49046

Учебно-методическое пособие к выполнению индивидуальных заданий и контрольных работ по общей химии

Книга

Химия и фармакология

Химия – одна из фундаментальных наук естествознания, формирующих естественно-научное мировоззрение будущих специалистов. Наличие прочных химических знаний способствует воспитанию творческой личности, целостно воспринимающей мир, способной прогнозировать эффективность новых решений, организовывать их практическую реализацию, активно влиять на процессы, происходящие в социальной и профессиональной сферах.

Русский

2014-03-30

576.94 KB

7 чел.

Министерство образования и науки

Российской Федерации

Федеральное государственное АВТОНОМНОЕобразовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Волгодонский инженерно-технический институт – филиал НИЯУ МИФИ 

Учебно-методическое пособие

к выполнению индивидуальных заданий и

контрольных работ по общей химии


Введение

Химия – одна из фундаментальных наук естествознания, формирующих естественно-научное мировоззрение будущих специалистов. Наличие прочных химических знаний способствует  воспитанию  творческой личности,  целостно воспринимающей мир, способной прогнозировать эффективность новых решений, организовывать их практическую реализацию, активно влиять на процессы, происходящие в социальной и профессиональной  сферах.

Таким образом, курс «Общая химия» является базовым для последующего изучения общепрофессиональных и специальных дисциплин.

Целью настоящих методических указаний является оказание помощи студентам в изучении курса  «Общая химия» и выполнении контрольной работы (для студентов-заочников) или индивидуального домашнего задания (для студентов дневной формы обучения). Контрольная работа состоит в решении задач по темам курса. Перед условиями задач каждой темы  даны пояснения и приведены примеры решения. В конце указаний приведены справочные материалы, необходимые для решения задач.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Выполнение контрольного задания является одним из основных элементов изучения курса общей химии студентами ВИТИ НИЯУ МИФИ, обучающимися по очной, очно-заочной и заочной формам  обучения на всех специальностях.

Таблица вариантов заданий приведена в конце пособия (прил. 1). Вариант задания контрольной работы определяется в соответствии с  двумя последними цифрами номера зачетной  книжки.

В каждом варианте выделены три блока заданий, отличающихся степенью сложности. Задание из блока 1-го уровня оценивается в 1 балл, задание из блока 2-го уровня – в 1,5 балла, задание из блока 3-го уровня – в 2 балла. Контрольная работа считается зачтенной, если  общее количество баллов, набранных за правильно решенные задания,- не менее 15 при условии, что охвачены все разделы, представленные в методическом указании. Количество баллов, набранных студентом за контрольную работу, учитывается при сдаче им экзамена по общей химии, в совокупности с баллами за выполнение лабораторного практикума.

При выполнении работы необходимо соблюдать следующие правила:

- оформление работы должно соответствовать Общим требованиям и правилам оформления текстовых документов в учебном процессе;

- контрольную работу следует выполнять аккуратно, оставляя поля для замечаний рецензента;

- условия задач своего варианта переписывать полностью;

- при решении для всех полученных числовых значений должна быть приведена их размерность;

- решение задачи, ответы на вопросы необходимо кратко обосновать, подробно изложить ход решения с математическими преобразованиями;

- используемые формулы должны сопровождаться пояснениями;

- в контрольной работе следует указывать учебники и учебные пособия, которые использовались при решении задач.

Контрольные работы или индивидуальные домашние задания, оформленные без соблюдения указанных правил, а также работы, выполненные не по своему варианту, не  рецензируются и не зачитываются.

При выполнении контрольных работ и индивидуальных домашних заданий рекомендуется использовать следующие учебники и учебные пособия:

  1.  Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. пособие. – М.: Высш. шк., 1998.-559с.
  2.  Хомченко И.Г. Общая химия. – М.: Высш. шк.,1999.    
  3.  Глинка Н.Л. Общая химия.- М.:Химия,1986. - 718с.
  4.  Фролов В.В. Химия.- М.:Высш. шк., 1983. - 559с.
  5.  Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. 4-е изд. – М.: Высш. шк., 2001.-527с.
  6.  Глинка Н.Л.. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.,: Химия, 1986.-322с.
  7.  Пучкин П.А., Шалимов В.Н. Методические указания к решению задач в курсе общей химии/ Новочеркасский политехнический институт. -Новочеркасск: НПИ, 1986. - 16с.

1. Основные понятия и законы химии

Относительная атомная масса (Аr) химического элемента показывает, во сколько раз средняя масса атома естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (12С):

Аr = mатома: (1/12 m (12С)).

Относительная молекулярная масса (Мr) простого или сложного вещества  показывает, во сколько раз средняя масса молекулы естественного изотопного состава элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12 (12С):

Мr = mмолекулы: (1/12 m (12С)).

Атомная единица массы (а.е.м.) = 1,66·10-27кг; Аr и Мrбезразмерные величины.

Количество вещества ν – физическая величина, равная количеству молей структурных элементов, составляющих систему. Определяется ν отношением числа структурных единиц N, содержащихся в системе, к постоянной Авогадро NА:

ν = N : NА.

Моль – это количество вещества системы, содержащей столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в углероде 12С, взятого массой 0,012 кг. Принято считать, что число структурных единиц в одном моле численно равно постоянной Авогадро NА = 6,02·1023 моль-1.

Молярная (мольная) масса М (Х) – масса единицы количества вещества Х, т.е. масса одного моля данного вещества (г/моль). Молярная масса  М (Х) численно равна его относительной молекулярной массе (Мr).

Эквивалент  – это некоторая реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо иным способом эквивалентна одному атому или одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Данное определение предложено Конгрессом ИЮПАК. Однако оно отличается громоздкостью, допускает использование в количественных соотношениях реально не существующих «условных» частиц и, к тому же, страдает неопределенностью: «эквивалент  - частица …, которая эквивалентна…»(тавтология!).

Кроме того, при таком определении величина эквивалента вещества становится безразмерной и тождественной фактору эквивалентности.

Более конкретным и лишенным перечисленных недостатков является следующее определение: Эквивалент вещества (Э) – это количество вещества, приходящееся на единицу его валентного химического сродства.

Под валентным химическим сродством (W) понимается произведение  валентности (модуля заряда для ионов, числа отданных или принятых электронов в окислительно-восстановительной реакции) частицы (В) на их количество в формуле вещества (n):

W = В· n [безразмерна].

Эталоном эквивалента вещества принят 1 моль атомарного водорода. Расчет эквивалента любого вещества производят по формуле

[моль].

Безразмерная величина, показывающая, какая часть моля элемента или вещества Х эквивалентна 1 моль атомарного водорода, называется фактором эквивалентности fэ (Х):  

.

Масса одного эквивалента (эквивалентная масса) Мэ(Х), г/моль, определяется по формуле

                             Мэ(Х) = fэ (Х)·М(Х).                                                 (1.1)

Если в реакции участвуют газы, то могут быть найдены их эквивалентные объемы  Vэ, л/моль, по формуле (при н.у.)

Vэ(Х) = fэ (Х)·22,4 .

Фактор эквивалентности  химического элемента Х в его соединениях равен

fэ (Х) = 1:|с.о.| ,

где с.о. – степень окисления элемента Х в данном соединении.

Пример 1. Найти величины факторов эквивалентности и эквивалентных масс  для азота в следующих веществах: NН3, НNО3, NО2.

Решение. Для определения фактора эквивалентности химического элемента необходимо определить его степень окисления. Степень окисления – это условный заряд атома элемента в молекуле, рассчитанный исходя из ее электронейтральности и на основе предположения, что молекула состоит из ионов. Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют постоянные степени окисления: водород - +1, кислород –2; но есть исключения.  В гидридах активных металлов степень окисления водорода равна –1 (NаН-1), в пероксидах водорода и металлов степень окисления кислорода равна –1 (Н2О2 -1), во фториде кислорода - +2 (О+2F2).

Тогда степень окисления азота в NН3  равна –3, fэ (N) = 1:3,

Мэ(N) =14:3=4,67 г/моль.

Соответственно, для НNО3 степень окисления азота равна +5, fэ (N) = 1:5, Мэ(N) =14:5=2,8 г/моль.

В NО2  степень окисления азота равна +4, fэ (N) = 1:4,

Мэ(N) =14:4=3,6 г/моль.

Фактор эквивалентности   вещества Х, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, равен

fэ (Х) = 1: Nе,

где Nе – количество электронов, которые теряет или присоединяет одна молекула вещества Х.

Пример 2. Найти величину фактора эквивалентности,  эквивалентные массу и объем для сероводорода Н2S, взаимодействующего с кислородом с образованием   диоксида серы SO2 и паров воды.

Решение.  В данном химическом процессе степень окисления серы изменяется от –2 (Н2S) до +4 (SO2). Следовательно, молекула Н2S теряет 6 электронов, т.е. fэ2S) = 1:6; Мэ2S) = 34:6 = 5,66 г/моль;  Vэ2S) = 22,4:6 = 3,73 л/моль.

Фактор эквивалентности   вещества Х, участвующего в ионообменном процессе, равен

fэ (Х) = 1: (Ni·|zi|),

где Ni   и zi  - соответственно число и заряд ионов, которыми обменивается молекула реагирующего вещества со своим партнером.

Многоосновные кислоты НnА и  многокислотные основания М(ОН)n имеют по n факторов эквивалентности: от 1 до 1/n. Если факторы эквивалентности соляной кислоты HCl и гидроксида натрия NаОН в обменных процессах всегда равны 1, то у серной кислоты Н24 и гидроксида кальция Са(ОН)2 факторы эквивалентности равны 1 и 1/2, а у ортофосфорной кислоты Н3РО4 и гидроксида алюминия Аl(ОН)3 – 1, 1/2, 1/3.

Для солей фактор эквивалентности может быть найден по числу замещенных катионов или анионов.

Для солеобразующих оксидов фактор эквивалентности определяется числом катионов соответствующего оксиду основания или анионов соответствующей оксиду кислоты и их зарядом. В реакции между оксидом фосфора (V) и оксидом кальция

Р2О5 + СаО  → Са3(РО4)2

фактор эквивалентности Р2О5, образующего два трехзарядных фосфат-иона (РО43-) равен 1/6, а для СаО, образующего один двухзарядный катион (Са2+), 1/2.

В некоторых реакциях молекулы одного вещества претерпевают разные превращения, например, одна часть молекул участвует в окислительно-восстановительном процессе, а другая часть молекул того же вещества – в процессе ионного обмена. Для такой реакции следует находить общий фактор эквивалентности, как сумму факторов эквивалентности, учитывающих каждое превращение данного вещества.

Пример 3. В    нижеприведенных   схемах реакций    определите   факторы эквивалентности  исходных веществ:

а)   LiOH + H3PO4 Li2HPO4 + H2O

Молекула LiOH теряет в данной реакции один однозарядный ион ОН- , поэтому fэ (LiOH) = 1: (1·|-1|) = 1; молекула H3PO4 обменивается двумя однозарядными ионами Н+ , поэтому fэ (H3PO4) = 1: (2·|+1|) = 1:2.

б)   Al2(SO4)3 +ВаCl2 →Ва SO4 + AlCl3

Величина fэ(Al2(SO4)3) может быть рассчитана либо по числу ионов алюминия, замещенных ионами бария, либо по числу сульфат-ионов, образующих с ионами бария осадок. И в том, и в другом случае результат одинаков:

fэ(Al2(SO4)3) = 1: (2·|+3|) = 1: (3·|-2|) = 1:6.

Величина fэ(ВаCl2)может быть рассчитана либо по числу ионов бария, замещенных ионами алюминия, либо по числу хлорид-ионов, образующих с ионами алюминия растворимую соль. fэ (ВаCl2)= 1: (1·|+2|) = 1: (2·|-1|) = 1:2.

в) ZnО + СО2 → ZnСО3

Величина fэ (ZnО), образующего один двухзарядный ион Zn 2+, равен 1/2;

fэ (СО2), образующего один двухзарядный ион (СО32-), равна 1/2.

 г) Zn  +  Н2SO4 (конц.) →  Н2S + Zn SO4 + Н2О

Превращаясь в Н2S-2, молекула Н2S+6 O4 присоединяет 8 электронов, т.е. fэ = 1/8; а образуя Zn SO4, молекула Н2SO4 теряет два иона Н+, т.е. fэ = 1/2. Общий фактор эквивалентности  fэ2SO4) = 1/8 + 1/2 = 5/8.

Пример 4. Выразить эквивалентную массу оксида, гидроксида, сульфата и хлорида металла.

Решение. Эквивалентная масса вещества  в общем случае определяется по формуле (1.1). В частном случае  ее можно представить как  сумму эквивалентных масс составных частей молекулы или кристалла вещества.

1. Молекула или кристалл  оксида любого элемента образованы  атомами данного элемента и кислорода. Таким образом, эквивалентная масса оксида равна сумме эквивалентных масс элемента и кислорода:

                        

Согласно  формуле  (1.1)

Мэ(О) = fэ (О)·М(О) = 16:2 = 8 г/моль.

Следовательно,

                                    (1.2)

2. В состав гидроксида входят атомы  металла и гидроксильные группы:

Согласно формуле  (1.1)

Мэ(ОН-) = fэ (ОН-)·М(ОН-) = 17:1 = 17 г/моль.

Таким образом,

              

3. В молекулу сульфата металла  входят ионы  данного металла и сульфатные группы (SO4)2-:

Согласно формуле  (1.1)

Мэ(SO4 2-) = fэ (SO4 2-)·М(SO4 2-) = 96:2 = 48 г/моль.

Таким образом,

              

4. Эквивалентную массу хлорида металла определяют по аналогии с предыдущими случаями:

Мэ(Cl-) = fэ (Cl-)·М(Cl-) = 35,5:1 = 35,5 г/моль

              

Закон эквивалентов. Массы (объемы) реагирующих друг с другом или образующихся в результате реакции веществ пропорциональны их эквивалентным массам Мэ (эквивалентным объемам для газов Vэ):

m1: Мэ1 = m2: Мэ2 = V1: Vэ1= V2: Vэ2.

Пример 5. Оксид марганца содержит 22,56% кислорода. Найти эквивалентную массу и валентность марганца в этом соединении. Составить формулу оксида.

Решение. Пусть масса оксида марганца равна 100 г, тогда масса кислорода будет составлять 22,56 г. На основании закона эквивалентов можно составить следующую пропорцию:

                                       (1.3)

Примем Мэ(Мn) = А г/моль, тогда, согласно формулы (1.2),  . Исходя из формулы (1.1),  . Подставляя полученные значения в формулу (1.3), имеем

.

Решая уравнение относительно А, получим А = 27,5 г/моль.

Валентность марганца (по модулю совпадающую со степенью окисления) определим по формуле, связывающей молярную и эквивалентную массы элемента (1.1),

Мэ(Mn) = fэ (Mn )·М(Mn ) = М(Mn ) : В (Mn ),

откуда                         

Так как   в оксидах кислород двухвалентен, получаем следующую формулу оксида марганца:   MnO.

Пример 6. Рассчитать массу сахарозы С12Н22О11, если на ее окисление до углекислого газа СО2 в присутствии серной кислоты израсходовано 100 г перманганата калия КМnО4 (в кислой среде образуется МnSО4).

Решение. В данной реакции степень окисления марганца изменяется от +7 (КМnО4) до +2 (МnSО4), а углерода – от 0 (С12Н22О11) до +4 (СО2). Следовательно, для перманганата калия fэ = 1/5, а для сахарозы 1/48, так как в ее молекулу входят 12 атомов углерода. Тогда Мэ (КМnО4) = 158:5 = 31,6 г/моль, и Мэ12Н22О11) =342:48 =7,1 г/моль.

Согласно закону эквивалентов

Тогда m(С12Н22О11) = m(КМnО4)·7,1/31,6 =710/31,6=22,45 г.

Газовые законы. Параметры состояния, единицы измерения: V – объем, м3; Р – давление, Па; Т – температура, К; m – масса газа, кг; М – молярная масса газа, кг/моль; Мэ – молярная масса эквивалента газа, кг/моль; R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(моль·К).

Нормальные условия (н.у.): 273,15 К(0 °С); 1,0133·105 Па (760 мм рт.ст.).

Объединенный газовый закон:         р·V/Т = const.

Уравнение Клапейрона - Менделеева:         р·V =  m RТ/М.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число соответствующих структурных единиц (молекул или атомов).

Следствия из закона Авогадро.

  1. 1 моль любого газа при данных условиях занимает один и тот же объем – молярный объем.
  2. При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л.

Относительная плотность одного газа по другому.

Молярную массу газа можно определить по его плотности ρ[г/л] :

Мгаза= 22,4· ρ.

Плотности газов при одинаковых условиях относятся как их молярные массы:

,

где D – относительная плотность одного газа по другому.

