МР СРС Неорг. и ан. хим Агро и ВСЭ


МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего образования
«Якутская государственная сельскохозяйственная академия»
Факультет Агротехнологический
Кафедра агробиохимии
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ
САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
по дисциплине «Неорганическая и аналитическая химия»
для студентов агротехнологического и ветеринарного факультетов
по направлениям 35.03.04 «Агрономия», 36.03.01 «Ветеринарно-санитарная экспертиза»
Якутск – 2016 г.
УДК 546 + 543(083.13)
ББК 24 я 7
Неорганическая и аналитическая химия: методические рекомендации по выполнению самостоятельной работы для студентов агротехнологического и ветеринарного факультетов. - Якутск: ФГБОУ ВО «Якутская ГСХА», 2016-183с.
Составитель: Дыбина С.М.
Утверждены на заседании кафедры агробиохимии ФГБОУ ВО «Якутская ГСХА»:
от01.02.2016 г., протокол № 1.
Утверждены на заседании методического совета агротехнологического факультета ФГБОУ ВО «Якутская ГСХА» от 03. 02. 2016.г., протокол № 5.
© Федеральное государственное
бюджетное образовательное
учреждение высшего
образования
«Якутская государственная
сельскохозяйственная академия»,
2016
Содержание
Введение……………………………………………………………………………………4
Раздел I. Неорганическая химия…………………………………………………………5
1.1. Введение. Роль химии в профессии. Основные законы химии. Газовые законы. Классы неорганических соединений ……………………………………………………………………5
Варианты контрольных заданий …………………………………………………………………17
1.2. Строение атома. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева Химическая связь ………………………………………………………………………………23
Вариантыконтрольных заданий …………………………………………………………………26
1.3. Энергетика химических процессов……………………………………………………….30
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………….35
1.4. Кинетика химических реакций. Химическое и фазовое равновесие………………… 39
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………….46
1.5. Растворы неэлектролитов. Концентрация. Коллигативные свойства растворов……...50
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………….59
1.6 Растворы электролитов. Ионные равновесия и обменные реакции в растворах
электролитов………………………………………………………………………………… 63
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………….77
1.7. Окислительно-восстановительные реакции и электродные потенциалы……………...85
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………….97
1.8. Комплексные соединения……………………………………………………………… 103
Варианты контрольных заданий……………………………………………………………… 109
1.9. Химия s-элементов…………………………………………………………………….. 115
1.10. Химия p-элементов……………………………………………………………………. 117
1.11. Химия d–элементов…………………………………………………………………… 121
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………. 127
Раздел II. Аналитическая химия………………………………………………………….133
2.1. Теоретические основы аналитической химии……………………………………… 133
Варианты контрольных заданий……………………………………………………………….. 136
2.2. Качественный химический анализ…………………………………………………… 139
Варианты контрольных заданий……………………………………………………………… 141
2.3. Количественный химический анализ.Гравиметрический анализ…………………. 145
Варианты контрольных заданий……………………………………………………………… 147
2.4. Количественный химический анализ.Титриметрические методы анализа………. 150
Варианты контрольных заданий………………………………………………………………. 154
Рекомендуемая литература…………………………………………………………… 163
Приложение……………………………………………………………………………… 164
ВВЕДЕНИЕ
Методические рекомендации включают краткие теоретические сведения по теме, примеры решения типовых задач и задания для самостоятельной работы студентов. Тематические разделы выдержаны в соответствии с содержанием программы курса «Неорганическая и аналитическая химия»по направлениям 35.03.04 «Агрономия», 36.03.01 «Ветеринарно-санитарная экспертиза».
Методические рекомендации предназначены для самостоятельной работы студентов очного отделения.
Цель самостоятельной работы - закрепление знаний, полученных на лекционных, семинарских и лабораторно-практических занятиях;углубление знаний студентов путем использования дополнительной специальной литературы, рекомендуемой к применению при написании конспектов по заданиям самостоятельных работ.
Студент выполняет одну самостоятельную работу по данной дисциплине. Самостоятельная работа представлена в виде вариантов заданий, которые включают как теоретический вопрос по теме, так и решение задач. Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.
Самостоятельная работа принимается на отдельной тетради с соблюдением нижеперечисленных требований:
- титульный лист оформляется по образцу (см. Приложение 20) с указанием фамилии и имени студента, группы и курса.
- в тетради необходимо оставить поля, страницы должны быть пронумерованы;
- на последней странице следует привести список использованной литературы, указать дату окончания работы и поставить подпись.
- работа должна быть написана четким почерком без помарок, грамотно.
- решение задач
Работа, выполненная без соблюдения указанных требований, не принимается к проверке.
Перед выполнением задания по теме необходимо ознакомиться с теоретическим материалом лекций и рекомендованной учебной литературы, а также разобрать примеры решения задач, приведенные в настоящих методических указаниях.
ВНИМАНИЕ! При оформлении работы необходимо полностью переписать в тетрадь условие задания. Без выписанных условий задач работа НЕ ПРОВЕРЯЕТСЯ!
Ответы на теоретические вопросы записываются кратко, ясно и по существу. При решении задач приводятся ход расчетов, математические преобразования и размерности величин.
Точность вычислений зависит от рассчитываемой величины: значения объемов и массовых долей вычисляйте с точностью до второго знака после запятой; вычисления массы и молярных концентраций проводите с точностью до четвертого знака после запятой; расчеты величины титра – с точностью до шестого знака после запятой.
Вариант задания выдает преподаватель. Один и тот же номер варианта студент выполняет по всем темам. Всего студент выполняет 36 заданий. Срок сдачи самостоятельной работы –не позднее начала итоговой аттестации. Студенты, не сдавшие самостоятельные работы, не получают допуск к итоговой аттестации по дисциплине.
Критерии оценки самостоятельной (контрольной) работы по дисциплине «Неорганическая и аналитическая химия» для студентов очной формы обучения (см. Приложение21).
РАЗДЕЛ I. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
1.1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ. ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Предмет и задачи химии. Связь химии с биологией, физикой, специальными дисциплинами. Содержание, цели и задачи курса. Химическое единство мира. Основные законы и понятия химии: атом, молекула, моль, относительная атомная и молекулярная масса, постоянная Авогадро. Законы сохранения массы и энергии, постоянства состава, Авогадро. Эквивалент. Закон эквивалентных отношений. Молярная масса эквивалента. Газовые законы. Основные классы неорганических соединений.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект): Основные законы и понятия химии: атом, молекула, моль, относительная атомная и молекулярная масса. Простое и сложное вещество. Аллотропия. Основные стехиометрические законы химии. Газовые законы: Закон Авогадро. Закон Дальтона. Закон парциальных давлений. Относительная плотность газа. Основные классы неорганических соединений.
Основные понятия химии и единицы их измерения
Количество вещества () – это физическая величина, которая характеризует число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, протонов, эквивалентов и др.) в определенной порции вещества.
Единица измерения количества вещества – моль.
Моль – количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов, эквивалентов и др.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С, то есть 6,02·1023.
Это число (6,02·1023) называется числом Авогадро. Измеряется в моль-1.
Необходимо указывать, к каким структурным единицам относится понятие моль, например, «моль молекул водорода», «моль атомов водорода», «моль ионов водорода», «моль эквивалентов» и др.
Молярная масса – масса 1 моль вещества. Единица измерения г/моль.
Например, М(Н2О) = 18 г/моль, М(NaOH) = 40 г/моль, М(HNO3) = 63 г/моль.
Эквивалент– реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.
Молярная масса эквивалентов – физическая величина, измеряемая произведением молярной массы вещества на фактор эквивалентности.
Молярная масса эквивалентов – масса 1 моль эквивалентов, т.е. 6,02·1023 эквивалентов. Обозначение М(fэкв.Х), М(Х), Мэ(Х).Единица измерения г/моль.
Фактор эквивалентности– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.
Молярная масса – это абсолютная константа индивидуального вещества, молярная масса эквивалентов – константа вещества в конкретной реакции.
Фактор эквивалентности рассчитывается на основе стехиометрии данной реакции из равенства fэкв.(Х) = , где z -
в кислотно-основной реакции - основность кислоты или кислотность основания; определяется числом ионов водорода или гидроксид-ионов, участвующих в данной конкретной реакции;
вокислительно-восстановительной реакции – число электронов, которые отдает или присоединяет частица в данной окислительно-восстановительной реакции.
Ниже приведены формулы для вычисления молярных масс эквивалентов сложных веществ:
Современные рекомендуемые обозначения физических величин, примеры их записи и расчета Ранее используемые обозначения физических величин, примеры их записи и расчета
М(оксида)= ·М(оксида)
М(Al2O3)=·102= 17(г/моль)
М(кислоты)= ·М(кислоты)
М(H2SeO4)=·145=72,5(г/моль)
М(основания)=·М(основания)
М(Ca(OH)2)=·74=37(г/моль)
М(соли)= ·М(соли)
М(Fe2(SO4)3)=
·400=66,67(г/моль)
Молярная масса эквивалентов одного и того же вещества зависит от течения реакции:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
В первом случае молярная масса эквивалентов H2SO4 равна ее молярной массе, во втором – половине молярной массы, так как в первом случае в реакции принимает участие один ион водорода (основность равна 1, fэкв=), а во втором – два иона водорода (основность равна 2, fэкв=).
М(H2SO4)=1М(H2SO4)=98 (г/моль) или
М(H2SO4)=М(H2SO4)=49( г/моль) или
Для определения фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента вещества в окислительно-восстановительной реакции необходимо написать уравнение реакции и электронный баланс реакции.
Например, для реакции взаимодействия натрия и серы запишем уравнение реакции и электронный баланс:

Каждый атом натрия отдает один электрон, а каждый атом серы принимает два электрона. Поэтому
fэкв(Na) = 1/1, fэкв(S) = 1/2.
Молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества:
Мэкв(Na) = fэкв(Na) ·M(Na);
Ar(Na) = 23, M(Na) = 23 г/моль, Мэкв(Na) = (1/1)·23 = 23 (г/моль);
Мэкв(S) = fэкв(S) · M(S);
Ar(S) = 32, M (S) = 32 г/моль, Мэкв(S) = (1/2)·32 = 16 (г/моль).
Основные законы химии
1.Закон сохранения массы вещества (М.В.Ломоносов,1748; французский ученый Антуан Лоран Лавуазье,1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции (продуктов реакции). Этот закон является частным случаем общего закона сохранения энергии. В механических и ядерных процессах соблюдается только в том случае, если энергия не рассеивается.
С точки зрения атомно- молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают из ничего, а происходит лишь их перегруппировка. А так как число атомов до реакции и после реакции остается неизменным, то и их общая масса также не изменяется.
Каждое химическое уравнение символизирует закон сохранения массы вещества и закон сохранения энергии:
∑mпродуктов = ∑m реагентов
Например: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O + 115 kДж
98 г + 80г = 142г + 36г
178 = 178
2. Закон постоянства состава (французский ученый Жак Пруст; 1808)
Cовременная формулировка закона: Каждое химически чистое вещество молекулярного строения независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный состав (под химически чистым веществом в определении подразумевается вещество, в котором химическим путем нельзя обнаружить примеси).
Ограниченность закона состоит в том, что он справедлив только для жидких и газообразных соединений с молекулярной структурой (например, SO2, SO3, NH3,CH4,H2O и др.). Исключением являются полимеры, состоящие из молекул разной длины. Такие соединения в память Дж. Дальтона названы дальтонидами. Их состав выражается простыми формулами с целыми стехиометрическими индексами.
Вещества немолекулярного строения (ионные, атомные) имеют переменный состав и названы бертоллидами (в память фр. химика Клода Луи Бертолле, предвидевшего такие соединения). Стехиометрические индексы в бертоллидах могут быть дробными. Их состав меняется от условий получения (P, T). Например, можно получить оксид железа (II) состава Fe0,89Oили Fe0,93O. Бертоллиды часто встречаются среди бинарных соединений (гидридов, сульфидов, нитридов, оксидов металлов и т.п.) Из природных соединений бертоллидами являются, например, полевые шпаты, шпинели.
Закон постоянства состава можно сформулировать иначе: Химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.
Например, углерод и кислород соединяются только в соотношении С:О =12:16, т.е.3 : 4 (СО – угарный газ) и С:О = 12:32, т.е. 3:8 (СО2 – углекислый газ) Ни в каких других соотношениях они не соединяются.
Состав воды независимо от способа получения (синтезом, нейтрализацией, конденсацией и т. д.) имеет качественный и количественный состав: водорода Н – 11,19% и кислорода 88, 81%.Однако, нужно учитывать и изотопный состав. В тяжелой воде водорода ( 2Н – дейтерия) – 20%.
3. Закон кратных отношений (английский ученый Джон Дальтон, 1803) :
В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.
Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO1,46-1,56 и TiO1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С20Н42 и С21Н44).
4. Закон объёмных отношений. Этот закон в качестве обобщения вывел французский ученый Гей-Люссак (второе название закона – «химический»). Объёмы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, например, при взаимодействии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода, образуются 2 объёма водяного пара.
5. Закон Авогадро.(1811):В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекает три следствия:
1. Один моль вещества в любом состоянии содержит одинаковое число молекул (или атомов) NA= 6,022 ∙ 1023(число Авогадро)
2. Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа (Vm): Vm = 22,4 л
Н.у. : Т = 273,15 К ( 0оС); Р = 101,325 кПа = 101325 Па = 1 атм. = 760 мм.рт. ст
3. Массы различных газов, занимающих одинаковый объем, относятся между собой как их молярные массы
приV1 = V2
Относительная плотность газа – D;
Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (DH ) или воздуху (Dвозд.).
М газа = 2DH ;М газа = 29Dвозд
На основании газовых законов Р. Бойля – Э. Мариотта, 1662 г. (pV =const при изотермических условиях), Ж. Шарля – Ж. Гей-Люссака, 1802 г. (вскрывает зависимость объема газа от его температуры при постоянном давлении – при изобарных условиях):

и закона А. Авогадро выводится объединенный закон газового состояния, выражением которого является уравнение состояния идеального газа*:

Это уравнение легко преобразовать в уравнение Клапейрона – Менделеева, 1874 г.

гдеR – универсальная газовая постоянная. Её численное значение зависит от единиц измерения объема и давления, например: R = 8,314 Дж/моль∙К = 62360 мм рт. ст.∙мл / моль∙К.
* Идеальный газ – это газ, поведение которого «идеально»: его молекулы не имеют объема, не взаимодействуют друг с другом, движутся быстро, прямолинейно и не теряют энергию при столкновениях. Многие реальные газы ведут себя подобным образом при условии, если молекулы газа малы и расположены далеко друг от друга.
6. Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом:=
Из последнего соотношения следует:
= ,
т.е. число моль эквивалентов вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции веществ равны между собой:
э 1 = э 2
Количественным выражением закона эквивалентов для реакций, протекающих в растворах, является соотношение:
,
где сн – нормальная концентрация вещества (молярная концентрация эквивалента).
Раствор, содержащий в одном литре один моль эквивалентов растворенного вещества, называется однонормальным (1,0 н.), 0,1 моль эквивалентов - децинормальным (0,1 н.), 0,01 моль эквивалентов – сантинормальным (0,01 н.)
Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.
Примеры решения типовых задач
При решении задач следует иметь в виду:
а) Молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы;
б) Молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Таким образом, молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
Задача1.Расчет количества вещества по числу структурных единиц.
Какое количество вещества гидроксида меди (II) содержит 1,505·1023атомов водорода?
Решение: Количество вещества гидроксид-ионов в гидроксиде меди (II), выраженное в моль, составляет:
(ОН-) =
В соответствие с формулой гидроксида меди (II) – Сu(OH)2, в одной молекуле этого соединения содержится два гидроксид-иона. Это означает, что
(Cu(OH)2)=.
Ответ: 0,125 моль.
*В этом и последующих примерах обозначение единицы измерения пишется после числового значения величины в конце расчёта и во всех промежуточных вычислениях (в соответствии с принятым стандартом). В учебной литературе по химии встречается и такая запись, где единица измерения вставляется в формулу.
Задача 2.Расчет молярной массы эквивалента элемента по составу химического соединения на основе закона эквивалентов.
Оксид металла содержит 28,57% кислорода. Определите молярную массу эквивалента металла.
Решение:В соответствии с законом эквивалентов массы связанных между собой в химическом соединении металла m(Me)и кислорода m(O) пропорциональны молярным массам их эквивалентов
= (1)
Полагая массу оксида равной 100 г, имеем m(O)=28,57 г и m(Me)=71,43г. Поскольку молярная масса эквивалента кислорода Мэ(О)=8г/моль, из выражения 1 находим молярную массу эквивалента металла:
Мэ(Ме)=
Ответ: 20 г/моль.
Задача 3.Расчет молярной массы эквивалента вещества по массе и объему участвующих в реакции веществ на основе закона эквивалентов.
2,14 г металла вытесняют из кислоты 2 л водорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалента металла.
Решение: Согласно закону эквивалентов количество вещества эквивалентов металла равно количеству вещества эквивалентов водорода
(2)
э.(Me)= ;э.(H2) = , где (3)
(H2) – эквивалентный объем водорода, равный
;
Vm– молярный объем газа при н.у., равный 22,4 л/моль.
Тогда в соответствии с выражениями (2) и (3)
, откуда
.
Ответ: 12 г/моль.
Задача 4.Расчет молярной массы эквивалента элемента по соотношению масс реагента и продукта реакции на основе закона эквивалентов.
Из 3,85 г нитрата металла получено 1,6 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла.
Решение:В соответствии с законом эквивалентов соотношение масс нитрата и гидроксида металла равно
= (4)
Молярные массы эквивалентов нитрата и гидроксида металла равны
Mэ1 = Mэ(Me) + Mэ(NO3-) = Mэ(Me) + 62
Mэ2 = Mэ(Me) + Mэ(OH-)= Mэ(Me)+17
Подставляя эти выражения в уравнение (4) имеем
= или=.
Решая последнее уравнение относительно Mэ(Me), имеем
Mэ(Me)=15г/моль.
Ответ: 15 г/моль.
Задача 5.Определение молекулярной массы газообразного вещества на основе его плотности.
Масса 1 л газа при н.у. равна 1,175 г. Вычислите молекулярную массу газа и массу одной молекулы газа.
Решение:Поскольку один моль газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л, его молярная масса равна
М(газа) = 1,175·22,4 = 26,32 (г/моль).
Поскольку в 1 моль любого вещества содержится 6,02·1023 молекул, масса одной молекулы определяется по формуле
m=
Ответ: 4,372·10-23г.
Задача 6.Определение фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента вещества в окислительно-восстановительной реакции.
При взаимодействии алюминия и серы образуется сульфид алюминия. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов алюминия и серы.
Решение: Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.
Реакция взаимодействия алюминия и серы протекает согласно уравнению:

Каждый атом алюминия отдает три электрона, а каждый атом серы принимает два электрона. Поэтому
fэкв(Al) = 1/3, fэкв(S) = 1/2.
Молярная масса эквивалента вещества – это масса вещества, эквивалентная 1 моль ионов водорода в кислотно-основной реакции или 1 моль электронов в окислительно-восстановительной реакции. Молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества:
Мэкв(Al) = fэкв(Al) · M(Al);
Ar(Al) = 27; M(Al) = 27 г/моль; Мэкв (Al) = 1/3·27 = 9 г/моль;
Мэкв(S) = fэкв(S) · M(S);
Ar(S) = 32; M(S) = 32 г/моль; Мэкв(S) = 1/2·32 = 16 г/моль.
Ответ: 1/3 и 9 г/моль; ½ и 16 г/моль.
Приведенные ниже примеры иллюстрируют основные методы определения молярных масс эквивалента простых веществ: метод прямого определения (пример 7), аналитический метод (пример 8); электрохимический метод (пример9). Для краткости слова «молярная масса эквивалента» заменены словом «эквивалент»
Задача 7.При сжигании 2,28 г металла было получено 3,78 г его оксида. Определить эквивалентную массу металла.
Решение:Находим массу кислорода, пошедшего на окисление металла: 3,78 – 2,28 = 1,5 г. Молярная масса эквивалента кислорода МЭ(О2)=8 г/моль. Используемзакон эквивалентов
г/моль
Ответ: 12,16 г/моль.
Задача8. Вычислить молярную массу эквивалента металла, если установлено химическим анализом, что сульфид металла содержит 67,15 % металла (по массе), а эквивалент серы равен 16.
Решение:67,15 массовой части металла соединяются 32,85 части массы серы (100-67,15), а молярная масса эквивалента металла соединяются с молярной массой эквивалента серы (закон эквивалентов)

Ответ: 32,71 г/моль
Задача 9. Определить эквивалент никеля, если для выделения на катоде 4 г металла было пропущено через раствор его соли 13150 кулонов (Кл) электричества.
Решение:В соответствии с уравнением, объединяющим первый и второй закон Фарадея, гдеm-масса продукта электролиза,Э - эквивалент металла, (молярная масса эквивалента) F –число Фарадея (96500 Кл) Q –количество прошедшего через раствор электричества.

Ответ: 29,35 г/моль.
Расчеты по химическим формулам. Массовая доля.
Термин «доля» означает часть от какой-то величины. Для химического элемента, находящегося в смеси с другими веществами, может быть найдена массовая доля, молярная доля, объёмная доля. Для вычисления доли одного из веществ нужно его массу (число молей, объём) разделить на сумму масс (молей, объёмов) всех составных частей.

Аналогично можно вычислить массовую долю одного из элементов в сложном веществе. Для этого массу элемента делят на массу всего вещества:

массовая доля элемента определяется по формуле:

гдеω(э) –массовая доля элемента; n–число атомов элемента в соединении; Ar(э) –атомный вес элемента,а.е.м; М(в-ва) –молярная масса вещества, г/моль.
Задача 10.Вычислите массовую долю углерода в карбиде кальция. Решение:
М(СаС2) = 40+12∙2 = 64 г/моль Ответ: 37,5%
Газовые законы
Под парциальным давлением газа Рп понимают давление этого газа в предположении, что при температуре смеси в объёме, занимаемом смесью, находится только рассматриваемый газ. В соответствии с законом Дальтона, давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов: Р=
Для описания состояния идеального газа пользуются уравнением Менделеева-Клапейрона:
РV=, где: P – давление газа, Па; V – объём газа, м3; T – температура газа, К; m – масса газа, кг; M – мольная масса газа, кг/моль; R=8,31 Дж/(моль*К) – универсальная газовая постоянная.
Уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, является:
, где: индекс «0» означает начальное состояние системы, например, при нормальных условиях; индекс «1» означает некоторое конечное состояние системы. Нормальными условиями (н.у.) считают Р0 =101,3кПа (нормальное атмосферное давление) и Т0=298К (25С). Однако во многих случаях приходится использовать в качестве нормальной температуры не 298К, а 273К (0С). Это обусловлено тем, что многие справочные данные, необходимые для расчётов, получены не при 298К, а именно при 273К.
Плотность любого газа можно определить как:
, кг/м3. Где: Мг – мольная масса газа; Vст=22,4 л/моль – объём, занимаемый 1 молем любого газа при н.у. (стандартный объём).
Плотность смеси газов определяется следующим образом:
, кг/м3. Где: i – плотность итого газового компонента смеси,кг/м3; i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.
Например, плотность атмосферного воздуха при н.у. составляет 1,29 кг/м3.
Плотность функционально зависит от температуры Т и давления Р:
Выведем функциональную зависимость плотности от температуры и давления. Для этого запишем объединённое уравнение в форме:
.

Аналогично плотности смеси газов рассчитывается мольная масса смеси газов:
, г/моль. Где: Мi – мольная масса итого газового компонента смеси, г/моль; i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.
Например, мольная масса атмосферного воздуха при н.у. составляет около 29 г/моль.
Основные газовые процессы
Процессы, в которых участвует система, могут протекать при различных условиях. В связи с этим различают следующие основные варианты реализации указанных процессов.
1. Изохорный процесс. Объём системы остаётся постоянным (ΔV=0).2. Изобарный процесс. Давление Р=соnst.
3. Изотермический процесс. Т=const.
4. Адиабатический процесс.ΔQ=0. При адиабатическом процессе работа совершается системой за счёт убыли её внутренней энергии.
Следует отметить, что наиболее общим случаем всех газовых процессов является политропный процесс (соотношение параметров выражено через величину n - показатель политропы).
Примеры решения типовых задач
Газовые законы
Задача 1. Какую массу будет иметь азот объёмом 30 л при н.у. ?
Решение:Молярный объёмгаза при н.у. равен 22,4 л/моль

m (N2)= М ∙ ν = 28 ∙ 1,34 =37,52 (г)
Ответ: 37,52 г.
Задача 2.Вычислить объём занимаемый 7 г оксида углерода (II) при 70С и 103974 Па
Решение:М(СО) =28 г/моль=28∙10-3 кг/моль
Из уравнения Менделеева –Клапейрона выводим объём газа:

Ответ: 5,6 л
Задача 3. Определить плотность бромоводорода по водороду и по воздуху.
Решение:
Ответ: 40,5 и 2,8
Задача 4. При взаимодействии 5 г металла с кислотой выделилось 2,8 л водорода (н.у.). Вычислить эквивалент металла.
Решение:По определению эквивалент металла вытеснит из кислоты эквивалент (11,2 л) водорода (н.у.). Составим пропорцию:
5 г Ме –2,8 л Н2
МЭ(Ме) –11,2 л Н2
г/моль Ответ: 20 г/моль
Задача 5. При растворении 0,27 г металла в кислоте выделилось 118 мл водорода при 210С и 101,8кПа. Определить эквивалент металла.
Решение:Приведём объём выделившегося водорода
V=118 мл к нормальным условиям по формуле объединенного закона Бойля-Мариотта и Гей –Люссака:
По закону эквивалентов находим:

VЭ(Н2) –это мольный объём водорода при н.у. , равный 11,2 л (11200мл)
Ответ: 27,49 г/моль
Основные классы неорганических соединении
Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, соли и основания.
Оксидыпредставляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды представляют собой ангидриды кислот (SO2 – серный ангидрид, N2O5 – азотный ангидрид).
Примеры:N2O, NO - несолеобразующие оксиды; SO3, SiO2 - кислотные оксиды; СаО, МgО – основные оксиды и т.д.
В настоящее время общепринятой является международная номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре в названии оксида указывается валентность элемента: СuO и Cu2O – оксиды меди [II] и [III] соответственно. Существует также русская номенклатура, согласно которой окисью называется единственно возможный оксид элемента, в остальных случаях название дается в соответствии с числом атомов кислорода. Оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, называются закисями.
Примеры:MgO – окись магния; NiO – одноокись никеля; Ni2O3 – полутораокись никеля; Сu2О – полуокись меди.
Пероксиды (перекиси) металлов являются солями перекиси водорода Н2О2 и лишь формально относятся к оксидам. Приставка пер в названии соединений обычно указывает на принадлежность соединения к перекисным, но существуют исключения: соли кислот НMnO4 (перманганаты) и НСlO4 (перхлораты) перекисными не являются, а приставка пер в названии этих соединений указывает на максимальную насыщенность соединений кислородом.
Гидроксиды (основания) классифицируют по их силе (сильные – все щелочи кроме NH4OH и слабые), а также по растворимости в воде (растворимые – щелочи и нерастворимые). Важнейшими щелочами являются КОН (едкое кали) и NaOH (едкий натр).
В состав кислот входит водород, способный замещаться металлом, а также кислотный остаток. Коэффициент х, отвечающий количеству атомов водорода, а, следовательно, равный валентности кислотного остатка, называют основностью кислоты. Кислоты классифицируют по их силе (H2SO4, HNO3 – сильные кислоты; HCN – слабая кислота), на кислородсодержащие (H2SO4, HNO3) и бескислородные (HCN, HI); а также по основности (х) - HCN – одноосновная кислота, H2SO3 – двухосновная кислота, H3РO4 – трехосновная кислота. Важнейшим свойством кислот является их способность образовывать соли с основаниями. Названия кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, при этом названия бескислородных кислот оканчивается словом водород (HCN –циановодород или синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, с добавлением слова кислота (H3AsO4 – мышьяковая кислота, H2CrO4 – хромовая кислота). В случаях, когда один элемент образует несколько кислот различие между кислотами проявляют в окончаниях названий (на ная или овая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет наивысшую валентность; на истая или овистая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет валентность ниже максимальной).
Примеры:HNO3 – азотная кислота, а HNO2 - азотистая кислота; H3AsO4 – мышьяковая кислота, а H3AsO3 – мышьяковистая кислота.
Одному и тому же оксиду могут соответствовать несколько кислот, при этом наиболее богатая водой форма имеет в названии приставку орто, а наименее богатая – мета (ортофосфорная кислота H3РO4 – на одну молекулу ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды; метафосфорная кислота HРO3 – на одну молекулу ангидрида Р2О5 приходится одна молекула воды). Следует также учитывать и то, что ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.
Соли являются продуктом замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Нормальные (средние) соли получаются при полном замещении; кислые – при неполном замещении водорода кислоты на металл; основные – при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой 2 и более, а основная – металлом, заряд которого 2 и более.
Примеры:NaHS, KHCO3 – кислые соли (гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия); MgOHCl, CaOHCl – основные соли (хлориды гидроксо магния и кальция); NaCl, CuS – нормальные соли (хлорид натрия и сульфид меди).
Вопросы для самоконтроля
1. Какие условия для газов считаются нормальными?
2. Какова формулировка закона Авогадро? Какой вывод из него следует? Что называется числом Авогадро?
3. Что является единицей количества вещества? Что такое мольный объём, чему он равен?
4. В чём различие понятий молярной (мольной) и молекулярной массы вещества?
5. Как формулируется закон кратный отношений?
6. Что называется эквивалентом (молярной массой эквивалента) простого вещества?
7. Как формулируется закон эквивалентов?
8. Какие существуют экспериментальные и вычислительные методы определения эквивалента (молярной массы эквивалента) простого вещества?
9. Какую информацию можно извлечь из формулы химического соединения?
10. Чем отличаются понятия «простейшей» и «истинной» формул химического соединения?
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Атомная масса алюминия равна 27.0 г / моль. Рассчитайте массу одного атома алюминия. Ответ:4.49 . 10-23 г
2.. Исходя из значения универсальной газовой постоянной 8.31441 Дж / (моль . К), выразите эту величину в следующих размерностях: мл . мм рт. ст. / (моль . К), л . атм / (моль . К), кал / (моль . К), эрг / (моль . К).
Ответ: 62360 мл . мм рт. ст. / (моль . К); 0.0821 л . атм / (моль . К); 1.987 кал / (моль . К); 8.31 . 107 эрг / (моль . К)
3. Рассчитайте объем водорода, измеренный при температуре 20 ОС и давлении 98 кПа, который выделится при действии на 19.5 г цинка избытка соляной кислоты. Ответ: 7.46 м3
Вариант 2
1.Масса покоя электрона составляет 5.49 . 10-4 атомных единиц массы.
Рассчитайте массу электрона вграммах. Ответ:9.11 . 10-28 г.
2. Покажите, что молярный объем идеального газа не зависит от его природы и определяется только условиями измерения. Рассчитайте молярный объем газа при нормальных условиях (PО = 101325 Па, ТО = 273.15 К).
Ответ: 22.4138 л / моль.
3. Рассчитайте массу карбоната кальция, которая выпадает в осадок при действии на избыток раствора хлорида кальция 10 % раствора карбоната натрия (плотность 1.10 г / см3) объемом 70 мл. Ответ: 7.26 г.
Вариант 3
1.Рассчитайте массу образца гелия, в котором содержится 1025 молекул. Ответ: 6.5 г.
2. Рассчитайте число молекул, содержащихся в 1 л идеального газа, находящегося при нормальных условиях. Ответ: 2.69 . 1022 молекул.
3. Образец тонкоизмельченной латуни (62 % меди, 38 % цинка по массе) массой 8.16 г обработан при нагревании избытком раствора гидроксида натрия. Рассчитайте объем водорода, измеренный при температуре 18 ОС и давлении 1.13 атм, который может быть получен в результате реакции. Ответ:1.00 л.
Вариант 4
1.Напишите химическую формулу окситрихлорида ванадия, рассчитайте молярную массу этого соединения и массу одной молекулы этого вещества.
Ответ: VOCl3; 173.3 г / моль; 2.88 . 10-22 г.
2. Вычислите массу 1 л кислорода при нормальных условиях.
Ответ:1.43 г.
3. Вычислите объем газа, измеренный при нормальных условиях, который выделится при действии избытка раствора соляной кислоты на 16.0 г сплава магния и алюминия, содержащего 35 % магния по массе.
Ответ: 18.2 л.
Вариант 5
1. Рассчитайте массы 250 молекул диоксида серы и 400 молекул аммиака.
Ответ:2.66 . 10-20 г; 1.13 . 10-20 г.
2. С помощью насоса достигнуто давление 10-8 мм рт. ст. Рассчитайте число молекул в вакуумируемом сосуде объемом 12 л при температуре 20 ОС.
Ответ:4 . 1012 молекул.
3. Смесь хлорида и бромида натрия, содержащую 10 % бромида натрия, растворили в воде и через полученный раствор пропустили избыток хлора. После выпаривания осадок прокалили. Рассчитайте, на сколько процентов изменилась масса смеси. Ответ: 4.3 %
Вариант 6
1. Рассчитайте число молекул, содержащихся в 1 л воды (плотность 1.00 г / см3) и 1 л этанола (плотность 0.79 г / см3). Ответ:3.34 . 1025; 1.03 . 1025
2. Рассчитайте, в каком объеме аммиака, измеренного при нормальных условиях, содержится 1022 молекул. Ответ: 372 мл.
3. Рассчитайте массу фосфора, которая может быть получена при совместном прокаливании 560 кг ортофосфата кальция с избытком кокса и диоксида кремния. Ответ: 112 кг.
Вариант 7
1. Вычислите, сколько лет потребуется для того, чтобы отсчитать все молекулы, содержащиеся в 1.00 мг серы S8, если каждую секунду отсчитывать один миллиард молекул. Ответ: 74.5 лет.
2. Рассчитайте давление, при котором плотность водорода при температуре 27 ОСсоставляет1.0 г / л. Ответ: 12.3 атм.
3. Рассчитайте число атомов кислорода, содержащихся в 6.84 г сахарозы C12H22O11.Ответ:1.32 . 1023 атомов.
Вариант 8
1. Плотность цинка составляет 7.14 г / см3. Рассчитайте молярный объем цинка, число атомов и число электронов, содержащихся в цинковой пластине диаметром 80 мм и толщиной 2 мм.
2. При температуре 87 ОС и давлении 720 мм рт. ст. газообразное вещество массой 0.93 г занимает объем 500 мл. Рассчитайте молярную массу вещества и его плотность по водороду. Ответ: M = 58 г / моль; D(H2) = 29.
3. Рассчитайте общее число атомов, содержащихся в 10.0 г гексагидрата хлорида кальция. Ответ: 5.77 . 1023 атомов.
Вариант 9
1. Радиус медного шарика массой 4.0 г в результате растворения в азотной кислоте уменьшился в 1.5 раза. Рассчитайте число атомов меди в шарике послечастичногорастворения. Ответ:1.12 . 1022 атомов.
2. Плотность твердого азота при температуре плавления составляет 0.96 г / см3. Рассчитайте объем, который займут 10 см3 твердого азота: а) при нормальных условиях; б) при температуре 21 ОС и давлении 756 мм рт. ст.
Ответ: 7.68 л; 8.32 л.
3. Рассчитайте число атомов водорода, содержащихся в 100 мл 10 % водного раствора гидроксида натрия плотностью 1.11 г / см3.
Ответ:6.85 . 1024 атомов.
Вариант 10
1. Плотность тетрахлорида углерода при 20 ОС равна 1.595 г / см3. Рассчитайте молярную массу, молярный объем и массу одной молекулы тетрахлорида углерода. Ответ: 154 г / моль; 96.6 см3 / моль; 2.56 . 10-22 г.
2. На закрытый стеклянный сосуд с газом при температуре 20 ОС и давлении 1 атм по небрежности экспериментатора было направлено пламя горелки. В результате произошел взрыв. Рассчитайте температуру газа в момент взрыва, если при избыточном давлении в 1 атм стекло разрушается. Ответ: 313 ОС
3. Рассчитайте число атомов кислорода и число атомов серы, содержащихся в 30.0 г смеси безводных сульфата и тиосульфата натрия, образованной эквимолярными количествами солей. Ответ:4.2 . 1023 атомов O; 1.8 . 1023 атомов S
Вариант 11
1. Плотность диоксида селена равна 3.95 г / см3. Рассчитайте молярную массу, молярный объем этого вещества, а также число молекул, содержащихся в 10.0 г диоксида селена.Ответ: 111 г / моль; 28.1 см3 / моль; 5.42 . 1022 молекул.
2. Газовый баллон объемом 2 л, заполненный газом под давлением 1 атм, соединен краном с вакууммированным сосудом. Емкость сосуда и соединительной трубки равна 6 л. Рассчитайте давление, которое установитсявсосудепослеоткрываниякрана.
Ответ: 0.25 атм.
3. Аэростат объемом 2280 м3 был заполнен газом, полученным при гидролизе 2.75 т гидрида кальция избытком воды. Рассчитайте давление газа (в мм рт. ст.) внутри аэростата, находящегося в верхних слоях атмосферы, где температура воздуха была равна -47 ОС. Ответ: 810 мм рт. ст.
Вариант 12
1. Имеется 126 г азотной кислоты. Сколько молей HNO3 в них содержится? Ответ: 2 моля.
2. Для проведения некоторой реакции использовали кислород из стального баллона емкостью 25 л, находящегося при 18 ОС. Первоначальное давление в баллоне составляло 120 атм, а в конце опыта оно снизилось до 100 атм. Рассчитайте объем кислорода, приведенный к нормальным условиям, которыйбылизрасходованнапроведениереакции. Ответ: 469 л.
3. Рассчитайте эквивалентную массу воды в следующих реакциях:
2H2 + O2 2H2O,
2Na + 2H2O 2NaOH + H2,
3NaOH + H3PO4 Na3PO4 + 3H2O,
H2SO4 + NaOHNaHSO4 + H2O.
Ответ: 9 г / экв; 18 г / экв; 18 г / экв; 18 г / экв.
Вариант 13
1. Сколько граммов оксида серы (IV) нужно взять, чтобы иметь столько же молекул, сколько их содержится в 36 г воды? Ответ: 128 г.
2. В баллоне находилось 8.0 кг азота под давлением 120 атм. Когда часть газа из баллона была израсходована, давление в нем оказалось равным 27 атм. Рассчитайтемассуизрасходованногоазота. Ответ: 6.2 кг.
3. 2. Рассчитайте эквивалентную массу хлорида железа (III) в следующих реакциях:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3,
Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O,
2FeCl3 + Zn 2FeCl2 + ZnCl2,
FeCl3 + H2O FeOHCl2 + HCl
Ответ: 54.2 г / экв;; 54.2 г / экв; 162.5 г / экв; 162.5 г / экв;
Вариант 14
1. Сколько граммов оксида углерода (IV) нужно взять, чтобы иметь столько молекул, сколько содержится атомов в 6 г магния? Ответ: 11 г.
2. При посадке самолета его шина нагревается от -30 ОС до 60 ОС. Рассчитайте давление в шине в момент касания земли и сразу после полной остановки самолета, если перед началом полета баллон шины заполняется до давления8.0 атмпри10 ОС.? Ответ: 6.9 атм; 9.4 атм.
3. Рассчитайте эквивалентный объем диоксида углерода (при нормальных условиях) в реакциях взаимодействия его с гидроксидом натрия с образованием карбоната и гидрокарбоната натрия. Ответ: 22.4 л / экв; 11.2 л / экв.
Вариант 15
1. В каком количестве меди содержится столько же атомов, сколько их в 16 г серы? Ответ: 0,5 моль.
2. Масса колбы объемом 328 мл, заполненной воздухом при температуре 19 ОС и давлении 741 мм рт. ст., составляет 136.9862 г. После полного вытеснения воздуха и заполнения колбы некоторым газообразным предельным углеводородом ее масса стала равной 137.1864 г. Рассчитайте молярную массу углеводорода и назовите его.Ответ: 44 г / моль; пропан.
3. Соединение элемента с водородом содержит 5 % водорода по массе. Рассчитайте эквивалентную массу элемента и назовите его. Ответ: 19 г / экв; F
Вариант 16
1. Сколько граммов железа в 44 г сульфида железа (II), FeS ?Ответ: 28 г.
2. Смесь, состоящая из 1.5 моль водорода, 1 моль азота и некоторого количества кислорода, при температуре 20 ОС и давлении 3.20 атм занимает объем 30 л. Рассчитайте количество вещества кислорода и парциальные давления газов в смеси.Ответ: 1.5 моль O2; P(H2) = P(O2) = 1.20 атм; P(N2) = 0.80 атм.
3. Оксид некоторого элемента содержит 50 % кислорода. Определите эквивалентную массу элемента и назовите его. Ответ: 8 г / экв; S
Вариант 17
1. Определите количество вещества брома Br2, содержащееся в молекулярном броме массой 12,8 г. Ответ: 0,08 моль.
2. Масса 1.000 л водяного пара при температуре 100 ОС и давлении 1.000 атм составляет 0.5974 г. Полагая, что часть молекул воды ассоциирована в димеры, рассчитайте объемные доли мономера и димера в водяном паре в заданныхусловиях.Ответ:98.5 % Н2О; 1.5 % (Н2О)2
3.Металл образует два хлорида, содержащие 73.8 % и 84.9 % металла. Рассчитайте эквивалентные массы металла в каждом из хлоридов и назовите его.Ответ: 100 г / экв; 200 г / экв; Hg
Вариант 18
1.Какое количество вещества содержится в оксиде серы (VI) массой 12 г?
Ответ: 0,15 моль.
2. Гремучий газ содержит водород и кислород в объемном отношении 2 : 1. Рассчитайте давление, которое создают 43.2 кг гремучего газа в газгольдере объемом72 м3притемпературе17 ОС. Ответ:120 кПа.
3. Навеска цинка массой 2.725 г и навеска алюминия массой 0.75 г вытесняют из раствора кислоты равные объемы водорода, измеренные при одинаковых условиях. Эквивалентная масса алюминия равна 9.0 г / экв. Рассчитайте эквивалентнуюмассуцинка. Ответ: 32.7 г / экв.
Вариант 19
1. В каком количестве вещества оксида серы (IV) содержится такое же число атомов серы, что и в пирите FeS2 массой 24 г? Ответ: 0,4 моль.
2. В закрытую колбу объемом 1.0 л, заполненную воздухом при температуре 15 ОС и давлении 1.0 атм, поместили 0.37 г диэтилового эфира и 0.152 г сероуглерода, которые полностью перешли в пар. Рассчитайте парциальные давления эфира и сероуглерода, а также общее давление в колбе.
Ответ: Р(C4H10O) = 0.118 атм; Р(CS2) = 0.047 атм; Р = 1.165 атм.
3. Образец металла массой 0.075 г вытесняет из раствора сульфата никеля (II) 0.1835 г никеля, а из раствора соляной кислоты 70 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Рассчитайте эквивалентные массы взятого металла и никеля. Ответ: 12 г / экв; 29.36 г / экв.
Вариант 20
1. Сколько структурных единиц содержится в молекулярном иоде массой 50,8 г? Ответ: 1,2·1023.
2. Давление паров иода при температуре 137 ОС равно 200 мм рт. ст. Рассчитайте объем воздуха, измеренный при температуре 20 ОС и давлении 763 мм рт. ст., который необходимо пропустить над образцом иода массой 10 г при температуре 137 ОС для полного его перехода в пар. Ответ: 2.65 л.
3. Раствор, содержащий 0.493 г хлорида металла, в результате взаимодействия с избытком раствора нитрата серебра образует 0.861 г осадка. Рассчитайте эквивалентную массу металла и назовите его. Ответ: 46.7 г / экв; Ce
Вариант 21
1. Определите количество вещества атомарного бора, содержащегося в тетраборате натрия Na2B4O7 массой 40,4 г. Ответ: 0,8 моль
2. Воздух объемом 2.88 л, измеренный при температуре 15 ОС и давлении 740 мм рт. ст., пропустили над ацетоном, находящимся при температуре 20 ОС. Масса ацетона уменьшилась при этом на 2.206 г. Рассчитайте давление паров ацетона при температуре 20 ОС. Ответ: 178 мм рт. ст.
3. Вычислите молярную массу металла, который обладает удельной теплоемкостью 0.094 кал / (г . К) и оксид которого содержит 20.12 % кислорода по массе.
Ответ: 63.5 г / экв.
Вариант 22
1. Сколько атомов фосфора содержится в тетрафосфоре Р4 массой 155 г? Ответ: 3·1024.
2. Два сосуда емкостью 8 л и 12 л, заполненные соответственно азотом и кислородом при давлении 1.2 атм и 1.4 атм, соединены через кран. Рассчитайте парциальные давления азота и кислорода и общее давление смесипослеоткрываниясоединительногокрана.Ответ: (N2) = 0.48 атм; P(O2) = 0.84 атм; Р = 1.32 атм.
3. Рассчитайте эквивалентную массу индия, если для выделения 2.00 г индия из раствора его соли необходимо пропустить через раствор 5042 Кл электричества.Ответ: 38.3 г / экв.
Вариант 23
1. Вычислить массу азота, содержащуюся в 1 кг: а) калийной селитры KNO3; б) цианамида кальция CaCN2; в) карбамида CO(NH2)2.
2. Рассчитайте молярную массу воздуха и парциальные давления его компонентов при нормальных условиях. Примите, что воздух содержит 78 % азота, 21 % кислорода и 1 % аргона по объему.Ответ: 29.0 г / моль.
3. На нейтрализацию 20 мл раствора аммиака израсходовано 14.5 мл 0.104 н. раствора соляной кислоты. Рассчитайте эквивалентную (нормальную) и молярную концентрации аммиака в титруемом растворе. Ответ: 0.075 н.; 0.075 М
Вариант 24
1. Вычислить массовую долю (%) элементов в воде.
2. Газовая смесь содержит 60 % кислорода и 40 % азота по объему. Рассчитайте плотность по водороду такой газовой смеси. Ответ: 15.2
3. В 20 мл 0.1 н. раствора соляной кислоты растворяется 0.1 г карбоната кальция. Рассчитайте эквивалентную массу карбоната кальция. Ответ: 50 г / экв.
Вариант 25
1.Определите простейшую формулу химического соединения, если массовые доли составляющих его элементов равны: натрия – 43,40%, углерода – 11, 32%, кислорода – 45,28%.
2. . Плотность по водороду газовой смеси, состоящей из метана и кислорода, равна 14. Определите объемные доли компонентов этой смеси.
Ответ: 25 % СН4; 75 % О2
3. Для заполнения свинцовых аккумуляторов используют 10 н. раствор (для процессов нейтрализации) серной кислоты плотностью 1.29 г / см3. Рассчитайте молярную концентрацию, моляльность, титр, массовую и мольную доли серной кислоты в этом растворе.
Ответ: 5 моль / л, 6.25 моль / кг, 490 г / л, 38.0 % масс., 10.1 % мольн.
Вариант 26
1. Установить молекулярную формулу органического вещества, содержащего 80% углерода и 20% водорода, если плотность вещества по водороду равна 15.
2. Газовая смесь содержит 45 % азота (по объему), водород и углекислый газ. Плотность по водороду этой смеси равна 12.2. Вычислите объемные доли водорода и углекислого газа в смеси. Ответ: 30 % Н2; 25 % СО2
3. Рассчитайте массу кристаллогидрата Na2CO3 . 10H2O, которая необходима для приготовления 250 мл 0.1 н. раствора карбоната натрия, используемого для осаждения ионов бария из растворов. Ответ: 3.58 г.
Вариант 27
1. При сжигании 4,2 г органического вещества получено 13,2 г углекислого газа и 5,4 мл воды. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 2,9. Установите молекулярную формулу вещества.
2. Масса 300 мл газа, собранного над водой при температуре 15 ОС и давлении 760 мм рт. ст., равна 0.554 г. Давление паров воды при указанной температуре составляет 12.8 мм рт. ст. Рассчитайте молярную массу газа. Ответ: 44 г / моль.
3. Определите молекулярную формулу соединения бора с водородом, если эквивалентная масса бора равна 3.6 г / экв., а плотность соединения по воздуху равна 0.95. Ответ: B2H6
Вариант 28
1. Установите простейшую формулу вещества по данным о массовых долях элементов: фосфора – 56,36% и кислорода – 43,64%.
2. Масса 1.000 л сухого газа при нормальных условиях равна 2.000 г. Рассчитайте массу 1.000 л газа, насыщенного водяными парами при тех же условиях, если давление паров воды при 0 ОС равно 4.6 мм рт. ст. Ответ:1.993 г.
3. При взаимодействии 4.055 г хлорида металла с избытком раствора нитрата серебра получен осадок массой 10.75 г. Установите формулу хлорида, если удельная теплоемкость образующего его металла равна 0.11 кал / (г . К).
Ответ: FeCl3
Вариант 29
1. Установите простейшую формулу вещества по данным о молярном содержании элементов в исследуемом образце: 1,2 моль углерода и 2,4 моль серы.
2. В эвдиометре, заполненном водой при температуре 19 ОС, было собрано 36.5 мл водорода. Высота столба воды в эвдиометре при этом оказалась равной 48.3 см. Атмосферное давление во время опыта составляло 756 мм рт. ст. Давление паров воды при указанной температуре равно 16.5 мм рт. ст. Приведите объем выделившегося водорода к нормальным условиям. Ответ: 31.6 мл.
3. В парообразном состоянии хлорид металла, содержащий 37.34 % хлора по массе, имеет плотность по водороду, равную 94.8. Установите молекулярную формулу хлорида, если удельная теплоемкость образующего его металла равна 0.23 Дж / (г . К). Ответ: SnCl2
Вариант 30
1. Установите простейшую формулу вещества, в состав которого входят медь, сера и кислород в массовом отношении 2:1:2.
2. Рассчитайте массу оксида кальция, которая может быть получена при прокаливании 1 т известняка. Ответ: 560 кг.
3. Эквивалентная масса металла в гидриде равна 23.24 г / экв. Установите молекулярную формулу соединения, если его молярная масса равна 145 г / моль, а удельная теплоемкость металла, образующего гидрид, равна 0.377 Дж / (г . К).Ответ: Ga2H6

