже- ния состава растворов: Молярная концентрация растворенного вещества (В) или мо- лярность раствора (обозначение - Св, единица измерения -моль/л, М). Выражается числом моль растворенного вещества в 1 литре раствора: Г т в M B -V p _ p a где шв - масса растворенного вещества, г; Мв - молярная масса растворенного вещества, г/моль; Vp-pa - объем раствора, л. Например: Определить молярную концентрацию раствора, со- держащего 14 г КОН в 500 см3 раствора. Скон = — = — - 0,5моль / л.; ° M K 0 H -V p _ p a 56-0,5 М к о н = 56г/моль. Молярная концентрация эквивалентов растворенного веще- ства (В) или нормальность раствора (обозначение - С^В), единица измерения - моль/л, или н). Выражается числом моль эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора: г r m - - Е в э Д J М (В) • V ' эк V / р - р а 44 где шв ~ масса растворенного вещества, г; Мэк(В) - молярная масса эквивалентов растворенного вещества, г/моль; Vp-pa - объем раствора, л. М э к ( В ) = М в , в где Мв - молярная масса растворенного вещества, г/моль; Zb -эквивалентное число, которое определяется следующим образом: для кислот: Zb - основность кислоты, Например: 98 M 3 K (H 2 S0 4 ) = у = 49 г/моль, для оснований: Zb - кислотность оснований, Например: М э к (КОН) = у = 56 г/моль, для солей: ZB = п В, п-число атомов металла в молекуле соли; В - степень окисления металла, Например: 342 M3K(A12(S04)3 = = 57 г/моль. Например: Сколько граммов Na2C03 содержится в 500 см3 0,1н раствора. C3K(Na2C03) = Шыа2С°3 M 3 K ( N a 2 C 0 3 ) - V p _ p a 45 где Мэк(Ка2С03) = 1 0 6 = 53 г/моль. 2 1 mNa2coз = C3K(Na2C03) • M,K(Na2C03) • Vp.pa = 0,1 • 53 • 0,5 = 2,65 r. Моляльная концентрация растворенного вещества (В) или моляльность раствора (обозначение Ст(В), единица измерения - моль/кг). Выражается числом моль растворенного вещества в 1 кг растворителя (воды): m n - 1 0 0 0 Cm( В) М В ' т р - т е л ь где т в и Шр-тель _ масса растворенного вещества и растворителя, г; Мв - молярная масса растворенного вещества, г/моль. Например: Определить моляльность вещества в водном раство- ре, если в 100 г этого раствора, содержится 8 г NaOH: г . , Л № m N a O H - 1 0 0 0 8 - 1 0 0 0 . Cm(NaOH) = — = = 2,17 моль/кг; MNa0H-mH2o 40 • (100 - 8) MNaOH = 40 г/моль. Массовая доля растворенного вещества (В) (обозначение сов, еди- ница измерения - доля от единицы или процент). Определяется отноше- нием массы растворенного вещества (т в)к массе раствора (гПр.ра.): m R m R C0g = — - а - , или © в = -100%. т р - р а т р - р а Масса раствора (тр_ра) связана с объемом раствора (Vp.pa) сле- дующей формулой: mD.pa = V D где р - плотность раствора, г/см3, (рН 2 0 = 1г/см 3). 46 Например: Сколько граммов Na2S03 потребуется для приготов- ления 400 см3 5%-го раствора, плотность которого р = 1,06 г/см3. " V p a ® N a 2 S O j ' т р - р а ® N a 2 S 0 3 ' * р - р а " Р 5 • 4 0 0 • 1 , 0 6 m N a i S 0 ' "l00 100 100 = 21,2 г. Молярная доля растворенного вещества (В) (обозначение ^g безразмерная величина).Определяется как отношение числа моль растворенного вещества (пв) к сумме числа моль растворенного ве- щества (пв) и числа моль растворителя (воды). nB т в / М в П В + п р - х е л ь т В / М В + т р - т е п н / М р - т е л я где т в и nip-тель - соответственно массы растворенного вещества и растворителя, г; Мв и Мр.тель - соответственно молярные массы растворенного вещества и растворителя, г/моль. Например: Определить молярную долю глюкозы (СбН]20б) в водном растворе с массовой долей 36%. nCfiHnOs / м с л н п о л 6 1 2 6 Т С Б Н 1 2 0 Б / М С Б Н 1 2 0 Б + Ш Н 2 0 / М Н 2 0 3 6 / 1 8 0 = 0,0053 , 36/180+ (100-36)/18 т н 2 о =(Ю0-36) , г.^ М с о о =180 г/моль. М Н г о =18г/моль; Титр растворенного вещества (В) (обозначение - Тв, единица измерения - г/см3) Это концентрация стандартного раствора, равная Массе растворенного вещества (т в ) , содержащейся в 1 см 3 раствора. 47 т - m B А ТЭ V, р - р а где Vp.pa - объем раствора, см ; т в - масса растворенного вещества, г. Например: Определить титр раствора, если в 200 см3 этого рас- твора содержится 0,1 моль КОН. Т„ = —ко" = "кон/ Мкон = ОД; 56 = 0^028 г/см 3, V V р-ра р-ра 200 Мкон = 56 г/моль. Примеры решения задач Уровень А 1. Двумолярный раствор разбавлен в 25 раз. Указать пра- вильное значение полученной концентрации раствора. а) 0,08 моль/л, б) 0,25 моль/л, в) 0,05 моль/л, г) 0,04 моль/л. Р е ш е н и е m t m t 'В(исх) M B -V p _ ' В ( к о н ) MB-25Vp_p a Откуда следует: C B ( K O H ) = С В ( И С Х ) . / 2 5 = 2 / 2 5 = 0,08 моль/л. Ответ: а) СВ(К0Н) = 0,08 моль/л. 48 2. Указать правильное значение нормальности раствора нитрата кальция, если его молярная концентрация составляет 0,5 моль/л. а) 0,5 моль/л, б) 1,5 моль/л, в) 0,15 моль/л, г) 1,0 моль/л. Дано: Cca(N03)2 = 0,5 моль/л ^экв Р е ш е н и е I v i Ca(NO,) 2 • р-ра i v l 3 K B C a ( N Q ) 2 ' v p - p a Л/Т - M c a ( N 0 3 ) 2 . г 2 ' т С а ( М О э ) 2 М э к в ( С а ( Ш , ) 2 ) ~ 9 > экв(Са(Ы03)2) ~ м v Z Ca(N03)2 ' р-ра = 2 ' C C a ( N 0 3 ) , = ° > 5 ' 2 = i . 0 МОЛЬ/Л. Ответ: г) 1,0 моль/л. 3. Указать правильное значение массы вещества, содержа- щегося в 900 г 15%-ного раствора. а) 13,5 г, б) 95 г, в) 185 г, г) 135 г. Дано: т р-ра = 900 г со в= 15 т в = ? Р е ш е н и е сов = J 1 1 ^ loo, следовательно, те = (/Ир.ра-сов):100 = 900 • 0,15 = 135 г. Шр-ра Ответ: г) 135 г. 49 Уровень В 1. Сколько грамм хлорида железа (Ш) содержится в 500 см1 0,1 н раствора? Дано: Сэк(РеС1з) = 0,1 н (0,1моль/л) Vn-na = 5 0 0 с м 3 Р е ш е н и е Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества равна: m F e C l C f F e C L ) = 5 ; м о л ь / л , з ; M3 K(FeCl3)-Vp_p a откуда mFeCl3 = C3 K(FeCl3)• M 3 K (FeCl 3 )• Vp_pa, M . M 3 K ( F e C l 3 ) = - LFeCl3 B n где Mp e C j3 =56 + 3 • 35,5 = 162,5 г/моль В - степень окисления железа (3), п - число атомов железа в молекуле соли (1). M3K(FeCl3) = f f Тогда, m(FeCl3) = 0,1- 500 • 10' 3 =2,708 71г, где 10"3 - пересчет см3 в л. Ответ: mFeC,3 = 2,71г. 50 2. Сколько грамм хлорида магния потребуется для приго- т о в л е н и я 800 см3 25%-го раствора плотностью 1,2г/см3? Дано: Vp.pa = 800 см 3 ®MgCl2 = 2 5 % Рр-ра = 1 , 2 г / С М 3 m M g C l 2 Р е ш е н и е ^ m M g c i 2 , П Л 0 / По определению юМеС1 = 1UU%, откуда 2 m р-ра - ^ M g C l ; " Ш р - р а m M g c , 2 - ^ Откуда: Шр-ра = Vp.pa • рр-ра = 800 • 1,2 = 960 Г. 2 5 ' 9 6 0 п mMgci2 = ^ - = 2 4 0 г - Ответ: m M g C l 2 = 2 4 0 г . 3. Определить молярную концентрацию растворенного ве- щества в растворе, содержащем 40 г сульфата меди (П) в 800 см3 раствора. Дано: Vp.pa = 800 мл m C u S 0 4 = 4 0 г C C u S 0 4 51 Р е ш е н и е Молярную концентрацию CuS04 в растворе вычисляем по формуле: С m C u S O , CuSO. 4 M C u S 0 4 ' V p - p a , моль/л, где: M C u S O - молярная масса сульфата меди (II), г/моль. M C u S 0 =64 + 32 + 64= 160 г/моль. Тогда С 40 CuSOj 160-800-10" = 0,3125 «0,31 моль/л, где 10"3 - пересчет см3 в л. Ответ: C C u S o 4 = 0,31 моль/л. 4. Определить моляльность растворенного вещества, если в 100 г раствора содержится 5,3 г карбоната натрия. Дано: Шр.ра = 100 г m Na2C03 = 5,3 г C m ( N a 2 C 0 3 ) - ? Р е ш е н и е Моляльность Na2C03 в растворе определяем по формуле: m N a C O - 1 0 0 0 С т ( N a 2 C 0 3 ) = — t ^ i , м о л ь / к г . M N a 2 C 0 3 ' m H 2 0 Массу воды определяем из условия: 52 m p - p a - m N a 2 C 0 3 + m H 2 o - Тогда m „ 2 o = m p _ p a - т М а 2 С О з = 100 - 5,3 = 94,7 г. Следовательно: c m ( N a 2 C O , ) = 5 , 3 ' 1 0 0 0 = 0,5279 « 0 ,53моль/кг m V 2 3 106-94,7 где 1000 - коэффициент пересчета г в кг. Ответ: C m ( N a 2 C 0 3 ) = 0,53 моль/кг. 5. Определить титр растворенного вещества если в 200 см этого раствора содержится 0,1 моль гидроксида калия. з Дано: Vp-pa — 200 см3 11 КОН =ОДмоль Ткон " Р е ш е н и е Титр растворенного вещества определяем по формуле: Т к о н = ^ , г / с м 3 . р ра Согласно условию задачи: п к о н = ——- н = 0,1. МКОн откуда щ к о н = 0,1 • Мкон = 0,1 • 56 = 5,6 г, где Мкон = 39 + 16 + 1 = 56 г/моль. 53 5 6 i Следовательно, тКПн = - 1 - = 0,028г/см3кон 2 0 ( ) Ответ: Т к о н = 0,028 г/см 3. 6. Определить молярную долю растворенного вещества в 3,42%-ном растворе сахарозы (СпН^Оц). Дано: (Ос н о = 3,42% X с12я22о, . 9 Р е ш е н и е Молярную долю сахарозы в в растворе определяем по формуле: ^ ^ С 1 2 Н 2 2 О п Ш С | 2 Н 2 2 0 | , ^ ^ ^ С 1 2 Н 2 2 0 ц nc,2H22o„ + пН2О тс )2н22ои /МС12н22оп + т Н 2 0 / М Н г 0 где: т Спнпоп и т н2о" соответственно массы сахарозы и воды, г. Mci 2 h 2 2 o u и М Н}() - соответственно молярные массы сахарозы и воды (342 г/моль и 18 г/моль). Массы сахарозы и воды определяем согласно условию задачи (3,42%-ный раствор сахарозы). Следовательно, в 100 г раствора содержится 3,42 г С12Н22О11, m f f f l = 100-3,42 = 96,58 г; 3,42/342 Л Л П 1 „ * Хс н о ' = 0,00186-12 22 " 3,42/342 + 96,58/18 Ответ: Х с „ 0 =0,00186. 54 Задачи Уровень А 3 1 Двумолярный раствор разбавлен в 5 раз. Указать правильное значение полученной концентрации раствора. а) 0,2 моль/л; б) 1,5 моль/л; в) 0,4 моль/л; г) 1,0 моль/л. 3.2. Указать правильное значение нормальности раствора хлорида; железа ( Д О , если его молярная концентрация соответствует 0,3 моль/л. а) 0,9 моль/л; б) 1,0 моль/л; в) 0,6 моль/л; г) 1,2 моль/л. 3.3.Указать правильное значение массы вещества, содержащего- ся в 300 г 5%-го раствора. а ) 9 г; б) 15 г; в) 12 г; г) 6 г. 3.4.Полуторамолярный раствор разбавили в 3 раза. Указать пра- вильное значение полученной концентрации раствора. а) 0,25 моль/л; б) 0,5 моль/л; в) 2,5 моль/л; г) 0,15 моль/л; 3.5. Указать правильное значение нормальности раствора сульфата алюминия, если его молярная концентрация составляет 0,6 моль /л. а) 3,6 моль/л; б) 1,2 моль/л; в) 1,8 моль/л; г) 6,0 моль/л. 3.6.Указать правильное значение массы вещества, содержащего- ся в 720 г 15%-го раствора. а) 144 г; б) 108 г; в) 10,8 г; г) 72 г. 3.7.Трехмолярный раствор разбавлен в 15 раз. Указать правиль- ное значение полученной концентрации раствора. а) 0,5 моль/л; б) 0,4 моль/л; в) 0,2 моль/л; г) 0,6 моль/л. 3.8. Указать правильное значение нормальности раствора орто- фосфорной кислоты, если его молярная концентрация составляет 0,08 моль/л. а) 0,04 моль/л; б) 0,36 моль/л; в) 0,16 моль/л; г) 0,24 моль/л. 3.9.Указать правильное значение массы вещества, содержащего- ся в 180 г 3%-го раствора. а) 5,4 г; б) 1,8 г; в) 9 г; г) 3,6 г. 3.10. Трехмолярный раствор разбавили в 6 раз. Указать правиль- ное значение полученной концентрации раствора. а) 0,6 моль/л; б) 0,5 моль/л; в) 0,25 моль/л; г) 1,8 моль/л. 3.11. Указать правильное значение нормальности раствора нитрата хР°Ма (Щ), если его молярная концентрация составляет 0,9 моль /л. а ) 3,6 моль/л; б) 1,8 моль/л; в) 0,27 моль/л; г) 2,7 моль/л. 55 3.12. Указать правильное значение массы вещества, содержаще- гося в 1200 г 8%-го раствора. а) 12 г; б) 96 г; в) 48 г; г) 24 г. 3.13. Двумолярньш раствор разбавлен в 4 раза. Указать правиль- ное значение полученной концентрации раствора. а) 0,2 моль/л; б) 0,5 моль/л; в) 0,8 моль/л; г) 0,4 моль/л. 3.14. Указать правильное значение нормальности раствора сульфата меди (П), если его молярная концентрация составляет 0,12 моль/л. а) 1,24 моль/л; б) 0,12 моль/л; в) 0,48 моль/л; г) 0,24 моль/л. 3.15. Указать правильное значение массы вещества, содержаще- гося в 1600 г 12%-го раствора. а) 192 г; б) 132 г; в) 160 г; г) 136 г. 3.16. Двумолярньш раствор разбавлен в 16 раз. Указать правиль- ное значение полученной концентрации раствора. а) 0,125 моль/л; б) 0,160 моль/л; в) 0,08 моль/л; г) 0,320 моль/л. Уровень В 3.17. Сколько грамм карбоната натрия содержится в 500 см3 0,1Н раствора? 3.18. Определить моляльность вещества в растворе, если в 150 г водного раствора содержится 14 г гидроксида натрия. 3.19. Определить титр раствора вещества, если в 70 см3 раствора содержится 0,1 моль карбоната калия. 3.20. Определить молярную концентрацию вещества в растворе, содержащем 5,6 г гидроксида калия в 500 см3 растворе. 3.21. Определить молярную долю растворенного вещества в 3,6% - м растворе глюкозы (C6HJ206). 3.22. Сколько грамм карбоната натрия потребуется для приго- товления 200 см3 5% -го раствора плотностью 1,05 г/см3? 3.23. Сколько грамм хлорида железа (III) содержится в 2 л 0,1Н раствора? 3.24. Сколько грамм хлорида кальция потребуется для приготов- ления200 см3 5%-го раствора плотностью 1,05 г/см3? 3.25. Определить молярную долю растворенного вещества в 1,8% - м растворе глюкозы (СбН1206). 3.26. Сколько грамм сульфита натрия потребуется для приго- товления 5 л. 10% - го раствора плотностью 1,09 г/см3? 56 3.27. Определить титр раствора вещества, если в 100 см3 этого оаствора содержится 0,5 моль гидроксида натрия. 3.28. Определить моляльность вещества в растворе, если в 150 г водного раствора содержится 15,2 г нитрата кальция. 3.29. Определить титр раствора вещества, если в 70 см3 этого раствора содержится 0,1 моль сульфата калия. 3.30. Определить моляльность вещества в растворе, если в 150 г водного раствора содержится 15,2 г нитрата кальция. 3.31. Определить титр раствора вещества, если в 80 см3 этого раствора содержится 0,1 моль сульфата железа (II). 3.32. Определить молярную концентрацию вещества в растворе, содержащем 5,85 г хлорида натрия в 200 см3 растворе. 4. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ При химических процессах происходит изменение свойств сис- тем, которые сопровождаются изменением энергии в виде теплоты (Q) или работы (W). Согласно первому началу термодинамики, теп- лота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внут- ренней энергии (AU) и на совершение работы при условии, что W является работой расширения: Q = AU + pAV. Теплоты химиче- ских превращений, протекающих при постоянных значениях давле- ния (Qp) и объема (Qv) называются тепловыми эффектами реакций, а раздел химии, который их изучает, называется термохимией. Основным законом термохимии является закон Гесса: «Тепло- вой эффект химической реакции не зависит от пути ее протека- ния, а зависит только от природы и физического состояния ис- ходных веществ и продуктов реакции». Если реакция протекает с выделением теплоты, то она называется экзотермической, если с поглощением - эндотермической. В термохимии принято, что Qp равен по величине изменению эн- тальпии (АН) с обратным знаком, т.е. АН = -Qp. Согласно первому началу термодинамики, количество теплоты, переданное от одной системы к другой или выделенное в результате химических процес- сов, определяется как Q = m-c-At, где m - масса системы, г; с - удель- ная теплоемкость, Дж/(г-К); At - изменение температуры (tK0H - t„a4). При помощи этих уравнений можно определить стандартную теп- лоту растворения веществ, теплоту нейтрализации и другие тепло- вые эффекты химических реакций. Для сравнения изменений энтальпий различных процессов их отно- сят к условиям, принятым за стандартные: Р = 101325 Па, Т = 298 К. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ являются табличными величинами (табл. 4.1). Стандартные энтальпии образова- ния простых веществ (например, 02 , N2, Fe и т.д.) равны нулю. Из закона Гесса вытекают два следствия. 58 Таблица 4.1 Стандартные энтальпии образования AfH°(298K) энтропии S°(298K) и энергии Гиббса образования AfG°(298K) кДж/моль некоторых веществ при 298К (25°С) Вещество Д {Н°(298К) кДж/моль S°(298K) Дж/(моль-К) AiG°(298K) кДж/моль Вещество A fH°(298K) кДж/моль S°(298K) Дж/(мольК) AfG°(298K) кДж/моль 1 2 3 4 5 6 7 8 А&О (к.) - - - 1 1 , 3 H2Se '33 218,8 19,7 А1 (к.) 0 28,35 0 HF (г.) - 2 7 0 , 7 178,7 - 2 7 2 , 8 А1(ОН)3 (к.) - 1613,64 85,68 - HgO(K.) - - - 5 8 , 6 A12(S04)3(k .) - 3434,0 239 - 3 0 9 1 , 9 HI (г.) 26,6 206,5 1,8 А12ОЗ (К.) - 1676,0 50,9 - 1582,0 HN3 (ж.) 294,0 328,0 238,8 A12S3 (К.) - 722,72 96,14 - КС1 (к.) - 4 3 5 , 9 82,6 - 408,0 A1F, (к.) - 1 4 8 8 , 0 66,48 - КСЮз (к.) - 3 9 1 , 2 143,0 - 2 8 9 , 9 Ва 0 62,5 0 M g (к.) 0 32,7 0 ВаО -548 70,3 -518 Mg3N2 (к.) - 4 6 1 , 1 87,9 - 400,9 Be 0 9,54 0 MgCh (к.) - 641,1 89,9 - 5 9 1 , 6 BeF2 -102,7 53 -987 MgO (к.) - 601,8 26,9 - 569,6 Br2 0 152.2 0 Мп 0 32,0 0 BrF3 -303,1 178,1 -242,9 МпО (к.) - - - 362,82 С (графит) 0 5,7 0 М п 0 2 (к.) - - - 4 6 5 , 6 5 СО (г.) - 110,5 197,5 - 137,1 Мо (к.) 0 6,83 0 С 0 2 (г.) - 3 9 3 , 5 213,7 - 3 9 4 , 4 МоОз (к.) - 1 8 0 , 3 3 18,63 - 1 6 1 , 9 5 СН„ (г.) 186,2 - 5 0 , 8 N , (г.) 0 191,5 0 С2Н2 (г.) 226,8 200,8 209,2 N O 90,25 210,6 86,58 Оч О Продолжение табл. 4.1 I 2 3 4 5 6 7 8 С2Н4 (г.) 52,3 219,4 68,1 N 2 0 ( Г . ) 82,0 219,9 104,1 С2Н5ОН (ж.) - 2 2 7 , 6 160,7 - 174,8 N ,03 (г.) 83,3 307,0 140,5 С2Нб(г.) - 8 9 , 7 229,5 - 3 2 , 9 N 2 0 4 (Г.) 9,6 303,8 98,4 С6Н1206 (глюкоза) - 1273,0 - - 9 1 9 , 5 N 2 0 5 (К.) - 4 2 , 7 178,0 114,1 С6Н« (ж.) 82,9 269,2 129,7 Na2SiF6 (к.) - 2849,7 214,6 - CS2 88,7 151,0 64,4 NaOH (к.) - 4 2 6 , 6 64,2 - Са (к.) 0 41.6 0 NH3 (г.) - 4 6 , 2 192,6 - 1 6 , 7 Са(ОН)2 (к.) - 986,6 76,1 - 896,8 NH4CI (к.) - 3 1 5 , 4 94,6 - Са,(Р04)2 (к.) - 240,9 - NH4NO2 (к.) - 2 5 6 , 0 - - Ca3N2 (к.) - 4 3 1 , 8 105,0 - 3 6 8 , 6 NH4NO3 (к.) - 3 6 5 , 4 151,0 - 183,8 СаСОз (к.) - 1207,0 88,7 - 1 1 2 7 , 7 NiO (к.) - 2 3 9 , 7 38,0 - 2 1 1 , 6 CaF2 (к.) - 1214,6 68,9 - 1 1 6 1 , 9 0 2 (г.) 0 205,0 0 СаО (к.) - 635,5 39,7 - 604,2 OF2 ( Г . ) 25,1 247,0 42,5 СС1„ (ж.) - 135,4 214,4 - 6 4 , 6 Р(к.) 0 41,09 0 С1г(г.) 0 222,9 0 Р 2 0 3 (к.) - 820,0 173,5 - СЦО (г.) 76,7 266,2 94,2j Р2О5 (к.) - 1492,0 114,5 - 1 3 4 8 , 8 С1г0, (ж.) 251,0 - - РС1з ( г . ) - - - 2 8 5 , 9 8 С102 (г.) 105,0 257,0 122,3 РС1; -289,5 311,6 0 Сг(к.) 0 23,6 0 РС15 -376,0 367,11 - Сг203 (к.) - 1 1 4 0 , 6 81,2 - 1058,97 РН3 (г.) 5,4 - - Сг20з (к.) - 1440,6 81,2 - 1050,0 Pb(N03)2 (к.) - 4 5 1 , 7 - - 2 8 1 , 7 3 Си 0 33,15 0 РЬО (к.) - 2 1 9 , 3 66,1 - 1 8 9 , 1 СиС12 -172,4 118,8 -131,4 РЬОг (к.) - 2 7 6 , 6 74,9 - 2 1 8 , 3 СиО (к.) - 162,0 42,6 - 129,9 S 0 31,9 0 Со 0 30,04 0 S 0 2 (г.) - 2 9 6 , 9 248,1 - 3 0 0 , 2 СоС12 -325,5 106,3 -282,4 SO3 (г.) - 3 9 5 , 8 256,7 - 3 7 1 , 2 Окончание табл. 4.1 ! 1 1 2 3 4 5 6 7 8 Cs 0 85,2 0 Si (к.) 0 18,82 0 CsF -1159 94,14 -1084,3 SiClj (ж.) - 6 8 7 , 8 239,7 - F2 0 202,7 0 SiFi (r.) - 1548,5 281,6 - Fe (к.) 0 27,15 0 SiH4 (r.) 34,7 204,6 57,2 Fe(OH)3 (к.) - 823,46 - - Si0 2 (кварц) - 9 1 0 , 9 41,8 - 856,7 Fe2(S04)3 (к.) - 9 2 1 , 6 9 - - SnS -110,2 77 108,2 Fe203 (к.) - 8 2 2 , 2 87,4 - 740,3 SnO (к.) - 286,0 56,5 - 2 5 6 , 9 FeO (к.) - 2 6 4 , 8 60,8 - 244,3 Sn0 2 (к.) - 580,8 52,3 - 5 1 9 , 3 Fe3C 25 108 18,8 Ti (к.) 0 30,6 0 F e 3 0 4 ( K . ) - 1 1 1 7 , 1 146,2 - 1014,2 TiCl4 (ж.) - 804,2 252,4 -737,4 H2 (r.) 0 130,5 0 Ti0 2 (к.) - 9 4 3 , 9 50,3 - 8 8 8 , 6 H 2 0 (r.) - 2 4 1 , 8 188,7 - 228,6 W ( K . ) 0 32,7 0 H 2 0 (ж.) - 2 8 5 , 8 70,1 - 237,3 W0 3 (к.) - 842,7 75,9 - 763,9 HBr (r.) - 3 6 , 3 198,6 - 5 3 , 3 Zn (к.) 0 41,6 0 HCN (r.) 135,0 113,1 125,5 ZnO (к.) - 3 5 0 , 6 43,6 - 320,7 HCI (r.) - 9 2 , 3 186,8 - 9 5 , 2 ZnS (к.) -205,4 57,74 i -200,7 H2S (r.) - 2 1 , 0 205,7 - 3 3 , 3 ; H2SO, (ж.) - 8 1 1 , 3 - - H3P04 (ж.) - 200,83 - 1 3 3 1 , 7 9 Первое следствие: «Изменение энтальпии (тепловой эффект) химической реакции равно сумме стандартных энтальпий обра- зования [А/Н°(298К)] продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с уче- том стехиометрических коэффициентов этих веществ в уравне- нии реакции». Например, для реакции: mA + nB = рС + qD: ДГН°(298К) = [р Д/Н°(298К,С) + q A/H°(298K,D)] - - [m Д/Н°(298К,А) + n Д/Н°(298К,В)], где m, n, р, q - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Второе следствие из закона Гесса: «Изменение энтальпии (теп- ловой эффект) химической реакции с участием органических веществ равно сумме стандартных энтальпий сгорания [AFLH°(298K)] исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометри- ческих коэффициентов в уравнении реакции»: ДГН°(298К) = 2 п,Д//Н(298К), исхв.ва - 1 nJA//(298K), продли. Изменение энтальпии химической реакции не может определять направление протекания процесса. Согласно II началу термодина- мики в изолированных системах самопроизвольно протекают про- цессы, идущие с увеличением энтропии системы. Для сравнения энтропий различных веществ, а также определения изменения эн- тропии системы, их относят к стандартным условиям [(S°(298K, В)]. В отличие от стандартных энтальпий образования простых веществ, их стандартные энтропии не равны нулю и всегда положительны (табл. 4.1), т. к. при температурах выше О К всегда существует дви- жение молекул или атомов, определяющих меру беспорядка в сис- теме. Энтропия, также как энтальпия, является функцией состояния, поэтому изменение энтропии системы в результате химической ре- акции равно сумме стандартных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (п;< п,) в уравнении реакции: ДГБ°(298К) - 1 niS°(298K), продр.ции - L n,S°(298K), исхв.„. 62 Энтропия, как мера неупорядоченности системы, возрастает при еХоде вещества из кристаллического состояния в жидкое, или из к о н д е н с и р о в а н н о г о - в газообразное, а также при увеличении объе- ма с и с т е м ы в ходе протекания реакции. ф у н к ц и е й состояния, одновременно отражающей влияние эн- т р о п и и и энтальпии на направление протекания химических про- цессов, является энергия Гиббса (ArG). Энергия Гиббса для химиче- ской реакции может быть определена как: 1) ArG°(298K) = X П/А/0°(298К),проДр_ции. - Е п Д О ^ в К ) , исхв.