Задачи  к  главе  1

1-й уровень

1-5. При взаимодействии m, г, n-валентного металла с серной кислотой выделилось V, мл, (н.у.) водорода. Рассчитайте эквивалентную и мольную массы металла, массу прореагировавшей кислоты и массу образовавшейся соли. Какой металл был взят для растворения? Напишите реакцию взаимодействия этого металла с серной кислотой:

Задачи

1

2

3

4

5

m, г

0,08

0,10

0,12

0,16

0,18

n

2

3

3

2

2

V,мл (н.у.)

27,4

124,5

89,6

147,5

72,2

6-10. Оксид n-валентного элемента содержит Х% этого элемента. Вычислите эквивалентные и мольные массы элемента и оксида. Какой элемент образует данный оксид? Напишите уравнение реакции образования этого оксида при взаимодействии элемента с кислородом:

Задачи

6

7

8

9

10

n

2

3

7

5

4

X,%

87,5

69,9

69,4

43,6

46,8

11-15. При превращении m1, г, хлорида металла в сульфат было затрачено m2, г, серной кислоты. Определите эквивалентные массы металла, его хлорида и сульфата. Какой это металл, если его валентность равна n?

Задачи

11

12

13

14

15

m1, г

1,71

1,75

2,03

1,305

2,10

m2 , г

1,66

1,47

1,58

0,99

1,395

n

3

4

2

1

3

2-й уровень

16-20.  В    нижеприведенной    реакции    определите    факторы эквивалентности и эквивалентные массы исходных веществ. Для окислительно-восстановительных реакций найдите массу окислителя при условии, что в реакцию вступило 100 г восстановителя. Для реакции ионного обмена рассчитайте массу образовавшейся соли, если в реакцию вступило 100 г кислоты. При расчетах используйте закон эквивалентов:

 16. КMnО4+КОН+К23→К2МnО4242О

17. K324+Nа23 →J224+Nа242О

18. Al(OH)3 + H2SO4 AlOHSO4 + H2O

19. СrС13+КОН+Вr2 → К2СrO4+КВr+Н2О+КСl

20. PbO2 + Mn(NO3)2 +HNO3 HMnO4+Pb(NO3)2 +H2O

21-25. Взято m г некоторого вещества А. Вычислите его эквивалентную массу, если известно, что данная масса содержит В, г, ионов С.  Рассчитайте эквивалентные массы катиона металла (для основания) и аниона кислотного остатка (для кислоты).

Задачи

21

22

23

24

25

m,  г

10

6

15,6

2

4

А

основание

кислота

основание

кислота

основание

В,г

0,7

0,1

10,2

0,1

1,7

С

ОН-

Н+

ОН-

Н+

ОН-

26-30. Рассчитайте эквивалентные объемы исходных веществ - газов в следующих реакциях:  

26.   2+НВrО32О →Н24+Вr2

27.   2+КМnО4+КОН →К24+МnО22О

28.   К2Сr2О72S+ Н24→Сr2(SО4)3+S+ К242О

29.   Н2 SО3 + С122О →Н2  SO 4   +НС1

30.   NH3 + СuО → N2 + Сu + Н2О

3-й уровень

31-35. Какой объем (н.у.) вещества А образуется при взаимодействии N молекул вещества Б с кислородом:

Задачи

31

32

33

34

35

А

Оксид азота (ll)

Оксид серы (lV)

Оксид серы (lV)

Оксид азота (ll)

Оксид углерода (lV)

N

О,5·1021

2,5·1022

2,5·1023

О,5·1021

4,5·1023

Б

азот

сера

сероводород

аммиак

углерод

36. При некоторой температуре плотность паров серы по воздуху равна 6,62. Из скольких атомов состоят молекулы серы?

37. При некоторой температуре плотность паров фосфора по воздуху равна 4,28. Из скольких атомов состоят молекулы фосфора?

38.Плотность галогеноводорода по воздуху равна 4,41. Какова плотность этого газа по водороду?

З9. Плотность галогеноводорода по воздуху равна 2,79. Какова формула этого галогеноводорода?

40.Найдите плотность по кислороду газовой смеси, состоящей из азота и углекислого газа, объемные доли которых равны соответственно 60 и 40%.

2. СОСТАВ И СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.

 

                                         2.1 Состав атома

Атом – это мельчайшая, химически неделимая электронейтральная частица вещества. В центре атома находится ядро, состоящее из протонов р и нейтронов n. Вокруг ядра вращаются электроны . Разновидности атомов одного и того же элемента, отличающиеся своей массой, называются изотопами. Атомы, ядра которых имеют различные заряды, но одинаковую массу, называют изобарами.

Количество элементарных частиц (протонов р, электронов и нейтронов  n) можно определить по формулам:

;                                                           (2.1)

,                                                           (2.2),

где Z – порядковый номер элемента; А – атомная масса изотопа элемента.

Любые изотопы, в том числе и стабильные, можно превратить в изотопы других элементов путем бомбардировки их ядер тяжелыми элементарными частицами (протоны, нейтроны), либо ядрами легких элементов (гелия, лития, кислорода и др.). При этом одновременно с дочерним ядром образуется одна или несколько элементарных частиц.

Процессы взаимодействия ядер одних элементов с ядрами других элементов или с элементарными частицами, при которых образуются ядра новых элементов, получили название ядерных реакций. При составлении уравнений ядерных реакций необходимо учитывать закон сохранения массы веществ (масса электронов при этом не учитывается). Кроме того, заряды всех частиц в левой и правой частях уравнения должны быть равны. Подобно химическим, ядерные реакции подразделяются на реакции обмена, присоединения, разложения (радиоактивный распад).

Пример 1. Составить уравнение ядерной реакции, в которой ядра поглощают α-частицу, а излучают протон. Определить тип реакции.

Решение. Уравнение имеет вид или в сокращенной форме: ; данная реакция является реакцией обмена.

Стабильность ядер зависит от числа протонов и нейтронов, входящих в их состав, и от их соотношения. При недостатке или избытке нейтронов ядро становится неустойчивым и распадается. Существует несколько типов радиоактивного распада:

протонный распад,

α-распад,

позитронный распад,

электронный распад.

                 2.2. Строение электронных оболочек

Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в соответствии с принципом минимальной энергии, правилами Гунда  и Клечковского:

                                                                       (2.3)

Пример 2. Сколько протонов и нейтронов  содержат ядра изотопа ? Написать электронную формулу рассматриваемого  элемента, распределить валентные электроны по квантовым ячейкам.

Решение. 1. Количество протонов и нейтронов рассчитаем по формулам (2.1) и (2.2):   , .    

Здесь заряд ядра атома кальция Z = 20 , атомная масса изотопа кальция   А = 41. Получим  Р = 20, n = 41-20 = 21.

2. Используя алгоритм распределения электронов по подуровням (2.3), составим электронную формулу атома кальция:    

.

Так как последним  заполняется s-подуровень, кальций относится к s-семейству.

3. Валентными у кальция являются внешние 4s2 электроны. Их распределение по квантовым ячейкам: 4s2

Пример 3.  Какие значения квантовых чисел n, l, ml, ms  имеют валентные электроны атома  ? Напишите электронную формулу элемента.

Решение.  1. Электронную формулу  атома алюминия составим согласно формуле (2.3):

.

Известно, что валентными для s и p-элементов  являются электроны внешнего слоя. Для атома алюминия это 3s23p1.

2. Состояние электрона в атоме описывается набором четырех квантовых чисел в виде групп символов nlx:  

а) n - главное квантовое число, определяется по номеру заполненного уровня;

б) l - побочное (орбитальное) квантовое число. Для s-подуровня l=0; для р-подуровня l=1; для d-подуровня l=2 и т.д.; х - число электронов на этом подуровне;

в)   m l – магнитное квантовое число, принимающее следующие значения: ;

г) m s  - спиновое квантовое число, принимающее значения 1/2.

13 Al

3s2

3p1

n=

3     3

3

1

-1

l=

 0     0

ml =

ms=

 0     0

   

Для определения квантовых чисел необходимо распределить валентные  электроны по квантовым ячейкам:       

2.3. геометрические и энергетические характеристики атомов

Атомный радиус. Атом не имеет строго определенных границ. За его радиус принимается расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных оболочек. С увеличением заряда ядра в периодах атомный радиус немонотонно уменьшается, а в группах увеличивается.

Энергия ионизации Еiэто энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, количественно выражается в кДж/моль или эВ. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон при образовании химической связи, т.е. элемент является более сильным восстановителем. Поэтому восстановительная способность нейтральных атомов с ростом заряда ядра в периоде уменьшается, в главных подгруппах растет.

Энергия сродства к электрону Есрэнергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому, количественно выражается в кДж/моль или эВ. Она определяет окислительные свойства несвязанных атомов. Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s2, s2р6. У остальных элементов в таблице Д.И. Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.

Электроотрицательностью элемента (ЭО) называют меру относительной способности атомов оттягивать на себя электроны при образовании химической связи. Она пропорциональна как энергии ионизации, так и энергии сродства к электрону. Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, абсолютная электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:

,                     

Л. Полинг ввел относительную шкалу электроотрицательности (ОЭОR):

С ростом заряда в периодах электроотрицательность в общем растет, а в подгруппах падает.

2.4. Химическая связь.

Под химической связью понимают результат взаимодействия двух и более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы.

Важнейшими видами химической связи являются: ковалентная, ионная водородная, металлическая, межмолекулярная.

При образовании ковалентной связи между атомами их электроны обобщаются и локализуются между ними.

Число общих электронных пар, соединяющих два атома, определяет кратность химической связи.

Длина химической связи характеризует межъядерное расстояние в молекуле. Чем больше кратность связи, тем меньше ее длина при прочих равных условиях.

Прочность химической связи (энергия разрыва или диссоциации) – это количество энергии, необходимой для ее разрыва. Чем короче связь, тем больше энергия ее разрыва в том случае, если сравниваются однотипные связи.

Химическая связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей (АО), расположенных вдоль прямой линии, проведенной через ядра взаимодействующих атомов, называется σ (сигма)-связью. Между двумя атомами в молекуле возможна только одна σ–связь. Углы между σ–связями называются валентными углами.

При перекрывании АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к σ-связи и параллельно друг к другу происходит образование π (пи) и δ (дельта)-связей. Перекрывание АО при этом меньше, чем при σ, поэтому π- и δ-связи, как правило, слабее σ-связи.

Под направленностью химической связи  понимают валентные углы, которые образуются между химическими связями в молекулах, состоящих из трех и более атомов. Для предсказания геометрического строения молекул типа АВn, где n>1, и значений валентных углов применяют идею гибридизации атомных орбиталей.

Под полярностью химической связи понимают асимметрию в распределении электронной плотности между атомами, образующими химическую связь.

В двухатомных молекулах простых веществ (таких, как Н2, О2, Cl2 и др.) электронная плотность около обоих атомов одинакова, а сама связь является неполярной.

Если связь образована атомами разных элементов, то один из них, как правило, притягивает общую электронную пару сильнее. Тогда симметрия распределения зарядов нарушается и полюс отрицательных зарядов не совпадает с положительным полюсом. Вследствие этого связь становится полярной.

С увеличением разности электроотрицательностей (Δ ЭО), участвующих в образовании связи атомов, возрастает эффективный заряд на атомах, т.е. возрастает степень ионности связи. Для 100% степени ионности связи  ΔЭО, рассчитанная по относительной шкале электроотрицательностей элементов, должна быть равной 3,5. При ΔЭО>1,9, когда эффективный заряд атомов становится больше ±0,5, вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами, а связь между ними считать ионной.

Химическая связь считается локализованной (ограниченной определенным местом), если осуществляющие ее электроны принадлежат только двум связываемым атомам. Связь является нелокализованной, если электрон или электроны осуществляют связь более, чем между двумя атомами. Типичным примером нелокализованной связи является металлическая химическая связь, т.к. электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному.

Водородная связь характерна для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательными элементами F, N, O и другими. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В первом случае связь возникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы, а внутримолекулярная – между атомами этих элементов в одной молекуле.

Пример 3. Определите тип химической связи в молекулах Cl2, НCl, КCl, ЅО2, Н2Ѕ.

Решение. Молекула Cl2 – двухатомная молекула простого вещества. Такие молекулы являются неполярными и химические связи в них также неполярные. 

Для определения типа внутримолекулярной химической связи в других веществах находим разности относительных электроотрицательностей входящих в них элементов, используя прил. 2, и сравниваем полученный результат с нормируемым значением для ионной связи ΔЭО>1,9.

НCl: Δ ЭО = 3,0-2,1=0,9 (результат меньше 1,9, следовательно для данного соединения характерна ковалентная полярная связь);

КCl: Δ ЭО = 3,0-0,8=2,2 (>1,9, связь ионная);

ЅО2: Δ ЭО =3,5-2,5 =1,0 (<1,9, ковалентная полярная связь)

Н2Ѕ: Δ ЭО =2,5-2,1=0,4 (<1,9, ковалентная полярная связь)

Задачи к главе 2

1-й уровень

41-45. Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером Z. К какому электронному семейству принадлежит этот элемент? Составьте уравнение β--распада ядра изотопа этого элемента с массовым числом А. Учесть, что в задаче 42 изотоп распадается с выделением двух β-частиц:

Задачи

41

42

43

44

45

Z

67

78

84

53

92

А

167

196

210

131

235

46-50. Укажите в периодической системе элемент, валентные электроны которого имеют конфигурацию Z. Напишите полную электронную формулу этого элемента.  Составьте уравнение β+-распада ядра изотопа этого элемента с массовым числом А:

Задачи

46

47

48

49

50

Z

3s23p1

3d54s2

5s2

3d14s2

4s24p2

А

26

52

85

41

70

51-55.  Какие значения квантовых чисел n, l, m1, ms, имеют   валентные электроны элемента А? Напишите электронную формулу элемента:

Задачи

51

52

53

54

55

A

37Rb

4Be

31Ga

20Ca

3Li

56-60. Составьте уравнение реакции ядерного обмена согласно схеме для  изотопа элемента, содержащего Z протонов с массовым числом А.

Задачи

56

57

58

59

60

Z

14

17

43

27

38

А

29

36

99

59

88

2-й уровень

61-65. Определите тип химической связи в молекуле вещества А, изобразите ее структурную формулу:

Задачи

61

62

63

64

65

A

Аl2О3

СS2

СBr4

РН3

СаF2

66-70. Руководствуясь периодической системой, укажите символ химического элемента, иону которого с зарядом А соответствует электронная конфигурация валентных электронов Б. Для найденного элемента приведите его электронную формулу:

Задачи

66

67

68

69

70

А

2+

1-

3+

3-

2+

Б

3d5

2s22p6

3d5

4s24p6

3d2

71. По значениям энергии ионизации атомов  (эВ) определите, какой из приведенных элементов имеет наиболее ярко выраженные восстановительные свойства: К (4,34), Са (6,11), Rb (4,18), Sr (5,69).

72. Энергия ионизации атомов I,  Cl, Br, F имеет значения (эВ): 11,84; 12,97; 10,45; 17,42. Атому какого элемента соответствует значение энергии ионизации 10,45 эВ?

73. По значению энергии сродства к электрону (эВ) выберите элемент, у которого наиболее ярко выражены окислительные свойства: Br (3,37), О (1,47), С (1,27), Cl (3,61).

74. Энергия ионизации атомов Mg,  Al, Na, Cl имеет значения (эВ): 5,99; 5,14; 12,97; 7,65. Атому какого элемента соответствует значение энергии ионизации 12,97 эВ?

75. По значениям энергии ионизации атомов  (эВ) определите, какой из приведенных элементов имеет наиболее ярко выраженные восстановительные свойства: К (4,34), Al (5,99), Ni(7,64), Sс (6,56).

3-й уровень

76-80. Определите число связей и их характер в соединении А:

Задачи

76

77

78

79

80

А

SiH4

SiO2

K2SiF6

С2Н6

СCl4

81. Как и почему изменяется длина связи в ряду: CF4, CCl4, CBr4?

82. Сколько σ- и π-связей имеется в молекулах С2Н2 и РН3?

83. Составьте электронную формулу хрома, содержащегося в соединении Cr2(SO4)3.

84. Определите тип гибридизации орбиталей атома металла в молекуле хлорида кальция и изобразите геометрическую форму молекулы.

85. Определите тип гибридизации орбиталей атома азота в ионе аммония и изобразите геометрическую форму частицы.

86. При бомбардировке некоторого изотопа нейтронами происходит поглощение одного нейтрона и, впоследствии, испускание двух высокоэнергетических электронов. При этом образуется изотоп . Какие материнские ядра участвуют в обменной реакции? Составить полное и краткое уравнения этой реакции.

87. Какую ускоренную частицу поглощает материнское ядро , если при этом образуется дочернее ядро и два высокоэнергетических протона? Составить полное и краткое уравнения этой реакции.

88. Сколько и каких высокоэнергетических частиц выбрасывает ядро , поглотившее четыре нейтрона, образуя стабильный изотоп ? Составить полное и краткое уравнения этой реакции.