1.2. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Современное строение атомов. Квантово-механическая модель строение атома, строение электронных оболочек атома. Запрет Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные формулы. Периодический закон Д.И. Менделеева и структура электронных оболочек. Периодичность свойств элементов и их соединений (атомные и ионные радиусы, энергия ионизации и сродство к электрону, электроотрицательность; металлы, неметаллы; кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства).Природа химической связи. Виды химической связи. Гибридизация. Ковалентная связь (метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей). Металлическая связь. Водородная связь. Свойства соединений с различными видами химических связей. Силы межмолекулярного взаимодействия: ориентационные, индукционные, дисперсионные.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Агрегатные состояния вещества, их общая характеристика. Газообразное состояние вещества. Идеальный газ, основные законы идеального газа. Реальные газы. Критическое состояние. Изотерма реального газа. Сжижение газов, их применение. Замораживание пищевых продуктов жидким газом. Влияние содержания О2, СО2 и других газовых сред.(РГС и МГС) на хранение плодов и овощей.Жидкое состояние вещества. Свойства жидкостей: изотропность. Внутреннее строение, ассоциация, температура кипения.Твердое состояние вещества. Кристаллическое и аморфное состояния, переходвещества изодного состоянияв другое.
Вопросы для самоконтроля
1. Перечислите частицы, составляющие атом, и их характеристики.
2. Какие принципы положены в основу современной теории строения атома?
3. Постулаты теории строения атома.
4. Могут ли ядра различных элементов при каком–либо условии изотопами?
5. Где применяются меченые атомы?
6. Какие вы знаете элементарные частицы? Укажите их основные характеристики.
7. Чем современная формулировка периодического закона отличается от прежней формулировки и почему она является более точной?
8. Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно определить направленность ковалентной связи?
9. Какой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным?
10. Какая химическая связь называется водородной?
Примеры решения типовых задач
Задача 1.Напишите электронную формулу атома технеция. Сколько электронов находится на d-подуровне предпоследнего электронного слоя? К какому электронному семейству относится элемент?
Решение: Атом Tc в таблице Менделеева имеет порядковый номер 43. Следовательно, в его оболочке содержится 43 электрона. В электронной формуле распределяем их по подуровням согласно порядку заполнения (в соответствии с правилами Клечковского) и учитывая емкость подуровней:  Tc 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2. При этом порядок заполнения подуровней следующий:  1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d.  Последний электрон располагается на 4d-подуровне, значит, технеций относится к семейству d-элементов. На d-подуровне предпоследнего (4-го) слоя находится 5 электронов.
Ответ:  5, d.
Задача 2.Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p1?
Решение:
Количество электронов в оболочке нейтрального атома составляет 49. Поэтому его заряд ядра и, следовательно, порядковый номер, также равны 49. В периодической системе Д.И.Менделеева находим, что этот элемент – индий.
Ответ:  In.
Задача 3.У какого из перечисленных ниже соединений наименее выражены кислотные свойства? а) HNO3,  б) H3PO4,  в) H3AsO4,  г) H3SbO4.
Решение:
Приведенные кислородсодержащие соединения являются гидроксидами элементов главной подгруппы V группы таблицы Менделеева. Известно, что кислотные свойства гидроксидов ослабевают сверху вниз в подгруппе. Поэтому в указанном ряду наименее выраженными кислотными свойствами обладает H3SbO4.
Ответ: H3SbO4.
Задача 4.Укажите тип гибридизации орбиталей бора в молекуле BBr3.
Решение:
В образовании трех ковалентных связей между бором и атомами брома участвуют одна s- и две p-орбитали атома бора, свойства которых различаются. Поскольку все химические связи в молекуле BBr3 равноценны, атом бора подвергается гибридизации. В ней принимают участие указанные выше три орбитали внешнего электронного слоя. Следовательно, тип гибридизации – sp2.
Ответ:  sp2.
Задача 5.По данным периодической системы составьте эмпирическую формулу высшего оксида свинца. Какова его молярная масса?
Решение:
Свинец находится в 4-й группе периодической системы, поэтому его высшая степень окисления равна +4. Атом кислорода в оксидах имеет степень окисления –2, следовательно в молекуле оксида на каждый атом свинца приходится два атома кислорода. Формула высшего оксида – PbO2. Вычислим его молярную массу:  207+2·16=239.
Ответ:  239 г/моль.
Задача 6.Какие виды химической связи имеются в молекуле NH4I ?
Решение:
Молекула NH4I состоит из ионов NH4+ и I–, между которыми имеется ионная связь. В ионе NH4+ четыре связи являются ковалентными полярными, причем одна из них образована по донорно-акцепторному типу (см. раздел 3.2.3).
Ответ:  ионная, ковалентная полярная, донорно-акцепторная.
Задача 7.Расчет энергии связи.
Вычислите энергию связи H-S в молекуле H2S по следующим данным: 2H2 (г) + S2 (г) = 2 H2S (г) – 40,30 кДж; энергии связей D(H-H) и D(S-S) соответственно равны –435,9 кДж/моль и – 417,6 кДж/моль.
Решение: Образование двух молекул H2S можно представить как последовательный процесс разрыва связей H-H в молекуле H2 и связей S-S в молекуле S2:
2 H-H 4 Н– 2D(H-H)
S-S 2 S – D(S-S)
4 Н + 2 S 2 H2S + 4D(S-H),
гдеD(H-H), D(S-S) и D(S-H) – энергии образования связей H-H, S-S и S-Н соответственно. Суммируя левые и правые части приведенных уравнений, приходим к термохимическому уравнению
2H2 (г) + S2 (г) = 2 H2S (г) –2D(H-H) – D(S-S) + 4D(S-H).
Тепловой эффект этой реакции равен
Q =–2D(H-H) – D(S-S) + 4D(S-H), откудаD(S-H)=.
Задача 8. Вычисление длины связи.
Рассчитайте длину связи в молекуле HBr, если межъядерное расстояние в молекулах Н2 и Br2,равны 0,74∙10-10 и 2,28∙10-10м соответственно.
Решение: Длина ковалентной связи между двумя разноименными атомами равна сумме их ковалентных радиусов
l(H-Br) = r(H) + r(Br).
В свою очередь, ковалентный радиус атома определяется как половина межъядерного расстояния в молекулах Н2и Br2:
.
Таким образом,

Ответ: 1,51·10-10м.
Задача 9.Определение вида гибридизации орбиталей и пространственной структуры молекулы.
Какой вид гибридизации электронных облаков имеет место в атоме кремния при образования молекулы SiF4? Какова пространственная структура этой молекулы?
Решение:В возбужденном состоянии структура внешнего энергетического уровня атома кремния следующая:
3s 3p ↑ ↑ ↑ ↑
3s 3px 3py 3pz
В образовании химических связей в атоме кремния участвуют электроны третьего энергетического уровня: один электрон в s-состоянии и три электрона в р-состоянии. При образовании молекулы SiF4 возникают четыре гибридных электронных облака (sp3-гибридизациия). Молекула SiF4 имеет пространственную тетраэдрическую конфигурацию.
Задача 10.Определение валентностей элементов в химических соединениях на основе анализа графических электронных формул основного и возбужденных состояний атомов этих элементов.
Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами,может проявлять сера в основном и в возбужденном состоянии?
Решение: Распределение электронов внешнего энергетического уровня серы …3s23p4 с учетом правила Гунда имеет вид:
s p d 16S ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Атомы серы имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен переход спаренных 3р- и 3s- электронов на 3d подуровень, что приводит к двум возбужденным состояниям:
s p d 16S ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ s p d 16S ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Из анализа основного и двух возбужденных состояний следует, что валентность (спинвалентность) серы в нормальном состоянии равна двум, в первом возбужденном состоянии – четырем, во втором – шести.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Какие сведения об элементе можно узнать на основании его положения в ПСЭ?
2. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
Вариант 2
1. Дайте определения: энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности атома? Как они изменяются в периоде и группе?
2. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 26. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
Вариант 3
1. Какая ковалентная связь называется полярной и какая неполярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи?
2. Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-, d- и f-орбитали данного энергетического уровня? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31.
Вариант 4
1. Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы ВеСI2?
2. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.
Вариант 5
Какая связь называется σ- связью и какая π-связью?
2. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.
Вариант 6
1. Что называется дипольным моментом?
2. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных 3d-орбиталей у атомов последнего элемента?
Вариант 7
1. Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм его образования?
2. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных 3d-орбиталей в атомах этих элементов?
Вариант 8
1. Какой вариант периодической системы наиболее широко применяется и почему?
2. Сколько свободных d-орбиталей содержится в атомах Sc, Ti, V? Напишите электронные формулы атомов этих элементов.
Вариант 9
1. Какие свойства ионной связи отличают её от ковалентной?
2. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по квантовым ячейкам, отвечающим низшему энергетическому состоянию атомов: хрома, фосфора, серы, германия, никеля.
Вариант 10
1. Как подсчитать общее число атомных орбиталей в электронном слое по значению n?
2. Для атома бора возможны два различных электронных состояния и. Как называют эти состояния? Как перейти от первого состояния ко второму?
Вариант 11
1. Какие из 4-х разнообразных типов атомных орбиталей имеют наиболее сложную формулу?
2. Атому какого из элементов отвечает каждая из приведенных электронных формул:
а) ;б) ;
в) ?
Вариант 12
1. Как можно подсчитать максимально возможное число электронов на уровне (ёмкость слоя) по значению главного квантового числа?
2. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по квантовым ячейкам, отвечающим высшему энергетическому состоянию атомов: марганца, азота, кислорода, кремния, кобальта.
Вариант 13
1. Если в р-орбиталях какого–либо слоя находятся 4 электрона, сколько из них имеют неспаренные спины и чему равно их суммарное спиновое число 7
2. Атомам каких элементов и каким состояниям этих элементов отвечают следующие электронные формулы и; и ?
Вариант 14
1. Какие характеристики атома можно назвать, зная: а) порядковый номер элемента в периодической системе; б) номер периода; в) номер и вид группы, в которой расположен элемент?
2. Напишите электронную конфигурацию атомов, пользуясь электронными формулами для элементов с порядковыми номерами 12, 25, 31, 34, 45.
Вариант 15
1. Как определить исходя из положения атома в периодической системе число элементарных частиц в егосоставе? Определите число элементарных частиц в составе атомов серы и цинка.
2. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по энергетическим ячейкам, соответствующим низшему энергетическому состоянию, для атомов элементов с порядковыми номерами 26, 39, 49, 74, 52.
Вариант 16
1. Что такое квантовые числа? Какие свойства орбиталей и электронов они отражают? Какие значения принимают? Определите максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне атомов алюминия и меди.
2. Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента, неверны: а) 1s22s22p53s1; б) 1s22s22p6; в) 1s22s22p63s23p63d4; г) 1s22s22p63s23p64s2; д) 1s22s22p63s23d2? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?
Вариант 17
1. Какие принципы положены в основу всех современных теорий химической связи? Что такое ионная связь? Какими свойствами она обладает? Приведите примеры соединений с ионной связью.
2. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит «провал» одного 4s-электрона на 3d-подуровень. Чему равен максимальный спин d-электронов у атомов первого и p-электронов у атомов второго элемента?
Вариант 18
1. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
2. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит «провал» одного 5s-электрона на 4d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
Вариант 19
1. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml и mS, характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния?
2. Сколько свободных f-орбиталей содержится в атомах элементов с порядковыми номерами 61, 62, 91, 92? Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по энергетическим ячейкам для атомов этих элементов.
Вариант 20
1. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и p-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
2. В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р7- или d12-электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны..
Вариант 21
1. Перечислите правила, в соответствии с которыми происходит заполнение электронами орбиталей. Что такое электронная формула атома? Напишите электронные формулы кремния и железа, подчеркнув валентные электроны.
2. Квантовые числа для электронов внешнего энергетического уровня атомов некоторых элементов имеют следующие значения: n = 4; l = 0; ml= 0; mS= . Напишите электронные формулы атомов этих элементов и определите сколько свободных 3d-орбиталей содержит каждый их них.
Вариант 22
1. Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов периодической системы атомные массы выражаются дробным числом? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?
2. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ba(OH)2 или Mg(OH)2; Ca(OH)2 или Fe(OH)2; Cd(OH)2 или Sr(OH)2?
Вариант 23
1. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.
2. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).
Вариант 24
1. Как изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов с ростом заряда их ядер: а) в пределах периода; б) в пределах подгруппы.
2. Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число mlпри орбитальном числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называют s-, p-, d- и f-элементами? Приведите примеры.
Вариант 25
1. Теория гибридизации. Механизм образования донорно-акцепторной связи. Примеры соединений
2. У какого из р-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.
Вариант 26
1. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
2. Энергетическое состояние внешнего электрона атома описывается следующими значениями квантовых чисел: n=4, l=0, ml=0. Атомы каких элементов имеют такой электрон? Составьте электронные формулы атомов этих элементов. Напишите все квантовые числа эля электронов атомов: а) лития, бериллия, углерода; б) азота, кислорода, фтора.
Вариант 27
1. Металлическая связь. Механизм образования и свойства. Примеры соединений и их свойства.
2. Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета- и ортогерманиевой кислот, и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.
Вариант 28
1. У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой их этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.
2. Изотоп никеля-57 образуется при бомбардировке α-частицами ядер атомов железа-54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме
Вариант 29
Напишите электронные формулы атомов элементов и назовите их, если значения квантовых чисел (n, l, ml, mS) электронов наружного (последнего) и предпоследнего электронных слоев следующие:
а) 6, 0, 0, +; 6, 0, 0, -; 6, 1, -1, +;
б) 3, 2, -2, +; 3, 2, -1, +; 4, 0, 0, +; 4, 0, 0, -.
Вариант 30
1.Современные методы, описывающие образование ковалентной связи, их основные постулаты. Свойства ковалентной связи. Приведите примеры соединений с ковалентной связью и их свойства.
2. Составьте сравнительную характеристику элементов с порядковыми номерами 17 и 25 на основании их положения в ПСЭ. Объясните причины сходства и различия в свойствах этих элементов.
1.3. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Основные понятия: системы, параметры, процессы, функции состояния. Законы термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса и его следствия. Энтропия. Энергия Гиббса и направленность химических реакций. Критерий самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Термодинамическая устойчивость химических соединений. Биохимическая термодинамика. Функции состояния и биологические процессы.
Энергетика химических процессов. Закон Гесса, расчет теплового эффекта, энтропия, энергия Гиббса
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. Тепловой эффект реакции, измеренный при температуре 298 К и давлении 101,325 кПа, называют энтальпией реакции (Hхр) и выражают в килоджоулях.
Для экзотермических реакций Н < 0, для эндотермических - Н > 0. Энтальпию образования 1 моль данного вещества из простых веществ, измеренную при температуре 298 К и давлении 101,325 кПа, называют стандартной Нf298 (кДж/моль). Энтальпию простых веществ условно принимают равной нулю.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Нхр) равен сумме теплот образования Нf продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ:
Нхр = Нf продуктов - Нf исходных веществ.
У формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).
В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты.
При химических реакциях проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны система стремится к упорядочению (агрегации) – уменьшению Н, а с другой стороны – к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая с её повышением. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S (Дж/моль К). Она является мерой неупорядочности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц, т.е. мера беспорядка ТS. Энтропия – функция беспорядка, т.е.
Sхр = Sпродуктов -Sисходных веществ
Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремлению к беспорядку (ТS). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса (G) можно представить следующим образом:
G = H - TS
G – энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:
Gхр = Gобр. продуктов - Gобр. исходных веществ
Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения G (G<0). Если G>0 - процесс самопроизвольно проходить не может. При состоянии равновесия G = 0, тогда Н=ТS
Температура начала равновесной реакции равна: Т=Н/S
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется термохимическим уравнением? Почему в нём необходимо указывать агрегатное состояние веществ и их полиморфные модификации?
2. Каковы две системы знаков тепловых эффектов?
3.Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения? Какие условия называются стандартными?
4. Сформулируйте закон Гесса и следствие из этого закона. Какова взаимосвязь закона Гесса и закона сохранения энергии?
5. В каком направлении самопроизвольно протекают химические реакции? Что является движущей силой химического процесса?
6.Каковы термодинамические условия самопроизвольного протекания химической реакции?
7.Что такое изобарно – изотермический потенциал химической реакции и как он связан с изменением энтальпии и энтропии реакции?
8.Как вычислить изменение энергии Гиббса в реакции по термодинамическим характеристикам исходных веществ и продуктов реакции?
9. Что такое энтропия реакции?
10. Как изменяется энтропия с увеличением движения частиц в системе?
Примеры решения типовых задач
Задача 1.Термохимическое уравнение реакции
Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив его тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 10 л этилена при н.у.?
Решение:Составим термохимическое уравнение реакции:
С2Н4(r) + H2O(r) = C2H5OH(r) Hхр = ?
Согласно следствия закона Гесса:
Нхр = HС2Н5ОН(r) - HC2H4(r) - HH2O(r)
Подставляем значения Н из таблицы:
Нхр = -235,31 – 52,28 – (-241,84) = -45,76кДж
Один моль этилена (н.у.) занимает объем 22,4 л. Исходя из следствия закона Авогардо, можно составить пропорцию:
22,4 л С2Н4 45,76 кДж
10 л С2Н4Нхр Нхр =20.43 кДж
Если в реакцию вступило 10 л С2Н4, то выделяется 20,43кДж теплоты.
Ответ:20,43кДж теплоты.
Задача 2. Определение энтальпии реакции Определить изменение энтальпии химической реакции и ее тепловой эффект. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Решение: По справочнику определим энтальпии образования компонентов. ΔH0(NaOH) = -426 кДж/моль. ΔH0(H2SO4) = -813 кДж/моль. ΔH0(H2O) = -285 кДж/моль. ΔH0(Na2SO4) = -1387 кДж/моль. По следствию из закона Гесса определим изменение энтальпии реакции: ΔHх.р. = [ΔH(Na2SO4) + 2ΔH(H2O)] - [ΔH(H2SO4) + 2ΔH(NaOH)] = = [-1387 + 2(-285)] - [-813 + 2(-426)] = - 1957 - (-1665) = - 292 кДж/моль. Определим тепловой эффект: Q = - ΔHх.р. = 292 кДж. Ответ: 292 кДж. Задача 3. Гашение извести описывается уравнением: СаО + Н2О = Са(ОН)2. ΔHх.р. = - 65 кДж/моль. Вычислить теплоту образования оксида кальция, если ΔH0(H2O) = -285 кДж/моль, ΔH0(Ca(OH)2) = -986 кДж/моль. Решение: Запишем по закону Гесса: ΔHх.р. = ΔH0(Ca(OH)2)  - ΔH0(H2O) - ΔH0(CaO)   Отсюда,  ΔH0(CaO) = ΔH0(Ca(OH)2)  - ΔH0(H2O) -  ΔHх.р. = - 986 - (-285) - (-65) = - 636 кДж/моль. Ответ: - 636 кДж/моль. 
Задача 4. Рассчитайте энтальпию образования сульфата цинка из простых веществ при T = 298 K на основании следующих даных : ZnS = Zn + S ΔH1 = 200,5 кДж 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ΔH2 = - 893,5 кДж 2SO2 + O2 = 2SO3 ΔH3 = - 198,2 кДж ZnSO4 = ZnO + SO3 ΔH4 = 235,0 кДж Решение: Из закона Гесса следует, что, поскольку путь перехода не важен, расчеты подчиняются алгебраическим правилам работы с обычными уравнениями. Иными словами, их можно "тасовать" как угодно. Попробуем применить эту возможность. Нам необходимо прийти к уравнению: Zn + S + 2O2 = ZnSO4. Для этого скомпонуем имеющийся "материал" так, чтобы слева оказались Zn, S, O2, а справа - сульфат цинка. Перевернем первое и четвертое уравнение слева направо, а во втором и третьем разделим коэффициенты на 2. Получим: Zn + S = ZnS ZnS + 1,5O2 = ZnO + SO2 SO2 + 0,5O2 = SO3 ZnO + SO3 = ZnSO4. Теперьпопростусложимправыечастиилевыечасти. Zn + S + ZnS + 1,5O2 + SO2 + 0,5O2 + ZnO + SO3 = ZnS + ZnO + SO2 + SO3 + ZnSO4 Чтобудетравно Zn + S + 2O2 + ZnS + SO2 + SO3 + ZnO  = ZnS + SO2 + SO3 + ZnO + ZnSO4 
Видно, да, чтополучается? Все подчеркнутоесокращаем (опять же, чистая арифметика!) И имеем в итоге Zn + S + 2O2 = ZnSO4 - что и требовалось. Теперь применим тот же принцип и к энтальпиям. Первую и четвертую реакции перевернули, значит, энтальпии получат противоположный знак. Вторую и третью делим пополам (поскольку делили коэффициенты). ΔH = - 200,5 + (-893,5/2) + (-198,2/2) + (-235,0) = - 981,35 кДж/моль. Ответ:- 981,35 кДж/моль. 
Задача 5. Вычислите энтальпию реакции полного окисления этилового спирта до уксусной кислоты, если энтальпия образования всех веществ, участвующих в реакции, равны:
∆Нº обр. С2Н5ОН ж = - 277 кДж/моль;
∆Нº обр. СН3СООН ж = - 487 кДж/моль;
∆Нº обр. Н2О ж = - 285,9 кДж/моль;
∆Нº обр. О2 = 0
Решение:Реакция окисления этилового спирта:
С2Н5ОН + О2 = СН3СООН + Н2О
Из закона Гесса следует, что ∆Нр-ции = (∆Нºобр. СН3СООН + ∆Нº обр. Н2О) –
(∆Нº обр. С2Н5ОН + ∆Нº обр. О2) = - 487 – 285,9 + 277,6 = - 495,3 кДж.
Задача 6.Определение теплоты сгорания
Вычислите теплоту сгорания этилена С2Н4(г) + 3O2 = 2СO2(г) + 2H2O(г) если теплота его образования равна 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 5 л. этилена? Решение: Определим изменение энтальпии реакции по закону Гесса. По справочнику определим энтальпии образования компонентов, кДж/моль: ΔH0(C2H4(г)) = 52. ΔH0(CO2(г)) = - 393. ΔH0(H2O(г)) = - 241. ΔHх.р. = [2*(-393) + 2*(-241)] - [52,3 + 0] = -1320 кДж/моль. Количество выделившегося тепла при сгорании 1 моль этилена Q = - ΔHх.р. = 1320 кДж Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 5 л. этилена: Q1 = Q * V / Vm = 1320 * 5 / 22,4 = 294,6 кДж. Ответ:294,6 кДж. 
Задача 7. Температура наступления равновесияОпределить температуру, при которой наступит равновесие системы: CH4(г) + CO2(г) = 2CO (г) + 2H2(г) ΔHх.р. = + 247,37 кДж. Решение:Критерием возможности протекания химической реакции служит энергия Гиббса, ΔG. ΔG < 0, реакция возможна. ΔG = 0, порог возможности. ΔG > 0, реакция невозможна. С энтальпией и энтропией энергия Гиббса связана соотношением: ΔG = ΔH - TΔS. Отсюда, для наступления равновесия (достижения порога), должно выполниться соотношение: T = ΔH/ΔS Определим изменение энтропии по следствию из закона Гесса. CH4(г) + CO2(г) = 2CO (г) + 2H2(г) ΔS0х.р. = [2*S0(CO) + 2*S0(H2)] - [S0(CH4) + S0(CO2)] Выписав из справочника соотв. значения, решаем: ΔS0х.р. = (2*198 + 2*130) - (186 + 213) = 656 - 399 = 257 Дж/моль*К = 0,257 кДж/моль*К. T = ΔH/ΔS = 247,37/0,257 = 963 оК. Ответ:963 оК. 
Задача 8.Знак изменения энтропии
Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии процессов: 1. H2O(г) ---> H2O(ж) 2. 2H2S + O2 = 2S(тв.) + 2H2O(ж) 3. (NH4)2CO3(тв.) = 2NH3 + CO2 + H2O (все продукты газообразны). 
Решение:Поскольку энтропия - мера неупорядоченности системы, то выполняется общая закономерность: S(тв.) < S(жидкость) < S(газ). В свете этого проанализируем задачу. 1. Из газа конденсируется жидкость. Поскольку S(жидкость) < S(газ), ΔS < 0. 2. Из 3 моль газов получается 2 моль тв. вещества и 2 моль жидкости. Очевидно, что ΔS < 0. 3. Из твердого вещества получаются газы. Поскольку S(тв.) < S(газ), ΔS > 0. 
Задача 9.Возможность процесса 
Заданы условия: 1. ΔS < 0, ΔH < 0 2. ΔS < 0, ΔH > 0 3. ΔS > 0, ΔH < 0 4. ΔS > 0, ΔH > 0 Проанализировать возможность протекания реакции. Решение:В решении будем опираться на формулу: ΔG = ΔH - TΔS. (Подробнее - см. задача № 7). 1. При ΔS < 0, ΔH < 0. Первое слагаемое формулы (ΔH) меньше нуля, а второе, за счет отрицательного знака энтропии, больше нуля (-T(-ΔS) = +TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет меньше нуля, реакция возможна. 2. ΔS < 0, ΔH > 0. И первое, и второе слагаемое больше нуля. Энергия Гиббса больше нуля. Реакция невозможна. 3. ΔS > 0, ΔH < 0. Первое слагаемое меньше нуля, второе - тоже. Энергия Гиббса меньше нуля, реакция возможна. 4. ΔS > 0, ΔH > 0 Первое слагаемое формулы (ΔH) больше нуля, а второе, за счет положительного знака энтропии, больше нуля (-T(+ΔS) = - TΔS) . Возможность реакции будет определяться соотношением величин первого и второго слагаемого. Если значение энтальпии (по модулю) будет больше произведения TΔS, (|ΔH| > |TΔS|), т.е. в целом энергия Гиббса будет больше нуля, реакция невозможна. Однако, с ростом температуры будет расти (по модулю) второе слагаемое, и за определенным пределом температуры реакция станет возможна. Ответ: 1 – возможна; 2 - невозможна.; 3 – возможна; 4 – возможна.   Задача 10.На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислить Go298 реакции СО(г) + H2O(ж) = СО2(г) + Н2(г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Решение:Gо определяем из уравнения Go=Ho-TSo
Hхр = НСО2 - НСО - НН2О (ж) == -393,51 – (110,52) – (-285,84) = -218,19 кДж.
Sхр = SCO2 + SH2 - SCO – SH2O (ж) = = 213,65+130,59–197,91–69,94=76,39 Дж/мольК
или 0,07639 кДж.
G = -218,19 – 298 0,07639 = -240,8 кДж
G<0, значит реакция возможна.
Ответ:реакция возможна.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Как вычислить изменение энергии Гиббса в реакции по термодинамическим характеристикам исходных веществ и продуктов реакции?
2. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО2(г); ∆Н1 = -13,18 кДж;
СО(г) + О2(г) = СО2(г); ∆Н2 = -283,0 кДж;
Н2(г) + О2(г) = Н2О(г); ∆Н3 = -241,83 кДж.
Ответ: +27,99 кДж.
Вариант 2
1. Каковы термодинамические условия самопроизвольного протекания химической реакции?
2. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.
Вариант 3
1. Что называется термохимическим уравнением? Почему в нём необходимо указывать агрегатное состояние веществ и их полиморфные модификации?
2. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.
Вариант 4
1. Каковы две системы знаков тепловых эффектов?
2. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С6Н6(ж). Ответ: +49,03 кДж.
Вариант 5
1. Что называется стандартной теплотой (энтальпией) образования соединения? Какие условия называются стандартными?
2. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН4(г) и Н2О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.
Вариант 6
1. Сформулируйте закон Гесса и следствие из этого закона. Какова взаимосвязь закона Гесса и закона сохранения энергии?
2. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению
Fe3O4(к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO2(г).
Вычислите ∆G0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно ∆S0298 в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/К.
Вариант 7
1. В каком направлении самопроизвольно протекают химические реакции? Что является движущей силой химического процесса?
2. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН(ж). Ответ: -277,67 кДж.
Вариант 8
1. Что такое изобарно – изотермический потенциал химической реакции и как он связан с изменением энтальпии и энтропии реакции?
2. Тепловой эффект реакции равен –560,0 кДж. Вычислите стандартную теплоту образования .Ответ: 83,24 кДж/моль.
Вариант 9
1. Что такое энтропия реакции?
2. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите ∆G0298 реакции, протекающей по уравнению NH3 (г) + HCl(г) = NH4Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: -92,08 кДж.
Вариант 10
1. Как изменяется энтропия с увеличением движения частиц в системе?
2. Пользуясь значениями реагирующих веществ, вычислите реакции и определите, может ли она осуществиться при стандартных условиях.
Вариант 11
1. Основные Понятия термодинамики: система, фаза, виды систем, параметры состояния систем, виды процессов.
2. Определить энтальпию реакции спиртового брожения глюкозы
С6Н12О6 2С2Н5ОН + 2СО2
ферменты
∆Нº 298 (С6Н12О6) = - 1273,0 кДж/моль
∆Нº 298 (С2Н5ОН) = - 1366,91 кДж/моль
∆Нº 298 (СО2) = - 393,5 кДж/моль
Вариант 12
1. Первый закон термодинамики для изохорного и изобарного процессов. Энтальпия.
2. Определить энтальпию реакции: NH3(г) + НСl (г) = NH4Cl (Т)
∆Нº 298 (НCl) = - 92,3 кДж/моль
∆Нº (NН3) = - 46,2 кДж/моль
∆Нº (NH4Cl) = - 313,6 кДж/моль
Вариант 13
1. Термохимия: экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения, их особенности.
2. Определите какая из данных реакций экзо-, а какая эндотермическая реакция? Ответ обоснуйте.
N2 + O2 2NO∆Н = + 80 кДж
N2 + 3H2 2NO3∆Н = - 88 кДж
Вариант 14
1.Что такое параметры системы? Какие параметры Вы знаете?
2. Вычислить энтальпию образования газообразного серного ангидрида,если при сгорании 16 г.серы выделилось 197.6 кДж тепла.
Вариант 15
1. Перечислить функции состояния системы.
2. При какой температуре наступит равновесие системы
4HCl(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г) + 2Сl2(г); ∆Н =-114,42 Дж.
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при какой температуре? Ответ: 891К.
Вариант 16
1. Какие типы термодинамических процессов Вы знаете?
2. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция Н2 (г) + СО2(г) = СО(г) + Н2О(ж); ∆Н = -2,85 кДж. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите ∆G0298 этой реакции. Ответ: -19,91 кДж.
Вариант 17
1. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него.
2. Определите системы. Ответ: 160,4 Дж/(моль·К).
Вариант 18
1. Чем отличается энтальпия образования вещества от энтальпии реакции?
2. Вычислите ∆Н0,∆S0,∆G0Т реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 2Н2О(г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.
Вариант 19
1. Какие процессы сопровождаются увеличением энтропии?
2. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:
Н2(г) + О2(г) = Н2О; ∆Н1 = -285,84 кДж;
С(к) + О2(г) = СО2(г); ∆Н2 = -393,51 кДж;
СН4(г) + 2О2(г) = 2Н2О(ж) + СО2(г); ∆Н3 = -890,31 кДж.
Ответ: -74,88 кДж.
Вариант 20
1. Какие процессы сопровождаются увеличением энтропии?
2. Подсчитав реакции, определите, какая из двух реакций термодинамически возможна:; .
Вариант 21
1. Что называется стандартной энтальпией образования?
2. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ∆G0298 реакции, протекающей по уравнению СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -130,89 кДж.
Вариант 22
1. Каков знак ∆ G процесса таяния льда при 263 К?
2. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ∆S0298 для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ: а) 118,78 Дж/(моль∙К); б) -3,25 Дж/(моль∙К).
Вариант 23
1. Каков знак ∆ H процесса горения угля?
2. При стандартных условиях реакция протекает самопроизвольно. Определите знаки ∆Ни ∆S в этой системе.
Вариант 24
1. Каков знак ∆ S процесса сублимации “сухого льда”?
2. Вычислите ∆НО,∆SО,∆GОТ реакции, протекающей по уравнению TiO2(к) +2C(к) = Ti(к) + 2СО(г). Возможна ли реакция восстановления TiO2 углеродом при 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.
Вариант 25
1. Каков знак изменения энтропии в процессе кипения воды?
2. Найдите изменение внутренней энергии при испарении 75г этилового спирта при температуре кипения, если удельная теплота его испарения равна 857,7 Дж/г, а удельный объем пара при температуре кипения равен 607 см3/г. Объемом жидкости пренебречь. Ответ: 58,39 кДж.
Вариант 26
1. II закон термодинамики. Теорема Карно - Клаузиуса.
2. Рассчитайте расход тепловой энергии при реакции , если было получено 336г железа. Ответ: –2561,0 кДж.
Вариант 27
1. III закон термодинамики.
2. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению
С2Н2(г) + О2 (г) = 2СО2(г) + Н2О(ж)
Вычислите ∆G0298 и ∆S0298. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(моль∙К).
Вариант 28
1. Теорема Нернста.
2. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ: 452,37 кДж.
Вариант 29
1. Постулат Планка.
2. При какой температуре наступит равновесие системы
СН4(г) + СО2(г) ↔ 2СО(г) + 2Н2(г); ∆Н = +247,37 кДж?
Вариант 30
1. Основы термодинамических расчетов
2. Подсчитав тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 25ºC для реакции , определите для этой реакции. Ответ: –412,4 Дж/(моль·К).
1.4. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ И ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Определение скорости химической реакции. Общие понятия кинетики гомогенных реакций. Влияние различных факторов на скорость реакций. Закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакций. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Катализ и катализаторы. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации. Гомогенный и гетерогенный катализ. Колебательные реакции. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье - Брауна. Фазовое равновесие
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Теория активизации. Скорость реакции в гетерогенных системах, роль диффузии. Термодинамическая устойчивость химических соединений. Катализ и катализаторы. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации. Гомогенный и гетерогенный катализ. Колебательные реакции. Катализаторы положительные и отрицательные, условия их действия. Ферментативный катализ и его биологическая роль. Равновесие в биологических системах.
Скорость химических реакций
При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. С этими понятиями тесно связано понятие фазы.
HYPERLINK "http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=ksgeHjkIHgfjsh87dv3hf" \t "_blank" Фазойназывается часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком.
Гомогенная реакция протекает в объеме фазы [пример – взаимодействие водорода и кислорода с образованием водяного пара: H2(г) + O2(г) → H2O(г)], а если реакция гетерогенна, то она протекает на поверхности раздела фаз [например, горение углерода: C(т) + O2(г) → CO2(г)].
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема фазы:
   ,
где  n – количество вещества, моль;  V – объем фазы, л; τ – время; С – концентрация, моль/л.
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:
  ,
где  S – площадь поверхности раздела фаз.
К важнейшим факторам, влияющим на скорость гомогенной реакции, являются следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие катализаторов.
Влияния природы реагирующих веществ: золото не реагирует с водой в присутствии кислорода воздуха, железо медленно окисляется (ржавеет), а калий реагирует с водой очень быстро – со взрывом.
Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (давление – для газообразных систем)
Реакция между молекулами происходит при их столкновении. Поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ. Число соударений тем больше, чем вышеконцентрация каждого из исходных веществ. Например, скорость реакции  A + B → C  пропорциональна произведению концентраций А и В:
v = k·[A]·[B]  ,
где  k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. По смыслу величина k равна скорости реакции для случая, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.
Это соотношение выражает закон действия масс (ЗДМ)Этот закон называют также законом действующих масс.: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
В уравнении закона действия масс для гетерогенной реакции концентрация твердой фазы не учитывается. Например, для горения углерода  C(т) + O2(г) → CO2(г)  выражение закона действия масс выглядит следующим образом:
v = k·[O2]
Разумеется, характеристики твердого веществаПод характеристиками твердого вещества здесь понимаются его химическая природа (состав), форма и размеры частиц, дефекты кристаллической структуры и т.д. влияют на скорость реакции, но это влияние отражается величиной константы скоростиk.
Зависимость скорости реакции от температуры
Если воспользоваться результатами подсчета числа столкновений между молекулами, то количество столкновений окажется настолько большим, что все реакции должны будут протекать мгновенно. Это противоречие можно объяснить тем, что в реакцию вступают лишь молекулы, обладающие некоторой энергией.
Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активацииС ростом температуры число активных молекул возрастаетТемпература является мерой средней кинетической энергии молекул, поэтому повышение температуры приводит к увеличению средней скорости их движения.. Следовательно, скорость химической реакции должна увеличиваться с ростом температуры. Возрастание скорости реакции при нагревании принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции (γ) – числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10 градусов. Математически эта зависимость выражается правиломВант-Гоффа:
  ,
где v1 – скорость при температуре t1; v2 – скорость при температуре t2. Для большинства реакций температурный коэффициент γ лежит в пределах от 2 до 4.
Более строго зависимость скорости реакции (а точнее, константы скорости) от температуры выражается уравнением Аррениуса:
  ,
где  A – предэкспоненциальный множитель, зависящий только от природы реагирующих веществ; Ea– энергия активации, представляющая собой высоту энергетического барьера, разделяющего исходные вещества и продукты реакции; RR=8,3144 Дж/(моль.K). В приближенных расчетах часто принимают R=8,31 Дж/(моль.K). – универсальная газовая постоянная;  TT - абсолютная температура (в шкале Кельвина). Она связана с температурой по Цельсию уравнениемT = toC + 273,15.В приближенных расчетах пользуются соотношениемT = toC + 273. – абсолютная температура.
Снижение энергии активации по каким-либо причинам, согласно уравнению Аррениуса, приводит к увеличению скорости реакции.
Это уравнение Аррениуса для двух температур Т1 и Т2 может быть приведено к удобной для вычисления формуле:
.
Влияние катализаторов на скорость реакции
HYPERLINK "http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=eb560jGw3nfhjKwcSoH" \t "_blank" Катализатор – это вещество, не расходующееся в процессе протекания реакции, но влияющее на ее скорость.
Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Обычно катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции, а ингибиторами – вещества, замедляющие протекание реакции. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции.
Химическое равновесие
Среди множества химических реакций выделяют необратимые и обратимые реакции.
Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты, называются необратимыми.
Условием необратимости химической реакции служит: выпадение осадка, выделение газа, образование малодиссоциируемого вещества и выделение большого количества энергии. В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.
Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.
В уравнениях обратимых реакций ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны.
Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Химическое равновесие можно определить как состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой (υпр= υобр).
В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не превращаются, поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием.
Концентрация реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными.
Химическое равновесие характеризуется константой равновесия (Кр) – отношением констант скоростей прямой и обратной. Например, для гомогенной системы СО (г) + Н2О (г) ↔ СО2 (г) + Н2 (г) константа равновесия запишется следующим образом:
Приведённое математическое выражение называется законом действия масс для обратимой химической реакции.
Переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия. На смещение химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. Направление смещения химического равновесия под действием данных факторов определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье –Брауна:если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое –либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той реакции, которая ослабляет воздействие.
Принцип Ле Шателье – Брауна на примере реакции взаимодействия хлороводорода с кислородом
4НСI (г) + О2 (г) ↔ 2СI2 (г) + 2Н2О (г), ∆Н0=116,4 кДж.
Увеличение концентрации реагирующих веществ будет смещать равновесие в сторону расхода этих веществ, т.е. вправо. Уменьшение концентрации реагирующих веществ – в сторону их образования, т.е. влево.
Поскольку прямая реакция экзотермическая, то повышение температуры будет способствовать протеканию процесса поглощения температуры, т.е. равновесие сместится влево. Поглощение температуры сместит равновесие в сторону прямой реакции.
Влияние давления на равновесие возможно только в газообразных системах, идущих с изменением количества молей газообразных веществ. Повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к меньшему количеству вещества, т.е. вправо. Уменьшение давления – влево.
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия в системе, т.к. в одинаковой степени изменяют скорость прямой и обратной реакции.
Вопросы для самоконтроля
1.Что называется скоростью химической реакции в гомогенной и гетерогенной системе. Какова размерность скорости химической реакции.
2. Сформулируйте основной закон химической кинетики – закон действующих масс.
3. Какие факторы влияют на скорость химической реакции? В чём заключается различие кинетики в гомогенных и гетерогенных химических реакциях?
4. Что такое энергия активации реакции?
5. В чём состоит различие между обратимыми и необратимыми химическими реакциями?
6.Что называется состоянием химического равновесия и почему оно называется динамическим?
7. Как формулируется правило Ле Шателье – Брауна?
8. Как влияют катализаторы на химическое равновесие системы?
9. Каковы основные представления теории активных столкновений?
10. Какие факторы влияют на химическое равновесие?
Примеры решения типовых задач
Задача 1. Зависимость скорости реакции от температуры
При 0 оС реакция, для которой температурный коэффициент равен 2, заканчивается за 120 сек. Расчитайте, при какой температуре эта реакция закончится за 15 сек.? Решение:Скорость реакции возрастет в v2/v1 = 120/15 = 8 раз. По уравнению Вант-Гоффа, v2/v1 = yΔt/10. 8 = 2Δt/10, Δt/10 = 3, откуда разность температур Δt = 30 градусов. t = 0 + Δt = 30 оС. Ответ:30 оС. 
Задача 2. Скорость и температурный коэффициентЗа какое время закончится реакция при 30 оС, если при 10 градусах она заканчивется за 20 минут? Температурный коэффициент равен 2. Решение: По уравнению Вант-Гоффа, скорость возрастет в v2/v1 = yΔt/10 = 2 (30-10)/10 = 22 = 4 раза. Реакция закончится за t = 20/4 = 5 минут. Ответ:5 мин. 
Задача 3. При 0 градусов Цельсия реакция заканчивается за 1 час 21 минуту, а при 40 оС за 1 минуту. Определить температурный коэффициент реакции. Решение:1 час 21 минута равен 81 минутам. Отсюда, скорость возросла в v2/v1 = 81/1 = 81 раз. Δt/10 = (40 - 0)/10 = 4v2/v1 = yΔt/1081 = y4y = 3
Ответ:3 
Задача 4. Скорость и давлениеВо сколько раз изменится скорость реакции 2СО(г.) + О2(г.) = 2СО2 при увеличении давления в 2 раза и неизменной температуре? Решение:Запишем закон действия масс для данной реакции. w1 = k*[CO]2[O2]. Увеличение давления в 2 раза означает увеличение концентраций в 2 раза. w2 = k*[2CO]2[2О2] = 8k*[CO]2[О2] w2/w1 = 8k*[CO]2[О2]/k*[CO]2[О2] = 8 раз. 
Ответ:8 раз
Задача 5. Во сколько раз надо увеличить внешнее давление в системе, чтобы скорость реакции A(г) + 2В(г) -> С(г) увеличилась в 125 раз? Решение:Аналогично предыдущему примеру (см. задача 4), запишем: w1 = [A][В ]2 Пусть давление увеличилось в х раз. Тогда, w2 = [xA][xВ]2  = x3[A][В ]2 w2/w1 =  x3[A][В ]2 / [A][В ]2 = x3 По условию, х3 = 125 х = 5 Ответ:5
Задача 6. Скорость и концентрация
Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2 при разбавлении смеси реагирующих газов в 3 раза? Решение:w1 = k*[NO]2[O2] При разбавлении смеси реагирующих газов в 3 раза - в 3 раза падает концентрация. w2 = k*[1/3]2[1/3] = (1/27)k*[NO]2[O2] w2/w1 = 1/27. То есть, уменьшится в 27 раз. Ответ:27 раз
Задача 7.Реакция идет по уравнению: А + 2B ↔ C; константа ее скорости при определенной температуре равна 0,4, а начальные концентрации составляли (моль/дм3): [А] =0,3 и [В]= 0,5. Вычислите скорость этой реакции при той же температуре в начальный момент и после того, как прореагирует 0,1 моль/дм3 вещества А. Решение: Запишем кинетическое уравнение по Закону Действующих Масс. v = k[A][В]2 Отсюда, в начальный момент времени v = 0,4*0,3*0,52 = 0,03 Когда прореагирует 0,1 моль/дм3 А, его концентрация станет [A]= 0,3 - 0,1 = 0,2 Концентрация В, по уравнению реакции, станет 0,5 - 0,1*2 = 0,3. v = 0,4*0,2*0,32 = 0,0072. 
Ответ:0,0072. 
Задача 8.Уравнение АррениусаКонстанта скорости некоторой реакции при 440 градусах Цельсия равна 0,48с-1, а при 400 градусах - 0,03с-1. Вычислить температурный коэффицент и энергию активации реакции. Решение: Для определения температурного коэффициента используем правило Вант-Гоффа. k2/k1 = γΔt/10 0,48/0,03 = γ(440 - 400)/10 γ4 = 16 γ = 2. Для определения энергии активации воспользуемся уравнением Аррениуса в интегральной форме: ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2) Либо, перейдя к десятичному логарифму: lg(k2/k1) = (Ea/2,3R)(1/T1 - 1/T2) Не забываем перевести температуру в Кельвины! ln(0,48/0,03) = (Ea/8,314)(1/673 - 1/713) Ea = 3,87·105 кДж/моль. Ответ: 2; 3,87·105 кДж/моль.
Задача 9.Рассчитать температурный коэффициент Вант-Гоффа в интервале 10-50 градусов Цельсия, если энергия активации равна 85 кДж/моль. Решение: Не забываем перевести килоджоули в джоули, у градусы Цельсия - в Кельвина. ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2) ln(k2/k1) = (85000/8,314)(1/283 - 1/323) ln(k2/k1) = 4,474 k2/k1 = e4,474 = 2,7184,474 = 87,7. Определим коэффициент Вант-Гоффа. k2/k1 = γΔt/10 87,7 = γ4 γ = 3,06. Ответ:3,06
Задача 10.В интервале 12-52 градусов Цельсия коэффициент Вант-Гоффа составляет 3,5. Найти энергию активации. Решение:k2/k1 = γΔt/10 = 3,54 = 150. ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2) ln150 = (Ea/8,314)(1/285 - 1/325) Ea = 96464 Дж = 96,4 кДж. Ответ:96,4 кДж. 
Задача 11.
Атмосферные загрязнения постепенно уничтожают защитный озоновый слой Земли. Озоновому слою угрожают поступающие в атмосферу фторированные и хлорированные углеводороды - фреоны, например, CCl3F, CCl2F2, CClF3. Они химически стабильны в нижних слоях атмосферы, но в стратосфере под действием ультрафиолетового излучения Солнца разрушаются, выделяя атомный хлор, после чего начинают протекать реакции взаимодействия атомного хлора с озоном. Рассчитайте скорость такой реакции с образованием кислорода и монооксида хлора, если через 15 с после начала реакции молярная концентрация озона была 0,3 моль/л, а через 35 с (от начала реакции) стала равна 0,15 моль/л.
Решение:  Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:
. Cl + O3 = . ClO + O2
c1(O3) = 0,3 моль/л; t1 = 15 c; c2(O3) = 0,15 моль/л; t2 = 35 c
v = ?
Скорость реакции определяется как изменение концентрации участвующего в ней вещества, отнесенной к промежутку времени, за который произошло это изменение, а именно:
v = {c1(O3) - c2(O3)} / (t2 - t1) = (0,30 - 0,15) : (35 - 15) [(моль/л):c] = 0,0075 моль/(л . с)
Ответ. 0,0075 моль / (л . с).
Задача 12.Диоксид серы - самый распространенный загрязнитель воздуха. Он опасен для здоровья людей, особенно тех, кто страдает заболеваниями дыхательных путей. Диоксид серы снижает продуктивность сельскохозяйственных культур, замедляет рост леса, пагубно действует на строительные материалы, содержащие карбонат кальция. В атмосфере диоксид серы окисляется до триоксида серы; при этом роль катализатора играет находящаяся в воздухе пыль оксидов металлов. Капли влаги превращают SO3 в серную кислоту, которая вместе с атмосферными осадками выпадает в виде "кислотных дождей". Рассчитайте значение константы скорости реакции диоксида серы с атомным кислородом, если при концентрациях SO2 и [O], равных соответственно 0,25 моль/л и 0,6 моль/л, скорость реакции равна 0,003 моль / (л . с).
Решение: Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:
. O + SO2 = SO3
c(SO2) = 0,25 моль/л; c(O) = 0,6 моль/л; v = 0,003 моль / (л . с)
k = ?
Скорость реакции определяется как произведение константы скорости и концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции:
v = k . c(SO2) . c(O). Отсюда: k = v / {c (SO2) . c(O)} =
= 0,003 / (0,25 . 0,6) [л / (моль . с)] = 0,02 л / (моль . с)
Ответ: 0,02 л / (моль . с)
Задача 13.Важнейшие источники восполнения запаса кислорода в атмосфере - это диоксид углерода и вода. Часть кислорода образуется в стратосфере в результате диссоциации газообразной воды под действием солнечного излучения, когда сначала из воды получаются атомный водород и гидроксильные радикалы ( . ОН), а затем при взаимодействии двух гидроксильных радикалов образуются атомный водород и молекулярный кислород. В сколько раз увеличится скорость второй реакции, если концентрация гидроксильных радикалов возрастет в 3 раза?
Решение: Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:
2 ( . OH) = 2 ( . H) + O2
c2(OH) = 3 c1(OH);
v2 : v1 = ?
Скорость реакции определяется как произведение константы скорости и концентраций реагентов в квадрате (соответственно стехиометрическому коэффициенту при . OH). Отношение скоростей реакции в первом и втором случае:
v2 : v1 = {k . c22(OH)} / {k . c12(OH)} = 32 . c12(OH) : c12(OH) = 9 : 1
Ответ:  в 9 раз.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Что такое константа скорости химической реакции, от каких факторов она зависит?
2. В загрязненном воздухе содержится примесь CO, которая образуется при неполном сгорании твердого топлива и при работе двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно окисляется кислородом воздуха до диоксида углерода. При определенных условиях скорость такой реакции составляет 0,05 моль / (л . с), а концентрация CO2 становится равной 0,2 моль/л. Рассчитайте концентрацию CO2 через 10 с после указанного момента.
Ответ: 0,7 моль / л
Вариант 2
1.Дайте определение понятиям: гомогенная и гетерогенная реакции, скорость химической реакции, молекулярность и порядок реакции.
2. Рассчитайте константу скорости реакции 2NO + O2 ↔2NO2,если при концентрациях NO и O2 , соответственно равных 0,5 и 0,1 моль/л, средняя скорость реакции равна 0,015 моль/л.с.
Вариант 3
1. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции. Сформулируйте закон действующих масс и приведите его математическое выражение. Поясните физический смысл константы скорости химической реакции.
2. Во сколько раз изменится скорость реакции 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г) при: 1) увеличении концентрации CO в 6 раз, 2) при уменьшении давления в системе в 5 раз.
Вариант 4
1. Объясните зависимость скорости реакции от температуры. Приведите формулировку и математическое выражение приближенного правила Вант-Гоффа. Поясните понятие температурного коэффициента скорости химической реакции.
2. На сколько градусов следует повысить температуру в реакционной системе, чтобы скорость реакции возросла в 100 раз (температурный коэффициент скорости ɤ = 2,78).
Вариант 5
1. Сформулируйте закон действующих масс и его математическое выражение. Что такое общий порядок реакции?
2. Во сколько раз следует увеличить давление в реакционной системе 2SO2 (г) + O2(г) ↔2SO3(г), чтобы скорость реакции возросла в 64 раза.
Вариант 6
1. Приведите формулировку приближенного правила Вант-Гоффа. Что такое температурный коэффициент скорости химической реакции?
2. Некоторая химическая реакция завершилась за 32 минуты при 20оC. За какое время эта реакция закончится при 50оC, если температурный коэффициент ɤ=2?
Вариант 7
1. Перечислите факторы, влияющие на химическое равновесие. Применяя принцип Ле-Шателье, на примере обратимой химической реакции PCl5(г)↔ PCl3(г) + Cl2(г) ∆H>О рассмотрите влияние повышения давления в системе и понижения концентрации PCl5 и Cl2 на направление смещения равновесия. Выразите константу равновесия для указанной обратимой реакции.
2. В закрытом сосуде при некоторой температуре протекает обратимая реакция
CO(г) + H2O(г) ↔ H2(г) + CO2(г) . Исходные концентрации (моль/л) CO и H2O равны соответственно: 5,0 и 4,0 , а равновесная концентрация H2 – 3,0. Рассчитать константу равновесия.
Вариант 8
1. Перечислите факторы, влияющие на константу равновесия. Как изменится выход продуктов обратимой химической реакции при возрастании (и уменьшении) величины константы равновесия? В каком направлении сместится равновесие в обратимой реакции при повышении температуры, если прямая реакция является экзотермической?
2. В равновесной системе FeO(тв) + CO(г) ↔ Fe(тв) + CO2(г) при некоторой температуре
концентрация углекислого газа составила 0,01 моль/л. Рассчитайте константу равновесия, если исходная концентрация угарного газа составила 0,05 моль/л.
Вариант 9
1. Приведите формулировку принципа Ле-Шателье. В каком направлении сместится равновесие в реакции образования аммиака N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) ∆H< 0, если понизить температуру и давление? При каких условиях в промышленности получают аммиак и какой технологический параметр выбран вопреки принципу Ле-Шателье и почему?
2. Как изменится скорость реакции 2Fe (тв) + 3Cl2 (г) ↔ 2FeCl3 (тв) ,если одновременно увеличили давление в 7 раз, а температуру уменьшили на 40оC ( температурный коэффициент ɤ = 3).
Вариант 10
1. Дайте понятие и приведите примеры гомогенной и гетерогенной реакций.
2. При состоянии химического равновесия в приведенной выше реакции получения
аммиака присутствуют водород, азот и аммиак в следующих концентрациях соответственно: 6 моль/л , 8 моль/ и 4 моль/л. Рассчитайте исходные концентрации водорода и азота, а также константу равновесия.
Вариант 11
1. Объясните влияние температуры на скорость реакции. Дайте понятие энергии активации.
2. В закрытом сосуде объемом 10 литров при некоторой температуре находилось 5 моль N2O4. К моменту установления равновесия в реакции его разложения N2O4 ↔ 2NO2
осталось 3 моль N2O4. Рассчитайте константу равновесия.
Вариант 12
1. Дайте определение понятиям: обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие. Перечислите факторы, влияющие на химическое равновесие. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.
2. Чему равен температурный коэффициент скорости некоторой реакции, если при 60оC реакция прошла за 5 минут, а при 20оC за 1,5 часа?
Вариант 13
1. Объясните влияние концентраций реагирующих веществ на скорость гомогенной и гетерогенной реакций. Приведите примеры таких реакций и выразите для них закон действующих масс.
2. Исходная концентрация NO2 в реакции 2NO2(г)↔2NO(г)+O2(г) составляла 4моль/л
К моменту установления равновесия в этой обратимой системе прореагировало 60% этого вещества. Рассчитайте константу равновесия.
Вариант 14
1. Применяя принцип Ле-Шателье, рассмотрите влияние понижения давления, повышения температуры, повышения концентрации любого из исходных веществ на направление смещения равновесия в обратимой реакции : 2А2(г) + В2(г) ↔ 2А2В(г) ∆H<O.
2. В реакции H2 (г) + Cl2 (г) ↔ 2HCl (г) концентрацию водорода увеличили от 0,1 до 0,48 моль/л, а концентрацию хлора уменьшили от 0,2 до 0,1 моль/л. Во сколько раз при этом изменилась скорость реакции?
Вариант 15
1. Дайте определение понятиям: катализ, катализатор. Охарактеризуйте виды катализа: гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Приведите примеры каталитических реакций.
2. В замкнутом сосуде объемом 10 литров находятся 4г водорода и 32г брома. К моменту установления равновесия в реакции между ними H2(г) + Br2(г) ↔ 2HBr(г) прореагировало 80% исходного количества брома. Рассчитайте константу равновесия?
Вариант 16
1. Объясните раличие между обратимыми и необратимыми химическими реакциями. Дайте определение понятию химического равновесия. Приведите выражение константы
равновесия для реакции С(тв) + H2O(г) ↔ CO(г) + H2(г) ∆H>О. В каком направлении сместится равновесие в этой реакции при повышении температуры, понижении давления и введении катализатора.
2. При повышении температуры некоторой реакции на 10ОC ее скорость возросла в 2,5 раз. Во сколько раз изменится скорость этой реакции при увеличении температуры на 45ОС.
Вариант 19
1. Катализ и катализаторы. Катализаторы положительные и отрицательные, условия их действия.
2. Как изменится скорость прямой реакции 2NO + O2 2NaO2 протекающий в газовой фазе, если увеличить концентрацию кислорода в 2 раза?
Вариант 20
1. Ферменты, их роль при производстве и хранении пищевых продуктов.
2NH3 + 3Cl2N2 + 6 HCl
2. Как изменится скорость прямой реакции, протекающей в газовой фазе, если концентрацию аммиака увеличить в 4 раза?
Вариант 21
1. Объясните разницу между активаторами и ингибиторами, между гомогенным и гетерогенным катализом. Охарактеризуйте кратко механизм гомогенного катализа.
2. Равновесие в реакции 2NO (г) + O2 (г) ↔ 2NO2(г) установилось при следующих концентрациях ( моль/л ): NO- 0,32; O2 – 0,24; NO2 - 0,20. Рассчитайте исходные концентрации NO и O2, а также константу равновесия.
Вариант 22
1. Дайте формулировку принципа Ле- Шателье. На примере обратимой химической реакции 2NO2(г)↔2NO(г)+O2(г) разберите влияние концентрации веществ, давления в системе, температуры и присутствия катализатора на химическое равновесие.
2. В начальный момент времени концентрации исходных веществ в реакции 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) составили: для SO2 0,08 моль/л, для O2 0,4 моль/л. Через некоторое время они уменьшились соответственно до 0,02 для SO2 и 0,1 моль/л для O2. Во сколько раз при этом уменьшилась скорость прямой реакции?
Вариант 23
1. Что называется скоростью химической реакции в гомогенной и гетерогенной системе. Какова размерность скорости химической реакции.
2. Один из важных видов сырья для органического синтеза - "водяной газ", смесь водорода и монооксида углерода, которая получается при пропускании водяного пара через башни, нааполненные раскаленным углем. Водяной газ служит для получения метанола, формальдегида и других химических продуктов. Рассчитайте значение константы скорости реакции получения водяного газа, если при концентрации H2O, равной 0,03 моль/л, скорость реакции составляет 6,1 . 10--5 моль / (л . с). Ответ: 2,0 . 10--3 с--1
Вариант 24
1. Какие факторы влияют на скорость химической реакции? В чём заключается различие кинетики в гомогенных и гетерогенных химических реакциях?
2. При некоторой температуре равновесие в реакции PCl3 + Cl2↔PCl5 установилось при концентрациях веществ: PCl3 – 0,08моль/л , Cl2 – 0,12 моль/л, PCl5 – 0,04 моль/л.
Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации PCl3 и Cl2.
Вариант 25
1. Что такое катализ? Как классифицируются каталические реакции?Как влияет введение катализатора на энергию активации и скорость химической реакции?
2. Атмосферные загрязнения постепенно уничтожают защитный озоновый слой Земли. В реакциях разложения озона участвуют многие газы, но прежде всего оксиды азота. Взаимодействие монооксида азота с озоном приводит к образованию дикислорода и диоксида азота. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 25 с после начала реакции молярная концентрация озона была 0,8 моль/л, а через 55 с (от начала реакции) стала равна 0,02 моль/л. Ответ: 0,026 моль / (л . с)
Вариант 26
1. Дайте понятие константы равновесия. Перечислите факторы, влияющие на константу равновесия. Выразите константу равновесия для реакции 4HCl(г)+O2(г)↔2H2O(г)+2Cl2(г).
2. На больших высотах солнечное излучение вызывает диссоциацию молекул кислорода на атомы. Столкновение атомов кислорода и молекул дикислорода приводит к образованию озона, слой которого защищает Землю от коротковолнового излучения Солнца, смертельно опасного для живых организмов. Определите скорость этой реакции, если через 1 мин после ее начала концентрация озона была равна 0,024 моль/л, а через 2 мин после этого момента - 0,064 моль/л. Ответ: 6,7 . 10--4 моль / (л . с)
Вариант 27
1. Дайте определение понятиям: необратимые и обратимые химические реакции, химическое равновесие. Приведите по три примера необратимых и обратимых химических реакций.
2. Причиной образования опасного для здоровья тумана - "смога" - считают большое количество выхлопных газов автомобилей при высокой влажности воздуха. Помимо озона, в смоге присутствует ядовитый диоксид азота, который получается по реакции монооксида азота с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 5 минут после ее начала концентрация диоксида азота стала равна 0,05 моль / л, а через 20 минут - 0,08 моль / л. Ответ: 3,3 . 10--5 моль / (л . с)
Вариант 28
1. Почему скорость химической реакции возрастает с увеличением температуры?Что такое температурный коэффициент? В каких пределах он изменяется?
2. На примере обратимой реакции 2SO2 (г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) ∆H<O рассмотрите влияние повышения температуры и давления, а также введения катализатора на химическое равновесие. Выразите константу равновесия и рассчитайте ее, если равновесные концентрации SO2, O2 и SO3 соответственно равны 0,4 ; 0,25 и 0,8 моль/л.
Вариант 29
1. В чём состоит различие между обратимыми и необратимыми химическими реакциями?
Что называется состоянием химического равновесия и почему оно называется динамическим?
2. При некоторой температуре в замкнутом сосуде находятся угарный газ CO и кислород O2 в концентрациях (моль/л) соответственно 2,5 и 3,0. Они взаимодействуют по выше приведенной реакции. К моменту установления равновесия в системе образовался углекислый газ в концентрации 1,2 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации исходных веществ и константу равновесия.
Вариант 30
1. Что такое молекулярность и порядок химической реакции? Что называется общим и частным порядком реакции?
2. Дана реакция: 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г) ∆H< 0.
В каком направлении сместится равновесие в этой реакции, если ввести катализатор, поднять температуру, понизить давление?
1.5. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ. КОНЦЕНТРАЦИЯ. КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Основные характеристики дисперсных систем и их классификация. Истинные растворы. Термодинамика процесса растворения. Гидраты, сольваты, кристаллогидраты. Способы выражения концентраций растворов. Свойства растворов неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление. Давление насыщенного пара растворителя над раствором. Понижение давления пара. Повышение температуры кипения растворов и понижение температуры замерзания растворов. Законы Рауля.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Фазовые состояния вещества. Вода. Свойства воды. Растворимость газов, жидкостей, твердых веществ в воде. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Биологическое значение осмотического давления
Растворы
Растворы –это однородные (гомогенные) системы, состоящие их двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.
Если все компоненты раствора до перемешивания находятся в одинаковой фазе, то растворителем называют тот компонент, который содержится в наибольшем количестве и в том же агрегатном состоянии, что и до растворения, остальные компоненты раствора называют растворенными веществами. Наиболее распространены жидкие растворы, а из всех жидких - водные растворы.
Любой раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, хотя эти понятия в известной степени условны. Р-р = р-ль + р.в.
Например, в зависимости от соотношения количества спирта и воды эта система может быть раствором спирта в воде или воды в спирте.
Растворимость
Растворимость (S) – способность веществ равномерно распределяться в виде атомов, молекул или ионов по всему объему растворителя.
Количественно она выражается максимальным числом граммов вещества, которое растворяется в 100 г воды при данной температуре. Это число называют коэффициентом растворимости или растворимостью и обозначают (KS), S. При этом получается насыщенный при данной температуре раствор.