в, где A/G°(298K) - стандартная энергия Гиббса образования веществ (табл.4.1); п,, % - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; 2) ArG°(298K) = Ar Н°(298К) - T-ArS°(2,98K). Изменение стандартной энергии Гиббса служит для оценки принципиальной возможности самопроизвольного протекания про- цесса. Если ArG°(298K) < 0, процесс принципиально возможен, если ArG°(298K) > 0, процесс самопроизвольно протекать не может. Примеры решении задач Уровень А 1. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) МП(К) + 1/20 2 ( г ) = МпО( К ) ; б ) l/2N2(r) + 3/2Н2(Г) = N H 3 ( r ) ; в) S(K) + 02(Г) = S02(r); г) l/2N2(r )+ I/202(r) = N0 ( r ). Р е ш е н и е Т.к. данные реакции являются реакциями образования 1 моль веще- СТйа из простых веществ, то изменение энтальпии приведенных 63 процессов есть стандартная энтальпия образования этих веществ. Для определения теплового эффекта реакций выписываем из табл. 4.1 зна- чения энтальпий образования каждого из участников: AfH° (298 К, МпО(к)) = - 754,4 кДж/моль; AfH°(298 К, NH3(r)) = -92,4 кДж/моль; AfH° (298 К, S02 (г)) = - 296,9 кДж/моль; AfHc=(298 К, NO(r)) = 183,52 кДж/моль. Реакции а, б, в - имеют отрицательные значение изменения эн- тальпии, а реакция г - положительное значение изменения энталь- пии. Эндотермическими являются те реакции, изменения энталь- пии которых имеют положительные значения. Ответ: г). 2. Без расчета определить, для какой из перечисленных ре- акций изменение энтропии имеет положительное значение: а) С0(г) + Н а д = С(к) + Н20(г); б) 2Cu(N03)2(K) = 2CuO(K) + 4N02(r) + 02(r ); в) 2NaHS04(K) + С02(Г) + Н20(ж) = H 2 S0 4 W + Na2C03(K); Г)СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(ж}. Р е ш е н и е Энтропия увеличивается, если в ходе реакции возрастает число газовых моль системы. При протекании реакций а, в и г наблюдает- ся уменьшение числа газовых моль системы, а в реакции б объем газовых моль системы увеличивается. Следовательно, изменение энтропии данной реакции имеет положительное значение. Ответ: б). 64 З.Указать вариант, при котором возможно самопроизвольное протекание прямой реакции при низкой температуре: а) АгН°(298 К) < 0; б) АГН°(298 К) > 0; в) ДГН°(298 К) > 0; г) АГН°(298 К) < 0. ArS°(298K)< 0 ArS°(298K)< 0 ArS°(298K) > 0 ArS°(298K) > 0. Р е ш е н и е Самопроизвольно в прямом направлении могут протекать реакции, энергия Гиббса которых убывает (ArG°(298K) < 0). Энергия Гиббса реакции определяется по уравнению ArG°(298K) = АгН°(298К) + + T-ArS°(298K). Реакция будет протекать при низких температурах (A,G0(298K) < 0), если соблюдается следующее условие : АГН°(298К) < 0, ArS°(298K) < 0. Ответ: вариант а). Уровень В 1. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: 4НС1(г) + 02<г> = 2Н2Ом + 2C!1(rV Дано: Уравнения химической реакции. АГН°(298 К) - ? ArS°(298 К) - ? Р е ш е н и е Изменение стандартных энтальпии и энтропии химической ре- а*Ций рассчитываем исходя из первого следствия закона Гесса: АГН°(298 К) = [2AfH°(298 К,Н20(г)) + 2AfH°(298 К, С12(г))] - - [4AfH°(298 К, НС1(Г)) + AfH°(298 К, 02(г))]; 65 ArS°(298K) = [2S°(298 К, H20(r)) + 2S°(298 K, Cl2(r))] - - [4S°(298 K, HCl(r)) + S°(298 K, 02{r))]; где ArH°(298K,B) и S°(298K, В) - стандартные энтальпии образова- ния и энтропии веществ, которые находим из табл. 4.1: НС1(Г) °2(г) н2о(г) С1г(г) Д/Н°(298 К) кДж/моль -92,3 0 -241,84 0 S°(298 К), Дж/(моль-К) 186,8 205 188,7 222,9 Тогда: АГН°(298К) = 2-(-241,84) - 4-(-92,3) = -114,48 кДж; ArS°(298K) = (2-188,7 + 2-222,9) - (4-186,8 + 205) = -129 Дж/К; Ответ: ArH°(298K) = -114,48 кДж, ArS°(298K) = -129 Дж/К. 2. Стандартная энтальпия сгорания этилена (С2Н4) равна (-1410,8) кДж/моль. Написать термохимическое уравнение сгорания этилена и вычислить стандартную энтальпию его образования Дано: А/?Н°(298К, С2Н4(Г)) = = -1410,8 кДж/моль А/Н°(298К, С2Н4(Г)) - ? Р е ш е н и е Составляем реакцию горения этилена: С2Н4(Г) + 302(Г) = 2С02(Г) + 2Н20(Ж). Стандартной энтальпией сгорания вещества называется тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль данного вещества до СОад и Н20(ж) при стандартных условиях. 66 Следовательно, A//H°(298IC, C2H4(r)) = ДГН°(298К) = -1410,8 кДж. для нахождения ДуН°(298К, С2Н4(Г)) используем первое следствие закона Гесса для этой же реакции: ДГН°(298К) =2А/Н°(298К,С02(Г)) + 2Д/Н°(298К, Н20(ж)) - - Д/Н°(298К, С2Н4(Г)) - ЗДуН°(298К, 02(г)). Откуда: AfH°(298K, С2Н4(Г)) = 2ДуН0(298К,С02(Г)) +2ДН°(298К, Н20(ж)) - - ДГН°(298К) - ЗДД°(298К, 02(г)). Значения стандартных теплот образования (AfH°(298 К,В)) ве- ществ находим из табл. 4.1. °2(г) С02(г ) НгО(ж) АуН°(298К,В), кДж/моль 0 -393,5 -285,8 ДуН°(298 К,С2Н4(Г))= 2-(-393,5) +2-(-285,8)-(-1410,8)=52,2кДж/моль. Ответ: Д/Н°(298К, С2Н4(г)) = 52,2 кДж/моль 3. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стандартную энтальпию реакции образования Fe203 (к) из про- стых веществ (а) 2Fe(K) + 02(г) = 2FeO(K); ДГН° (298К, А) = - 430 кДж. (б) 4FeO(K) + 02( r ) = 2Fe203(K); ДГН°(298К, В) = - 5 84 кДж. Р е ш е н и е Реакция образования Fe203(K) из простых веществ 2Fe(K) + 3/202(Г) = Fe203(K). (3) Для определения теплового эффекта этой реакции (А/Н°(298К)) необходимо из двух реакций (а) и (б) получить реакцию (3). Для этого складываем термохимические уравнения (а) и (б), предвари- тельно разделив на 2 стехиометрические коэффициенты реакции (б) и тепловой эффект этой реакции. Таким образом, при суммирова- нии двух уравнений реакций (а) и (б) мы «избавляемся» от проме- жуточного продукта FeO(K). В результате получаем следующую реакцию: 2Fe(K) + 3/202(г) = Fe203(K). Аналогичные математические действия осуществляем и с тепловы- ми эффектами приведенных реакций: А/Н°(298К) = ДГН° (298К, А) + 1/2АгН°(298К, В) = = (-430) + 1/2(-584) = -822 кДж/моль. Ответ: Д/Н°(298К, Fe203(K)) = -822 кДж/моль. Задачи Уровень А 4.1. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) С(к) + 3Fe(K) = Fe3C(K); б) >/2Н2(г) + '/2С12(Г) = НС1(Г); в) N2(r) + 5/202(г) - N205( r ); Г) S(K) + Над = H2S(r). 4.2. Без расчета определить, для какой из перечисленных реак- ций изменение энтропии будет иметь положительное значение: а) СН4(Г) + 20ад = С02(Г) + 2Н20(Ж); б) SM + 2N02(r) = S02(r) + 2N20 ( r ); 68 в) 2РН3(К) + 402(г) = Р 2 0 5 (к ) + ЗН20 (ж); г) FeO(K) + Н2(Г) = Fe(K) + Н20 ( ж ) . 4.3. Указать, при каких значениях изменений энтальпии и эн- тропии возможно самопроизвольное протекание процесса при лю- бых температурах: а) АгН° (298 К) < О б) АГН° (298 К) > О в) ДГН° (298 К) < О г) ДГН° (298 К) > О ArS° (298К) < 0; ArS° (298К) > 0; ArS° (298К) > 0; ArS° (298K) < 0. 4.4. 4. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) Уг Вг2(ж) + 3/2F2(r) = BrF3(r): б)02(г ) + 1/2С12(г) =СЮ2(Г); в) Zn(K) + 1/202(г) = ZnO(K); г) Cu(K) + 1Л02(г) = CuO,, 4.5. Без расчета определить, для какой из перечисленных реак- ций изменение энтропии будет иметь отрицательное значение: а) 2Н20(Ж) + Na(K) = №ОН(ж) + Н2(г); б) Zn(K) + 2НС1(Г) = ZnCl2(K) + Над ; в) Н202(ж) + н2(г) = 2Н20(Г); г) H2S04(>K) = 02(Г) + S02(r) + Н2(г). 4.6. Указать, при каких значениях изменений энтальпии и эн- тропии возможно самопроизвольное протекание процесса при вы- соких температурах: а) АгН°(298 К) < 0; б) ДГН°(298 К) > 0 в) ДГН°(298 К) < 0 г) ДГН°(298 К) > 0 ArS°(298K) >0; ArS°(298K) > 0; ArS°(298K) < 0; ArS°(298K) < 0. 4-7. Указать, какая из реакций является экзотермической: 69 а) 'ЛНад + УУад = HJ(rt ; б ^ а д + ^Оад = N20(r); в) Si(K) + 2Cl2(r) = S iCl^) ; r) Se(K) + H2(r) = H2Se(r). 4.8. Без расчета определить, для какой из перечисленных реак- ций изменение энтропии будет иметь отрицательное значение: а) АЬ03(к) + 2Ст(К) = Сг203(к) + 2А1(к); Б ) С02(г) + 2S02(r) = C S 2 ( , ) + 302 ( r ) ; в ) A 1 2 ( S 0 4 ) 3 ( K } = А 1 2 0 3 ( К ) + 3 S 0 3 ( R ) ; г) Н20(Ж) + S03(r) = H 2 S0 4 W . 4.9. Указать, при каких значениях изменений энтальпии и эн- тропии возможно самопроизвольное протекание процесса при низ- ких температурах: а) АгН°(298 К) < О б) ДГН°(298 К) > О в) АГН°(298 К) < О г) ДГН°(298 К) > 0; ArS°(298K) >0; ArS°(298K) > 0; ArS°(298K) < 0; ArS°(298K) < 0. 4.10. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) 2Fe(K) + 3/20ад = Fe203(K); б) Ва(к) + 1/202(к) = ВаО(К); в) Ве(к) + F2(r) = BeF2(K); г) С(к) + 2S(K) = С82(ж) . 4.11. Без расчета определить, для какой из перечисленных реак- ций изменение энтропии будет иметь отрицательное значение. а) Над +2С(К) + N2(r) = 2HCN(»); б) 2ZnO(K) + 2S02(r) = 302(r) + 2ZnS(K); в) 2S (K) +2Н20(ж) = H2S(r) + S02 ( r ) ; г) MgC03(K) = MgO(K) + C02 ( r ) . 70 4.12. Указать, при каких значениях изменений энтальпии и эн- -оопии невозможно самопроизвольное протекание процесса при ^обых температурах: а) ДгН°(298 К) > 0; ArS°(298K) >0; б) ДГН°(298 К) < 0; ArS°(298K) < 0; в) ДГН°(298 К) < 0 ArS°(298K) > 0; г) ДГН°(298 К) > 0; ArS°(298K) < 0. 4.13. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) Sn(K) + S(K) = SnS(K); б) Со(к) + С12(Г) = СоС12(К); в) Cs(K) + !/2F2(R) = CsF(K); г ) Si(K) + 2Н2(Г) = SiH4(r). 4.14. Без расчета определить, для какой из перечисленных реак- ций изменение энтропии будет иметь положительное значение: а) Н2(г) + 20ад + S(K) = H2S04(«); б) 6HF(r) + N2(r) = 2NF3(r) + ЗН2(Г); в) 2PbS(K) + 302(r) = 2PbO(K) + 2S02( r ); r) 4Cr03(K) = 2Cr03(K) + 302 ( r ) . 4.15. Указать, при каких значениях изменений энтальпии и эн- тропии возможно самопроизвольное протекание реакции при высо- ких температурах: а) ДгН°(298 К) > 0; ArS°(298K) >0; б) ДГН°(298 К) < 0; ArS°(298K) < 0; в) ДГН°(298 К) < 0; ArS°(298K) > 0; г) ДГН°(298 К) > 0; ArS°(298K) < 0. 4.16. Указать, какая из реакций является эндотермической: а) 2Сг(к) + 3/202(Г) = Сг203(К); б) 2С(К) + 2Н2(Г) = С2Н4(Г); в) Cu(K) + С12(Г) = CuCl2(r); г) Мп(к) + Оад = Мп02(г) . 71 Уровень В 4.17. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: 2НС1(Г)+ Оад = 2Н20(Г) + 2С12(Г)- 4.18. Стандартная энтальпия сгорания бутана (С4Ню) равна (-2871,69) кДж/моль. Написать термохимическое уравнения сгора- ния бутана и вычислить стандартную энтальпию его образования. 4.19. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стан- дартную энтальпию реакции образования ZrCl2(r) из простых веществ а) Zr(K) + ZrCl4(r) = 2ZrCl2(r); АГН°(298 К) = 215 кДж; б) Zr(K) + 2С12(Г) = ZrCl4(r); ДГН°(298 К) = -867 кДж. 4.20. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: А1203(к) + ЗС(к) = 2А1(К) + ЗСО(г). 4.21. Стандартная энтальпия сгорания этиленгликоля (С2Нб02) равна (-1192,86) кДж/моль. Написать термохимическое уравнения сгорания этиленгликоля и вычислить стандартную энтальпию его образования. 4.22. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стандартную энтальпию реакции образования CrF2 (к) из простых веществ а) 2Cr(K) + 3F2(r) = 2CrF3(K); АГН°(298 К) = -2224 кДж; б) 2CrF3(K) + Сг(к) = 3CrF2(K); АГН°(298 К) - -3 8 кДж. 4.23. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: 4NH3(r) + ЗОвд =2N2(r) + 6Н20(Ж). 4.24. Стандартная энтальпия реакций сгорания метилового спирта (СН3ОН) равна (-726,64) кДж/моль. Написать термохимиче- ское уравнения сгорания метилового спирта и вычислить стандарт- ную энтальпию его образования. 4.25. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стан- дартную энтальпию реакции образования РС15(Г) из простых веществ а)2Р (к) + ЗС12(г)=2РС13(г); б) РС15(К) = РС13(Г)+С12(Г); АГН°(298 К) = -574 кДж; ДГН°(298 К) = 88 кДж. 72 4.26. Стандартная энтальпия сгорания пропана (С3Н8) равна (-2220,03) кДж/моль. Написать термохимическое уравнения сгора- дия пропана и вычислить стандартную энтальпию его образования. 4.27. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: Fe203(K) + ЗН2(Г) = 2Fe(K) + ЗН20(ж). 4.28. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стан- дартную энтальпию реакции образования AS205(K) из простых веществ а) 4As(K) + 302(r) = 2As203(K); АГН°(298 К) = -574 кДж; б) AS203(K) + 02( r ) - AS205(k) ; АГН°(298 К) = 88 кДж. 4.29. Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: 2H2S(r) + 302(г) = 2Н20(ж) + 2S02(r). 4.30. Стандартная энтальпия сгорания ацетона (С3Н60) равна (-1789,79) кДж/моль. Написать термохимическое уравнения сгора- ния ацетона и вычислить стандартную энтальпию его образования. 4.31. По заданным термохимическим уравнениям рассчитать стан- дартную энтальпию реакции образования РЬОад из простых веществ а) 2РЬ(К) + 02(г ) = 2РЬО(К); АГН°(298 К) = -438 кДж; б) 2РЬ02(к) = 2РЬО(К) + 02 ( г ) ; АГН°(298 К) = + 116 кДж. 4.32.Рассчитать изменение стандартных энтальпии и энтропии химической реакции: 302(r) +2ZnS(K) — 2ZnOw +2S02( r). 5. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Скорость химической реакции измеряется количеством вещест- ва, вступающего в реакцию или образующегося в результате реак- ции за единицу времени в единице объема системы (для гомоген- ной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции): •и = ДС/Ат , (моль/л-с; моль/л-мин), АП 2 2 г) = , (моль/м -с; моль/ м -мин), S * т где г) - скорость химической реакции; АС - изменение концентрации вещества; Дт - промежуток времени. Так как изменения концентраций участвующих в реакции веществ находятся в стехиометрической зависимости друг от друга, то для вы- ражения скорости химической реакции может быть взято изменение концентрации любого из участвующих в реакции веществ. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, от их концентрации, от температуры, присутствия в системе катализа- тора и дисперсности твердой фазы в гетерогенных реакциях. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ для простейшей одностадийной гомогенной реакции выра- жается законом действия масс: скорость химической реакции (U) при постоянных внешних условиях (Р,Т) прямо пропорцио- нальна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, которые соответствуют коэффициентам в уравнении реакции . Для реакций, протекающих по схеме m A + n B = p C и = к СА Ш • С в п , где СА и Св - молярные концентрации реагирующих веществ, моль/л; ш, п и р - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; к - константа скорости реакции, которая зависит от темпе- ратуры и присутствия в системе катализатора, но не зависит от кон- центрации реагирующих веществ. 74 Закон действия масс относится только к газообразным и раство- ренным веществам. Если наряду с ними в реакции участвуют также твердые вещества, концентрация которых постоянна (гетерогенные реакции), то скорость реакции изменяется только в зависимости от дисперсности твердой фазы: о) = к С- S, где С - концентрация газообразного или жидкого вещества, моль/л; S - площадь поверхности твердой фазы. Приближенная зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличи- вается в 2 - 4 раза: и 2 - 2 - у Ю UT] кТ) где uXi и кТ[ - скорость и константа скорости реакции при темпера- туре Ть иТ2 и kTj - скорость и константа скорости реакции при температуре Т2; (Т2 >Ti), у - температурный коэффициент скорости реакции (у = 2.. .4), когда T2-Ti = 10 градусов. Зависимость константы скорости реакции от энергии активации (Еа, кДж/моль) и температуры выражается уравнением Аррениуса: Е k = A - e " R T , (5.1) где А - предэкспоненциальный множитель; е - основание нату- рального логарифма (2,718...); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж моль"1 К"1); Т - температура, К; Еа - энергия активации, т. е. минимальная избы- точная энергия (по сравнению со значением средней энергии реаги- рующих молекул), которой должны обладать молекулы, чтобы ре- акция стала возможной. 75 В общем случае, если температура реакции изменилась от Т,, до Т2, уравнение (5.1) преобразуется к виду Скорость химических реакций возрастает в присутствии катали- затора. Зависимость скорости реакции от наличия в системе катали- затора выражается следующим уравнением: где Укат и Еа(Кат) - соответственно скорость и энергия активации хи- мической реакции в присутствии катализатора; V и Еа - соответст- венно скорость и энергия активации реакции химической реакции без катализатора. Реакции, протекающие одновременно в двух взаимно противопо- ложных направлениях, называют обратимыми. Реакцию, протекаю- щую слева направо, называют прямой, а справа налево - обратной. В начале процесса, когда концентрация исходных веществ вели- ка, а конечных продуктов мала, скорость прямой реакции больше обратной. По мере уменьшения концентраций исходных веществ и увеличения концентраций продуктов реакции, скорость прямой ре- акции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Через некоторое время эти скорости становятся равными и наступает со- стояние химического равновесия. Это состояние характеризуется константой химического равновесия. константа равновесия (Кс), равна отношению произведения равно- весных концентраций конечных продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, которые соответствуют стехиометрическим коэффициентам в урав- нении реакции. кат _ ^ а Еа(кат) k 2,3RT ' Для реакции т А + пВ <=> рС + qD, 76 к - К"Р ^ [C]P[D]q с Кобр [A] m[B]n ' где [С]» [ Д и [А] [В]- соответственно равновесные концентрации к о н е ч н ы х и исходных веществ (моль/л); n, m, р, q - стехиометриче- ские коэффициенты в уравнении реакции, Кпр , Ko6p - константы скоростей прямой и обратной реакций. Константа равновесия может быть выражена также через парци- альные давления. Р2 с Для реакции 2А(г) + В(г) 2С(г) К р = 2 — , Рд^в где РС, РА, РВ - равновесные парциальные давления реагирующих газообразных веществ. Для реакций, протекающих в гетерогенной системе, концен- трации и парциальные давления веществ, находящихся в кон- денсированном состоянии, в выражение константы равновесия не входят. Например для реакций: СаСОзда <=> СаО(к) + С02(Г); К р = PCOj; 4Fe(K) +302 <=> 2Fe203; К Р = ~ . Ро2 Константа равновесия химической реакции связана с изменени- ем стандартной энергии Гиббса реакции уравнением: -2,3RTlgKP =ArG°(298K) = ArH°(298K) - TArS°(298K). Вычислив ArG при любой температуре, можно рассчитать при этих условиях значение КР. Следует отметить, что ArG°(298K) < О только в случае, когда JgKP> 0, т.е. КР > 1; и ArG°(298K) > 0 , когда < о, т.е. КР < 1. В целом константа равновесия определяет глу- бину протекания процесса к моменту достижения равновесного со- ^ я н и я . Чем больше эта величина, тем больше степень превраще- 77 ния исходных веществ в конечные. Случай, когда КР = 1, соответст- вует минимуму энергии Гиббса, т.е. ArG°(298K) = 0. С другой сто- роны ArG°(298K) = ДГН°(298К) - TArS°(298K). Тогда, можно рассчи- тать температуру, при которой Кр = 1. Т = Д Г Н ° ( 2 9 8 К ) ArS°(298K) ' Система будет находиться в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия (температура, давление, объем и концентрация), ос- таются неизменными. При изменении условий, система переходит в новое равновесное состояние. Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, путем изменения давления (Р), объема (V), температуры (Т), кон- центрации (С), то равновесие смещается в том направлении, кото- рое ослабляет внешнее воздействие». а) Влияние температуры. Следует отметить, что скорость как экзотермической, как и эн- дотермической реакций при увеличении температуры возрастает, а при понижении температуры уменьшается. Однако изменение ско- ростей прямой и обратной реакций неодинаково. Поэтому, изменяя температуру можно смещать равновесие в заданном направлении. ArG°(298K) = -2,3 RTlgKp. ArG°(298K) АГН°(298К) ArSu(298K) Тогда, К р = 10 - 2'3RT = 1 0 -2'3RT + 2'3R ' A S°(29%K) Дробное слагаемое — — - от температуры не зависит. Поэто-2,3 R му направление сдвига равновесия при изменении температуры будет зависеть от знака изменения энтальпии химической реакции (АГН°). Для экзотермической реакции, например: 3H2(r) + N2(r )<=>2NH3 ДГН°(298К) =-92,4 кДж. (5.2) 78 Понижение температуры, согласно принципа Ле Шателье, сме- стит равновесие в направлении экзотермической реакции (—>•), т.е. в сторону получения NH3, т.к. этот процесс идет с выделением тепло- ты, которое ослабит эффект понижения температуры в системе. К аналогичному выводу приходим из выражения зависимости константы равновесия и энергии Гиббса A rG°(298K) ArH°(298K) ArS°(298K) К р =10 -2>3 R T = 1 0 - 2 ' 3 R T + 2 ' 3 R . Так как, АГН°(298К) < 0, то значение Кр будет равно 10 в дробной положительной степени/Тогда при понижении температуры и отрица- тельном значении АГН°(298К) дробное слагаемое - (29&К) бу- 2,3RT дет иметь знак (+) и будет возрастать т.е. суммарное значение пока- PNH зателя степени и значение Кр= -----—1— будут возрастать. А это оз- РЦ2 ' РЩ начает, что количество продуктов реакции (NH3) должны возрасти, что возможно при смещении равновесия вправо (—»). При повыше- нии температуры равновесие реакции (5.2) смещается в сторону обратной реакции (<—) АГН° > 0, идущей с выделением теплоты, ос- лабляющей эффект понижения температуры в системе. Для эндотермической реакции, например: СаСОз <=> СаО + С 0 2 ; ArH°(298K) = 179 кДж. Увеличение температуры в системе, согласно принципа Ле Ша- телье, сместит равновесие в сторону эндотермической реакции (—->-), Идущей с поглощением теплоты, которое ослабит эффект повыше- ния температуры в системе. При уменьшении температуры равно- ^сие, будет смещается в сторону экзотермической реакции (<—), иДУЩей с выделением теплоты. Таким образом, повышение температуры ведет к сдвигу равно- весия в сторону той реакции, которая идет с поглощением теплоты vT-e. эндотермической реакции), а понижение температуры смещает Равновесия в сторону той реакции, которая протекает с выделением Теплоты (экзотермической реакции). 