89. Изотоп , подвергаясь α-облучению, участвует в обменной реакции:  . Образующиеся при этом ядра являются радиоактивными (искусственная радиация) и подвергаются β+-распаду, выбрасывая один высокоэнергетический позитрон. Изотоп какого элемента образуется из алюминия в конечном итоге? Составить уравнения всех описанных реакций.

90. Изотоп ртути участвует в двух обменных ядерных реакциях:

и . В какой их этих реакций образуется β-радиоактивный изотоп? Составить уравнения обменных реакций и схему β--распада образующегося в одной из них изотопа, обладающего искусственной радиоактивностью.

3. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Для прогнозирования физико-химических процессов очень важно заранее знать, возможна ли реакция между теми или иными веществами, приведенными в химический контакт. В случае, если реакция в данных условиях невозможна, то какие для ее протекания необходимы температура и давление, каков при этом окажется состав равновесной смеси и давление. Не менее важны сведения о тепловых эффектах химических реакций, особенно для оценки теплотворной способности различных видов топлива. Или, например, почему одновременно могут протекать два противоположных процесса – фотосинтез и горение? Ответы на все эти вопросы позволяет найти химическая термодинамика.

Термодинамика – наука о превращениях энергии. Химическая термодинамика применяет законы термодинамики к свойствам и поведению веществ в химических реакциях. Они определяются через изменение соответствующих термодинамических параметров состояния системы, к которым  относятся:

-     внутренняя  энергия U – полная энергия частиц, составляющих данное вещество; она слагается из кинетической энергии поступательного, колебательного и вращательного движения частиц, а также потенциальной энергии сил притяжения и отталкивания, действующих между частицами;

- энтальпия системы Н – термодинамическая функция, характеризующая систему, находящуюся при постоянном давлении, Н=U+pV, где  p и V – соответственно давление и объем системы; 

- энтропия S и ее изменение S, являющиеся мерой структурной неупорядоченности системы, Дж/(мольК);

-   свободная энергия Гельмгольца (F) и ее изменение F, которые являются рой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изохорно-изотермических процессов, кДж/моль;

- свободная энергия Гиббса G и ее изменение G, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов, кДж/моль.

Соотношения между перечисленными параметрами можно выразить следующей схемой:

                                           H (ΔH)

                                        U (∆U)                                    РV (Р∆V)     

 

ТS (Т∆S)                                     G (∆G)

                        

ТS (Т∆S)                                 F(∆F)                      РV (Р∆V)

Из данной схемы можно легко построить любое термодинамическое уравнение, например:

∆F = ∆Н - Т∆S - Р∆V.

3.1. Термохимия

Термохимия изучает тепловые эффекты химических процессов. Протекание химических реакций всегда связано с выделением или поглощением теплоты. Химические реакции, в результате которых выделяется теплота, называются экзотермическими, химические реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими.  При химических процессах может выделяться или поглощаться не только тепловая, но и другие виды энергии: электрическая, световая, механическая  и др. Различные виды энергии, выделяемой или поглощаемой в ходе процесса, пересчитывают на тепловую энергию, выражая ее количество в килоджоулях (кДж).

Количество энергии относят к такому числу молей вещества, которое указано в уравнении реакции, и называют его тепловым эффектом (теплотой) Q реакции. Уравнения реакций, в которых указываются тепловые эффекты, называются термохимическими. Так как тепловой эффект зависит от состояния вещества, то в термохимических уравнениях указывают их фазовое состояние.

Для реакций, протекающих при постоянном давлении и постоянной температуре, тепловой эффект равен изменению энтальпии с противоположным знаком:  Qр =-Н, кДж/моль, а при постоянном объеме он равен изменению внутренней энергии с противоположным знаком:  QV =- U.

Тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ называется теплотой образования Н данного вещества. Энтальпию образования 1 моля сложного вещества из простых веществ,  измеренную при  температуре 298 К и давлении 101,325 кПа, называют стандартной энтальпией образования , кДж/моль. Энтальпии простых веществ (О2, Н2, S и т.п.) условно принимают равными нулю.

Термохимические расчеты осуществляют, применяя следствие из закона Гесса: тепловой эффект  химической реакции  Нх.р равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ, с учетом коэффициентов  перед формулами этих веществ в реакции:

.

Пример 1. Вычислить тепловой эффект, написать термохимическое уравнение горения 1 моля метана и рассчитать  количество теплоты, которое выделится при сгорании 10 л CH4.

Решение. Составим термохимическое уравнение  реакции

Выпишем стандартные теплоты образования веществ (прил. 3):

,

,

.

Тепловой эффект реакции  вычислим, используя следствие закона Гесса:

При сжигании 22,4 л выделяется 802,2 кДж, при сжигании 10 л выделяется х кДж. Составим и решим пропорцию:

.

Ответ:, при сжигании 10 л метана выделяется 360 кДж.

3.2. Химическое сродство

Чтобы понимать химические процессы и управлять ими, необходимо знать ответ на вопрос: каковы движущие силы и критерии самопроизвольных химических процессов. Одной из движущих сил химической реакции является   уменьшение энтальпии системы, т. е. экзотермический тепловой эффект реакции. Как показывает опыт, большинство экзотермических (Н<0) реакций  протекают самопроизвольно. Но кроме энтальпийного фактора имеется другая движущая сила самопроизвольного процесса. Это стремление системы к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии. Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Величина, равная RlnW= S, называется энтропией системы, отнесенной к одному молю вещества. Как и молярная постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(мольК). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией .

Т.к. энтропия является функцией состояния системы, то для вычислений изменения стандартной энтропии химической реакции Sх.р применяют следствие из  закона Гесса (с учетом стехиометрических коэффициентов):

.

Таким образом, в химических процессах проявляются две тенденции: а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы (энтальпийный фактор); б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии (энтропийный фактор).

Для изохорно-изотермических процессов возможность самопроизвольного протекания определяется через объединяющий эти два фактора изохорно-изотермический потенциал или энергию Гельмгольца:

,

изменение этой величины ΔF равно

.

В системах, находящихся при постоянной температуре, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением величины F при постоянном объеме.

Для изобарно-изотермических процессов энтальпийный и энтропийный факторы  объединены функцией, называемой свободной энергией Гиббса или химическим сродством G. Ее рассчитывают как равнодействующую вышеупомянутых факторов реакции:

S→max

Н→min

Термодинамиче-ская система

Неупорядоченное состояние

Упорядоченное состояние

Энтропийный

фактор

Энтальпийный фактор

Свободная энергия Гиббса связана с энтальпией и энтропией         следующим соотношением:

.

Изменение свободной энергии Гиббса ΔG является движущей силой реакции (разностью химических потенциалов) подобно ЭДС в электрических процессах (ΔЕ) или перепаду давлений в гидравлических процессах (ΔР):

и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса:

В системах, находящихся при постоянной температуре, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением величины G при постоянном давлении.         

Найдя величину ΔG0х.р, можно вычислить константу химического равновесия реакции Kp, являющуюся количественной характеристикой положения равновесия (предел протекания реакции):

ΔG = -RTlnKp.

Для окислительно-восстановительных реакций (в том числе и лежащих в основе работы гальванических элементов) через свободную энергию Гиббса можно определить разность окислительно-восстановительных потенциалов или ЭДС элемента (ΔЕ):

ΔG = -nFΔЕ,

где n – число принятых или отданных электронов в окислительно-восстановительном процессе; F – число Фарадея, F = 96483 Кл/моль; ΔЕ – разность окислительно-восстановительных потенциалов или ЭДС элемента, В.

Пример 2. Может ли реакция  I2(K) +H2S (Г)=2HI(Г)+S(K)  при стандартных условиях протекать самопроизвольно в прямом направлении. Как скажется повышение температуры на направлении протекания этой реакции?

Решение. Выпишем значения для веществ, участвующих  в реакции (прил. 3):

;

,

тогда .

Положительный знак означает, что эта реакция при Т=298 К и р=101,325 кПа самопроизвольно протекать не может. В этой реакции число молей веществ в газообразном состоянии возрастает, т.е. в уравнении член ТS-отрицателен. Следовательно, с повышением температуры значение будет уменьшаться. Это означает, что повышение температуры будет благоприятствовать протеканию реакции в прямом направлении.

                               Задачи к главе 3

1-й уровень

91-95. Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции, предварительно подобрав коэффициенты в уравнении, и установите, является ли реакция экзо- или эндотермической. Стандартные энтальпии образования реагентов А, В и продуктов С и D взять из прил.3:

Задачи                                         Реакции

                                         A        B                  C            D

    91                      CuCl2(т) + H2O(г)             CuO(т) + HCl(г)                                                                       

    92                              Al2(SO4)3(т)            Al2O3(т) + SO3(г)

    93                            CS2(ж) + O2(г)             CO2(г) + SO2(г)

    94                               HF(г) +N2(г)             NF3(г) + H2(г)                                    

    95                                  Na2SO3(т)            Na2SO4(т) + Na2S(т)    

96-100 По термохимическому уравнению взаимодействия реагентов А и В, рассчитайте стандартную энтальпию образования продукта D. Известны (прил. 3) стандартный тепловой эффект химической реакции    Н°х.р. и стандартные энтальпии образования реагентов  :

Задачи

Реакции

А

В

С

D

96

Na2O(т)

+ SO3(т)

+ H2O(ж)

NaHSO4(т)

-650

97

Na2O(т)

+ SO2(г)

+ S(т)

Na2 S2O3(т)

-402

98

CuO(т)

+ NO2(г)

+ O2(г)

Cu(NO3)2(т)

-440

99

H2O(г)

+ CO2(г)

+ CuO(т)

Cu2(OH)2CO3(т)

-101

100

MgO(т)

+ NO2(г)

+ O2(г)

Mg(NO3)2(т)

-510

101-105. По термохимическому уравнению рассчитайте стандартную энтальпию образования реагента А, если известны стандартные энтальпии образования веществ В, С и D (прил. 3).

 Задачи                                                 Реакции             

                   A                                 B                C           D            

101           KClO4(т)                                    KClO3(т)  + KCl(т)  + O2(г)                     +60

102           Mg(NO3)2(т)                  MgO(т)    + NO2(г)    + O2(г)                   +510

103      Na2CO3×10H2O(т)                NaOH(т)   +  CO2(г)  + H2O(г)                 +662

104           KH2PO4(т)                       KOH(т)      +P4O10(т) + H2O(ж)               +1020

105           NaHCO3(т)                     Na2O(т)     +CO2(г)   + H2O(ж)                        +338

106-110. Рассчитайте стандартное изменение  энтропии реакции, предварительно подобрав коэффициенты в уравнении, и установите, будет ли она протекать самопроизвольно в изолированной системе при стандартных условиях. Необходимые данные взять из прил. 3:

 Задачи                                       Реакции

  106                       NiO(т)+Al(т)=Ni(т)+Al2O3(т)

  107                      V(т) +CaO(т) =V2O5(т) +Ca(т)

  108                    SO2(г) +H2S(г) =S(т) +H2O(ж)

  109                  N2H4(г) +O2(г) =N2(г) +H2O(г)

  110                   PbS(т) +O2(г) =PbO(т) +SO2(г)  

111-115. Рассчитайте при температуре 25оС стандартное изменение свободной  энергии Гиббса образования оксида из соответствующих простых веществ, если известны стандартные  энтальпии образования (,кДж/моль) и стандартные энтропии образования(Δ,Дж/(моль·К)) данного оксида. Может ли данная реакция протекать самопроизвольно?

Задачи

111

112

113

114

115

Оксид

Fе2О3

РbО2

ZnО

Аl2О3

ВаО

-824

-277

-581

-1675

-538

,ДЖ/мольК

   78

   75

   53

     51

   70

116-120. По приведенным стандартным значениям изменения энтальпии и энтропии для химической реакции рассчитайте температуру, при которой равновероятны прямое и обратное направления данной реакции. В каком направлении, прямом или обратном, данная реакция будет протекать самопроизвольно при более высоких температурах?

Задачи

Реакция

116

СО2(г)(г)=2СО(г)

+ 173

+176

117

N2(г)+3Н2(г)=2NH3(г)

 -92

-201

118

2NO(г)2(г)=2NO2(г)

-116

-147

119

2(г)+Сl2(г)=SС12О2(г)

-67

-159

120

Сl2(г)+5F2(г)=2СlF5(г)

-478

-616

2-й уровень

121-125. Вычислите количество теплоты, выделившееся при сгорании углеродсодержащего топлива А массой m, в котором также содержится негорючий компонент с массовой долей Сm. Считать, что горючим компонентом в топливе является углерод С(т):

Задачи

121

122

123

124

125

А

Антрацит

Бурый уголь

Каменный уголь

Горючий сланец

Кокс

m, кг

300

800

500

1200

260

Cm, %

^т. /о

   5

 40

 12

   58

   2

126-130. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении оксида А металлом Б, если было получено m, г, восстановленного металла:

Задачи

126

127

128

129

130

A

2О3

ТiO2

Сr2О3

СdО

РbО

Б

Аl

Са

Mg

Аl

Zn

m, г

565

761

928

341

492

131-135. Оцените при стандартных условиях возможность самопроизвольного протекания реакции восстановления металла из его оксида с помощью восстановителей А и В:

Задачи

131

132

133

134

135

Оксид

Sb2O5

3О4

Вi2О3

WO3

ZrO2

А,  В

С,     Н2

Са,  Н2

С,  Н2

С,   Н2

Са,   Н2

136-140. Определите знаки при     Н° и  S°  для реакции, протекающей при стандартных условиях в прямом направлении. Как будет изменяться G° (возрастать или убывать), если температура будет изменяться так, как указано в условии?

Задачи

Реакция

Температура

136

2АВ(т)2(г)=2АВ2(т)

возрастает

137

АВ5(т) =АВ3(т)2(г)

уменьшается

138

(ж)+ВС(г)2ВС(ж)

уменьшается

139

АВ(т)(ж)=АВ2(т)

возрастает

140

А2В3(г)=2А2В(ж) + В2(г)

возрастает

141-145. Для данной реакции оцените возможность самопроизвольного ее протекания при температуре 298 К.

Задачи

Реакция

141

H2(г)    + Cl2(г)   +        O2(г)   =    HСlO4(ж)

142

Ca(т)    + P(т)    + O2(г)    =     Ca3(PO4)2(т)

143

H2(г)      + N2(г)      + O2(г)      =     HNO3(ж)

144

N2(г) +2 H2(г)      =  N2H4(г)      

145

Ca(т)       + C(т)      + O2(г)      =         CaCO3(т)

146-150. Рассчитайте температуру, при которой возможно протекание данной реакции в прямом направлении:

Задачи

Реакция

146

СН4(г)= С(т) + 2Н2(г)

147

Са3(РO4)2(т)      =      СаО(т)      +      Р2O5(т)

148

Mg(NO3)2(т)     =      MgO(т)     +      N2O5(г)

149

2О(г)          =      2 H2(г) +       O2(г)   

150

Nа2SО3(т)  = Nа2О(т) + SО2(г)

3-й уровень

151. Раствор ацетата натрия, содержащий фенолфталеин, при Т =298 К  обесцвечивается, а при нагревании становится розовым. На основании этого определите знаки при  и наблюдаемого процесса, напишите его уравнение.

152. Почему при растворении в воде кристаллического хлорида калия энтропия увеличивается, а при растворении газообразного диоксида углерода – уменьшается?

153. Каков знак изменения энергии Гиббса процесса таяния льда при 273 К?

154. Стандартные энтальпии образования  (кДж/моль) гидридов азота (III) и фосфора (III) равны соответственно -46,2 и 5,4. Сделайте вывод об относительной устойчивости этих веществ.

155. Предварительно подобрав коэффициенты в уравнении, рассчитайте энтальпию образования реагента Fe3O4 при стандартных условиях, если известны стандартные энтальпии остальных реагентов и продуктов реакции, а также стандартный тепловой эффект реакции ∆Н0х.р= 37 кДж:

СО(г) + Fe3O4(т) →  FeO(т) + СO2(г)

156-160. По стандартному изменению энтропии в реакциях (I) и (II) рассчитайте стандартную энтропию образования указанного вещества из простых веществ. Напишите уравнение реакции образования этого вещества из простых веществ:

Задачи

Реакции

ΔS°, Дж/(мольК)

Вещество

156

(I)  2С(т)+O2(г)=2СО(г)

(II) СO(г)+F2(г)= СОF2(г)

+ 179

-143

СОF2

157

(I)  2Сr(т)+3F2(г)=2СrF3(т)

(II) 2СrF2(т)=2СrF2(т)+F2(г)

-469

-40;

СгF2

158

(I)  Zr(т)+ZrСl4(г)=2ZrСl2(г) 

(II) Zr(т)+2Сl2(г)=ZrСl4(г)

+208

-116;

ZrСl2

159

(I)    2Аs(Т)+3F2(г)=2АsF3(г)

(II)   АsF5(г)sF3(г)+F2(г)

-103

+ 139;

АsF5

160

(I)    2СlF5(г)l2F6(г)+2F2(г) 

(II)  Сl2(г)+5F2(г)=2СlF5(г)

+346

-616

Сl2F6

4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

4.1. Химическая кинетика

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы протекания реакций, называется химической кинетикой. При определении скоростей учитывается, что реакции могут быть гомогенными, то есть протекающими в гомогенной  (однородной) системе, или гетерогенными, – протекающими в системах, состоящих более, чем из одной фазы.