Растворимость газов выражают максимальным объемом газа, который растворяется в 1 дм3 воды при данных t и Р. Например:2,5 дм3, означает, что при 20 С в 1 дм3 воды растворяется 2,5 дм3 газообразного сероводорода.
Факторы, влияющие на растворимость
1.От природы растворителя и растворенного вещества.На растворимость оказывает влияние природа растворителя и растворенного вещества. Наибольшая растворимость достигается тогда, когда «подобное растворяется в подобном» − постулат (закон) установлен еще алхимиками.
Полярные и ионные соединения, как правило, хорошо растворяются в полярных растворителях, а неполярные – в неполярных. Например, хлороводород, молекулы которого полярны, хорошо растворяется в воде, но плохо в бензоле. Бензол хорошо растворяется в эфире, но не смешивается с водой. С научной точки зрения это объясняется теорией химической связи.
Вещества с одинаковым типом межмолекулярных сил притяжения имеют тенденцию к взаимной растворимости. Это обобщение и формулируется в более простой форме: «подобное растворяется в подобном». Неполярные вещества растворимы в неполярных растворителях, тогда как ионные и полярные вещества растворимы в полярных растворителях.
Ковалентные (каркасные) твердые вещества типа алмаза или кварца не растворяются ни в полярных, ни в неполярных растворителях, т.к. в этих веществах очень велики межмолекулярные силы.
2. От влияния температуры.С повышением температуры растворимость почти всех твердых веществ в жидкостях увеличивается. Зависимость между растворимостью и температурой изображается в виде кривых растворимости.
Растворение жидкостей в жидкостях (смешивающиеся) с повышением температуры растет.
Сложный характер носит температурная зависимость растворимости ограниченно смешивающихся жидкостей. Для них с изменением температуры, ограниченная растворимость, может перейти в неограниченную и наоборот Ткр ( критическая температура)для системы вода/фенол равна 66,40С
Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, т.к. процесс растворения почти всегда сопровождается выделением теплоты - процесс экзотермический (ΔHраств.<0), Эту закономерность часто используют для удаления растворенных газов из воды (например С02 ) простым кипячением.
Снижение температуры благоприятствует растворению газов.
Например, уменьшение растворимости кислорода в воде с повышением температуры – один из нежелательных эффектов, называемых «тепловым загрязнением» озер и ручьев.
В органических жидкостях нередко растворения газа сопровождается эндотермическим процессом (ΔHраств. > 0). Поэтому растворимость увеличивается с повышением температуры.Например, растворение благородных газов в органических растворителях сопровождается поглощением теплоты (гелия и неона в ацетоне, бензоле, этаноле, циклогексане).
3. От влияния давления.На растворимость твердых веществ и жидкостей в жидкостях, давление существенное влияние не оказывает, т.к. процесс растворения не сопровождается значительным изменением объема и концентрации (незначительно меняется при давлении больше 1000 атмосфер).
При растворении газа в жидкости происходит значительное уменьшение объема системы. Поэтому повышение давления согласно принципу Ле Шателье - Брауна должно приводить к смещению равновесия вправо, т. е. к увеличению растворимости газа. Если газ малорастворим в данной жидкости и давление невелико, то растворимость газа пропорциональна его давлению. Эта зависимость выражается законом Генри (1803г.):
Закон Генри – при постоянной температуре растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
С = Кг • р
Где С – концентрация газа в насыщенном растворе, моль/л;
Кг – постоянная Генри для газа, моль/л·Па Константа Генри зависит от природы газа, растворителя и температуры.;
р – давление газа над жидкостью (парциальное давление), Па
Газ не растворяется в жидкости беспредельно. При некоторой концентрации газа См устанавливается равновесие:

Закон Генри справедлив лишь для сравнительно разбавленных растворов, при невысоких давлениях и отсутствии химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.
В случае растворения смеси газов в жидкости в математическое выражение закона Генри вместо давления над раствором подставляют парциальное давление Рi данного компонента.
Под парциальным давлением компонента понимают долю давления компонента от общего давления газовой смеси: Рi/ Робщ
Парциальное давление компонента рассчитывают по формуле Рi = Робщ х(Xi)
где pi – парциальное давление компонента Хi;
Робщ – общее давление газовой смеси;
х(Хi) – молярная доля i-ого компонента.
Изучая растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов, русский врач-физиолог И. М. Сеченов (1829—1905) установил следующую закономерность (закон Сеченова): растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.
Способы выражения состава растворов
Важной характеристикой любого раствора является его состав.
Существуют различные способы численного выражения состава раствора: массовая доля, молярная концентрация, нормальная концентрация, моляльная концентрация.
Концентрацией раствора называется содержание растворённого вещества в определённой массе или известном объёме раствора или растворителя.
Массовая доля растворённого вещества равна отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора (ω). Массовая доля величина безразмерная.

где mр.в.- масса растворённого вещества, г;
mр-ра- общая масса раствора, г; mр-ра=mр.в. +mр-ля
mр-ля- масса растворителя, г.
Массовую долю можно перевести в проценты (процентную концентрацию), умножив на 100%. Процентная концентрация показывает сколько граммов растворённого вещества в 100 г раствора.
Например,20% раствор Na2SO4 содержит 20 г Na2SO4 и 80 г H2O.
Этот способ широко распространен в технике и в быту ввиду удобства приготовления, разбавления растворов, а также практических расчетов и пересчетов в другие способы выражения концентрации. Недостатком метода является необходимость пересчета в мольные способы выражения концентрации при аналитических и стехиометрических расчетах по химическим формулам веществ и схемам химических реакций.
Молярная концентрация (молярность) равна отношению количества молей растворённого вещества к объёму раствора, выраженного в литрах.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворённого вещества, называется молярным.
Пример:1М раствор H2SO4 содержит в каждом литре 1 моль Н2SO4 или 98г.
Это наиболее распространенный способ выражения концентрации жидких растворов в аналитической и препаративной химии, так как он предполагает быстрое приготовление растворов в мерных колбах путем добавления растворителя к определенному количеству известного раствора (так называемой аликвоте) до некоторого фиксированного объема. К недостаткам метода следует отнести низкую точность приготовления растворов (измерение объемов обычно производится с точностью в несколько процентов, в то время как взвешивание имеет точность не хуже сотых долей процентов), а также изменение молярности приготовленных растворов с изменением температуры ввиду их термического расширения.
Нормальная концентрация (нормальность) равна отношению количества эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора в литрах.

Пример:1Н раствор H2SO4 содержит в каждом литре 1 эквивалент или 49 г Н2SO4.
По сравнению с молярностью нормальность раствора имеет то важное преимущество, что при одинаковых нормальностях реагирующих растворов объемы реагирующих растворов всегда равны, так как содержат одинаковое количество эквивалентов, а вещества реагируют в эквивалентных отношениях. Вместе с тем, нормальности растворов годятся только для однотипных реакций, так как каждое вещество имеет различные эквиваленты в различных реакциях.
Моляльная концентрация (моляльность) равна отношению количества молей растворённого вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Пример:1m водный раствор H2SO4 содержит в каждом килограмме воды 1моль Н2SO4 (или 98 г Н2SO4).
Этот способ выражения концентрации широко применяется в теории растворов, особенно растворов электролитов, ввиду его независимости от температуры и возможности приготовления растворов с высокой точностью выражения концентрации. По этим причинам все современные справочники по растворам электролитов обычно используют моляльный способ выражения концентрации. Вся стандартизация электродных потенциалов, рН, активностей, растворимостей и других термодинамических свойств растворов приведена к единице моляльности. К недостаткам способа относится необходимость пересчета количества вещества, приходящегося на 1 кг растворителя, на массу или объем всего раствора.
Мольная доля– отношение числа молей растворенного вещества nв к общему количеству молей раствора n:
Np=, где n=nв+nа, где nа – число молей растворителя.
Пример:водный раствор H2SO4 с молярной долей 0,2 содержит 1 моль Н2SO4 и 4 моль H2O.
Этот способ выражения концентрации широко распространен в физической химии, так как прямо указывает на концентрацию частиц компонента в смеси частиц, независимо от природы и массы самих частиц. К недостаткам метода следует отнести крайне низкие численные значения ввиду обычно наблюдающегося огромного избытка легких молекул растворителя в практической области концентраций, а также неудобство при практическом применении, связанное с необходимостью пересчета в единицы массы через соответствующие молекулярные массы.
Титром раствора называют число граммов растворённого вещества в 1 см3 (мл) раствора
По концентрации растворенного вещества (условно) все растворы можно подразделить на концентрированные (с большой концентрацией растворенного вещества) и разбавленные (с малой концентрацией растворенного вещества).
Важное значение при описании свойств растворов имеет закон Генри:«Масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объёме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа». Математически это можно записать так: С=k·р, где k – константа Генри, С – массовая концентрация газа в насыщенном растворе. Важнейшим следствием этого закона является то, что объём газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объёме жидкости, не зависит от его парциального давления.
Примеры решения типовых задач
Способы выражения концентраций растворов
Задача 1. Какое из перечисленных соединений – С7Н16, NаНСО3, НС1 или I2 – должно быть более растворимо в неполярном растворителе СС14, а какое более растворимо в воде?
Решение: Соединения С7Н16 и I2 неполярны, поэтому растворимость их в СС14 должна быть выше, чем в Н2О. В то же время NаНСО3 – ионное соединение, а НСl – соединение с полярной ковалентной молекулой, поэтому для этих двух соединений вода должна быть лучшим растворителем, чем СС14.
Задача 2.Расчет массовой доли, молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента раствора.
Определите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора, полученного при смешении 200 мл 2М раствора серной кислоты (=1,18 г/мл) и 200 мл 8% раствора серной кислоты (=1,05 г/мл).
Решение:Рассчитаем массу первого раствора и массу серной кислоты в нем:
m(р-ра)1=(р-ра)1 .V(р-ра)1=1,18 .200=236 (г);
m(H2SO4)1 =(H2SO4) . M(H2SO4)=c(H2SO4) .V(р-ра)1 .М(H2SO4)=
=2 .0,2 .98=39,2(г);
Масса второго раствора и масса серной кислоты в нем равны
m(р-ра)2 =(р-ра)2 .V(р-ра)2= 1,05 . 200=210 (г);
m(H2SO4)2 = m(р-ра)2.(H2SO4)=210 .0,08 =16,8 (г).
Массовую долю полученного раствора рассчитываем по формуле:
= (12,6%)
Молярная концентрация раствора
;

Ответ: 12,6%; 1,43моль/л; 2,86 моль экв/л
Задача 3.Расчет массовой доли, молярной концентрации, нормальной концентрации по пропорции.
Сколькограммоврастворенноговеществаискольководысодержитсяв30г10%-горастворасахара?
Массоваядоля(процентнаяконцентрация)показывает,сколькограммвеществасодержитсяв100граммахраствора.
Еслиговорят,чторастворхлориданатрия30%-й–этозначит,чтовкаждых100граммахсодержится30гNaCl.
Решение:Составляемпропорцию:
В100грастворасодержится10гсахара,аВ30грастворасодержится mгсахара
m = 30∙10100 = 3г Знаямассурастворенноговещества,находятмассу mрастворителя:
30-3=27гводы.
Ответ: 3г; 27 г.
Задача 4.Вкакомколичестве12%-горастворасодержится75грастворенноговещества?
Решение: Составляемпропорцию:
100грастворасодержит12грастворенноговеществаm грастворасодержит75грастворенноговеществаm = 100∙7512 = 625г
Ответ: 625 г.
Задача 5.СколькограммовBaCl2нужнорастворитьв400лводы,чтобыполучить20%-йраствор?
Решение:100грастворасодержит20гBaCl2и,следовательно,80гводы.100грастворасодержит80гводыmграстворасодержит400гводы
m = 100∙40080 = 500гm (BaCl2) = 500 - 400 = 100 г. Ответ:100 г
Задача 6.1,5литрахводырастворили101,5гсолиMgCl2·6H2O. Вычислитьмассовуюдолюрастворапобезводнойсоли.
Решение:МолярнаямассаMgCl2·6H2Oравна203г/моль,МолярнаямассаMgCl2равна95г/моль.ОпределимколичествобезводнойсолиMgCl2в101,5гMgCl2·6H2Oпопропорции:
203г (MgCl2·6H2O)содержат95г (MgCl2)101,5г (MgCl2·6H2O)содержат mг(MgCl2):
m(MgCl2) = 101,5∙95203 = 47,5г
Найтипроцентнуюконцентрациюраствора–этозначит,чтонужнонайтиколичестворастворенноговещества,содержащеесяв100граствора.
Следовательно,составимследующуюпропорцию:1601,5грастворасодержит47,5гMgCl2,а100грастворасодержитm гMgCl2
m(MgCl2) = 100∙47,51601,5 = 2,96г Ответ: 2,96 г.
Задача 7.Растворение веществ, взаимодействующих с водой, инахождение концентрации полученного раствора.
Найдите массовую долю вещества в растворе, полученном при взаимодействии 4,6 г металлического натрия с 75,6 мл воды.
Решение: Запишем уравнение реакции взаимодействия натрия с водой:
0,2моль 0,2моль 0,1моль
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2моль 2моль 1моль
Рассчитаем количество вещества и массу NaOH:
(NaOH)= (Na) =(моль);
m (NaOH) = М(NaOH) .(NaOH)=40 .0,2=8(г).
Масса полученного раствора и массовая доля гидроксида натрия равны:
m(р-ра)= m(H2O) + m(Na) – m(H2) =76,5 + 4,6 - 2 .0,1=80 (г)
(10%).
Ответ: 0,1(10%).
Коллигативные свойства растворов
Коллигативными свойствами раствора называются свойства, зависящие от концентрации частиц растворенного вещества и мало или совсем не зависящие от природы растворителя. К таким свойствам относят:
давление насыщенного пара растворителя;
понижение температуры замерзания раствора;
повышение температуры кипения раствора;
осмотическое давление.
1.Давление насыщенного пара растворителя.Под давлением насыщенного пара вещества понимают давление его паров в отсутствие других газов, в частности воздуха. Относительное понижение давления пара над раствором равно:
, где р0 – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем; р - давление насыщенного пара растворителя над раствором; Nв – мольная доля растворенного вещества. Это уравнение является математической формулировкой закона Рауля: «относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества». Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа Ле Шателье.
2.Осмотическое давление.Осмотическое давление - это такое давление, которое нужно приложить к раствору, отделенному от растворителя полупроницаемой перегородкой, чтобы наступило состояние равновесия. Процесс осмоса, в свою очередь, характеризуется самопроизвольным проникновением молекул растворителя через полупроницаемые перегородки.
В 1886 г. Вант-Гофф cформулировал закон (закон Вант-Гоффа), согласно которому «в разбавленном растворе растворенное вещество ведет себя подобно идеальному газу» и показал, что для растворов неэлектролитов невысоких концентраций осмотическое давление Рос равно:
Рос=С·R·Т=103·(m/M)·RT, где С= – молярность, моль/м3; R=8,31 Дж/(моль·К) – универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура раствора, К.
Для растворов электролитов величина Рос составляет:
Рос=i·С·R·Т,
где i – изотонический коэффициент, показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора выше нормального. Для каждого раствора этот коэффициент определяется экспериментально.
3.Понижение температуры замерзания раствора (криоскопия). Из всех коллигативных свойств чаще других используются криоскопические измерения ввиду простоты и высокой точности измерения температуры замерзания. Последняя обычно измеряется с помощью специальных метастатических ртутных термометров (термометров Бекмана) с ценой деления 0.01 К. Такие термометры имеют шкалу только на 5 К, но снабжены дополнительным резервуаром для ртути, позволяющим настроить его на любые абсолютные температуры от 260 до 380 К.
Понижение температуры замерзания можно найти как:
tзам=i·К·m, где m – моляльность; К - криоскопическая константа, зависящая только от природы растворителя и не зависящая от природы растворенного вещества. Для воды К=1.86, для бензола К=5,07.
4.Повышение температуры кипения раствора (эбуллиоскопия). Помимо криоскопического метода в химии применяется эбуллиоскопический метод, основанный на измерении температуры кипения растворов.
Повышение температуры кипения можно найти как:
tкип=i·Е·m, где m – моляльность; Е - эбуллиоскопическая константа, зависящая только от природы растворителя и не зависящая от природы растворенного вещества. Для водыЕ=0.52, для бензола Е=2,6.
Оба рассмотренные методы позволяют определять молекулярные массы веществ.
Примеры решения типовых задач
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
Задача 1. Вычислить величину осмотического давления раствора, в 1 л которого содержится 0,2 моля неэлектролита, если температура равна 170С.
Решение:
При выражении объёма в литрах уравнение Менделеева-Клапейрона для осмотического давления будет иметь вид Росм = 103СмRT.

Ответ: 482,2 кПа
Задача 2.Определить массу глюкозы С6Н12О6, которую должен содержать 1 л раствора, чтобы быть изотоничным раствору, содержащему в 1л 9,2 г глицерина С3Н8О3.
Решение:Определим молярную концентрацию глицерина

Так как по условию растворы изотонические, токонцентрация глюкозы должна быть равна 0,1 моль/л. Следовательно, m(C6H12O6)=180∙0,1=18г. Ответ: 18г
Задача 3. Требуется вычислить давление пара раствора, содержащего при 200С 0,2 моля сахара в 450 г воды. Давление водяного пара при этой температуре равно 2332,75 Па.
Решение:Найдём число молей растворителя: νводы= 450 : 18 = 25 (моль)
Подставляем известные величины в формулу

Тогда, давление пара раствора р = р0 – ∆р =2332,75–18,66 =2314,1 П
Ответ: 2314,1 Па
Задача 4.Вычислить температуру замерзания раствора, содержащего 44 г глюкозы С6Н12О6 в 0,2 кг воды. Криоскопическая константа воды равна 1,860При решении подобных задач использовать табличные данные из справочников.
Решение:

Тогда, Ткрис = –2,270
Ответ: – 2,270
Задача 5. При растворении 2,626г фенола С6Н5ОН в 100г этилового спирта температура кипения повысилась на 0,3240. Э = 1,160. Вычислить молярную массу фенола.
Решение:Подставим известные величины в формулу:
Ответ: 94 г/моль
Задача 6.При растворении 2,626г фенола С6Н5ОН в 100г этилового спирта температура кипения повысилась на 0,3240. Вычислить молярную массу фенола.
Решение: Подставим известные величины в формулу: M  Э 1000 mр.в  1,16 1000 626  94г / моль Т кип mрля 0,324 100 Ответ: 94г/моль
Вопросы для самоконтроля
Можно ли считать растворы механическими смесями? Почему?
Являются ли растворы химическими соединениями? Почему?
Почему процесс растворения является эндотермическим процессом?
Объясните, в чём сущность процесса растворения.
Что называется концентрацией раствора?
В чем заключается явление осмоса?
По какой формуле вычисляется осмотическое давление?
Какие растворы называются изотоническими?
Чем отличается давление пара раствора от давления пора чистого растворителя?
В чем отличие температур замерзания и кипения растворов неэлектролитов от тех же величин для чистых растворителей?
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Какой из компонентов раствора следует считать растворителем?
2. В 500 мл воды растворено 35,3 г сульфата натрия. Вычислите массовую долю (%) соли в растворе и молярную концентрацию эквивалентов сульфата натрия в приготовленном растворе.
3. Сформулируйте 2 – й закон Рауля.
Сколько граммов этиленгликоля С2Н4(ОН)2 необходимо прибавить на 1 кг воды для приготовления антифриза с температурой замерзания -15оС?
Вариант 2
1. Что такое молярная концентрация вещества в растворе?
2. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов серной кислоты в растворе с массовой долей Н2SO4 4%. Плотность раствора равна 1,032 г/мл.
3. Вычислите массовую долю сахарозы С12Н22О11 в растворе, температура кипения которого равна 100,13оС. Эбулиоскопическая константа воды 0,52о.
Вариант 3
1. Что такое молярная концентрация эквивалентов вещества в растворе?
2. Сколько граммов карбоната кальция требуется для приготовления 2 литров раствора с массовой долей вещества 10%? Плотность раствора равна 1,09 г/мл. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов и молярную концентрацию карбоната калия в этом растворе.
3. В 200 г воды растворено:
а) 31 г мочевины СО(NH2); б) 90 г глюкозы.
Расчётами покажите, будут ли температуры кипения растворов одинаковы?
Вариант 4
1. Что такое молярная доля растворенного вещества А в растворе
2. Массовая доля фосфорной кислоты в растворе составляет 20%. Вычислите массовую долю и молярную концентрацию эквивалентов фосфорной кислоты в этом растворе
3. Вычислите молярную массу тростникового сахара, если его водный раствор, содержащий 3,42 г сахара в 100 г воды, замерзает при температуре - 0,186оС. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.
Вариант 5
Что такое моляльная концентрация вещества в растворе?
2. Сколько граммов хлорида кальция необходимо для приготовления 0,5 л раствора с массовой долей этого вещества 10%. Плотность раствора равна 1,18 г/мл.
3. Водный раствор сахарозы С12Н22О11 кипит при температуре 100,13оС. Эбулиоскопическая константа воды равна 0,52о. Сколько граммов сахарозы содержится в 0,5 кг этого раствора?
Вариант 6
1. Можно ли считать растворы механическими смесями? Почему?
2. Какой объём раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4 96% , плотностью 1,84 г/мл, потребуется для приготовления 0,5 л раствора с молярной концентрацией эквивалентов Н2SO4 2моль/л. Чему равна молярная концентрация и мольная доля серной кислоты в приготовленном растворе?
3. При какой температуре будет замерзать водный раствор глицерина С3Н5(ОН)3 с массовой долей его 15%? Криоскопическая константа воды 1,86о. Вычислите температуру кипения этого раствора.
Вариант 7
1. Что такое молярность, нормальность, моляльность раствора?
2. Сколько воды и кристаллической соды Na2CO3· 10H2O необходимо взять для приготовления 100 мл раствора с массовой долей Na2CO3 0,5%. Плотность раствора 1,019 г/мл. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов, моляльную концентрацию и молярную долю карбоната натрия в приготовленном растворе.
3. Водный раствор сахарозы С12Н22О11 кипит при температуре 100,13оС. Эбулиоскопическая константа воды равна 0,52о. Сколько граммов сахарозы содержится в 1 кг этого раствора?
Вариант8
1. Дайте определение понятию «массовая доля».
2. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов фосфорной кислоты в растворе с массовой долей кислоты 30%. Плотность раствора 1,180 г/мл.
3. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды равна -0,558оС. Вычислите молярную массу растворенного вещества.
Вариант 9
1. Какова зависимость между объёмами и нормальностями растворов, реагирующих без остатка?
2. Молярная концентрация эквивалентов раствора гидроксида бария равна 0,02 моль/л, плотность раствора - 1,07 г/мл. Вычислите молярную и моляльную концентрации гидроксида бария, а также массовую и мольную доли его в растворе.
3. При растворении 6,8 г вещества в 400 мл воды получен раствор с температурой замерзания, равной -0,93оС. Определите молярную массу растворённого вещества.
Вариант 10
1. Что называется титром раствора?
2. Плотность раствора хлорида алюминия с массовой долей его 16% равна 1,149 г/мл. Вычислите молярную концентрацию, моляльную концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов хлорида алюминия в этом растворе. Какая масса его содержится в 1 л данного раствора?
3. Для приготовления антифриза к 30 л воды добавлено 9 л глицерина С3Н5(ОН)3 с плотностью 1,26 г/мл. Чему равна температура замерзания приготовленного антифриза?
Вариант 11
1. Что называется осмотическим давлением?
2. В 200 мл раствора сульфата калия содержится 2,74 г растворённого вещества. Вычислите моляльную и молярную концентрации, а также молярную концентрацию эквивалентов сульфата калия в этом растворе.
3. Определите, какой из двух растворов будет замерзать при более низкой температуре: а) раствор этилового спирта с массовой долей спирта 1%; б) раствор глицерина С3Н5(ОН)3 с массовой долей его 105? Насколько градусов отличаются температуры замерзания данных растворов?
Вариант 12
1. Как вычислить молярную массу растворенного неэлектролита, зная осмотическое давление его раствора?
2. Сколько граммов медного купороса CuSO4· 5H2O необходимо добавить к 270 г воды¸ чтобы приготовить раствор сульфата меди с массовой долей его10%? Вычислите моляльную и молярную концентрации, молярную концентрацию эквивалентов сульфата меди в приготовленном растворе. Плотность раствора равна 1,107 г/мл.
3. В 1000 г воды растворено 90 г вещества. Температура кипения этого раствора выше температуры кипения воды на 0,258оС. Эбулиоскопическая константа воды равна 0,516оС. Вычислите молярную массу растворённого вещества.
Вариант 13
1. Приведите различные формулировки I закона Рауля и его математические выражения.
2. Рассчитайте массу хлорида калия, которую необходимо растворить в 100 г воды, чтобы получить 10.5 % раствор данной соли. Ответ: 11.7 г
3. Вычислить осмотическое давление раствора сахара С12Н22О11, если 1 л раствора содержит 85,5 г растворенного вещества, а температура равна 170 С. Ответ: 602,8 кПа.
Вариант 14
1. Приведите формулировки и математические выражения II закона Рауля.
2. Рассчитайте массу иодида калия, необходимую для приготовления 30 мл 40 % водного раствора этой соли плотностью 1.395 г / см3. Ответ:16.74 г.
3. Раствор содержит в 1 л 0,4 моля неэлектролита. Вычислить осмотическое давление раствора при 270С. Ответ: 999,7 кПа.
Вариант 15
1. Каков физический смысл криоскопической и эбуллиоскопической констант растворителя?
2. В 10 мл 20 % раствора содержится 2.8 г растворенного вещества. Рассчитайте плотность такого раствора. Ответ: 1.4 г / см3 
3. Вычислить, при какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего 45 г глюкозы в 1 л, достигнет 656,8 кПа. Ответ: 316К.
Вариант 16
1. Как вычислить молярную массу неэлектролита с помощью криоскопии и эбуллиоскопии?
2. Водный раствор аммиака плотностью 0.904 г / см3 содержит 26 % аммиака. Рассчитайте молярнуюконцентрациюаммиакавэтомрастворе. Ответ: 13.8 моль / л.
3. Сколько граммов глюкозы содержится в 0,2 л раствора, осмотическое давление которого при 370С составляет 810,6 кПа? Ответ: 11,3 г.
Вариант 17
1. Какие растворы называются изотоническими?
2. Рассчитайте массу хлорида бария, которая содержится в 200 мл 0.2 М раствора этой соли. Ответ: 8.32 г.
3. Осмотическое давление раствора, в 0,25 л которого содержится 0,66 г мочевины, равно 111439 Па при 330С. Вычислить молярную массу мочевины. Ответ: 60,3 г/моль.
Вариант 18
1. Чем отличается давление пара раствора от давления пора чистого растворителя?
2. Рассчитайте массу воды и нитрата натрия, которые необходимы для приготовления 500 г раствора с моляльной концентрацией 0.1 моль / кг.Ответ: 4.2 г NaNO3; 495.8 г H2O
3. Раствор, содержащий при 270С 7,4 г глюкозы в 1 л, изотоничен раствору мочевины СО(NH2)2.Сколько граммов мочевины содержит 1 л раствора? Ответ: 2,47 г.
Вариант 19
1. В чем отличие температур замерзания и кипения растворов неэлектролитов от тех же величин для чистых растворителей?
2. Водный раствор уксусной кислоты приготовлен смешиванием 60 г ледяной уксусной кислоты и 90 г воды и имеет плотность 1.05 г / см3. Рассчитайте массовую и молярную доли уксусной кислоты в растворе, молярную и моляльную концентрации раствора и его титр.Ответ: 40 % масс.; 16.7 % мол.; 7.0 моль / л; 11.1 моль / кг; 20 г / л.
3. При какой температуре должен находиться раствор, содержащий 0,42 молянеэлектролита в 1 л, чтобы быть изотоничным раствору, содержащему при 200С 6,4 г метилового спирта в 0,5 л раствора? Ответ: 60С.
Вариант 20
1. Каков физический смысл эбуллиоскопической константы растворителя?
2. Рассчитайте молярность, моляльность и молярную долю сульфата аммония в водном растворе плотностью 1.06 г / см3 и концентрацией 12 % (масс.).
Ответ: 0.96 моль / л; 1.03 моль / кг; 1.83 % мол.
3. Давление водяного пара при 250С составляет 3167,2 Па. Вычислить для той же температуры давление пара раствора, в 468 г которого содержится 18 г глюкозы С6Н12О6. Ответ: 3154,5 кПа
Вариант 21
1. Какой из компонентов раствора следует считать растворенным веществом.?
2. Изотонический раствор содержит 8.5 г / л хлорида натрия и имеет плотность 1.01 г / см3. Рассчитайте молярную и моляльную концентрации этого раствора, а также массовую и молярную доли хлорида натрия в нем.Ответ: 0.145 моль / л; 0.145 моль / кг; 0.84 % масс.; 0.26 %  мол.
3. Давление пара воды при 200С составляет 2338,1Па. Сколько граммов сахара С12Н22О11 следует растворить в 710 г воды для получения раствора, давление пара которого на 18,66 Па ниже давления пара воды? Ответ: 109,3 г.
Вариант 22
1. От каких факторов зависит растворимость веществ?
2. Рассчитайте массовую и молярную доли, моляльную концентрацию и титр 12.2 М водного раствора азотной кислоты плотностью 1.35 г / см3.Ответ: 56.9 % масс.; 27.4 % мол.; 21.0 моль / кг; 769 г / л.
3. Вычислить давление пара 10 %-го водного раствора сахара при 1000С. Ответ: 100,73 кПа.
Вариант 23
1.Зависимость растворимости от природы веществ?
2. Определить молекулярную массу анилина, если при 300С давление пара раствора, содержащего 3,08 г анилина в 370 г эфира, равно 85792 Па, а давление пара растворителя при той же температуре составляет 86365 Па. Ответ: 93.
3. Вычислить, при какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего 45 г глюкозы в 1 л, достигнет 656,8 кПа. Ответ: 316К.
Вариант 24
1. По какой формуле вычисляется осмотическое давление?
2. Образец высокочистого селена содержит 4 . 10-4 %  (молярных) кальция. Рассчитайте массовую долю кальция в высокочистом селене и число атомов кальция, содержащихся в 1 мг селена. Ответ: 2 . 10-4 % масс.; 6 . 1013 атомов.
3. При 280С давление водяного пара составляет 3780 Па. Насколько понизится давление пара при той же температуре, если в 340 г воды растворить 54 г глюкозы? Ответ: 56,7 Па
Вариант 25
1. В чем заключается явление осмоса?
2. Рассчитайте массовую долю сахарозы C12H22O11 в растворе, в котором на каждую молекулу сахарозы приходится 30 молекул воды. Ответ: 8.8 % масс.
3. Вычислить, на сколько градусов понизится температура замерзания бензола, если в 50 г его растворить 1,5 г нафталина С10Н8. Ответ: 0,50С.
Вариант 26
1. Что называется концентрацией раствора?
2. Рассчитайте объем 96 % раствора серной кислоты (плотность 1.84 г / см3), необходимый для приготовления 490 мл 0.25 М раствора серной кислоты путем смешивания исходного раствора с водой. Ответ: 6.80 мл.
3. Раствор, содержащий 6,15 г растворенного вещества в 150 г воды, замерзает при −0,930С. Определить молярную массу растворенного вещества. Ответ: 82 г/моль.
Вариант 27
1. Объясните, в чём сущность процесса растворения.
2. Определите молярную концентрацию водного раствора карбоната натрия, полученного смешиванием 1.0 л 4 % раствора карбоната натрия (плотность 1.04 г / см3) и 1.0 л 16 % раствора карбоната натрия (плотность 1.17 г / см3). Полученный раствор имеет плотность 1.11 г / см3. Ответ: 1.08 моль / л.
3. Раствор, содержащий при 270С 7,4 г глюкозы в 1 л, изотоничен раствору мочевины СО(NH2)2.Сколько граммов мочевины содержит 1 л раствора? Ответ: 2,47 г.
Вариант 28
1. Почему процесс растворения является эндотермическим процессом?
2. Рассчитайте объем воды, который необходимо прилить к 100 мл 29 % раствора аммиака плотностью 0.90 г / см3, чтобы получить 10 % раствор аммиака Ответ: 171 мл.
3. Раствор, содержащий 2.5 г фенола С6Н5ОН в 91 г бензола, замерзает при 3,80С. Вычислить криоскопическую константу бензола, зная, что чистый бензол замерзает при 5,50С. Ответ: 5,20.
Вариант 29
1. Являются ли растворы химическими соединениями? Почему?
2. Рассчитайте массовую долю хлороводорода в растворе, полученном смешиванием одного объема 39 % соляной кислоты плотностью 1.20 г / см3 и трех объемов воды. Ответ: 11 %
3. При растворении 0,029 моля неэлектролита в 100 г ацетона температура кипения последнего повысилась на 0,430. Вычислить эбулиоскопическую константу ацетона. Ответ: 1.480.
Вариант 30
1. Можно ли считать растворы механическими смесями? Почему?
2. Рассчитайте массу воды, которую необходимо прилить к 200 мл 20 % раствора серной кислоты плотностью 1.14 г / см3 для получения 5 % раствора этой кислоты.Ответ: 684 г.
3. Сколько граммов глюкозы содержится в 0,2 л раствора, осмотическое давление которого при 370С составляет 810,6 кПа? Ответ: 11,3 г.
1.6. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Свойства растворов электролитов. Сильные электролиты. Активность ионов. Ионная сила раствора. Уравнение Дебая – Гюккеля. Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах. Теории кислот и оснований (протонная, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Буферные системы. Буферная ёмкость и рН.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Диссоциация воды. Ионное произведение воды (рН и рОН). Способы определения рН растворов. Общая, активная и потенциальная кислотность растворов. Реакция нейтрализации. Роль буферных систем в биологических процессах.Условия образования и растворения осадков.
Растворыэлектролитов. Теория электролитической диссоциации
Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислота диссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:
CH3COOH H+ + CH3COO–
Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществе ионных  или полярных связей , а также достаточная полярность  самого растворителя. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциацииK.
Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. .
Так, если C=0,1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества Сд=0,001 моль/л, то для растворенного вещества α=0,001/0,1=0,01, или α=1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.
Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4Серная кислота., HClСоляная кислота., HNO3Азотная кислота., H3PO4Ортофосфорная кислота., HClO3Хлорноватая кислота., HClO4Хлорная кислота., KOHГидроксид калия., а также хорошо растворимые соли: NaClХлорид натрия (поваренная соль)., KBrБромид калия., NH4NO3Нитрат аммония (аммиачная селитра). и др. Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли (см. таблицу растворимости), вода и большинство органических кислот (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH), а также неорганические соединения: H2CO3Угольная кислота., H2SСероводородная кислота., HCNЦиановодородная (синильная) кислота., H2SiO3Метакремниевая кислота., H2SO3Сернистая кислота., HNO2Азотистая кислота., HClOХлорноватистая кислота., HCNOЦиановая кислота., NH4OHГидроксид аммония. и др.
HYPERLINK "http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/move.php?term=p04yywfaczzsdwpjjhtyiuqqii33yy77256473fFFaS" \t "_blank" Константа равновесиядля процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита, диссоциирующего на два иона:
АВА+ + В–

Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:

Если обозначить концентрацию электролитаВ приведенных здесь выражениях используется Молярная концентрация., распадающегося на два иона, через C, то
[A+] = [B–] = αC;                   [AB] = C(1–α);

Это уравнение соответствует закону разбавления Оствальда. Если электролит слабый, и диссоциация очень мала (α<<1), то закон разбавления Оствальда упрощается:
K=α2C;      .
Таким образом, степень диссоциации возрастает с разбавлением раствора.
Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например:
H2CO3H+ + HCO3–
HCO3–H+ + CO32–
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Для диссоциации по второй ступени:

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: KI = 4,3·10–7, KII = 5,6·10–11. Для ступенчатой диссоциации всегда  KI>KII>KIII>..., т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.
Произведение растворимости
Растворение твердых электролитов * прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:
CaSO4 (т) Ca2+(р-р) + SO42–(р-р)
В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы (см. особенности закона действия масс для гетерогенных процессов):
K= [Ca2+][SO42–]
В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.
ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]
Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс *, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:
PbI2Pb2+ + 2 I–
ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2
Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:
АВА+ + В–
Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B–]=s, ПР=[A+][B–]=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например, ПР(AgCl)=1,8·10–10, ПР(AgBr)=6·10–13, ПР(BaSO4)=1,1·10–10, ПР(HgS)=10–52. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:
AB2A2+ + 2 B–
Вэтомслучае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, .
Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным *, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).
Водородный показатель
Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:
H2OH+ + OH–
Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25С  они равны по 10–7 моль/л.
Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:
  ,
откуда  [H+][OH–]=K[H2O]=Kw  .
В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H2O]=55,5 моль/лЭта величина получается как масса одного литра воды (1000 г/л), деленная на молярную массу воды (18 г/моль)., поэтому Kw – константа. Выражение, полученное для Kw, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 250С  Kw=10–14.
В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH–. Однако произведение этих молярных концентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно определяется величина [OH–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:
Нейтральный раствор       [H+]=10–7 моль/л;
кислый раствор                  [H+]>10–7 моль/л;
щелочной раствор              [H+]<10–7 моль/л.
Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:
pH= –lg [H+]
Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5; если [H+]=10–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH= –lg[OH–]. При 25С выполняется равенство: pH+pOH=14.
Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.
Смещение ионных равновесий
Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению
CH3COOHH+ + CH3COO–
ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO–, то в соответствии с принципом Ле-Шателье * равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита * одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации * этого электролита.
Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO4 добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K2SO4), то вследствие увеличения концентрации ионов SO42– равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42–] станет равно произведению растворимости *, т.е. установится новое состояние равновесия.
На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов:
CH3COO– + Na+ + H+ + Cl–  = CH3COOH + Na+ + Cl–
или в сокращенном виде. Сокращенное ионное уравнение отражает самую суть происходящего процесса. Вступают в реакцию или образуются в ней в действительности только те частицы (ионы или молекулы), которые записаны в сокращенном уравнении.:
CH3COO– + H+  = CH3COOH
Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например:
FeSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2
Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– = SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2
Fe2+ + 2 OH– = Fe(OH)2
Гидролизсолей
Химическая реакция обменного характера растворяемого вещества с растворителем называется сольволизом. Если растворителем является вода, то процесс – гидролиз (частный случай сольволиза).
Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи.
1.Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (CH3COONa, KCN, Na2CO3).

или  CH3COO– + Na+ + H2OCH3COOH + Na+ + OH–
CH3COO– + H2OCH3COOH + OH–
Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H+, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье. В растворе накапливаются ионы OH– (pH>7)*.
Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато. Например, гидролиз карбоната:
            I ступень:   CO32– + H2OHCO3– + OH–
            II ступень: HCO3– + H2OH2CO3 + OH–
Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей. Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO3–), чем на второй (H2CO3)
2.Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3).

NH4+ + NO3– + H2ONH4OH + NO3– + H+
NH4+ + H2ONH4OH + H+
(pH<7)
В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:
            I ступень:   Cu2+ + HOHCuOH+ + H+
            II ступень:  CuOH+ + HOHCu(OH)2 + H+
При этом концентрация ионов водорода и pH среды * в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.
3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH3COONH4, (NH4)2CO3).

CH3COO– + NH4+ + H2OCH3COOH + NH4OH
В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.
Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора- например, в виде осадка или газообразного вещества., то гидролиз протекает до конца. Например:
Al2S3 + 3 H2OAl(OH)3↓ + H2S↑
4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O.
Взаимное усиление гидролиза. Допустим, что в разных сосудах установились равновесия:
CO32– + H2OHCO3– + OH–
Al3+ + H2OAlOH2+ + H+
Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H+ и OH–. В соответствии с принципом Ле-Шателье * оба равновесия смещаются вправо, и гидролиз протекает полностью:
2 AlCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 CO2 + 6 NaCl
Это называется взаимным усилением гидролиза.
Жесткость воды и методы её устранения
В природе чистая вода не встречается: она всегда содержит примеси каких – либо веществ. Взаимодействуя с солями, содержащимися в земной коре, вода приобретает определённую жёсткость.
Жёсткость воды – совокупность свойств, обусловленных содержанием в ней катионов кальция Са2+ и катионов магния Mg2+.
Катионы кальция Са2+ обуславливают кальциевую жёсткость, а катионы магния Mg2+ -магниевую жёсткость воды.
Общая жёсткость складывается из кальциевой и магниевой, т.е. из суммарной концентрации в воде этих катионов.
Различают карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную) жёсткость.
Карбонатная жёсткость вызвана присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении гидрокарбонаты разрушаются, а образующиеся малорастворимые карбонаты выпадают в осадок, и общая жёсткость воды уменьшается на значение карбонатной жёсткости. При кипячении катионы кальция Са2+ осаждаются в виде карбоната кальция:
Са2+ + 2НСО3− = СаСО3↓ + Н2О + СО2
Катионы магния Mg2+ осаждаются в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния (при рН > 10,3):
2Mg2+ + 2НСО3− + 2OH− = (MgOH)2CO3↓ + Н2О + СО2
(гидроксид –ионы OH− образуются за счёт взаимодействия ионов НСО3− с водой: НСО3− + Н2О ↔ Н2СО3 + ОН−).
Некарбонатная жёсткость определяется содержанием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов. При кипячении эти соли не удаляются.
По величине жёсткости воду делят на 6 классов.
Таблица 1.3.1.
Классы Жёсткость воды
(ммоль экв/л)
1 (очень мягкая)
2 (мягкая)
3 (средней жёсткости)
4 (довольно жёсткая)
5 (жёсткая)
6 (очень жёсткая) 0 – 1,5
1,5 – 3,0
3,0 – 4,5
4,5 – 6,0
6,0 – 10,0
свыше 10,0
Жёсткая вода оказывает вредное действие на технологические процессы и вызывает неприятные явления при использовании её в быту.
Обработка воды, приводящая к снижению жесткости воды, называется умягчением воды.
Существующие способы умягчения можно разделить на 3 группы:
1. реагентные (химические) методы умягчения воды. Химическая обработка воды основана на переводе растворимых солей кальция и магния в труднорастворимыее соли; В качестве реагентов–осадителей применяют известь, соду, едкий натр, фосфаты натрия и др. Чаще применяется сода в смеси с известью или едким натром;
2. умягчение воды методом ионного обмена (пропускание воды через ионообменные смолы);
3. термическое умягчение воды (кипячение).
Для устранения временной жёсткости воды применяют:
– термическое умягчение (кипячение):

– реагентное умягчение гашёной известью:


Известь нейтрализует углекислоту, которая является одной из причин коррозии металлов, осаждает железо и способствует коагуляции коллоидов, например, кремниевой кислоты.
Для устранения общей жёсткости методом осаждения используют:
– карбонат натрия (соду):




– фосфат натрия (тринатрийфосфат):


В последнее время для очистки воды стали широко применять иониты (ионообменные смолы). Метод ионного обмена – катионирование основан на фильтровании через слой катионита, при котором происходит замещение ионов Ca2 и Mg2+, содержащихся в воде, на катионы Na+, K+ или NH+4, содержащиеся в твёрдой фазе катионита. В качестве катионитов в основном применяют иониты КУ-I и КУ-2.
В некоторых случаях требуется удалить из воды не только катионы Ca2+ и Mg2+, но и другие катионы и анионы. В таких случаях воду пропускают последовательно через катионит, содержащий в обменной форме водородные ионы (Н+-катионит) и анионит, содержащий гидроксильные ионы (ОН––анионит). В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется обессоливанием:


Обменная ёмкость катионита определяется из соотношения:
(ммоль экв/г),
где: V- объём воды, пропущенный через катионит, л;
m – масса катионита, г.
Общая жёсткость воды может быть рассчитана по формуле:
(ммоль экв/л)
где: m1, m2, m3 – массы содержащихся в воде катионов кальция, магния (или соответствующих им солей), мг;
Мэкв.1 , Мэкв.2 , Мэкв.3 – молярные массы эквивалентов металлов (или соответствующих им солей), г/моль экв;
V– объём воды, л.
Для расчётов можно также применять формулу, которая выражается суммой миллиэквивалентов (мэкв) катионов кальция и магния, содержащихся в 1 л воды (моль/л). Один миллимоль жёсткости отвечает содержанию 20,04 мг/л катионов кальция Са2+ или 12,16 мг/л катионов магния Mg2+, то согласно определению, общую жёсткость воды Ж (в ммоль/л) можно вычислить по формуле: , где [Са2+] и [Mg2+] – концентрация соответствующих ионов в мг/л.
Вопросы для самоконтроля
Почему растворы кислот, оснований и солей не подчиняются законам идеальных растворов? Что такое изотонический коэффициент?
Что называется электролитом? Чем отличаются сильные электролиты от слабых?
В чём заключается механизм электролитической диссоциации? Одинаков ли он для соединений с ионным и ковалентным полярным типом химической связи?
Что называется степенью диссоциации электролита? От чего она зависит? Как она связана с константой диссоциации?
Что такое константа кислотности и константа основности?
Дать понятие «активность», «коэффициент активности» и «ионная сила» раствора.
Что такое ионное произведение воды? Что такое рН?
Какие растворы называются буферными? Как вычислить рН буферного раствора?
Что называется реакцией гидролиза? Какие типы гидролиза существуют? Каковы математические выражения константы гидролиза и степени гидролиза?
Что называется произведением растворимости? Какие условия выпадения и растворения осадка малорастворимого электролита?
Какие виды жёсткости воды существуют? Как рассчитать жёсткость воды?
Примеры решения типовых задач
Задача1.Расчет массовой доли, молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента раствора.
Определите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора, полученного при смешении 200 мл 2М раствора серной кислоты (=1,18 г/мл) и 200 мл 8% раствора серной кислоты (=1,05 г/мл).
Решение: Рассчитаем массу первого раствора и массу серной кислоты в нем: m(р-ра)1=(р-ра)1 .V(р-ра)1=1,18 .200=236 (г);
m(H2SO4)1 =(H2SO4) . M(H2SO4)=c(H2SO4) .V(р-ра)1 .М(H2SO4)=
=2 .0,2 .98=39,2(г);
Масса второго раствора и масса серной кислоты в нем равны
m(р-ра)2 =(р-ра)2 .V(р-ра)2= 1,05 . 200=210 (г);
m(H2SO4)2 = m(р-ра)2.(H2SO4)=210 .0,08 =16,8 (г).
Массовую долю полученного раствора рассчитываем по формуле:
= (12,6%)
Молярная концентрация раствора
;

Ответ: 12,6%; 1,43моль/л; 2,86 моль экв/л
Задача 2.Растворение веществ, взаимодействующих с водой, инахождение концентрации полученного раствора.
Найдите массовую долю вещества в растворе, полученном при взаимодействии 4,6 г металлического натрия с 75,6 мл воды.
Решение: Запишем уравнение реакции взаимодействия натрия с водой:
0,2моль 0,2моль 0,1моль
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2моль 2моль 1моль
Рассчитаем количество вещества и массу NaOH:
(NaOH)= (Na) =(моль);
m (NaOH) = М(NaOH) .(NaOH)=40 .0,2=8(г).
Масса полученного раствора и массовая доля гидроксида натрия равны:
m(р-ра)= m(H2O) + m(Na) – m(H2) =76,5 + 4,6 - 2 .0,1=80 (г)
(10%).
Ответ: 0,1(10%).
Задача 3.Составление ионно-молекулярных уравнений на основе данных о реагентах и продуктах реакции.
Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами:
а)
б)
Решение:Запишем уравнения взаимодействия указанных соединений в молекулярной форме:
а)
б)
Из рассмотренных примеров видно, что в каждой из реакций присутствует предпосылка для количественного связывания реагентов – образование осадков (PbS, BaSO4, Mg(OH)2), газов (CO2) или недиссоциированных соединений (H2O).
Запишем каждую из этих реакций в ионно–молекулярной форме:
а)
б)
Исключая одинаковые ионы из правых и левых частей уравнений, получаем их краткие ионно-молекулярные формы:
а)
б)
Задача 4.Составление ионно-молекулярных уравнений на основе их ионно–молекулярных форм.
Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют ионно–молекулярные уравнения:
а)
б)
Решение:В левой части приведенных ионно–молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов. Поэтому при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих водных растворов электролитов. Например:
а)
б)
Задача 5.Определение растворимости электролита по величине произведения растворимости.
Произведение растворимости при равно . Вычислите молярную концентрацию в насыщенном растворе при этой температуре.
Решение:Между осадком и его ионами в растворе существует равновесие:
(1) Произведение растворимости, характеризующее это равновесие
(2) Растворимость в соответствии с равновесием (1)

Обозначим , тогда и .
и ,
т.е. растворимость в воде при равна .
Ответ: .
Задача 6.Вычисление произведения растворимости труднорастворимого электролита.
Растворимость фосфата серебра в воде при равна . Определить произведение растворимости этой соли.
Решение:Диссоциация (растворение ) соли в воде характеризуется равновесием, откуда видно, что .
То
.
Ответ: 1,77·10-18
Задача 7.Определение возможности образования осадка в зависимости от концентрации растворов.
Произведение растворимости при равно . Образуется ли осадок при смешении равных объемов раствора и раствора , если степени диссоциации этих электролитов равны 1?
Решение:При смешении равных объемов растворов объем смеси стал в два раза больше объема каждого из взятых растворов, следовательно, концентрация растворенных веществ уменьшилась вдвое, т.е.

.
В соответствии с соотношением между количеством вещества () и количеством вещества эквивалентов () для этих солей, их молярные концентрации составят

.
Тогда , ; отсюда произведение концентраций ионов и составит . Эта величина существенно больше , следовательно, осадок образуется.
Ответ:1,5·10-7, осадок образуется.
Задача 8.Вычисление константы гидролиза соли.
Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH4Cl, если константа диссоциации NH4ОН равна .
Решение: Константу гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты вычисляют по формуле
,
где – константа гидролиза; – константа диссоциации слабого основания; – ионное произведение воды.
Константа гидролиза NH4Cl равна
.
Ответ: 5,65·10-10
Задача 9.Вычисление степени гидролиза соли.
Определите степень гидролиза раствора соли и этого раствора, если константа диссоциации уксусной кислоты .
Решение:Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением

Так как обычно степень гидролиза соли значительно меньше единицы, то , откуда

КГ определяется из выражения (13):
.
Поскольку молярная и нормальная концентрации совпадают, то
.
рассчитывается в соответствии с уравнением
.
Ответ: 7,9.
Задача 10.Совместный гидролиз солей.
Обоснуйте, почему совместный гидролиз водного раствора солей и необратим и предложите продукты совместного гидролиза.
Решение:Каждая из указанных солей гидролизуется согласно уравнениям:

В результате этих процессов образуется пара кислота – основание , которые вступают между собой в необратимую реакцию нейтрализации (в). Это обусловливает необратимость реакций (а) и (б). Суммирование левых и правых частей уравнений реакций (а), (б) и (в) приводит к стехиометрическому уравнению совместного гидролиза двух солей (г).
Задача 11.Определение жесткости воды.
Вычислите жесткость воды, зная, что в воды содержится .
Решение: В 1 л воды содержится 202,5г : 500 = 0,405г , что составляет 0,405 : 81 = 0,005 моль/л (81 г/моль – эквивалентная масса ). Следовательно, жесткость воды равна 5 ммоль экв/л.
Ответ: 5 ммоль экв/л.
Задача 12.Определение содержания соли по жесткости воды.
Сколько граммов содержится в воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна ?
Решение: Молярная масса равна 136,14 г/моль; молярная масса эквивалента равна 136,14 : 2 = 68,07 (г/моль).В воды жесткостью 4 ммоль экв/л содержится 4 . 1000 = 4000 ммоль, или 4000 . 68,07 = 272280 мг = 272,28 г .
Ответ: 272,28г.
Задача 13.Определение количества реагента для устранения жесткости воды.
Какую массу соды необходимо добавить к 500 мл воды, чтобы устранить ее жесткость, равную ?
Решение: Количество вещества эквивалентов солей, содержащихся в 500 мл воды, составляет

Согласно закону эквивалентов

Массу определяем по формуле:
Ответ: 0,1325г.
Задача 14.Определение жесткости воды по известному количеству реагента, необходимого для устранения жесткости.
Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08Н раствора НСl.
Решение: В соответствии с законом эквивалентов
.
Количество вещества эквивалентов НСl определяем по формуле:

Поскольку , то
.
Ответ: 5ммоль экв/л.
Задача 15.
Вычислите жёсткость воды, зная, что в 500 л её содержится 202,5 г Са(НСО3)2.
Решение:В 1 л воды содержится 202,5 : 500 = 0,405 г Са(НСО3)2, что составляет 0,405 : 81 = 0,005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль – эквивалентная масса Са(НСО3)2. Следовательно, жёсткость воды 5 мэкв.
Ответ: 5 мэкв
Задача 16.Сколько граммов СаSO4 содержится в 1 м3 воды, если жёсткость обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв?
Решение: Мольная масса CaSO4 136,14 г/моль; эквивалентная масса равна 136,14 : 2 = 68,07 г/моль. В 1 м3 воды жёсткостью 4 мэкв содержится 4 · 1000 = 4000 мэкв. или 4000 · 68,07 = 272 280 мг = 272, 280 г CaSO4.
Ответ: 272, 280 г
Задача 17.Какую массу соды надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить жёсткость, равную 5 мэкв?
Решение: В 500 л воды содержится 500 · 5 = 2500 мэкв солей, обусловливающие жёсткость воды. Для устранения жёсткости следует прибавить 2500 · 53 = 132 500 мг = 132,5 г соды (53 г/моль –эквивалентная масса Na2CO3).
Ответ: 132,5 г
Задача 18.Вычислите карбонатную жёсткость воды, зная, что на титрование 100 см3 этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 см3 0,08 н раствора HCI.
Решение: Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Обозначив числом эквивалентов растворённого вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через х составляем пропорцию: 6,25100=х0,08 , х=0,005 нТаким образом, в 1 л исследуемой воды содержится 0,005 · 1000 = 5 мэкв гидрокарбоната кальция или 5 мэкв Са2+ -ионов. Карбонатная жёсткость воды 5 мэкв.
Ответ: 5 мэкв.
Приведённые примеры решают, применяя формулу Ж = m/ЭV, где m –масса вещества, обусловливающего жёсткость воды или применяемого для устранения жёсткости воды, мг; Э –эквивалентная масса этого вещества; V – объём воды, л.
Решение задачи 15: Ж = m/ЭV = 202,500/81·500=5 мэкв. 81 –эквивалентная масса Са(НСО3)2, равная половине его мольной массы.
Решение задачи 16: Из формулы Ж = m/ЭV, m = 4 · 68,07 · 1000 = 272 280 мг = 272,280 г CaSO4.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Напишите уравнения электролитической диссоциации, происходящей в растворах следующих веществ, в необходимых случаях учтите ступенчатость диссоциации: AICI3, Na2HPO4, H2SO3
2. Закончите уравнения реакций и напишите их в ионно-молекулярной форме (полной и сокращённой): Na2CO3 + HCI →…; AgNO3 + CaCI2→…
3. Водородный показатель раствора равен 8,5. Вычислите концентрацию ионов водорода и гироксид ионов в данном растворе.
4. Из данных ниже солей по катиону гидролизуются:K2S, Zn(NO3)2, K2SO3.
5. Чему равна жёсткость воды, если для её устранения к 50 мл воды потребовалось прибавить 21,2 г карбоната натрия. Напишите уравнения протекающих при этом реакций.
Вариант 2
1. Напишите уравнения ступенчатой электролитической диссоциации следующих веществ: Ва(ОН)2, AI(OH)CI2, H2CO3.
Для каждого из электролитов укажите, какая из ступеней диссоциации характеризуется константой диссоциации, объясните почему? Напишите математические выражения соответствующих констант диссоциации.
2. Закончите уравнения реакций:
FeS + HCI→ …, Ba(NO3)2 + AI2(SO4)3→…
3. Что такое водородный показатель раствора? Вычислите водородный показатель раствора, в котором концентрация гидроксид ионов составляет 9·10-9 моль/л.
4. Из приведённых ниже солей по аниону гидролизуется: K2SO4, Na2S, Mg(NO3)2. Для выбранных солей составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза (учтите ступенчатый характер гидролиза). Укажите реакцию среды в растворах этих солей.
5. В 1 л воды содержится 36,47 мг ионов магния и 50,1 мг ионов кальция. Вычислите общую жёсткость воды.
Вариант 3
1. Напишите уравнения ступенчатой электролитической диссоциации следующих веществ: NH4OH, Ca(H2PO4)2, CH3COOH.
Диссоциация каких электролитов характеризуется константой диссоциации? Напишите математические выражения констант диссоциации для тех из данных электролитов, к которым можно приложить это понятие (с учётом ступенчатости диссоциации).
2. Закончите уравнения реакций:
Fe(OH)3 + H2SO4→… ; Ni(NO3)2 + H2S →
Составьте полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения данных реакций.
3. Что такое гидроксильный показатель раствора? Вычислите гидроксильный показатель раствора, в котором концентрация ионов водорода равна 2,17·10 -11 моль/л.
4. Какие из приведённых солей подвергаются гидролизу при растворении в воде: ZnBr2, Pb(NO3)2, KHCO.
Для выбранных солей составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза (учтите ступенчатый характер гидролиза). Укажите реакцию среды в растворах этих солей.
5. Растворимость AgJ равна 1,2 ∙ 10−8 моль/л. Вычислить произведение растворимости AgJ. Ответ: 1,5 ∙ 10−16.
Вариант 4
1. Что такое сильные и слабые электролиты? Какой величиной характеризуется сравнительная сила слабых электролитов? Напишите уравнения ступенчатой диссоциации следующих слабых электролитов: Н2СО3, Н3AsO4, H2S.
Приведите названия ионов, содержащихся в растворах данных веществ. Напишите математические выражения констант для всех ступеней диссоциации одного из данных электролитов.
2. Составьте уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения: Pb2+ + 2J- → PbJ2; AI(OH)22- + H- → AI3- + H2O
3. Водородный показатель раствора равен 10,25. Вычислите концентрацию ионов водорода в этом растворе.
4. Как влияет сила слабого электролита, образующего соль, на степень гидролиза соли? Степень гидролиза какой соли при равных молярных концентрациях их растворов больше (по первой ступени гидролиза): К2СО3 или К2SO3?
Составьте ионно–молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза данных солей по первой ступени.
5. В 600 л воды содержится 65,7 г гидрокарбоната магния и 61,2 г сульфата кальция. Вычислите общую и карбонатную жёсткость этой воды.
Вариант 5
1. Что такое степень диссоциации? От каких факторов и как зависит степень диссоциации слабого электролита? Как и почему изменится степень диссоциации уксусной кислоты, если ввести в раствор небольшое количество ацетата натрия? Приведите мотивированный ответ.
2. В молекулярной и ионно-молекулярной формах составьте уравнения реакций, протекающих при сливании растворов следующих веществ:
а) гидроксида алюминия и гироксида калия (избыток);
б) гидросульфида натрия и серной кислоты.
3. Что такое ионное произведение воды? Чему равна молярная концентрация гидроксид ионов в растворе, в котором концентрация ионов водорода равна 6,5 · 10-8 моль/л? Какая среда в этом растворе?
4. Укажите реакцию среды в водных растворах следующих солей:NaHCO3, CH3COOK, LiNO3.
Ответ мотивируйте, написав ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей.
Вариант 6
1. Сколько ионов получится в растворе при полной электролитической диссоциации одной молекулы каждого из следующих веществ:
а) CaBr2; б) Са(Н2РО4)2; в) Zn(OH)NO3 (по 1-й ступени)?
Составьте уравнения электролитической диссоциации данных веществ.
2. Напишите полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения следующих реакций, протекающих в водном растворе:
Н3РО4 + Са(ОН)2 = СаНРО4 + 2Н2О;
2Н3РО4 + 3Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 6Н2О
3. Водородный показатель одного раствора равен 4,5, а другого –6 . В каком растворе молярная концентрация ионов водорода больше и во сколько раз?
4. Какие соли гиролизуются ступенчато? Определите, какие их приведённых ниже солей гидролизуются ступенчато:
NH4NO3, Mn(NO3)2, K2S?
Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза выбранных солей по I –й ступени.
5. Вычислить молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты, если рН равен 3, а КДИС= 1,8 ∙ 10–4. Ответ: КДИС= 4,8 ∙ 10–3.
Вариант 7
1. Напишите уравнения электролитической диссоциации веществ:
HCIO4, NH4HS, H2S.
Диссоциация каких из данных электролитов, или их ионов (диссоциация по 2 –й ступени) характеризуется константой диссоциации, почему? Напишите математические выражения соответствующих констант диссоциации.
2. Попарно смешали растворы следующих веществ:
а) NaNO3 + K2SO4 → …; б) СН3СООNa + HSO4→…; в) NaHCO3 + HCI →…
В каких из приведённых случаев реакции протекают практически необратимо, до конца? Чем это можно объяснить для каждого из случаев? Составьте полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций.
3. Вычислите водородный показатель раствора, в котором молярная концентрация гидроксид ионов равна 7,4·10-11моль/л.
4. Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза силиката натрия по I –й ступени. Добавление каких веществ приведёт к усилению гидролиза этой соли: а) соляной кислоты; б) раствора щёлочи?
5. Вычислить нормальность раствора НCI (α = 1), имеющего рН равную 1,6.Ответ: 0,025 н.
Вариант 8
1. Напишите уравнение ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты и выражения соответствующих констант диссоциации. В каком направлении будут смещаться эти равновесия при добавлении: а) HCI; б) NaOH?
2. Напишите молекулярной форме уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) Са2+ + РО43- = ↓Са3(РО4)2;
б) FeS + H+ = Fe2+ + H2S;
3. Вычислите рН раствора соляной кислоты, молярная концентрация эквивалента которого равна 0,05 моль/л , степень диссоциации кислоты равна 1(100%).
4. В растворе какой соли Na2SO3 или NaHSO3 среда более щёлочная? Объясните почему? Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза данных солей.
5. Растворимость СаСО3 при 180С равна 6,9 ∙ 10−5 моль/л. Вычислить ПРСаСО3. Ответ: 4,8 ∙ 10−9.
Вариант 9
1. Диссоциация каких электролитов характеризуется константой диссоциации? Приведите примеры, составьте уравнения электролитической диссоциации и выражения констант диссоциации выбранных электролитов.
2. Закончите уравнения реакций и напишите их в ионно-молекулярной форме:
а) СН3СООН + Mg(OH)2→ …; б) (NH4)2S + HCI →…
3. Вычислите концентрацию ионов водорода в растворе, рН которого равен 10,25.
4. Какую реакцию среды будут иметь растворы следующих солей:MnSO4, K2S, AI(NO3)3? Составьте уравнения реакций гидролиза данных солей в ионно-молекулярной и молекулярной формах.
5. Вычислить нормальность раствора муравьиной кислоты, рН которого 2,2 (КДИС= 1,8 ∙ 10–4). Ответ: 0,22.
Вариант 10
Сколько ионов получится в растворе при полной электролитической диссоциации одной молекулы каждого из следующих веществ:
Cr(SO4)3, NaHSO3, Ba(HCO3)2?
Составьте уравнения электролитической диссоциации данных веществ.
Напишите молекулярные, полные ионно-молекулярные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих при смешении растворов следующих веществ: а) Cu(OH)2 + HNO3→…; б) AI(OH)3 + KOH →…
В водном растворе концентрация ионов водорода равна 10-3 моль/л. Вычислите значение рОН раствора.
Какой цвет приобретёт лакмус в растворах данных ниже солей: (NH4)2CO3; NaNO3; MnCI2? Ответ мотивируйте уравнениями реакций в ионно-молекулярной и молекулярной формах.
5. ПРPbJ2 равно 8,7 ∙ 10−9. Выпадает ли осадок, если смешать равные объёмы растворов, содержащих 3 г/л Pb(NO3)2 и 1 г/л KJ?
Вариант 11
Дайте определения кислотам и основаниям с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ответ подтвердите уравнениями диссоциации кислот и оснований.
Закончите уравнения реакций и составьте их в полной и сокращённой ионно-молекулярной формах: а) Са(ОН)2 + СО2→…; б) NH4OH + HCI→ …
Вычислите рН раствора, в котором концентрация гидроксид ионов равна 6,5·10-6 моль/л.
Укажите, какие из данных ниже солей подвергаются гидролизу в водном растворе: NaBr, Na2S, Pb(NO3)2. Для выбранных солей составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза. Укажите реакцию среды в растворах данных солей.
5. Рассчитать рН аммонийного буферного раствора, содержащего 0,3 М NH4OH и 0,15 М NH4CI. (КДИС= 1,8 ∙ 10–5). Ответ: 9,56.
Вариант 12
Ниже приведены константы диссоциации слабых кислот:
Кислота СН3СООН, HNO2, HBrO, HCIO
Кд 1,75·10-5 4·10-4 2,0·10-9 5,0·10-8
Напишите уравнения электролитической диссоциации данных кислот и математические выражения констант диссоциации их. В растворе какой кислоты при постоянной температуре концентрация недиссоциированных молекул наибольшая (концентрации растворов одинаковы)?
Напишите по 2 уравнения реакций в молекулярной форме, соответствующие следующим ионно-молекулярным: СО32- +… = СО2 + Н2О; Ве(ОН)2 + 2ОН- = [Be(OH)4]2-.
Вычислите водородный показатель раствора азотной кислоты, с концентрацией 0,02 моль/л, считая диссоциацию кислоты полной.
В водном растворе какой соли рН<7: Ba(NO3)2, Na2SO3, CH3COOK?
Ответ поясните, составив ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей.
5. Строение молекулы воды. Особенности внутреннего строения жидкой воды и кристалла льда.
Вариант 13
1. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Что называется общим и частным порядком реакции.
2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б) K2SiO3 и HCl; в) BaCl2 и Na2SO4.
3. Растворимость AgJ равна 1,2 ∙ 10−8 моль/л. Вычислить произведение растворимости AgJ.Ответ: 1,5 ∙ 10−16.
4. Вычислить рН ацетатного буферного раствора, содержащего в 1л 0,25 М СН3СООН и 0,12 М СН3СООNа после добавления к нему 0,02 моля КОН (КДИС= 1,8 ∙ 10–5). Ответ: 4,52.
5. Растворимость бромида калия при 50 ОС равна 80 г. Рассчитайте массовую долю соли в насыщенном при 50 ОС растворе. Ответ: 44,4%
Вариант 14
1. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Значение рН в живых организмах. Кислотно-основные свойства веществ.
2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) FeCl3 и КОН; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) MgCO3 и HNO3.
3. Вычислить концентрацию [Н+] – ионов, если концентрация [ОН −] ионов равна 4 ∙ 10–10 моль/л. Ответ: 2,5 ∙ 10–5 моль/л.
4. Растворимость PbJ2 при 180С составляет 1,3 ∙ 10−3моль/л.Вычислить произведение растворимости PbJ2 Ответ: 8,7 ∙ 10−9.
5. Какие из представленных ниже уравнений являются уравнениями реакции гидролиза:
а) Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH,
б) Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2,
в) CuSO4 + 5H2O → CuSO4 ∙ 5H2O,
Вариант 15
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K2S и HCl; б) FeSO4 и (NH4)2S; в) Cr(OH)3 и KOH.
2. Какие из представленных ниже уравнений являются уравнениями реакции гидролиза:
а) 2CuSO4 + 2H2O → Cu2(OH)2SO4 + H2SO4,
б) SO3 + H2O → H2SO4,
в) Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3 + 3H2S,
3. Вычислить рН раствора, в котором концентрация [Н+] – ионов равна 10–5 моль/л.
Ответ: 5.
4. Произведение растворимости PbCI2 равно 1,7 ∙ 10−5. Чему равна концентрация ионов [Pb2+] в насыщенном растворе PbCI2? Ответ: 1,6 ∙ 10−2.
5. Рассчитайте рН ацетатного буферного раствора, приготовленного из 80 мл 0.1 н. раствора уксусной кислоты и 20 мл 0.1 н. раствора ацетата натрия. Константа диссоциации кислоты Ka(СH3COOH) = 1.8 ∙ 10–5, степень диссоциации соли в растворе равна 100 %. Ответ: 4.16
Вариант 16
1. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) Mg2+ + CO32- = MgCO3; б) H+ + OH- = H2O.
2.Какие из представленных ниже уравнений являются уравнениями реакции гидролиза:
а) CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
б) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2,
в) SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl,
3. Вычислить рН раствора, в котором концентрация[Н+] – ионов равна 6,5 ∙ 10–6 моль/л. Ответ: 8,81.
4.Растворимость Fe(OH)3 равна 1,9 ∙ 10−10 моль/л. Вычислить ПРFe(OH)3. Ответ: 3,5 ∙ 10−38.
5. В 1 л раствора содержится 3.0 г уксусной кислоты и 4.1 г ацетата натрия. Рассчитайте рН этого раствора. Константа диссоциации Ka (СH3COOH) = 1.8 ∙ 10–5. Ответ:4.74.
Вариант 17
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) КНСО3 и H2SO4; б) Zn(OH)2 и NaOH; в) CaCl2 и AgNO3.
2. Что такое реакция а) гидратации, б) гидролиза? Приведите по 3 примера для каждого вида реакции.
3. Вычислить рН и рОН 0,001 М раствора НСI, приняв α = 1. Ответ: 3; 11.
4. Растворимость ВаСО3 равна 8,9∙ 10−4 моль/л. Вычислить концентрации ионов [Ва2+] и [СО2−] (моль/л), а также ПРВаСО3. Ответ: 8,0 ∙ 10−9.
5. В 600 л воды содержится 65,7 г гидрокарбоната магния и 61,2 г сульфата кальция. Вычислите общую и карбонатную жёсткость этой воды.
Вариант 18
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и H2S; б) BaCO3 и HNO3; в) FeCl3 и KOH.
2. Составьте уравнения гидролиза следующих солей в молекулярной и сокращенной ионной формах: KCN, NH4Cl, ZnCl2, Na2S, Na3PO4, Al2(SO4)3.
3. Вычислить концентрацию [ОН −] – иона в растворе, рН которого 5,1. Ответ: 1,26 ∙ 10–9 моль/л.
4.Произведение растворимости Ag2Cr2O7 равно 2 ∙ 10−7. Выпадает ли осадок при смешении равных объёмов 0,01 н растворов AgNO3 и K2Cr2O7?
5. Некарбонатная жёсткость воды равна 3,18 ммоль/л. Какую массу ортофосфата натрия надо взять, чтобы умягчить 1м3 воды? Составьте уравнения соответствующих реакций умягчения воды.
Вариант 19
1. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) Cu2+ + S2- = CuS; б) SiO32- + 2H+ = H2SiO3.
2. Закончите уравнения реакций совместного гидролиза солей:
СuSO4 + Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3 + …,
BeSO4 + NaHCO3  + H2O → BeCO3 + ...,
3. Вычислить концентрацию ионов водорода в растворе, если рН равна 4,8. Ответ: 1,6 ∙ 10–5 моль/л.
4. В 2 л воды при 250С растворяется 2,2 ∙ 10−4 г бромида серебра. Вычислить ПPAgBr. Ответ: 3,4 ∙ 10−13.
5. В 20 л воды содержится 0,76 г ионов магния и 2,16 г ионов кальция. Вычислите общую жёсткость воды.
Вариант 20
1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) СаСО3 + 2Н+ = Са2+ + Н2О + СО2; б) Al(OH)3 + OH– = [Al(OH4)]–; в) Pb2+ + 2I– = PbI2.
2. Закончите уравнения реакций совместного гидролиза солей:
AlCl3 + CH3COONa + H2O → Al(OH)(CH3COO)2 + …,
Na2SiO3 + NH4Cl + H2O → ...,
3. Вычислить рН 0,1 н раствора НСI, если α = 90%. Ответ: 1,05.
4. Растворимость сульфата бария в воде равна 2,45∙ 10−3 г/л. вычислить приозведение растворимости BaSO4. Ответ: 1,1 ∙ 10−10.
5. В 1 м3 воды содержится 140 г сульфата магния. Вычислите жёсткость этой воды.
Вариант 21
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)2 и HCl; б) BeSO4 и KOH; в) NH4Cl и Ba(OH)2.
2. Закончите уравнения реакций совместного гидролиза солей:
FeCl3 + (NH4)2CO3 + H2O → ...,
Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O → ...
3. Вычислить рН 0,01 %-го раствора НСI, плотность которого равна единице (α принять равной 1). Ответ: 2,57.
4. К 1 л0.1 М раствора аммиака добавлено 10.7 г кристаллического хлорида аммония. Константа диссоциации Kb (NH4OH) = 1.8 ∙ 10–5. Рассчитайте рН полученного раствора.
5. Жёсткость некоторого образца воды обусловлена только гидрокарбонатом кальция. При кипячении 10 л такой воды в осадок выпало 3 г СаСО3. Вычислите жёсткость данного образца воды.
Вариант 22
1. Какие из веществ: NaCl, NiSO4, Be(OH)2, KHCO3, взаимодействуют с раствором гидроксида натрия. Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
2. Почему изменение температуры раствора влияет на степень гидролиза соли? Составьте уравнения гидролиза по первой ступени для следующих солей: и, укажите рН.
3. Вычислить с учётом кажущейся степени диссоциации рН раствора, еслик 3 л воды прибавили 2 мл 96% -й серной кислоты, плотность которой 1,84 г/см3. Ответ: 1,67.
4. Рассчитайте рН буферного раствора, в 1 л которого содержатся 0.2 моль гидроксида аммония и 0.02 моль хлорида аммония. Рассчитайте значение рН после добавления к 200 мл буферного раствора 1.22 г хлорида аммония. Константа диссоциации Kb(NH4OH) = 1.8 . 10–5. Ответ: 10,26 и 9,43.
5. Сколько г Са(ОН)2 необходимо прибавить к 1000 л воды, чтобы устранить временную жёсткость, равную 2,86 ммоль/л? Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно – молекулярной формах.
Вариант 23
1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) Be(OH)2 + 2OH– = BeO22– + 2H2O; б) СН3СОО– + Н+ = СН3СООН; в) Ba2+ + SO42– = BaSO4.
2.Рассчитайте значения константы гидролиза, степени гидролиза и рН 0.1 М раствора нитрата аммония при 22 °С. Ионное произведение воды равно 1 ∙ 10–14, константа диссоциации Kb (NH4OH) = 1.8 ∙ 10–5. Ответ: 5,6 ∙ 10–10; 7,5 ∙ 10–3 %;  4,76.
3. Вычислить рН формиатного буферного раствора, в 1 л которого содержится по 0,1 М НСООН (КДИС= 1,8 ∙ 10–4). Ответ: 3,74.
4. Произведение растворимости PbSO4 равно 2,3 ∙ 10−8. Сколько литров воды потребуется для растворения 1 г PbSO4. Ответ: 22 л.
5. В 1 л воды содержится 38 мг ионов магния и 108 мг ионов кальция. Вычислите общую жёсткость воды.
Вариант 24
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Be(OH)2 и NaOH; б) Cu(OH)2 и HNO3; в) Zn(OH)NO3 и HNO3.
2. Степень гидролиза цианида натрия в 0.01 М растворе при температуре 22 °С равна 3.7 ∙ 10–2. Рассчитайте константу диссоциации циановодорода HCN при указанной температуре. Ионное произведение воды равно 1 ∙ 10–14. Ответ: 7,1 ∙ 10–10
3. Вычислить рН и рОН 1 М раствора NaOH, если α = 72,6 %. Ответ: 13,86.
4. Произведение растворимости СаСО3 равно 4,8 ∙ 10−9. Выпадает ли осадок, если смешать равные объёмы 0,001 М растворов СаCI2 и NaCO3?
5. Вода, содержащая только гидрокарбонат, имеет жёсткость 9 ммоль/л. Какая масса гидрокарбоната кальция содержится в 500 л её?
Вариант 25
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na3PO4 и CaCl2; б) K2CO3 и BaCl2; в) Zn(OH)2 и KOH.
2. Рассчитайте степень гидролиза и рН водного раствора формиата натрия HCOONa концентрацией 0.1 моль / л. Ионное произведение воды равно 1 ∙ 10–14, константа диссоциации Ka (HCOOH) = 2.0 ∙ 10–4. Ответ:2,24 ∙ 10–5, 8,35
3. Вычислить рН 0,15 н раствора НNO2, если КК= 4 ∙ 10–4. Ответ: 2,11.
4. Растворимость PbBr2 при 180С равна 2,7 ∙ 10−2 моль/л. Вычислить произведение растворимости PbBr2 Ответ: 7,9 ∙ 10−5.
5. В 1 л воды содержится 56,4 мг ионов магния и 25,1 мг ионов кальция. Чему равна жёсткость этой воды?
Вариант 26
1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) Fe(OH)3 + 2H+ = Fe3+ + 3H2O; б) Cd2+ + 2OH– = Cd(OH)2; в) H+ + NO2– = HNO2.
2. Рассчитайте степень гидролиза и рН водного раствора ацетата натрия концентрацией 0.1 моль / л. Ионное произведение воды равно 1 ∙ 10–14, константа диссоциации Ka(СH3COOH) = 1.8 ∙ 10–5. Ответ: 7,4 ∙ 10–5; 8, 87
3. Вычислить рН ацетатной буферной смеси, содержащей в 1 л 0,15 М СН3СООН и 0,2 М СН3СООNa (КДИС= 1,8 ∙ 10–5). Ответ: 4,62.
4. Произведение растворимости AgCI равно 1,6 ∙ 10−10. Вычислить концентрацию насыщенного раствора AgCI в моль/л и г/л. Ответ: 1,26 ∙ 10−5 моль/л; 1,8 ∙ 10−3 г/л.
5. Какая масса сульфата кальция содержится в 200 л воды, если жёсткость её, обуславливаемая этой солью равна 8 ммоль/л?
Вариант 27
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CdS и HCl; б) Сr(OH)3 и NaOH; в) Ba(OH)2 и CoCl2.
2. Рассчитайте значения константы гидролиза, степени гидролиза и рН разбавленного раствора нитрита аммония NH4NO2 при температуре 22 °С. Ионное произведение воды равно 1 ∙ 10–14, константы диссоциации Ka(HNO2) = 4.0 ∙ 10–4, Kb(NH4OH) = 1.8 ∙ 10–5.
Ответ: 1,4 ∙ 10–6; 1,2 ∙ 10–3; 6,33.
3. К 200 мл водного раствора муравьиной кислоты концентрацией 0.3 моль / л прибавили 400 мл водного раствора формиата натрия концентрацией 0.03 моль / л. Степень диссоциации соли в растворе равна 100 %. Константа диссоциации Ka(HCООН)= 1.8 . 10–4. Рассчитайте значение рН раствора. Ответ:  3,07.
4. Произведение растворимости CuS равно 4 ∙ 10−38. Сколько литров воды понадобилось бы для растворения 1 г сульфида меди?Ответ: 5 ∙ 1016л.
5. Образец воды объёмом 1 л содержит 48, 6 мг гидрокарбоната кальция и 29,6 мг сульфата магния. Какое количество ионов кальция и магния содержится в 1 л воды? Чему равна общая жёсткость воды.
Вариант 28
1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями: а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+; б) НСО3– + Н+ = Н2О + СО2; в) Ag+ + Cl– = AgCl.
2. Какую реакцию имеют растворы следующих солей: ;;; ? Ответы подтвердите, составив уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
3. Вычислить каким объёмом воды следует разбавить 1 л 0,6 %-го раствора СН3СООН для получения раствора с рН, равным 3,0 (КДИС= 1,8 ∙ 10–5). Ответ: 0,8 л.
4. Сколько граммов СаСО3 может раствориться в 1 л воды при 180С, если ПРСаСО3 при той же температуре равно 4,8 ∙ 10−9. Ответ: 6,9 ∙ 10−3 г.
5. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы устранить её карбонатную жёсткость, равную 5,5 ммоль/л.
Вариант 29
1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) H2SO4 и Ba (OH)2; б) FeCl3 и NH4OH; в) СН3СООNa и HCl.
2. В какую сторону сместится равновесие гидролиза , если к раствору прибавить: а) щелочь; б) кислоту? Напишите уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
3. Вычислить рН 0,4 % -го раствора НСI (ρ = 1,02), учитывая кажущуюся степень диссоциации. Ответ: 1,07.
4. Произведение растворимости СаSO4 равно 6 ∙ 10−5. Выпадает ли осадок СаSО4, если смешать равные объёмы 0,2 н растворов СаC2 и Nа2SО4
5. В 1 м3 жёсткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. На сколько понизилась её жёсткость?
Вариант 30
1. При смешении растворов и в осадок выпадает гидроксид и выделяется газ. Укажите причину этого процесса и составьте соответствующие молекулярные и ионные уравнения.
2. В какую сторону сместится равновесие гидролиза , если к раствору прибавить: а) щелочь; б) кислоту? Напишите уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
3. Сколько воды потребуется для растворения при комнатной температуре 1 г СаС2О4, если ПРСаС2О4= 2,6 ∙ 10−9? Ответ: 154 л.
4. Рассчитайте значение рН водного раствора азотистой кислоты концентрацией 0.1 моль / л. Рассчитайте, каким станет значение рН при добавлении к 1 л этого раствора 0.2 моль нитрита натрия. Степень диссоциации соли в растворе равна 100 %. Константа диссоциации Ka(HNO2) = 5.1 ∙ 10–4. Ответ: 3,59.
5. Вода, содержащая сульфат кальция имеет жёсткость 4,5 ммоль/л. Какая масса сульфата кальция содержится в 500 л этой воды?
1.7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ И ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Окислительно-восстановительные процессы. Важнейшие окислители и восстановители. Степень окисления, определение степени окисления. Изменение окислительно-восстановительных характеристик элементов в периодах и группах периодической системы Д.И. Менделеева. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод ионно-электронного баланса).Электрохимическиепроцессы. Потенциалы металлических и газовых электродов. Стандартные электродные потенциалы и электродвижущая сила гальванического элемента. Потенциалы окислительно-восстановительных (редокс) электродов. Уравнение Нернста. Направление протекания окислительно-восстановительных процессов. Общие понятия об электролизе расплавов и водных растворов.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Важнейшие окислители и восстановители, их положение в периодической системе. Окислительно-восстановительное равновесие. Ряд напряжений металлов. Влияние среды и внешних условий на направление окислительно-восстановительной реакции и характер продуктов. Применение электролиза.
Диффузный и мембранный потенциалы, их биологическое значение. Роль окислительно- восстановительных реакций в биосистемах.
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании предположении, что молекула состоит только из ионов. Следует различать понятия «степень окисления» и «валентность». Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атоме (для s- и р-элементов) или на внешнем и предвнешнем незавершенном d-подуровне (для d-элементов). Это число электронов атома, участвующих в образовании валентных связей. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное, отрицательное и нулевое значение. Часто степень окисления атома численно равна валентности, например, в молекуле HCl валентность атома хлора равна 1, а степень окисления -1, но иногда может и не совпадать, так, в молекуле Cl2 валентность хлора равна 1, а степень окисления – нулю.
Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, а восстановление – процесс присоединения электронов. При окислении степень окисления элемента повышается, при восстановлении – понижается. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называют восстановителем; вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент – окислителем.
Окисление и восстановление – две стороны единого процесса, и в соответствии с законом сохранения массы количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окисдителем. Для отражения окислительно-восстановительного процесса составляют электронные уравнения. О том, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладает данное вещество, можно судить на основании степени окисления элемента в данном соединении.
Атомы s- и d-элементов в своей низшей степени окисления (нулевой) имеют на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Атомы р-элементов IV – VII групп в своей низшей степени окисления на внешнем энергетическом уровне имеют 8 электронов. И в том и в другом случае атом элемента в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и является только восстановителем.
Атом элемента в своей низшей степени окисления не имеет ни одного валентного электрона (у атомов s- и р-элементов отданы все электроны внешнего энергетического уровня, у атомов d-элементов и часть электронов с предвнешнего недостроенного d-подуровня).Следовательно, дальнейшая отдача электронов таким атомом невозможна, и атом элемента в своей высшей степени окисления может быть только окислителем.
Если атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, то возможны как процесс дальнейшей отдачи электронов, так и процесс присоединения, т.е. атом обладает окислительно-восстановительной двойственностью – возможностью вступать в реакции как с восстановителями, так и окислителями.
Электродные потенциалы
В силу наличия у металлов особого типа связи (металлической) в кристаллической решетке металла имеет место равновесие: Ме0 – ne-Men+. При помещение металла в воду и в раствор его соли катионы металла гидратируются и переходят в воду или раствор: Me + nH2O – ne- Men+ (H2O)n, а оставшиеся на металле электроны заряжают пластинку металла отрицательно. Возникает двойной электрический слой и, следовательно, разность потенциалов на границе металл – раствор.
Для того, чтобы измерить значение разницы потенциалов, применяют электрод сравнения – водородный электрод, состоящий из пластинки, покрытой губчатой платиной, насыщенной водородом и погруженной в раствор серной кислоты с концентрацией 1 моль/л. Потенциал этого водородного электрода при температуре 25оС условно принять равным нулю.
Для определения потенциала того или иного металла нужно составить гальванический элемент, одним электроном которого будет нормальный водородный электрод, а другим – испытуемый металл, погруженный в раствор своей соли с концентрацией 1 моль/л. Поскольку потенциал стандартного водородного электрода равен рулю, измеренная ЭДС будет представлять стандартный электродный потенциал данного металла. Измеренные таким образом потенциалы металлов располагают в ряд в порядке их возрастания и получают так называемый ряд электродных потенциалов (напряжений) металлов. Положение металла в этом ряду характеризует восстановительную активность этого металла и окислительную активность его положительного иона. Чем меньше алгебраическая величина стандартного электродного потенциала, тем более активным восстановителем является атом этого металла. Каждый металл, а также водород, способен вытеснить все следующие за ним в ряду напряжений металлы из растворов их солей. Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот (исключение представляет азотная кислота любой концентрации и серная кислота).
Величина электродного потенциала металла зависит от концентрации ионов металла в растворе, от температуры. Электродный потенциал с учетом этого влияния вычисляется по уравнению Нернста:
ЕМеn= / Meo = EoMen= / Meo + 0,059 / n lg (Men+)
n – заряд иона металла
Ео – стандартный потенциал металла
Для определения стандартных окислительно-восстановительных (редокс-) потенциалов составляют гальванический элемент, состоящий из стандартного водородного электрода и другого электрода: в раствор окислительно-восстановительной пары с концентрацией 7 моль/л., например, Fe2+ / Fe3+, опускают платиновую пластину, ЭДС такого элемента будет представлять стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары. Найденное значение стандартных редокс-потенциалов в таблице. Для галогенных окислительно-восстановительных систем уравнение Нернста имеет вид:
Е = Ео + 0,059 / nlg(ОФ) / (ВФ)
ОФ – окисленная форма
ВФ – восстановленная форма.
Чем меньше значение Е, тем сильнее выражены восстановительные свойства данной системы; напротив, чем больше значение Е, тем более сильными окислительными свойствами характеризуется система.
Электродвижущая силаэлемента (ЭДС) представляет собой разность стандартных электродных потенциалов обеих пар. Чем больше разность Е0 – стандартных электродных потенциалов у двух Ме, тем больше ЭДС в гальваническом элементе.
ЭДС всегда положительная величина (совершается работа), поэтому при расчете надо из стандартного электродного потенциала (Е0) с большей алгебраической величиной вычитать стандартный электродный потенциал (Е0) с меньшей величиной.
Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС ˃ 0 т.е.
ЭДС = Е0ОКИСЛ – Е0ВОССТ ˃ 0
Если ЭДС ˂ 0, то реакция протекает в обратном направлении.
Чтобы выяснить степень (глубину) протекания реакции к состоянию равновесия между окислителем (oxyd) и восстановителем (red) применяют закон действующих масс. Константа равновесия для окислительно – восстановительных реакций: lgК = (Е0ВОССТ – Е0ОКИСЛ) n /0,059
Если К ˃ 0, т.е Е0ВОССТ – Е0ОКИСЛ -велика, реакция практически полностью протекает до конца в прямом направлении.
Если К ˂ 0, т.е Е0ВОССТ ˂ Е0ОКИСЛ - реакция будет протекать в противоположном направлении.
Если К≈ 1, т.е Е0ВОССТ – Е0ОКИСЛ очень мала, реакция не может идти до конца без изменения условий.
О направлении и глубине протекания ОВР можно судить по энергии Гиббса: – ΔG0РЕАКЦИИ = RT ln K = nFΔ Е0 , тогда Е0 = – ΔG0РЕАКЦИИ /nF.
F – постоянная Фарадея (96 494 Кл).
Электролиз
Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс разложения вещества постоянным электрическим током. На катоде, подключенном к отрицательному полюсу, происходит процесс восстановления, а на катоде – окисления. Электролизу подвергаются только электролиты. Чтобы обеспечить ионам подвижность, электролит переводят в раствор или расплав.
Кроме катиона и аниона электролита в водных растворах в электролитах участвуют ионы Н+ и ОН- воды, относительная концентрация которых определяется средой. В этом случае при электролизе возможны конкурирующие реакции. Критерием, определяющим преимущество того или иного электрохимического процесса, служат величины стандартных потенциалов соответствующих равновесных систем. Чем выше потенциал, тем легче восстанавливается ОФ системы, а чем он ниже, тем легче окисляется ВФ. Поэтому из возможных катодных процессов осуществляется тот, который характеризуется наибольшим значением электродного потенциала, а из анодных – наименьшим.
На катоде могут восстанавливаться:
ионы металлов; Меn+ + ne-Meo;
ионы водорода в кислой среде, 2Н+ + 2е- Н2 (Е2Н+/ Н2 = 0,0 при рН = 0 и –0,41 при рН = 7);
2Н2О + 2е- Н2 + 2ОН- (Е = -0,41) в щелочной среде.
Для распространенных катионов имеется следующий ряд разряженности на катоде:
K+, Na+, Mg2+, Al3+ H+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+ Cu2+, Ag+
Трудно разряжаются продукты электролиза в водном растворе Легко разряжается
Только Н2 Металл и Н2 Только металл
Для распространенных анионов имеется следующий ряд разряженности на аноде:
кислосодержащие
кислотные остатки ОН-, Cl-, Br-, I-
(SO42-, NO3- и т.п.)
трудно разряжаются легко разряжаются
С помощью этих рядов можно легко определить, какими будут продукты электролиза для водных растворов электролитов.
Закон электролиза
Количественная характеристика процессов электролиза дана Фарадеем: масса электролита, подвергающая электролизу, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и молярным массам эквивалента соответствующих веществ.
m = (Mэ It) / F
I – сила тока в А;
t – время, сек.;
F – постоянная Фарадея (96500 Кл / моль) или 26,8А ч
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется степенью окисления? Правила для степеней окисления.
2. Основные положения электронной теории окислительно – восстановительных реакций.
3. Какой процесс называется окислением и восстановлением?
4. Назовите основные окислители и восстановители.
5. Что такое стандартный электродный потенциал?
6. Какой электрод в гальваническом элементе – восстановитель, какой – окислитель?
7. Что такое электролиз?
8. Из каких материалов изготовляют инертные электроды?
9. В чем заключается биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.
10. Как влияет среда на характер протекания ОВР?
Примеры решения типовых задач
Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций (метод полуреакций)
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка:
1. Составлять схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисленности, найти окислитель и восстановитель.
2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.
3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН-.
4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов.
5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакий так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.
7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходит по разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислыхрастворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ = 4H2O (кислая среда)
NO3- + 6H2O + 8e- = NH3 +9OH- (нейтральная или щелочная среда)
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например:
I2 + 6H2O = 2IO3- + 12H+ + 10e- (кислая или нейтральная среда)
CrO2- + 4OH- = CrO42- + 2H2O + 3e- (щелочная среда).
Задача 1.Окисление сульфида мышьяка (III) концентрированной азотной кислотой происходит по схеме:As2S3 + HNO3H3AsO4 + H2SO4 + NOЗакончить уравнение реакции.
Решение: В ходе реакции окисляются и мышьяк, и сера: степень окисленности мышьяка повышается от +3 до +5, а серы – от –2 до +6. При этом одна молекула As2S3 превращается в два иона AsO43- и три иона SO42-:
As2S3 2AsO43- + 3SO42-
Источником кислорода, необходимого для протекания этого процесса, служат в кислой среде молекулы воды. Для образования двух ионов AsO43- требуется восемь молекул воды, а для образования трех ионов SO42- - ещё двенадцать. Всего, следовательно, в полуреакции окисления примут участие двадцать молекул воды, причем высвобождаются сорок ионов водорода:
As2S3 + 20H2O 2AsO43- + 3SO42- + 4OH+
В левой части схемы заряженных частиц нет, а суммарный заряд частиц правой части равен +28; таким образом; при окислении одной молекулы As2S3 отдается 28 электронов. Окончательно получаем уравнение полуреакции окисления в следующем виде:
As2S3 + 20H2O = 2AsO43- + 3SO42- + 4OH+ + 28e-
При составление уравнения полуреакции восстановления азота исходим из схемы: NO3-NO. В ходе этого процесса высвобождаются два атома кислорода, которые в кислой среде связываются в две молекулы воды четырьмя ионами водорода:
NO3- + 4H+NO + 2H2O
Суммарный заряд ионов в левой части схемы равен +3, а правая часть заряженных частиц не содержит. Следовательно, в процессе восстановления принимают участие три электрона:
NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O
Отношение чисел электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления, равно 28 : 3. Поэтому, суммируя уравнения полуреакций, первое из них умножаем на 3, а второе – на 28:
As2S3 + 20H2O = 2AsO43- + 3SO42- + 40H+ + 28e- 3
NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O 28
3As2S3 + 28NO3- + 12H+ 60H2O =
6AsO43- + 9SO42- + 28NO + 120H+ + 56H2O
После приведения подобных членов в обеих частях уравнения получаем
3As2S3 + 28NO3- +4H2O = 6AsO43- + 9SO42- + 28NO + 8H+
или в молекулярной форме:
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
В тех случаях, когда окислительно-восстановительная реакция происходит не в водной среде, рекомендуется не составлять уравнения полуреакций , а ограничиться подсчетом числа элктронов, принимающих участие в окислении и восстановлении.
Задача 2.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса.
Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в среде серной кислоты.
Решение:KMnO4иNa2SO3– сильные электролиты, поэтому в растворе они практически полностью диссоциируют на ионы. Окисляющим началом является анион MnO4–, в котором марганец находится в степени окисления +7. В то же время у серы в сульфит-анионе имеется ресурс окисления до сульфат-аниона, поэтому он является восстановителем. Известно, что в кислой среде перманганат-анион восстанавливается до Mn2+. Поэтому уравнения полуреакций записываются в виде:
2 MnO4– + 8Н+ + 5е Mn2+ + 4 Н2О восстановление,
окислитель KMnO4
5 SО32– + Н2О – 2е SО42– + 2Н+ Окисление, восстановитель Nа2SO3
2MnO4 – + 16Н+ + 5SО32– +5Н2О 2Mn2+ + 8 Н2О + 5SО42– + 10Н+
Можно видеть, как пара Н+ – Н2О осуществляет перераспределение кислорода между реагентами и продуктами реакции.
Коэффициенты перед строками уравнений полуреакций отражают требования электронного баланса: количество электронов, принятых окислителем должно быть равно количеству электронов, отданных восстановителем. Суммирование левых и правых частей уравнений реакций с учетом умножения их на указанные коэффициенты дает уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярной форме, приведенное под чертой. Сокращение подобных членов в этом уравнении приводит к более компактной его форме

Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения: Задача 3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в нейтральной среде.
Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между сульфатом марганца(II) и перманганатом калия.
Решение:Продуктомэтой реакции является MnO2, следовательно, в роли окислителя выступает анион , а восстановителя – . Составляем уравнение полуреакции, учитывая, что в левой части этих уравнений в качестве перераспределителя кислорода выступает вода.
2 MnO4– + 2Н2О+ 3е MnО2 + 4ОН – восстановление,
окислитель MnO4–
3 Mn2+ + 2Н2О – 2е MnО2+ 4Н+ Окисление, восстановитель Mn2+
2MnO4 – + 10Н2О+ 3Mn2+ 5MnО2 + 8ОН –+ 12Н+.
Суммирование левых и правых частей уравнений полуреакций с учетом умножения их строк на приведенные коэффициенты дает ионно-молекулярное уравнение, представленное под чертой. С учетом того, что рекомбинация 8Н + и 8ОН – в правой части этого уравнения дает 8 молекул воды, сокращаем воду в левой и правой частях и получаем уравнение
2MnO4 – + 2Н2О+ 3Mn2+ 5MnО2 + 4Н+.
Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения: .
Задача 4.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием органических соединений.
Составьте уравнение реакции окисления этилбензола перманганатом калия в нейтральной среде.
Решение:Роль окислителя в этой реакции выполняет перманганат-анион, а восстановителя – этилбензол, . В нейтральной среде перманганат-анион переходит в , а этилбензол деструктивно окисляется до бензойной кислоты и углекислого газа. В этой связи уравнение полуреакций записывается в виде
4 MnO4– + 2Н2О+ 3е MnО2 + 4ОН – восстановление,
окислитель MnO4–
1 + 4Н2О – 12е + + 12Н+ Окисление, восстановитель
4MnO4 – + 12Н2О+ 4MnО2 +++ + 12 Н2О+ 4ОН –
Сокращая воду в левой и правой частях полученного уравнения и учитывая взаимодействия
+ ОН – + Н2О
+ 2ОН –+ Н2О,
приходим к уравнению
4MnO4 – + 4MnО2 +++2Н2О+ ОН-
Переходим к молекулярной форме уравнения:
4КМnO4+ 4MnО2 +++2Н2О+ КОН.
Задача 5.Определение окислительно-восстановительных молярных масс эквивалентов.
Чему равен эквивалент окислителя в реакции ?
Решение. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число принятых (или отданных) электронов. В приведенной реакции окислителем является (Мr=158, М=158г/моль), а процесс восстановления идет по схеме .
Следовательно, молярная масса эквивалента окислителя равна
(г/моль).
Ответ: 52,66 г/моль.
Задача 6.Определение направления окислительно-восстановительной реакции по величине окислительно-восстановительных потенциалов (Red-Ox-потенциалов).
Возможно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать в следующих процессах при стандартных условиях:
а) ;
б) ;
в)
г) .
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
.
Решение: Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо определить ЭДС (E,):
,
где – потенциал окислителя; – потенциал восстановителя.
Реакция возможна, если E () >0.
Для выяснения возможности протекания окислительно-восстановительных реакций определяем ЭДС следующих систем:
а)
E=1,33-2,85= -1,52В;
б)
E =1,33-1,36= -0,03В;
в)
E =1,33-1,06= +0,27В;
г)
E =1,33-0,54= +0,79В.
Таким образом, дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

.
Задача 7.Определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции по величине изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала).
Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции
,
если стандартные значения энергии Гиббса равны:
; ;
;.
Решение: Определяем процесса
;
= + – 3 – =
=2(-79,91) + 86,69 – 3(51,84) – (-237,5)=8,65кДж.
Так как > 0, то протекание данной реакции возможно только в обратном направлении, т.е. Справа налево.
Задача 8.Ряд активности металлов, электродных потенциалов.
Медная пластинка массой 10 г была погружена в раствор нитрата серебра, затем промыта водой и высушена. Масса ее оказалась равной 11,0 г. Сколько серебра из раствора выделилось на пластинке?
Решение: Для решения этой задачи необходимо знать стандартные электродные потенциалы металлов, т.е. место их в ряду напряжений (ряду активности металлов Бекетова).
= +0.34 В; = +0.80 В.
Из этих положительных потенциалов стандартный электродный потенциал меди менее положителен, следовательно, пойдёт реакция вытеснения:

Для того чтобы вычислить количество серебра, выделившегося на медной пластинке, надо помнить, что медная пластинка в этой реакции и сама растворяется, теряя в массе.
Обозначим количество растворившейся меди через x г, тогда масса медной пластинки с учётом её растворения будет (10-х) г, масса выделившегося серебра на основе реакции:
64,0 г Cu – 2 ∙ 108 г Ag
х г Cu – (1+х) г Ag
216х =64+64х, 152x=64, x=0,42 г.
Таким образом, в течение реакции растворилось 0,42 г меди и выделилось 1,0 + 0,42 = 1,42 г серебра.
Ответ: 1,42г
Задача 9.Работа гальванического элемента и расчёт ЭДС.
Напишите уравнения реакций, происходящих при работе гальванического элемента, состоящего из цинковой и серебряной пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией катионов, равной 1 моль/л.
Решение: Стандартные электродные потенциалы цинкового и серебряного электродов соответственно равны:
= –0,76 В; = +0,80 В.
Металл, имеющий более отрицательное значение электродного потенциала при работе гальваничеcкого элемента, является анодом. В данном случае протекают реакции:


т.е. цинк, являясь анодом, растворяется при работе гальваничеcкого элемента, а серебро осаждается в виде металла на катоде. ЭДС гальванического элемента равна
= – = +0,8 – (–0,76) =1,56 В.
Ответ: 1,56 В
Задача 10.Зависимость электродных процессов от концентрации.
Рассчитайте, чему равна ЭДС элемента, составленного из медной и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей, если концентрация катиона у анода равна 0,1 моль/л, а у катода – 0,001 моль/л.
Решение: Стандартные электродные потенциалы магниевого и медного электродов соответственно равны:
= –2,38 В; = +0.34 В.
Следовательно, анодом будет магниевый электрод, катодом – медный. Электродный потенциал металла, опущенного в раствор с любой концентрацией катиона в растворе, определяют по формуле Нернста:
,
где: с – концентрация катиона, моль/л;
п – число электронов, принимающих участие в реакции.
Отсюда потенциал магниевого электрода
= –2,38 + lg10–1 = –2,38 + 0,029(–1) = –2,409 В.
Потенциал медного электрода
= +0,34 + lg10–3 = +0,34 + 0,029(–3) = +0,253 В.
Тогда для гальванического элемента
= +0,253–(–,409)=2,662В.
Ответ: 2,662 В
Задача 11.Определение возможности протекания реакции в гальваническом элементе.
Исходя из величины стандартных электродных потенциалов и значения энергии Гиббса ΔGо298, укажите, можно ли в гальваническом элементе осуществить следующую реакцию:
Fe0 + Cd2+= Fe2+ + Cd0.
Решение: Надо составить схему гальванического элемента, отвечающего данной реакции. В этой реакции происходит восстановление ионов кадмия и окисление атомов железа:
Fe 0 – 2е = Fe 2+
Cd 2+ + 2е = Cd 0.
Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, определяем ЭДС этого гальваничекого элемента:
= –0,40– (–0,44)=0,04 В.
Изменение величины энергии Гиббса с величиной ЭДС связано соотношением:
= – nF,
где: – изменение величины энергии Гиббса;
n – число электронов, принимающих участие в реакции;
F–число Фарадея;
– ЭДС гальванического элемента.
Находим = –2∙96500∙0,04= – 7720 Дж.
Так как >0, <0, следовательно, данную реакцию можно осуществить в гальваническом элементе. Реакция в прямом направлении идёт самопроизвольно.
Ответ: - 7720 Дж
Задача 12.Расчет количества вещества, выделившегося при электролизе
Какая масса меди осаждается на катоде при прохождении тока силой 2 А через раствор медного купороса в течение 15 минут?
Решение: Сначала нужно узнать количество электричества, прошедшее через раствор, выразив его в кулонах (1Кл=А.с). Количество электричества Q=I=2.15.60=1800 Кл. Молярная масса эквивалента меди (II) равна 64,0/2=32 г/моль. Следовательно:
96500 Кл – 32 г
1800 Кл – m(х), г

Ответ: 0,60 г
Задача 13.Ток силой 6А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и объем выделившихся газов (н.у.). Составьте схему электролиза:
Решение: H2SO4 2H+ + SO42-
K (-) A (+)
2H+ SO42-
H2O H2O
2H+ + 2e- H2 2H2O– 4e O2 + 2OH-
mH2O = (Mэ I t) / F = 8 6 5400) / 96500 = 3,02г.
VH2 = (VэквН2 I t) / F = (11,2 6 5400) / 96500 = 3,76л.
VO2 = (Vэкв О2 It) / F = (5,6 6 5400) / 96500 = 1,88л.
Задача 14.Определение электрохимического эквивалента и выхода по току.
При электролизе водного раствора AgNO3 в течение 50 минут при силе тока 3А выделилось 9,6 г серебра. Электролиз проводился с растворимым анодом. Напишите уравнение реакций катодного и анодного процессов и определите электрохимический эквивалент серебра в г/Кл и г/А.ч и выход по току.
Решение: Нитрат серебра диссоциирует:

Процессы, протекающие на электродах:


Молярная масса эквивалента AgО =108 г/моль.
Определяем массу серебра, которая выделилась бы теоретически при прохождении через раствор данного количества электричества:

Выход по току

Электрохимический эквивалент

Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Дайте определение понятию «степень окисления». Определите степень окисления хрома в следующих соединениях: K2Cr2O7, K2CrO4, NaCrO2, CrO3, Na[Cr(OH)4].
2. Пользуясь методом электронного баланса, подберите коэффициенты в данной окислительно-восстановительной реакции: K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. Вычислите молярную массу эквивалента окислителя.
3. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия?
Вариант 2
1. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями межмолекулярного окисления-восстановления? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента восстановителя.
2. Реакциявыражаетсясхемой:K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Составьте электронное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Гальванический элемент составлен из железных и медных нормальных электродов. Запишите схему элемента (цепь) в ионной форме. Укажите электрод-окислитель и электрод-восстановитель. Обозначьте знаки полюсов и направление потока электронов во внешней цепи.
Вариант 3
1. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента окислителя.
2. Реакции выражаются схемами: а) KClO3 + Na2SO3 → KCl + Na2SO4; б) KMnO4 + HBr → Br2 + KBr + MnBr2 + H2O. Составьте электронно-ионные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3.Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде?
Вариант 4
1. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента окислителя.
2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O.
3. Составьте химические цепи следующих компонентов:
а) .
Вариант 5
1.Объясните понятия: «окислитель, восстановитель, процесс окисления, процесс восстановления». Приведите примеры. Как определяется эквивалент и молярная масса эквивалента окислителя и восстановителя?
2.Реакции выражаются схемами: а)P+ HClO3 + H2O → H3PO4 + HCl; б) H3AsO3 +KMnO4 →H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Составьте электронно-ионные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
3. Напишите уравнения реакций, соответствующих следующим гальваническим цепям, и укажите окислители и восстановители:
а) ;
б) ;
Вариант 6
1. Дайте определение понятию «степень окисления». Определите степень окисления азота в следующих соединениях: KNO3, KNO2, NH3, N2O3, (NH4)2S, N2O5.
2. Реакции выражаются схемами: а) NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O;б) FeS + HNO3 → Fe(NO3)2 + S + NO + H2O. Составьте электронно-ионные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла.
Вариант 7
1.Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями межмолекулярного окисления-восстановления? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента окислителя.
2. Реакция выражается схемой: HNO3 + Zn → N2O + Zn(NO3)2 + H2O. Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
3. Приведите примеры записей в молекулярной форме двух гальванических элементов, в одном из которых медь играла бы роль положительного полюса, а в другом – отрицательного.
Вариант 8
1. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента восстановителя.
2.Реакции выражаются схемами: а) K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl +H2O;б) Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2O. Составьте электронно-ионные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Укажите знаки полюсов, направление потока электронов и ЭДС следующей цепи ( - степень диссоциации):


Вариант 9
1.Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования? Приведите пример. Определите в данной реакции молярную массу эквивалента восстановителя.
2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) HCl и H2Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O.
3. Гальваническая цепь составлена из нормального водородного электрода и свинцового электрода, погружённого в насыщенный раствор сульфата свинца. . Найдите величину электродного потенциала . Запишите цепь, укажите знаки полюсов, а также отметьте направление потока электронов. Вычислите ЭДС цепи.
Вариант 10
1. Объясните понятия: «окислитель, восстановитель, процесс окисления, процессвосстановления». Приведите примеры.
2. Реакция выражается схемой: I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl. Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
3. Укажите направление электрического тока (т.е. направление перемещения положительных зарядов) во внешней и внутренней цепях следующих гальванических элементов:
а) ; б) ;
Вариант 11
1. Как рассчитать молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя?
2. Вычислите электродный потенциал , если .
3. Реакция выражаются схемой: HCl + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O.Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Вариант 12
1. Каким условиям удовлетворяет стандартный водородный электрод?
2. Реакция выражается схемой: Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Гальванический элемент даёт ток силой 4 а. Сколько алюминия окислится и сколько восстановится за 15 сек работы элемента (в мг)?
Вариант 13
1. Назовите методы составления окислительно – восстановительных реакций.
2. Реакция выражается схемой: FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl +H2O. Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
3. Как должна быть составлена гальваническая цепь для того, чтобы осуществить электрохимическим путём следующую реакцию:
;
Укажите: а) электрод – восстановитель и электрод – окислитель; б) знаки полюсов и в) направление перемещения электронов по внешней цепи.
Вариант 14
1. Как производится ЭДС гальванического элемента?
2. Реакция выражается схемой: K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)2 + H3PO4 + K2SO4 + H2O. Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в реакции. Для реакции укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
3. Как должна быть составлена гальваническая цепь для того, чтобы осуществить электрохимическим путём следующую реакцию:
; Укажите: а) электрод – восстановитель и электрод – окислитель; б) знаки полюсов и в) направление перемещения электронов по внешней цепи.
Вариант 15
1. Какие процессы протекают на аноде и катоде при электролизе?
2. Реакция выражаются схемой:HCl + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O .Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора KBr. Какая масса вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А?
Вариант 16
1. Какие два типа анодных электродов Вы знаете?
2. Реакция выражаются схемой:Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.Составьте электронно-ионное уравнение. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
3. Электролиз раствора Na2SO4проводили в течение 5 ч при силе тока 7А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
Вариант 17
1. Как можно выяснить степень (глубину) протекания реакции?
2. Отметьте электродные потенциалы, укажите знаки полюсов и вычислите ЭДС химических цепей, составленных из стандартных электродов:
а) ; 3. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na2SO4. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа (н.у.). Какая масса H2SO4 образуется при этом возле анода?
Вариант 18
1. Почему ЭДС может быть только положительной величиной, если реакция идет в прямом направлении?
2. Определите величины потенциалов водородного электрода при следующих значениях (в моль/л): 0,1; 0,01; 0,001; 0,0001; 0,00001.
3. При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на анодах?
Вариант 19
1. Что называется степенью окисления? Правила для степеней окисления.
2. Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановительных реакций:
а) CuO + NH3 → N 2+ Cu + H2O
б) Na2SO3 → Na2SO4 + Na2S
в) H2SO3 + H2S → S + H2O
3. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
Вариант 20
1. Основные положения электронной теории окислительно – восстановительных реакций.
2. Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановительных реакций:
а) KClO3 →KCl + KClO4;
б) NH4NO3→ N2O + H2O;
в) Fe + Cl2→FeCl3
3. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде?
Вариант 21
1. Какой электрод в гальваническом элементе – восстановитель, какой – окислитель?
2. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций:
а) Cl2 + KOH → KCl + KClO + H2O
б) KClO3 + S→ KCl + SO2
3.При работе гальванического элемента цинковый электрод вследствие окисления металла по уравнению потерял в массе 10 мг . Вычислите, какое количество электричества в кулонах протекло при этом по внешней цепи гальванического элемента.
Вариант 22
1. Каким условиям удовлетворяет стандартный водородный электрод?
2. В каких из приведённых ниже уравнений реакций соединения железа являются окислителями, в каких – восстановителями:
а) Fe2O3+ 3H2 = 2Fe+ 3H2O
б) FeSO4 + Mg = MgSO4 + Fe
3. Вычислите ЭДС следующих гальванических цепей:
а) ;
б) ;
Вариант 23
1. Как производится расчет ЭДС гальванического элемента?
2. В каких из приведённых ниже веществ сера может проявлять только восстановительные свойства, только окислительные, те и другие: S, H2S, SO3, K2SO4, K2S, SO2, H2SO4? Почему?
3. Гальванические цепи, представленные ниже в молекулярной форме, запишите в ионной форме:
а) ; б) ;
Вариант 24
1. Что такое стандартный электродный потенциал?
2. Подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций, методом электронного баланса:
а) Na2SO3 + KMnO4 + H2O→Na2SO4 + MnO2 + KOH
б) KNO2 + KMnO4+H2SO4→ KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
3. Электролиз раствора CuSO4 проводится в течение 15 минут при силе тока 2,5 А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродахв случае медного и угольного анодов. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной).
Вариант 25
1 Основные окислители и восстановители.
2. Методом электронного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые протекают по схемам:
а) KMnO4 + H2S + HCl→ MnCl2 + S + KCl + H2O
б) KClO3 + FeCl2 + HCl→ FeCl3 + KCl + H2O
3. Имеются гальванические цепи:
а) ; б) ;
Для каждой из этих цепей укажите:
1) окислитель (акцептор электронов) и восстановитель (донор электронов);
2) электрод-окислитель и электрод-восстановитель;
3) положительный и отрицательный полюсы гальванического элемента;
4) направление потока электронов по внешней цепи.
Вариант 26
1. Какой процесс называется окислением и восстановлением?
2. Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций. Укажите, в каких реакциях пероксид водорода Н2О2 окислитель, в каких – восстановитель:
а) H2O2 + HI→ I2 + H2O
б) H2O2 + HIO3 → I2 + O2 + H2O
3. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла.
Вариант 27
1. Как рассчитать молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя?
2. Допишите схемы реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса, укажите восстановитель и окислитель:
а) K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4→ K2SO4 +… +
б) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4→ S +…+
3. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора CuCl2. Вычислите массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.).
Вариант 28
1. Методы составления окислительно – восстановительных реакций.
2. Потенциал электрода неизвестной концентрации равен – 118 мв. Определите нормальность раствора соляной кислоты.
3. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде?
Вариант 29
1. Приведите формулы и названия: а) важнейших веществ-окислителей, б) важнейших веществ-восстановителей.
2. Запишите в ионной форме гальванические цепи для определения электродных потенциалов металлов по водородному электроду: а) цинка; б) кобальта. Для каждой из этих цепей укажите положительный и отрицательный полюсы, а также направление потока электронов по металлическому проводнику, образующему внешнюю цепь гальванического элемента.
3. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока.
Вариант 30
1. Какие вещества могут выступать в роли: а) только окислителей, б) только восстановителей? Какие вещества могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность? Приведите примеры.
2. Вычислите ЭДС следующих гальванических цепей:
а) ;
б) ;
3. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла.
1.8. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Комплексные соединения и их получение. Строение и свойства комплексных соединений. Координационная теория Вернера. Номенклатура, изомерия комплексных соединений. Комплексообразование в растворах. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости. Химическая связь в комплексных соединениях (метод ВС, теория кристаллического поля). Типы реакций комплексных соединений.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Химическая связь в комплексных соединениях (метод ВС, теория кристаллического поля). Типы реакций комплексных соединений. Биологическая роль комплексных соединений. Значение комплексных соединений в биохимии клетки и бионеорганической химии.
Строение комплексных соединений
Комплексными соединениями называют вещества, в узлах кристаллической решетки которых находятся сложные комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию как в растворе, так и в кристаллическом состоянии.
Согласно теории строения комплексных соединений А.Верна, большинство комплексных соединений имеет в своем составе внутреннюю сферу (комплексный ион) и внешнюю. В составе внутренней сферы имеется комплексообразователь (центральный ион), который координирует вокруг себя ионы противоположного знака или полярные молекулы (лиганды). Комплексообразователями являются ионы металлов, такие, как Cu2+, Cu+, Ag+, Al3+, Fe3+, Fe2+, Co3+, Co2+, Ni3+, Ni2+, Cr3+, Pt2+ и др., но могут быть и ионы неметаллов, чаще всего это ионы d-элементов. Лигандами могут быть ОН-, CN-, Cl-, Br-, I-, NO3-, NO2- и др., а также молекулы Н2Ои NH3. Число, которое показывает, сколько лигандов координировано комплексообразователем, называют координационным числом.
Заряд комплексного иона равен заряду ионов внешней сферы, взятому с противоположным знаком. Если внешняя сфера не указана, то заряд комплексного иона вычисляется как алгебраическая сумма зарядов всех ионов внутренней сферы. Например, заряд комплексного иона Сr(H2O)4NH3Cl с комплексообразователем Cr3+ равен сумме зарядов: +3 +0 +0 -1 = +2.
Комплексные соединения делят на группы как по характеру заряда комплексного иона, так и по характеру лигандов. По характеру электрического заряда внутренней сферы комплексные соединения бывают катионные, анионные и нейтральные. Катионным комплексомявляется комплексное соединение с положительным зарядом внутренней сферы, например Cu (NH3)4Cl2. Анионным комплексом является комплексное соединение с отрицательным зарядом внутренней сферы, например К3Cr (NO2)6. Нейтральное комплексное соединение представлено только одной внутренней сферой, которая является электро- нейтральной, например Cr (H2O)3Cl3.
По характеру лигандов комплексные соединения делят на:
а) ацидокомплексы, лигандами которых являются анионы кислот, например K3Fe (CN)6;
б) гидрокомплексы, лигандами которых являются гидроксильные ионы ОН-, например Na2Zn (OH)4;
в) аммиакаты (аммин-комплексы), лигандами которых являются молекулы аммиака, например Cr(NH3)6Cl3;
г) аквакомплексы, лигандами которых являются молекулы воды, например Cu (H2O)4SO4H2O;
д) неоднородные комплексы, лигандами которых являются различные молекулы и ионы, например Ni(NH3)5ClCl2;
е) двойные соли – это комплексные соединения с малой устойчивостью внутренней сферы, например (NH4)2Fe(SO4)2.
Номенклатура комплексных соединений
Название 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 отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (Cl- - хлоро, SO42- - сульфато, ОН- - гидроксо и т.п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак – аммин; последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисленности (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).
Например:Назвать соли BaCr(NH3)2(SCN)42 и (NH4)2Pt (OH)2Cl4.
BaCr(NH3)2(SCN)42 – тетрароданодиам- минхромат (III) бария.
(NH4)2Pt (OH)2Cl4 - тетрахлордигидроксоплатина (III) аммония.
Пространственная структура комплексных частиц может быть объяснена с позиций метода валентных связей (метод ВС). Этот метод предполагает, что комплексная частица возникает врезультате образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами. При .том ковалентная -связь образуется в результате перекрывания вакантной орбитали атома (или иона) комплексообразователя (акцептора) с заполненными, т.е. содержащими неподеленные пары электронов, орбиталями лигандов (доноров). Максимальное возможное число -связей определяет координационное число комплексообразователя.
Поскольку при одинаковых лигандах образующиеся -связи равноценны, то образование комплексной частицы сопровождается гибридизацией акцепторных орбиталей комплексообразователя. При координационном числе 4 чаще всего реализуется sp3- гибридизация, что соответствует тетраэдрической координации лигандов, или dsp2- гибридизация, отвечающая плоско-квадратной координации лигандов. При координационном числе 6 осуществляется октаэдрическая координация лигандов, которая определяется d2sp3- или sp3d2 – гибридизацией.
Критерием для определения типа гибридизации могут служить опытные о магнитных свойствах образующихся комплексов.
Вопросы для самоконтроля
Назовите составные части комплексного иона.
Если внутренняя сфера имеет заряд = 0, то имеется ли внешняя сфера?
Какие числительные используют для обозначения числа лигандов ?
Что характеризует константа устойчивости и константа нестойкости?
5. Как изменяется G реакции при комплексообразовании?
6. Значение комплексных соединений
Примеры решения типовых задач
Задача 1.Составление формулы и диссоциация комплексного соединения, вычисление заряда комплексного иона.
Составьте формулу сульфата гексаамминкобальта (II). Напишите уравнение диссоциации этого соединения в водном растворе, определите заряд комплексного иона.
Решение:Координационное число кобальта (II), согласно названию (гексаамминкобальт), равно шести, поэтому он образует комплексный ион [Co(NH3)6]2+. Заряд иона равен +2, так как ион кобальта имеет заряд +2, а молекулы аммиака нейтральны.
Комплексное соединение имеет формулу [Co(NH3)6]SO4 и диссоциирует в водном растворе на комплексный ион и противоион внешней сферы:
[Co(NH3)6]SO4 [Co(NH3)6]2+ + SO42-.
Задача 2.Определите, чему равен заряд комплексного иона и степень окисления комплексообразователя в следующих соединениях:  а) Mg[CuI4],  б) [Pd(NH3)4]SO4,  в) [Al(H2O)5Cl]Br2.
Решение:
а) В соединении Mg[CuI4] во внешней сфере находится двухзарядный катион Mg2+. Суммарный заряд ионов внешней сферы и комплексного иона должен быть равен нулю. Поэтому комплексный ион имеет заряд –2: [CuI4]2–. Комплексообразователем в рассматриваемом соединении является ион меди, а лигандами – иодид-ионы I– с зарядом –1. Сумма степени окисления *x комплексообразователя и суммарного заряда всех лигандов должна равняться заряду комплексного иона: 
x+4·(–1)= –2 ,
откуда x=2, т.е. степень окисления комплексообразователя равна +2 (ион Cu2+).
Ответ:  –2, +2.
б) Соединение [Pd(NH3)4SO4] является нейтральным комплексом (заряд внутренней сферы равен нулю, внешняя сфера отсутствует). Лигандами служат молекулы аммиака, имеющие нулевой заряд, и ион SO42–. Исходя из равенства заряда комплексной частицы сумме степени окисления комплексообразователя и зарядов всех лигандов, получаем уравнение
x+4·0+(–2)=0 ,
откуда определяем степень окисления палладия:  x=2 (т.е. комплексообразователь – ион Pd2+).
Ответ:  0, +2.
в) В соединении [Al(H2O)5Cl]Br2 во внешней сфере находятся два иона Br–, суммарный заряд которых равен –2. Тогда, принимая во внимание, что молекула в целом электронейтральна, получаем, что заряд комплексного иона равен +2. Он складывается из искомой степени окисления * алюминия и зарядов лигандов – пяти нейтральных молекул воды и иона Cl– – в соответствии с уравнением
x+5·0+(–1)=2 ,
откуда x=3.
Ответ:  +2, +3.
Задача 3.Напишите формулы следующих комплексных соединений:  а) тетрацианодиамминплатинат (II) калия,  б) динитротетраакваалюминия (III) бромид. В ответе укажите заряд комплексного иона и координационное число комплексообразователя.
Решение:
а) Согласно номенклатуре комплексных соединений, лиганды перечислены в начале названия внутренней сферы. Лигандами являются четыре иона CN– (тетрациано-) и две молекулы NH3 (диаммин-). Комплексообразователем комплексного аниона служит двухзарядный ион Pt2+ (-платинат(II)). Определим заряд z комплексного иона, складывающийся из степени окисления комплексообразователя и зарядов лигандов:
z = 2+4·(–1)+2·0 = –2
Таким образом, внутренняя сфера представляет собой анион [Pt(CN)4(NH3)2]2–. Во внешней сфере, согласно названию соединения, находятся ионы K+, количество которых равно 2, т.к. молекула должна иметь нулевой заряд. Получаем формулу комплексного соединения в виде K2[Pt(CN)4(NH3)2]. Общее количество лигандов равно 6. Оно определяет координационное число комплексообразователя.
Ответ:  –2; 6.
б) Лигандами комплексного соединения являются два иона NO2– (динитро-) и четыре молекулы H2O (тетрааква-), а комплексообразователем служит Al3+ (алюминия(III)). Следовательно, заряд комплексного катиона равен
z = 3+2·(–1)+4·0 = +1 ,
а формулу комплексного иона можно записать в виде [Al(NO2)2(H2O)4]+. Судя по названию, во внешней сфере находятся бромид-ионы Br–, количество которых должно быть равно 1 согласно условию электронейтральности молекулы. Формула комплексного соединения:  [Al(NO2)2(H2O)4]Br. По количеству лигандов (два иона NO2– и четыре молекулы воды) определяем, что координационное число комплексообразователя равно 6.
Ответ:  +1; 6.
Задача 4.Определите, каким станет заряд комплексного иона [Cd(CNS)4]2–, если три роданидных лиганда заменить на три молекулы аммиака.
Решение:
Лиганды CNS– заряжены отрицательно, а молекулы аммиака имеют нулевой заряд. Поэтому в результате замены трех лигандов CNS– на три молекулы NH3 заряд комплексного иона увеличится на 3 и станет равным –2+3=+1 (образуется ион [Cd(NH3)3CNS]+).
Ответ:  +1.
Задача 5.Составьте координационную формулу соединения NiBr2·5NH3, если координационное число комплексообразователя равно 6. В ответе укажите заряд комплексного иона.
Решение:В координационной формуле внутренняя сфера соединения (комплексообразователь и лиганды) должна быть записана внутри квадратных скобок, а внешняя сфера – за скобками. Комплексообразователем в данном случае служит ион Ni2+. Молекулы аммиака могут находиться только в числе лигандов во внутренней сфере, т.к. они электронейтральны. Бромид-ионы Br– могут быть лигандами или находиться во внешней сфере. По условию координационное число никеля равно шести, поэтому лигандами являются 5 молекул аммиака и один ион Br–, а другой бромид-ион составляет внешнюю сферу комплексного соединения [Ni(NH3)3Br]Br, в котором заряд комплексного иона равен +1.
Ответ:  +1.
Задача 6. Способы разрушения комплексных соединений.
Предложите способ разрушения комплексного соединения [Co(NH3)6]SO4..
Решение:Комплекс [Co(NH3)6]2+ содержит в качестве лигандов молекулы аммиака, обладающие основными свойствами. Поэтому естественным способом разрушения этих комплексов является связывание молекул аммиака протонными кислотами. Процесс разрушения комплексов можно представить сложным равновесием, являющегося сочетанием простых равновесий (1) и (2):
1 (1)
6 (2)
(3)
Умножая уравнение (2) на 6 и, суммируя, левые и правые части равновесий (1) и (2), приходим к суммарному уравнению реакции (3). Константы равновесий (1), (2) и (3) выражаются через их равновесные концентрации следующими равенствами:

Сопоставляя эти выражения, можно видеть
К= Кнест..Кв6 (4)
Подставляя табулированные значения для Кнест. и Кв в выражение (4), имеем:
К = 7,8 . 10-6 . (1,73 . 109)6 = 2,09 . 1050
Полученное значение константы равновесия К очень велико. Это указывает на то, что суммарное равновесие (3) нацело смещено в правую сторону, т.е. комплекс [Co(NH3)6]2+ полностью разрушен.
Задача 7.Можно ли разрушить комплексное соединение [Ag(NH3)2]NO3 воздействием соли KI?
Решение.: Представим процесс разрушения комплекса системой простых равновесий (5) и (6):
(1)
(2)
___________________________________________________________
(3)
Суммирование левых и правых частей этих равновесий приводит к уравнению разрушения комплекса (3). По аналогии с вышеприведенными рассуждениями в задаче 6 можно показать, что
К = Кнест.. Кос. (4)
Подставляя в равенство (4) табулированное значение для Кнест.. и Кос.приходим к значению К:
К = 7,94 .10–8. 1016 = 7,94 . 108
Высокое значение константы К указывает на практически полное смещение равновесия (3) в правую сторону, т.е. комплекс [Ag(NH3)2]+ разрушен.
Задача 8. Можно ли разрушить комплексное соединение Na[Ag(CN)2] воздействием на него KCl?
Решение: Процесс разрушения комплекса [Ag(CN)2]– можно представить равновесиями (1) и (2):
(1)
(2)
___________________________________________________________
(3)
Суммирование левых и правых частей уравнений (1) и (2) приводит к равновесию разрушения комплекса (3). Можно показать, что
К = Кнест. . Кос.
При подстановке численных значений Кнест.и Кос. в последнее выражение имеем
К = 10–21. 0,912 . 1010 = 0.912 . 10–11
Низкое значение константы К указывает, что равновесие (3) практически полностью смещено в левую сторону. Таким образом, комплекс [Ag(CN)2]– невозможно разрушить воздействием анионов Cl–.
Задача 9.Напишите уравнение первичной диссоциации в водном растворе комплексной соли Ca2[Fe(CN)6]. В ответе укажите количество образующихся положительно заряженных ионов.
Решение: Первичная диссоциация комплексного соединения происходит с образованием ионов внешней сферы и комплексных ионов:
Ca2[Fe(CN)6]  2Ca2+ + [Fe(CN)6]4–
При этом образуются два положительно заряженных иона (Ca2+).
Ответ:  2.
Задача 10.Напишите уравнение диссоциации комплексного иона [Zn(NH3)3CN]+. В ответе укажите общее количество ионов и молекул, образующихся при диссоциации.
Решение: Диссоциация комплексного иона (вторичная диссоциация) происходит с образованием иона комплексообразователя (иона Zn2+), а также лигандов (молекул NH3 и ионов CN–):
[Zn(NH3)3CN]+  Zn2+ + 3NH3 + CN– .
Общее количество образовавшихся частиц (молекул и ионов) равно 5.
Ответ:  5.
Задача 11.Ион (NiCl4)2- парамагнитен, а ион Ni(CN)42- - диамагнитен. Определить тип гибридизации АО иона Ni2+ и пространственную структуру каждого комплексного иона.
Решение: Электронная конфигурация иона Ni2+ … 3s23p63d8. Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей в соответствии с правилом Хунда имеет вид:
4s 4p 3d
Ион (NiCl4)2- - парамагнитен, следовательно, в нем сохраняются неспаренные электроны, а акцепторным орбиталям (эти орбитали обозначены
служат одна 4s- и три 4р-орбитали иона Ni2+:
4s 4p 3d
Таким образом, образование иона (NiCl4)2- - сопоровождается sp3-гибридизацией АО никеля. Пространственная структура этого иона – тетраэдр.
В диамагнитном ионе Ni (CN)42- - нет неспаренных электронов. Следовательно, при образовании этого иона происходит спаривание одиночных электронов иона Ni2+ с освобождением одной 3d-орбитали:
4s 4p 3d Теперь в качестве акцепторных выступают одна 3d-, одна 4s- и две 4р-орбитали:
4s 4p 3d Гибридизация акцепторных орбиталей (dsp2-гибридизация) приводит к плоско-квадратной структуре иона Ni (CN)42-.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Дайте определение понятию "комплексные соединения". Объясните структуру этих соединений на примереPt(NH3)4Cl2]Cl2. Какова биологическая роль комплексных соединений?
2. Из сочетания частиц Cr3+, H2O, Cl− и К+ можно составить семь координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых [Cr(H2O)6]Cl3 . Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
Вариант 2
1. Проанализируйте изомерию комплексных соединений. Чем различаются между собой структурная изомерия и стереоизомерия? Дайте определение и приведите примеры для следующих видов структурной изомерии: ионизационной, гидратной, связевой, полимеризационной и координационной, а также стереоизомерии геометрической и оптической. Какие изомеры называются энантиомерами? Что представляет собой рацематная смесь энантиомеров?
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях [Cu(NH3)4]SO4, K2[PtCl6], K[Ag(CN)2]. Назовите их. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
Вариант 3
1. Дайте определение комплексному соединению. Являются ли идентичными термины «комплексное соединение» и «координационное соединение»? В чем заключается главное различие между комплексными соединениями и двойными солями? Можно ли ожидать, что ионы, на которые распадается в растворе двойная соль, будут участвовать в комплексообразовании, например, переходя в аква-комплексы?
2. Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: [Cr(H2O)4Cl2], [HgBr4], [Fe(CN)6], если комплексообразователями являются Cr3+, Hg2+, Fe3+. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы. Назовите их.
Вариант 4
1. Назовите основные классы комплексных соединений (приведите примеры).
Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях:K2[PtCl6]; Cr(H2O)4Cl2]Cl; Na[Sb(SO4)2].Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
2. Каково координационное строение соли? Какова степень окисления центрального атома и дентатность иона CO32-?
Вариант 5
1. Дайте определения понятиям: "внешняя и внутренняя сферы комплексного соединения", "координационное число комплексообразователя"; приведите примеры.
Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: [Cr(H2O)4Cl2], [HgBr4], [Fe(CN)6], если комплексообразователями являются Cr3+, Hg2+, Fe3+. Чему равно координационное число комплексообразователя в этих ионах?
Напишите формулы комплексных соединений, содержащих эти комплексные ионы? Назовите эти соединения.
2. Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия. Дайте этому объяснение и напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Вариант 6
1. Дайте краткую характеристику основных составных частей комплексного соединения, таких как внешняя сфера и внутренняя (координационная) сфера, комплексный ион и ионы внешней сферы, центральный атом (комплексообразователь) и лиганды. Как можно объяснить образование связей между комплексообразователем и лигандами с позиций взаимодействия кислоты и основания Льюиса? Могут ли в координационную сферу одного и того же атома комплексообразователя входить в качестве лигандов нейтральные молекулы и анионы одновременно? Что выражает координационное число?
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях [Cu(NH3)4]SO, K2[PtCl6],K[Ag(CN)2].Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
Вариант 7
Как можно представить образование координационных связей с позиций методавалентных связей? Какая взаимосвязь существует между геометрическими формами комплексных ионов и типами гибридизации орбиталей? Какие комплексы относят к высокоспиновым, а какие - к низкоспиновым? На чем основана методика прогноза парамагнитных и диамагнитных свойств комплексов?
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта: 3NaNO2∙Co(NO2)3; CoCl3∙3NH3∙2H2O; 2KNO2∙NH3∙Co(NO2)6. Координационное число кобальта (III) равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
Вариант 8
1. Какая ковалентная связь называется донорно-акцепторной? Какой атом или ион является донором, а какой - акцептором в следующих комплексных ионах:[H3O]+ , [Zn(NH3)4]2+, [BF4]− ?
Напишите формулы следующих комплексных соединений:тетрагидроксоалюминат (III) натрия,; гексацианоферрат (III) калия; дихлородинитроплатинат (II) натрия.
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях K4[Fe(CN)6], K4[TiCl8], K2[HgI4]. Назовите их. Как диссоциируют эти соединения в водных растворах?
Вариант 9
1. Из сочетания частиц Cr3+, H2O, Cl– и K– можно составить семь координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых [Cr(H2O)6]Cl3. Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
2. При действии уксусной кислоты на раствор соли Co(NO2)3·4NH3, в котором не обнаружено ионов кобальта и свободного аммиака, выявляется, что только один нитрит-ион разрушается с выделением оксидов азота. Измерение электрической проводимости показывает, что соль распадается на два иона. Каково строение этой соли?
Вариант 10
1. Какая существует взаимосвязь между величиной координационного числа и геометрической формой комплексов? Проявляется ли какая-либо роль электронной конфигурации ионов комплексообразователей в отношении предпочтения ими лигандов определенных видов? В чем заключается различие между мо-нодентатными и полидентатными лигандами? Какие лиганды называются хелатными? Приведите примеры полидентатных и хелатных лигандов. Какие особенности проявляются у амбидентатных лигандов при их координировании ионами (атомами) комплексообразователей?
2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4–, [Fe(CN)6]3– соответственно равны 6,2∙10–36; 1,0∙1–-37; 1,0∙10–-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы.
Вариант 11
1. Какие комплексные соединения называют двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей K4[Fe(CN)6] и (NH4)2Fe(SO4)2 в водном растворе. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (II), если к каждой из них прилить раствор щелочи? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.
2. Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CN)2]–, [Ag(NH3)2]+, [Ag(SCN)2]–. Зная, что они соответственно равны 1,0∙10–21; 6,8∙10–8; 2,0∙10–11, укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов Ag+ больше?
Вариант 12
1. Как метод валентных связей объясняет тетраэдрическое строение иона [Zn(NH3)4]2+ ? Почему координационное число Zn2+ равно четырем?
Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта:CoCl3·6NH3; CoCl3·5NH3; CoBr3·4NH3·2H2O. Координационное число Co+3 равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений серебра: AgNO2·NaNO2. AgCl·2NH3. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
Вариант 13
1. Какие константы равновесия используются в качестве количественных характеристик устойчивости комплексных соединений? Какое соотношение выполняется между ступенчатыми константами образования комплекса и его общей константой образования? Что характеризует константа нестойкости комплексного соединения и как от ее величины перейти к константе образования комплексного соединения или обратно? Как природа комплексообразователя и лигандов влияет на величину константы образования комплексного соединения?
2. Определите заряд следующих комплексных ионов: [Cr(NH3)5NO3], [Pt(NH3)Cl3], [Ni(CN)4], если комплексообразователями являются Cr3+,Pt2+, Ni2+. Напишите формулы комплексных соединений, содержащих эти ионы. Назовите их.
Вариант 14
1. Какие комплексные соединения называются изомерами? Приведите примеры гидратной,ионизационной и пространственной изомерии комплексных соединений. Назовите следующие комплексные соединения:[Co(NH3)6]2(SO4)3; K2[Ni(CN)4]; [Cu(NH3)4]Cl2.
2. Напишите уравнения диссоциации солей K3[Fe(CN)6] и NH4Fe(SO4)2в водном растворе. К каждой из них прилили раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (III)? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Какие комплексные соединения называются двойными солями?
Вариант 15
Дайте определение понятию "константа нестойкости комплексного иона".
Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CN)2]− ; [Ag(NH3)2]+; [Ag(SCN)2]−. Зная, что они соответственно равны 1,0·10−21 , 6,8·10−8 , 2,0·10−11, укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы (при равной молярной концентрации), больше ионов Ag+.
2. Напишите формулы комплексных соединений, содержащих эти комплексные ионы, назовите эти соединения.
Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем дополнительно 1 моль/л аммиака. Константа неустойчивости иона [Ag(NH3)2]+ составляет 5,7 ∙10 –8.
Вариант 16
1. Дайте определения понятиям: "константа нестойкости" и "произведение растворимости". Чем объяснить, что при действии хлорида калия на продукт взаимодействия нитрата серебра с аммиаком осадок AgCl не образуется, тогда как с иодидом калия образуется осадок AgJ? Напишите уравнения соответствующих реакций.
2. Из сочетания частиц Co3+, NH3, NO2– и K+ можно составить семь координационных формул комплексных соединений кобальта, одна из которых [Co(NH3)6](NO2)3. Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
Вариант 17
1. Приведите по два примера катионных, анионных и нейтральных комплексов. Укажите, чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователя в каждом из них.
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины (II), координационное число которой равно четырем: PtCl2∙3NH3; PtCl2∙NH3∙KCl; PtCl2∙2NH3. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом?
Вариант 18
1. Какие комплексные соединения называют двойными солями?
Напишите уравнения диссоциации солей K4[Fe(CN)6] и (NH4)2Fe(SO4)2 в водном растворе. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа, если к каждой из них прилить раствор щелочи? Напишите молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.
2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN)4]2–, [Hg(CN)4]2–, [Cd(CN)4]2–соответственно равны 8∙10–20;4∙10–41; 1,4∙10–17. В каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов CN– больше?
Вариант 19
1.Написать формулы следующих соединений:
а) диамминтетраиодоплатина; б) пентамминфосфатокобальт.
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины: PtCl4∙6NH3; PtCl4∙4NH3; PtCl4∙2NH3. Координационное число платины (IV) равно шести. Напишите уравнение диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом?
2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях K4[Fe(CN)6], K4[TiCl8], Как диссоциируют эти соединения в водных растворах?
Вариант 20
Написать формулы следующих соединений:
а) триамминхлородинитрокобальт; б) триаквотрироданохром.
2. Из сочетания частиц Co+, NH3, NO–2 и К+ можно составить семь координационных формул комплексных соединений кобальта, одна из которых [Co(NH3)6](NO2)3. Cоставьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
Вариант 21
1. Написать формулы следующих соединений:
а) триамминтригидроксокобальт; б) диамминтрихлоронитроплатина.
2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co)CN)4]2-, [Hg(CN)4]2-, [Cd(CN)4]2-соответственно равны 8∙10-20; 4·10-41; 1,4·10-17. В каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов CТ– больше?
Вариант 22
1. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях K2[HgI4]. K4[TiCl8]. Как диссоциируют эти соединения в водных растворах?
2. Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [Fe(CN)6]4–, [PtCl6]2–. Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователей в этих ионах?
Вариант 23
1.Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта: CoCl3∙6NH3; CoCl3∙5NH3; СoСl3∙4NH3. Координационное число кобальта (III) равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
2. Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [Fe(CN)6]4-, [PtCl6]2-. Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователей в этих ионах?
Вариант 24
1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений серебра: AgCl∙2NH3; AgCN∙KCN; AgNO2∙NaNO2. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
2. Приведите по два примера катионных, анионных и нейтральных комплексов. Укажите, чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователя в каждом из них.
Вариант 25
1. Какие комплексные соединения называют двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей K4[Fe(CN)6] и (NH4)2Fe(SO4)2 в водном растворе. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (II), если к каждой из них прилить раствор щелочи? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.
2. При прибавлении раствора KCN к раствору [Zn(NH3)4]SO4 образуется растворимое комплексное соединение K2[Zn(CN)4]. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Константа нестойкости какого иона, [Zn(NH3)4]2+или [Zn(CN)4]2–, больше? Почему?
Вариант 26
1. Как можно представить образование координационных связей с позиций методавалентных связей? Какая взаимосвязь существует между геометрическими формами комплексных ионов и типами гибридизации орбиталей? Какие комплексы относят к высокоспиновым, а какие - к низкоспиновым? На чем основана методика прогноза парамагнитных и диамагнитных свойств комплексов?
2. В растворе соли CoCO3Cl·4NH3 не обнаружены NH3, ионы Co+2и CO32-. Весь хлор, содержащийся в составе этой соли, образует AgCl. Измерение электрической проводимости приводит к заключению, что молекула соли распадается на два иона.
Вариант 27
1. Написать формулы следующих соединений:
а) триамминтрихлороиридий; б) триамминсульфитоплатина.
2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4–, [Fe(CN)6]3– соответственно равны 6,2∙10–36; 1,0∙1–-37; 1,0∙10–-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы.
Вариант 28
1. Дайте определение комплексному соединению. Являются ли идентичными термины «комплексное соединение» и «координационное соединение»? В чем заключается главное различие между комплексными соединениями и двойными солями? Можно ли ожидать, что ионы, на которые распадается в растворе двойная соль, будут участвовать в комплексообразовании, например, переходя в аква-комплексы?
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений серебра: AgCl·2NH3; AgCN·KCN. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
Вариант 29
1. Какие константы равновесия используются в качестве количественных характеристик устойчивости комплексных соединений? Какое соотношение выполняется между ступенчатыми константами образования комплекса и его общей константой образования? Что характеризует константа нестойкости комплексного соединения и как от ее величины перейти к константе образования комплексного соединения или обратно? Как природа комплексообразователя и лигандов влияет на величину константы образования комплексного соединения?
2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины (II), координационное число которой равно четырем: PtCl2∙3NH3; PtCl2∙NH3∙KCl; PtCl2∙2NH3. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом?
Вариант 30
1. Дайте определение понятию "комплексные соединения". Объясните структуру этих соединений на примереPt(NH3)4Cl2]Cl2. Какова биологическая роль комплексных соединений?
2. Осмотическое давление миллимолярного раствора соли Fe(CN)2·4KCN составляет при 0ºС 11,2 кПа. На сколько ионов распадается молекула соли, если считать, что в разбавленном растворе соль диссоциирует полностью? Каково координационное строение соли, если раствор не обнаруживает реакций, характерных для ионов Fe2+ и CN–?
1.9. ХИМИЯ S- ЭЛЕМЕНТОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
I-А – подгруппа. Своеобразие строения атома водорода, физические и химические свойства этого элемента. Гидратация протона. Гидриды щелочных и щелочно-земельных элементов. Химические свойства воды. Вода как растворитель и лиганд. Щелочные металлы, их общие физико-химические свойства. Реакции с простыми и сложными веществами. Гидроксиды, соли и их растворы.
II-А – подгруппа. Щелочноземельные металлы, общие физико-химические свойства. Реакции с простыми и сложными веществами. Гидроксиды, соли и их растворы.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Вода, геометрия и свойства её молекулы, структура льда и жидкой воды, химические свойства воды, вода как растворитель и лиганд (для всех направлений).
Комплексы катионов натрия и калия с биомолекулами, катиониты и ионный обмен натрия и калия и других однозарядных ионов почвенного раствора. Натрий и калий как компоненты почвы и почвенных растворов. Калий как элемент питания растений, калийные удобрения, круговороты натрия и калия в природе. Роль магния в хлорофилле. Магний и кальций как питательные компоненты почв, их ионообменное поведение в почвах, жесткость воды, известкование и известкование почв (по направлению «Агрономия»)
Токсичность бериллия и его соединений.Комплексные соединения магния и кальция с хелатообразующими лигандами, Mg2+ и Са2+ в живой клетке.Mg2+ и Са2+ в ферментативных реакциях(по направленияю: «Ветеринарно-санитарная экспертиза»).
В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп.
Общая характеристика элементовI- А группы
Элементы I А группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их объединяют под общим названием щелочные металлы, так как их гидроксиды являются хорошо растворимыми сильными основаниями – щелочами.
Названия некоторых элементов происходят от названия минералов. Например, элемент натрий Na получил своё имя от арабского слова «Натрун» (перевод – сода, карбонат натрия Na2CO3); элемент литий Li был назван с использованием греческого слова «литос», т.е. камень; название элемента калий является производным от арабского названия поташа (К2СО3) – «Аль-кали». Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации.
Атомы всех щелочных металлов, как и атомы водорода, имеют на валентной орбитали один единственныйэлектрон. Например:
№11 Nа 1s2 2s2 2p6 3s1 S
№19 К 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Валентность щелочных металлов равна I. В соединениях щелочные металлы проявляют единственную степень окисления +1, отдавая 1ē: Nа - 1ē=Nа+ при этом щелочные металлы проявляют восстановительные свойства, с ростом порядкового номера элемента увеличивается плотность и снижается tкип и tплав, так как уменьшается прочность металлической связи.
Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.
В группах по мере увеличения числа энергетических уровней атомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. С возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.
Энергия ионизации– это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.
С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° ГИДРАТ = - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.
С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).
Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).
Координационное число равно 8.

Общая характеристика элементов II - А группы
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – элементыII А группы, из них Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельные металлы, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами.
Из всех этих элементов только бериллий – является моноизотопным, все остальные полиизотопны. Радий – единственный элемент этой подгруппы, для которого неизвестно ни одного устойчивого изотопа. Все 14 изотопов радиоактивны и среди них наиболее устойчив 226Ra.
Атомы элементов на внешнем электронном уровне имеют по 2 электрона с противоположными спинами. В возбужденном состоянии один из двух внешних электронов занимает р-орбиталь ), за счет чего атомы могут быть двухвалентными.
2s 2p
Be [He] 2s2
Be* [He] 2s1 2p1

Радиусы атомов их меньше, чем у атомов щелочных металлов, поэтому потенциал ионизации больше. От Be(Mg) к Ra увеличивается радиус атома и иона, в соответствии с этим усиливаются металлические свойства. Причем они менее выражены, чем у щелочных металлов.
У щелочноземельных металлов – тип металлических структур:Be, Mg – ГПУ (гексагональная плотная упаковка)
Ca, Sr – ГКУ (гранецентрированная кубическая упаковка)
Ba – ОЦКУ (объемно-центрированная кубическая упаковка)
Вопросы для самоконтроля
1. В чем заключается своеобразие строения атома водорода.
2. Физические и химические свойства атома водорода.
3. В чем заключается гидратация протона.
4. Гидриды щелочных и щелочно-земельных элементов.
5. Химические свойства воды.
6. Вода как растворитель и лиганд.
7. Сколько всего s -элементов (включая водород и гелий) периодической системе?
Литература:
1.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник /Н.С. Ахметов. - М.: Высшая школа, 2005.
2. Хомченко, Г.П. Неорганическая химия: учебник для с.-х. вузов / Г.П. Хомченко, И.К. Цитович. – СПб.: ИТК Гранит: ООО ИПК «КОСТА», 2009. – 464 с.
3. Цитович, И.К. Курс аналитической химии: учебник / И.К. Цитович.- СПб.: Лань, 2007.
4. Саргаев, П.М. Неорганическая химия [Электронный ресурс]/ П.М. Саргаев.- СПб.: Лань, 2013.- Режим доступа: http://www.Lanbook.ru, свободный.
1.10.ХИМИЯ P- ЭЛЕМЕНТОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
III-А – подгруппа. Отличие электронного строения атомов бора и алюминия от строения других элементов подгруппы. Физико-химические свойства бора и алюминия и их кислородсодержащих соединений.
IV-А – подгруппа. Особенности химических связей углеродуглерод, углерода с водородом, азотом и кислородом. Кислородсодержащие соединения углерода и кремния.
V-А – подгруппа. Особенности строения атомов подгруппы, соединения их с водородом, кислородом. Химия молекулярного азота и фосфора и их соединений с другими элементами. Особенности азота и фосфора как биогенных элементов.
VI-А – подгруппа. Особенности строения атомов подгруппы, соединения их с водородом, углеродом. VII-А – подгруппа. Электронное строение атомов галогенов и закономерности изменения свойств галогенов в подгруппе. Природа образуемых галогенами химических связей. Степени окисления галогенов в соединениях. Причины отсутствия в природе ковалентных соединений галогенов.
VIII-А – подгруппа. Строение электронных оболочек атомов благородных газов как причина их низкой химической активности. Важнейшие соединения благородных газов: фториды ксенона, криптона и радона, триоксиды ксенона и радона, перксенаты. Области применения благородных газов.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
III-А – подгруппа. Оксиды и гидроксиды алюминия, амфотерность этих соединений, реакции превращений.
IV-А – подгруппа. Соединения углерода в питании человека. Особенности химии германия, олова, свинца, применение этих элементов и их соединений.
V-А – подгруппа.Специфика химических связей азота и фосфора в биомолекулах. Важнейшие азот- и фосфорсодержащие биомолекулы, их значение в деятельности растительных и животных клеток. Значение азота и фосфора как элементов питания. Особенности химии мышьяка, сурьмы, висмута, применение этих элементов и их соединений.
VI-А – подгруппа.Химия молекулярного кислорода и серы и их соединений с другими элементами. Особенности химии селена, теллура и полония, применение этих элементов и их соединений.
Экологическая роль кислорода и озона атмосферы. Применение сульфатов и других соединений серы в сельском хозяйстве. Кремнезем, силикаты, алюмосиликаты как почвообразующие материалы, их значение для плодородия почв (по направлению «Агрономия»)
Пероксид водорода и другие пероксиды и надпероксиды.. Молекулярный кислород в биоэнергетике. Роль функциональных кислородсодержащих групп в биомолекулах.Сера как биогенный элемент. Экологическая опасность сернистого газа. Роль селена в питании человека и кормлении сельскохозяйственных животных. Особенность химии германия, олова и свинца, экологическая опасность свинца. (по направленияю: «Ветеринарно-санитарная экспертиза»).
VII-А – подгруппа.Химия молекулярного хлора и фтора и их соединений с другими элементами. Особенности хлора как биогенного элемента, роль хлора в живой клетке.Фтор как жизненно необходимый элемент и как элемент-загрязнитель окружающей среды. (по направленияю: «Ветеринарно-санитарная экспертиза»).
Применение соединений хлора в сельском хозяйстве (по направлению «Агрономия»)
VIII-А – подгруппа.Важнейшие соединения благородных газов: фториды ксенона, криптона и радона, триоксиды ксенона и радона, перксенаты. Области применения благородных газов.
В атомах р-элементов электроны заполняют р-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 30 р-элементов. У атомов р-элементов, расположенных в главных подгруппах III - VIII групп. У р-элементов являются валентными не только р-, но и S-электроны внешнего уровня. Высшая степень окисления атомов р-элементов равна номеру группы.
Краткая характеристика p – элементов III-A группы
Элементы IIIА группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3, и валентность 3. При образовании ковалентной связи происходит sp возбуждение электрона и sp2 гибридизация АО. В группе сверху вниз растут металлические свойства элементов, растут восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства:
III-A группа – B, Al, Ga, In, Tl – характеризуются наличием 3-х электронов в наружном электронном слое атома.
III группа самая элементоемкая – содержит 37 элементов, включая лантаноиды и актиноиды. Все элементы - металлы, за исключением бора.
В невозбужденном состоянии имеется 1 неспаренный электрон, однако соединения большинства этих элементов, в которых их степень окисления +1, очень неустойчивы и наиболее характерна для них степень окисления +3 в возбужденном состоянии, т.к. на перевод электрона из s-состояния в р - надо немного энергии.
2s 2p 5B 2s22p1 (+1)
5B 2s12p2 (+3)
B – неметал, Al – еще не типичный металл, Ga, In, Tl –типичные металлы.
Образуют соединения с галогенами ЭГ3, серой Э2S3, азотом ЭN.
Краткая характеристика p – элементов IV - A группы
В IV-A группе находятся р - элементы C, Si, Ge, Sn, Pb. Конфигурация атома в невозбужденном состоянии ns2 nр2, в возбужденном состоянии ns1nр3, все 4 электрона неспаренные в этом состоянии для них характерна s1p3-гибридизация.
2s 2p С 2s22p2 (+2)
С* 2s12p3 ( -4, +4)
Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, ионизационный потенциал соответственно уменьшается.
В большинстве неорганических соединений углерод и кремний проявляют степень окисления +4. Но от германия к свинцу прочность соединений со степенью окисления +4 уменьшается, более стабильна низкая степень окисления +2. Могут проявлять степени окисления - 4 в гидридах.
C - типичный неметалл
Si - типичный неметалл
Ge - есть металлические свойства
Sn - металлические свойства преобладают над неметаллическими
Pb - металлические свойства преобладают над неметаллическими
Краткая характеристика p – элементовV-А группы
Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация пs2 пp3).
В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.
При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.
Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.
Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает.
Незакономерность изменения свойств (Tпл и Ткип) обусловлена особенностью строения кристаллической решетки. Если азот – это газ, то последний элемент группы находится в твердом агрегатном состоянии.
Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН3 , в которых степень их окисления -3.
NH3аммиак
PH3фосфин
AsH3 арсин
SbH3 стибин
BiH3 висмутин
AsH3, SbH3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты.
В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.
Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э2О5 и гидроксиды НЭО3 или Н3ЭО4 , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э2О3 и соответствующие гидроксиды НЭО2 или Н3ЭО3, у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.
Характерно также образование галидов типа ЭГ3 (тригалиды), которые (за исключением NF3) гидролизуются по схеме:
ЭГ3 + 3Н2О = Н3ЭО3 + 3НГ
ЭCl3 + H2O = H3ЭО3 + 3НCl
Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.
Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As3+ (AsH3- арсин)
Краткая характеристика p – элементовVI-А группы
Элементы VI-A группы - это кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный металл полоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. Кислород, сера, селен, теллур – имеют неметаллический характер, называются «халькогены», т.е. образующие руды.
На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов: ns2 np4. В атомах элементов Se, Te и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электронами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических свойств этих элементов.
Особенность строения атома кислорода – отсутствие d-подуровня, поэтому валентность кислорода равна 2, но за счёт неподелённых электронных пар кислород может быть донором электронных пар.
8O[He] 2s22p4
16S[Ne] 3s23p4
У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d–состояние. Поэтому валентность их может быть 2,4,6.
С увеличением порядкового номера халькогенов понижается окислительная активность нейтральных атомов и растёт восстановительная активность отрицательных ионов.
Краткая характеристика p – элементов VII -А группы
(Галогены)
Элементы фтор, хлор, бром, иод, астат составляют главную подгруппу VII группы – семейство галогенов (в переводе с греческого соль рождающие). Объясняется их способностью образовывать бинарные соединения типа NaCl за счёт проявления ими окислительных свойств.
На внешнем уровне у них 7 электронов ns2np5, электронная конфигурация обусловливает характерную степень окисления всех элементов в их соединениях (-1). В то же время для хлора, брома и иода известны соединения, где их степени окисления имеют положительные значения: +1, +3, +5, +7.
До завершения оболочки не достаёт 1 электрона. Поэтому галогены – сильные окислители. Это типичные неметаллы (за исключением At, и отчасти иода). Обладают большим сродством к электрону (сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона).
Легко присоединяют электрон Э + е- = Э- , достраивая электронную оболочку до устойчивой оболочки атомов ближайших благородных газов. Радиус иона больше радиуса атома, так как при присоединении электронов радиус увеличивается. Окислительная способность (т.е. способность присоединять электроны у галогенов уменьшается от F к At). Поэтому фтор вытесняет все следующие за ним галогены, у йода и астата появляются металлические признаки.
При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Наl2 - F2 , Cl2 , Br2 , I2.
Сила связи Э – Э уменьшается вниз по группе за исключением связи F – F, которая неожиданно слабее (причина этого, по-видимому, состоит в более близком расположении неподелённых электронных пар из-за малых размеров атома фтора, отталкивание неподелённых электронных пар ослабляет связь). В Cl2 , Br2 , I2 – дативная связь дополнительная, за счёт спаренных p-электронов одного атома и вакантных d-орбиталей другого.Такие дополнительные связи называются дативнымии приводят к упрочнению молекулы.
Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях F2 – зеленовато – жёлтый, трудно сжижаемый газ с резким запахом. Фтор крайне токсичен, при попадании а организм вызывает отёк лёгких, разрушение зубов, ногтей, ломкость кровеносных сосудов, повышает хрупкость костей.
Cl2 – также газ желто – зеленого цвета, но сжижается легко; Br2 – красно- коричневая густая жидкость со зловонным запахом, ядовит (единственный жидкий при обычных условиях неметалл). I2 – фиолетовые кристаллы. Для человека смертельная доза 2-3 г йода, но в форме иодид - ионов безвреден.
Галоводороды- летучие водородные соединения галогенов, хорошо растворимы в воде, ведут себя в водных растворах как кислоты. Сила кислот (способность к диссоциации на ионы) растёт сверху вниз, т. к. уменьшается прочность связи Н – Э в молекулах от F к At.
Литература:
1.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник /Н.С. Ахметов. - М.: Высшая школа, 2005.
2. Хомченко, Г.П. Неорганическая химия: учебник для с.-х. вузов / Г.П. Хомченко, И.К. Цитович. – СПб.: ИТК Гранит: ООО ИПК «КОСТА», 2009. – 464 с.
3. Цитович, И.К. Курс аналитической химии: учебник / И.К. Цитович.- СПб.: Лань, 2007.
4. Саргаев, П.М. Неорганическая химия [Электронный ресурс]/ П.М. Саргаев.- СПб.: Лань, 2013.- Режим доступа: http://www.Lanbook.ru, свободный.
Вопросы для самоконтроля
1. Сколько р-элементов находится в периодической системе Д.И.Менделеева?
2. Какой подуровень внешнего электронного уровня заполняется у р-элементов?
3. Чему равна высшая степень окисления у р-элементов?
4. Какую общую электронную формулу имеют р-элементы III A-группы?
5. Какую общую электронную формулу имеют р-элементы IV A-группы?
6. Какую общую электронную формулу имеют р-элементы V A-группы?
7. Какую общую электронную формулу имеют р-элементы VI A-группы?
8. Охарактеризуйте возможные валентности и степени окисления атомов р-элементов VI групп на примерах кислорода и серы.
1.11.ХИМИЯ D-ЭЛЕМЕНТОВ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Положение d-элементов в периодической системе. Металлы побочных подгрупп (переходные металлы), их свойства. Энергетические подуровни, которые заполняются электронами в атомах переходных элементов. Общие свойства и особенности переходных металлов. Зависимость свойств переходных металлов от электронных структур s-, p-, d- и f-подуровней атомов. Химические особенности d-металлов, отличающие их от s- металлов. Разнообразие устойчивых при обычных условиях степеней окисления. Соединения, в которых d-металлы проявляют высшие степени окисления. Физико-химические свойства хрома, молибдена, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и их соединений
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Особенности химии биогенных d-металлов строение и свойства их важнейших соединений. Химические особенности f-элементов. Понятие микроэлементов. Хлорофилл (по направлению «Агрономия»)
Роль соединений хрома, молибдена, марганца, железа, никеля, меди и цинка в жизнедеятельности человека и животных; соединения железа в степенях окисления +2 и +3, соединения кобальта в степенях окисления +2 и +3; соединения никеля в степени окисления +2; соединения меди в степенях окисления +1 и +2; соединения цинка, кадмия и ртути; роль соединений хрома, молибдена, марганца, железа, никеля, меди и цинка в жизнедеятельности человека и животных; токсичность соединений кадмия и ртути. Гемоглобин(по направленияю: «Ветеринарно-санитарная экспертиза»).
Краткая характеристика D – элементов
В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро- и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.
Литература:
1.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник /Н.С. Ахметов. - М.: Высшая школа, 2005.
2. Хомченко, Г.П. Неорганическая химия: учебник для с.-х. вузов / Г.П. Хомченко, И.К. Цитович. – СПб.: ИТК Гранит: ООО ИПК «КОСТА», 2009. – 464 с.
3. Цитович, И.К. Курс аналитической химии: учебник / И.К. Цитович.- СПб.: Лань, 2007.
4. Саргаев, П.М. Неорганическая химия [Электронный ресурс]/ П.М. Саргаев.- СПб.: Лань, 2013.- Режим доступа: http://www.Lanbook.ru, свободный.
Примеры решения типовых задач
По s, p, d– элементам периодической системы Д. И. Менделеева
Задача1. Масса воздушного шара 2,5 т, максимальная масса поднимаемого им груза 7,5 т. Водород для заполнения шара получен при взаимодействии алюминия с раствором NaOH. Какая масса алюминия потребуется для получения водорода, требуемого для заполнения воздушного шара?
Решение:
1) 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Плотность воздуха при 0 °С и давлении 760 мм рт. ст. равна 1,29 г/дм3, а плотность водорода равна 0,09 г/дм3.
Пусть искомая величина V - объем водорода, необходимый для заполнения воздушного шара, м3.
Тогда (1,29 - 0,09)V = 10000 кг, где (1,29 - 0,09) кг/м3 - подъемная сила шара. Отсюда V = 10000/1,2 = 8333 м3. Водород получается по уравнению реакции (1) и его количество составляет 8333/22,4 = 372 кмоль. Количество алюминия по реакции составит 2/3 моль Н2= 2•372/3 = 248 кмоль или 248•27 = 6696 кг.
Ответ: 6696
Задача 2. Уравновешены два сосуда с растворами NaOH и HCl. В первый сосуд добавили хлорид аммония массой 10,7 г. Какую массу карбоната кальция надо добавить во второй сосуд, чтобы они снова уравновесились? Считайте, что газы выделяются из растворов полностью.
Решение:
1) NaOH+NH4Cl = H2O+NaCl+NH3↑
2) 2HCl+CaCO3= CaCl2+H2O+CO2↑
M(NH4Cl) = 53,5 г/моль; M(CaCO3) = 100 г/моль;
M(NH3) = 17 г/моль; M(CO2) = 44 г/моль.
ν(NH4Cl) = 10,7/53,5 = 0,2 моль. Пусть масса CaCO3 равна mг. По реакции (1) выделится 0,2 мольNH3 или 0,2·17 = 3,4 г. Тогда масса раствора в сосуде с NaOH составит (10,7 – 3,4) = 7,3 г.
По реакции (2) масса СО2, полученная изm г СаСО3 составит 44m/100 г. Следовательно 44m/100 + 7,3 = m; откуда m = 13,035 г.
Ответ: 13,035 г.
Задача3. В замкнутом сосуде имеется 100 моль смеси азота и водорода в соотношении 1:3. Давление смеси 300 атм. Вычислите состав и давление смеси после того, как 10 % азота вступит в реакцию и газы приведены к первоначальной температуре.
Решение:
N2+ 3H2 ↔2NH3.
В исходной смеси было (100 : 4) 25 моль азота и 75 моль водорода. В реакцию вступило 10 %, т.е. 2,5 моль азота и 7,5 моль водорода, что приводит к образованию по уравнению реакции 5 моль аммиака.
Осталось после реакции 22,5 моль азота и 67,5 моль водорода. Всего: 22,5+67,5+5,0 = 95,0 моль.
Давление смеси после реакции составит 95·300/100 = 285 атм.
Ответ: 285 атм.
Задача4.На чашках весов уравновешены два сосуда с разбавленным раствором HCl. В один сосуд добавили 1,0 г CaCO3. Сколько ВаСО3 следует добавить во второй сосуд, чтобы не нарушилось равновесие весов?
Решение:
1) CaCO3+ 2HCl = CaCl2+ H2O + CO2↑
2) BaCO3+ 2HCl = BaCl2+ H2O + CO2↑
M(CaCO3) = 100 г/моль; M(CO2) = 44 г/моль;
M(BaCO3) = 197 г/моль.
ν(СаСО3) = 1,0/100 = 0,01 моль или 0,01·44 = 0,44 г. Останется после реакции (1) масса раствора равная 1,0 - 0,44 = 0,56 г. m(ВаСО3) = х г; тогда из х г; ВаСО3 образуется 0,44х/1,97 г СО2: х= 0,44х/1,97 + 0,56; откуда х = 0,72 г.
Ответ: 0,72 г.
Задача5. Вычислите давление газовой смеси, полученной в результате полного озонирования воздуха объемом 1,0 дм3(н.у.)
Решение:
3О2 →2О3.
В воздухе объемом 1 дм3 содержится кислород объемом 0,21 дм3. По уравнению реакции образуется озон объемом 2·0,21/3 = 0,14 дм3. Объем воздуха сократится на 0,21 - 0,14 = 0,07 дм3 и станет равным 1 - 0,07 = 0,93 дм3. Давление конечной смеси будет равно: 0,93·1/1 = 0,93 атм.
Ответ: = 0,93 атм.
Задача 6. При сжигании смеси сульфидов алюминия и железа (II) массой 4,00 г получили диоксид серы массой 3,65 г. Определите состав исходной смеси (ω, %).
Решение:
1) 4FeS+7O2= 2Fe2O3+ 4SO2
2) 2Al2S3+9O2= 2Al2O3+ 6SO2
M(FeS) = 88 г/моль; M(Al2S3) = 150 г/моль; M(SO2) = 64 г/моль.
Пусть масса FeS в смеси – х г; тогда m (Al2S3) составит (4 - х) г. Масса SO2 по реакции (1) будет а= 64·х/88 г, а масса SO2 по реакции (2) будет b = 3·64·(4 - х)/150 г.
Следовательно, a + b = 64x/88 + (4 - x)3•64/150 = 3,65, x = 2,66 г FeS.
ω(FeS) = 2,66·100/4 = 66,5 %,
ω(Al2S3) = 33,5 %.
Ответ: 66,5 % и 33,5 %.
Задача7. Воду, полученную при сжигании водорода в избытке кислорода, смешали с 5,0 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 80 % (ρ= 1,73 г/см3). При этом концентрация кислоты уменьшилась на 0,5 %. Объем исходной газовой смеси равен 35 см3 (н.у.). Определите состав исходной газовой смеси в объемных долях (%) и ее плотность по азоту.
Решение:
2H2+ O2= 2H2O
M(H2) = 2 г/моль;
M(O2) = 32 г/моль;
M(H2O) = 18 г/моль.
Масса раствора серной кислоты 5·1,73 = 8,65 г, а масса H2SO4 в растворе составит 5·1,73·0,8 = 6,92 г.
Конечная концентрация раствора серной кислоты по условию задачи будет равна 80,0 - 0,5 = 79,5 %, т.е.
масса раствора после смешения составит 6,92·100/79,5 = 8,72 г.
Увеличение массы раствора произошло за счет воды массой 8,72 - 8,65 = 0,07 г. Следовательно, по реакции образуется 0,07 г воды или 0,07/18 = 0,0039 моль, что составляет 0,0039·22,4 = 87 см3.
Объем водорода, вступившего в реакцию, составит 87 см3.
С учетом условия задачи объем кислорода составит 350 - 87 = 263 см3.
ω (Н2) = 87·100/350 = 24,87 %; ω (O2) = 100,00 - 24,87 = 75,13 %.
Средняя молярная масса смеси равна (24,87⋅2 + 75,13⋅32)/100 = 24,55 г/моль. Плотность смеси по азоту доставит D = 24,55/28 = 0,88.
Ответ: 24,87 %; 75,13 %; 0,88.
Задача8. Какую массу олеума с массовой долей 30 % нужно добавить к раствору серной кислоты с массовой долей 40 % массой 131,0 г для получения олеума с массовой долей 5 %?
Решение:
M(H2O) = 18 г/моль; M(SO3) = 80 г/моль; M(H2SO4) = 98 г/моль.
Пусть масса олеума (ω= 30 %) составляет х г, тогда масса SO3 в нем составит а = 30х/100 = 0,3 х г.
Масса воды в 131,0 г раствора серной кислоты (ω= = 40 %) равна 131,0•0,6 = 78,6 г или78,6/18 = 4,37 моль.
H2O + SO3= H2SO4.
Для реакции потребуется 4,37 моль SO3 или 4,37•80 = 349,4 г.
Следовательно, для получения олеума (ω= 5%) останется (0,3х- 349,4) г SO3, а масса олеума (ω= 5 %) составит сумму масс олеума (ω= 30 %) - х г и раствора серной кислоты (ω= 40 %) - 131,0 г, т.е. (х+ 131,0) г. Из пропорции:
100 г олеума − 5 г SO3
(x + 131,0) г олеума − (0,3х- 349,4) г SO3
x = 1423,8 г олеума (ω= 30%).
Ответ: 1423,8 г
Задача9. Какую массу оксида серы (VI) надо растворить в растворе H2SO4 (ω= 91,0 %)
Массой 100 г, чтобы получить олеум (ω= 30 %).
Решение:
M(H2SO4) = 98 г/моль; M(SO3) = 80 г/моль.
Олеум - это раствор SO3 в 100 % H2SO4. Процесс получения олеума разобьем на две стадии. Сначала найдем, сколько надо добавить SO3, чтобы 91 % серная кислота превратилась в 100 %.
SO3+Н2О= Н2SO4.
В исходной серной кислоте содержалось 100·0,09 = 9 г Н2О, что составляет 9/18 = 0,5 моль. Для реакции с таким количеством воды необходимо 0,5 моль SO3 или 0,5•80 = 40 г; при этом образуется 0,5 моль Н2SO4 или 0,5·98 = 49 г. Общая масса 100 % серной кислоты после добавления 40 г SO3 станет
равна 91 + 49 = 140 г. Для получения 30 % раствора SO3 в серной кислоте к140 г Н2SO4 надо добавитьx г SO3, тогда масса олеума станет равна (140 + x) г, а массовая доля SO3 составитω(SO3) = x/(140 + x) = 0,3,откуда x = 60 г.
Общая масса добавленного SO3 равна 40 + 60 = 100 г.
Ответ: 100 г.
Задача10. Смешали олеум с массовой долей 35 % массой 80 г с75 см3раствора серной кислоты с массовой долей 40 % (ρ= 1,30 г/см3). Плотность полученного раствора составила1,73 г/см3. Определите концентрацию полученного раствора в массовых долях(%) и моль/дм3.
Решение:
SO3+ H2O = H2SO4
M(H2SO4) = 98 г/моль; M(SO3) = 80 г/моль.
Масса SO3 в олеуме (ω= 35 %) массой80 г составит 80⋅0,35 = 28 г или 28/80 = 0,35 моль.
Следовательно, по реакции образуется 0,35 моль H2SO4 или 0,35·98 = 34,3 г.
Масса H2SO4 в олеуме (ω= 35 %) массой 80 г составит (80-x) г или 80 – 28 = 52 г. Масса H2SO4 в 75 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 40 % составит 75·1,30·0,40 = 39 г.
Общая массаH2SO4 будет равна 34,3 + +52,0 + 39,0 = = 125,3 г при общей массе раствора 80 + 75·1,30 = 177,5 г, ω= 125,3·100/177,5 = 70,6 %.
Для определения молярной концентрации полученного раствора серной кислоты определим массу1 дм3 (1000 см3) раствора (ρ= 1,73 г/см3). Она будет равна1730 г. Тогда с (H2SO4) = 0,706·1730/98 = 12,46 моль/дм3.
Ответ: 70,6 % и 12,46 моль/дм3.
Задача11. Определите массу пирита(FeS2), необходимую для получения такого количества S3, чтобы при растворении последнего в растворе серной кислоты с массовой долей 91 % массой 500 г получить олеум с массовой долей 12,5%.
Решение:
1) 4FeS2+11O2= 2Fe2O3+8SO2
2) 2SO2+O2= 2SO3
3) SO3+H2O = H2SO4
M(H2O) = 18 г/моль; M(SO3) = 80 г/моль; M(H2SO4) = 98 г/моль;
M(FeS2) = 120 г/моль.
Масса воды в 100 г раствора серной кислоты (ω= 91 %) составит 100 - 91 = 9,0 г или 9/18 = 0,5 моль. Из уравнения реакции (3) следует, что 1 моль SO3 →1 моль H2O →1 моль H2SO4 или 0,5 моль Н2О прореагирует с 0,5 моль SO3 или 0,5·80 = 40 г и образуется 0,5 моль H2SO4 или 0,5·98 = 49 г. Тогдаобщая масса H2SO4 составит 91 + 49 = 140 г.
Для получения олеума (ω= 12,5 %) на140 г потребуется: 12,5·140/87,5 = 20 г.
Таким образом, всего SO3 расходуется (40 + 20) = 60 г или 60/80 = 0,75 моль. Из уравнений реакций (2, 3) следует, что на образование 0,75 моль SO3 расходуется FeS2 0,75/2 = 0,375 моль или 0,375·120 = 45 г.
Ответ: 45 г.
Задача 12. Газ, выделившийся при обработке сульфида цинка избытком раствора соляной кислоты, смешали с избытком газа, полученного термическим разложением бертолетовой соли. После сжигания образовавшейся газовой смеси объем ее уменьшился на 13,44 дм3. Рассчитайте массу израсходованного сульфида цинка.
Решение:
1) ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑
2) 2KClO3= 2KCl + 3O2↑
3) 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2↑
М(ZnS) = 97 г/моль.
Из условия задачи и уравнения реакции (3) следует, что 13,44 дм3 - это объем кислорода, вступившего в реакцию (3), что составляет13,44/22,4 = 0,6 моль. Из уравнений реакций (1 -3) следует, что 2 моль ZnS →2 моль H2S →3 моль O2 или 2 моль ZnS →3 моль О2, т.е. количество сульфида цинка равно 2·0,6/3 = 0,4 моль или 0,4·97 = 38,8 г.
Ответ: 38,8 г.
Задача 13. Какой концентрации в массовых долях (%) получится кислота, если весь
хлороводород, полученный из смеси хлорида и нитрата калия массой 200 г, растворить в воде объемом 233,6 см3? Известно, что при прокаливании смеси хлорида и нитрата калия массой 200 г образуется твердый остаток массой 187,2 г.
Решение:
1) 2KNO3 = 2KNO2 + O2↑
2) 2KCl + H2SO4(конц.) = K2SO4 + 2HCl↑
M(KNO3) = 101 г/моль;
M(KNO2) = 85 г/моль;
M(HCl) = 36,5 г/моль;
M(KCl) = 74,5 г/моль.
Пусть масса нитрата калия в смеси составляет х г, тогда из уравнения реакции (1) масса нитрита калия составит а г, т.е. а= 85х/101 = 0,84х.
По условию задачи имеем: (200 - х) + 0,84х= 187,2 или х= 80 г KNO3. Тогда масса хлорида калия составит 200 - 80 = 120 г. Из уравнения реакции (2) следует: 1 моль KCl →1 моль HCl, т.е. из 120 г KCl образуется120·36,5/74,5 = = 58,8 г HCl. После растворения 58,8 г HCl в воде масса раствора составит58,8 + 233,6 = 292,4 г или ω= 58,8·100/292,4 = 20 %.
Ответ: 20 %.
Задача14.Какое количество фосфора и бертолетовой соли было израсходовано, если при растворении образующегося при их взаимодействии P2O5, в 400 см3раствора фосфорной кислоты с массовой долей 85 % (ρ= = 1,70 г/см3), концентрация фосфорной кислоты увеличилась на 9,2 %?
Решение:
1) 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl
2) P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
M(H3PO4) = 98 г/моль; M(P2O5) = 142 г/моль;
M(KClO3) = 122,5 г/моль; М(Р) = 31 г/моль.
Масса H3PO4 в растворе составит 400·1,7·0,85 = 578 г.
Если по уравнению реакции (1) образуется х г P2O5, то по уравнению реакции (2) образуется а г H3PO4: а= 2•98х/142 = 1,38 x..
Масса раствора H3PO4 после растворения в нем P2O5 составит (400·1,7 + х) г.
По условию задачи после растворения P2O5 (ω, %) полученного раствора составит 85,0 + 9,2 = 94,2 % или
100 г раствора − 94,2 г H3PO4
(400·1,7 + x) г раствора − (578 + 1,38х) г H3PO4, откуда х= 142 г P2O5 или 142/142 = 1 моль.
Из уравнения реакции (1) следует, что количество KClO3 равно 5/3 моль или 122,5·5/3 = 204,1 г, количество фосфора равно 2 моль или 2·31 = 62 г.
Ответ: 62 г.
Задача15. При нагревании бертолетовой соли в отсутствии катализатора получается хлорид калия и соль"X" - соль сильной кислоты А, в которой хлор проявляет высшую степень окисления. При действии на соль "Х" концентрированной серной кислотой может быть получена свободная кислота А, при нагревании которой с P2O5 образуется ангидрид кислоты А. Напишите уравнения реакций. Рассчитайте объем (н.у.) хлора, который образуется при взаимодействии бертолетовой соли массой 12,25 г с избытком раствора соляной кислоты.
Решение:

Ответ: 6,72 дм3
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Какую общую электронную формулу имеют щелочные металлы (элементы I-A группы)?
2. Напишите уравнения реакций, в результате которых можно осуществить следующие превращения:
а) алюминий → нитрат алюминия → алюминат натрия → гидроксид алюминия → оксид алюминия→ метаалюминат магния;
3. При окислении простого вещества А азотной кислотой выделился NO объемом 33,6 дм3(н.у.) и образовался раствор, при нейтрализации которого раствором NaOH с массовой долей 25 % (ρ= 1,28 г/см3) получили фосфат натрия. Определите массу исходного вещества А. Рассчитайте объем
израсходованного раствора NaOH и массу образовавшегося фосфата натрия.
Вариант 2
1. Почему щелочные металлы можно получить лишь электролизом расплавов их солей или действием более сильных восстановителей?
2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Сu →Cu(NO3)2 →CuO →CuSO4 →(Cu(NH3)4)SO4 →CuSO4 → →CuCl2 →Cu(NO3)2 →Cu;
б) Fe →FeCl2 →Fe(OH)2 →Fe(OH)3 →Fe2O3 →Fe2(SO4)3 →Fe(OH)3;
3. При сжигании металла в кислороде образовался оксид массой 2,32 г, для восстановления которого до металла потребовался CO объемом 0,896 дм3(н.у.). Восстановленный металл растворили в разбавленной серной кислоте. Полученный раствор давал синий осадок с красной кровяной солью.
Определите формулу оксида.
Вариант 3
1. Все s-элементы - металлы. Как изменяется активность металлов этой группы в зависимости от их положения в периодической таблице?
2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: силикат кальция → оксид кремния (IV) → силикат натрия → кремний →… → тетрафторид кремния;
3. Определите состав сплава (ω, %), если сплав меди с алюминием массой 1,0 г обработали избытком раствора NaOH. Остаток промыли и растворили в азотной кислоте. Раствор выпарили и прокалили. Масса остатка после прокаливания составила 0,4 г.
Вариант 4
1. Почему ни один из щелочных металлов не получают методом восстановления в водном растворе с помощью другого более активного щелочного металла?
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а)Cl2+ KOH →
б)Br2+ Cl2+ H2O →
3. Вещества, оставшиеся от прокаливания смеси алюминия с железной окалиной без доступа воздуха, растворили в щелочи. При этом выделился газ объемом 13,44 дм3(н.у.). При растворении такого же количества этих веществ в растворе соляной кислоты выделился газ объемом53,76 дм3(н.у.). Определите массу веществ в исходной смеси. Как называется реакция между алюминием и Fe3O4 и какое значение она имеет?
Вариант 5
1. Какие соединения образуются при взаимодействии металлов IА и IIА групп с кислородом и водой?
2.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) N2 →NH3 →NO →NO2 →HNO3 →NH4NO3 →N2O;
б) H2SO4 →SO2 →NaHSO3 →Na2SO3 →SO2 →SO3 →H2SO4;
3. Хлор, полученный из хлористого водорода выделившегося при обработке технической поваренной соли массой 200,0 г концентрированным раствором серной кислоты, полностью прореагировал с хромом массой 20,8 г. Определите содержание хлорида натрия в техническом образце (ω, %).
Вариант 6
1. Что представляют собой пероксиды и супероксиды металлов?
2. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) Zn + HNO3(очень разб.) →
б) CrCl3+ H2SO4(конц.)→
3. В замкнутом цилиндре при давлении160 атм находятся160 кмоль смеси оксида углерода (II) и кислорода в соотношении объемов 1:3. Вычислите молярный состав и давление газов после того, как 50 % оксида углерода (II) вступит в реакцию. Температура в цилиндре постоянная.
Вариант 7
1. Какие из числа щелочных и щелочно - земельных металлов образуют растворимые основания, амфотерные основания?
2. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а)Cu+ H2SO4(конц.)→
б)H2O2+ AuCl3+ NaOH →Au + ...
3. Смесь порошков алюминия и Na2CO3 массой 35,0 г сплавили в открытом тигле в атмосфере кислорода. После сплавления масса смеси стала равной 37,9 г. Определите состав полученной смеси (ω, %).
Вариант 8
1. Как изменяется сила оснований в зависимости от положения образующих их s-элементов в периодической таблице?
2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) P →PH3 →P2O5 →Ca3(PO4)2 →CaHPO4;
б) FeS →SO2 →H2SO4 →SO2 →Na2SO3 →Na2SO4 →BaSO4.
3. Определите концентрацию раствора (ω, %), полученного после взаимодействия 150 см3 раствора HCl (ω= 20 %, ρ= 1,10 г/см3) сначала с железной окалиной Fe3O4 массой 10,0 г, а потом с избытком железных опилок.
Вариант 9
Как получают практически важные продукты - кальцинированную соду Na2С03 и пищевую соду NаНСО3? Запишите уравнения реакций.
2. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) FeCl2+ CrCl3+ H2O2+ NaOH →
б) Cu + NaClO3+ HCl →FeCl3+ ...
3. К раствору нитрата аммония объемом 90,1 см3 (ω= 12,0 %; ρ= 1,11 г/см3) добавили раствор KOH массой 75 г (ω= 25,0 %). Раствор выпарили, остаток прокалили. Рассчитайте массу веществ в твердом остатке после прокаливания.
Вариант 10
1. Содержание каких ионов обуславливает жесткость воды?
2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Fe →Fe(NO3)3 →Fe(OH)3 →Fe2O3 →Fe →FeSO4 →Fe(OH)2 → →Fe(OH)3→Na[Fe(OH)4];
б) Cr →CrCl3 →Cr(OH)3 →K[Cr(OH)4] →K2CrO4 →K2Cr2O7 →K2CrО4;
3. К смеси алюминия и меди массой 3,0 г добавили избыток концентрированной азотной кислоты. Для полного поглощения выделившегося газа потребовался гидроксид натрия массой 10,0 г с массовой долей растворенного вещества 24 %. Вычислите массу алюминия и меди в исходной смеси.
Вариант 11
1. Почему магний является важным конструкционным материалом?
2. Предложите несколько способов получения оксида железа (III), используя железо, концентрированную азотную кислоту, карбонат кальция, воду или продукты их взаимодействия (не менее 3 способов).
3.Для получения алюминия массой 1,0 т были израсходованы угольные электроды массой 0,9 т. Во сколько раз это превышает теоретический расход, если считать, что на аноде образуется СО?
Вариант 12
1. Какие растения являются кальцефильными?
2. Определите степень чистоты (ω, %) малахита, если для перевода меди из навески руды массой 17,62 г в раствор израсходовано 0,24 моль азотной кислоты. Примеси с азотной кислотой не реагируют.
3. При растворении смеси алюминия, меди и магния массой 11,5 г в соляной кислоте выделился газ объемом 7,00 дм3, измеренный при 273 К и давлении 0,8•105Па. Нерастворившийся остаток растворили в концентрированной азотной кислоте. При этом выделился газ объемом 4,48 дм3(н.у.).
Вычислите массу каждого металла в исходной смеси.
Вариант 13
1. Какие важнейшие соединения неметаллов вы знаете? Рассмотрите зависимость их свойств от положения элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева ( характерные степени окисления, кислотно-основные и кислотно-восстановительные свойства).
2. Ккакомутипуэлементовотноситсясурьма?
а)s– элемент;б)p–элемент;
в)d– элемент;г)f–элемент.
Запишите уравнения реакций, характеризующие химические свойства этого элемента.
3. При кипячении водного раствора питьевой соды образуется водный раствор карбоната натрия. Рассчитайте ω (%) гидрокарбоната натрия в исходном растворе, если после кипячения получен раствор Na2CO3 (ω= 5,83 %).
Вариант 14
1. Как изменяется устойчивость соединений элементов в высших степенях окисления по ряду сера- полоний? Как проявляется вторичная периодичность в этом ряду
2. Смесь, состоящую из хлора и водорода объемами 2,0 дм3 и 1,0 дм3(н.у.) соответственно, оставили на свету. Через некоторое время 30 % хлора вступило в реакцию. Определите объемный состав газовой смеси после реакции.
3. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) Mn(NO3)2+ Na2S2O8+ H2O →HMnO4+...
б) NaI + K2Cr2O7+ H2SO4 →
Вариант 15
1. Дайте общую характеристику р-элементов IV группы (особенности строения электронных оболочек атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону). особенности строения простых веществ. Алмаз, графит, карбины, фуллерены.
2. В замкнутом сосуде при давлении 400 атм содержится 200 моль азота и водорода в соотношении 1:4. Вычислите давление газов после того, как 30 % азота вступит в реакцию, температура в сосуде постоянна.
3. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) KClO3+ MnO2+ KOH →K2MnO4+ ...
б) As + K2Cr2O7+ H2SO4 →H3AsO4+
Вариант 16
1. Общая характеристика элементов V – группы. Азот, фосфор и их соединения. Простые вещества, аллотропия. Особенности молекул азота и фосфора.
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) P + HIO3+ H2O →
б) 4 Na[Cr(OH)4] + Cl2+ NaOH →
3. 740 Какие объемы 2 М раствора KOH и раствора H2O2 c массовой долей 3 % (ρ= 1,0 г/см3) потребуется для реакции с сульфатом хрома (III) массой 200 г?
Вариант 17
1. Неорганическая химия углерода. Водородные соединения. Метан и углеводороды. Карбиды металлов. Оксиды углерода, строение молекул и свойства. Оксокислоты углерода. Карбонаты. Галогениды.
2. Через смесь водорода, кислорода и хлора объемом 22,4 дм3 (н.у.) пропустили электрическую искру. После охлаждения продуктов реакции в сосуде обнаружили газ и жидкость. На нейтрализацию жидкости потребовался NaOH массой 1,6 г. Оставшийся после реакции газ в сосуде полностьюпрореагировал с нагретым оксидом меди (II), причем масса последнего уменьшилась на 0,96 г. Определите состав смеси в объемных долях (%).
3. Какаяизприведенныхгруппобъединяетэлементы,являющиесяполнымиэлектроннымианалогами?Почему?
а)P,V,As;б)P,Bi,Nb;в)As,Sb,Bi;г)N,Sb,Ta;5)P,As,Nb;
Вариант 18
1. Соединения азота и фосфора с водородом. Характер связи, энергетические характеристики и строение молекул. Методы получения и основные свойства соединений ХН3. Соли аммония и фосфония.
2. Какое количество соды, известняка и кремнезема нужно взять для получения нормального стекла массой 1 кг, содержащего в массовых долях: Na2O - 13,0 %; CaO - 11,7 %; SiO2- 75,3 %?
3. В трех пробирках находятся растворы нитрата серебра, бертолетовой соли и дихромата калия. При действии одного и того же реактива на содержимое этих пробирок в первой из них выпадает белый осадок массой 57,4 г, а во второй и третьей образуется хлор объемом 13,44 дм3 (н.у.). Назовите формулу использованного реактива. Определите исходные массы солей в пробирках.
Вариант 19
1. Оксиды азота: методы получения, свойства. Азотистая и азотная кислоты, и их строение, свойства и методы получения, нитриты и нитраты.
2. Какой объем раствора олеума с массовой долей 20% (ρ= 1,89 г/см3) необходимо прибавить к 15 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 60 % (ρ= 1,50 г/см3) для получения олеума с массовой долей 5 %?
3. Вычислите массовую долю FeSO4 в образце соли, частично окислившейся кислородомвоздуха, если на титрование25,0 см3ее раствора затрачено20,0 см3 0,025 н раствора KMnO4. Раствор исходной соли был приготовлен из навески массой 0,38 г в мерной колбе емкостью100,0 см3.
Вариант20
1. Чем принципиально отличается по свойствам плавиковая кислота от остальных галогеноводородных кислот?
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) MnSO4+ PbO2+ HNO3 →HMnO4 + ...
б)FeSO4+ KClO3+ H2SO4 →
3. В закрытом сосуде объемом 1000 см3 находятся 200 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 20 % (ρ= 1,14 г/см3) и цинк массой 0,65 г. Каково будет давление в сосуде после реакции (температура постоянна)? Изменением объема раствора и твердого вещества пренебречь.
Вариант21
1.Запишите реакции взаимодействия железа с концентрированной серной и азотной кислотами.
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) Fe(OH)2+ Cl2+ KOH →K2FeO4+...
б) CuFeS2+ HNO3(к) →Cu(HSO4)2+ ...
3. Какой объем 2 М раствора KOH расходуется при взаимодействии Cl2 объемом 5,6 дм3(н.у.) с KCr(SO4)2?
Вариант22
1. В каком виде встречается медь в природе?
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а)PH3+ K2CrO4+ KOH →
б) KI + O3+ H2O →
3. Какая масса нитрита натрия потребуется для восстановления в кислой среде перманганата калия, содержащегося в 250 см3 0,5 н раствора?
Вариант23
1. В каких биологических процессах участвует цинк? Его роль в этих процессах?
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) CrCl3+ NaBiO3+ HCl →H2Cr2O7+ ....
б) H3AsO4+ KI + H2SO4 →
3. Смесь меди и цинка массой А г обработали избытком раствора соляной кислоты. При этом выделился газ объемом Б дм3, измеренный при 280 К и давлении 2·105 Па. Вычислите массу цинка в смеси.
Вариант24
1. В каком виде находится хром в природе?
2. В комнате с температурой 25°С поместили стаканы с дистиллированной водой и раствором серной кислоты с массовой долей 80 %. Что можно сказать о температуре стаканов через некоторое время?
3. Массовая доля фосфата кальция в образце фосфорита равна 77 %. Какой массовой доле P2O5 это соответствует?
Вариант25
1. Сколько s-электронов имеют d-элементы (переходные элементы) на внешнем энергетическом уровне?
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) MnSO4+ K2S2O8+ H2O →HMnO4 + . . .
б) H3AsO3+ KMnO4+ H2SO4 →
3. Для полного хлорирования смеси порошков железа и меди массой 3,0 г. потребовалось 1,12 дм3 хлора(н.у.). Определите, какие массы H2SO4 (ω= 83,3 %) и HCl (ω= 36,5 %) прореагируют с 3,0 г этой смеси на холоде. Рассчитайте массовые доли металлов в этой смеси.
Вариант26
1. Свойства оксидов меди.
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) KBiO3+ Cr2(SO4)3+ H2SO4 →H2Cr2O7+
б) Cu2O + HNO3(разб.) →
3. Имеется смесь кремния и карбоната кальция. Определите ее состав, если известно, что при обработке раствором гидроксида натрия этой смеси выделился газ объемом 22,4 дм3 (н.у.), а при обработке такой же массы смеси соляной кислотой - 0,1 моль газа.
Вариант27
1. Оксиды фосфора. Кислородосодержащие кислоты фосфора, их свойства, особенности строения.
2. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты:
а) Bi2O3+ Br2+ KOH →
б) Fe(CrO2)2+ Na2CO3+ O2 →Na2CrO4+ ...
3. Смесь кальция и алюминия массой 18,8 г прокалили без доступа воздуха с избытком графита. Продукт реакции обработали НСl(разб). При этом выделилось11,2 дм3 газа (н.у.). Определите состав смеси (ω, %).
Вариант28
1. Охарактеризуйте возможные валентности и степени окисления атомов р-элементов VI групп на примерах кислорода и серы.
2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Fe →Fe(NO3)3 →Fe(OH)3 →Fe2O3 →Fe →FeSO4 →Fe(OH)2 → →Fe(OH)3→Na[Fe(OH)4];
б) Cr →CrCl3 →Cr(OH)3 →K[Cr(OH)4] →K2CrO4 →K2Cr2O7 →K2CrО4;
3. Один из сортов стекла для выработки столовой посуды имеет следующий состав в массовых долях: Na2O - 16 %; CaO - 9 %; SiO2- 75 %. Сколько оксида натрия и диоксида кремния приходится в этом сорте стекла на 1 моль CaO?
Вариант29
1. Как и почему изменяется термическая устойчивость молекул, сила кислот и восстановительная активность в ряду галогеноводородов?
2. Какие химические соединения можно получить, имея в распоряжении:
а) CH4, O2, Ca(OH)2;
б) C2H2, Cl2, Fe, H2O;
3. Колба с хлорной водой массой 100 г выставлена на солнечный свет. Выделившийся газ собран, его объем оказался равным 0,448 дм3 (н.у.). Определите массовую долю (%) хлора в хлорной воде.
Вариант30
1. Расположение d-элементов в ПСЭ.
2. Какие химические соединения можно получить, имея в распоряжении:
а) NaOH, HCl, SiO2, 1-бутен;
б) C2H4, H2O, H2SO4.
3. Неизвестный металл (II) массой 13 г обработали разбавленным раствором азотной кислоты. К полученному раствору добавили избыток раствора KOH, при этом выделился газ объемом 1,12 дм3(н.у.). Какой металл был растворен в азотной кислоте?
РАЗДЕЛ II. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
2.1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Предмет и задачи аналитической химии в сельскохозяйственном производстве. Классификация методов анализа; качественный и количественный анализ; химические и физико-химические методы анализа; выбор метода анализа. Понятие об аналитическом сигнале и аналитической реакции; требования, предъявляемые к аналитическим реакциям. Метрология в химическом анализе; основные требования метрологии в аналитической химии; точность (правильность и прецизионность) методов и результатов измерений; систематические погрешности и способы их учета; случайные погрешности и статистические способы обработки результатов анализа; доверительный интервал.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Роль аналитической химии в охране окружающей среды.
Способы выполнения аналитических реакций
Аналитические реакции могут выполняться «сухим» и «мокрым» путем. В первом случае исследуемое вещество и реагенты берут в твердом состоянии и обычно осуществляют реакцию, нагревая их до высокой температуры; во втором случае наблюдают взаимодействие исследуемого вещества и оответствующих реагентов в растворе. К  реакциям, выполняемым «сухим» путем, относятся реакции окрашивания пламени солями металла. Большинство аналитических реакций проводят «мокрым» путем, т. е.  в растворах, а в процессе растворения многие вещества распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно и отрицательно заряжены частицы.
Реакции, используемые в аналитической химии
1. Гидролиз (по катиону, по аниону, по катиону и аниону)
2. Реакции окисления–восстановления
3. Реакции комплексообразования
4. Реакции осаждения
Сигналы методов качественного анализа
1. Образование или растворение осадка
Hg2+ + 2I- ↔ HgI2; красный
HgI2 + 2KI. ↔ K2[HgI4] бесцветный
2. Появление, изменение, исчезновение окраски раствора (цветные реакции)
Mn2+ → MnO4-- →MnO42- бесцветный → фиолетовый → зеленый
3. Выделение газа
SO32-- + 2H + → SO2 ↑ + H2O.
4. Реакции образования кристаллов строго определенной формы (микрокристаллоскопические реакции).
5. Реакции окрашивания пламени.
Реакции, позволяющие обнаружить искомые ионы в отдельных порциях сложной смеси при условии устранения влияния других ионов, называют дробными реакциями, а метод анализа, основанный на применении дробных реакций, называют дробным анализом. При этом порядок обнаружения катионов и анионов не имеет особого значения. При систематическом анализе, в отличие от дробного, соблюдается определенный порядок разделения и последующего открытия  ионов. К обнаружению ионов приступают лишь после удаления из раствора всех других ионов, мешающих открытию искомых.
Требования к аналитическим реакциям
1.Чувствительность – минимальная определяемая концентрация вещества. 2.Правильность – близость полученного результата к истинному. Она характеризуется систематической погрешностью, которая зависит от работы прибора, индивидуальных особенностей аналитика, ошибок при расчете и методических погрешностей.
3.Воспроизводимость – параметр, отражающий случайные ошибки измерения и показывающий степень разброса повторных (параллельных) определений. Это мера того, как повторяются результаты при многократном проведении анализа.
4.Точность - характеристика воспроизводимости определения от опыта к опыту. Анализ считается выполненным более точным, чем меньше различаются результаты параллельных определений между собой.
5.Стандартные образцы – образцы веществ, состав которых типичен для определенного класса анализируемых материалов, определен с высокой точностью и не изменяется при хранении. Непременным условием применения стандартного образца в химическом анализе является максимальная близость состава и свойств стандартного образца и анализируемой пробы. Их применяют для градуировки и проверки аналитических приборов и методов.
6.Предел обнаружения (ПО) – это минимальная концентрация вещества, которая может быть определена данным методом с какой-то допустимой погрешностью: (моль/дм3; мкг/см3; %).
7.Избирательность, селективность – возможность определения какого-то вещества (иона) в присутствии других.
8.Экспрессность.
9.Простота.
10. Экономичность.
11. Локальность.
12. Автоматизация.
13.Дистанционность.
РеактивыРеактивы, используемые для выполнения аналитических реакций, делятся на специфические, избирательные или селективные и групповые.
Специфические реактивы образуют характерный осадок или окрашивание только с определенным ионом. Например, реактив Кз[Fе(СN)6] образует темно-синий осадок только с ионами Fe2+.
Избирательные или селективные реактивы реагируют с несколькими ионами, которые могут принадлежать к одной или к разным группам.
Например, реактив KI реагирует с ионами Pb2+, Ag+, Hg22+ (II группа), а также с ионами Hg2+ и Си 2+ (VI группа).
Групповой реактив вступает в реакцию со всеми ионами данной группы. С помощью этого реактива ионы данной группы можно отделить от ионов других групп. Например, групповым реактивом второй аналитической группы является хлороводородная кислота, которая с катионами Pb2+, Ag+, Hg22+ образует белые труднорастворимые осадки.
Метрология в химическом анализе
Одной из основных метрологических характеристик любого средства измерения, является нижний и верхний пределы измерения, т.е. наименьшее и наибольшее значения величины, которые можно измерить данным средством контроля. Нижний и верхний пределы измерений ограничивают диапазон измерений. Под диапазоном измерений понимается область значений измеряемой величины, для которой нормированы допускаемые погрешности средства измерения.
Немаловажной метрологической характеристикой измерительного прибора является его чувствительность, представляющая собой отношение сигнала на выходе прибора к вызвавшему его изменению измеряемой величины.
Важнейшей метрологической характеристикой, на которой базируется выбор средства измерения, является его погрешность. Способ выражения погрешности зависит от вида средства измерений. Точность мер характеризуют абсолютной и относительной погрешностями.
Погрешности средств измерений принято подразделять на:
- статические – это погрешности, возникающие при измерении постоянных во времени величин;
- динамические, которые возникают при измерении переменных во времени величин и обусловлены инерционными свойствами самого средства измерения.
В нормативной документации на меры, измерительные преобразователи и приборы часто указывают класс точности средстваизмерения. Класс точности представляет собой обобщенную характеристику, определяемую пределами основных и дополнительных погрешностей, а также рядом других свойств, влияющих на точность результатов измерений.
Метрологическое обслуживание (учет, ревизию, ремонт, поверку всех средств измерений, применяемых в лаборатории) должно осуществляться (своими силами или с помощью сторонних организаций) метрологической службой. Однако заведующий производственной лабораторией несет ответственность за применение при анализах неисправных и неповеренных средств измерений и поэтому должен обеспечить контроль за их состоянием и соблюдением сроков поверки, наличием поверительных клейм или свидетельств о поверке.
Сроки периодических поверок (межповерочные интервалы) устанавливаются метрологической службой предприятия с учетом данных о фактической надежности, интенсивности использования и условий эксплуатации каждого из средств измерений. Как правило, срок поверки основных видов приборов, применяемых в производственной лаборатории, - один раз в год.
Ошибки при количественном анализе.
По своему характеру ошибки анализа подразделяются на систематические, случайные и промахи.
Систематические – погрешности, одинаковые по знаку и влияющие на результат в сторону его увеличения, либо в сторону уменьшения.
а) Методические – это ошибки, которые зависят от особенности применяемого метода (неполное протекание реакции, частичное растворение осадка, свойство индикатора).
б) Оперативные – недостаточное промывание осадка на фильтре, ошибки
приборные или реактивов, неравноплечность весов.
в) Индивидуальные – ошибки лаборантов (способность точно определять
окраску при титровании, психологические ошибки).
г)Приборные или реактивные (эти ошибки связаны с недостаточной точностью используемых приборов, ошибки лаборанта).
Случайные - они неизбежны при любом определении. Они могут быть значительно уменьшены при увеличении числа параллельных определений.
Промахи - грубые ошибки, которые обусловлены от неправильного подсчета разновесок, поливания части раствора, просыпания осадка.
Абсолютная ошибка – разность между полученным результатом и истинным или наиболее достоверным значением.