79 не зависит от концен- трации. Поэтому, при повышении концентрации исходных веществ, при неизменном значении Кс, должна возрастать концентрация ко- нечного продукта (NH3), а это возможно в случае, когда реакция протекает в прямом направлении (—»). При повышении концентра- ции NH3, при постоянном значении Кс, должны возрасти концен- трации исходных веществ, а это возможно при протекании обрат- ной реакции, т.е. в этом случае равновесие сместиться влево (<—). Аналогично, при понижении концентрации исходных веществ рав- новесие будет смещаться в сторону обратной реакции (<—), сопро- вождающейся уменьшением концентрации конечного продукта (NH3); а уменьшение концентрации NH3 приведет к смещению рав- новесия вправо (—*), т.к. при протекании прямой реакции концен- трации исходных веществ будут уменьшаться. в) Влияние давления. Из уравнения Менделеева-Клапейрона PV = nRT следует, что При увеличении давления концентрации газообразных веществ возрастают, а при уменьшении давления - уменьшается. Таким об- разом, изменения давления сводится к изменению концентрации во столько же раз. С другой стороны изменение давления смещает равновесие в сторону той, (прямой или обратной) реакции, которая сопровожда- ется уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ (уменьшением давления). Для реакции Р = — RT = CRT. Y ЗН2(Г) + N2(r) <=> 2NH3(r); 'З(г) , S = ЗмольН + 1мольИ 2(г) = 4моль (газ ) ; I газ. моль прод р-ции = 2моль1ЧН 3 ( г а з ) . 80 Тогда, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции (—>), а при уменьшении давления в сторо- жу обратной реакции (<—). Если число моль газообразных веществ исходных и конечных продуктов равны: СиО(к) + Н2(Г) < = > Си + Н20(г). Хкон1МвЬ= ' МОЛЬ.газ, то изменением давления нельзя сместить равновесие в системе. г) Влияние объема Объем обратно-пропорционален концентрации: С = ^ . Следо- вательно, при увеличении объема системы концентрация реаги- рующих веществ и продуктов реакции будет уменьшаться, а при уменьшении объема - увеличиваться. Таким образом, изменение объема системы сводится к изменению концентрации, влияние ко- торой было рассмотрено выше в пункте (б). Примеры решения задач Уровень А 1. Указать правильное выражение константы равновесия следующей реакции: S(k) + 0 2 <=> S02(r). а) К = б) К = P s o ' Ps ' Pq, PS + PQ2 P P в ) К г) К = 0 p p ' ' P p r o 2 r s o . Р е ш е н и е Kp есть отношение произведения равновесных парциальных дав- лений газообразных продуктов реакции к произведению равновес- парциальных давлений исходных газообразных веществ, взя- 81 тых в степенях, которые соответствуют коэффициентам в уравне- нии реакции. Тогда, для рассматриваемой реакции К р - ^so. рс2 PS0 Ответ: в) К п = — - . ' Р Р го2 2. Определить, как изменится скорость прямой реакции А(г) + + 2В(Г) = 2С(Г), если увеличить давление в системе в 2 раза; а) не изменится; б) увеличится в 4 раза; в) уменьшится в 4 раза; г) увеличится в 8 раз. Р е ш е н и е Скорость реакции в начальный момент времени (uo), согласно законам действующих масс, равна: и0 = К • СА • с | . Увеличение дав- ления в 2 раза равносильно увеличению концентрации исходных веществ во столько же раз. Тогда и, = К • 2СА • (2СВ )2 = 8К • СА • (СВ)2 = 8о0. Константа ско- рости реакции от концентрации реагирующих веществ не зависит. 4L Следовательно, скорость реакции — =8 увеличится в 8 раз Ответ: б) увеличится в 8 раз. 3. На основании принципа Ле Шателье определить правиль- ное направление смещения равновесия в следующей системе: 2S02(r) + 02(г) <=> 2S03(r), ДГН°(298К) = -284,2 кДж. При а) понижении температуры и б) повышении давления. 1а )<- б ) - 2 а) б) «- 82 3 а) <— б) не сместится 4 а) б) -»• Р е ш е н и е а) Константа равновесия реакции Смещение равновесия реакции зависит от знака ДГН°(298К). Т. к. ДГН°(298К)<0, т. е. реакция экзотермическая, то при понижении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции (—>), идущей с выделением теплоты т.е. вправо. б) В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давле- ния смещает равновесие в сторону той (прямой или обратной) реак- ции, которая сопровождается уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ. X пТсхТГ = ЗмольБО 2(Г) + 1мольО 2(Г) = Змоль(газ); у г а з моль = 2 м о л ь 8 0 3 ( г а з ) . 4-J прод.р-цин i 4 ' Следовательно, при повышении давления равновесие системы смещается вправо (—>). Ответ: 4а) — б ) ->. Уровень В 1.Указать во сколько раз изменится скорость реакции, энер- ^ активации, которой равна 60 кДж/моль: а) при повышении температуры от 320 до 360 К? б) если она протекает при 298 К в присутствии катализатора (Еа1сг(кат) = 48 кДж/моль)? 83 Дано: Еак = 60 кДж/моль а) Ti = 320К, Т2 = 360К б) Т = 298К, £«(*»,) = 4 8 кДж/моль а) и 3 2 0 б) "кат.. 7 U Р е ш е н и е а) Из уравнения Аррениуса получаем: ! "360 - 60-Ю о320 2,3 - 8,31 3 М 1 . = 1,09, 320 360, где 10 - коэффициент пересчета кДж в Дж, тогда 3^60 =ю,'09= 12,3 раза. и320 б) Зависимость скорости реакции от наличия катализатора BI ражается уравнением: 1 с Ч а т _ Е а к -Е а к ( к а т ) = ( 6 0 - 48)-10 3 ^ 2 и о 2,3 • R • Т 2.3-8.31-298 ' ' 84 откуда = 102'11 ~ 129. Ответ: а) при повышении температуры от 320 до 360 К скорость реакции возрастает в 12,3 раза; б) в присутствии катализатора ско- рость реакции возрастает в 129 раз. 2. Используя справочные данные по AfH°(298K) и S°(298K) веществ, определить температуру при которой константа рав- новесия реакции С02(Г) + С(к) <=>2СО(г) равна единице. Записать выражение для константы равновесия данной реакции. Дано: Уравнение реакции, К р = 1 Т - ? Р е ш е н и е Р2 С02(г) + С(к) <=> 2СО(г); Кр = рС0 . *сог Значения AfH°(298K) и S°(298K) веществ берем из табл.4.1. С02(г) + С(К) <=> 2СО(Г); AfH°(298K), кДж/моль -393,5; 0; 2(-110,5); S°(298K), Дж/моль, К 213,7; 5,7; 2(197,5); -2,3RTlgKp = ArH°(298K) - TArS°(298K); Если Кр = 1, то lgKp = 0, тогда ArH°(298K) - TArS°(298K) = 0, т_ ArH°(298K)-l03 ArS° (298К) ' где 103 - коэффициент пересчета кДж в Дж ArH°(298K) = 2AfH°(298K, СО(г)) - - [ДЛ°(298К, C02(r)) + AfH°(298K, Ск)]; АГН°(298К) = 2-(-110,5) - [(-393,5) + 0] = 172,47 кДж. ; ArS°(298K) = 2 S°(298K, CO(r)) - [S°(298K, C02(r)) + S°(298K, C(k))] - = 2-197,5 - (213,7 + 5,74) = 175,6 Дж/К; „ 172.47-103 _ T = =982K. 175,6 Ответ: Kp = 1 при 982 К. 3. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы: 4ШЗ ( г )+302( г ) <=> 2N2(r) + 6Н20(Г) если исходные концентрации NH3(r) и 02(Г) соответственно рав- ны 6,0 и 5,0 моль/л и равновесная концентрация N2(r) равна 1,8 моль/л. Дано: Уравнение реакции, C W ) = 6,0 моль/л С0 г = 5 , 0 моль/л [N2] = 1- 8 моль/л К ^ Т ? 86 Р е ш е н и е с [ M f 3 ] 4 - [ 0 2 ] 3 ' Расчет количеств, прореагировавших и образовавшихся веществ, производится по уравнению реакции. Равновесная концентрация исходных веществ равна разности исходной концентрации и концентрации прореагировавших исход- ных веществ. Равновесная концентрация продуктов реакции равна количеству образовавшихся продуктов реакции. Обозначим за X количество моль прореагировавших или образо- вавшихся веществ. Тогда с учетом коэффициентов в уравнении ре- акции, отношения концентраций во второй строке под уравнением реакции равны: (СN H > / C 0 j /СЫ г / С Нг0 = 4/3/2/6). Последовательность расчетов равновесных концентраций ве- ществ, участвующих в реакции показана ниже: исходные вещества продукты реакции 4NH3 + 3 0 2 <= => 2N2 + 6Н 2 0 Исходная концентрация ве- ществ, моль/л, 6,0 3,0 0 0 Прореагировало исходных веществ и образовалось продуктов реак- ции, моль/л 4Х ЗХ 2Х 6Х Равновесная концентрация веществ, моль/л 6,0-4Х з ,о - зх 2Х 6Х По условию задачи равновесная концентрация N2 равна 1,8 моль/л. В то же время [N2] = 2Х. Следовательно, 2Х = 1,8, а X = 0,9 моль/л. огДа равновесные концентрации веществ равны: [NH3] = 6,0-4-0,9 = 2,4 моль/л; [02] = 5,0-3-0,9 = 2,3 моль/л; [N2] = 1,8 моль/л; 87 Задачи Уровень А 5.1. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: 5.2. Определить, как изменится скорость прямой реакции: Аг + 2ВГ = 2СГ, если: уменьшить давление в системе в 3 раза; 5.3. На основании принципа Ле Шателье определить правильное направление смещения равновесия в следующей системе: 2NO(r) + + 02(Г) <=> 2N02(r); АГН°(298К) = -116,0 кДж при а) понижении температуры и б) по- вышении концентрации N0. С(к) + н20 ( г ) <=> СО + Н2(г): Р Р а) К р Р Р р + р б) к„ = — ^ р р , р г с т гн,о В) К = ' р р гн2о р • р г) К = С-°- Н2 ' V P г с а) увеличится в 9 раз; б) уменьшится в 9 раз; в) уменьшится в 27 раз; г) увеличится в 27 раз. 1а)*- 2а)-> За) 4а) —> б ) - б)<- б) не сместится; б) -> 88 5.4. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: СаСОз(к) <=> СаО(К) + С02(г): , С^аСО, . С^аО + ^СО, а) К п = -—; в) К п = ; ' р р р ' Р р СаО Г С 0 2 СаС03 б Ж р = Р с ^ Р ^ ; г ) К р = Р С 0 2 . СаС03 5.5. Определить, как изменится скорость прямой реакции: Аг + 2ВГ = АВГ, если концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза; а) увеличится в 2 раз; б) уменьшится в 4 раз; в) увеличится в 8 раз; г) не изменится. 5.6. На основании принципа Jle Шателье определить правильное направление смещения равновесия в следующей системе: FeO(k) + + СО(г)<=> Fe(k)+C02(r); ДГН°(298К) = -18,2 кДж при а) понижении температуры и б) повышении давления. 1 а ) - ; б ) - ; 2а)<-; б ) - ; За) — ; б) не сместится; 4 а ) - ; б ) - . 5.7. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: 4Fe(K) + 302(г) <=> 2Fe203(K): Ppe,0 P2Fe,0 а ) КЕ = — ; б ) К = Р р е + Р о / Р Р ^ е + Р Ч 1 P 2 F e 2 0 В) К = -5— ; Г) К = . ' Р т)3 ' ' Р т}4 Г О , г Fe 89 5.8. Определить, как изменится скорость прямой реакции: 2АГ + Вг = 2СГ, если уменьшить объем системы в 2 раза; а) уменьшится в 4 раза; б) уменьшится в 8 раз; в) увеличится в 8 раз; г) увеличится в 4 раза. 5.9. На основании принципа Jle Шателье определить правильное направление смещения равновесия в следующей системе: Над + СО а д <=> С0(г)+Н20(г); ДГН°(298К) = 41 кДж при а) понижении температуры и б) повышении давления. 1а) 2а)' За)- 4а)- б ) - ; б) не сместится; б ) ; б ) - . 5.10. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: С02(Г) + С(к) <=> 2СО(г): а) К Р2со 00 2 р Р с о - Р с ' Р 2со ; в) к б) К п = р р Р2со со. Г) к = р + Р гсо, ^ г с со 5.11. Определить, как изменится скорость прямой реакции: Аг + 2ВГ = 2СГ, если: увеличить давление в системе в 3 раза; а) уменьшится в 9 раз; б) увеличится в 9 раз; в) увеличится в 27 раз; г) уменьшится в 27 раз. 90 5.12. На основании принципа Ле Шателье определить правиль- ное направление смещения равновесия в следующей системе: 4NH3 (r) + 302(г) <=> 2N2(r) + 6Н20(Г) АГН°(298К) - -1266кДж при а ) повышении температуры и б) увеличении давления. 1а )<- ; б) <— ; 2а) ; б) <- ; За) <— ; б) не сместится; 4а) —+ ; 6 ) - * . 5.13. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: MgC03(K) ^ MgO(K) + С02(г): Р Р Р 4-P ' р р ' ' р р ' r M g C 0 3 r M g O б ) К р = - ^ - ; г ) К р = РСОг. *мёсо3 5.14. Определить, как изменится скорость прямой реакции: Аг + Вг = 2СГ, если увеличить концентрацию вещества А в 4 раза; а) увеличится в 2 раза; б) увеличится в 4 раза; в) уменьшится в 2 раза; г) увеличится в 4 раза. 5.15. На основании принципа Ле Шателье определить правиль- ное направление смещения равновесия в следующей системе: С(К)+ С02(г)<=> 2СО(г). АГН°(298К) = 130,5кДж при а) повышении температуры и б) уве- личении давления. 1а )<- ; б) —>; 2 а ) - ; б) —> ; 91 За) <— ; б) не сместится; 4а) —>; б) - . 5.16. Указать правильное выражение константы равновесия реакции: СаО(к) + С02(г) <=> СаСОз(к)., Р Р . т , СаСО, ч Т Л СаС03 а) К п = 5 —; в) К п = 3 — ; р Р Р р Р + Р 1 СаО 1 С02 1 СаО т 1 С02 r ) K p = J _ - . ' р р ' р р СаС03 Г С 0 2 Уровень В 5.17. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие ката- лизатора равна 78,0 кДж/моль, а с катализатором - 50,0 кДж/моль. Определить, во сколько раз возрастает скорость реакции в присут- ствии катализатора, при температуре 293К? 5.18. Используя справочные данные по AFH°(298K) и S°(298K) веществ, определить температуру, при которой константа равнове- сия реакции СаСОз(к) <=> СаО(к) + СОад равна единице. Записать выражение для константы равновесия данной реакции. 5.19. Энергия активации реакции равна 60 кДж/моль. Опреде- лить, во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 300 К до 340 К ? 5.20. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 4НС1(Г) + 0 2 ( , ) < = > 2С12(Г) + 2Н 20 ( Г ) , если исходные концентрации НС1(Г) и 0 2 соответственно равны 4 , 0 и 1,0 моль/л, а равновесная концентрация Н20(Г) равна 1,6 моль/л. 5.21. Энергия активации некоторой реакции без катализатора равна 58кДж/моль, а с катализатором - 40 кДж/моль. Определить, во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализа- тора, при 298 К? 5.22. Используя справочные данные по AfH°(298K) и S°(298K) веществ, определить температуру, при которой константа равнове- сия реакции N2(r) + ЗН2(г) <=> 2NH3(r) равна единице. Записать вы- ражение для константы равновесия данной реакции. 92 5.23. Определить, во сколько раз изменится скорость реакции дри повышении температуры от 298 К до 318 К, если энергия акти- вации реакции равна 64 кДж/моль. 5.24. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 4NH3(r) + 502(Г) <=> 4NO(r) + 6Н20(Г), если исходные концентрации |>Шз(Г) и 02(Г) соответственно равны 2,0 и 2,5 моль/л, а равновесная концентрация N0(r) равна 1,2 моль/л. 5.25. Энергия активации реакции без катализатора равна 64 кДж/моль, а с катализатором - 40 кДж/моль. Определить, во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора при температуре 300 К? 5.26. Используя справочные данные по AfH°(298K) и S°(298K) веществ, определить температуру, при которой константа равнове- сия реакции СН4(Г) + Н20(г) <=> <=> СО(Г) +ЗН2(г) равна единице. За- писать выражение для константы равновесия данной реакции. 5.27. Энергия активации реакции равна 70 кДж/моль. Опреде- лить, во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении •Температуры от 300 К до 380 К? 5.28. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 2 H 2 S ( R ) + 302(Г) <=> 2S02(r) + 2Н20(Г), если исходные концентрации HiS(r) и 02(г) соответственно равны 1,5 и 1,6 моль/л, а равновесная Концентрация Н20(г) равна 0.9 моль/л. 5.29. Энергия активации реакции без катализатора равна 66 кДж/моль, а с катализатором - 42 кДж/моль. Определить, во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора при температуре 298 К? 5.30. Используя справочные данные по AfH°(298K) и S°(298K) веществ, определить температуру, при которой константа равнове- сия реакции 4НС1 + 0 2 <=> 2С12 +2Н20(г) равна единице. Записать выражение для константы равновесия данной реакции. 5.31. Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 4HF(r) + 0 2 ( Г ) < = > 2 F 2 ( R ) + 2 Н 2 0 ( Г ) , если исходные концентрации H F ( R ) и 2^(Г) соответственно равны 2,0 и 0,5 моль/л, а равновесная концен- трация F2 равна 0,8 моль/л. 5.32. Энергия активации реакции равна 65 кДж/моль. Опреде- лить, во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении ^Мпературы от 310 К до 350 К? 93 6. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Физико-химические свойства растворов (давление пара, темпе- ратуры кипения и замерзания, осмотическое давление) зависят только от концентрации частиц растворенного вещества (молекул, ионов или их ассоциатов) и не зависят от природы этих частиц. 6.1. Давление насыщенного пара растворителя над раствором Каждое вещество в жидком состоянии характеризуется опреде- ленным давлением его насыщенного пара. Это давление, кото- рое создается в замкнутом объеме над испаряющейся жидко- стью, при равенстве скоростей испарения жидкости и конденсации ее паров. Давление насыщенных паров растет с увеличением абсо- лютной температуры по экспоненциальному закону. Если в такой жидкости-растворителе с определенным давлением насыщенных паров растворить нелетучее вещество, то давление насыщенных паров растворителя уменьшится. Это объясняется тем, что молекулы нелетучего растворенного вещества, занимая часть поверхности, с которой идет испарение, препятствуют улету- чиванию из раствора молекул растворителя. Рассмотрим зависимость физико-химических свойств растворов от концентрации растворенного вещества для неэлектролитов - веществ, водные растворы и расплавы которых не проводят элек- трический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы: глюкоза (С6Н120б), сахароза (СпНггОц). Законы Рауля 1. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита пропорционально м о л я р н о й доле растворенного неэлектролита. Коэффициентом пропорциональности служит давление пара чистого растворителя. По Ар = Ро - Р = Ро • Хв = Ро ; п в = мс 94 где хв - молярная доля растворенного вещества; Др - понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, кПа; р0 - давление насыщенного пара над чистым растворителем, кПа; р - давление насыщенного пара над раствором, кПа; Пв - количество растворенного неэлектролита, моль; Пр-ля~ количество растворителя, моль; Шв - масса растворенного неэлектролита, г; Шр-ля - масса растворителя, г; Мв - молярная масса неэлектролита, г/моль; Мр-ля - молярная масса растворителя, г/моль. В двухкомпонентной системе: растворитель - растворенное ве- щество, их молярные доли связаны соотношением %в + %р ля = 1. Заменив в вышеприведенном законе Рауля Хв = 1 _ХР-Ля> и сДе" лав простейшие математические преобразования, получим п Р = Ро -X р-ля Ро р - л я П р - л я + П В т.е. давление насыщенного пара над раствором равно произве- дению давления насыщенного пара чистого растворителя на Молярную долю растворителя. 2. Повышение температуры кипения и понижение темпера- туры замерзания раствора. Жидкость кипит, когда давление насыщенного пара раствори- т*я* над раствором становится равным атмосферному давлению. ЙЬскольку растворение нелетучего растворенного вещества пони- *®ет давление паров растворителя, то для достижения атмосфер- ного давления требуется более высокая температура раствора. 0 есть температура кипения раствора выше температуры ки- йвНмя растворителя. Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже ,Пемпературы замерзания (кристаллизации) чистого растворителя. 95 Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над растворителем. Повышение температуры кипения и понижение темпера- туры замерзания раствора пропорциональны моляльности рас- творенного вещества Ст(В), моль/кг. A t - к г ГП)-К т в 1 0 0 ° . ^ зам ^ Т т \ s Т » М в ш р . л я Коэффициентами пропорциональности служат соответствен- но криоскопическая (Кт) и эбуллиоскопическая (Эт) константы растворителя. Для воды: К" 2° = 1,86 К • кг/моль; ЭТ Н2° = 0,52 К • кг/моль. 6.2. Осмотическое давление Самопроизвольный переход растворителя через полупро- ницаемую перегородку, разделяющую раствор и раствори- тель или два раствора с различной концентрацией раство- ренного вещества, называется осмосом. Полупроницаемая перегородка - это тонкая пленка, так назы- ваемая «мембрана», искусственного или естественного происхож- дения с мельчайшими порами, размеры которых позволяют прони- кать через нее небольшим молекулам растворителя, но не позволя- ют проникать крупным молекулам растворенного вещества. Молекулы растворителя самопроизвольно проникают (диффунди- руют) из менее концентрированного раствора в более концентрирован- ный, тем самым, разбавляя его. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу пло- щади поверхности, и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление возрастает с увеличением конщнтрсп0 растворенного вещества и температуры согласно закону Вант-Гофф& 96 7T = C b R T : MB-Vp_p a RT, где я - осмотическое давление, кПа; Св - молярная концентрация вещества, моль/л; Vp-pa - объем раствора, л; Т - температура, К; R - универсальная газовая постоянная (8,314 л- кПа- К"1- моль"1). 6.3. Особенности физико-химических свойств растворов электролитов Наблюдаемые значения физико-химических параметров для раство- ров электролитов (соли, щелочи, кислоты) отличаются от рассчитанных на основании концентраций веществ. Это связано со способностью электролитов распадаться (диссоциировать) на ионы в водных раство- рах, вследствие чего общее число частиц растворенного вещества в рас- творе увеличивается. Способность вещества к диссоциации количест- венно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации ( а ) - это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул, введенных в раствор. Значение степени диссоциации сильных электролитов, определяе- мые по данным измерения электропрводности растворов, называются кажущимися. Из-за притяжения разноименно заряженных гидратиро- ванных ионов, кажущаяся степень диссоциации электролита меньше его истинного значения. Число ионов, вычисляемое по данным элек- тропроводности, также меньше их истинного значения. Число ионов, полученное по данным электропроводности, назы- вается изотоническим коэффициентом и обозначается i. Изотонический коэффициент связан с кажущейся степенью дис- социации сильного электролита соотношением: а = - — , отсюдаг = а(&-1)+1, к —1 к - суммарное число ионов, на которые диссоциирует одна моле- электролита. Для NaCl- к =2; СаС1г к =3; A12(S04)3- к =5 и т.