На скорость реакции существенное влияние оказывают концентрации реагирующих веществ, давление в системе (для газовых реакций), температура, природа растворителя, наличие катализатора.

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ описывается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, каждая из которых взята в степени, равной соответствующему стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Для гомогенной реакции                    

аА(г) + bВ(г) = cC(г)+ dD(г),

υ=k [A][B] nb,

где k – константа скорости химической реакции; nа и nb – коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам А и В. Уравнение называется кинетическим уравнением химической реакции.

В гетерогенных системах реакция идет на поверхности раздела фаз, поэтому концентрация вещества, образующего твердую или жидкую фазу, остается постоянной и не влияет на скорость реакции. В связи с этим концентрации веществ, находящихся в конденсированном состоянии, не входят в выражение скорости реакции. Так, для реакции горения угля в кислороде

С(т) + О2(г) = СО2(г)

скорость горения может быть рассчитана по уравнению

υ=k2].

Сумма порядков реакции по реагентам называется порядком реакции n:

n = Σ ni,

где ni – порядок реакции по i-ому реагенту. Теоретически предсказать порядок реакции трудно, его определяют экспериментально. Порядок реакции зависит от ее сложности. Если реакция простая, т.е. протекает в одну стадию, то порядок реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов

n = Σ νi,

где νi – коэффициент перед формулой i-го вещества в уравнении реакции (стехиометрический коэффициент).

Для многостадийных реакций порядки реакций по реагентам не совпадают со стехиометрическими коэффициентами, общий порядок не совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов. Наиболее часто встречаются реакции первого, второго порядка. Вероятность протекания реакций третьего и более высокого порядков ничтожно мала. Некоторые реакции имеют дробный порядок.

Основной целью при изучении скорости реакции является вывод кинетического уравнения, т.е. определение константы скорости и порядка по каждому компоненту. Для этого экспериментально устанавливают зависимость концентрации компонента (с) от времени реакции (t) и графически обрабатывают полученные результаты, строя графики в координатах ln с=f(t) и 1/с =f(t).  Та зависимость, которая оказалась линейной, и определяет порядок реакции. Для реакции первого порядка линейной является зависимость

ln с = ln с0 - k t.

Для реакции второго порядка линейна зависимость

1/с = 1/с0 + k t,

где с0 - начальная концентрация вещества.

Тангенс угла наклона прямой равен константе скорости (k).

Важной характеристикой реакции, зависящей от ее порядка, является период полупревращения t0,5 – время, необходимое, чтобы прореагировала половина взятого вещества. Для реакции первого порядка t0,5 определяют по формуле

где k - константа скорости реакции.

Для реакции второго порядка t0,5 определяют по формуле

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой гомогенной одностадийной реакции А+В=С, если  концентрацию вещества А увеличить в два раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 4 раза.

Решение. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих  масс.

  1. Согласно этому закону для гомогенной реакции А+В=С можно составить кинетическое уравнение: V1=k[A][B] .
  2. Обозначим концентрацию А через х, концентрацию В через у, тогда кинетическое уравнение реакции можно записать в виде V1=kxy.
  3. Определим скорость реакции при увеличении концентрации А в 2 раза и одновременном уменьшении концентрации В в 4 раза:

.

Находим отношение скоростей:  .

Таким образом, при изменении концентраций веществ, скорость уменьшается в 2 раза.

Ответ: V2 /V1=1/2.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому

где V1-скорость реакции при температуре t1; V2 – скорость реакции при температуре t2; γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на каждые 10°; Δ t = t2 - t1. Скорость реакций быстро возрастает при повышении температуры за счет увеличения доли эффективных соударений, при которых общая энергия частиц достаточна для  образования активированного комплекса. Константа скорости химической реакции зависит от доли эффективных соударений (уравнение Аррениуса):

k=Aе  -(Еа/RТ),

где Еa – энергия активации, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса; R – универсальная газовая постоянная; Т- абсолютная температура; А – предэкспоненциальный множитель, пропорциональный общему количеству соударений. Предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц.

Пример 2. Определите коэффициент γ для реакции, скорость которой увеличилась в 32 раза при увеличении температуры на 50 К.

Решение. Согласно правилу Вант-Гоффа  V2/V1Δt/10, где V2/V1 – увеличение скорости реакции при повышении температуры на 50 К; Δt –собственно повышение температуры. Подставляя данные задачи, получаем:

32 = γ50/10= γ5. Таким образом, γ = 2, т.к. 25 = 32.

Ответ: γ = 2.

Пример 3.  Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25ºС.

Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Еа, а с  катализатором – через Еа/; соответственно, константы скорости обозначим через k и k/. Используя уравнение Аррениуса, находим

.

Отсюда

          .

Подставляя в последнее уравнение данные задачи, выражая энергию активации в джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим

 

Окончательно находим k/k/ = 2,5·104. Таким образом, снижение энергии активации на 25,1 кДж привело к увеличению скорости реакции в 25 тысяч раз.

4.2. Химическое равновесие

При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга, т.е. ΔΗ = ΤΔS. В этом случае соблюдается условие  Gх.р=0, которое является термодинамическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени в единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем, равновесные концентрации обозначены символом вещества в квадратных скобках, например, [А]¸ [В], моль/дм3. Равновесное парциальное давление обозначено индексом р, например, ррА.

Для реакции, протекающей по уравнению:

аА(г) + bВ(г) ↔ cC(г)+ dD(г) 

математическое выражение закона действующих масс может быть представлено в двух вариантах:

– аналитическая константа равновесия;

или

– термодинамическая константа равновесия.

Если все реагенты газообразны и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Кр и Кс можно выразить уравнением

Кр = КС(RT)Δν,

где Δν – изменение числа молей газов в результате реакции  

Δν = (с+d) – (а+b).

Термодинамическая константа может быть рассчитана, если известно стандартное значение энергии Гиббса:

lgКр = -G0 /(2,303RT).

Как следует из вышесказанного, константа равновесия зависит от температуры. С учетом сущности понятия  G0 уравнение принимает вид

.

Если нет фазовых превращений компонентов реакции, то при увеличении температуры слагаемое ≈const, тогда при возрастании температуры для экзотермической реакции (Н<0) константа равновесия уменьшается, а для эндотермической реакции (Н>0) – увеличивается.

Каждое химическое равновесие устанавливается при определенном значении трех параметров, которые его характеризуют: 1) концентрация реагирующих веществ и продуктов реакции; 2) температура; 3) давление (для газов). При изменении любого из этих параметров равновесие может смещаться. Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению оказанного воздействия.

Принцип Ле-Шателье следует из закона действующих масс. Если система находится при постоянной температуре, то константа равновесия при внешних воздействиях остается постоянной. Поэтому любое изменение равновесных концентраций одного или нескольких веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций других веществ, чтобы соблюдалось постоянство константы равновесия.

Пример 3. Рассмотреть принцип Ле-Шателье на примере реакции получения водорода конверсией метана:

СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4Н2        ΔΗ>0

.

Решение.

  1.  Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы. Если, например, в систему добавить метан, т.е. увеличить его концентрацию, то равновесие системы нарушится. При этом ускорится прямая реакция, что приведет к увеличению концентрации продуктов реакции СО2 и Н2 и уменьшению концентрации водяного пара, т.е. равновесие смещается вправо. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие, характеризующееся тем же значением Кс. Если в систему ввести дополнительное количество СО2 или Н2, то в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие сместится влево.
  2.  Влияние общего давления в системе. Если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение общего давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. Для рассматриваемой реакции увеличение давления должно смещать равновесие влево (слева Σνi = 3, справа Σνi = 5).
  3.  Влияние температуры. С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермических реакций, т.е. реакций, протекающих с поглощением теплоты. Как указывалось ранее, повышение температуры вызывает увеличение константы равновесия эндотермической реакции, а соответственно возрастают отношения концентраций продуктов реакции к концентрациям исходных веществ, т.е. равновесие смещается в сторону эндотермических реакций. Например, увеличение температуры вызывает смещение равновесия рассматриваемой реакции получения водорода  (ΔΗ>0) в правую сторону, а для экзотермической реакции

2 + О2 = 2Н2О (ΔΗ<0)

– в левую сторону.

Пример 4. Равновесие в гомогенной газовой системе 2А+3В3С+D установилось в момент, когда прореагировало 50% вещества А. Вычислить константу равновесия, если концентрации исходных веществ С=0,6 моль/л и С = 1,0 моль/л. В какую сторону сместится равновесие при повышении давления?

Решение. Для расчета константы равновесия необходимо найти равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

  1. Введем обозначения: [А], [В], [С], [D] – равновесные концентрации веществ, моль/л; [В]прореаг. – количество прореагировавшего вещества В, моль/л.   к моменту равновесия прореагировало 50% вещества А, [А]=С0,5=0,60,5=0,3.
  2. Согласно уравнению реакции 2А+3В3С+D вещество В прореагировало в раза больше, чем А, т.е. [В]прореаг.= 0,31,5=0,45 моль/л, [В]=С-[В]прореаг.=1,0 – 0,45=0,55 моль/л.
  3. Исходя из сравнения коэффициентов, можно сделать вывод, что  [С]=[В]прореаг.=0,45 моль/л,   [D]=[С]=0,15  моль/л.
  4. Составим выражение для константы равновесия системы , после подстановки найденных численных значений получим

0,912.

  1. Уравнение  реакции  2А+3В3С+D  показывает,  что  прямая  реакция

протекает с образованием меньшего числа молей газа, т.е. с уменьшением давления. Обратная реакция протекает с образованием большего числа молей, т.е. с увеличением давления. При увеличении давления, согласно принципу Ле-Шателье,  равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении прямой реакции.

Задачи к главе 4

1-й уровень

161 – 165 Во сколько раз изменится скорость прямой гомогенной реакции, если концентрацию вещества А увеличить в X раз, а концентрацию вещества В уменьшить в Y раз

Задачи

Реакция

X

Y

161

А+2В=С

3

3

162

2А+В=С

3

2

163

3А+2В=С

4

6

164

А+3В=С

3

5

165

А+В=С

2

6

166-170. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен . Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если температуру повысить на     Δt, 0С?

Задачи

166

167

168

169

170

2,0

2,4

2,2

3,0

3,8

Δt, 0С

50

70

40

50

60

171-175. Равновесие в гомогенной газовой системе установилось в момент, когда прореагировало 50% вещества А. Вычислите константу равновесия, если концентрации исходных веществ равны СоА и СоВ. В какую сторону сместится равновесие при повышении давления?

Задачи

Система

СоА,моль/л

СоВ, моль/л

171

2А+2В=С+2D

1,1

2,5

172

А+4В =2С+2D

0,8

2,6

173

3А+ В =С+3D

1,2

0,8

174

2А+3В=С+3D

0,3

0,7

175

А +2В =2С+D

1,0

1,6

2-й уровень

176-180. В гомогенной химической реакции установилось состояние равновесия с константой равновесия, равной k. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ, если начальная концентрация исходного вещества равна Со :

Задачи

Реакция

k

Со, моль/л

176

2HCl(г) =H2(г)+Cl2(г)

0,5

0,20

177

2NO(г)=O2(г)+N2(г)

0,29

0,80

178

2HBr(г)=H2(г)+Br2(г)

0,36

0,10

179

PCl5(г)=PCl3(г)+Cl2(г)

1,23

0,05

180

2HI(г)=H2(г)+I2(г)

0,65

0,20

181. Определите энергию активации реакции, константа скорости которой увеличилась в 105 раз при повышении температуры с 330 до 400 К.

182. Протекают две реакции. Энергия активации первой из них на 10 кДж меньше, чем у второй. Во сколько раз скорость первой реакции больше скорости второй при 100 и при 700 °С, если  их предэкспоненциальные множители одинаковы?

183. Скорость реакции удваивается при увеличении температуры на 10 °С. При каком значении энергии активации это утверждается в интервале 295-305 °С?

184. Энергия активации разложения диоксида азота на оксид азота (II) и кислород равна 111 кДж/моль. Во сколько раз увеличится константа скорости реакции при повышении температуры с 330 до 400 К?

185. В сосуд объемом 0,5 л было помещено 0,5 моль Н2 и 0,5 моль N2. При некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0,02 моль NН3. Вычислите константу равновесия.

186-190. Определить константу скорости химической реакции при температуре Т и энергию активации, если при Т1 константа скорости реакции равна К1, а при температуре Т2 – К2.

Задачи

T, °С

T 1, °С

T 2, °С

К1, с-1

К2, с-1

186

30

10

60

1,08·10-4

5,48·10-4

187

50

120

140

4,08·10-4

19,83·10-4

188

10

25

65

5,1·10-5

4,76·10-4

189

20

15

70

3,3·10-3

4,65·10-2

190

15

100

150

8,47·10-3

9,41·10-2

191. Вычислить температуру, при которой константа равновесия реакции

2NO2 (г)↔N2O4(г) равна единице. Изменениями ΔΗº и ΔSºс температурой пренебречь. В каком направлении сместится равновесие при температуре более низкой, чем найденная?

192. Величина ΔGº для реакции А + В↔АВ при 298 К равна – 8 кДж/моль. Начальные концентрации веществ А и В равны 1 моль/л. Найти константу равновесия реакции и равновесные концентрации веществ А, В и АВ.

193. Металлы можно получит прямым восстановлением водородом, например, железо по реакции

FeO(к) + Н2 = Fe + Н2О(г)

Рассчитайте температуру, при которой установится равновесие? Рассчитайте равновесную концентрацию водорода и паров воды в системе, если начальная концентрация водорода была равна 5 моль/л.

194. Один из вредных компонентов выхлопных газов автомобиля – оксид углерода СО. Его можно нейтрализовать окислением: СО + ½ О2 = СО2.

Если в системе установится равновесие, то какие внешние воздействия будут способствовать нейтрализации СО?

195. Углекислота Н2СО3 способствует химическому разрушению (коррозии) металла. Она может быть удалена из воды путем разложения по реакции: Н2СО3(р) = СО2 + Н2О(ж) (ΔΗ>0). Если система находится в равновесии, то какие внешние воздействия будут способствовать разложению Н2СО3?

3-й уровень

196. В водоем со сточными водами попал гербицид, начальная его концентрация в водоеме составила 10-4 моль/л. Определите период полупревращения гербицида при взаимодействии его с компонентами среды, и изменение его концентрации через 100 ч, если реакция имеет первый порядок, а константа скорости равна 10-6с-1.

197. Для удаления сероводорода из промышленных сточных вод предложена реакция его неполного окисления до серы и воды. Если концентрации О2 и Н2S равны 10-4 моль/л, а константа скорости составляет     10-4 моль·л·с-1, то каковы начальная скорость реакции и период полупревращения?

198. Константы скоростей прямой и обратной реакций при 298 К равны соответственно 10-5 и 10-9с-1. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции. В реакции первого порядка энергия активации Е = 104,5 кДж/моль и в уравнении Аррениуса предэкспоненциальный множитель А = 5·10-13с-1. При какой температуре период полупревращения сократится в 10  раз?

199. Период полураспада радиоактивного 11С равен 20,5 мин. Рассчитайте константу скорости. Сколько позитронов излучит 10-6 г изотопа за время полураспада?

200.Скорость некоторой реакции изучали, измеряя объем V газообразного продукта, выделяющегося через различные промежутки времени t:

V, см3

6,3

11,4

15,53

18,9

34,75

t, с

600

1200

1800

2400

Установить графически порядок реакции, рассчитать константу скорости k и период полупревращения.

201 – 205. Железный стержень погружен в Х –молярный раствор соляной кислоты. Через время t от начала реакции при постоянном перемешивании концентрация оказалась равной Y. Определить время, по истечении которого концентрация раствора станет равной Z. Какие предположения и допущения необходимо использовать при решении этой задачи?

Задачи

Х, моль/л

t, мин

Y, моль/л

Z , моль/л

201

0,01

200

1,0·10-4

1,0·10-3

202

0,02

150

2,5·10-4

5,0·10-3

203

0,16

250

3,0·10-4

3,0·10-3

204

0,03

180

7,8·10-4

2,7·10-3

205

0,10

60

1,0·10-3

1,0·10-2

5. РАСТВОРЫ.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или нескольких компонентов, относительное содержание которых может меняться в широких пределах.

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями. Наиболее часто употребляются в химии следующие способы выражения состава раствора:

  1. Массовая доля i – процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.
  2. Мольная доля Ni – отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.
  3. Молярная концентрация СМ или молярность М – отношение количества растворенного вещества к объему раствора.
  4. Моляльная концентрация Сm или моляльность μ – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.
  5. Эквивалентная концентрация СН или нормальность н – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.
  6. Титр Т – это масса растворенного вещества в 1 см3 раствора, г/ см3.

Пример 1. Какую массу воды нужно прибавить к 200 мл 15%-го раствора Н2SO4 (=1,11 г/мл), чтобы получить 10% раствор? Какова нормальность исходного раствора?

Решение. масса 200 мл 15%-ного раствора Н2SO4 равна 2001,11=222 г. В этом растворе содержится 15% Н2SO4 т.е. 2220,15=33,3 г.

1. По условию задачи эта масса составит 10% от общей массы разбавленного раствора. Тогда масса полученного раствора будет равна

.

  1. Следовательно, к исходному раствору необходимо добавить воды

mH2O    = mр2-ра – m1 р-ра   =  333-222=111г.

  1. По определению, нормальность раствора равна количеству эквивалентов Н2SО4 в 1л раствора:

,

.

Таким образом, нормальность исходного раствора равна 3,4 экв/л.

 

Ответ:  mН2О=111 г; СН=3,4 н.

 

пример 2. Рассчитать массу ВаСl2, содержащегося в 100 мл 0,3Н раствора. Какова массовая доля (%) и молярность этого раствора, если его плотность равна 1,05 г/мл?

Решение  1. В 100 мл 0,3н раствора ВаСl2 содержится 0,30,1=0,03 эквивалента ВаСl2. Эквивалентная масса ВаСl2 равна половине молярной массы, т.е. МЭ(ВаСl2) =. Масса ВаСl2 в 100 мл 0,3 н раствора равна

m(ВаСl2)=1040,03=3,12 г.

2. Для нахождения массовой доли (%) найдем массу раствора:

 ,   

 

3. Молярность раствора равна количеству молей в 1л раствора. Количество вещества определяется из выражения

Ответ: m (ВаСl2) = 3,12 г; ω=3%, СМ=0,15 М.

Задачи к главе 5

1-й уровень

206-210.В какой массе воды нужно растворить 100 г вещества А, чтобы получить Х% по массе раствор? Какова молярность этого раствора, если его плотность равна ρ г/мл?

Задачи

206

207

208

209

210              

A

АlСl3

ВаСl2

Са(NО3)2

Н3РO4

К2СО3

X, %

14

24

10

18

6

ρ, г/мл ,,г/мл

1,10

1,25

1 ,_ ~>

1,08

1,10

1,05

211-215. Какую массу вещества А необходимо растворить в воде, чтобы получить 3 л 0,5 М раствора? Какова массовая доля (%) и моляльность этого раствора, если его плотность равна ρ?

Задачи

211

212

213

214

215

А

СrСl3

НNО3

ВаСl2

СuSО4

Zn(NO3)2

ρ, г/мл

1,07

1,02

1,09

1,08

1,08

216-220. Какой объем (мл) x-молярного раствора Н34 можно приготовить из V, мл, y-молярного раствора? Какова нормальная концентрация приготовленного раствора ?

Задачи

216

217

218

219

220

X, моль/л

1,50

0,50

0,75

3,50

2,25

Y, моль/л

2,25

1,75

3,00

5,25

4,50

V, мл

300

800

400

400

250

2-й уровень

221-225. Вычислите нормальность и титр раствора Н2С2О4·2Н2О, полученного растворением Х, г ее в Y, см3, воды. Плотность полученного раствора принять равной 1 г/ см3:

Задачи

221

222

223

224

225

Х, г

1,7334

0,8667

1,7334

0,8667

1,7334

Y, см3

250

200

100

500

500

226-230. Смешали m1, г, X %-го по массе раствора Н2SО4 и m2, г, Y%-го по массе раствора Н24. Какова массовая доля (%) Н24 в смешанном растворе и его нормальная концентрация , если плотность смешанного раствора равна ρ?

Задачи

226

227

228

229

230

m1, г

75

25

75

150

100

Х, %

10

20

15

 30

 20

m2, г

25

 5

225

450

200

Y, %

1 , /0

20

50

   5

 10

   5

ρ, г/мл

1,08

1,18

1,05

1,13

1,07

231-235. К V, мл, 8,28%-го раствора NaОН плотностью 1,09 г/мл прибавили m, г X %-го раствора NаОН. Вычислите массовую долю (%) NаОН в полученном растворе:

Задачи

231

232

233

234

235

V, мл

110

260

180

340

400

m

250

140

200

50

100

Х,%

30

25

10

35

15

3-й уровень

236-240. При охлаждении 2,0 кг Х%-го по массе раствора соли А из него выкристаллизовалось m, г, соли. Вычислите массовую долю (%) соли в охлажденном растворе и его нормальную концентрацию, если плотность охлажденного раствора равна :

Задачи

236

237

238

239

240

А

СаBr2

СrСl3

К2СО3

3РО4

SnСl4

Х, %

20

12

18

8

16

m, г

95,0

44,4

136,4

63,2

174,0

, г/мл

1,15

1,10

1,10

1,05

1,06

241-245. В каком объеме воды нужно растворить m, г, кристаллогидрата А, чтобы получить Х%-ый по массе раствор безводной соли?

Задачи

241

242

243

244

245

А

СuSO4·5H2O

ВаСl2·2H2O

ZnSO4·7H2O

FeSO4·7H2O

4

СаСl2·6H2O

m, г

Х,%

20

12

180

8

16

Х, %

5,0

4,4

6,4

3,2

1,7

6. Свойства растворов неэлектролитов

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств, количественное выражение которых  зависит от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями, являющимися математическими выражениями законов Рауля и Вант-Гоффа:

  1. Относительное понижение давления паров растворителя над раствором ( р) равно мольной доле растворенного неэлектролита (I закон Рауля):

 p= p0-p1= p0 ,                                             (6.1)

где р1 – парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором; р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; 1 – количество растворителя; 2 – количество растворенного вещества.

2. При растворении неэлектролита расширяется температурный интервал существования жидкой фазы растворителя вследствие смещения его температуры кристаллизации  (замерзания) в низкотемпературную область, а температуры кипения – в высокотемпературную ( закон Рауля):

Тф.п. = К Сm,                                                     (6.2)

где  Тф.пизменение температуры фазового перехода (кристаллизации или кипения); К – коэффициент пропорциональности, зависящий от свойств растворителя; для кристаллизации – криоскопическая константа (Кк), для кипения – эбуллиоскопическая константа (Кэ). Для наиболее распространенного растворителя – воды эти константы равны: Кк = 1,86 К/моль, Кэ = 0,52 К/моль. Ст – моляльная концентрация растворенного вещества.

3. При постоянной температуре осмотическое давление  раствора неэлектролита Р,Па, пропорционально его молярной концентрации (закон Вант-Гоффа):

Р=1000СМ RT,

где СМ – молярная концентрация; R – газовая постоянная (8,314 Дж/мольК),

Т – температура, К.

Пример 1. При какой температуре замерзает водный раствор, полученный из 250 г  воды и 54 г  глюкозы С6Н12О6?

Решение. При пересчете на 1000 г  воды, содержание глюкозы в растворе равно 216 г. Так как мольная масса глюкозы составляет 180 г/моль, то моляльность  раствора равна Сm=216/180=1,20 моль/кг Н2О.

По формуле (6.2)  находим  tкрист =К Сm =1,861,20=2,23С.

Так как чистая вода кристаллизуется при 0С, то раствор будет кристаллизоваться при  tкр  р-ра= t кр.р-ля-  t крист=0-2,23=-2,230С.

Ответ:  tкрист  = - 2,23С.

Пример 2. Давление пара воды при 25°С равно 23,76 мм рт. ст. Вычислить давление пара водного раствора, содержащего 18 г. мочевины CO(NH2)2 в 360 г воды.

Решение. Согласно условию задачи, р0 =23,76 мм рт. ст. Рассчитаем  количество молей  растворенного вещества (2) и растворителя  (1):

,

.

Отсюда, на основании формулы (6.1) получаем:


Ответ: р = 23,41 мм рт. ст.

Задачи к главе 6

 

1-й уровень

   246-250. Для приготовления антифриза на V, л, воды было взято m, г, вещества А.Чему равна температура замерзания приготовленного антифриза?

Задачи

246

247

248

249

250

V, л

2,0

1,0

1,5

2,5

5,0

А

C 2H 4(OH)2

С3Н5(ОН)3

С3Н5(ОН)3

С3Н7ОН

С2Н5ОН

m, г

990

495

2000

1660

3710

251-255. Вычислите молярную массу вещества, если раствор, содержащий m, г, этого вещества на каждый литр воды, замерзает при температуре t°?

Задачи

251

252

253

254

255

m, г

161,3

183,9

290,3

100

311,8

t,°С

-5

-1

-3

-2

-10

256-260. Вычислить осмотическое давление раствора, содержащего m, г, вещества А в  х,  г,  воды при температуре 293 К. Плотность раствора считать равной единице:

Задачи

256

257

258

259

260

А

С12Н22О11

С6Н12О6

СО(NH2)2

С3Н5 (OH)3

С2Н4(OH)2

m, г

16

45

30

46

31

х, г

350

200

150

150

400

500

2-й уровень

261-265. Какой объем вещества А плотностью , кг/л, необходимо добавить на каждый литр воды , чтобы получить антифриз, замерзающий при температуре – 20°С?

Задачи

261

262

263

264

265

А

СН3ОН

С2Н4(ОН)2

С3Н5(ОН)3

С3Н7ОН

С2Н5ОН

, кг/л

0,8

1,1

0,8

1,3

0,8

266-270. Вычислите температуру кипения X %-го  водного раствора вещества А:

Задачи

266

267

268

269

270

А

(NH2)2CO

С4Н9ОН

С3Н7ОН

С2Н5ОН

С3Н5(ОН)3

X,%

13,0

12,5

15,0

14,0

10,0

271-275.Сколько грамм вещества А нужно растворить в V л воды, чтобы температура кипения полученного раствора равнялась t?

Задачи

271

272

273

274

275

А

(NН2)2СО

С12Н22О11

С6Н12О6

С6Н52

(СН2)6N4

V, л

1,2

0,8

1,5

1,8

0,7

t°, С

102

100,5

101

101,5

101

3-й уровень

276-280. При температуре 315 К давление насыщенного пара над водой  равно 8,2 кПа (61,5 мм рт.ст.). На сколько понизится давление пара при указанной температуре, если  в m, г, воды растворить х, г,  вещества А?

Задачи

276

277

278

279

280

А

С12Н22О11

С6Н12О6

С6Н52

СО(NH2)2

С3Н5 (OH)3

С2Н4(OH)2

m, г

200

350

120

100

125

х, г

32

90

60

23

15,5
5

281-285. В каком отношении должны находиться массы воды и спирта А, чтобы при их смешивании получить раствор, кристаллизующийся при температуре t?

Задачи

281

282

283

284

285

A

СН3ОН

С2Н5ОН

С4Н9ОН

С5Н11ОН

С3Н7ОН

t,°С

-15

-20

-25

-10

-30

7. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

7.1. Электролитическая диссоциация

Электролиты – вещества, расплавы или растворы в полярных растворителях которых проводят электрический  ток. Причина этого явления состоит в том, что в данных условиях такие вещества распадаются на определенное количество противоположно заряженных частиц – ионов. Процесс распада вещества на ионы под действием температуры или растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Сила электролита определяется  степенью электролитической диссоциации α и вычисляется по формуле: где N – число молекул, распавшихся на ионы; N0 – общее число молекул электролита в растворе; или где i – изотонический коэффициент; n – общее число ионов, на которые распадается каждая молекула  электролита. Изотонический коэффициент в обобщенном виде учитывает степень отклонения свойств растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа. Например, для растворов электролитов:

Δtпл = i·Кк·Сm,

,

Росм=1000i·См·RT.

Более точным критерием для сравнения силы электролита служит константа диссоциации. Это величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия. Например:

HClO ↔ H+ + ClO-


Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда):

 

где С – молярная концентрация электролита, моль/л.

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в водных растворах, называются сильными. К ним относятся большинство солей, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных элементов, некоторые кислоты. Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение α выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциируют полностью.

Пример 1. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды, кристаллизуется при – 0,23 ºС. Определить кажущуюся степень диссоциации ZnCl2.

Решение. Найдем моляльную концентрацию соли в растворе. Так как молярная масса ZnCl2 равна 136,3 г/моль, то

  моль на 1000 г Н2О.

Теперь определим понижение температуры кристаллизации без учета диссоциации электролита (криоскопическая константа воды равна 1,86):

Δtкрист. выч. = Кк·Сm = 1,86·0,050 = 0,093 ºС.

Сравнивая найденное значение с экспериментально определенным понижением температуры кристаллизации, вычисляем изотонический коэффициент i:

.

Теперь находим кажущуюся степень диссоциации соли:

.

Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита проявляются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы.

Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность  иона а, моль/дм3, связана с его молярной концентрацией в растворе См соотношением:

а =f· См,

где f – коэффициент активности иона.

В разбавленных растворах коэффициент активности зависит только от заряда иона  и ионной силы раствора I, которая равна полусумме произведений концентрации Сi каждого иона на квадрат его заряда zi.: .

Приближенно коэффициент активности иона в разбавленном растворе можно вычислить по формуле  

Пример 2. Вычислить ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/дм3 MgSO4 и 0,01 моль/дм3 MgCl2.                           

Решение. Ионная сила раствора равна

I =0,5[С(Mg2+)·22 + C(SO42-)·22 + C(Cl-)·12) =0,5(0,02·4+ 0,01·4+ 0,02)= 0,07.

Коэффициент активности иона Mg2+(и равный ему коэффициент активности иона SO42-) найдем по формуле

= = -0,53, откуда f = 0,30.

Аналогично находим коэффициент активности иона Cl-6

=-0,13, откуда f = 0,74.

Теперь, пользуясь соотношением а =f· См, находим активность каждого иона: а(Mg2+) = 0,02·0,30 = 0,006 моль/дм3; а(SO42-) = 0,01·0,30 = 0,003 моль/дм3;   а(Cl-) = 0,02·0,74 = 0,0148 моль/дм3;

7.2. Произведение растворимости

Для практически нерастворимого продукта АВ, образующего твердую фазу, процесс его диссоциации характеризуется константой равновесия Кравн= =[А+]·[В-], в выражение которой не входит концентрация вещества, находящегося в осадке. Константа равновесия процесса диссоциации малорастворимого вещества в его насыщенном растворе называется произведением растворимости (ПР) вещества: ПР = [А+]·[В-]. В общем случае, если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению:

AmBn↔mAn++ nBm-,

то выражение  для ПР будет иметь вид

ПРAmBn =[Аn+]m·[Вm-]n.

Необходимым условием образования осадка АВ является неравенство [А+]·[В-]>ПРАВ. Чем меньше значение ПР слабого электролита, тем легче выпадает осадок и тем труднее он растворяется.

Пример 1.  Определите произведение растворимости хлорида свинца при 298 К, если его растворимость при этой температуре составляет 1,6·10-2моль/л.

Решение. Процесс растворения PbCl2 протекает следующим образом:

PbCl2↔Pb2+ + 2 Cl-.

Согласно данному уравнению, одна молекула PbCl2  распадается с образованием одного иона Pb2+ и двух ионов Cl-. Тогда равновесные концентрации Pb2+и Cl- соответственно будут равны 1,6·10-2 моль/л и 3,2·10-2 моль/л. Запишем выражение для ПРPbCl2 = [Pb2+]·[Cl-]2 = 1,6·10-2·(3,2·10-2)2 = 1,6·10-5.

ЗАДАЧИ К ГЛАВЕ 7

1-й уровень

286-290. найти изотонический коэффициент для раствора электролита с концентрацией растворенного вещества СМ, если известно, что в 1 дм3 этого раствора содержится N частиц (молекул и ионов)  растворенного вещества.

Задачи

286

287

288

289

290

СМ, моль/дм3

0,2

0,1

0,5

0,2

0,05

N

2,18·1023

1,09·1023

6,26·1023

3,13·1023

0,59·1023

291-295. Вычислить ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем А, моль/ дм3 Са(NO3)2 и В, моль/дм3 СаCl2

Задачи

291

292

293

294

295

А, моль/дм3

0,02

0,01

0,02

0,01

0,05

В, моль/дм3

0,02

0,01

0,01

0,02

0,03

296-300. Концентрация  малорастворимого вещества  А в его насыщенном растворе равна с, моль/л. Вычислите произведение растворимости А:

Задачи

296

297

298

299

300

А

AgI

BaCO3

СaCO3

Fе(ОН)3

AgCl

с, моль/л

1,2·10-8

8,9·10-5

1,3·10-4

1,9·10-10

1,2·10-5

2-й уровень

301. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при температуре – 0,13 ºC. Вычислить кажущуюся степень диссоциации  Na2СO3.

302. При 100ºC давление пара раствора, содержащего 0,05 моля сульфата натрия в 450 г воды, равно 100,8 кПа. Определить кажущуюся степень диссоциации Na2SO4.