д. 97 Поскольку физико-химические свойства растворов зависят от кон- центрации частиц растворенного вещества, в расчетные формулы фи- зико-химических свойств электролитов вводится изотонический ко- эффициент, позволяющий учесть диссоциацию молекул. Для электролитов: ДР = Р0-Х« =Р0" т В + п р - л я ^р-ля Р = Р о • Хр-ля = Р о : — ; п р - л я + т В М,ам = г'КТСт(В); A W = /ЭТС (В); к = iCB RT, где все обозначения аналогичны обозначениям для неэлектролитов. Примеры решения задач Уровень А 1. Как влияет на температуру кипения и давление пара над раствором повышение концентрации растворенного нелетучего вещества. а) понижает температуру кипения и понижает давление пара; б) повышает температуру кипения и повышает давление пара; в) повышает температуру кипения и понижает давление пара; г) понижает температуру кипения и повышает давление пара. Р е ш е н и е Согласно 1-му из закону Рауля, температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя, поэтому повышение кон- центрации растворенного нелетучего вещества повышает темпера- туру кипения раствора. 98 По закону Рауля понижение давления насыщенного пара раство- рителя над раствором нелетучего вещества пропорционально его молярной доле, следовательно повышение концентрации раство- ренного нелетучего вещества понижает давление пара растворителя над раствором. Ответ: в) повышает температуру кипения и понижает давление пара. 2. Указать правильное значение изотонического коэффици- ента раствора хлорида алюминия, если кажущаяся степень дис- социации его равна 0,8. а) 1,4; 6)2,4; в) 3,4; г) 4,4. Р е ш е н и е А1С13 = А1 3+ + ЗСГ; к=4; i= ос(£-1)+1 = 0,8(4-1)+1=3,4. Ответ: в) 3,4. 3. Указать правильное значение кажущейся степени диссо- циации раствора ортофосфата аммония, если его изотонический коэффициент в растворе равен 3,7. а) 0,6; б) 0,7; в) 0,8; г) 0,9. Р е ш е н и е (NH4)3P04 = з м и ; + РО I" ; к=4; к - 1 4 - 1 Ответ: г) 0,9. 99 Уровень В 1. Вычислить температуры кипения и замерзания водного раствора, содержащего 0,1 моль сахарозы ( С п Н 2 2 О п ) в ЮООг раствора. Э"г0 =0,52 кг-К/моль; К"г° = 1,86 кг-К/моль, Дано: п, с12н22ои = 0,1 моль шр.ра= ЮООг Э"г° = 0,52кг-К/моль = 1,86 кг-К/моль t - ? 1кип р-ра ^зам р-ра " ? Р е ш е н и е t-кип р-ра — 100 С + A tKlin , t-зам р-ра — 0 С - A t3aM , A tKHn Эу Ст(СиН22Ои), A t3aM ~ Кj.2 'Ст ( С\2Н220\\). С т (СпН12Ои ) - моляльность сахарозы в растворе, моль/кг. С т ( С^2Н22Оп) п г н о -1000 m Н,0 где пс12н12ои ~ количество растворенной сахарозы, моль. 100 m H 2 0 - m p - p a mC12H22On; Cm(CnH22Ou)- 0,1 1000 0.M000 1000- 0,1 -Mc 1000-0.1-342 =0,10 моль/кг, г д е М = 342 г/моль; A tKHn = 0,52 0,10 = 0,052°C; W p a = Ю0°С + 0,052°C = 100,052°C; A t3aM= 1,86 0,10 = 0,186°C; taaw р-ра = 0°C - 0,186°C = -0,186°C. Ответ: tKHnp.pa= 100,052°C; t3aMp-pa = " 0,186 C. 2. В 100 г воды содержится 2,3г неэлектролита. Раствор обла- дает при 25°С осмотическим давлением, равным 618,5кПа. Оп- ределить молярную массу вещества. Плотность раствора при- нять равной 1 г/см3. Дано: шв = 2,3 г t = 25°С тНг0 = 100 г я = 618,5 кПа Рр-ра = 1 Г/СМ3 М - ? 101 Р е ш е н и е % = C B R T ; R = 8,314 л-кПа / (моль-К); Св - молярная концентрация вещества, моль/л.; Vp-pa = ГПр-ра/Рр.ра = (шВ + Ш H Q )/рр.ра; г _ т в м в -Vp_p a где Шв - масса растворенного вещества, г Мв - молярная масса растворенного вещества, г/моль. mR я = 5 • R • Т; М в • Vp_pa ш 100 + 2,3 , Vp-pa = — ^ = 1 0 2 - 3 с м = 0.Ю2 л; Р р-ра m B - R - T 2,3-8,314-298 , , Мв = —i = — 1 = 90,06 г/моль. 7i-Vp_pa 618,5-0,102 Ответ: молярная масса растворенного вещества равна 90,06 г/моль. 3. Определить давление насыщенного пара над 5%-ным рас- твором хлорида кальция при 301К, если давление насыщенного водяного пара над водой при этой температуре равно 3,78 кПа- Кажущаяся степень диссоциации хлорида кальция 0,85. 102 Дано: ®Cad2 = 5 % Т = 301К а =0,85 Р0 = 3,78 кПа Р - ? Р е ш е н и е Давление насыщенного пара над раствором электролита равно: т Н 2 0 • м н 2 0 . т С а С 1 2 т Н , 0 I + 1— M C a C L 2 М Н г о где Пд2о - количество воды, моль, nCaCL2" количество СаС12, моль, i - изотонический коэффициент, а = - — / = ос (А:-1)+1, к - 1 fRe а - кажущаяся степень диссоциации СаС12; к - общее количество ионов, образующихся при полной диссо- циации одной молекулы СаС12. СаС12 = Са 2+ + 2С1; к = 3; Р = Рп Ш С а С 1 2 + П Н 2 0 / = 0,85(3-1)+1 =2,7. 103 В 100 г 5%-го раствора содержится 5 г хлорида кальция и 95 г воды. шС а С ( 2=5г; МСаС1г = 111 г/моль; ШН2О = 95 Г; M H Z 0 = 18 г/моль; 95 р _ о 70 18 =3,75 кПа. о-, 5 95 2,7 + — 111 18 Ответ; давление насыщенного пара над раствором равно 3,75 кПа. Задачи Уровень А 6.1. Как влияет на температуру кипения и температуру замерзания повышение концентрации растворенного нелетучего неэлектролита? а) повышает температуру кипения и понижает температуру за- мерзания; б) понижает температуру кипения и повышает температуру за- мерзания; в) обе температуры повышаются; г) обе температуры понижаются. 6.2. Чему пропорционально осмотическое давление раствора? а) молярной доле растворенного вещества; б) молярной концентрации растворенного вещества; в) массовой доле растворенного вещества; г) моляльности растворенного вещества. 6.3. Указать правильное значение изотонического коэффициента раствора нитрата натрия, если кажущаяся степень диссоциации его равна 0,9. Ответ подтвердить расчетом. а) 0,9; 6)1,9; в) 2,9; г) 3,9. 6.4. Как влияет на давление пара над раствором и осмотическое давление повышение концентрации растворенного нелетучего не- электролита? 104 а) увеличивает давление пара и уменьшает осмотическое давление; б) уменьшает давление пара и увеличивает осмотическое давление; в) оба увеличиваются; г) оба уменьшаются. 6.5. Что является кэффициентом пропорциональности в формуле для вычисления повышения температуры кипения раствора? а) криоскопическая постоянная растворителя; б) эбуллиоскопическая постоянная растворителя; в) универсальная газовая постоянная; г) давление пара чистого растворителя. 6.6. Указать правильное значение изотонического коэффициента раствора хлорида кальция, если кажущаяся степень диссоциации его равна 0,85. Ответ подтвердить расчетом. а) 0,7; 6)1,7; в) 2,7; г) 3,7. 6.7. Чему пропорционально понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором? а) молярной доле растворенного вещества; б) молярной концентрации растворенного вещества; в) массовой доле растворенного вещества; г) моляльности растворенного вещества. 6.8. Что является коэффициентом пропорциональности в форму- ле для вычисления понижения температуры замерзания раствора? а) криоскопическая постоянная растворителя; б) эбуллиоскопическая постоянная растворителя; в) универсальная газовая постоянная; г) давление пара чистого растворителя. 6.9. Указать правильное значение изотонического коэффициента раствора бромида алюминия, если кажущаяся степень диссоциации его равна 0,7. Ответ подтвердить расчетом. а) 0,1; 6)1,1; в) 2,1; г) 3,1. 6.10. Чему пропорционально понижение температуры замерза- ния раствора нелетучего неэлектролита? а) молярной доле растворенного вещества; б) молярной концентрации растворенного вещества; в) массовой доле растворенного вещества; г) моляльности растворенного вещества. 6.11. Что входит в качестве постоянной величины в формулу для вычисления осмотического давления? 105 а) криоскопическая постоянная растворителя; б) эбуллиоскопическая постоянная растворителя; в) универсальная газовая постоянная; г) давление пара чистого растворителя. 6.12. Указать правильное значение кажущейся степени диссо- циации раствора иодида калия, если его изотонический коэффици- ент в растворе равен 1,8. Ответ подтвердить расчетом. а) 0,6; 6)0,7; в) 0,8; г) 0,9. 6.13. Чему пропорционально повышение температуры кипения раствора нелетучего неэлектролита? а) молярной доле растворенного вещества; б) молярной концентрации растворенного вещества; в) массовой доле растворенного вещества; г) моляльности растворенного вещества. 6.14. Что входит в качестве постоянной величины в формулу для вычисления понижения давления насыщенного пара растворителя над раствором? а) криоскопическая постоянная растворителя; б) эбуллиоскопическая постоянная растворителя; в) универсальная газовая постоянная; г) давление пара чистого растворителя. 6.15. Указать правильное значение кажущейся степени диссо- циации раствора нитрата бария, если его изотонический коэффици- ент в растворе равен 2,9: Ответ подтвердить расчетом. а) 0,65; 6)0,75; в) 0,85; г) 0,95. 6.16. Указать правильное значение кажущейся степени диссо- циации раствора ортофосфата лития, если его изотонический коэф- фициент в растворе равен 3,7. Ответ подтвердите расчетом. а) 0,6; 6)0,7; в) 0,8; г) 0,9. Уровень В 6.17. Вычислить температуры кипения и замерзания раствора, содержащего 0,03 моль сахарозы (С^ИггОц) в 800 г раствора. Э" г°= 0,52 EllJS; K?'° = 1 ,86!EJ£. моль моль 106 6.18. В 120 г воды содержится 2,6 г неэлектролита. Раствор облада- ет при 298К осмотическим давлением 628,5 кПа. Определить моляр- ную массу неэлектролита. Плотность раствора равна 1,05 г/см3. 6.19. Определить давление насыщенного пара над 2%-м раство- ром хлорида магния при 301К, если давление насыщенного пара над водой при этой температуре равно 3,78 кПа. Кажущаяся степень диссоциации хлорида магния равна 0,9. 6.20. Вычислить температуры кипения и замерзания раствора, содержащего 0,05 моль глюкозы (СбНпОб) в 400 г. раствора. =0,52J£JS; К"2° = 1,86 Н - Л . МОЛЬ моль 6.21. В 5 кг воды содержится 2,5 г неэлектролита. Раствор обла- дает при 300К осмотическим давлением 23,0 кПа. Определить мо- лярную массу неэлектролита. Плотность раствора равна 1 г/см3. 6.22. Определить давление насыщенного пара над 3%-м раство- ром хлорида никеля (II) при 305К, если давление насыщенного пара над водой при этой температуре равно 4,75 кПа. Кажущаяся степень диссоциации хлорида никеля равна 0,8. 6.23. Вычислить температуры кипения и замерзания раствора, содержащего 0,01 моль глюкозы (СбН^Об) в 800 г. раствора. = 0 , 5 2 ; К"2° = 1,86 -KIlJ ( . моль моль 6.24. В 500 г воды содержится 2 г неэлектролита. Раствор обла- дает при 0°С осмотическим давлением 510 кПа. Определить моляр- ную массу неэлектролита. Плотность раствора равна 1,0 г/см3. 6.25. Определить давление насыщенного пара над 1%-м раство- ром нитрата алюминия при 307К, если давление насыщенного пара над водой при этой температуре равно 5,318 кПа. Кажущаяся сте- пень диссоциации нитрата алюминия равна 0,85. 6.26. Вычислить температуры кипения и замерзания раствора, содержащего 0,05 моль глюкозы (C6Hi206) в 700 г раствора. = 0 , 5 2 f [ J £ ; К"2° = 1,86 к г К . моль моль 107 6.27. В 1,4 кг воды содержится 6,3 г неэлектролита. Раствор об-| ладает при 0°С осмотическим давлением равным 567 кПа. Опреде- лить молярную массу вещества. Плотность раствора принять рав- ной 1 г/см3. 6.28. Определить давление насыщенного пара над 1,5%-м рас- твором хлорида кальция при 311К, если давление насыщенного па- ра над водой при этой температуре равно 6,62 кПа. Кажущаяся сте- пень диссоциации хлорида кальция равна 0,85. 6.29. Вычислить температуры кипения и замерзания водного раствора, содержащего 0,02 моль глицерина (С3Н8Оз) в 500 г рас- твора. Э ^ ° = 0 , 5 2 = 1,86 . моль моль 6.30. В 1 кг воды содержится 3,2 г неэлектролита. Раствор обла- дает при 20°С осмотическим давлением, равным 242 кПа. Опреде- лить молярную массу вещества. Плотность раствора принять рав- ной 1 г/см3. 6.31. Определить давление насыщенного пара над 2,5%-м рас- твором хлорида алюминия при 323К, если давление насыщенного пара над водой при этой температуре равно 12,33 кПа. Кажущаяся степень диссоциации хлорида алюминия равна 0,8. 6.32. Вычислить температуры кипения и замерзания раствора, содержащего 0,03 моль сахарозы (СпНггОц) в 800 г раствора. =0,52 кг-К. моль = 1 , 8 6 ^ . моль 7. РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 7.1. Диссоциация электролитов При растворении электролитов в полярных растворителях они в различной степени распадаются на катионы и анионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Электролиты, диссоциирующие не полностью называются сла- быми. К ним относятся вода, гидроксид аммония, труднораствори- мые гидроксиды, минеральные кислоты (H2C03, H2S, HCN, HN02, H2Si03 , H3BO3, HCIO, H3As03) и почти все органические кислоты (СН3СООН, НСООН). В растворах слабых электролитов устанав- ливается следующее равновесие: Н2С03 <=> Н + + HCCV - 1 ступень; НСО з <=> Н* + С0 3 2 " - 2 ступень, тогда: первое равновесие (диссоциация по первой ступени) характе- ризуется первой константой диссоциации: к _ И [ Н С О Л = 4 1 5 . 1 0 , N(H2CO,) [ Н Г С С Д а второе - ( диссоциация по второй ступени ) - второй константой Диссоциации: 2(Н2С03) [ Н С 0 3 1 2 Суммарной реакции диссоциации: Н2С03 <=> 2H f + СО3 от- учает суммарная константа равновесия: _ [ Н + ] 2 [ Н С 0 3 2 ~ ] (н2со3)~ [Н^СО 109 —17 и л и к (н 2 со 3 ) = к1(Н2со3)' к2(Н2СО3) = 2.1-10 . Константа диссоциации слабых электролитов по первой сту- пени всегда значительно больше константы диссоциации по второй ступени: Ki » К2, поэтому диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований - процесс равновесный и записывают его обычно только по первой ступени. Например: Н 2 С0 3 <=>ЬГ+ Н С 0 3 _ ; Со(ОН)2 <=> СоОНГ + ОН\ Для слабых электролитов: (7.1) 1 - а где: Св - молярная концентрация электролита, моль/л а - степень диссоциации электролита - отношение числа его молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул электроли- та в растворе. Для электролитов, у которых а « 1 , К = а 2 С в , тогда а = — • (7.2): V C B Константы диссоциации слабых электролитов - величины таб- личные (табл. 7.1) Таблица 7,1 Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25°С Электролит Константа диссоциации Название Формула 1 2 3 Азотистая кислота Уксусная кислота HNO2 СН3СООН 4,0-10"4 1,8-10~5 110 Окончание табл. 7.1 1 2 3 Бромноватистая кислота НОВг 2,06-10"9 Хлорноватистая кислота НОС! 5,0-10"8 Циановодородная кислота HCN 7,9-Ю"10 Гидроксид аммония NH4OH 6,3-10"5 Электролиты, практически полностью диссоциирующие в воде, называются сильными электролитами (табл. 7.2). Таблица 7.2 Сильные электролиты 1. Кислоты НС1, HBr, HI, HNQ3, H2S04 , HMn04, НСЮ4 и др. 2. Основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов) LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2 3. Соли Все растворимые соли, кроме: CdCl2, HgCI2, Fe(CNS)3, Pb(CH3COO)2 Например: HC1 = ¥ t + СГ; Са(ОН)2 = Са 2+ + 20Н"; A12(S04)3 = 2А1 +3 + 3S04 2"; Ва(НС03)2 = Ва +2 + 2НС03"; Zn0HN03 = ZnOH' + NO3". Концентрация ионов, образующихся при диссоциации сильных и слабых электролитов рассчитывается по уравнению: Сиона — Сэл.ха" Ot Пиона, (7.3) где Сэл-та - молярная концентрация электролита, моль/л; 111 а - степень диссоциации электролита (для разбавленных раство- ров сильных электролитов а = 1 , а для слабых электролитов а оп- ределяется по уравнению 7.2. Пиона - число ионов данного вида образующихся при полной дис- социации одной молекулы электролита. 7.2. Произведение растворимости Равновесие в насыщенном растворе малорастворимого электро- лита устанавливается между его осадком и перешедшими в раствор ионами: Например: Са3(Р04)2(к)<=>ЗСа2+(р) + 2Р043-(р); тогда К с = [ С а 2 + ] 3 [ Р О Г ] 2 = П Р С а з ( Р 0 4 ) 2 . Таким образом, произведение концентрации (ПР) есть произве- дение концентраций ионов малорастворимого электролита, в его насыщенном растворе, в степенях их стехиометрических коэффи- циентов, ПР есть величина постоянная при данной температуре. 7.3. Ионное произведение воды. Водородный показатель Вода, являясь слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует: Н 2 0 < = > Н + + 0 Н " ; к [ 1 Т ] [ о ь г ] = 1 8 . 1 0 - . б ( Т = 2 5 о С ) Н2° [HjO] принимая концентрацию недиссоциированых молекул воды посто- янной (55,55 моль/л), 112 получаем (ТГ]-[ОН ] = К н / ) • [Н20] и обозначая К Нг0 -[Н20] = К в получим [Н+] [ОН ~ ] = Кв , где Кв - ионное произведение воды. К в = 1,8-10 -55,55 = 10" , моль л ( при 25 иС); [Н+] = [ОЬГ] = Ю-7 моль/л. Кислотность или щелочность раствора можно выразить с помо- щью водородного показателя. рН = - lg С я + ; рОН = -lg С о н _ ; рН + рОН = 14, тогда; рН = 7; С я + = 10" 7 моль/л - нейтральный раствор; рН<7; С я + > 10" 7 моль/л - кислый раствор; рН>7; С н . < 10' 7 моль/л - щелочной раствор. Примеры решения задач Уровень А 1. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: РЬС12 и Ag2S04. а)ПРРЬС12 = [ Р Ь 2 + ] - [ С Г ] 2 ; nPAg2S04 = [ A g + ] - [ S 0 2 " ] 2 ; б) ПР РЬС1г = [РЬ 2+ ]2 • [СГ ] 2 ; ПР AgiS04 = [Ag + ] 2 • [SO 2 ' ] ; в ) П Р Р Ь а = [ Р Ь 2 + ] - [ С Г } 2 - , riPAg2S04 = [ A g + ] 2 - [ S 0 2 - ] ; Г)ПРРЬС12 = [РЬ2+]2 . [ С Г ] ; nPAg2S04 = [Ag + ] " [S0 2 - ] 2 . Р е ш е н и е См. раздел 7.2. Огвет:в)ГОи с / 2 = [ Р 6 2 + Н С Г ] 2 ; П Р ^ = [Ag+}2 • [SO2" ]. ИЗ 2. Указать пару правильных уравнений диссоциации и вы- ражений констант диссоциации для следующих соединений: H2S, Fe(OH)2. а) H2S = Н + + HS"; Fe(OH)2 = FeOH 1" + ОН"; - t H + H H S ' ] . _ [FeOH+][OH ] s ' [H2S] ' ^ е ( о н > 2 ) - [Fe(OH)2 ] • б) H2S <=> H + + HS"; Fe(OH)2 <=> FeOH + + OH"; [H+][HS~] K _ [FeOH +][OH~] [Fe(OH)2] в) H2S <=> H + + HS"; Fe(OH)2 = FeOH + + OH; [H+][HS'] K _ [FeOH +][OH~] = i(Fe(OH)2) [ F e ( o H ) 2 ] ' r) H2S = H + + HS"; Fe(OH)2 <=> FeObT + OH"; _ [H + ] [HS- ] . _ [FeOH+][OH~] [H2S] ' i(Fe(OH)2) [Fe(OH)2] ' Р е ш е н и е Так как, H2S и Fe(OH)2 - слабые электролиты, то их диссоциация протекает равновесно по первой ступени (см. раздел 7.1). Ответ: б) H2S <=> Н + + HS"; Fe(OH)2 <=> FeObT + ОН"; _ [H+][HS~]. _ [FeOH+I[OH-] , № S ) ~ [H2S] ' 1(Fe(0H)2) [Fe(OH)2] ' 114 3. Указать ряд в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: а) А1(ОН)3; HCI; Na 2S0 4 ; б) Н2С03; СаС03; NaCl; в) HCI; AgN03; ZnCl2; г) NaOH; H2S; KN03 . Р е ш е н и е См. табл. 7.2. Ответ: в) HCI; AgN03; ZnCl2. Уровень В 1. Вычислить рН следующих водных растворов: а) 0,02 М НС1; б) 0,2 М КОН. Дано: Сна = 0,02 М Скон = 0,2 М рН - ? рН - ? Р е ш е н и е a) НС1 = НГ + СГ ; P H = -lgC ся + - СНс! а п НС1 - сильный электролит, а = 1; n + - число Н +, образовавшихся при диссоциации одной молекулы И HCI, п = 1, тогда С „+ = Сна = 0,02 моль/л = 2 • 10"2 моль/л. Н И 115 pH = -lg2 • 10"2 = - 0,3 + 2 = 1,7. б) КОН = K+ + ОН"; рН = 14 - рОН; рОН = -lgC КОН - сильный электролит, а = 1, п 01{. - число ОН", образовавшихся при диссоциации одной молекулы КОН, ri = 1, тогда С = Скон = 2 • 10"1 моль/л; ОН он рОН = -lg 2 • 10"' = 0,7; р Н = 14-0 ,7= 13,3. Ответ: рН 0,02 М НС1 равно 1,7; рН 0,2 МКОН равно 13,3. 2. Вычислить рН 0,05 М водного раствора хлорноватистой кислоты (НОС1). Дано: СНОС| = 0,05 М рН - ? Р е ш е н и е : НОС1 <=> Н+ + ОС1"; НОС1 - слабый электролит.; рН = - l g C ; С я + = С Н О с 1 - а - п я + , п я + - число Н + образовавшихся при диссоциации одной молекулы НОС1, п я + = 1 . 116 К, а = V С НОС! KHOCI - константа диссоциации НОС1 (табл.7.1): K H O C I =5,0 • 10"8, тогда a = J ^ = 1 0 - 3 . \i 5 - Ю " 2 С я + = 5 • 10"' • 10" J • 1 = 5,0 • 10"s моль/л, тогда рН = - lg5,0 • 10"5 = 4,3. Ответ: рН 0,05 М НОС1 равно 4,3. 3. Определить произведение растворимости MgF2, если его растворимость в воде при 25°С равна 1,17 • 10"3 моль/л. Р е ш е н и е : M g F 2 <=> Mg 2+ + 2F; П Р Л ^ = [Mg 2+ ] • [F"]2; [Mg2+] = CMgFi - a - % g 2 + ; [F-] = C ^ , • a • . MgF2 - сильный электролит, a = 1. Диссоциация MgF2 протекает по вышеприведенному уравнению: 117 [Mg2+] = 1,17 ' lO"3 • 1 • 1 = 1,17 • 10'3 моль/л; [F"] = 1,17 • 10"3 • 1 • 2 = 2,34 • 10"3 моль/л. Тогда ПРMgFl = 1,17 ' Ю" 3 (2,34 • lO"3 )2 = 6,41 • lO"9. Ответ: ПР UgF^ =6,41 • 10" 9. Задачи Уровень A 7.1. Указать пару правильных выражений ПР для следующих со- единений: АиС13 и Ag2S. а) ПР АиСЬ = [Аи 3+ ] • [СГ ]3 ; ПР AgjS = [Ag +]2 - [S 2 - ] ; б)ПРАиС1з = [Аи 3 +]3 . [СГ]; ПРAgjS = [Ag + ]2 • [S2_]2; в) ПР АцС1з - [Аи 3+ ] • [СГ ]; ПР Ag2S = [ A g + ] - [ S 2 - ] 2 ; г)ПРАиС1з = [Аи 3+]3 [СГ] 3 ; ПРAgjS = [Ag + ] - [S 2 " ] . 7.2. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выра- жений констант диссоциации для следующих соединений: NH4OH, НОС1. а) NH4OH = NHLf + ОН"; НОС1 <=> FT + ОСГ; К = [ N H ; ] [ O H - ] . = [ Н + ] [ 0 С Г ] NH4OH [ N H 4 O H ] - ' HOCI [ H 0 C 1 J б) NH4OH = NH4 + + ОН - ; HOCI = НГ + ОСГ; 118 K = [ N H ; ] [ O H ] , _ [н+][осг] NH4OH [ N H 4 O H ] ' H 0 C I [ H O C 1 ] в) NHLjOH <=> NH,+ + ОН"; HOC1 = H* + OC1' _ [NH 4 + ] [OH-] _ [H ][ОСГ] ^ N H 4 O H - [ N H 4 0 H ] > H o c i [ H 0 C 1 ] r) NH4OH <=> NH4+ + OH"; HOCI <=> W + 0C1 j _ [ N H ; ] [ O H - ] - , [Н+][0СГ] ^nh4OH- [NH4OH] ' HOCI [HOCI] ' 7.3. Указать ряд, в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: а)CH3COONa; Сг(ОН)3; Н3Р04; б) Fe(N03)2; HN03; ВаС12; в) КОН; A12(S04)3; Н2С03; г) H2Si03; HF; H2S. 7.4. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: Со3(Р04)2 и Fe2S3. а) ПРСа3«Р04)2 = [Са 2+ ]3 • [РОГ ]2 ; ПР Р е Д = [Fe 2+ ]2 • [S2- ]3 б) ПРСаз(Р04)2 = [Са 2+]• [РО; ] 2 ; П Р Р е А = [Fe 2+]2 • [S2~]. в) ПРСаз(Р04)2 = [Са 2+ ]3 • [Р04- ]; ПР Р е А = [Fe 2+ ]3 • [S2" ]2 г) ПРСа3(Ро4)2 - [Са 2+ ] • [РО2" ] 2 ; ПР = [Fe2+ ] • [S2- ]3 7.5. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выражений констант диссоциации для следующих соединений: CuOH, HN02. а) СиОН <=> Си+ + ОН"; HN02 <=> H+ + NQ- . 119 - E ^ ' l E D - к = 4:1,011 ~ [Сион]- ' HN°2 [HNOJ б) CuOH = Cu+ + O H - ; HN0 2 <=> H" + NO~ • _ [ C u + ] [ O H - ] . K = [ H 1 № в) CuOH <=> Cu+ + OH-; HN0 2 = rf + NO~2; K к = Щ № ] Cu0H [CuOH] ' [HNOJ r) CuOH = Си + + OH"; HN02 = H + + N O 2 1 [Cu+][OH-] = ~[CuOH] H N 0 ' ~ [HNOJ 7.6. Указать ряд, в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: а) Zn(OH)2; H2S04; KI; б) NH4OH; А1С12; К3РО„; в) HI; FeS04; H2C03; г) Cr(S04)3; H2S04; BaBr2, 7.7. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: Ag2S и Cr2(Si03)3. а) ПР Ag;S = [Ag + ] • [S2- ] ; ПР Q i ( f f i 0 j^ = [Cr 3+ ]2 • [S iO^ ] ; б)nP A g 2 S = [Ag + ] 2 -[S2-]; ПРСГг(ЗЮз)з = [Сг ] - [ S i O f ] ; в) ПР AgiS = [ Ag + ] • [S2- ] 2 ; ПР СГ2(ЯОз )з = [Cr 3+ ] - [SiO2- ] ; г) ПР AgzS = [Ag + ]2 • [S2- ] 2 ; ПР СГ2(Si03)з - [ С г ] • [SiO 2"]3 • 120 7.8. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выражений констант диссоциации для следующих соединений: H2S03, Fe(OH)2. а) H2S03 = 1Г + HSO з ; Fe(OH)2 <=> FeOH + + OH"; _[H+ ] [HSO"]. K [FeOH +][OH~] i(Fe(OH),) [Fe(OH)2] б) H2S03 <=> H + + HSO3; Fe(OH)2 <=> FeOH + + OH - _ [H+][HSO;3 [FeOH+][OH~] K I ( H 2so3 )- [ Н г 8 0 з ] ' i(Fe(OH)2) [Fe(OH)2] в) H2S03 <=> H + + HSO3 ; Fe(OH)2 = FeObT + OH"j _[H + ] [HS0 3 ~] K = [FeOH +][OH-] K H H 2 S O 3 ) - [ Н 2 8 0 З ] • ' (FE(OH ) 2 ) [Fe(OH)2] r) H2S03 = H + + H S O ; ; Fe(OH)2 = FeObf + OH"> _ f H + I L H S O j J K = [FeOH +][QH~] [H 2 S0 3 ] ' UFe(0H)2) [Fe(OH)2] 7.9. Указать ряд, в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: а) NH4CI; Ca(N03)2; LiOH, б) H2S; CuS04; MgS, в) СН3СООН; SnS04; Nal, г) Cu(OH)2; H2S04; Pb(N03)2. 7.10. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: CaF2 и Ag2S04. 121 а)nPC a F 2 = [Ca 2 +] [F-] 2 ; П Р ^ = [Ag + ] 2 - [SO 2 " ] , б) ПРСар2 = [Ca 2 +]2 • [F~]; ПР AgiS04 = [Ag +] 2 • [SO2" ] 2 ; в ) ПРСар2 = [Ca 2 +]• [F~] ; nPA g 2 S O j = [Ag +] 2 [ S O f ] 2 , г) ПРСар2 = [Ca 2 +]2 • [ F - ] 2 ; ПР Ag2SOj = [Ag + ] • [SO2" ] . 7.11. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выраже- ний констант диссоциации для следующих соединений: Н2СЮ3, А1(ОН)з. а)H 2 C0 3 = Н + +НСО3 ; к _ [ Н + ] [ Н С О - ] ^Кн 2 со 5 ) - [ Н 2 С О з ] , б) Н2С03 <=> Н + + Н С О " ; [Н+][НСО-] _ А1(ОН)3 <=> А1(ОН) 2+ + ОН К _ [А1(ОН)2+][ОН" 1(А1(ОН)3) [А1(0Н)3] А1(ОН)3 = А1(ОН) 2+ + ОН"; [А1(ОН)2+][ОН" К К ) (Н 2С0 3 ) 1(А1(ОН),) [Н 2С0 3] [А1(ОН)3] в) Н2С03 <=> Н + + НСО 3"; А1(ОН)3 <=> А1(ОН) 2+ + ОН"; К 1 ( Н 2 с о 3 ) [ Н + ] [ Н С 0 3 ] [ Н 2 С 0 3 ] К 1(А1(ОН)3) [А1(ОН)2+][ОН'3 [А1(ОН)3] г )Н 2 С0 3 = Н + + Н С О 3 ; [н+][нсо;] А1(ОН)з = А1(ОН)2+ + ОН"; [А1(ОН)2 +][ОН] к 1(Н2С03) [Н_2С03] к 1(А1(ОН)3) [А1(ОН)3] 7.12. Указать ряд, в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: 122 а) HCN; Са(ОН)2; Znl2, б) НСООН; HOCI; KI. в) H2Se; Fe(OH)3; NaN03 , г) Na2S; CrCl3; A1(N03)3. 7.13. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: Ag2Cr04 и Fe3(P04)2. а)ПРА,,СЮ4 = [ А ё + ] - [ С г О Г f ; П Р ^ ^ [ F e 2 + f - [ Р О 3 " ]3 ; б) ПР Ag2cro4 = [Ag+ ]2 • [Cr02~ ] 2 ; nPFej (TO4)2 = [ F e 2 + ] 2 - [ P O r ] 2 ; в ) П Р д б 2 с ю 4 = [ А ё + ] - [ С Ю Г ]; nPFe3(P04)2 = [ F e 2 + f - [ P 0 3 - ] 3 ; г)ПРAg2cro4 = [Ag+] 2 •[СЮ2- ] ; nPFe5(P04)2 = [Fe 2+]3 -[РО3- ] 2 . 7.14. Указать пару правильных уравнений диссоциации и выраже- ний констант диссоциации для следующих соединений: Fe(OH)3 и H2Se. а) Fe(OH)3 = Fe(OH) 2+ + ОН": H2Se = Н + + HSe ~, К [H+][HSe-] l(Fe(OH)3) r w n u , , ~ ' = • [Fe(OH)3] '(н^е) j H i S e - j б) Fe(OH)3 = Fe(OH) 2+ + OH". H2Se <=> H + + HSe~ • К _ [Fe(OH)2 2+][OH-] , [H+][HSe-] ^ ш ь ) - [ р е ( 0 н ) з ] > в)Fe(OH)3<=>Fe(OH) 2+ + OH\ H 2 Se<=>H + ^ H S e ; _ [Fe(OH)2 2+][OH-] [H+][HSe-] К - 1 ^ ^ 1 ^ 1 — - fv h •(Fe(OH),) [Fe(OH)3] 3 1№Se) [H2Se] r) Fe(OH)3 <=> Fe(OH) 2+ + OH } H2Se = 1Г +HSe ;, 123 = [Fe(OH) 2 +][ObTj _ [H+][HSe~] i(Fe(OH)3) [Fe(OH)3] ; 1 № S e ) ~ [H2Se] ' 7.15. Указать ряд, в котором водные растворы всех соединений являются сильными электролитами: а)HN02 ; CuCl2; Na3P04. б) HN03; Mg(N03)2; Cr(N03)3, в) Cr(OH)3; HOBr; KC1. r) H2Se03; Co(OH)2; Na2C03. 7.16. Указать пару правильных выражений ПР для следующих соединений: Cu2S и BaF2. а ) ПРCu2S = [Cu +]2 • [S2~]; ПРВарг = [Ва 2 +] - [F"] 2 . б) n P C u 2 s = [Cu + ] • [Б 2 "] ; ПРВаР2 = [Ва 2 +]2 • [F~]2; в) ПР CU2S = [Си +]2 • [S2- ] 2 ; ПР Вар2 =3 [Ва 2 + ] • [F" ], r ) nP C u 2 S =[Cu + ] - [S 2 - ] 2 ; ПРВар2 = [Ва 2 +]2 - [ F - ] . Уровень В 7.17. ВЫЧИСЛИТЬ рН 0,1 М водного раствора уксусной кислоты (СНзСООН). 7.18. Определить произведение растворимости РЬВг2, если его растворимость в воде при 25°С равна 1,32-10"2моль/л. 7.19. Вычислить рН: а) 0,02М HN03; б) 0,2М LiOH. 7.20. Вычислить рН 0,01 М водного раствора гидроксида аммо- н и я (NH4OH). 7.21. Определить произведение растворимости Ag2S04, если его растворимость в воде при 25°С равна 1,62- 10"2моль/л. 7.22. Вычислить рН: а) 0,01 М HI; б) 0,2М NaOH. 7.23. Вычислить рН 0,1 М водного раствора бромноватистой ки- слоты (НОВг). 124 7.24. Определить произведение растворимости SrF2, если его растворимость в воде при 25°С равна 0,85-10"3моль/л. 7.25. Вычислить рН: а) 0,01М НСЮ4; б) ОДМ RbOH. 7.26. Вычислить рН 0,01М раствора азотистой кислоты (HNO2). 7.27. Определить произведение растворимости CaF2, если его растворимость в воде при 25°С равна 2,05-10"4моль/л. 7.28. Вычислить рН: а) 0,02М НВг; б) 0,2М CsOH. 7.29. Вычислить рН 0,02М раствора циановодородной кислоты (HCN). 7.30. Определить произведение растворимости РЫ2, если его растворимость в воде при 25°С равна 1,2610"3моль/л. 7.31. Вычислить рН: а) 0,02М НВг; б) 0,2М КОН. 7.32. Вычислить рН 0,1 М раствора хлорноватистой кислоты (НОС1). 8. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, осадками и газами участвуют, находящиеся в растворе ионы. Поэтому механизм протекания реакций в растворе наиболее полно выражается при замене молекулярных уравнений ионно-молекулярными. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электро- литы в виде ионов. Например: а) Na2S + 2НС1 = 2NaCl + H2Sf - молекулярное уравнение; 2Na+ + S2" + 2ИГ + 2СГ = 2Na+ + 2СГ + H2S - полное ионно- молекулярное уравнение; S2" + 2Н+ = H2S - сокращенное ионно-молекулярное уравнение. б) C0SO4 + 2NaOH = Na2S04 + Со(ОН)21 - молекулярное уравнение; Со2+ + S O 2 ' + 2Na + 20Н" = 2Na+ + SO 2 - + Co(OH)2 - полное ионно-молекулярное уравнение; Со2+ + 20IT = Со(ОН)2 - сокращенное ионно-молекулярное уравнение. в) Zn(OH)2 + 2КОН = K2Zn02 + 2Н 2 0 - молекулярное уравнение; Zn(OH)2 + 2К ++ ОН" = 2K++Zn02 2"+2H20 - полное ионно- молекулярное уравнение; Zn(OH)2 + 20Н" = Zn02 2"+2H20 - сокращенное ионно-молекулярное уравнение. г) (Cu0H)N03 + HNO3 = CU(N03)2 + Н 20 - молекулярное уравнение; CuOH" + N03" + IT + N03" = Cu 2+ + 2N03" + H 2 0 - полное ионно- молекулярное уравнение; CuOtF + Н+ — Си2+ + Н 2 0 — сокращенное ионно-молекулярное уравнение. д) СаС03 + 2НС1 = СаС12 + Н 2 0 + С 0 2 | - молекулярное уравнение; СаС03 + 2КТ+2СГ= Са 2+ +2СГ + Н 2 0 + С 0 2 | - полное ионно- молекулярное уравнение; СаС03 + 2Н +"= Са2+ + Н 2 0 + С 0 2 | - сокращенное ионно- молекулярное уравнение. 126 Рассмотренные примеры показывают, что обменные реакции в рас- творах электролитов протекают в направлении связывания ионов, при- водящего к образованию осадков, газов или слабых электролитов. В тех случаях, когда осадки или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования менее диссоциирующих веществ. СН3СООН + NaOH <=> CH3COONa + Н20; СН3СООН + Na+ + ОН <=> СН3СОО" + Н20; СНзСООН + ОН" <=> СНзСОО" + Н20; К=1,8-10"5; К=1,8'10"16. Например, составить полные ионно-молекулярные и моле- кулярные уравнения реакций, которые выражаются сокращен- ными ионно-молекулярными уравнениями: а) Си(ОН)2 +- 2Н + = Си2+ + 2Н20. б) НС03" + ОН" = Н 2 0 + СО з" . Р е ш е н и е а) полное ионно-молекулярное уравнение: Cu(OH)2 + 2Н" + 2СГ = Cu 2+ + 2С1" + 2НгО, молекулярное уравнение: Cu(OH)2 + 2НС1 = СиС12 + 2Н20. б) полное ионно-молекулярное уравнение: Na+ + НСО3+ Na+ + ОН" = Н20 + 2Na + + СО2 , молекулярное уравнение: NaHC03 + NaOH = Н 2 0 + Na2C03. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов растворенной соли с водой, сопровождающееся связыванием ионов воды с образова- нием слабодиссоциирующих продуктов и изменением рН среды. Существуют следующие типы солей по отношению к гидролизу: 1) соль сильного основания и сильной кислоты; 2) соль сильного основания и слабой кислоты; 3) соль слабого основания и сильной кислоты; 4) соль слабого основания и слабой кислоты. Следует учесть, что первая из них не подвергается гидролизу, так как ионы такой соли не могут связывать ионы воды с образованием 127 слабодиссоциирующих продуктов. Например, NaCl - соль сильного' основания (NaOH) и сильной кислоты (НС1) диссоциирует в воде: NaCl = Na+ + С1". Однако, ионы Na+ не могут связать ионы ОН" во- ды, так как NaOH - сильный электролит, а ионы СГ не могут свя- зать ионы Н+ воды потому что НС1 — также сильный электролит. Следовательно, хлорид натрия не подвергается гидролизу: NaCl + Н 2 0 Ф\ (рН = 7). Таким образом, гидролизу подвергаются только соли: а) сильного основания и слабой кислоты; б) слабого основания и сильной кислоты; в) слабого основания и слабой кислоты. Примеры решения задач Уровень А 1. Указать ряд правильных значений реакции среды водных растворов солей: K2S03 , ZnCl2, Cr(N03)3, NaN03 . a)<7, 7, >7 ,> 7; б)> 7, <7, <7, 7; в )<7 ,> 7,<7, 7; г)> 7,> 7, <7,7 Р е ш е н и е Реакция среды определяется сильным электролитом, участвующим в образовании соли. Сульфит калия (K2S03). Соль образована слабой кислотой (H2S03) и сильным основанием (КОН), поэтому реакция среды щелочная (рН>7). Хлорид цинка (ZnCl2). Соль образована сильной кислотой (НС1) и слабым основанием (Zn(OH)2), поэтому реакция среды кислая (рН<7). Нитрат хрома (III) (Cr(N03)3). Соль образована сильной кислотой (HN03) и слабым основанием (Сг(ОН)3), поэтому реакция среды кислая (рН<7). Нитрат калия (KN03). Соль образована сильным основанием (КОН) и сильной кислотой (HN03), поэтому гидролизу эта соль не подвергается. Реакция среды - нейтральная (рН = 7). Ответ: б) > 7, < 7, < 7, 7. 128 2. Указать ряд солей, в котором все соли в растворе подверга- ются гидролизу. a) NH4NO2; Na2C03; NaN03 , 6)Na2C03 ; A12(S04)3; NaN03 . b)NH4N02; Na2C03; A12(S04)3. r) AI2(S04)3; NaN03 ; NH4N02 . Р е ш е н и е Гидролизу подвергаются соли, которые образованы при взаимодей- ствии слабой кислоты и слабого основания; слабой кислоты и сильно- го основания; сильной кислоты и слабого основания Представим все соли как продукты взаимодействия кислоты и основания. NH4N02 - соль подвергается гидролизу NH 4 OH + HNO2. Слаб. Слаб. Na2C03 - соль подвергается гидролизу NaOH + Н2С03 . Сильн. Слаб A12(S04)3 - соль подвергается гидролизу А1(ОН)3 + H2S04 . Слаб. Сильн. NaN03 - соль не подвергается гидролизу NaOH + HN03 . Сильн. Сильн Ответ: в): NH4N02; Na2C03 , A12(S04)3. 129 3. Указать пару правильных молекулярных уравнений ре- акций соответствующих приведенным сокращенным ионно- молекулярным уравнениям. Са2+ + СОf- = СаС03; 2Н* + S 2~ = H2S. а) СаС12 + Na2C03 = СаС03 + 2NaCL; 2HCN + Na2S = 2NaCl + H2S. б) Ca(N03)2 + K2C03 = CaC03 + 2KN03; 2НС1 + K2S = 2KC1 + H2S. в) CaS04 + Na2C03 = CaC03 + Na2S04; H2S04 + Na2S = Na2S04 + H2S. r) Ca(OH)2 + H2C03 = CaC03 + 2HzO; 2HN03 + CaS = Ca(N04)2 + H2S. Р е ш е н и е При составлении молекулярного уравнения по заданному со- кращенному ионному уравнению следует учесть, что каждому иону сокращенного ионно-молекулярного уравнения должен соответст- вовать сильный электролит в молекулярном уравнении. Поэтому, при переходе от сокращенного к полному ионному уравнению к каждому иону нужно добавить такие противоположно заряженные ионы, чтобы образовался сильный электролит (см. табл. 7.2). Для Са2+ — используем любую растворимую соль кальция (СаСЬ, Ca(N03)2H др.). Для С О и с п о л ь з у е м любую растворимую соль угольной ки- слоты (Na2C03, К2С03 и др.). Для Н+ - используем любую сильную кислоту (HCI, HN03 и др.) Для S2~ - используем любую растворимую соль сероводородной кислоты (K2S, Na2S и др.). Для ОН" - любая щелочь (NaOH, КОН и др.). Ответ: б) Ca(N03)2 + К2С03 = СаС03 + 2KN03; 2НС1 + K2S = = 2КС1 + H2S. Уровень В 1. Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравне- ния гидролиза солей: а) сульфата меди (II), б) карбоната на- трия, и указать реакцию среды их водных растворов. 130 Дано: а) сульфат меди (II) б) карбонат натрия Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей. Р е ш е н и е a) CuS04 + Н 2 0 <=>. 1. Под формулой соли записываем формулы основания и кисло- ты, которыми образована соль: CuS04; Cu(OH)2 + H2S04. 2. Определяем силу основания и кислоты: Си(ОН)2 - слабое ос- нование, H2S04 - сильная кислота. 3. Подчеркиваем общий ион в формуле слабого электролита и в формуле соли: CuS04; Cu(OH)2 + H2S04. слаб. сильн. 4. Записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение гид- ролиза с участием одного подчеркнутого иона и одной молекулы воды (гидролиз по катиону): Cu2+ + Н+ ОН" <=> CuOH" + Н+, рН<7, среда кислая. 5. По полученному сокращенному ионно-молекулярному уравне- нию записываем полное молекулярное уравнение, используются ионы соли fS04 2") не участвующие в гидролизе. Объединяем ионы по правилу электронейтральности молекулы и расставляем коэффициенты: 131 Cu2+ SO2" + fTOH" <=> CuObf s o 2 - + H+ s o 2 - 2CUS04 + 2H20 <=> 2(CU0H)2S04 + H2S04 (pH < 7) - молеку- лярное уравнение гидролиза. 6) Na 2 C0 3 + Н 2 0 <=>. 1. Под формулой соли записываем формулы основания и кисло- ты, которыми образована соль: Na2C03; NaOH + H2C03 2. Определяем силу основания и кислоты: NaOH - сильное основание, Н2С03 - слабая кислота. 2. Подчеркиваем общий ион в формуле слабого электролита и формуле соли: Na2C03; NaOH + Н2СОз. сильн. слаб. 4. Записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение гид< ролиза с участием одного подчеркнутого иона и одной молекулы воды (гидролиз по аниону): С03 НСО" + ОН" Na+ Na+ 5. По полученному сокращенному ионно-молекулярному урав- нению записываем полное молекулярное уравнение, используются ионы соли (Na+) не участвующие в гидролизе. Объединяем ионы ПО; правилу электронейтральности молекулы: Na2C03 + Н 2 0 <=> NaHC03 + NaOH, (рН > 7) - молекулярной уравнение гидролиза 132 2. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза сульфата хрома (III). Как влияет на равновесие гид- ролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) соляной кислоты; б) гидроксида калия; в) нитрата натрия? Р е ш е н и е По схеме, приведенной в задаче 1 записываем уравнение гидро- лиза сульфата хрома (III). Cr2(S04)3; Сг(ОН)з + H2S04. слаб. сильн. Сг3+ + НОН <=> СгОН2+ + Н+ (рН < 7) - сокращенное ионно- молекулярное уравнение гидролиза. Cr2(S04)3 + 2Н20 <=> 2Cr0HS04 + H2S04 - молекулярное урав- нение гидролиза. Реакция гидролиза - процесс обратимый, поэтому равновесие гидролиза соли может смещаться при введении в раствор некото- рых веществ (согласно правилам смещения равновесия по принци- пу Ле Шателье). а) Если к раствору сульфата хрома добавить кислоту (НС1) то в результате её диссоциации (НС1 = Н4" + СГ) в растворе увеличиться концентрация ионов Н4, вследствие чего положение равновесия ре- акции гидролиза Cr2(S04)3 сместится в левую сторону (образование исходных веществ) т.е. гидролиз Cr2(S04)3 ослабевает. Сг3+ + НОН <=> CrOIT 2+ НС1 = СГ + н н+ б) Если же к раствору Cr2(S04)3 добавить щелочь (КОН) то, в ре- зультате ее диссоциации (КОН = К+ + ОН") в растворе появятся ио- ны ОН", которые с ионами ГТ, образовавшимися в реакции гидроли- за, образуют молекулу слабого электролита (Н20), и это приведет к Уменьшению концентрации ионов ГГ" и смещению равновесия реак- ции гидролиза в правую сторону, т.е. гидролиз Cr2(S04)3 усилится. 133 Cr3+ + НОН <=> CrOH2+ + к о н = к + + ИГ ОН" Н ,0 в) Добавление нитрата натрия (NaN03) не смещает положения рав- новесия, т.к. нитрат натрия - сильный электролит и не имеет общих ио- нов ни с сульфатом хрома (Ш), ни с продуктами его гидролиза и не свя- зывает их в малодиссоциирующие соединения, т.е. прибавление NaN03 на процесс гидролиза не влияет. Сг3+ + НОН <=> СгОН2+ + НГ NaN03 = Na + + N03" 3. Что произойдет при сливании растворов хлорида железа (II) и карбоната натрия? Написать уравнения реакций в ионно- молекулярной и молекулярной формах. Дано: Водные растворы хло- рида железа (II) и карбоната натрия Написать уравнение процессов в ионно- молекулярной и молеку- лярной формах, проис- ходящих при сливании солей. Р е ш е н и е До сливания в растворе каждой соли протекает ее гидролиз по I ступени: FeCl2; Fe(OH)2 + НС1. слаб. сильн. 134 Na7CO,; NaOH +H 2 CO сильн. слаб. Р е ш е н и и е I ступень: Fe2+ +HOH<=>FeOH+ + I ступень: C03 2"+ H0H<=>HC03"+ W OH" pH<7; pH>7. После сливания растворов продукт гидролиза первой соли (Н+) взаимодействует с продуктом гидролиза второй соли (ОН") с образова- нием слабо диссоциирующего соединения Н20, что приводит к сме- щению равновесий гидролиза в сторону прямой реакции, т.е. усиле- нию гидролиза первой и второй соли и протеканию II ступени гидро- лиза с образованием осадка и выделением газа. Ы ОН" II ступень: FeObT + НОН <=> Fe(OH)2 |+ II ступень: НСОэ" + НОН <=> Н2С03 + I i СО2Т+ н2о. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение совместного гид- ролиза двух солей: Fe2+ + СО32" + Н 2 0 = Fe(OH)2 j + С 0 2 | . Молекулярное уравнение совместного гидролиза двух солей: FeCl2 + Na2C03 + Н 20= Fe(OH)2 | + С 0 2 | + 2NaCl. Задачи Уровень А 8.1. Указать ряд правильных значений реакции среды водных растворов солей: Mg(N03)2, NaN02 , СаС12, К2С03 . а) 7; >7; >7 ; <7 . б) > 7; 7; < 7; > 7. в) <7; >7 ; 7,- 7, г ) < 7 ; > 7 ; 7 ; > 7 . 135 8.2. Указать ряд, в котором все соли в растворе подвергаются гидролизу: а) CuCl2, Na2C03, K2S04, б)Na2C03 , FeS04, CuCl2; в) K2S04, CuCl2, FeS04, r) Na2C03, FeS04, K2S04. 8.3.Указать пару правильных молекулярных уравнений соответ- ствующих приведенным сокращенным ионно-молекулярным урав- нениям: Со2+ + 20FT = Со(ОН)2; Н+ + СН3СОО" = СН3СООН. а) СоС03 + 2Na0H=Na2C03 + Со(ОН)2; НС1 + CH3COONa=CH3COOH+NaCl. б) СоС12+ Zn(OH)2 =ZnCl2 + Со(ОН)2; HCN + CH3COOK=KCN+ СН3СООН. в) CO(N03)2 + 2КОН = Со(ОН)2 + 2KN03; H2C03+2CH3C00Na = Na2C03 + 2СН3СООН. г) СоС l2+2NaOH=Co(OH)2+2NaC 1; HN03+ CH3C00Na=NaN03+ СН3СООН. 8.4. Указать ряд правильных значений реакций среды водных растворов солей: Ba(N02)2, Na2S03, Fe2(S04)3, KCI. а) 7, > 7, 7, < 7, б) < 7,7, > 7, > 7, в) >7 , >7 , <7, 7; г) > 7, < 7, 7, > 7. 8.5.Указать ряд, в котором все соли в растворе подвергаются гидролизу: а) CH3COONa, KCI, Ca(N02)2. б) NaN02, CH3COONa, KCI, в) Ca(N02)2, CH3COONa, NaN02 . r) NaNQ2, Ca(N02)2, KCI. 136 8.6. Указать пару правильных молекулярных уравнений соответ- ствующих приведенным сокращенным ионно-молекулярным урав- нениям: Ва2+ + СО з~ = ВаС03; НСО J + ОН" = н 2 о + СО . а) Ва(ОН)2 + Н2С0з=ВаС0з+Н20; H2C03 +2NaOH= Na2C03 + 2НгО. б) ВаС12+ Na2C03 =ВаСОэ + 2NaCl; 2КНС03 + КОН = к 2 с о 3 + н 2 о . в) Ba(N03)2 + Н2С03 = ВаСОэ + 2HN03; NaHC03+Na0H = Na2C03 + Н20. г) BaS04 + Н2С03 = ВаС03 + H2S04; Zn(HS04)3 + Zn(OH)2 = 2ZnS04 +H20. 8.7. Указать ряд правильных значений реакции среды водных растворов солей: Na2S03, AgN03, K2S04, FeCl3. а) >7, <7, 7, <7 , б) 7, >7, > 7, < 7, в ) > 7 , 7 , < 7 , < 7 ; r) < 7, < 7, < 7, > 7. 8.8.Указать ряд, в котором все соли в растворе подвергаются гидролизу: а) Cr(S04)3, Na2S , MnS04, б) Cr2(S04)3, MnS04, NaN03 , в) KN03 , MnS04, Na2S, r) KN03 , Cr(S04)3, Na2S. 8.9. Указать пару правильных молекулярных уравнений соответ- ствующих приведенным сокращенным ионно-молекулярным урав- нениям: Н+ + СиОН" = Си2+ +Н20; 137 2 Ы + С02- = H 2 0 + C02. а) Cu(OH>2 + 2НС1 =CuCl2 + Н20; 2H2S04 + СаСОз = CaS04 + Н 2 0 + С02 . б) (CuOH)Cl + НС1 = CuCl2 + Н20; 2НС1 + Na2C03 = 2NaCl + Н 2 0 + С02. в) Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2Н20; 2HN03+ К2С03 = 2KN03 + Н 2 0 + С02 . г) (СиОН)2СОэ + Н2С03 = 2СиС03 + 2Н20; H2S04 + Na2C03 = Na2S04 + Н 2 0 + С02 . 8.10. Указать ряд значений реакции среды водных растворов со- лей: NaN03 , NiCI2, Cr2(S04)3, Zn(N03)2. а) >7,7, > 7, >7; б) 7, <7, < 7, < 7; в) <7, 7, > 7 ,<7 ; r) 7, > 7, < 7, 7. 8.11. Указать ряд, в котором все соли в растворе подвергаются гидролизу: а) СаС12, FeCl3, МпС12; б) СН3СООК, ВаС12, FeCl3, в) FeCl3, МпС12, СНзСООК, г) МпС12, СаС12, СН3СООК. 8.12. Указать пару правильных молекулярных уравнений соот- ветствующих приведенным сокращенным ионно-молекулярным уравнениям: i f + NO" = HN02; ЗСа2+ + 2Р0\~ = Са3(Р04)2. а) НС1 + NaN02 = NaCl + HN02; ЗСа(ОН)2 + 2Н3Р04 = Са3(Р04)2 + ЗН20 . 138 б) СНзСООН + KNOz = СН3СООК+ HN02; ЗСаС12 + 2Н3РО4 = Ca3P04 + +6НС1. в) H2S04 + Ca(N02)2 = CaS04 + 2HN02; 3CaC03+ 2Na3P04 = Ca3(P04)2 + 3Na2C03. r) HNO3 + NaN02 = NaN03 + HN02; 3CaCl2 + 2Na3P04 = Ca3(P04)2+ 6NaCl. 8.13. Указать ряд правильных значений реакции среды водных растворов солей: Ca(N03)2, ZnCl2, A1(N03)3, FeS04. а ) < 7 , 7, > 7 , < 7 . б) 7 , < 7 , 7, > 7, в)>7, 7, <7 , <7 , г) 7, <7 , <7 , <7 . 8.14.Указать ряд, в котором все соли в растворе подвергаются гидролизу: а) СгС13, NiS04 , Na2S04, б) NiS04, Na2S04, Ba(N02)2, в) Na2S04, СгС1з, Ba(N02)2, г) Ba(N02), CrCl3, NiS04. 8.15. Указать пару правильных молекулярных уравнений соот- ветствующих приведенным сокращенным ионно-молекулярным уравнениям: Сг3+ + ОН" = Сг(ОН)3; 2Hf + S O f = H2S03 . а) СгС13 + 3NaOH = Сг(ОН)з + 3NaCl; 2СН3СООН +Na2S03 =2CH3COONa+ +H2S03. б) Cr(N03)3 + ЗКОН = Cr(OH)3 + 3KN03; H2S04 + K2S03 = K2S04 + H2S03. в) Cr2(S04)3 + 3Mg(OH)2 = Cr(OH)3 + 3MgS04; 2HC1 + Na2S03 = 2NaCl + H2S03. r) 2CrCl3 + 3Zn(OH)2 = Cr(OH)3 + 3ZnCl2; 2HN03 + CaS03 = Ca(N03)2+ H2S03. 139 8.16. Указать ряд правильных значений реакции среды водных растворов солей: ZnCl2, Fe2(SC>4)3, Na2S, KN03. а) >7, >7, 7, <7; б) 7 ,>7 , 7 ,>7 . в) < 7, <7, > 7, 7. г) 7, <7, <7, <7. Уровень В 8.17. Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) хлорида алюминия, б) карбоната калия, и указать реакцию среды их водных растворов. 