303. В 1 дм3 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26·1021 ее молекул и ионов. Определить степень диссоциации уксусной кислоты.

304. Кажущаяся степень диссоциации хлорида калия в 0,1 н растворе равна 0,80. Чему равно осмотическое давление этого раствора при 17ºC?

305. Вычислить ионную силу и активность ионов в 0,1%-м растворе ВаCl2.

306-310. Смешали равные объемы 0,1М растворов веществ А и В. Напишите уравнения реакций  и расположите вещества в порядке увеличения ПР образующихся при этом малорастворимых веществ:

Задачи

306

307

308

309

310

А

СаCl2

AlCl3

ВаCl2

CdCl2

Ва(NO3)2

В

Na2CO3

Na3PO4

K2SO4

Na2S

Na2CrO4

3-й уровень

311. Нужно приготовить раствор, содержащий в 1 дм3 0,5 моля NaCl, 0,16 моля КCl и 0,24 моля  К2SO4. Как это сделать, имея в своем распоряжении только NaCl, КCl и Na2SO4?

312.В равных количествах воды растворено в одном случае 0,5 моль сахарозы С12Н22О11, а в другом   0,2 моля СаCl2. Температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы. Определить кажущуюся степень диссоциации СаCl2.

313. Рассчитать концентрацию ионов СН3СОО- в растворе, 1 дм3 которого содержит 1 моль СН3СООН и 0,1 моля НCl, считая диссоциацию последнего полной.

314. Исходя из значений последовательных констант диссоциации ортофосфорной кислоты (К1 = 7,5 ·10-3; К2 = 6,3 ·10-8; К3 = 1,3 ·10-12), определить знак изменения ΔGº для каждой из трех ступеней диссоциации. Для какой из них ΔGº имеет наибольшее абсолютное значение?

315. В 0,1 н растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32 ·10-2. При какой концентрации азотистой кислоты НNО2 ее степень диссоциации будет такой же?

316-320. Воспользовавшись табличными значениями ПР, определите, выпадет ли осадок при смешении равных объемов 0,01 М растворов веществ А и В:

Задачи

316

317

318

319

320

А

AgNO3

Рb(NO3)2

Na3PO4

Ва(NO3)2

СаCl2

В

K2Cr2O7

КCl

ВаCl2

Na2CO3

K2SO4

8. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н2О↔ Н+ + ОН-

Константа диссоциации воды весьма мала и составляет при 25ºC:

Принимая концентрацию воды [Н2О] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 =

=55,56 моль/л, получаем

+] ·[ОН-] = 1·10-14 = Кн2о.

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксила называется ионным произведением воды. Поскольку диссоциация воды – эндотермический процесс, то с ростом температуры она увеличивается, и значение Кн2о возрастает.

Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксила, то в чистой воде [Н+] = [ОН-] = 10-7моль/л (при 25ºC). Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными.

Если к воде прибавить кислоту, то [Н+]>10-7моль/л; а если прибавить щелочь, то [Н+]<10-7моль/л.

Вместо концентраций ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком.

Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов принято называть водородным показателем рН:

рН = -lg +].

Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения: кислый рН < 7, нейтральный рН=7, щелочной рН > 7.

Отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов принято называть гидроксильным показателем рОН:

рОН = -lg [ОН-].

При 25ºC рН + рОН = 14.

Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна

4·10-4 моль/дм3. Определить рН раствора.

Решение. Округляя значение логарифма до 0,01, получим

рН = - lg [4·10-4] = - (-2,40) = 2,40.

Пример 2. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен 10,80?

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14, находим: рОН = 14-рН =14-10,80 = 3,20. Отсюда lg [ОН-] =- 3,20. Этому значению логарифма соответствует значение [ОН-] =6,31·10-4 моль/дм3.

Задачи к главе 8

1-й уровень

321-325. Найти концентрацию ионов Н+ в растворах, в которых концентрация гидроксид-ионов составляет А:

Задачи

321

322

323

324

325

А, моль/дм3

10-4

3,2·10-6

7,4·10-11

9,3·10-9

5·10-8

2-й уровень

326-330. Определить [Н+] и [ОН-] в растворе, рН которого равен А:

Задачи

326

327

328

329

330

А

5

8

12

4

9

3-й уровень

331. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 см3 0,5М раствора НСl, 10 см3 0,5М раствора NaOΗ и 15 см3воды.

332.  Рассчитать рН 0,1н раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того, 0,1 моль/дм3СН3СООNa. Коэффициенты активности ионов считать равными единице.

333. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?

334. Определить активность ионов водорода и значение раН+ в 2,5·10-3 М растворе НСl, содержащем, кроме того, 2,5·10-3 моль/дм3 КСl.

335. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2н растворе равна 0,03. Вычислить значения  [Н+], [ОН-] и рОН для этого раствора.

9. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отражает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул.

Пример 1. Записать в молекулярной и  ионно-молекулярной формах уравнения реакций между следующими веществами: H2SO4 и BaCl2; Na2СО3 и НCl.

Решение:

  1. H2SO4 + BaCl2= Ва SO4 ↓+ 2 НCl – молекулярное уравнение,

+ +  SO4 2-_+ Ва2+ + 2Cl- =  ВаSO4 ↓ + 2Н+ + 2Cl- – полное ионно-молекулярное уравнение;

Ва2+ +  SO4 2- = ВаSO4 ↓ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение показывает, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и  SO4 2-.

2) Na2СО3 + 2НCl = 2NaCl + Н2О + СО2
2 Na + +  СО3 2-_+ 2Н++ 2Cl- =  2 Na + + 2Cl- + Н2О + СО2

СО3 2-_+ 2Н+ = Н2О + СО2

 Гидролизом называется взаимодействие солей и воды с образованием слабодиссоциирующих веществ, одновременно сопровождающееся смещением ионного равновесия воды. Отсюда следует, что не всякое взаимодействие соли с водой является гидролизом, а следовательно, не все соли гидролизу подвергаются.

Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (Na2CO3, CH3COOK), катионом слабого основания и анионом сильной  кислоты ( ZnCl2, Al2(SO4)3),   катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (CH3COONH4, Al2S3).  

Соли, образованные сильным основанием и  сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

При анализе состава солей нужно помнить, что:

1. К сильным основаниям относятся: LiOH, KOH, NaOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Rа(OH)2.

2. К сильным кислотам относятся: H2SO4, H2SеO4, HNO3, HClO4, HBr, HI, HCl.

3. Слабые основания образуют катионы всех остальных металлов и NH4+.

4. К слабым кислотам относятся: H2SO3, HNO2, HClO, HF, H3PO3, H2CO3, H2S, H2SiO3,CH3COOH и др.

Соли, образованные многокислотными основаниями или многоосновными кислотами,  подвергаются ступенчатому гидролизу. Более легко протекает первая ступень гидролиза, и на ней, как правило, при обычных условиях гидролиз солей завершается. Скорость гидролиза зависит от растворимости солей, оснований и кислот, поэтому необходимо учитывать этот фактор (прил. 7).

Гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть ее. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза, - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и концентрации соли.

Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА – кислота, МОН – основание, МА – образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:

МА + Н2О ↔НА + МОН

Этому равновесию отвечает константа

.

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К·[ Н2О] =Кг, получим

.

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз. Для соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты Ккисл зависимостью:

.

Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Ккисл . Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

Для солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной  кислоты, аналогичное выражение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания Косн:

.

Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза.

Зависимость степени гидролиза (h) от концентрации выражается через закон разбавления:

,

то есть с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается.

Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле-Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.

 

Пример 1. Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли карбоната натрия.

Решение. Соль  Na2СO3 образована сильным основанием (NaOH) и слабой  кислотой (H2СO3), таким образом, гидролиз соли будет протекать по аниону. Так как ион СO32- содержит 2 заряда, то гидролиз возможен в 2 ступени: первая ступень протекает в обычных условиях, вторая – при нагревании или разбавлении. Рассмотрим гидролиз по первой ступени:

Сокращенное  ионное уравнение гидролиза:

полное ионное уравнение гидролиза:

молекулярное уравнение:

Так как в растворе накапливаются гидроксид-ионы, то среда щелочная, т.е.  рН>7.

Пример 2. Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли хлорида алюминия.

Решение. Гидролиз солей, образованных слабым основанием (Al(OH)3) и сильной  кислотой (HCl) протекает по катиону:

В обычных условиях гидролиз протекает по первой ступени, незначительно – по второй. Третья ступень практически не протекает, однако разбавление или нагревание усиливают гидролиз.

Первая ступень:

Так как в растворе накапливаются ионы водорода, то среда кислая, т.е. рН<7.

Пример 3.  Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соли,  образованной слабым основанием и слабой кислотой.

Решение. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой,  протекает полностью и с достаточно большой скоростью, например:

Al2 (CO3)3+3Н2О=2Al(OH)3+3CO2 .

Подобный процесс наблюдается при смешивании растворов Na2CO3 и AlCl3, в которых соответственно имеются избыток ионов ОН- и   Н+:

Задачи к главе 9

1-й уровень

336-340. Записать в молекулярной и  ионно-молекулярной формах уравнения реакций между веществами А и Б, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

Задачи

336

337

338

339

340

А

NiСl2

К2СО3

СuSO4

Рb(NО3)2

АgNО3

Б

Н2S

Н2SО4

Na3РО4

KI

AlBr3

341-345. Составьте уравнения гидролиза солей А и Б в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Укажите, каким будет рН их растворов (рН>7, рН<7, рН=7):

Задачи

341

342

343

344

345

А

NiSО4

СоСl2

Аl2(SO4)3

Zn(NО3)2

АgNО3

Б

К2СО3

НСООNа

Na3РО4

Li3ВО3

KIO

346-350. Составьте уравнения гидролиза солей А и Б в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Запишите уравнение совместного гидролиза этих солей в молекулярной форме, если одним из продуктов совместного гидролиза является гидроксид металла соли А:

Задачи

Задачи

346

347

348

349

350

A

SnSO4

CrCl3

Zn(NO3)2

АlСl3

Gа2(SО4)3

Б

K2S

K2CO3

СН3СООNа НСООNа Li2CO3

Nа2Sе

Nа2СО3

351-355. Составьте уравнения гидролиза солей А и Б в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Укажите, каким будет рН их растворов (рН>7, рН<7, рН=7):

Задачи

351

352

353

354

355

А

FеСl2

Nа2S

Sn(NО3)2

Nа2SеО3

КСlО

Б

FеСl3

Nа2SO3

Sn(NО3)4

2SеО4

КIО

2-й уровень

356-360. Составьте уравнения гидролиза солей А и Б в молекулярной и ионно-молекулярной формах и укажите, как изменится (уменьшится или увеличится) степень гидролиза этой соли при: а) при уменьшении ее концентрации; б) уменьшении рН; в) увеличении температуры, учитывая, что реакция гидролиза является эндотермической?

Задачи

356

357

358

359

360

A

V2(SО4)3

Na3ВО3

Тi(SО4)2

КВrО

SnCl4

Б

NiSО4

СоСl2

Аl2(SO4)3

Zn(NО3)2

АgNО3

361-365. Укажите направление смещения равновесия гидролиза соли А при добавлении к раствору веществ Б, В и Г:

Задачи

361

362

363

364

365

А

МnСl2

КАsО2

СоSО4

SbСl3

NаРО2

Б

НСl

НNO3

Н24

НСl

НNО3

В

КОН

NаОН

КОН

RbОН

КОН

Г

NаСl

LiNO3

Nа2SО4

КСl

NаNО3

366-370. Какое из веществ Б, В или Г следует добавить к раствору соли А, чтобы степень гидролиза увеличилась?

Задачи

366

367

368

369

370

А

Nа2SeО3

Li2S

Pb(NO3)2

СоSО4

SbСl3

Б

НСl

НNО3

Н24

НNО3

НСl

В

КОН

NаОН

КОН

NаОН

NаОН

Г

NаNО3

K2SО4

K2SО4

КNО3

KF

3-й уровень

371-375. Записать в молекулярной и  ионно-молекулярной формах уравнения реакций между водными растворами следующих веществ:

Задачи

371

372

373

374

375

А

Са(ОН)2

Са(ОН)2

Аl(NО3)3

Zn (NО3)2

SnCl2

Б

СО2(изб.)

СО2

КОН(изб.)

КОН(изб.)

КОН(изб.)

Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.

376-380.Значение рН 0,1 М раствора соли А составляет В. Рассчитайте константу Кг и степень гидролиза h. Составьте уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме. По вычисленным значениям Кг и h мотивированно укажите, к продуктам или к исходным веществам смещено равновесие гидролиза:

Задачи

376

377

378

379

380

А

Аl(NО3)3

CdSO4

23

КВrО

GаСl3

B

3

3

5

8

9

2

381-385. Вычислите рН водного раствора А с концентрацией с, моль/л, если степень диссоциации α = 0,8:

Задачи

381

382

383

384

385

А

Ва(ОН)2

NaОН

НNO3

НВr

НСlО4

с, моль/л

0,1

3

0,01

0,001

0,05

0,1

10. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, способные к существованию как в растворе, так и в кристалле, называются комплексными. Строение комплексных соединений объясняет координационная теория. В комплексных соединениях различают внешнюю и внутреннюю (комплексный ион) сферы. Во внутренней сфере комплексных соединений:

  1. центральное место занимает комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион;
  2. вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (адденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы;
  3. находится координационное число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь.

Во внешнюю сферу входят катионы или анионы. Комплексные соединения – неэлектролиты не имеют внешней сферы, например, [Pt(NH3)2Cl4]. Типичными комплексообразователями являются d-элементы: Ag+, Au+, Cu+, Cu2+, Hg2+, Cd2+, Zn2+, Fe2+ , Fe3+, Co2+, Ni2+, Pt4+ и другие, а также s,p – элементы ( Ве, Al, Sn, Pb). Важнейшими лигандами являются:

  1. нейтральные молекулы, имеющие дипольный момент: Н2О, NН3, СО, NО и другие;
  2. ионы СN-, NО2-, Сl-, Br-, J-, S2O32-, ОН-, СО32- и другие.

Значения координационного числа (КЧ) для некоторых ионов комплексообразователей приведены в таблице:

КЧ=2

КЧ=4

КЧ=6

КЧ=8

Ag+, Au+, Cu+

Cu2+, Hg2+, Cd2+, Ве2+ , Al3+, Pt2+

Zn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Pt4+, Сr3+

Cа2+, Ва2+, Sr2+,  Ti4+

Как видно, чаще всего координационное число имеет значения 4 и 6. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.  При этом заряд комплексообразователя принимается равным его степени окисления. Вследствие того, что любое комплексное соединение в целом электронейтрально, алгебраическая сумма зарядов внешней и внутренней сфер комплексного соединения равна нулю.

Пример 1. Вычислить заряды следующих комплексных ионов, образованных хромом (III): а) [CrCl(H2O)5]; б) [CrCl2(H2O)4]; в) [Cr(C2О4)2(H2O)2].

Решение. Заряд иона хрома (III) принимаем равным +3, заряд молекулы воды равен нулю, заряды хлорид- и оксалат-ионов соответственно равны -1 и -2. Составляем алгебраические суммы зарядов для каждого из указанных соединений: а) +3 + (-1) =+2; б) +3 +2(-1) = +1; в) +3 +2(-2) = -1.

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем – катион в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак – аммин. Затем указывают числа и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» ( Cl- - хлоро, SO42- - сульфато, ОН- - гидроксо и т.д.); последним называют комплексообразователь, указывая его степень окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).

Пример 2. Назвать комплексные соли: [PtCl(NH3)3]Cl, [СоBr(NH3)5]SO4, Ва[Сr(SСN)4(NH3)2].

Решение. [PtCl(NH3)3]Cl – хлорид триамминхлороплатины (II); [СоBr(NH3)5]SO4 – сульфат пентамминбромокобальта (III); Ва[Сr(SСN)4(NH3)2] –диамминтетрароданохромат (III) бария.

В водных растворах комплексные соли диссоциируют в две стадии. Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит практически полностью с образованием комплекных ионов и ионов внешней сферы. Эта диссоциация называется первичной. Комплексные ионы, в свою очередь, под воздействием дополнительных внешних факторов, подвергаются вторичной диссоциации на центральный ион и лиганды. Вторичная диссоциация протекает незначительно и характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости.

Пример 3. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации комплексной соли [Ag(NH3)2]Cl. Составить выражение для константы нестойкости комплексного иона.

Решение. Первичная диссоциация протекает согласно уравнению:

[Ag(NH3)2]Cl→ [Ag(NH3)2]+ + Cl-

Комплексный ион, в свою очередь, подвергается вторичной диссоциации на центральный ион и лиганды: [Ag(NH3)2]+Ag+ +2 NH3. Составим выражение для константы нестойкости комплексного иона:

.