8.18. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза нитрата хрома (III). Как влияет на равновесие гидролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) гидроксида натрия; б) нитрата калия; в) хлороводородной кислоты? 8.19. Что произойдет при сливании растворов солей хлорида ко- бальта (II) и сульфита калия? Написать уравнения реакций в ионно- молекулярной и молекулярной формах. 8.20. Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) сульфата меди (И); б) сульфида натрия, и указать реакцию среды их водных растворов. 8.21.Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза сульфата железа (II). Как влияет на равновесие гидролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) гидроксида калия; б) серной кислоты; в) нитрата натрия? 8.22. Что произойдет при сливании растворов солей хлорида ме- ди (II) и сульфита натрия? Написать уравнения реакций в ионно- молекулярной и молекулярной формах. 140 8.23. Написать ионно- молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) нитрат свинца (II); б) сульфид калия, и указать реакцию среды их водных растворов. 8.24. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза сульфида калия. Как влияет на равновесие гидролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) бромоводородной кислоты; б) гидроксида лития; в) сульфата натрия? 8.25. Что произойдет при сливании растворов солей сульфата марганца (II) и карбоната калия? Написать уравнения реакций в ионно-молекулярной и молекулярной формах. 8.26. Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) сульфат хрома (III); б) карбонат натрия, и указать реакцию среды их водных растворов. 8.27. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза хлорида железа (III). Как влияет на равновесие гидролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) серной кислоты; б) гидроксида калия; в) нитрата натрия? 8.28. Что произойдет при сливании растворов солей нитрата кад- мия и карбоната калия? Написать уравнения реакций в ионно- молекулярной и молекулярной формах. 8.29. Написать ионно- молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) сульфат железа (II); б) сульфит натрия, и указать реакцию среды их водных растворов. 8.30. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза сульфида калия. Как влияет на равновесие гидролиза прибавление к раствору следующих веществ: а) хлороводородной кислоты; б) гидроксида калия; в) сульфата натрия? 141 8.31. Что произойдет при сливании растворов солей нитрата кадмия и карбоната лития? Написать уравнения реакций в ионно- молекулярной и молекулярной формах. 8.32. Написать ионно- молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) хлорид железа (III); б) нитрит бария, и указать реакцию среды их водных растворов. 9. ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ, называются окисли- тельно-восстановительными. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вы- численный из предположения, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна. Для установления степени окисления элемента, следует руково- дствоваться следующими правилами: 1. Степень окисления простых веществ равна нулю Mg°, Fe°, Р°, S°, C1°,N2 0,H°2,02 0. В неорганических соединениях степень окисления водорода рав- на (+1). Например: КГ'СТ, H2 +1S04, M +1N03. Исключение составляют гидриды металлов, в которых степень окисления водорода равна (-1). Например: NaH'1, СаН2"'. В кислородсодержащих соединениях, степень окисления кисло- рода всегда (-2). Например: С02" 2, Н20" 2, КМпО^ - Исключение со- ставляют пероксиды, в которых степень окисления кислорода (-1). Например: Н202"', Na202"\ 2. Степень окисления одного из элементов в молекуле можно определить по степени окисления других элементов, поскольку мо- лекула в целом электронейтральна. К+1Мпх04" 2, K2 +1Cr2 x07" 2, Na2 +1B4 x07" 2; (+1)+Х+4(-2)=0. 2(+1 )+2Х+7(-2)=0. 2(+1)+4Х+7(-2)=0; Х=+7, Х=+6, Х=+3. 3. Сумма степеней окисления всех элементов, входящих в состав иона, равна степени окисления иона. [N+sO a-2]1", [S+604- 2]2", [С+403' 2]2", [Р+504 2]3'; (+5)+3(-2)=-1, (+6)+4(-2)=-2, (+4)+3(-2)=-2, (+5)+4(-2)=-3. 6. Для всех элементов положительная степень их окисления не может превышать величины, равной номеру группы Периодической системы, из которой взят данный элемент^4"6; Mn+7; N+5). 143 Окислительно-восстановительная реакция, состоит из полуреак- ций окисления и восстановления. Вещество, которое принимает электроны, называется окислите- лем, а вещество, которое отдает электроны - восстановителем. Процесс, связанный с потерей электронов, называется окислени- ем, а процесс связанный с присоединением электронов - восстанов- лением. Так, в реакции С° + О2° = С +4О2- 2 С0 - 4е = С+4 процесс окисления 5 О2 0 + 4е = 20~2 процесс восстановления; окислитель - 0 2 ; восстановитель - С Окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий в реакции свою степень окисления, а восстановитель содержит эле- мент, степень окисления которого повышается. Следовательно, окис- лителями могут быть соединения высших, а восстановителями - низ- ших степеней окисления, присущих данному элементу. Наиболее активными восстановителями являются металлы IA и IIA подгрупп Периодической системы, а наиболее активными окислите- лями - неметаллы VIA и VIIA подгрупп (кислород, галогены). Типичные окислители и восстановители приведены в табл. 9.1. Таблица 9.1 Типичные восстановители и окислители Восстановители Окислители 1 2 Металлы, водород, углерод СО, H2S, S02 , H2S03 и соли сернистой кислоты Галогены, 02 , 03 , КМп04, К2Мп04, соли хромовых кислот К2Сг207 и К2СЮ4 Бескислородные кислоты: HJ, НВГ, НС1, H2S Соли SnCl2, FeS04, MRS04, Cr2(S04)3 Кислоты HN03 , H2S04KOHU,, HMn04, H2Cr04 Соединения азота: HNO2> NH3, ТМ2Н4, NO Оксиды металлов: CuO, Ag20, Pb02, Cr03, Mn02 Фосфористая кислота H3P03 Ионы благородных металлов: Ag+, Аи+3. 144 Окончание табл. 9.1 J 2 Органические соединения: спирты, альдегиды, муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза Хлорид железа (III) FeCl3, гипохлори- ты, хлораты и перхлораты, «Царская водка» (смесь концентрированных азотной и соляной кислот) Катод при электролизе Анод при электролизе Число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем, поэтому сте- хиометрические коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют, используя метод электронного баланса или метод электронно-ионного баланса. Порядок расстановки коэффициентов в уравнениях окислитель- но-восстановительных реакций (метод электронного баланса): 1. Определить элементы, которые меняют свою степень окисления. 2. Составить две полуреакции для окислителя и восстановителя и определить число принятых и отданных электронов. 3. Найти наименьшее общее кратное между числом принятых и отданных электронов и определить дополнительные множители к обеим полуреакциям. 4. Умножить дополнительные множители на соответствующие полуреакции и сложить их левые и правые части. Полученные ко- эффициенты перенести в молекулярное уравнение 5. Если окислитель или восстановитель расходуется на получе- ние других продуктов реакции, в которых степень их окисления не меняется, то необходимо уточнить коэффициенты. 6. Уравнять число атомов водорода и кислорода. Пример: Pb + HN03 = Pb(N03)2 + NO + H 2 0 ; Pb° - 2e = Pb+2 N+5 + 3e = N+2 HOK ДМ 3 3Pbu + 2N+S = 3Pb+2 + 2N+2 145 Поскольку HNO3 расходуется также на получение 3 моль Pb(N03)2 (процесс, в котором степень окисления азота не меняется), то в левую часть реакции добавляем 6HNO3 6HNO3 + 3Pb° + 2HN03 = 3Pb(NQ3)2 + 2NO + Н20. В итоге: ЗРЬ + 8HNO3 = 3Pb(N03)2 + 2NO + 4Н20 По закону эквивалентов число моль эквивалентов окислителя равно числу моль эквивалентов восстановителям. пэк(ок) = пэк(вос), (9.1) т ° к = т о к ( 9 2 ) М э к ( О К ) М э к (ВОС) ' где Мэк(ОК) и Мэк(ВОС) - соответственно молярные массы эквива- лентов окислителя и восстановителя. Молярная масса эквивалентов окислителя равна молярной массе окислителя, деленной на число электронов, принятых од- ной молекулой окислителя. Молярная масса эквивалента вос- становителя равна молярной массе восстановителя, деленной на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя. Поскольку одно и тоже вещество в разных реакциях может отда- вать или принимать разное количество электронов, то молярная масса его эквивалентов может иметь разные значения. Так, напри- мер, КМп04 (МКМп04 = 158,0г/моль) в зависимости от среды вос- станавливается по разному. В кислой среде Мп+7 + 5е = Мп+2, В нейтральной среде Мп+7 + Зе = МгГ4 В щелочной среде Мп+7 + 1е = Мп+6. Поэтому молярные массы эквивалентов для КМп04 будут равны его молярной массе, деленной соответственно на 5;3 и 1 т.е. 31,6 г/моль, 52,7 г/моль и 158,0 г/моль. Самопроизвольно протекающие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются уменьшением энергии Гиббса, которую можно рассчитать по уравнению. 146 ArG°(298K) = -zFe°, где z - число электронов принимающих участие в реакции (наи- меньшее общее кратное, НОК). F - постоянная Фарадея - 96500 Кл/моль. 8° - стандартное напряжение окислительно-восстановительной реакции, В о _ о _ о £ ф ок, ф ВОС-5 где ф°ок и ф°вос. - стандартные электродные потенциалы окислителя и восстановителя. Так как z и F величины положительные, то направление проте- кания окислительно-восстановительной реакции определяется зна- ком при 8°, если ф°ок. > ф°вос, то 8° величина положительная, а ArG°(298K) - величина отрицательная, поэтому самопроизвольное протекание прямой реакции возможно. Если же ф°ок < ф 0 вос,, то воз- можно самопроизвольное протекание обратной реакции. Глубина протекания окислительно-восстановительной реакции определяется константой равновесия. -zFe° = -2,303RTlgK. После подстановки значений Т(298К), R(8.314 Дж/моль^К"1) и F(96500 Кл/моль) получим ь к = — ; к = ю0,059 . 0,059 Характер взаимодействия металлов с кислотами зависит от температуры, концентрации, вида кислоты и восстановительных свойств металлов. Восстанавливать ионы водорода из разбавлен- ных кислот способны металлы, электродный потенциал которых меньше потенциала водородного электрода: Mn + H2S04 разб. = MnS04 + Н2 Т- 147 Концентрированная серная кислота окисляет все металлы до сульфатов. При этом в зависимости от активности металла сульфат-ион восстанавливается преимущественно активными металлами (Фме +П/Ме ~ -0,76 В) до H2S, металлами средней ак- тивности (-0,76В < ф^е +» / М е ^ -0,13В) до S, малоактивными металлами (ф^ е +п / М е >0) до S02 . Например: 4Mg + 5H2S04 конц. = 4MgS04 + H2S + 4Н20; 3Zn + 4H2S04 конц. = 3ZnS04 + S +4H20; Cu + 2H2S04 конц. = CuS04 + S02 + 2H20. Азотная кислота окисляет металлы без выделения водорода. Глубина восстановления иона азота в азотной кислоте зависит от её концентрации и активности металла. Чем выше восстано- вительная способность металла и более разбавлена кислота, тем глубже идет восстановление иона азота (табл.9.2)- Таблица 9.2 Продукты восстановления иона азота (N+s) в азотной кислоте Металлы в ряду стандартных электродных потенциалов HNO3 Разбавленная Концентри- рованная Li Zn NH3 (NH4N03),N2 N20 Сг Fb N2 ,N2O NO Sb H g NO NO2 Пример: 4Са + 10HN03 конц. = 4Ca(N03)2 + N 2 0 + 5Н20; 3Cd + 8HNO3 конц. = 3Cd(N03)2 + 2 NO + 4Н20; 148 Си + 4HN03 конц. = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20; 4Zn + 10HN03 разб. = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20; 5Co + 12HN03 разб. = 5Co(N03)2 + N2 + 6H20; 3Ag + 4HN03 разб. = 3AgN03 + NO + 2H20. Примеры решения задач Уровень А 1. Определить соединения, в которых степень окисления хрома равна +3. Р е ш е н и е Алгебраическая сумма степеней окисления отдельных атомов, образующих молекулу, с учетом стехиометрических индексов равна нулю. a) Na2 +1 Сг2 х 07" 2; б) Сгх(0"2Н+)3-; (+1)-2+Х-2+(-2)-7 = 0; X + 3(-2 + 1) = 0; Х = 6. Х = 3. в) Сг2 х03 ' 2; г)К2 +Сгх04 ' 2; Х-2+3(-2)=0; 2+Х+4(-2) = 0; Х = 3. Х = 6. Ответ: б) Сг(ОН)3, в) Сг203. 2. Определить полуреакции, которым соответствуют про- цессы восстановления: а) Мп+2 Мп+7 . б) Мп+7 -»• Мп+4 : в) Мп° Мп+2. г) Мп+4 Мп+2. 149 Р е ш е н и е а) Мп+2 - 5ё = Мп+7 процесс окисления; б) Мп+7 + Зё = Мп+4 процесс восстановления; в) Мп° - 2ё = Мп+2 процесс окисления; г) Мп+4 + 2ё = Мп+2 процесс восстановления. Ответ: б) Мп+7 + Зё = Мп+4, г) Мп+4 + 2ё = Мп+2. 3. Из предложенных пар выбрать пару веществ, которые способны выполнять функцию только окислителей. a) СО; 0 2 . 6 )S0 2 ; H2S. B)HN03; КМП04. г) H2S03; Оз. Р е ш е н и е Определяем степень окисления элементов +2 О а) С О ; 0 2 . б) S 0 2 ; H 2 S . в) H N 0 3 ; К М п 0 4 . +4 О г) Н 2 S 0 3 ; 0 3 . Функцию окислителя способен выполнять элемент, имеющий высшую степень окисления, или находящийся в VIA или VIIA под- группе Периодической системы (табл.9.1). Ответ: в) HN03; KMn04- 4. Из предложенных пар выбрать пару веществ, которые спо- собны выполнять функцию только восстановителей. а) К; 02 . б) Na; H2S. в) С; FeCl3. r )NH3 ; 0 3 . 150 Р е ш е н и е Определяем степень окисления элементов а) 0 К ; 0 0 2 . б) 0 N a ; H 2 S в) 0 С; +3 FeCl3. г) +3 N H , 0 о 3 . Функцию восстановителя способен выполнять элемент, имею- щий низшую степень окисления или металл (табл.9.1). Ответ: б) Na; H2S Уровень В 1. Уравнять реакции. Указать окислитель и восстановитель: а) Са + HN03 -> Ca(N03)2 + N 2 0 + Н20. б) Se + HNO3 H2Se04 + N02 + Н20. в) Si + H2S04 H3Si03 + S02 + H20. г) Ва + H2S04 -»• BaS04 + H2S + H20. Дано: а) Са + HNO3 конц —» б) Se + HNO3 конц —> в) Si + H2S04KOHU-> г) Ва + H2S04 конц —» Уравнять реакции и указать окислитель и восстановитель Р е ш е н и е а) Са° + НЫ + 5 0з конц = C a ( N 0 3 ) 2 + Ы \ 0 + н 2 0 - восст. окисл. 151 нок дм восст-ль Са° - 2е = Са+2 4 2 4 окисл-ль 1ST5 + 4е = N+1 1 2 4Са° + 2N+5 = 4Са+2 + 2N+. Так как, после реакции может образоваться только четное число ионов N+1 (стехиометрический индекс у азота равен 2), то дополни- тельные множители необходимо удвоить. Полученные дополни- тельные множители умножаем на соответствующие полуреакции и складываем их левые и правые части. Переносим полученные коэффициенты в молекулярное уравнение: 4Са! +12НЫОз Г ц = 4Са +2 (NQ3)2 + ] ЩО, + Н 2 0 . Поскольку азотная кислота расходуется не только на получение 1 моль N20, НО И на получения 4 моль Ca(N03)2,B которых содер- жится 8N03 со степенью окисления N +5, то для протекания этого процесса необходимо дополнительно 8 моль HNO3. 8HN03 конц + 4Са + 2HN03 конц = l4Ca(N03)2 l +, N2q + Н20. 1—I 1 А Суммируем число моль HN0 3 и уравниваем количество водо- рода и кислорода (Н20): 4Са + 10 HN03 конц = 4Ca(N03)2 + N20 + 5Н20. Р е ш е н и е б) Se° + НЫ+503 конц = H2Se +6 0 4 + Ы +402 + Н20. восст. окисл. 152 н о к д м восст-ль Se - бе = Se +6 6 окисл-ль N*5 + е = N*4 6 Se° + 6N+ 5 = Se+6 + 6N+4; Se + 6HNO3 КОНЦ = H 2 S e 0 4 + 6 N 0 2 + 2H20. Р е ш е н и е в) Si + H2S+604KO„U = H2Si+ 403+ S+402 + H 2 0 ; восст. окисл. НОК ДМ восст-ль Si0 - 4ё = Si+4 1 Si° + 2S+6 = Si+4 + 2S+4; Si + 2H2S04 конц = H2Si03 + 2S02 + H20. Р е ш е н и е г) Ва + H2S+604KOHU = Ba+2S04 + H2S'2 + H20; 4 окисл-ль S + 2e = S 1+6 ,+4 2 восст. окисл восст-ль Ва - 2e = Ва" +2 НОК д м 4 8 окисл-ль S + 8е = S +6 ,-2 4Ва° + S+6 = 4Ва+2 + S"2. Аналогично примеру (а) уравниваем реакцию: 4H2S04 КОНЦ + 4BA + H2SQ4kohi? = 4BaS04 + H 2 S + 4Н20. 4Ва + 5H2S04 КОНЦ = 4BaS04 + H2S + 4Н20. Задачи Уровень А 9.1. Определить соединения, в которых степень окисления фос- фора равна + 5: а) РН3, б)Н 3Р0 4 ; в )НР0 3 ; г)Р 20 3 . 9.2. Определить полуреакции, которым соответствуют процессы окисления: a) S"2 S+6; б) S+6 S+4; в) S° S'2; г) S° S+6. 9.3.Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способных выполнять функцию только окислителей: a) H2S; K2Cr207; б) KMn04; СиО; в) НВг; FeCl3; r)Na;HC104 . 9.4. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способных выполнять функцию только восстановителей: a) Sn; HN03; б) Zn; NH3; в) K2Cr04; P b 0 2 ; г) HCI; Na2Si03. 9.5.Определить соединения, в которых степень окисления мар- ганца+2: а) КМп04 ; б) MnS04; в) Мп02; г) Mn(N03)2. 9.6. Определить полуреакции, которым соответствуют п р о ц е с с ы восстановления: a) Fe+2 —> Fe°; 6 ) F e + 3 ^ F e ° ; в) Fe+2 -»• Fe+3; г) Fe+3 -»• Fe+2. 9.7. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, с п о с о б н ы х выполнять функцию только окислителей: а) А1; К2Сг207; б) КМп04 ; СЮ 3 ; в) РН3; НС104; г) НВг; С 0 2 . 154 9.8. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способных выполнять функцию только восстановителей: а) Mg; H2S; в) H2S04(kohu); KN03 ; б) KMn04 ; CuCl2; г) Sn; KBi03 . 9.9. Определить соединения, в которых степень окисления хлора равна + 7: а) НСЮ; б) НСЮ4; в) С120; г) С1207. 9.10. Определить полуреакции, которым соответствуют процес- сы окисления: а) С1+5 —* СГ; б) СГ —> СГ; в) СГ5 СГ4; г) С1+3 -> СГ7. 9.11. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способ- ных выполнять функцию только окислителей: a) K2Cr207; HBr; б) КМп04 ; Си; в) AsH3; FeCl3; г) РЬ02; К 2 СЮ 4 . 9.12. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способ- ных выполнять функцию только восстановителей: а) СО; H2S; б) HJ; 0 2 ; в) SnCl2; H2S04KOHU; Г) NH3; КМП04. 9.13. Определить соединения, в которых степень окисления уг- лерода равна +4: а) Н2СОэ; б) СО; в) С02 ; г) СаС2. 9.14. Определить полуреакции, которым соответствуют процес- сы окисления: a) Se'2 Se°; б) Se° Se+4; в) Se+6 Se°; г) Se+6 Se+4. 9.15. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способ- ных выполнять функцию только окислителей: а) НС1; 0 3 ; б) S02 ; AgCl"; в) K2Mn04; К2Сг207; г) SnCl2; 0 2 . 9.16. Из предложенных веществ выбрать пару веществ, способ- ных выполнять функцию только восстановителей: a) HNO3K0HU; FeCl3 ; б) H2S04kohu; СО; в) Al; H2S; г) FeS04; KMn04 . Уровень В 9.17. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Hg + Ш0 3 к о н ц . — Hg(N03)2 +N0 2 +H 2 0 ; б) As + H2S04KOHU H 3As0 4+S0 2+H 20 . 155 9.18. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) A g + H2SO4k0™ - » A g 2 S 0 4 +SO2+H2O; б) Р +. ГОГОзконц. H3PO4+NO2 + Н 2 0 . 9.19. 3. Уравнять реакции, используя метод электронного балан- са. Указать окислитель и восстановитель: а) Zn + НИОзконц. -> Zn(N03)2 +N20+H20; б) С + H2S04KOHU. C02+S02+H20. 9.20. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: А) Zn + H2S04kohu. ->• ZnS04 +S+H20; б) S + ШОзконц H2S04+N02 +Н20. 9.21. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: А) A s + ШОЗКОНЦ - » H 3 A S 0 4 + N 0 2 + H 2 0 ; Б) Mg + H2S04KOHU. MgS04 + H 2 S + Н 2 О . 9.22. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Mg + НШзконц. - Mg(N03)2 +N 20 +Н20; б) В + H2S04kohu, Н3ВО3 + S02. 9.23. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Р + ШОзконц H3P04 +N02+H20 ; Б) Mg + H2S04 K O H„ MgS04 + H 2 S +Н20. 9.24. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Sr + ШОзконц. - Sr(N03)2 +N 2 0+H 2 0; Б) A s + H2SO4K0H„ - > H 3 A S 0 4 + S 0 2 + H 2 0 . 9.25. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Си + НЫОЗКОНЦ CU(N03)2+N02 +Н20; б) С + H2S04KO„u. -> C 0 2 + S 0 2 + н 2 о . 9.26. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Са + H2S04ko„„. -> CaS04 +H2S +Н20; Б) A s +. ШОЗКОНЦ. H 3 A S 0 4 + N 0 2 + H 2 0 . 9.27. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса- Указать окислитель и восстановитель: 156 а) Ва + НИОзконц. Ba(N03>2 +N 20 +Н20; б) Р + H2S04Ko„u. — Н3РО4 +SO2 + н 2 о . 9.28. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Zn + H2S04kOHU ZnS04 +S+H20; б) S +. HN03KOTO. H2SO4+NO2 +H20. 9.29. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Mg + HNO3K0HU. -> Mg(N03)2 +N 20 +H20; б) P + H2SO4k0HU -> H 3 P0 4 +S0 2 + H20. 9.30. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Си + H2S04kohu. CuS04 +S02+H20; б) S +. ШОзконц. H2S04+N02 +Н 2 0 . 9.31. Уравнять реакции, используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: а) Hg + Ш0 3 к о н ц . - Hg(N03)2 +N02+H20; Б) As + H2S04kohu - » H3AS04+S02+H20. 9.32. Закончить уравнения реакций и уравнять их, используя ме- тод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель: А) Cd + HN03kOHU. Cd(N03)2 + N 0 + H 2 0 ; б) P + H2SO4K0H„. H3P04 +S02+ H20. 10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ 10.1. Гальванический элемент Гальваническими элементами (ГЭ) называются устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций превра- щается в электрическую энергию. Гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных систем), со- единенных между собой металлическим проводником. Электроды погружены в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом через пористую перегородку или электролитный мостик. На каждом электроде протекает полуреакция (электродный процесс): на аноде - процесс окисления; на катоде - процесс восстановления. Гальванические элементы изображаются в виде схем. Так, схема ГЭ, в основе работы которой лежит реакция Ме,° + Ме2 п+ = Ме,п+ + Ме 2 ° , изображается следующим образом: (-)А Me!