ЗАДАЧИ К ГЛАВЕ 10

1–й уровень

386-390. Составить выражение для константы нестойкости комплексного иона А и определить в нем степень окисления иона – комплексообразователя:

Задачи

386

387

388

389

390

А

[Fe(CN)6]4-

[Hg(CN)4]2-

[AuCl4] -

[PtCl6] 2-

[Fe(CN)6]3-

2-й уровень

391-395. Составить координационную формулу комплексной соли с названием А и написать для нее уравнения первичной и вторичной диссоциации:

Задачи

391

392

393

394

395

А

Дицианоарген-тат калия

Гексанитро-кобальтат (III) калия

Бромид гексамминко-

бальта(III)

Сульфат тетрамминкар-бонатохрома

(III)

Гексацианоферрат (III) калия

3-й уровень

396-400. Составить уравнения первичной и вторичной диссоциации комплексного соединения А. Написать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения обменных реакций, происходящих между  веществами А и В, имея в виду, что образующиеся комплексные соли нерастворимы в воде. Дать названия продуктам реакции:

Задачи

396

397

398

399

400

А

К4[Fe(CN)6]

3[Со(CN)6]

К3[Fe(CN)6]

3[Со(CN)6]

К4[Fe(CN)6]

B

CuSO4

Fe SO4

AgNO3

NiSO4

Zn SO4

11. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными  называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий вследствие разности электроотрицательностей и  рассчитанный из предположения, что молекула состоит   только из ионов. Окисление – это процесс отдачи электронов, который приводит к повышению степени окисления  восстановителя. Восстановление – это процесс присоединения электронов, при котором понижается степень окисления у окислителя. При определении степени окисления атомов необходимо помнить:

- что степень окисления атома в молекуле простого вещества равна нулю;

- степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов равна +1;

- степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме пероксидных и ОF2, равна –2;

- сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Атом элемента в высшей степени окисления является только окислителем (например, сера в молекуле H2SO4 имеет высшую степень окисления 6+); атом элемента в низшей степени окисления является только восстановителем (например, сера в молекуле H2S имеет низшую степень окисления 2–); атом элемента, находящийся в промежуточной  степени окисления, может быть и  окислителем  и восстановителем (например, сера в молекуле H2SO3 имеет промежуточную степень окисления 4–). Такие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность и способны к реакциям диспропорционирования.

Пример 1. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H2S и HI; б) H2S и H2SО3; в) H2SО3 и HClО4?

Решение:  а) степень окисления серы в H2S равна –2, йода в HI равна –1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) степень окисления серы в H2S равна –2, то есть низшая, в H2SО3 –равна +4 – промежуточная. Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SО3 является окислителем;

в) степень окисления серы в H2SО3 равна +4 (промежуточная), хлора в  HClО4 равна +7 (высшая).  Соединения H2SО3 и HClО4 могут реагировать, причем H2SО3 будет проявлять восстановительные свойства.

Пример 2. Завершить уравнение реакции, дописав недостающие продукты. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления, на их основе написать уравнения реакций в ионной и  молекулярной формах:

KNO2+KI+H2SO4J2+NO + …`

Решение. В реакции йод меняет степень окисления от –1 в иодиде калия  до нуля в I2. Йод теряет электроны, т.е. окисляется. Восстанавливаться в данной реакции будет азот, который меняет степень окисления от +3 до +2. Нитрит-ион восстанавливается до NO с приобретением одного электрона на каждый атом азота. Избыточный кислород нитрит-иона будет связываться водородными ионами кислой среды с образованием воды:

2

1

NO-2+2H++e=NO+H2O

2I-–2e=I2

2NO-2+4H++2I-=2NO+2H2O+I2

Полученное уравнение является уравнением искомой  реакции в ионной форме. Молекулярное уравнение  реакции получится, если учесть,  что ионы калия, освобождающиеся при разрушении молекул KNO2 и KJ, образуют соли с серной кислотой:

2KNO2+2KI+2H2SO4J2+2NO +2 К2SO4+2 H2O

Пример 3. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции  2NaCl+Fe2(SO4)3=2FeSO4+Cl2+Na2SO4?

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

2Cl-+2Fe3+=2Fe2++Cl2

Запишем стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции, используя данные прил. 6:

Cl2+2e-=2Cl-                          E1=1,36 B

Fe3++e-=Fe2+                          E2=0,77 B

Поскольку Е1 2, то окислителем будет служить хлор, а восстановителем – ион Fe2+; рассматриваемая реакция будет протекать справа налево.

Пример 4. Найти при 25°С константу равновесия реакции Hg2(NO3)2+2Fe(NO3)2=2Hg+2Fe(NO3)3.

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:

Hg22++2e-=2Hg+2Fe3+

В реакции участвуют две электрохимические системы (прил. 6):

Hg22++2e-=2Hg -                          E1=0,79 В

Fe3++e-=Fe2+                               E2=0,77 B

Находим значение стандартной ЭДС рассматриваемого элемента:

E0=E1-E2=0,79-0,77=0,02 В.

Теперь вычислим константу равновесия реакции:

,    К=4,76.

Ответ: К=4,76.

Задачи к главе 11

1-й уровень

401-405. Исходя из степени окисления элемента А в соединениях Б, В, Г, определите, какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или может проявлять окислительно-восстановительную двойственность? Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

Элементы, соединения, реакции

401

A – N; Б – N 2O5; B – NH3; Г – NO3-.

Реакция KIO3 + H2SO4 +KI=I2+K 2SO4+KOH

402

A – S; Б – H2SO4; B – SO2; Г – H2S.

Реакция Cr2(SO4)3 +NaOH+ Br2 = Na2CrO4 +NaBr+Na2SO4 +H2O

403

А – Br; Б – Br2O; B – BrO3- ; Г – BrO4-.

Реакция PbO2 + Mn(NO3)2 +HNO3 =HMnO4+Pb(NO3)2 +H2O

404

ACl; Б – Cl2O5; В – ClO4-; Г – ClF5.

Реакция K2 Cr2O7 +HCl + SnCl2 =SnCl4 +CrCl3 +KCl+H2O

405

AMn; Б – MnO42 - ; В – MnO4-; Г – MnО2.

Реакция Zn+HNO3(разб.) =Zn(NO 3)2 +N2O+H2O

406-410. Определите степень окисления элемента А в частицах Б, В, Г. Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно -восстановительной реакции:

Задачи

Элементы, реакции

406

A  Cl;  Б  Cl2O; B  ClO3-; Г – ClO4-.

FeSO4+KСlO3+H2SO4=Fe2(SO4)3+KCl+H2O

407

А – S;  Б – SО2; В – SО3; Г – Н2S2.

 К2Сr2О72S+ Н24-=Сr2(SО4)3+S+ К242О

408

А – S; Б – Н2S; В – SО32 - ; Г – SО42-.

 МnО2+НС1=МnС12+С122О

409

А – I;   Б – IO- ; В – IO2 - ; Г – IO3-.

КМnО4+NаNО224=МnSО424+NаNО32О

410

А – N;   Б – NН4+ ; В – N2О; Г – NО2.

КСrO2+КОН+Вr22СrО4+КВг+Н2О


411-415. Исходя из степени окисления элемента А в соединениях Б, В, Г, определите, какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

Элементы, соединения, реакции

411

А–Вi; Б–Вi2О5; В–ВiН3; Г–Вi2О3

МnSО4bО2NO3 =НМnО4+РЬ(NО3)2bSО42О

412

А–Сr; Б–Сr2О3; В–СrО42 - ; Г–СrO.

2+НВrО32О =Н24+Вr2

413

А–Sb; Б–SbН3; В–Sb2О5; Г–Sb2О3.

2+КМnО4+КОН =К24+МnО22О

414

А–Nb; Б–Nb2О5; В–Nb2О3; Г–NbО43-.

HNО2+РbО224 =НNО3+РbSО42О

415

А–Sn; Б–SnО2;В–SnО; Г–SnО32-.

КI+К2Сr2О724 =I2242О+Сr2(SО4)3

2-й уровень

416-420.Составьте электронные уравнения окисления или восстановления элемента А в превращениях Б→В, Б→Г, В→Г, А→Б, А→Г. Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно- восстановительной реакции:

Задачи

Элементы, реакции

416

А–Мn; Б–МnО2; В–МnО4 - ;Г–МnО.

КMnО4+КОН+К232МnО4242О

417

А–Вr;  Б–ВrO - ; В–ВrO3 - ;Г–НВr.

Н23+ С12+ Н2О=Н24+НС1

418

А–Те;  Б–Н2Те; В–ТеО32 -; Г–ТеО42 -.

Вi+НNO3 (разб.) = Вi(NО3)3+NО+Н2О

419

А–N; Б–NО3 - ; В–N2; Г–NО2.

Мg+НNO3  (разб.) =Mg(NО3)2+NH4NO3+H2O

420

А–С1;  Б–С12О; В–НС1; Г–СlO3- .

К2Сr2О7+НС1 =СгС1з+КС1+С122О

421-425. Определите количество электронов, отдаваемое или принимаемое элементом А в переходах АБ, АВ, А Г, БВ, Б Г, ВГ. Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

Элементы, превращения, реакции

421

A – W; Б – WO2; B – W2O5; Г – WO3. 

МnО2+НС1 = МnС12+С122О

422

А – N; Б – NН3; В – NO2: Г – NO2-.

Н2 SО3 - С122О =Н2  SO 4   +НС1

423

А – Fе; Б – FеО; В – Fе2О3; Г – FеО42-.

 NaВг+Н24 =Вг2+ SО2+Nа242О

424

А – I; Б–IO3-;  В – IO-; Г – IO4 -.

К2Сr2О7 + НС1+SnС12  = SnС14rС13+КС1+Н2О

425

А – Мn; Б–МnО2; В – МnО4 -; Г – МnО.

KMnO4 + KOH+K2 SO3=K2MnO4+ H2O+K2SO4

426-430. Составьте электронные уравнения окисления или восстановления элемента А в превращениях Б→В, Б→Г, В→Г, А→Б, А→Г. Используя электронно-ионный метод, расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

    

Элементы, превращения, реакции

426

А – N; Б – N2Н4; В – N2; Г – NО3-.

NаВr+NаВrO324r2+Nа242О

427

А – Вr; Б – ВrO2-; В–ВrO3-; Г – НВr.

КI + KNО22SO4 =I2+NО+К242О.

428

А–Sе; Б – Н2Sе; В – SеО3; Г – SеО32 -.

Zn3АsО3+НС1 =  ZnС12+АsН32О

429

А – I; Б – I2О; В – I2О5; Г – IO4-.

NаВr24r2+SО2+Nа242О

430

А – Сr; Б – Сr2О3; В – Сr2О72 - ; Г – СrO.

NаI24 =I22S+Nа242О

3-й уровень

431-435. На основе сравнения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов окислителей в левой и правой частях уравнения определить направление окислительно-восстановительной реакции. Используя    электронно-ионный    метод,    расставьте    коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

Реакции

431

Н2O2+HClO=HCl+O2+H2O

 432

H3PO3+Pb(NO3)2+H2O=Pb+HNO3+H3PO4

433

HIO3+H2O2=I2+O2+H2O

434

I2+H2O2=HIO3+H2O

435

H3PO4+HI=H3PO3+I2+H2O

436-440. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов (прил. 6) вычислите константы равновесия  реакций. Используя электронно-ионный метод,  расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

Задачи

Реакции

436

FеSО42Сr2О724=Fе2(SО4)3+Сr2(SО4)3242О

437

H3PO3+Pb(NO3)2+H2O=Pb+HNO3+H3PO4

438

KJО324+Nа23 =J224+Nа242О

439

Н2O2+HClO=HCl+O2+H2O

440

СrС13+КОН+Вr2 = К2СrO4+КВr+Н2О+КСl

12. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ

Самопроизвольно протекающие окислительно-восстановительные реакции при пространственном разделении процессов окисления и восстановления могут создавать электрическую энергию вследствие уменьшения свободной энергии Гиббса этих реакций. Поглощение электрической энергии может, напротив, вызывать протекание пространственно разделенных окислительно-восстановительных реакций. При этом происходит увеличение свободной энергии системы (не самопроизвольный процесс).

Таким образом, электрохимия – это раздел химии, изучающий закономерности протекания химических реакций, сопровождающихся взаимопревращениями свободной энергии Гиббса и электрической энергии.

Самопроизвольно электрохимические процессы протекают в гальванических элементах и при коррозии металлов в среде электролитов. Вынужденно они протекают при электролизе расплавов и растворов электролитов.

В любой электрохимической системе электрод, на котором протекает окислительный процесс,  называется анодом. Катодом считается электрод, на поверхности которого протекает восстановительный процесс.

Однако, в зависимости от направления превращения энергии, электрод с одним и тем же названием может иметь разные знаки заряда. В тех процессах, где имеет место превращение свободной энергии Гиббса окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию (гальванический элемент, электрохимическая коррозия), анод заряжен отрицательно, катод – положительно.

При электролизе, гальваностегии, гальванопластике и электрохимической  размерной обработке металлов, напротив, происходит обратное превращение одного вида энергии в другой. Следовательно, и знаки электродов также обращаются: анод становится положительно заряженным, а катод – отрицательно заряженным электродом.

                         12.1. Гальванический элемент

Гальванический элемент – это устройство, способное преобразовывать свободную энергию Гиббса окислительно-восстановительной реакции  в электрическую.

Элемент состоит из двух  электродов (например, цинк и медь), опущенных в растворы собственных солей (или другого  электролита) и  соединенных проводником.

Растворы солей также приведены в электрический контакт полупроницаемой мембраной или электролитическим ключом в виде стеклянной трубки, заполненной насыщенным раствором КСl.

При этом через проводник протекает электронный ток, а на электродах в растворе электролита протекают окислительно-восстановительные реакции. На внутреннем участке электрической цепи гальванического элемента (растворы солей и насыщенный раствор КСl) протекает ионный ток.

Например, для элемента Даниэля-Якоби:

– на аноде Zn0-2e=Zn2+     – окисление;

– на катоде  Cu2+  +2e=Cu 0 – восстановление.

Уравнение токообразующей  реакции:

Zn0+  Cu2+ =Zn2+   +Cu0.

Схема гальванического элемента: .

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента (ε) выражается разностью установившихся электродных потенциалов катода и анода:

ε =ЕКА .

При стандартных условиях (при погружении металла в раствор собственного иона с одномоляльной концентрацией при температуре Т=25С), электродный потенциал металла равен его стандартному электродному потенциалу (прил. 6).

В условиях, отличающихся от стандартных, электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе (при постоянной температуре), что выражается уравнением Нернста:

где Е0-  стандартный электродный потенциал, В; n – число электронов, принимающих участие в процессе (заряд иона); Сm – моляльная концентрация (активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/кг Н2О.

Пример 1. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых металл был бы катодом, а в другом – анодом. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах в гальванических элементах. Определите ЭДС элементов при температуре 298 К, если активность ионов обоих металлов в первом элементе равна 0,01 моль/кг Н2О, а в другом 1,0 моль/кг Н2О.

Решение. Металл – медь. Составим элемент, в котором медный электрод является катодом. Анодом можно выбрать любой металл, имеющий меньший электродный потенциал, например – магний.

Схема гальванического элемента:  (-) Mg/ Mg2+//Cu2+/Cu (+).

Реакция на аноде:    Mg(тв.)-2e=Mg2+(водн.)

Реакция на катоде:    Cu2+(водн.) +2e=Cu(тв.)

Уравнение токообразующей реакции:

Mg(тв.) + Cu2+(водн.) =Mg2+(водн.) +Cu(тв.)

Значения потенциалов электродов рассчитаем по уравнению Нернста:

,

,

Составим элемент, в котором медный электрод является анодом. Катодом можно выбрать любой металл, имеющий больший электродный потенциал, например, ртуть:

(-)Cu / Cu 2+//Hg2+/ Hg (+).

Запишем уравнение реакций:

Cu(тв.)-2e=Cu2+(водн.) – на аноде;

Hg2+(водн.) +2e=Hg(ж.) – на катоде.

Суммарное уравнение:

Cu(тв.)+ Hg2+(водн.) =Cu2+(водн.) + Hg(ж.).

Так как активность ионов металла в растворах равна 1 моль/кг воды, то в данном элементе оба значения потенциалов – стандартные:

.

Ответ: ε=0,51 В.

12.2. Электролиз

Электролизом называется процесс раздельного окисления и восстановления на электродах, опущенных в раствор электролита, осуществляемый за счет протекания тока от внешнего источника ЭДС.  При этом на аноде происходит  окисление, а на катоде – восстановление и выделение металла.  При электролизе расплавов электролитов на катоде всегда протекает восстановление катионов:

Меn++ ne= Ме0

На аноде – окисление соответствующих анионов:

Аnm—- me- = Аn0

Как правило, анодный процесс сопровождается вторичными химическими реакциями – рекомбинацией атомов в молекулы:

2Аn0=( Аn0)2

либо распадом нейтральной сложной частицы на два вещества, одно из которых является простым:

 Например:

42- - 2 е → [SО40] → SО2 + О2

NO3- -  е → [NO30] → NO + О2

Пример 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе расплава   фторида алюминия AlF3 (материал катода – алюминий, материал анода – графит).