/Mein+//Me2n+/Me2 К(+). Причем, анодом является более активный металл, а катодом ме- нее активный металл (ф° n+/w „ +(КЛ ) ; ч'Ме" /Ме, "MeJ /Ме2 7 ' процесс на аноде: Мв)0- пё = Ме/1^ процесс на катоде: Ме2 п+ + пё = Ме2°, Например, для реакции, протекающей в ГЭ: Ni + 2AgN03 = Ni(N03)2 + 2Ag; (ф0№2+/№ =-0 ,25B; 2 процесс на катоде: 0 2 + 2Н20 + 4е = 40Н" 4 1 161 2Fe + 0 2 + 2H20 =2Fe 2+ + 40H"1 I у 1 2Fe(OH)2 Вторичный процесс: 4Fe(OH)2 + Oz + 2H20 = 4Fe(OH)3 - сум- марная реакция процесса гальванокоррозии. Примеры решения задач Уровень А 1. Из приведенного ряда металлов: AI, Ag, Ni, Hg указать те металлы, которые могут служить анодом в ГЭ в сочетании с медным катодом при стандартных условиях. Р е ш е н и е По таблице 10.1 находим значения стандартных электродных по- тенциалов Al, Ag, Ni; Hg и Си: Ф ^ л г - 1 ' 6 7 ^ фод6+/ле =-°>80В; ф Х , = - ° > 2 5 В ; Ф°Н^НГ+ 0 '8 6 В- Фси+2/си= В. В ГЭ (PA<9K. Поскольку потенциал анода меньше потенциала катода, то в ГЭ элементе в паре с медным като- дом анодом могут служить А1 и Ni. Ответ: Al; Ni. 2. Указать, в каком случаи напряжение ГЭ, составленного из двух металлических электродов, погруженных в растворы соб- ственных солей при стандартных условиях будет наибольшим: a) Zn-Cu; б) Zn-Mg; в) Zn-Ag. Р е ш е н и е Напряжение ГЭ (е°) равно разности потенциалов катода и анода: е° = срк° - фА°. Катодом в ГЭ является тот электрод, значение по- тенциала которого больше срк° > cpA°. 162 По таблице 10.1 находим значения стандартных электродных по- тенциалов: а) ф°7„-/7 = - ° > 7 6 В ; Ф г „ ^ п = + ° . 3 4 В . Тогда, для рассматриваемых случаев: а) в0 = +0,34 - (- 0,76)= 1,1 В. б) е° = -0,76 - (- 2,37)= 1,61 В. в) е° = + 0,8 - (- 0,76)= 1,56 В. Следовательно, наибольшим будет стандартное напряжение рав- ные 1,61В. Ответ: б) Zn-Mg. 3. Указать правильные значения электродного потенциала водородного электрода, рН раствора которого равно 7. а) - 0,23В; б) -0,34В; в) - 0,41В; г) -0,57В. Р е ш е н и е Значение электродного потенциала водородного электрода опре- деляем по формуле: + = -0,059РН • Тогда, при рН=7, Н /1 /2Н2 ф° = -0,059 • 7 = -0,41В; Следовательно, электродный потен- Н /1 / 2 Н 2 циал водородного электрода при рН=7 равен - 0,41 В. Ответ: в)-0,41В- Уровень В 1. Алюминиевый электрод погружен в 5-10 4 М раствор сульфата алюминия. Вычислить значение электродного потен- циала алюминия. 163 Дано: Металл - Al С,/2(5О4)з = 5-10- 4М Флечм ? Р е ш е н и е Электродный потенциал алюминия рассчитываем по уравнению Нернста: о 0,059, _ Фл,-/А)=Ф A l " / A l + - ^ - l g C A | 3 + • По табл. 10.1 определяем стандартный электродный потенциал алюминия 4)3 : A12(S04)3 = 2А1 3+ + 3SC>4~ число ионов А13+, образующихся при дис- социации одной молекулы A12(S04)3 равно 2. Следовательно, n =2. Тогда С 3 t = 5-10" 4-1-2 = 10~3 моль/л. Рассчитываем электрод- ный потенциал алюминиевого электрода. 164 ф А] / А1 = -1,67+ ^ I g l O - =-1,73 В. 'A1-/AJ Ответ: ф б) Потенциал цинкового электрода, погруженного в раствор своей соли, равен (-0,86В). Вычислить концентрацию ионов цинка в растворе. Дано: Металл - Zn Vzo-zzo = - ° ' 8 0 В С , - ? ^Zn 2 + • Р е ш е н и е Электродный потенциал цинка рассчитываем по уравнению Нернста: Ф 2+ = Ф \ + +ШЛоС ' Zn /Zn + Zn /Zn 'e^z Откуда: igc7 _ (Ф о Zn2r / Zn TZn"/Zn-•Ф7„-//Л)-П 0,059 По табл. 10.1 определяем стандартный электродный потенциал цинка ф 7 з*17 - -0,76 В, п - равно заряду иона цинка Zn 2+ (п=2). Zni+ / Zn Тогда: l g C = И,80-(_-А7б>L2 =-1,36; Zn" 0,059 165 С и = Ю- 1'36 моль/л = 0,04 моль/л. Ответ: С&2+ = 0,04 моль/л. 2. Составить две схемы гальванических элементов (ГЭ), в одной из которых олово служило бы анодом, в другой - като- дом. Для одной из них написать уравнения электродных про- цессов и суммарной токообразующей реакции. Вычислить зна- чение стандартного напряжения ГЭ. Р е ш е н и е В гальваническом элементе анодом является более активный ме- талл с меньшим алгебраическим значением электродного потенциа- ла, катодом - менее активный металл с большим значением элек- тродного потенциала. По табл. 10.1 находим Ф^/Sn = - 0 ' 1 4 В - а) Олово является анодом ГЭ. В качестве катода можно выбрать любой металл с Фме"+/Ме>(Рзп2+/5п " Например, медь 7) 2Н20 + 2ё = Н2 + 4-20Н". (11.3) Реальный электродный потенциал выделения водорода на катоде с учетом перенапряжения выделения водорода на металлах состав- ляет "0,2... 1,4) В. Более активные металлы с меньшим значением электродного потен- циала из водных растворов на катоде восстанавливаться не могут, так как раньше будут восстанавливаться ионы водорода. Такие металлы 175 получаются путем электролиза расплавов их безводных солей. Схемы протекания катодных процессов в зависимости от величины электрод- ных потенциалов металлов представлены в табл. 11.1. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что металл анода в процессе электролиза также может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с ак- тивным, растворимым анодом. Реальный электродный потенциал вы- деления кислорода из раствора составляет Фн2о/о2 = +(1>5...1,9)В. По- этому при электролизе водных растворов на инертном аноде могут окисляться только анионы бескислородных кислот (СГ, Вг" и др.), для которых потенциал выделения ниже, чем потенциал выделения ки- слорода. Анионы кислородосодержащих кислот ( S O 2 - , С О 2 - , РО^ , NO" и др.) имеют более высокий окислительно- восстановительный потенциал, чем потенциал выделения кислорода из воды, и, следовательно, в водных растворах окисляться на анодах не могут. Если анод инертный (С, Pt, Au), то на аноде в первую оче- редь окисляются анионы бескислородных кислот (А"'=СГ, Вг' и др.), затем гидроксид ионы ОН" и, в последнюю очередь, молекулы воды Ап' - пё = А, (11.4) в кислой и нейтральной среде (рН<7) 2Н 2 0-4е= = 0 2 + 4 Н \ (11.5) в щелочной среде (рН>7) 40Н~- 4е= = 02+2Н20. (11.6) Чем меньше алгебраическая величина окислительно-восстановитель- ного потенциала вещества т ° , тем более сильными восстанови- ' А/Ап~ тельными свойствами оно обладает, и тем при более низком напря- жении, т.е. раньше, начинается окисление этого вещества на аноде. Схема протекания анодных процессов на инертных и активных ано- дах представлена в табл.11.1. 176 При теоретическом выборе схемы электролиза, когда нет воз- можности вычислить напряжение разложения электролита, следует руководствоваться следующими правилами разрядки катионов и анионов при электролизе водных растворов: Процессы на катоде 1. На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы ме- таллов с более высокими электродными потенциалами (более силь- ные окислители), имеющие стандартный электродный потенциал больший, в чем у водорода. 2. Если металл находится в начале электрохимического ряда на- пряжений до Ti включительно (ф°.2+ =-1,63В) и соответственно, до ф°, „. , =-1,63В, то на катоде этот металл не восстанавливается, а Т ME / ME происходит восстановление водорода из водного раствора в соответст- вии со схемами (11.2) или (11.3) в зависимости от кислотности среды. 3. Катионы металлов, имеющие стандартный электродный по- тенциал меньший, чем у водорода (ф^ + / н =0В), но больший, чем у Ti, восстанавливаются одновременно с молекулами воды или иона- ми водорода по схемам (11.1) и (11.2) или (11.3) в зависимости от кислотности среды. Процессы на аноде 1. На инертном аноде в первую очередь окисляются анионы бес- кислородных кислот в порядке возрастания значений их стандарт- ных потенциалов в ряду СГ, Br", I"; при электролизе водных раство- ров, содержащих анионы кислородсодержащих кислот (С0 3 ~ , РО^ - , N O j и др.), окисляются только молекулы воды (при рН<7, схема 11.5) или ОН" ионы (при рН>7, схема 11.6). 2. При электролизе водных растворов активный металлический анод окисляется по схеме Ме° - пё = Меп+. (11.7) 177 Количественная характеристика электролиза выражается двумя законами Фарадея: 1. При электролизе различных химических соединений равные количества электричества выделяют на электродах массы веще- ства, пропорциональные молярным массам их эквивалентов: Пэк (В,)(анод) = Пэк (В2)(катод). (11.8) mBi _ МЭК(В1) т в , МЭК(В2) (П.9) 2. Масса вещества выделяющегося на электродах или разла- гающегося при электролизе прямо пропорциональна количест- ву прошедшего через электролит электричества: М,к (В) • I • т т в ~ (П-10) F где т в - масса вещества, выделяющегося на электродах, г; МЭК(В) - молярная масса эквивалента вещества, г/моль; т - время электролиза, сек (час); F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль, если т - с, и 26,8 А-ч/моль, если т - час. I - сила тока, А. Если выделяющиеся вещества находятся в газообразном состоя- нии, то второй закон электролиза можно записать в виде V o (B)= V m - ( B ) " I " T , СИ-ID где V0(B) - объем газообразного вещества при н.у., л; VM3K (в) - объем молярной массы эквивалента газообразного ве- щества, л/моль. Для водорода VM5K (И)=11,2 л/моль, для кислорода Умэк(0) =5,6 л/моль, для хлора УМэк (ci) =l 1,2 л/моль. Отношение массы вещества, факти- 178 чески выделившегося на электродах ( т )? к теоретически воз-В(факт) можному ( т в ) называется выходом по току (ВТ): ВТ = - ^ ^ 1 0 0 , % . (11.12) ш в Таблица 11.1 Схемы протекания электродных процессов при электролизе Схема катодных процессов Электродный потенциал металла, В ф" „, < < - 1,4В М^еп+ /Ме =-1,4...0 В Ф° .. > 0 Группы катионов металлов I зона: Li+, Rb+, К+, Ва2+, Sr2", Ca2+,Na+, Mg2+,A13+, Ti2+ II зона: Mn2+, Zn2+, Сг3+, Fe2+, Cd2+, Со2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+ III зона: Sb3+, Bi3+, Cu2+, Ag+, Pd2+, Hg2+, Pt2+, Au3+ Катодный процесс 2H20 + 26 = H2 + +20H" (pH>7); 2H++ 2ё = H2 (pH<7) Men+ + пё = Me0; 2 Н 2 0 + 2 ё = H2 + +20H"(pH>7); 2Н++ 2ё = Н2 (рН<7) Me"+ + пё = Me0 Описание процесса Восстанавливаются только молекулы воды (рН>7) или ионы водорода (рН<7) Одновременно восстанавливают- ся и ионы метал- лов, и молекулы воды (рН>7) или ионы водорода (рН<7) Восстанавливают- ся только ионы металла Меп+ Схема анодных процессов Вид анода Инертный анод (С, Pt и др.) Активный ме- таллический анод 1 2 3 4 Электродный потенциал про- цесса окис-ления Vй „<+1'5В т А! А"' „ >+1,5В -1 ,4 В YMe"* Ше 179 Окончание табл. 1 2 3 4 Вид анионов Анионы бес- кислородных кислот (СУ, Вг", У, S2" и др. (кроме F") Анионы кислород- содержащих кислот ( S O ^ . N O J . P O ^ f l P - ) Анодный про- цесс А"' - пё = А 2НгО - 4е= = 02+4КГ(рН<7); 40Н" - 4е= = 0 2 + 2 Н 2 0 (рН>7) Ме° - пё = Меп+ Описание про- цесса Окисляются только анионы бескислород- ных кислот Окисляются только молекулы воды (рН<7) или ОН" ионы (рН>7). Анионы кислород- содержащих кислот не окисляются Окисляется только металли- ческий анод Примеры решения задач Уровень А 1. Указать, какие группы катионов металлов можно восста- новить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Rb+, Ва2+, Ni2+, Cu2+; б) Ag+, Ва2+, Zn2+, Al3+; в) Ni2+, Ag+, Hg2+, Pt2+; r) Mg2+, Ti2+, Cr3+, Sb3+? Р е ш е н и е В ряду напряжений металлов стандартные электродные потен- циалы металлов 180 превышают электродный потенциал выделения водорода из водного раствора (-1,4В), следовательно, методом электролиза из водных рас- творов можно восстановить до металла катионы Ni2+; Ag+-, Hg2+; Pt2"1". Ответ: в) Ni2+; Ag' - Hg2+; Pt2+. 2. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) CI ~ SO 2~; S 2~; РО 3~ . б)С1"-,Вг"; S2" , r . в) SiO Г , СО2" , NO J ; СЮ ~ . г) РО ; SO з" ; NO 3, С Г ? Р е ш е н и е При электролизе водных растворов могут окисляться только анионы бескислородных кислот. Следовательно, из предложенных групп анионов методом электролиза из водных растворов можно 2 - окислить анионы С,1 ; Br ; S , I . Ответ: б) С Г , Br " , S2 , F . 3. Указать, восстановление каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) к+ ; Mg2+; Mn54-, Bi3+. б) Al3+', Zn2+; Cr3+-, Fe2+. в) Sr2+, Cu2+-, Pt2+, Pd2+. r) Cd2+, Ni2+; Sn2+- Pb2+? Р е ш е н и е Из предложенных металлов стандартные электродные потенциа- лы Cd((p° =-0,40В), Ni (ф° =-0,25В), ' Cd / Cd Ni / Ni J ' 181 Sn (ф° 2t =-0,14B) и Pb (ф° 2+ =-0,13В), Sn /Sn ' ' V Y P b 2 + / P b ' находятся в интервале стандартных электродных потенциалов при которых катионы металлов восстанавливаются одновременно с молекулами воды. Таким образом, при электролизе водных раство- ров восстановление Cd2+, Ni Sn2+, Pb2+ сопровождается выделени- ем водорода из водного раствора: Cd2+ + 2ё = Cd°, Ni2++ 2ё = Ni Sn2++2e = Sn°; Pb2++ 2ё = Pb°; 2Н20 + 2ё = Н2 + +20Н". Ответ: г) Cd2', Ni2+, Sn2+, Pb2+. Уровень В 1. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водных растворов солей (анод инертный): а) хлорида меди (II), б) гидроксида натрия. Какие продукты вы- деляются на катоде и аноде? Дано: а) СиС12, б) NaOH. Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-? 182 Р е ш е н и е а) CuCI2 = Cu 2+ + 2СГ. Схему электролиза составляем в соответствии с табл. 11.1: К(-); А(+) инертный; Си2+ + 2ё = Си ; 2СГ - 2ё = С12; Н 2 0 ; Н20. На катоде выделяется Си, на аноде выделяется С12. б) NaOH = Na+ + ОН"; К(-); А(+) инертный; Na+ ; 4 0 Н " - 4 ё = 02+ 2Н20. 2Н20+2ё = Н2+20Н", На катоде выделяется Н2, на аноде выделяется 02 . 2. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора соли сульфата никеля (П), если: а) анод инертный, б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? Дано: NiS04 а) анод инертный б) анод никелевый 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-? Р е ш е н и е а) анод - инертный NiS04 = Ni 2+ + sol" • 183 Схему электролиза составляем в соответствии с табл. 11.1: К(-); А(+) инертный; Ni2+ + 2ё = Ni; SOf ; 2Н20+2ё=Н2+20Н~; 2Н20-4ё=02+4НГ. На катоде выделяется Ni и Н2 , на аноде выделяется 02 . б) анод - никелевый: NiS04 = Ni2+ + so42-; К(-); A(+)(Ni); Ni2+ + 2ё = Ni; S0*",H20; 2Н20+2ё = Н2+20Н"; Ni - 2ё = Ni 2+ . На катоде выделяется Ni и Н2 , на аноде растворяется Ni. 3. При электролизе растворов а) нитрата кальция, б) нитра- та серебра на аноде выделяется 560 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процес- сов. Определить какое вещество и в каком количестве выдели- лось на катоде? Анод инертный. Дано: Электролиты: а) Ca(N03)2 б) AgN03 V0(B ) анод = 560 см 3 Анод инертный Схема электролиза-? В 2 V 184 Р е ш е н и е a) Ca(N03)2 = Са 2+ + 2 N 0 " . Схема электролиза: К(-); А(+) инертный; Са2+: NO3-; 2Н20+2ё=Н2+20Н'; 2Н20-4ё=02+4Н +. На катоде выделяется Н2, на аноде выделяется 0 2 По закону эквивалентов: Пэк(В0(анод) = пЭк (В2)(катод) В соответствии со схемой электролиза: пэк (02)(анод) = п э к (Н2)(катод) или V V откуда V M 3 K ( 0 ) V M 3 K ( H ) ( 2) V 5600 У М Э К ( 0 ) УМ э к ( Н ) = 11200 см 3/моль, УМ э к ( 0 ) = 5600 см 3/моль. На катоде выделилось 1120 см водорода, б) AgN03 = Ag + + NO3 . Схема электролиза: К(-); А(+) инертный; Ag+ + ё = Ag; N O J . Н20; 2Н20-4ё=02+4Н +. 185 На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется 0 2 . По закону эквивалентов: п Э к ( A g ) ( K a T O f l ) = пЭк(02)(анод)5 и л и m A g _ V 0 ( O 2 ) M 3 K (Ag) V, М э к ( 0 ) откуда M „ , ( A g ) - V M ( 0 ) 1 0 8 . 5 6 0 108 где М э к (Ag) = - - - = 108г / моль . На катоде выделилось 10,8 г серебра. Задачи Уровень А 11.1. Указать, какие группы катионов металлов можно восстано- вить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Li-, Mn2+; Sb3+; Ti2+. б) Cr3+; Fe2+; Ni2+, Sn2+. в) Rb+, Zn2+; Bi3+, Al3+, r) K+, Co2+, Hg2+, Ag+? 11.2. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) C r , S 0 ^ , S 2 " , P 0 3 4 ~ . б) Г , С Г , Br" , s2~. в) SiO J", СО 2~ , N 0 з , СЮ Г. r)po3-,so2',No:,cr? 186 11.3. Указать, восстановление, каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) Ti2+; Са2+; Fe2+, Pd2+. б) Pb2+, Sn2+, Cu2+, Pd2+. B)Hg2+,Ba2+,Mg2+, Ni2+. r) Mn2+, Co2+, Ni2+, Cd2+? 11.4. Указать, какие группы катионов металлов можно восстано- вить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Na+; Mn2+, Sb3+; Bi3+. б) C s ' ; Zn 2 + ; Ва 2 + ; Al 3 + . в) Cr3+, Fe2+,Ni2+,Sn2+. r)K+ ,Ca2+ ,Hg2+ ,Au3+? 11.5. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) B r ~ ; N O " ; Г , S O 2 " . б) NO з , СЮ~, SO J" , SiO з~ . B ) S 2 " , C r , B r " , I " . г) РО 4 ; I _ ; СО 2~ , SO 2~ ? 11.6. Указать, восстановление, каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) А13+; Ti3+; Ni2+*, Pb2+. б) Sn2+; Со2+; Ni2+, Mn2+. в) Au3+, Pd2+; Ba2+, Na+. r) Zn2+; Ni2+; Cu2+, Ag+? 11.7. Указать, какие группы катионов металлов можно восстано- вить до металла методом электролиза из водных растворов: а) К+, Al3+, Zn2+; Bi3+. б) Cr3+-, Ni2+; Sb3+, Pt2+: в) Cu2+, Ag+; Cs+, Ti2+, r) Mn2+, Zn2+; Cr3+, Fe2+? 187 11.8. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) I", S 2 " ; СГ', Вг~ . б) S 2 - ; ; SO2^', SiO J". в) РО 4 ; NO з; СЮ ~, SO . г) NO3 ; F ~ СО2 , С Г ? 11.9. Указать, восстановление, каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) Mg2+; Ва2+, Sr2+, Pd2+. б) Ni2+; Au3+, Hg2+-, Ti2+. в) Pb2+; Cr3+, Fe2+; Cd2+. r) Cu2+, Pt2+, Au3+; Pd2+? 11.10. Указать, какие группы катионов металлов можно восста- новить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Ва2 '; Al3+, Cr3+; Fe2+. б) Cd2+,Co2+;Ni2+; Au3+. в) Ag+, Na+; Cr3+, Pt+. г) Li+, Ag+, Cs+, Ti2+? 11.11. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) СГ; S 2~ , SiO 2~ , NO 3 . б) S 0 2 - ; C 1 0 ; , P 0 3 ; ; S 0 3 " . в) S2 ; J " ; РО3 , ВЮ . г) S 2 , Вг ~ , С Г ; Г ? 11.12. Указать, восстановление, каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) Na+, Ni2+; Sn2+, Pb2+ , б) Co2'; Ni2+; Mn2+; Zn2+, в) Hg2+; Cr3+, Co2+; Cd2+. r) Sb3+, Cu2+; Ag+, K+? 188 11.13. Указать, какие группы катионов металлов можно восста- новить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Sr2'; Са2 ', Na+; Ni2+. б) Ва2+, Cd2+; Sn2f; Pb2+. в) Pd2+; I Ig2+; Pt2+, Cd2+. r) Sn2+, Mg2+; Al3+, Co2+? 11.14. Указать, какие группы анионов можно окислить методом электролиза из водных растворов: а) Br ~, SO , S2 *, РО 3~ . б) СО2 ; N 0 з; РО ; NO ~ . в) S03 2";C0 з" ; N 0 ~; СЮ ~ , г) F~; С1~; Br"; I" ? 11.15. Указать, восстановление, каких групп катионов металлов при электролизе водных растворов сопровождается выделением водорода из водного раствора: а) Са2+; Ва2+, Сг3+; Мп2+. б) Cd2 ' ; А13+,- Ti2+; Са2+. в) Ag+; Bi3+, Hg2+, Pd2+, г) Mn2+; Fe2+, Cd2+; Pb2+? 11.16. Указать, какие группы катионов металлов можно восста- новить до металла методом электролиза из водных растворов: а) Sr2+; AI3,, Ti2 \ Co2+. б) Cd2+; Со2+, Ni2+, Sn2+. в) Pd2+; Pt2+; Bi3+; Li+, r) Ti2+; Zn2+, Sr2+; Ca2+? Уровень В 11.17. Составить схемы электролиза и написать уравнения электрод- ных процессов водных растворов (анод инертный): а) КОН, б) Cu(N03)2. 11.18. Составить схемы электролиза и написать уравнения электрод- ных процессов водного раствора Cd(N03)2, если а) анод инертный, б) анод кадмиевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 11.19. При электролизе раствора MgCl2 на аноде выделилось 560 Мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения 189 электродных процессов. Какое вещество и в каком количестве вы- делилось на катоде? Анод инертный. 11.20. Составить схемы электролиза и написать уравнения электрод- ных процессов водных растворов (анод инертный): a) ZnCl2, б) NaOH. 11.21. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора Ni(N03)2, если а) анод инертный, б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 11.22. При электролизе раствора K2SO4 на аноде выделилось 5,6 л газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Какое вещество и в каком количестве вы- делилось на катоде? Анод инертный. 11.23. Составить схемы электролиза и написать уравнения электрод- ных процессов водных растворов (анод инертный): a) LiOH, б) Fel2. 11.24. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора СиС12, если а) анод инертный, б) анод медный. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 11.25. При электролизе раствора Mg(N03)2 на аноде выделилось 280 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравне- ния электродных процессов. Какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде? Анод инертный. 11.26. Составить схемы электролиза и написать уравнения электрод- ных процессов водных растворов (анод инертный): a) FeS04, б) CsOH. 11.27. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора ZnS04, если а) анод инертный, б) анод цинковый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 11.28. При электролизе раствора AgN03 на аноде выделилось 260 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравне- ния электродных процессов. Какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде? Анод инертный. 11.29. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора C0SO4, если а) анод инертный, б) анод цинковый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 11.30. П р и электролизе раствора PdCl2 на аноде в ы д е л и л о с ь 560 мл газа (н.у.) . Составить схему электролиза и написать у р а в н е - ния электродных процессов. Какое вещество и в каком к о л и ч е с т в е выделилось на катоде? Анод инертный. 190 11.31. Составить схемы электролиза и написать уравнение элек- тродных процессов водных растворов (анод инертный): а) Си(К'Оз)2, б) RbOH. 11.32. Составить схемы электролиза и написать уравнения элек- тродных процессов водного раствора CdS04, если а) анод инертный; б) анод кадмиевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде? 12. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ Более 80% химических элементов являются металлами. Металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисле- ния и в окислительно-восстановительных реакциях являются вос- становителями. С водой при стандартных условиях взаимодейству- ют только щелочные и щелочно-земельные металлы: Са + 2НгО = Са(ОН)2 + Н2 | . Металлы, оксиды которых обладают амфотерными свойствами (Zn, Al, Sn, Pb) взаимодействуют с водными растворами щелочей при стандартных условиях: Zn + 2КОН + 2Н20 = К2 [Zn(OH)4] + Н2 Металлы, у которых меньшее значение стандартных электрод- ных потенциалов вытесняют металлы с большим значением стан- дартных электродных потенциалов из водных растворов их солей: Fe + CuS04 = FeS04 +Cu. Металлы, электродный потенциал которых меньше электродного потенциала водорода, восстанавливают ион водорода из разбавлен- ных кислот неокислителей. Mn + H2S04(pa36) = MnS04 + Н,Т. Некоторые металлы встречаются в природе в свободном состоя- нии (ртуть, серебро, золото, платина). Такие металлы называют са- мородными. Золото и платина добываются путем механического отделения от той породы, в которой они содержатся, или путем рас- творения и последующего извлечения из растворов. Например: 4Au + 8NaCN + 2Н20 + 0 2 = 4Na [Au(CN)2] + 4NaOH; 192 2Na [AU(CN)2] + Zn = Na2 [Zn(CN)4] + 2Au. Остальные металлы получают химическими или электрохимиче- скими способами. Химическое восстановление заключается во взаимодействии соединений металлов с углеродом, водородом или металлами. Например: W03 + ЗН2 = W + ЗН20; ZnO + С = Zn + СО; BeF2 + Mg = Be + MgF2. Электролизом из растворов осаждаются металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов после титана (ф^еп+/Ме > -МВ). Электролизом из растворов невозможно получить щелочные метал- лы, а также, Mg, Са, Sr, Ва, А1 и Ti. Примеры решения задач Уровень А 1. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые не- возможно получить электролизом из водных растворов их солей. а) Со, Си, А1. б) Са, Ni, Ag. в) Rb, Cd, N i , г) Na, Al, Mg. Р е ш е н и е Согласно схемы протекания катодных процессов при электролизе ионы металлов, у которых значения электродных потенциалов < -1,4 В (Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Na, Mg, Al, Ti) не восстанавливаются на 193 катоде из водных растворов их солей, а восстанавливаются молеку- лы воды (2Н20 + 2е = Н 2 | + 20Н"). Следовательно, при электролизе раствора не возможно получить металлы, стоящие в ряду (г). Ответ: г) Na; Al; Mg. 2. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы кото- рых можно восстановить из водных растворов их солей железом. а) А1; Со; Си . б) Ni; Ag; Аи, в) Mg; Zn; Ag , г) Со; Pb; Mg. Р е ш е н и е В соответствии со следствием из ряда стандартных электродных потенциалов металлов, металлы у которых меньшее значение стан- дартных электродных потенциалов вытесняют металлы с большим значением стандартных электродных потенциалов из водных рас- творов их солей, т.е. железо может восстановить из водных раство- ров металлы стоящие за ним в ряду стандартных электродных по- тенциалов (табл.10.1). После железо стоят металлы ряда (б). Ответ: б) Ni; Ag; Au: 3. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые взаимодействуют с разбавленными кислотами неокислителями с выделением водорода. а) Ni; Sn; Си , б) Mg; Fe; Ni: в) Al; Со; Hg : г) Zn; Pb, Ag . Р е ш е н и е Так как восстанавливать ионы водорода из разбавленных кислот неокислителей способны металлы, стандартный электродный по- тенциал у которых меньше стандартного электродного потенциала водорода (ф° п+ <0,0В), то с разбавленными кислотами неокис- / м е лителями с выделением водорода взаимодействуют металлы, стоя- щие в ряду (б) (табл.10.1). Ответ: б) Mg; Fe;Ni. 194 Уровень В 1. Можно ли восстановить водородом оксид хрома (III) и ок- сид серебра (I) до металлов при стандартных условиях? Ответ подтвердить расчетом ArG°(298К) по A,G0(298K,B). Дано: Сг203(к), СиО(к), Н(2) Сг - ? A g - ? Р е ш е н и е Составить уравнения реакций восстановления оксидов металлов водородом: Сг203(к) + ЗН2(Г) = 2СГ(к) + ЗН20 (ж); (12.1) Ag20(K) + Н2(г) = 2Ag(K) + Н20 ( ж ) . (12.2) Рассчитать изменение стандартной энергии Гиббса ArG (298К) реакций (12.1) и (12.2) используя I следствие из закона Гесса. Зна- чения стандартных энергий Гиббса образования веществ AfG°(298K,B) определить из табл. 4.1. ArG°(298K, 1) = 3AfG°(298K, Н2Ож) - А(О 0(298К, Сг203к) = = 3 • (-237,3) -(-1050) = 338,1 кДж; ArG°(298K, 2) = AfG°(298K, Н2Ож) - AfG°(298K, Ag20K) = = (-237,3) - (-11,3) = -226 кДж. Так как ArG°(298K, 2) < 0, a ArG°(298K, 1) > 0, то возможно само- произвольное протекание только реакции (2), т.е. возможно только восстановление серебра из оксида серебра (I). Ответ: Водородом можно восстановить только серебро из оксида серебра (I). 195 2. Написать уравнения реакций получения металлического кадмия из смеси оксидов CdO и ZnO гидрометаллургическим ме- тодом. В качестве растворителя оксидов использовать серную ки- слоту, в качестве восстановителя - оксид углерода (П). Составить схему получения металлического кадмия из смеси оксидов. Дано: CdO, ZnO, H2S04 - - растворитель СО - восстановитель C d - ? Р е ш е н и е Записать уравнения реакций по стадиям: Растворение оксидов кадмия и цинка в H2SO4: CdO + H2S04 = CdS04 + Н20; ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20. Осаждение гидроксидов кадмия и цинка гидроксидом натрия при стехиометрическом соотношении солей и гидроксида натрия: CdS04 + 2NaOH = Cd(OH)2I + Na2S04; ZnS04 + 2NaOH = Zn(OH)2 | + Na2S04. Растворение амфотерного гидроксида цинка в избытке щелочи: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4](pacTBop). избыток Так как Na2[Zn(OH)4] - растворимая соль, в осадке остается толь- ко гидроксид кадмия. Отделение осадка Cd(OH)2 от раствора фильтрацией. 196 Разложение осадка Cd(OH)2 при нагревании: Cd(OH)2 — C d O + H2Of. Восстановление CdO оксидом углерода (И) при нагревании: CdO + СО — C d + С02. Ответ: Общая схема получения металлического кадмия из смеси оксидов будет иметь вид: t со CdO ^ C d S 0 4 Cd(OH) 2j — C d O >Cd H 2 S0 4 . NaOH {избыток) . ^ — - Z n O " Z n S 0 4 Na2[Zn(OH)4](pacTBop) > 3. Написать уравнения реакций получения металлического никеля из смеси оксидов NiO и MgO гидрометаллургическим методом. В качестве растворителя использовать азотную ки- слоту. Никель из раствора выделить методом электролиза. Со- ставить схему электролиза и схему получения металлического никеля из оксидов. Дано: NiO, MgO HNO3 - растворитель N i - ? Р е ш е н и е Составить уравнения реакций растворения оксидов никеля и магния в азотной кислоте: NiO + 2HN03 = Ni(N03)2 + Н20; MgO + 2HN03 = Mg(N03)2 + Н20. 197 Составить схему электролиза полученного раствора солей с инертным анодом. В соответствии с таблицами, в которых приведе- ны схемы протекания катодных и анодных процессов (см. электро- лиз), схема электролиза будет иметь вид: Ni(N03)2 = Ni 2+ + 2NO 3; Mg(N03)2 = Mg 2+ + 2NO 3; К (-) ; A (+) (инертный) ; Mg2+; N O " ; J"Ni2+ + 2e = Ni° 2H20 - 4e = 0 2 + 4H +. \ m 2 0 + 2e = H2 + 2 OH"; На катоде выделяется Ni и H2. На аноде выделяется 0 2 . Ответ: Общая схема получения металлического никеля из смеси оксидов будет иметь вид: NiO Ni(N03)2 Ni и Н? (на катоде) HNO-, электролиз v ? 4 Т ч MgO ^ ^ M g ( N 0 3 ) 2 0 2 (на аноде) Mg(N03)2 (в растворе). Задачи Уровень А 12.1. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) Mg; Ni; Ag. б) К, Zn, Си, в) Ni; Со, Pb. г) Al, Са, Mg. 198 12.2. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей цинком. а) Mg; Cd, Ag. б) Cd, Ni; Си . в) Са; Pb; Cr. г) Со, Mg; Pb. 12.3. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые взаимодействуют с разбавленными кислотами неокислителями с выделением водорода. а) Mg; Ni; Pd . б) Al; Sn; Zn: в) Ni, Co, Cu. r) Mg; Cd; Hg. 12.4. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) К; Mg; Са: б) Al; Ni; Ag. в) Са; Ni; Си . г) Ва; Sn; Pb. 12.5. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей никелем. а) Са; Mg; Си , б) Pb; Си; Sn , в) Mg; Со; Ag . г) Со; А1; Си. 12.6. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые взаимодействуют с разбавленными кислотами неокислителями с выделением водорода. а) Са; Zn,- Al , б) Mg; Pb; Си, в) Zn; Pb; Pd , г) Са, Pb," Ag. 12.7. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) Mg; Со; Си . б) Al; Ni; Ag, в) Na; Са; Ва, г) Cd; Pb; Sr. 199 12.8. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей железом. а) Zn; Со; Мп, б) Mg; Со; Pd, в) Ni; Си; Ag. г) Al; Cd; Pb, 12.9. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) Al; Cd; Си , б) Ni; Zn; Mg. в) Са; Al; Na, г) Zn; Fe; Са. 12.10. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей цинком. а) Mg; Fe; Си. б) Са; Cd; Ag, в) Fe; Ni; Pb ; г) Al;Cd;Co. 12.11. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые взаимодействуют с разбавленными кислотами неокислителями с выделением водорода. а) Al; Mg; Sn , б) Zn; Sr; Си, в) Pb; Al; Ag . г) Mg; Sn; Pd. 12.12. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) Na; Са; А1. б) Cd; Zn; Mg, в) Ni; Fe; Са , г) Pb; Mg; Ag. 12.13. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей железом. а) Са; Ni; Си, б) Cd; Mg; Ag , в) Со; Pb; Sn . г) Ва; Cd; Pd. 200 12.14. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые взаимодействуют с разбавленными кислотами неокислителями с выделением водорода. а) Zn; Pb; Ag . б) Al; Со; Си, в) Zn; Al; N i , г) Со; Мп; Аи. 12.15. Из приведенных металлов указать ряд металлов, которые невозможно получить электролизом из растворов их солей. а) Mg; Са; Rb, б) Al; Ni; Ag, в) Pb; Cd; Sn; г) Fe; Ni; Co. 12.16. Из приведенных металлов указать ряд металлов, ионы ко- торых можно восстановить из водных растворов их солей цинком. а) Ва; Fe; Си. б) Mg; Cd; Pb. в) Fe; Ni; Ag , г) Са; Mn; Ni. Уровень В 12.17. Можно ли восстановить водородом оксид меди (И) и ок- сид кальция до металлов при стандартных условиях? Ответ под- твердить расчетом ArG°(298K) по AiG°(298K,B). 12.18. Написать уравнения реакций получения металлического кобальта из смеси оксидов СоО и SnO гидрометаллургическим ме- тодом. В качестве растворителя оксидов использовать серную ки- слоту, а в качестве восстановителя - оксид углерода (II). Составить схему получения металлического кобальта из смеси оксидов. 12.19. Написать уравнения реакций получения металлического ни- келя из смеси оксидов NiO и А1203 гидрометаллургическим методом. В качестве растворителя использовать серную кислоту. Никель из рас- твора выделить методом электролиза. Составить схему электролиза и схему получения металлического никеля из смеси оксидов. 12.20. Можно ли восстановить углеродом оксид серебра (I) и ок- сид магния до металлов при стандартных условиях? Ответ под- твердить расчетом ArG°(298K) по AfG°(298K,B). 201 12.21. Написать уравнения реакций получения металлической меди из смеси оксидов СиО и РЬО гидрометаллургическим мето- дом. В качестве растворителя оксидов использовать азотную кисло- ту, а в качестве восстановителя - водород. Составить схему получе- ния металлической меди из смеси оксидов. 12.22. Написать уравнения реакций получения металлического олова из смеси оксидов СаО и SnO гидрометаллургическим методом. В качестве растворителя использовать раствор азотной кислоты. Олово из раствора выделить методом электролиза. Составить схему электро- лиза и схему получения металлического олова из смеси оксидов. 12.23. Можно ли восстановить водородом оксид алюминия и ок- сид меди (II) до металлов при стандартных условиях? Ответ под- твердить расчетом ArG°(298K) по AfG°(298K,B). 12.24. Написать уравнения реакций получения металлического никеля из смеси оксидов NiO и ZnO гидрометаллургическим мето- дом. В качестве растворителя оксидов использовать соляную кисло- ту, а в качестве восстановителя - оксид углерод (П). Составить схе- му получения металлического никеля из смеси оксидов. 12.25. Написать уравнения реакций получения металлического ко- бальта из смеси оксидов СоО и А1203 гидрометаллургическим мето- дом. В качестве растворителя использовать серную кислоту. Кобальт из раствора выделить методом электролиза. Составить схему электро- лиза и схему получения металлического кобальта из смеси оксидов. 12.26. Можно ли восстановить водородом оксид никеля (II) и оксид цинка до металлов при стандартных условиях? Ответ под- твердить расчетом ArG°(298K) по AfG°(298K,B). 12.27. Написать уравнения реакций получения металлического марганца из смеси оксидов МпО и Сг203 гидрометаллургическим методом. В качестве растворителя оксидов использовать серную кислоту, а в качестве восстановителя - оксид углерода (II). Соста- вить схему получения металлического марганца из смеси оксидов. 12.28. Написать уравнения реакций получения металлической меди из смеси оксидов СиО и ВаО гидрометаллургическим мето- дом. В качестве растворителя использовать соляную кислоту. Медь из раствора выделить методом электролиза. Составить схему элек- тролиза и схему получения металлической меди из смеси оксидов. 202 12.29. Можно ли восстановить углеродом оксид ртути (II) и ок- сид бария до металлов при стандартных условиях? Ответ подтвер- дить расчетом Д,О0(298К) по AiG°(298K,B). 12.30. Написать уравнения реакций получения металлического свинца из смеси оксидов РЬО и А1203 гидрометаллургическим мето- дом. В качестве растворителя использовать азотную кислоту. Свинец из раствора выделить методом электролиза. Составить схему электро- лиза и схему получения металлического свинца из смеси оксидов. 12.31. Можно ли восстановить водородом оксид железа (II) и ок- сид кальция до металлов при стандартных условиях? Ответ под- твердить расчетом ArG°(298K) по AfG°(298K,B)- 12.32. Написать уравнения реакций получения металлического олова из смеси оксидов SrO и SnO гидрометаллургическим методом. В качестве растворителя использовать раствор азотной кислоты. Олово из раствора выделить методом электролиза. Составить схему электро- лиза и схему получения металлического олова из смеси оксидов. Варианты контрольных работ № Номера задач, относящиеся к данному варианту 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1 1.20 2.32 3.25 4.23 5.17 6.20 7.21 8.20 9.27 10.21 11.25 12.26 2 1.17 2.30 3.27 4.29 5.28 6.26 7.27 8.28 9.31 10.28 11.28 12.31 3 1.32 2.27 3.17 4.18 5.24 6.32 7.24 8.22 9.30 10.22 11.17 12.30 4 1.28 2.27 3.21 4.30 5.31 6.26 7.18 8.23 9.30 10.25 11.24 12.26 5 1.31 2.30 3.24 4.22 5.23 6.17 7.32 8.28 9.26 10.31 11.24 12.22 6 1.20 2.24 3.23 4.28 5.32 6.24 7.18 8.26 9.31 10.28 11.21 12.32 7 1.24 2.31 3.32 4.18 5.24 6.28 7.25 8.32 9.24 10.31 11.30 12.18 8 1.32 2.22 3.19 4.29 5.20 6.32 7.21 8.25 9.30 10.20 11.29 12.18 9 1.28 2.31 3.21 4.32 5.17 6.27 7.22 8.29 9.25 10.19 11.20 12.20 10 1.30 2.23 3.24 4.24 5.30 6.29 7.23 8.21 9.29 10.28 11.23 12.24 11 1.21 2.26 3.24 4.22 5.28 6.25 7.20 8.18 9.20 10.24 11.18 12.24 12 1.19 2.31 3.28 4.23 5.19 6.17 7.21 8.22 9.31 10.22 11.31 12.30 13 1.24 2.18 3.20 4.17 5.22 6.30 7.24 8.27 9.30 10.27 11.23 12.31 14 1.26 2.24 3.27 4.17 5.30 6.29 7.19 8.23 9.31 10.26 11.22 12.21 15 1.28 2.21 3.18 4.18 5.29 6.31 7.17 8.32 9.31 10.22 11.32 12.26 16 1.31 2.26 3.25 4.31 5.19 6.32 7.23 8.28 9.32 10.19 11.20 12.21 17 1.32 2.26 3.29 4.17 5.23 6.29 7.28 8.20 9.25 10.28 11.22 12.27 18 1.27 2.30 3.22 4.31 5.21 6.32 7.23 8.31 9.19 10.21 11.18 12.25 19 1.27 2.29 3.30 4.30 5.20 6.21 7.20 8.26 9.28 10.31 11.21 12.27 20 1.30 2.28 3.17 4.29 5.24 6.25 7.20 8.22 9.17 10.28 11.32 12.20 21 1.22 2.21 3.27 4.17 5.20 6.19 7.21 8.32 9.31 10.19 11.21 12.17 22 1.19 2.25 3.25 4.28 5.30 6.31 7.17 8.19 9.27 10.28 11.28 12.27 23 1.23 2.29 3.17 4.28 5.29 6.21 7.17 8.27 9.20 10.25 11.30 12.19 24 1.19 2.17 3.24 4.20 5.28 6.23 7.28 8.17 9.27 10.22 11.26 12.23 25 1.21 2.28 3.25 4.24 5.23 6.31 7.22 8.27 9.19 10.19 11.24 12.24 26 1.22 2.21 3.30 4.22 5.32 6.23 7.32 8.26 9.24 10.22 11.26 12.26 27 1.23 2.23 3.19 4.24 5.27 6.24 7.29 8.28 9.17 10.30 11.17 12.18 28 1.29 2.19 3.19 4.28 5.27 6.30 7.25 8.26 9.21 10.18 11.32 12.17 29 1.27 2.18 3.30 4.28 5.23 6.29 7.18 8.23 9.19 10.27 11.23 12.20 30 1.20 2.21 3.20 4.31 5.18 6.24 7.21 8.32 9.29 10.22 11.22 12.31 31 1.23 2.25 3.19 4.28 5.23 6.31 7.27 8.21 9.19 10.24 11.31 12.28 32 1.18 2.20 3.17 4.22 5.22 6.23 7.27 8.24 9.20 10.18 11.22 12.21 33 1.25 2.20 3.31 4.23 5.18 6.23 7.20 8.20 9.32 10.22 11.25 12.18 2 34 1.27 2.18 3.24 4.29 5.20 6.31 7.32 8.28 9.26 10.19 11.27 12.20 35 1.22 2.27 3.25 4.18 5.19 6.18 7.29 8.22 9.25 10.25 11.25 12.23 36 1.27 2.17 3.17 4.30 5.20 6.27 7.22 8.17 9.18 10.19 11.30 12.25 37 1.18 2.27 3.26 4.26 5.21 6.32 7.31 8.32 9.21 10.20 11.19 12.18 38 1.17 2.22 3.27 4.24 5.31 6.30 7.18 8.25 9.28 10.26 11.17 12.26 39 1.22 2.18 3.31 4.19 5.28 6.29 7.27 8.17 9.17 10.19 11.20 12.29 40 1.27 2.21 3.21 4.32 5.21 6.27 7.25 8.20 9.31 10.30 11.25 12.26 41 1.17 2.29 3.29 4.26 5.27 6.28 7.29 8.20 9.21 10.18 11.17 12.25 42 1.18 2.28 3.31 4.22 5.23 6.26 7.23 8.22 9.26 10.21 11.23 12.27 43 1.21 2.28 3.18 4.30 5.29 6.18 7.17 8.25 9.22 10.17 11.21 12.19 44 1.27 2.22 3.22 4.26 5.21 6.19 7.19 8.20 9.30 10.23 11.28 12.22 45 1.19 2.17 3.29 4.25 5.30 6.23 7.29 8.17 9.29 10.23 11.32 12.30 46 1.20 2.19 3.17 4.20 5.23 6.20 7.25 8.21 9.32 10.22 11.22 12.22 47 1.21 2.27 3.29 4.18 5.29 6.27 7.20 8.22 9.23 10.19 11.19 12.27 48 1.20 2.25 3.31 4.27 5.25 6.25 7.27 8.23 9.31 10.17 11.32 12.18 49 1.19 2.27 3.31 4.32 5.26 6.23 7.27 8.24 9.32 10.30 11.29 12.28 50 1.18 2.22 3.29 4.22 5.32 6.31 7.29 8.26 9.27 10.27 11.22 12.19 51 1.24 2.21 3.18 4.30 5.28 6.29 7.28 8.27 9.30 10.27 11.26 12.20 52 1.25 2.27 3.17 4.18 5.17 6.19 7.24 8.30 9.25 10.17 11.26 12.31 53 1.30 2.29 3.19 4.31 5.23 6.23 7.22 8.28 9.20 10.21 11.32 12.32 54 1.20 2.24 3.18 4.25 5.28 6.21 7.20 8.20 9.29 10.19 11.18 12.25 55 1.21 2.18 3.26 4.26 5.30 6.28 7.31 8.17 9.23 10.17 11.17 12.24 56 1.27 2.23 3.19 4.31 5.26 6.23 7.23 8.25 9.17 10.26 11.19 12.17 57 1.17 2.27 3.28 4.20 5.29 6.25 7.25 8.23 9.21 10.32 11.28 12.18 58 1.28 2.29 3.17 4.30 5.21 6.22 7.21 8.26 9.28 10.17 11.27 12.17 59 1.22 2.21 3.23 4.21 5.18 6.28 7.31 8.31 9.18 10.21 11.26 12.19 60 1.17 2.32 3.29 4.24 5.25 6.23 7.19 8.24 9.25 10.17 11.17 12.30 61 1.23 2.23 3.19 4.29 5.32 6.31 7.18 8.26 9.22 10.17 11.29 12.23 62 1.29 2.26 3.24 4.31 5.26 6.26 7.23 8.27 9.17 10.28 11.31 12.17 63 1.18 2.30 3.20 4.23 5.18 6.22 7.29 8.29 9.32 10.30 11.26 12.19 64 1.32 2.29 3.24 4.27 5.19 6.23 7.25 8.26 9.18 10.22 11.30 12.32 65 1.24 2.30 3.20 4.28 5.27 6.17 7.28 8.21 9.19 10.17 11.26 12.26 66 1.20 2.17 3.19 4.21 5.30 6.32 7.26 8.24 9.18 10.23 11.21 12.17 67 1.26 2.27 3.17 4.22 5.17 6.26 7.24 8.30 9.27 10.32 11.30 12.32 68 1.24 2.26 3.18 4.25 5.32 6.30 7.19 8.20 9.32 10.20 11.26 12.21 69 1.31 2.25 3.28 4.21 5.20 6.19 7.26 8.17 9.17 10.25 11.18 12.19 3 70 1.23 2.22 3.24 4.19 5.23 6.20 7.25 8.17 9.26 10.32 11.20 12.20 71 1.32 2.26 3.26 4.30 5.21 6.21 7.21 8.24 9.21 10.20 11.17 12.26 72 1.23 2.27 3.32 4.31 5.26 6.20 7.17 8.29 9.18 10.26 11.25 12.18 73 1.20 2.32 3.22 4.29 5.27 6.28 7.27 8.27 9.30 10.19 11.29 12.24 74 1.20 2.26 3.31 4.25 5.20 6.20 7.30 8.29 9.18 10.21 11.17 12.25 75 1.20 2.21 3.18 4.20 5.27 6.26 7.29 8.25 9.19 10.18 11.28 12.23 76 1.21 2.23 3.17 4.28 5.30 6.22 7.19 8.23 9.28 10.20 11.30 12.28 77 1.24 2.25 3.32 4.32 5.18 6.26 7.28 8.21 9.23 10.23 11.17 12.30 78 1.20 2.28 3.25 4.18 5.19 6.17 7.17 8.17 9.22 10.27 11.24 12.32 79 1.26 2.26 3.26 4.20 5.18 6.29 7.31 8.18 9.26 10.19 11.27 12.25 80 1.20 2.32 3.24 4.28 5.24 6.22 7.28 8.28 9.27 10.21 11.18 12.24 81 1.29 2.26 3.26 4.25 5.29 6.31 7.25 8.22 9.20 10.19 11.22 12.29 82 1.26 2.18 3.32 4.32 5.20 6.21 7.29 8.23 9.27 10.27 11.25 12.25 83 1.31 2.32 3.19 4.19 5.25 6.19 7.30 8.21 9.22 10.25 11.27 12.30 84 1.20 2.26 3.30 4.21 5.32 6.23 7.21 8.22 9.21 10.28 11.26 12.21 85 1.29 2.25 3.29 4.25 5.26 6.22 7.30 8.21 9.32 10.30 11.23 12.27 86 1.32 2.27 3.18 4.19 5.23 6.28 7.24 8.32 9.17 10.23 11.25 12.29 87 1.22 2.28 3.23 4.19 5.28 6.17 7.30 8.29 9.26 10.20 11.32 12.25 88 1.22 2.21 3.19 4.25 5.30 6.18 7.28 8.23 9.21 10.18 11.18 12.29 89 1.22 2.25 3.24 4.17 5.27 6.27 7.30 8.31 9.20 10.29 11.28 12.20 90 1.23 2.18 3.27 4.30 5.29 6.18 7.19 8.28 9.19 10.23 11.18 12.19 91 1.23 2.26 3.23 4.18 5.17 6.22 7.21 8.28 9.21 10.29 11.18 12.21 92 1.30 2.21 3.17 4.27 5.24 6.20 7.28 8.29 9.27 10.30 11.32 12.31 93 1.25 2.24 3.22 4.21 5.23 6.21 7.30 8.19 9.30 10.19 11.23 12.25 94 1.32 2.26 3.20 4.25 5.26 6.23 7.18 8.21 9.20 10.26 11.20 12.17 95 1.28 2.31 3.24 4.19 5.20 6.18 7.28 8.19 9.28 10.31 11.22 12.23 96 1.32 2.17 3.26 4.21 5.26 6.22 7.21 8.18 9.24 10.23 11.32 12.31 97 1.26 2.25 3.28 4.29 5.29 6.29 7.23 8.21 9.21 10.29 11.27 12.20 98 1.20 2.32 3.29 4.23 5.17 6.21 7.19 8.27 9.29 10.22 11.17 12.32 99 1.29 2.21 3.25 4.20 5.24 6.24 7.26 8.32 9.27 10.26 11.31 12.31 100 1.28 2.23 3.32 4.32 5.29 6.27 7.32 8.31 9.26 10.25 11.18 12.29 Литература Основная 1. Коровин, Н.В. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2000. 2. Глинка, Н.Л. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2004. Дополнительная Для студентов — машиностроителей 3. Харин, А.Н. [и др.]. Курс химии. - М: Высшая школа, 1983. Для студентов - энергетиков 4. Курс химии. В 2 ч., ч. 2 /Под редакцией А.Ф. Алабышева. - М.: Высшая школа, 1970. Для студентов - строителей 5. Курс химии. В 2 ч., ч. 2 /Под редакцией В.А.Киреева. - М.: Выс- шая школа, 1975. Для студентов всех специальностей 6. Задачи предлабораторного контроля по химии. - Мн.: БИТУ, 2005. 7. Артеменко, А.И. Органическая химия. -М. : Высшая школа, 1987. 208 Содержание Введение 3 Общие методические указания 12 1. Основные классы неорганических соединений 15 2. Эквивалент. Закон эквивалентов 32 3. Способы выражения состава раствора 44 4. Энергетика химических процессов 58 5. Скорость химических реакций. Химическое равновесие . . . 74 6. Физико-химические свойства растворов 94 7. Растворы сильных и слабых электролитов 109 8. Ионно-молекулярные уравнения. Гидролиз солей 126 9. Окислительно-восстановительные реакции 135 10. Гальванический элемент. Коррозия металлов 150 11. Электролиз 174 12. Химические свойства металлов 192 Варианты контрольных работ 204 Литература 208