Решение:

В расплаве AlF3 диссоциирует согласно уравнению:

AlF3↔Al3++3F-

Под действием электрического поля  катионы Al3+ движутся к катоду и принимают от него электроны:

Al3+ + 3е-Al0 – процесс восстановления.

Анионы F- движутся к аноду и отдают электроны:

F- - е-→ F 0 – процесс окисления,

2 F 0→ F2

2

3

Суммарная реакция:

 Al3+ + 3е-Al0

2F- - 2е-→ F20

2 Al3+ + 6 F- →2 Al0 + 3 F20 

или 

электролизз

2 AlF3 2 Al0 + 3 F20

В растворах электролитов электролиз осложняется возможностью участия молекул растворителя (например, воды) в электродных процессах. Если система, в которой проводят электролиз, содержит разные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них, т.е., окисленная форма той электрохимической системы, которой отвечает наибольшее значение электродного потенциала.

В зависимости от состава электролита на катоде могут протекать (в том числе и параллельно) следующие реакции:

1) восстановление катионов металла:

Меn++ ne= Ме0

  1. восстановление молекул воды:

2О + 2 е  →Н2 + 2 ОН-

Первая реакция исключительно протекает в растворах солей только тех металлов, которые в ряду напряжения находятся после водорода, то есть имеют больший, по сравнению с водородом электродный потенциал.

Вторая – только в растворах наиболее активных металлов, находящихся в начале ряда напряжений вплоть до алюминия. Их электродный потенциал значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (-0,41 В). Для растворов солей металлов, имеющих электродный потенциал, близкий к -0,41 В, и составляющих середину ряда напряжений, характерно протекание обеих катодных реакций.

В растворах кислот на катоде протекает водородная реакция:

+ + 2 е  →Н2

Следует отметить, что в качестве катода можно использовать любой токопроводящий материал, кроме наиболее активных щелочных и щелочноземельных металлов. Большинство других металлов, а также графит, устойчиво в любых электролитах при катодном заряжении.

Аналогично, при наличии в системе, подвергающейся электролизу, нескольких восстановителей, на аноде будет окисляться наиболее активный из них, т.е. восстановленная форма той электрохимической системы, которая характеризуется наименьшим значением электродного потенциала. На аноде может протекать несколько окислительных процессов:

1) растворение материала анода (кроме платины и графита):

Ме0- ne= Меn+

2) окисление анионов соли или кислоты

Аnm—- me- = Аn0

2Аn0=( Аn0)2

3) окисление молекул воды:

20 - 4 е-  →О2 + 4 Н+

На нерастворимых анодах (платина, графит и некоторые металлы, образующие на своей поверхности защитную токопроводящую оксидную пленку, например, Pb в растворе Н24 образует PbО2) конкурируют реакции 2 и 3. Для бескислородных кислот и их солей предпочтительнее реакция 2, например:

2Cl- - 2 е → Cl2

В растворах кислородных кислот и их солей, а также фторидов металлов  протекает исключительно реакция окисления молекул воды.

В водных растворах щелочей на нерастворимых анодах протекает гидроксильная реакция:

4ОН- - 4е = 2Н2О + О2

Пример 2. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе раствора хлорида меди (анод – черновая медная пластина).

 Решение. Если анод изготовлен из металла, способного окисляться в условиях электролиза, как в данном случае,  ионы из раствора на аноде не окисляются. Медь окисляется на аноде  (черновая медная пластина) с переходом ионов меди в раствор: Cu0-2e=Cu2+, а  на катоде  выделяется чистая медь из раствора: Cu2++ 2e= Cu0. Суммарного уравнения электролиза, как правило, в этом случае не пишут.

Пример 3. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия  (анод платиновый).

Решение. Стандартный электродный потенциал системы

Na+ + е-→ Na0 (-2,71 В)

значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода:

20 + 2 е  →Н2 + 2 ОН- 

а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство)

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, сопровождающееся выделением кислорода

20 - 4 е-  →О2 + 4 Н+

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему

2SО42- →   S2О82- + 2 е-

Ионы SО42-, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса:

20 → 2Н2↑ + 4ОН- + О2 + 4 Н+

у анода

у катода

Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов Na+ в катодном пространстве и ионов SО42- в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

20 + 2 Na24 → 2Н2↑ + 4 Na+ + 4ОН- + О2 + 4 Н+ + 2SО42-

у анода

у анода

у катода

Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия (в катодном пространстве) и серная кислота (в анодном пространстве)

Количественно электролиз описывается двумя законами Фарадея:

1. Масса выделяющегося на электроде вещества пропорциональна количеству прошедшего электричества:

,

где Q – количество электричества (заряд); I – сила тока;  t  время протекания тока.

Если Q=1Кл, то К=m. Масса вещества, выделяющаяся при прохождении 1 Кл электричества, называется электрохимическим эквивалентом.

  1. Для выделения на электроде одного эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, равное постоянной Фарадея F=96483 Кл/моль.

Обобщенное  выражение законов Фарадея:  

,                                    (11.1)

где m масса вещества, г; mЭ – эквивалентная масса вещества, г/моль; I сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с.

Пример 4. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 1 ч, если  сила тока равна  4 А?

Решение. Воспользуемся формулой (11.1).  Эквивалентная масса  mЭ меди в CuSO4  равна 63,54:2=31,77 г/моль; t=60*60=3600 c.

Подставив в формулу  численные значения, получим

Ответ: m=4,74 г.

Пример 5. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 38600 Кл электричества и на катоде выделилось 11,742 г металла.

Решение. Из формулы (11.1) имеем

,

где m=11,742 г, It=Q=38600 Кл.

Ответ: mЭ=29,35 г/моль.

Задачи к главе 12

1-й уровень

441-445. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе:

Задачи

Схема гальванического элемента

441

(-) Сrr2(SО4)3// Рb(NО3)2/ Рb (+)

442

(-) Fе/FеС12// СdSО4 / Сd (+)

443

(-) Аl/АlС1з// Со(NO3)2/ Со(+)

444

(-) Fе/FеSО4// NiSО4 /  Ni(+)

445

(-) Cr/ CrCl3 // CuSO4/Cu(+)

446-450. Вычислите потенциал отрицательного электрода в растворе, содержащем А, г, соли и Б, мл, воды:

Задачи

  Схема гальванического элемента

A

Б,мл

446

(-) Сr/Сr2(SО4)3//; NiSО4 /Ni (+)

10

100

447

(-)Fе/FеС12//Со(NO3)2/Со(+) ()Со(NO3)2/Со(+) Со(NO3)2/Со(+)           (+);

15

200

448

(-) Аl/АlС13//Рb(No3)2/Рb (+)

20

300

449

 (-) Fе/FеSО4// Rh(NO3)3/Rh  (+)

25

400

450

 (-) Cr/ CrCl3 // СdSО4 / Сd  (+)

30

500

451-455. Вычислите потенциал положительного электрода в растворе, содержащем А, г, соли и Б, мл, воды:

Задачи

Схема гальванического элемента

A

Б,мл

451

(-) Сrr2(SО4)3//Со(NO3)2/Со(+)

10

100

452

(-) Fе/FеС12//NiSО4 /Ni (+)

15

200

453

(-) Аl/АlС1з//Рb(NО3)2b (+)

20

300

454

(-) Mn/MnBr2//SnBr2/Sn (+)

25

400

455

(-) Cr/ CrCl3 // СdSО4/Сd (+)

30

500

456-460. Какая масса металла осаждается на катоде при электролизе раствора соли А силой тока I ампер в течение t мин? Выход по току 100%. Напишите уравнения анодных и катодных реакций, если анод – платина:

Задачи

Задача

456

457

458

459

460

А

CdSO4

АgNO3

SnCl2

CuCl2

Pb(NO3)2

I, А

0.8

1,0

1,2

1,4

1,6

t, мин

18

24

30

36

42

461-465. При электролизе раствора током силой I ампер в течение времени t на катоде выделилось В, г, металла. Вычислите эквивалентную массу этого металла в г/моль, приняв выход по току 100%. Идентифицируйте этот металл.

Задачи

461

462

463

464

465

I, А

0,5

0,6

0,7

0,8

0,9

t, мин

18

24

30

36

42

В

0,6

0,29

1,35

1,06

0,69

466–470. Напишите уравнения электродных реакций, протекающих при электролизе расплава каждой из двух солей А. Какова масса металла, выделившегося на катоде, если электролиз вели t, мин, силой тока 10 А?

Задачи

466

467

468

469

470

А

MgCl2

NaCl

BaCl2

LiCl

NaCl

KCl

AlCl3

NaCl

MgCl2

SrCl2

t, мин

25

30

25

25

30

2 Уровень

471-475. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе.  Рассчитайте ЭДС элемента, если концентрация потенциалопределяющих ионов отрицательного электрода равна

С1, моль/(кг воды), положительного электрода - С2, моль/(кг воды):

Задачи

  Схема гальванического элемента

С1

С2

471

(-)Nb/Nb(NO3)3//Со(NO3)2/Со(+)

1,0

1,0

472

(-)Сr / Сr2(SО4)3 //NiSО4 /Ni (+)

1,5

2,0

473

(-) АllС13//PtCl2/Pt  (+)

2,0

3,0

474

 (-) Fе/Fе(SО4)//СdSО4/Сd  (+)

2,5

4,0

475

 (-) Cr/ CrCl3 // CuSO4/Cu  (+)

3,0

5,0

476-480. Рассчитайте моляльную концентрацию потенциалопределяющих ионов отрицательного электрода указанного элемента, при которой его потенциал на 0,059 В меньше его стандартного значения:

Задачи

Схема гальванического элемента

476

(-) Сe/Сe(NО3)3//Со(NO3)2/Со(+)

477

(-) Fе/FеС12//BiCl3/Bi (+)

478

(-) АllС1з//Рb(NО3)2/РЬ (+)

479

 (-) Fе/FеSО4//СdSО4/Сd  (+)

480

 (-) U/UCl3 // CuSO4/Cu  (+)

481-485. Рассчитайте моляльную концентрацию потенциалопределяющих ионов положительного электрода указанного гальванического элемента, при которой его потенциал на 0,0000295 В больше его стандартного значения:

Задачи

Схема гальванического элемента

481

(-) Сrr2(SО4)3//Со(NO3)2/Со(+)

482

(-)V/VС12//NiSО4 /Ni(+)

483

(-)Sc/Sc(NO3)3//Hg(NO3)2 /Hg(+)

484

 (-)  Zr/Zr(NO3)4//Re(NO3)3 /Re(+)

485

 (-) Cr/ CrCl3 // PoCl2/Po(+)

486-490. При электролизе раствора соли металла А с анодом из того же металла током силой I в течение t, ч, на катоде выделилось m, г, металла. Определите катодный выход по току.

Задачи

486

487

488

489

490

А

Cu

Ag

Hg

Co

Pb

I, А

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

t, ч

18

24

30

36

42

m, г

0,24

1,44

2,02

0,80

4,00

491-495. Какова молярная концентрация раствора соли А, если для выделения всего металла из объема V этого раствора потребовалось пропустить ток силой I в течение t, мин.

Задачи

491

492

493

494

495

А

AgNO3

CuSO4

Pb(NO3)2

FeCl2

NiSO4

V

0,065

0,070

0,075

0,080

0,085

I

0,6

0,7

0,8

0,9

1,0

t,мин

18

21

24

27

30

496-500.Какова должна быть сила тока, чтобы при электролизе раствора соли А в течение t, мин, на катоде выделилось m, г, металла при выходе по току 100%.?

Задачи

496

497

498

499

500

А

CuSO4

AgNO3

Hg(NO3)2

CoCl2

SnCl2

t, мин

18

24

30

36

42

m, г

0,28

1,61

2,25

0,92

4,33

3-й уровень

501-505. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе. Рассчитайте изменение энергии Гиббса  в токообразующей  реакции, используя  стандартные значения для соответствующих ионов в водных растворах (прил. 5). Рассчитайте стандартное значение ЭДС (ε) элемента по формуле = :

Задачи

  Схема гальванического элемента

501

(-) Сrr2(SО4)3//Со(NO3)2/Со(+)

502

(-) Fе/FеС12//NiSО4 /Ni  (+)

503

(-) Mn/MnС12//Рb(NО3)2/Рb (+)

504

 (-) Zn/Zn(NO3)2 //AgNO3/Ag (+)

505

 (-)Аl/АlС13 //Cu(NO3)2 /Cu (+)

506-510. Определите константу равновесия токообразующей реакции,
протекающей в гальваническом элементе, используя стандартное значение
ЭДС, и учитывая, что  lgK = ε·n/0,059:

Задачи

Схема гальванического элемента

506

(-) Сrr2(SО4)3//Со(NO3)2/Со(+)

507

(-) Fе/FеС12//NiSО4 /Ni (+)

508

 (-) Аl/АlС13//OsCl2/Os  (+)

509

 (-) Th/Th(SО4)2//СdSО4/Сd (+)

510

 (-) Cr/ CrCl3 // CuSO4/Cu (+)

511-515. Через раствор А пропускают ток силой I ампер в течение t мин. Используя только закон Фарадея, определите объемы продуктов, выделившихся на платиновых электродах, а также массу разложившейся воды. Выход по току для катодного и анодного процессов принять равным 100%. Приведите уравнения реакций.

Задачи

511

512

513

514

515

А

Li2SO4

NaCl

KCl

KOH

NaOH

t, мин

5

6

7

8

9

m, г

18

21

24

27

30

516-520. Установите последовательность электродных процессов, протекающих на графитовых электродах при электролизе раствора соли А, содержащего по 0,1 моль/л указанных солей, и составьте уравнения электродных реакций. Какие   вещества и в каком количестве выделятся на катоде, если раствор соли А подвергается электролизу в течение t, мин при силе тока I.

Задачи

516

517

518

519

520

А

CuSO4

AgNO3

FeSO4

CoCl2

SnSO4

CdSO4

Bi(NO 3)3

ZnSO4

ZnCl2

CdSO4

t, мин

20

25

30

35

40

I, А

10

11

12

13

14

ПРИЛОЖЕНИЯ

                                                                                                         Приложение 1

Таблица вариантов контрольных заданий

Номер варианта

Номер уровня

Номера задач

1

1

1

41

91

161

206

246

286

321

336

386

401

441

456

2

16

63

121

176

221

261

301

326

356

391

416

456

486

3

31

76

151

196

236

276

311

331

371

396

431

471

511

2

1

2

42

92

162

207

247

287

322

337

387

402

442

457

2

17

61

122

177

222

262

302

327

357

392

417

472

487

3

32

77

152

197

237

277

312

332

372

397

432

502

512

3

1

3

43

93

163

208

248

288

323

338

388

403

443

458

2

18

62

123

178

223

263

303

328

358

393

418

473

488

3

33

78

153

198

238

278

313

333

373

398

433

503

513

4

1

4

44

94

164

209

249

289

324

339

389

404

444

459

2

19

63

124

179

224

264

304

329

359

394

419

474

489

3

34

79

154

199

239

279

311

334

374

399

434

504

514

5

1

5

45

95

165

210

250

290

325

340

390

405

445

460

2

20

64

125

180

225

265

305

330

360

395

420

475

490

3

35

80

155

200

240

280

314

335

375

400

435

505

515

6

1

6

46

96

166

211

251

291

324

341

389

406

446

461

2

21

65

126

181

226

266

306

328

361

393

421

476

491

3

36

81

156

201

241

281

315

331

376

397

436

506

516

7

1

7

47

97

167

212

252

292

325

342

386

407

447

462

2

22

66

127

182

227

267

307

329

362

391

422

477

492

3

37

82

157

202

242

282

316

332

377

396

437

507

517

8

1

8

48

98

168

213

253

293

321

343

387

408

448

463

2

23

67

128

183

228

268

308

330

363

392

423

478

493

3

38

83

158

203

243

283

317

333

378

397

438

508

518

9

1

9

49

99

169

214

254

294

322

344

389

409

449

464

2

24

68

129

184

229

269

309

326

364

393

424

479

494

3

38

84

159

204

244

284

318

334

379

398

439

509

519

10

1

10

50

100

170

215

255

295

323

345

390

410

450

465

2

25

69

130

185

230

270

310

327

365

394

425

480

495

3

39

85

160

205

245

285

319

335

380

399

440

510

520

11

1

11

51

101

171

216

256

296

324

346

386

411

451

466

2

26

70

131

186

231

271

301

328

366

395

426

481

496

3

40

86

151

196

236

276

320

331

381

400

431

501

511

12

1

12

52

102

172

217

257

297

325

347

387

412

452

467

2

27

70

132

187

232

272

302

328

367

394

427

482

487

3

31

86

152

197

237

277

319

332

382

399

432

502

512

13

1

13

53

103

173

218

258

298

324

348

388

413

453

468

2

28

71

134

188

233