Относительная ошибка – отношение абсолютной ошибки к истинному значению.
Вопросы для самоконтроля
Укажите основные задачи аналитической химии.
Что понимают под качественным и количественным анализом?
3. Цель и задачи аналитической химии.
4.Краткая история развития аналитической химии.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Единицыколичества вещества.Способывыраженияконцентрациирастворов.
2. Содержаниеаскорбиновойкислотывнастоешиповникасоставляет5,5мгв1л.Выразитесодержаниеаскорбиновойкислотывмассовойдоле.
Вариант 2
1. Какрассчитываетсяфакторэквивалентностикислот,оснований,солей?Приведитепримеры.
2. Хлоридкальцияширокоиспользуетсявлечебнойпрактике.Определите,сколькограммкристаллическогоCaCl2*6H2Oиводыпотребуетсядляприготовления100мл3%-ногораствора(плотность=1г/мл).Рассчитайтемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентаититрэтогораствора.
Вариант 3
1. Чтотакоеметодиметодикапроведенияанализа?
2. Укажитефакторэквивалентностиимолярнуюмассу эквивалентафосфорнойкислотывследующихреакциях:
H3PO4+ KOH= KH2PO4+H2OH3PO4+2KOH=K2HPO4+ H2OH3PO4+3KOH=K3PO4+ H2О
Вариант 4
1. Сформулируйтезаконэквивалентов.Напишитематематическиевыражениязаконаэквивалентов.
2. 3%-ныйрастворпероксидаводорода,атакже30%растворН2О2(«пергидроль»)используютвмедицине.Определите,какойобъемводынадодобавитьк5мл30%-ногораствораН2О2,чтобыполучить3%-йраствор.
Вариант 5
1. Чемопределяетсячувствительностьметодаилиметодикианализа?
2. Приохлаждении300г15%-ногорастворачастьрастворенноговеществавыпалавосадок,иконцентрациярастворасталаравной8%.Чему равнамассавыпавшеговосадоквещества?
Вариант 6
1. Чтотакоеэкспрессностьметода?
2. Влечебнойпрактикевкачествекровоостанавливающегоипротивоаллергическогосредстваприменяютрастворхлоридакальция.Определитемассухлоридакальция,необходимуюдляприготовления200мл15%-ногораствора,а такжемолярнуюконцентрацию, молярнуюконцентрациюэквивалентаититрданногораствора(плотность=1,07г/мл).
Вариант 7
1. Приведите3-5примерованалитическихсигналов,измерениекоторыхлежитвосновеметодовхимическогоанализа.
2. Вжелудочномсокечеловекамассоваядолясолянойкислотысоставляетвсреднем0,5%.Сколькомольсолянойкислотысодержитсяв500гжелудочногосока?Рассчитайтемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентовититрсолянойкислоты,принимаяплотностьравной1г/мл.
Вариант 8
1. Чтоназываютпогрешностьюхимическогоанализа?Какиепогрешностибывают?
2. 3%-ный раствор пероксида водорода, а также 30% раствор Н2О2 («пергидроль») используют в медицине. Определите, какой объем воды надо добавить к50 мл 30%-ного раствора Н2О2, чтобы получить 3%-й раствор.
Вариант 9
1. Как классифицируются методы анализа?
2. Вкачествевяжущегоиасептическогосредстваиспользуютхлоридцинка.Определитемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентаититрраствора,содержащего5гхлоридацинкав100граствора(плотность=1г/мл).
Вариант 10
1. Группы методов анализа (по способу выполнения).
2. Спомощьюперманганатакалияможнолечитьзмеиныеукусыприотсутствииспециальнойсыворотки.Дляэтоговместоукуса вводятшприцем0,5–1,0мл1%-ногораствораперманганатакалия. Рассчитайтемассуперманганатакалияиобъемводы,необходимыедляприготовления75млтакогораствора,имеющегоплотность=1,006г/мл.Определитемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентаититрраствора,еслиМэкв.(KMnO4)=1/5М(KMnO4).
Вариант 11
1. Что такое макроанализ в аналитической химии?
2. Впрактике применяется5-10%-ныеспиртовыерастворыйодадляобработкиран,ссадин,операционногополя.Определите,какойобъем5%-ногораствораможноприготовитьиз10гкристаллическогойода.Чемуравнамолярнаяконцентрацияититрданногораствора?(плотность=0,950г/мл).
Вариант 12
1. Раскройте понятие «метод анализа».
2. Приожогахщелочамипораженныйучастоккоживтечениенесколькихминутпромывают водой,азатемнейтрализуютрастворомуксуснойкислотысмассовойдолей1%.Определите,какаямассауксуснойэссенциисмассовойдолейкислоты60%необходимадляприготовления500г1%-ногораствора.
Вариант 13
1. Характеристики чувствительности методов анализа: коэффициент чувствительности, предел обнаружения, нижняя и верхняя границы определяемых содержаний.
2. В качестве вяжущего и асептического средства используютхлорид цинка. Определите молярную концентрацию, молярную концентрациюэквивалента и титр раствора, содержащего 15 г хлорида цинка в 100 г раствора(плотность=1г/мл).
Вариант 14
1. Какиеошибкиназываютсясистематическими?Случайными?Перечислитеважнейшиевидысистематическихошибок.
2. Хлорид кальция широко используется в лечебной практике. Определите,сколько грамм кристаллического CaCl2· 6H2O и воды потребуется для приготовления 500 мл 3%-ного раствора (плотность=1г/мл). Рассчитайте молярнуюконцентрацию, молярную концентрацию эквивалента и титр этого раствора.
Вариант 15
1. Технический анализ (общий и специальный).
2. Приожогахщелочамипораженныйучастоккоживтечениенесколькихминутпромывают водой,азатемнейтрализуютрастворомуксуснойкислотысмассовойдолей1%.Определите,какаямассауксуснойэссенциисмассовойдолейкислоты10%необходимадляприготовления200г1%-ногораствора.
Вариант 16
1. Химические методы анализа в аналитической химии.
2. Вкачествевяжущегоиасептическогосредстваиспользуютхлоридцинка.Определитемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентаититрраствора,содержащего50гхлоридацинкав1000граствора(плотность=1г/мл).
Вариант 17
1. Физические методы анализа в аналитической химии.
2. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, поправочный коэффициент к ней и титр для раствора с массовой долей уксусной кислоты в нем, равной 1,50 %.
Вариант 18
1. Что такое микроанализ в аналитической химии?
2. В 100,00 см3 раствора содержится 0,6040 г гидроксида натрия. Рассчитайте массовую долю, титр и молярную концентрацию эквивалента гидроксида натрия в растворе, если его плотность равна 1,005 г/см3.
Вариант 19
1. Что такое ультрамикроанализ в аналитической химии?
2. Рассчитайте титр, молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию серной кислоты с титром по оксиду натрия, равным 0,001541 г/см3
Вариант 20
1. Способы выполнения аналитических реакций. 
2. В 500,00 см3 воды растворили 5,0200 г х.ч. хлорида калия. Рассчитайте молярную концентрацию, титр и массовую долю хлорида калия в растворе, если плотность его равна 2,052 г/см3.
Вариант 21
1. Требования к качественным реакциям.
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента, массовую долю и титр для раствора хлорида кальция, имеющего плотность, равную 1,045 г/см3 и титр по нитрату серебра, равный 0,1699 г/см3.
Вариант 22
1. Метрологические основы химического анализа.
2. В 100 г раствора содержится 2,0020 г уксусной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора, титр и его титр по гидроксиду калия (плотность принять равной 1,001 г/см3).
Вариант 23
1. Признаки систематических погрешностей и способы их вычисления.
2. Рассчитайте массовую долю, молярную концентрацию и поправочный коэффициент к ней для раствора серной кислоты с титром по оксиду калия, равным 0,008894 г/см3, если плотность равна 1,010 г/см3.
Вариант 24
1. Классификация погрешностей анализа: абсолютная, относительная, систематическая и случайная.
2. В 100 г раствора с плотностью 1,020 г/см3 содержится 6,9000 г пероксида водорода. Рассчитайте массовую долю Н2О2 в растворе, его титр и молярную концентрацию.
Вариант 25
1. Систематические ошибки и методы устранения.
2. Чему равна молярная концентрация эквивалента, титр и массовая доля гидрата аммиака с титром по триоксиду серы, равным 0,4085 см3 и плотностью 0,980 г/см3?
Вариант 26
1. Что понимают под структурным, изотопным и молекулярным анализом?
2. В 250 см3 воды растворили 0,5162 г оксалата натрия. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента и массовую долю оксалата натрия в растворе, если его плотность равна 1,003 г/см3.
Вариант 27
1.Как различают методы анализа по величине массы анализируемой пробы?
2. Рассчитайте массовую долю, титр и титр по хлороводороду для раствора гидроксида калия, плотность раствора 1,066 г/см3, молярная концентрация –0,5415 моль/дм3.
Вариант 28
1. Раскройте понятие «методика анализа».
2. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, поправочный коэффициент к ней и титр для раствора с массовой долей уксусной кислоты в нем, равной 11,50 %.
Вариант 29
1. Что понимают под качественным и количественным анализом?
2. В 500 см3 воды растворили 0,5000 г оксалата натрия. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента и массовую долю оксалата натрия в растворе, если его плотность равна 1,003 г/см3.
Вариант 30
1. Значение аналитической химии в Вашей будущей специальности.
2. Рассчитайте массовую долю, молярную концентрацию и поправочный коэффициент к ней для раствора серной кислоты с титром по оксиду калия, равным 0,009994 г/см3, если плотность равна 1,010 г/см3.
2.2. КАЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Аналитический сигнал, чувствительность аналитических реакций. Методы качественного анализа. Характеристика аналитических групп катионов и анионов.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
При выполнении заданий по теме необходимо знать кислотно-основную классификацию катионов на аналитические группы и групповые реагенты. Уметь писать уравнения аналитических реакций в молекулярной и ионной формах, полной и сокращенной. При написании реакций обнаружения катионов обратить особое внимание на условия их выполнения и мешающее действие других ионов.
Классификация катионов по кислотно-основному методу
Группа Катионы Групповой реагент Растворимость соед.
І К+, Na+, Lі+, NН4+ Нет Хлориды, сульфаты, гидроксиды растворяются в воде
II Аg+,  РЬ2+, Нg2+ HCl Хлориды не растворяются в воде
III Ва2+ , Sг2+, Са2+ Н2SО4 + +С2Н5ОН Сульфаты не растворяются в воде
IV А13+, Zn2+, Сг3+ , Sn (II), Sn (IV), Аs (III), Аs (V) Избыток конц. NaОН +        3 %-ый раствор Н2О2 Гидроксиды не  растворяются в воде,   но растворяются в избытке  щелочи
V Fе2+, Fе3+, Мg2+, Мn2+, Ві3+, SЬ (III), SЬ (V) Избыток  конц.
NН3*Н2О Гидроксиды не  растворяются в воде   избытке  щелочи, растворе аммиака
VI Cо2+, Ni2+, Cd2+,
Сu2+, Нg2+
Избыток  конц.
NH3*Н2О Гидроксиды не  растворяются в воде   и избытке  щелочи, но растворяются в избытке раствора аммиака
Классификация анионов
Анионы, в отличие от катионов, можно определять в отдельных порциях раствора дробными реакциями в любой последовательности. Но для упрощения анализа их, как и катионы, делят на аналитические группы. В большинстве классификаций разделение анионов основано на разной растворимости солей бария и серебра соответствующих анионов.
I группа анионов – соли бария, нерастворимые в воде. Групповой реактив – раствор BaCl2, имеющий нейтральную или слабощелочную реакцию.
К I группе относятся следующие анионы:
сульфат-ион SO42- , сульфит-ион SO32- , карбонат-ион CO32- , фосфат-ион PO43- , силикат-ион SiO32- , тио-сульфат-ион S2O32- , оксалат-ион C2O42- , хромат-ион CrO42- , борат-ион B4O72- .
II группа анионов – соли серебра, нерастворимые в воде и азотной кислоте.
Групповой реактив - раствор AgNO3 в присутствии HNO3. Ко II группе относятся следующие анионы: хлорид-ион Cl -, бромид-ион Br –, иодид-ион J –, сульфид-ион S2-.
III группа анионов – соли бария и серебра, растворимые в воде. Группового реактива нет. К III группе относятся следующие анионы: нитрат-ион NO3–, нитрит-ион NO2–, ацетат-ион CH3COO –.
Большинство анионов открывается дробным методом с помощью специфичных реакций, поэтому групповые реактивы применяют только при обнаружении анионов соответствующей группы. Это значительно облегчает и ускоряет проведение анализа, так как избавляет химиков-аналитиков в случае отрицательной реакции с групповыми реактивами от необходимости искать в растворе анионы данной группы.
Вопросы для самоконтроля
(по всем группам катионов и анионов)
1. В чем заключается сущность систематического хода анализа? Какие реактивы называются групповыми?
2. В чем заключается сущность дробного метода анализа?
3. Что такое открываемый минимум, минимальное разбавление и предельное
разбавление?
4. Что такое специфичные реакции, селективные реакции?
5. Какие классификации катионов существуют и в чем их различие?
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Что такое открываемый минимум, минимальное разбавление и предельное
разбавление?
2. Характеристикакатионовпятойаналитическойгруппыпокислотно-основнойклассификации.Действиегрупповогореактива.Напишитеуравненияреакцийвмолекулярномиионномвиде.КакойреактивявляетсяспецифическимдляобнаруженияионаFe2+?Представьтедействиееговмолекулярномиионномвиде,указаввнешнийэффект,идайтеназваниеобразующемусявеществу.
Вариант 2
1. Дайте определения понятиям: групповой реактив,мешающие ионы, специфические реакции. Приведитепримеры.
2. Особенностью соли РbCl 2 является способность еёрастворяться: а) в растворе щелочи; б) в горячейводе; в) в концентрированном растворе NH 4 OH .
Вариант 3
1. Важнейшим условием проведения реакции на ион К + является: а) уксусно-кислая среда раствора; б) нагревание; в) отсутствие мешающих ионов. Ответ обоснуйте.
2. Специфической является реакция:
а)FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 33 + 3NaOH
б)FeCl 3 + K 3 PO 4 = FePO 4 + 3KCl
в)FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl.
Вариант 4
1. Аналитической является реакция: а) взаимодействия хлорида бария с нитратом натрия; б) сульфатом железа и роданидом калия; в) водой и карбонатом калия.Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионнойформе.
2. К какой группе анионов относится сульфат – ион(SO42- )? Укажите групповой реагент и напишитекачественную реакцию для данного иона.
Вариант 5
1. Какие ионы относятся к шестой аналитической группе? Напишите уравнение реакции действия группового реактива на ион Сu2+.
2. Напишите формулы а) красной кровяной соли (турнбулева синь); б) желтой кровяной соли (берлинская лазурь). Напишите диссоциацию этих соединений и константу их нестойкости.
Вариант 6
1.Перечислите ионы, относящиеся к пятой аналитической группе. Укажите групповой реактив. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
2.Осуществите превращения: HgCl 2 → HgJ 2 → K 2 [HgJ4]. Дайте название реактиву K2 [HgJ4].
Вариант 7
1. Почему осадок гидроксида марганца белого цвета быстро темнеет? Напишите соответствующие уравнения реакции.
2. Осуществите превращения: АlCl 3 → Al(OH) 3 → KAlO 2 →Al(OH) 3 .Укажите условия проведения реакций.
Вариант 8
1. Напишите уравнение реакции превращения трехвалентного хрома в шестивалентный, используя в качестве окислителя KMnO4.
2. Опишите ход анализа открытия иона К+ в присутствии иона NH4+.
Вариант 9
1. Как открыть ионы К+ и Na+ в смеси? Написать уравнения реакций.
2. Напишите уравнения реакции растворения Al(OH)3 и Zn(OH)2 в избытке щелочи (NaOH или KOH).
Вариант 10
1. Аналитическиереакции. Примеры уравненийтакихреакций.Требования,предъявляемыеканалитическимреакциям.Какиеанионыотносятсякпервойаналитической группе?Охарактеризуйтеихсвойства.Напишитереакцииоткрытиясульфат-иона.
2. Составьтеуравненияреакцийдляанионовпервойаналитическойгруппывмолекулярномиионномвиде(покислотно-основнойклассификации).
Вариант 11
1.Характеристикакатионоввторойаналитическойгруппы.Указатьгрупповойреактивипривестиуравненияреакцийдействияегонакатионыгруппывмолекулярномиионномвиде.ПривестиуравнениеспецифическойреакциинаионPb2+вмолекулярномиионномвидесописаниемусловийпроведенияреакции(покислотно-основнойклассификации). Опишите ход анализа открытия иона Pb2+ в присутствии иона NH4+ .
2. Напишите реакцию действия перекиси водорода в щелочной среде на сульфат хрома(ΙΙΙ).
Вариант 12
1. Опишите методику открытия иона кобальта (Co2+) вприсутствии всех ионов шестой аналитической группы.Напишите уравнения реакций.
2. Напишите уравнение реакции растворения хлоридамагния в присутствии NH4ОH. Почему в реакцииприбавляют NH4Cl по каплям?
Вариант 13
1. Характеристикакатионовпервойаналитическойгруппы.Охарактеризуйтесвойстваэтихкатионов.Приведитепримерыосновныхчастныхреакцийнакатионыпервойгруппы.Условиявыполненияданныханалитическихреакций.Приведитеспецифическуюреакциюнаодинизионовэтойгруппы(покислотно-основнойклассификации).
2.На какой из ионов первой аналитической группы действует Na3 [Co(NO2)]? Напишите уравнение в молекулярной, ионной форме.
Вариант 14
1. Перечислитекатионытретьейаналитическойгруппы.Охарактеризуйтесвойствасоединенийэтихкатионов(растворимостьихоснованийисолей).Действиегрупповогореактиванакатионыданнойгруппы.Составитьуравненияреакцийвмолекулярномиионномвиде(покислотно-основнойклассификации).
2. Напишите уравнение реакции действия гидротартрата натрия на соли, содержащие ионы калия и аммония.
Вариант 15
1. Что такое специфическая реакция? Приведите примеры. Напишите реакции в молекулярной ионной форме. Укажите условия их проведения.
2. Перечислитекатионы,относящиесякIVаналитическойгруппепокислотно-основнойклассификации,укажитегрупповойреактив,егодействие,охарактеризуйтесвойстваэтихкатионов.НапишитеуравнениячастныхреакцийдляионаZn2+.
Вариант 16
1. Перечислитекатионычетвертойаналитическойгруппы.Охарактеризуйтесвойствасоединенийэтихкатионов(растворимостьихоснованийисолей).Действиегрупповогореактиванакатионыданнойгруппы.Составитьуравненияреакцийвмолекулярномиионномвиде(покислотно-основнойклассификации).
2. Почему соляная кислота и её соли являются групповым реактивом на ионы второй аналитической группы? Ответ мотивируйте. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
Вариант 17
1. ПеречислитегрупповыереактивынакатионыV,VIаналитическихгрупппокислотно-основнойкласификации.Напишитеуравненияреакцийдляданныхкатионоввмолекулярнойиионнойформе.
2. Напишите специфическую реакцию действия перекиси водорода в щелочной среде на соединения Сr2 (SO4)3 . Составьте электронное уравнение, используя метод электронного баланса. Определите молярную массу эквивалента окислителя, восстановителя.
Вариант 18
1. Опишитепорядоканалитическогоисследованиянеизвестноговеществапосредствомкачественныхреакций.Охарактеризуйтеиподробноопишитеоперациианализа(предварительноеиспытание,растворениепробы,откры-тиекатионов,открытиеанионов).
2. Опишите реакции открытия иона ртути [Hg2]2+ .Почему белый осадок окрашивается в чёрный цвет?
Вариант 19
1. Классификацияанионов.Какиеанионыотносятсяковторойаналитической группе?Охарактеризуйтеихсвойства.Составьтеуравненияреакцийихоткрытия(кислотно-основнаяклассификация).
2. Опишите ход разделения осадков катионов второй аналитической группы. Напишите соответствующие уравнения реакций, соблюдая последовательность анализа.
Вариант 20
1. Вчемсутьсистематичскогоанализа?Начемоснованоотделениеионовпервойаналитическойгруппыотвторой.Приведитеуравнениясоответствующихреакций.
2. Каким реактивом пользуются для удаления ионов Рb2+ из раствора? Напишите уравнение реакции для перевода растворимой соли свинца в (PbOH)2CO3. Дайте название полученному соединению.
Вариант 21
1. Чтотакоеспецифическаяреакция?Приведитепримерыуравненийспецифическихреакцийдлякатионовпятойаналитическойгруппы(Fe3+,Fe2+,Mn2+).Опишитевнешниеэффекты.Дайтеназванияобразующимсявеществам(используйтекислотно-основнуюклассификацию).
2. Напишите реакции диссоциации K3[Fe(CN)6], K4[Fe(CN)6],укажите заряд комплексообразователя в каждом из этих соединений.
Вариант 22
1. Опишитеходанализапоопределениюсмесикатионовпервойивторойаналитическойгрупп,используякислотно-основнуюклассификацию.Чтопозволяютустановитьпредварительныеиспытания.
2. Напишите уравнение реакции взаимодействия нитрата свинца с сульфатом натрия в иной форме.
Вариант 23
1. Требования,предъявляемыеканалитическимреакциям.Напишитепримерыкачественныхреакцийдляобнаруженияионовмеди, цинка, свинца. К какиманалитическимгруппам относятсяданныекатионы.Охарактеризуйтеэтигруппы.
2. Как открыть ионы хлора в присутствии ионов Br- , J- ?
Вариант 24
1. Характеристикакачественногоанализа.Чтотакоекачественнаяреакция?Рассмотритеглавныеособенностикачественныхреакций(специфичность,интенсивность,чувствительность,селективностьидр.)ПриведитепримерыкачественныхреакцийдлякатионаFe3+.
2. Укажите условия проведения анализа по обнаружению ионов серебра в растворе. Все реакции напишите в ионной и молекулярной форме.
Вариант 25
1. Чтотакоемешающиеионы?Опишитепорядокобнаружениявраствореионовкалияинатриявприсутствиикатионоввторойаналитическойгруппыиаммония(рассматривайтеклассификациюионовпокислотно-основномуметоду).Составьтеуравненияреакцийвмолекулярномиионномвиде.Укажитеусловияихпроведения.
2. Укажите характерные реакции на ион аммония. Напишите уравнения этих реакций в ионной форме.
Вариант 26
1. Дайте определение специфическойреакции. Укажите специфическуюреакциюнаанионйода.Ккакойаналитическойгруппепокислотно-основнойклассификацииотноситсяданныйанион?Охарактеризуйтеэтугруппу.
2. Специфическая реакция открытия иона NH 4 + . Укажите условия обнаружения иона аммония. Напишите уравнения реакции.
Вариант 27
1. Характеристикаанионовтретьейаналитическойгруппыпокислотноосновнойклассификации.Опишитереакцииобнаруженияданныхионоввраствореиусловияихпроведения.Приведитеуравнениясоответствующихреакцийвмолекулярномиионномвиде.
2. Напишите реакцию действия реактива Несслера при обнаружении иона аммония.
Вариант 28
1. Чтотакоегрупповойреактив?Перечислитегрупповыереактивынакатионывторой,третьейичетвертойаналитическихгрупп.НапишитеуравненияреакцийвзаимодействиягрупповогореактивасоответствующейгруппысионамиPb2+,Ba2+,Al3+(покислотно-основнойклассификации).
2. Напишите уравнения реакций действия соляной кислоты на ионы второй аналитической группы в молекулярной и ионной форме.
Вариант 29
1. В чем заключается сущность дробного метода анализа? Приведите пример дробной реакции обнаружения катиона Fe3+.
2. Какие отличительные реакции дает Mg2+?
Вариант 30
1. Какими реакциями можно обнаружить Cl-, Br-, J-, S2- в присутствии друг друга?
2. Какими реакциями можно открыть нитрат-ион в присутствии нитрит-иона?
2.3. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ.
ГРАВИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Гравиметрический анализ: сущность метода, требования, предъявляемые к осаждаемой и гравиметрической формам. Условия количественного осаждения труднорастворимых веществ, последовательность операций и приемы обработки осадков, произведение растворимости.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Факторы, влияющие на полноту осаждения, кристаллические и аморфные осадки, свойства осадков и причины их загрязнения (изоморфное соосаждение, адсорбция, окклюзия), условия получения чистых осадков.
Гравиметрический анализ (весовой)
Гравиметрический анализ – это метод количественного анализа, основанный на точном измерении массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений точно известного постоянного состава.
При гравиметрическом анализе из навески вещества или образца получают осадок или остаток, который взвешивают.
Гравиметрические методы делят на три группы: методы выделения, методы отгонки и методы осаждения. Наибольшее практическое применение из них получили методы осаждения. Поэтому контрольные задания этого раздела даны только по методу осаждения. При выполнении гравиметрического анализа методом осаждения придерживаются следующей последовательности: взвешивают определенную массу средней пробы, переводят ее в раствор, проводят осаждение определяемого вещества, промывают осадок, отделяют осадок фильтрованием, высушивают, прокаливают, взвешивают на аналитических весах и затем производят вычисления результата анализа.
При прокаливании многие осадки изменяют свой состав. Поэтому в гравиметрическом анализе различают осаждаемую и гравиметрическую (весовую) формы осадка. Каждая из них должна соответствовать определенным требованиям. По структуре осаждаемая форма может быть кристаллической или аморфной. Это зависит от индивидуальных свойств анализируемых веществ и условий осаждения. Предпочтение имеют крупнокристаллические осадки.
Для получения точных и надежных результатов анализа боьшое значение в гравиметрии имеет правильный выбор осадителя-реагента. Осадитель должен быть летучим веществом, образовывать малорастворимый осадок, реагировать только с определяемым ионом. Его берут, как правило, в 1,5 раза больше, чем рассчитано по уравнению реакции, чтобы достигнуть полноты осаждения.
Прежде, чем приступить к выполнению гравиметрического анализа, необходимо провести расчет массы навески определяемого вещества (ОВ) и объема осадителя (РВ). Вычисления основываются на практически найденной оптимальной массе весовой форме m(ВФ): для кристаллических осадков она равняется 0,5 г, для аморфных – 0,1 г.
Массу навески рассчитывают по формуле:
(1)
где а – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции перед определяемым веществом;
b – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции перед соединением весовой формы;
m(BФ) – практически найденный коэффициент, равный оптимальной массе весовой формы.
Объем осадителя рассчитывают по формуле:
(2)
Расчеты по обеим формулам носят ориентировочный характер. Поэтому полученные значения m(OB) и V(РВ) округляют до 0,1.
Вопросы для самоконтроля
1. Последовательность аналитических операций в гравиметрическом методе осаждения.
2. Механизм образования осадка и условия осаждения.
3. Требования, предъявляемые к осадкам и весовым формам в гравиметрии.
4. Какие два вида соосаждения существуют в кристаллических осадках?
5. Дайте определение понятиям:   инклюзия и  окклюзия.
6. Что понимают под чистотой аморфных осадков?
7. Посуда и оборудование, которые применяются в гравиметрическом анализе?
Примеры решения типовых задач
Задача 1.Рассчитайте массу навески квасцов КАI(SO4)212H2O, которую следует взять для определения алюминия в виде оксида алюминия, и требующийся для этого объем осадителя.
Решение:
Один из известных способов гравиметрического определения ионов алюминия в его растворимых солях заключается в осаждении осадка Al(ОН)3 при взаимодействии с раствором аммиака с последующим прокаливанием Al(OH)3 и Al2O3.
В данном случае KAl(SO4)212H2O – анализируемое соединение, ОВ;
NH3H2O(NH4OH)- осадитель, РВ;
Al(OH)3 – осаждаемая форма;
Al2O3 - весовая форма;
Al – определяемый элемент.
Записываем уравнения химических реакций, протекающих при этом:
Al3+ + 3ОН-Al(OH)3
t
2 Al(OH)3Al2O3 + 3Н2О, то есть
t
6NH4OH

KAl(SO4)212H2O 2Al(OH)3 Al2O3
Поскольку осадок Al2O3 является аморфным, то массу навески рассчитываем по формуле (1), где m(ВФ) = 0,1 г.

M(KАl(SO4)212H2O)=474 г/моль,
М(Al2O3)=102 г/моль,
А=2, b=1.
3. Рассчитываем объем осадителя по формуле (2). В данном случае осадителем является NH3H2O (NH4OH). Для получения аморфных осадков используют концентрированный раствор: обычно (NH4OH)=25%;

Ответ: 0,1 г; 1,3 см3
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1.Последовательность аналитических операций в гравиметрическом методе осаждения.
2. Перечислитеосновныетребованиякосадку.Отличиеосаждаемойформыотвесовой.Сколькомл0,5нраствораоксалатааммонияпотребуетсядляосажденияионакальцияизраствора,полученногоприрастворении0,7гкарбонатакальция?
Вариант 2
1. Механизм образования осадка и условия осаждения.
2. ДляколичественногоопределенияионабариярастворилинавескуBaCl2∙2H2Oв0.4526г.Какойобъем2нрастворасернойкислотыпотребуетсядляполногоосажденияионабария?
Вариант 3
1. Требования, предъявляемые к осадкам и весовым формам в гравиметрии.
2. ОпределитесодержаниебариявобразцехимическичистогоBaCl2∙2H2O,еслинавескачистогоBaCl2∙2H2Oравна0,4872г.Массаосадкасульфатабарияпослепрокаливаниясоставила0,4644г.
Вариант 4
1. Весовойанализ.Основныеоперациивесовогоанализа.Требования,предъявляемыекосадкам(аморфнымикристаллическим).
2. Сколькомл1нрастворахлоридабарияпотребуетсядляосаждениясульфат-иона,еслирастворено2гмедногокупороса,содержащего5%примесей?Учтитеизбытокосадителя.
Вариант 5
1.Гравиметрическийанализ.Чтоназывается«навеской»?Чемопределяетсявыборвеличинынавескианализируемоговещества?
2. Нааналитическихвесахотвесилинавескув0,7178гх.ч.хлоридакальция.Приготовилиизнее250млраствора.Определитеэквивалентнуюконцентрациюититрданногораствора.
Вариант 6
1. Определениесодержанияразличныхвеществ(примесей)илиэлементоввсельскохозяйственныхобъектах.
2. Приопределениижелезавесовымметодомиз1,5гвеществабылополучено0,48гFe2O3.Чемуравнамассоваядоляжелезавобразце?
Вариант 7
1. Опишитеопределениекристаллизационнойводывмедномкупоросегравиметрическимметодом.
2. Приопределениижелезавесовымметодомиз2,5гвеществабылополучено1,48гFe2O3.Чемуравнамассоваядоляжелезавобразце?
Вариант 8
1. Гравиметрия.Преимуществаинедостаткиметода.
2. Прианализе0,8105гсплаваполучено0,5008гAl2O3.Определитепроцентноесодержаниеалюминиявсплаве.
Вариант 9
1. Что понимают под чистотой аморфных осадков?
2. Какуюнавеску сульфатажелезаFeSO4∙7H2Oследуетвзятьдляопределения внем железа ввидеFe2O3(считая нормуосадка равнойпримерно0,2г).
Вариант 10
1. Весовойанализ.Перечислитеусловияосаждениякристаллическихиаморфныхвеществ.Чтотакоеформаосажденияивесовая(гравиметрическая)форма?
2. Какуюнавеску сульфатажелезаFeSO4∙7H2Oследуетвзятьдляопределения внем железа ввидеFe2O3(считая нормуосадка равнойпримерно0,2г).
Вариант 11
1. Характеристикагравиметрическогоанализа.Чтоназывается«навеской»?Чемопределяетсявыборвеличинынавескианализируемоговещества?
2. Дляанализавзято0,5850гхлоридабария.Приегообработкесернойкислотойобразовалсяосадоксульфатабариявколичестве0,5642г.Сколькограммовбариявходитвсоставосадка?Определитьпроцентноесодержаниебариявовзятойнавеске.
Вариант 12
1. Аналитическиеопределениявесовымметодом.Чтоназывается«навеской»?Чемопределяетсявыборвеличинынавескианализируемоговещества?Основныеоперациивесовогоанализа.
2. Нааналитическихвесахотвесилинавескув0,5168гх.ч.хлоридакальция.Приготовилиизнее250млраствора.Определитеэквивалентнуюконцентрациюититрданногораствора.
Вариант 13
1. Операции гравиметрическогоанализа.Требованиякосадкуиосадителю.
2. ДляколичественногоопределенияионабариярастворилинавескуBaCl2∙2H2Oв0.5241г.Какойобъем1,5нрастворасернойкислотыпотребуетсядляполногоосажденияионабария?
Вариант 14
1. Определенияметодомгравиметрии.Перечислитеусловияосаждениякри-сталлическихиаморфныхвеществ.Чтотакоеформаосажденияивесовая(гравиметрическая)форма?Какимтребованиямонидолжныотвечать?
2. ОпределитесодержаниебариявобразцехимическичистогоBaCl2∙2H2O,еслинавескачистогоBaCl2∙2H2Oравна0,7878г.Массаосадкасульфатабарияпослепрокаливаниясоставила0,5654г.
Вариант 15
1. Требования, предъявляемые к осаждаемой и гравиметрической формам.
2. Какойобъем0,8нрастворахлоридабарияпотребуетсядляосаждениясульфат-иона,еслирастворено2,4гмедногокупороса,содержащего10%примесей?
Вариант 16
1. Что такое индукционный период в методе осаждения?
2. Какойобъем0,15нрастворасернойкислотыпотребуетсядляосажденияионовбарияизнавескинитратабариявеличиной0,55г?
Вариант 17
1. Какие два вида соосаждения существуют в кристаллических осадках?
2. Дляанализавзято0,3850гхлоридабария.Приегообработкесернойкислотойобразовалсяосадоксульфатабариявколичестве0,2642г.Сколькограммовбариявходитвсоставосадка?Определитьпроцентноесодержаниебариявовзятойнавеске.
Вариант 18
1. Перечислитеусловияосаждениякристаллическихиаморфныхвеществ,нормыихдляанализа.Что такоеформаосажденияивесовая(гравиметрическая)форма?
2. Дляопределениясодержаниясульфатакалиягравиметрическимметодомиз3,5гобразца,содержащегосульфаткалия,былополучено3,12гсульфатабария.Определитемассовуюдолюсульфатакалиявобразце.
Вариант 19
1. Укажите оптимальные условия осаждения аморфных осадков.
2. Опишите гравиметрическое определение магния в хлориде магния в виде MgNH4PO46H2O. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.
Вариант 20
1. Весовойанализ.Основныеоперацииданногометода.Какосуществляютопределениекристаллизационнойводывкристаллогидрате?Опишитеходданногоопределения.
2. Вычислитепроцентноесодержаниекристаллизационнойводывмедномкупоросепоследующимданным:массапустоготигля3,52456г,массатигляснавеской4,74115г,массатигляснавескойпослевысушивания4,30355г.
Вариант 21
1. Дайте определение понятиям:   инклюзия и  окклюзия.
2. Какойобъем0,5нрастворасернойкислотыпотребуетсядляосажденияионовбарияизнавескинитратабариявеличиной0,5г?
Вариант 22
1. Для чего применяют переосаждение?
2. Дляанализавзято0,8500гхлоридабария.Приегообработкесернойкислотойобразовалсяосадоксульфатабариявколичестве0,5640г.Сколькограммовбариявходитвсоставосадка?Определитьпроцентноесодержаниебариявовзятойнавеске.
Вариант 23
1. Что такое пептизация в методе осаждения?
2. Нааналитическихвесахотвесилинавескув0,1680гх.ч.хлоридакальция.Приготовилиизнее150млраствора.Определитеэквивалентнуюконцентрациюититрданногораствора.
Вариант 24
1. Требования, предъявляемые к осажденной и гравиметрической форме.
2. Дляопределениясодержаниясульфатакалиягравиметрическимметодомиз5,5гобразца,содержащегосульфаткалия,былополучено2,12гсульфатабария.Определитемассовуюдолюсульфатакалиявобразце.
Вариант 25
1. Какие экспериментальные измерения необходимы при расчете в гравиметрии?
2. ОпределитесодержаниебариявобразцехимическичистогоBaCl2∙2H2O,еслинавескачистогоBaCl2∙2H2Oравна0,6880г.Массаосадкасульфатабарияпослепрокаливаниясоставила0,6655г.
Вариант 26
1. Как вычислить массовую процентную долю w,%  определяемого компонента в навеске?
2. Прианализе0,5105гсплаваполучено0,1008гAl2O3.Определитепроцентноесодержаниеалюминиявсплаве.
Вариант 27
1. Что такое гравиметрический фактор и как его можно рассчитать?
2. Приопределениижелезавесовымметодомиз5,5гвеществабылополучено0,58гFe2O3.Чемуравнамассоваядоляжелезавобразце?
Вариант 28
1. Посуда и оборудование, применяемые в гравиметрическом анализе?
2. Сколькомл0,1нраствораоксалатааммонияпотребуетсядляосажденияионакальцияизраствора,полученногоприрастворении0,5гкарбонатакальция?
Вариант 29
1. Перечислитеосновныетребованиякосадку.Отличиеосаждаемойформыотвесовой.
2. Дляопределениясодержаниясульфатакалиягравиметрическимметодомиз13,5гобразца,содержащегосульфаткалия,былополучено3,12гсульфатабария.Определитемассовуюдолюсульфатакалиявобразце.
Вариант 30
1. Механизм образования осадка и условия осаждения.
2. Вычислитепроцентноесодержаниекристаллизационнойводывмедномкупоросепоследующимданным:массапустоготигля3,52456г,массатигляснавеской6,75125г,массатигляснавескойпослевысушивания 5,30350г.
2.4. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ.
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА
Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):
Титриметрический анализ: сущность метода, прямое и обратное титрование, титрование заместителя. Методы титриметрического анализа, требования, предъявляемые к реакциям в титриметрическом анализе, измерительная посуда, вычисления в титриметрическом анализе, титрование, точка эквивалентности и конечная точка титрования, стандартные и стандартизированные растворы,
Кислотно-основное титрование: сущность метода, первичные стандарты для растворов кислот и щелочей, точка нейтральности, точка эквивалентности и конечная точка титрования, вычисление рН в различные моменты титрования и построение кривых титрования сильных и слабых кислот и оснований.
Комплексонометрическое титрование: сущность метода, свойства комплексных соединений, используемые в аналитической химии, комплексоны, комплексонаты, этилендиаминтетраацетат натрия как титрант в комплексонометрии, металлиндикаторы.
Окислительно-восстановительное титрование: перманганатометрия, иодометрия, дихроматометрия, индикаторы, применяемые в окислительно-восстановительном титровании.
Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):
Первичные стандарты и предъявляемые к ним требования, фиксаналы, стандартизированные растворы, источники погрешностей в титриметрии.
Теории кислот и оснований, константы кислотности и основности, кислотно-основные индикаторы, интервал перехода окраски индикатора, выбор индикатора.
Сущность титриметрического анализа
Титриметрический анализ (объемный) – метод определения количества вещества путем точного измерения объема растворов веществ, вступающих между собой в реакцию. Титриметрический - от слова титр.
По сравнению с гравиметрическим методом, титриметрический анализ занимает несколько минут. Это дает большое преимущество, хотя в точности этот метод уступает гравиметрии.
Титр – количество г. вещества содержащегося в 1 мл. раствора или эквивалентное определяемому веществу. Например, если титр H2SO4 равен 0,0049 г/мл, это значит, что каждый мл раствора содержит 0,0049 г. серной кислоты.
Раствор, титр которого известен, называется титрованным. Титрование– процесс добавления к исследуемому раствору или его аликвотной части эквивалентного количества титрованного раствора. При этом используются стандартные растворы – фиксаналы – растворы с точной концентрацией вещества (Na2CO3, HCl).
Необходимым условием применения титриметрического метода является применение реакций, которые отвечают следующим требованиям:
высокая скорость реакции;
реакция должна протекать до конца;
реакция должна быть высоко стехиометричной;
иметь удобный метод фиксирования конца реакции.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Главная задача титриметрического анализа – не только использовать раствор точно известной концентрации (фиксанал), но и правильно определить точку эквивалентности.
Существует несколько способов зафиксировать точку эквивалентности:
По собственной окраске ионов определяемого элемента, например марганца в виде аниона MnO4-
По веществу-свидетелю
Пример: Ag+ + Cl- AgCl
Ag+ + CrO4 Ag2CrO4 (ярко оранжевая окраска)
В колбу, где требуется определить ион хлора, добавляют небольшое количество соли K2CrO4 (свидетель). Затем из бюретки постепенно добавляют исследуемое вещество, при этом первыми в реакцию вступают ионы хлора и образуется белый осадок (AgCl), т. е. ПР AgCl<< ПР Ag2Cr O4.
Таким образом, лишняя капля нитрата серебра даст ярко оранжевую окраску, т. к. весь хлор уже прореагировал.
III. С помощью индикаторов: например, при реакции нейтрализации используют кислотно-щелочные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метил оранж – органические соединения изменяющие окраску при переходе от кислой к щелочной среде.
Индикаторы– органические красители, которые меняют свою окраску при изменении кислотности среды.
Схематически (опуская промежуточные формы) равновесие индикатора можно представить как кислотно-основную реакцию
HIn +H2O In- + H3O+
H2O H+ + OH-
H+ + H2OH3O+
На область перехода окраски индикатора (положение и интервал) влияют все факторы, от которых зависит константа равновесия (ионная сила, температура, посторонние вещества, растворитель), а также индикатора.
В случае, когда применение индикаторов невозможно, тогда фиксирование точки эквивалентности проводят по изменению физических свойств.
В кондуктометрическом титровании измеряют электропроводность, в потенциометрическом – окислительно-восстановительный потенциал раствора.
Классификация методов титриметрического анализа
Методы титриметрического анализа можно классифицировать по характеру химической реакции, лежащей в основе определения веществ, и по способу титрования.
I. По характеру химической реакции методы классифицируются как:
1. Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации нейтрализация - это реакции с изменением pH растворов. Этим методом определяют количество кислоты или щёлочи в анализируемом растворе. Метод основан на реакции взаимодействия кислот и оснований.
Н+ + ОН ¯ = Н2О
Метод кислотно-основного титрования делится на алкалиметрию и ацидометрию. Ацидометрию применяют для определения сильных и слабых оснований и т.д. Алкалиметрию применяют для определения сильных и слабых кислот.
2.Метод осаждения и комплексообразования (аргентометрия). Эти методы основаны на осаждении того или иного иона в виде малорастворимого соединения или связывания его в малодиссоциированный комплекс. Например, аргентометрия применяется для количественного определения галогенидов в реакции с нитратом серебра.
Ag+ + Hal¯ →AgHal↓
AgNO3 + HCl
Ag+ + Cl- AgCl
3.Окислительно-восстановительное титрование (редоксиметрия):
Методы основаны на реакциях окисления и восстановления. Их называют по применяемому реагенту:
а) перманганатометрия (окисление KMnO4);
б) йодометрия (используется реакция окисления йодом, или восстановления I¯-ионами);
в) броматометрия (KBrO3);
г) бромометрия – Br2, Br¯;
д) дихроматометрия (окисление K2Cr2O7);
е) цериметрия (окисление Ce4+ → Ce3+);
ж) титанометрия (TiCl3);
з) ванадометрия (NH4VO3); и т.д.
II. По способу титровани
1.прямое титрование. При прямом титровании титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. Такой способ применим только при выполнении всех требований, перечисленных выше.
2.обратное титрование (с избытком), используется при медленно протекающей реакции. Если скорость реакции мала, или не удается подобрать индикатор, или наблюдаются побочные эффекты, например потери определяемого вещества вследствие летучести, можно использовать прием обратного титрования: добавить к определяемому веществу заведомый избыток титранта Т1, довести реакцию до конца, а затем найти количество непрореагировавшего титранта титрованием его другим реагентом Т2 с концентрацией с2. очевидно, что на определяемое вещество затрачивается количество титранта Т1, равное разности сТ1VT1 – cT2VT2.
3. Метод замещения применяют, когда трудно определить точку эквивалентности. К веществу добавляют какой-либо реагент, при взаимодействии с которым количественно выделяется продукт реакции. Например, Cr2+ легко окисляется кислородом воздуха, поэтому его замещают эквивалентным количеством Fe3+.
Cr2+ + Fe3+ → Cr3+ + Fe2+
Образующийся Fe2+ оттитровывают реагентом и определение точки эквивалентности не встречает затруднений.
Каким бы из методов ни проводилось определение, всегда предполагается:
1) Точное измерение объемов;
2) Наличие титрованного раствора, при помощи которого проводят титрование;
3) Вычисление результатов анализа.
Приготовление титрованных растворов
Титрованными растворами называются растворы точно известной концентрации. Существует три способа приготовления титрованных растворов.
1. По точной навеске. На аналитических весах берут точную навеску соответствующего вещества, растворяют ее в мерной колбе и доводят объем раствора водой до метки. Затем вычисляют его титр. T= a/V; г/мл
Такие растворы называют стандартными.
Данный способ применим далеко не всегда. Вещества должны удовлетворять следующим требованиям:
Вещество должно быть химически чистым.
Состав вещества должен строго соответствовать формуле.
Вещество должно быть устойчивым при хранении и в твердом виде, и в растворе.
Желательна большая эквивалентная масса вещества.
2.Титрование другим стандартным раствором. Если вещество не удовлетворяет перечисленным требованиям, то готовят раствор с приблизительной концентрацией. Параллельно готовят другой титрованный раствор. Затем один раствор оттитровывают другим раствором. Зная концентрацию стандартного раствора, вычисляют точную концентрацию приготовленного раствора. Такие растворы называют стандартизированными растворами, рабочими растворами.
3. Из фиксаналов. Фиксаналы – это заполненные ампулы, в которые помещены вещества с точно известной концентрацией.
Титрование можно проводить двумя способами
1. Метод пипетирования. Навеску исходного вещества растворяют в мерной колбе. Пипеткой отбирают отдельные порции раствора, называемые аликвотой, и титруют их.
2. Метод отдельных навесок. Берут навески анализируемого вещества и, растворивкаждую из них в произвольном объеме воды, целиком титруют получаемые при этом растворы.
Вычисление результатов определений в титриметрическом анализе
В титриметрии приходится проводить различные расчеты для приготовления или разбавления растворов, переходя от одной концентрации к другой.
Наиболее употребляемые концентрации – это нормальность и титр. Все расчеты проводят в следующей последовательности:
Составляют уравнение реакции, на которой основан анализ.
Вычисляют эквиваленты веществ, участвующих в реакции.
Проводят вычисления с точностью до 4 значащих цифр после запятой.
В основу всех расчетов в аналитической химии в титриметрическом анализе положен законэквивалентов, согласно которому с одним эквивалентом вещества А взаимодействует один эквивалент реактива В.
nA = nB NA*VA = NB*VB
NA = NB*VB/VA
При известной нормальности вещества А можно рассчитать его титр ТА, перейдя к массе вещества А.
TA = NA*ЭА/1000
Далее можно определить массу вещества А:
T = mA/VA mA = NA*ЭА*VA/1000
Также, в расчетах часто используют титр по определяемому веществу – это масса определяемого вещества в граммах, взаимодействующая с 1мл данного раствора.
Например, титр раствора, содержащего 36,5 гHCl в 1л раствора равен Т HCl = 36,5/1000 = 0,0365г/мл. Т по опред. вещ-ву находим по реакции:
HCl + NaOH → NaCl + H2O В этой реакции 36,5 г HCl взаимодействует с 40 г NaOH
36,5 г − 40 г0,0365 г/мл – x
THCl/NaOH = 0,0365*40/36,5 =0,40
THCl/NaOH =THCl*M(1/zNaOH)/M(1/zHCl)
THCl/NaOH =NHCl*M(NaOH)/1000
THCl/NaOH/THCl = M(1/zNaOH)/M(1/zHCl)
Основные уравнения для титриметрического анализа
N1V1 = NxVx,
где N1 – нормальность титранта
V1 – количество раствора, которое вылили из бюретки для химической реакции
NxVx – характеристика искомого вещества


а – навеска анализируемого вещества.
Вопросы для самоконтроля
1. Как классифицируют методы титриметрического анализа?
2.Титриметрические методы анализа, классификация методов по характеру реакции, лежащей в основе титрования.
3.Требования, предъявляемые к титриметрическим реакциям.
4. Способы титрования (прямое, обратное, заместительное).
5. Приготовление первичных и вторичных стандартных растворов.
6.Способы установления конечной точки титрования.
7. Расчет результатов титриметрического анализа.
Варианты контрольных заданий
Вариант 1
1. Сущностьметоданейтрализации.Сколькограммовгидроксидакальциятребуетсянанейтрализацию0,5моль-эквкислоты?
2. Классификацияоксидиметрическихметодованализа.Реакции,лежащиевосновеметода?Уравняйтереакциюметодомэлектронногобалансаирассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя:
KMnO4+Cr2(SO4)3+KOH=K2CrO4+MnO2+K2SO4+H2O
3. Наокисление25мл0,02нрастворасолиМоратребуется40млраствораперманганатакалия.Определитеэквивалентнуюконцентрациюититрраствораперманганатакалия.
4. Опишитеходопределенияжесткостиводыкомплексонометрическимметодом.Чемуравнажесткостьводы,еслинатитрование100млводыпотребовалось5мл0,1нтрилонаБ?
5. СущностьметодаФольгарда.Рабочийрастворметода,какустанавливаетсяточкаэквивалентностивданномметоде.Составьтеуравнениясоответствующихреакций.Сколькограммовроданидааммониянеобходимовзять,чтобыприготовить1л0,05нраствора?
Вариант 2
1. Объемный(титриметрический)анализ:сущностьанализа,общаяхарактеристика,условия,необходимыедляегореализации.Классификацияметодовобъемногоанализа.
2. Рассчитайтемассугидроксидакалияврастворе,еслинаеготитрованиеизрасходовано15,4млсернойкислотыс титром=0,002656г/мл.
3. Методперманганатометрии,особенностиметода.ПрититрованиисолиМораперманганатомкалияпротекаетреакция:
FeSO4+KMnO4+H2SO4=MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O
4. Характеристикаосадительноготитрования.ВчемсущностьметодаМора?Какиереакциилежатвосновеметода?НатитрованиераствораNaCl расходуется 30млраствораAgNO3ститром по хлору0,003512г/мл.Определитеколичествохлорид-ионоввтитруемомрастворе.
5. Жесткостьводы.Способыееустранения.Напишитеуравнениясоответствующихреакций.Определитежесткостьприроднойводы,еслив1литрееесодержится0,30гсульфатамагния.
Вариант 3
1. Как классифицируют методы титриметрического анализа?
2. Методнейтрализации.Общаяхарактеристикаметода.Рабочиерастворы.Точкаэквивалентности,определениееевданномметоде.ОпределитесредураствораивеличинурНвточкеэквивалентностипрититрованииуксуснойкислотыгидроксидомнатрия.Укажитеиндикатор,которыйиспользуютдляустановленияточкиэквивалентностивданномслучае.Составьтесоответствующиеуравненияреакций.
3. Составьтеуравненияреакциймеждуперманганатомкалияисульфитомнатриявкислой,щелочнойинейтральнойсредеирассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя.
4. Какиевеществаможноанализироватьметодомаргентометрии?Вчемсущностьданногометода?Сколькограммовнитратасеребрапотребуетсядляосаждениянавескихлоридакалиямассой7.45г?
5. Чемопределяетсявременнаяжесткостьводы?Какееможноустранить?Приведитеуравнениясоответствующихреакций.Временнаяжесткость воды=4,5ммоль-экв/л.Вычислите,какоеколичествогидрокарбонатакальциясодержитсяв6литрахтакойводы.
Вариант 4
1. Расчет содержания определяемого вещества по нормальности, по титру стандартного раствора, по титру, выраженному по определяемому веществу.
2. Чтотакоеиндикаторы?Какиеиндикаторы применяютсяпри определенияхметодомнейтрализации?Чтотакоеобластьпереходаиндикатора?КакуюокраскуимеетметилоранжприрН≤3,1;прирН≥4,4?Вкакомслучаетитрованияможноприменятьданныйиндикатор?
3. Какойобъем0,02нраствораперманганатакалиятребуетсядляокисления0,1моль-эквсолиМора?Составьтеуравнениереакции,протекающейприданномслучаетитрования.
4. КакустанавливаетсяточкаэквивалентностивметодеМора?Составьтеуравненияпротекающихприэтомреакций.Какойобъем0,1нрастворасолянойкислотыпотребуетсядляосаждениясеребраизнавескинитратасеребрамассой0,6г?
5. КакиевидыжесткостиводыВамизвестны?Сколькогашенойизвестинадоприбавитьк1м3воды,чтобыустранитьеевременнуюжесткостьравную3,6ммоль-экв/л?
Вариант 5
1. Расчет содержания определяемого вещества методом обратного титрования.
2. Типичныеслучаититрованиявметоденейтрализации.Сколькограммовгидроксидабариябыловрастворе,еслинанейтрализациюэтогораствораизрасходовано25мл0.8нраствораНCl?
3. Составьтеуравнениереакциивзаимодействияперманганатакалияссульфатомжелеза(II)всернокисломраствореирассчитайте,сколькограммовперманганатакалияпотребуетсядляокисления20гсульфатажелеза(II)вданныхусловиях.
4. Требованиякреакциям,используемымвметодеосаждения.Сколькомл0,15нрастворасолянойкислотыпотребуетсядляосаждениясеребраизнавескинитратасеребрамассой0,6грамма.
5. Комплексонометрическоетитрование.Сущностьметода.Рабочийрастворметода.Индикаторы.Приведитеуравненияреакций,протекающихприиспользованииданногометода.
Вариант 6
1. Кривые титрования. Графический способ изображения.
2. Чтотакоемолярнаяконцентрация,молярнаяконцентрацияэквивалентовититрраствора?Рассчитайтемолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентовититрраствораортофосфорнойкислоты,еслив3-хлегосодержится19,6гее.
3. Сколькограммовперманганатакалияпотребуется наокисление0,3моль-эквщавелевойкислотывкислойсреде?Составьтеуравнениеданнойреакцииирассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя.
4. Какимусловиямдолжныудовлетворять реакции,используемыевметодеосаждения?Какподразделяютсяметодыосажденияпорабочимрастворам?Сколькограммовнитратасеребранеобходимодляприготовления5л0,5нрабочегорастворадляметодаМора?
5. Натитрование 200млводыизрасходовали10мл0,1нраствора комплексонаIII.Определите,чемуравнажесткостьтакойводы.
Вариант 7
1. Кислотно-основные индикаторы. Теория кислотно-основных индикаторов. Индикаторные ошибки.
2. Сутьзаконаэквивалентов.Законэквивалентовдляреагирующихрастворов. Определитеобъем0,5нрастворасернойкислоты, необходимыйдлянейтрализации150мл0,1нрастворагидроксидакалия.
3. Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентовраствораперманганата калия ититрперманганата калия пожелезу,еслинатитрование навески0,1228гхимическичистойщавелевойкислотыH2C2O4∙2H2Oрасходуется30,0млраствораперманганатакалия.
4. Определитемассухлориданатрия в250млраствора,еслинатитрование25млэтогорастворатребуется26,45мл0,05нрастворанитратасеребра.
5. ОпределитьмассовуюдолюпримесейвMgSO4∙7H2O,еслипослерастворениянавескимассой0,2г,магнийоттитровали14,64мл0,1100нраствораЭДТА.
Вариант 8
1. Выбор индикаторов для титрования.
2. Опишитеосновныеслучаититрованиявметоденейтрализации.Чтотакоекривыетитрования,какихполучают?Как,используякривуютитрования,правильновыбратьиндикатор?Определитеэквивалентнуюконцентрациюититррастворасернойкислоты,еслиизвестно,чтонанейтрализацию0,09моль-эквщелочипрититрованиибылоизрасходовано20млраствораэтойкислоты.
3. Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентоврабочегораствораперманганатакалияиеготитр,еслинатитрование10млэтогораствораизрасходовано9,5мл0,1514нрастворащавелевойкислоты.
4. Натитрование25млрастворахлоридакалиязатрачен22млрастворанитратасеребраститром0,003588г/мл.Определитемассухлорид-ионовврастворе.
5. Сколькогашенойизвестинадоприбавитьк15литрамводы,чтобыустранитьеевременнуюжесткость=4,5ммоль-экв/л?
Вариант 9
1. Что представляет показатель титрования рТ?
2. Какиерастворыназываютсястандартными,стандартизированными?Чтотакоетитрование, способы титрования, эквивалентная точкатитрования?
Фиксированиеточкиэквивалентностивразличныхметодахтитриметрическогоанализа.Приведитепримеры.
3. Навеска2,440гтехническогосульфитанатриярастворенавмернойколбеемкостью250мл.К25мл этогорастворадобавили 50 мл 0,1н растворайода,избытоккоторогооттитровали30мл0,1нрастворатиосульфатанатрия.Найдитемассовуюдолюсульфитанатриявобразце.
4. Сколькограммовнитратасеребранеобходимодляприготовления2-хлитров0.4нраствора.Определитетитрданногораствора.
5. Рассчитайте,чему равнажесткостьводы,еслинатитрование200млводыпотребовалось12мл0,1нкомплексонаIII.
Вариант 10
1. Сущность редоксиметрических методов анализа. Классификация методов по названию титранта.
2. Натитрование25млрастворахлоридакалиязатрачен22млрастворанитратасеребраститром0,003588г/мл.Определитемассухлорид-ионовврастворе.
3. Составьтеуравнениереакциимеждуйодомитиосульфатомнатрия,уравняйтеметодомэлектронногобаланса.Рассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя.
4. Нааналитическихвесахотвесили0,9319гтехническойсолихлоридакалия,раствориливмернойколбеемкостью250мл.Прититровании25,02млданногораствораизрасходовали21,30мл0,05141нрабочегорастворанитратасеребра.Определитепроцентноесодержаниехлоридакалиявтехническомпродукте.
5. СколькоCa(HCO3)2содержитсяв1м3воды,временнаяжёсткостькоторойравна3ммоль-экв/л.
Вариант 11
1. Требования, предъявляемые к реакциям, применяемым в редоксиметрии.
2. Вчемзаключаетсясущностьионнойтеориииндикаторов?ОбластипереходаважнейшихрН-индикаторов.Выбориндикаторавметоденейтрализации.Диссоциациюиндикатораможновыразитьуравнением:
HJnd(красный)↔H++Jnd-(синий)
Определитеокраскуиндикаторавнейтральной,кислойищелочной среде.
3. Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентовититрперманганатакалия,еслинатитрование0,1моль-экврастворащавелевойкислотыизрасходовано15млраствораKMnO4.Составьтеуравнение соответствующейреакции.
4. Какоеколичествоосадкаобразуетсяпривзаимодействии100гнитратасеребрас50гсолянойкислоты?
5. Жесткостьводыизскважиниколодцевдостигает8ммоль-экв/л.Дляумягчениятакойводыможноиспользоватьзолуподсолнечника,вкоторойсодержитсяоколо20%карбонатакалия.Рассчитайтесколькограммовзолынужноизрасходовать,чтобыустранитьжесткостьв50лтакойводы.
Вариант 12
1. Редокс - индикаторы.
2. Вмернуюколбуемкостью100млперенеслии раствориливводе0,6504гтехническойщавелевойкислоты.Натитрование10млполученногорастворапошло9,85мл0,1026нрастворагидроксиданатрия.Определитемассовуюдолю(%)H2C2O4∙2H2Oвтехническойщавелевойкислоте.
3. Закончитеуравнениереакции,уравняйтеегоспомощьюметодаэлектронногобалансаирассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя:
K2Cr2O7+ H2SO4+NaNO2→
4. 4,8504гтехническогоедкогонатрарастворилив50-70млводыиперенесливмернуюколбу емкостью250мл.Нейтрализовалищелочьвэтойколбеконцентрированнойазотнойкислотой,долиливодудометкинаколбеираствортщательноперемешали.К25,02млполученногораствораприлили30,00мл0,05140нрастворанитратасеребра.Натитрованиеизбытканитратасеребрапошло21,30мл0,05290нрастворароданидааммония.Определитепроцентноесодержаниехлориданатриявтехническомпродукте.
5. Натитрование 400млводыизрасходовали20мл0,1нраствора комплексонаIII.Определите,чемуравнажесткостьтакойводы.
Вариант 13
1. Примеры определения окислителей и восстановителей редоксиметрическим методом анализа.
2. Что являетсярабочими растворами вметоденейтрализации?Способыихприготовления.Укажите,какуюизперечисленныхсолейможноиспользоватьвметоденейтрализации:Na2SO4,Ca(NO3)2,K2CO3.Объяснитеправильностьвыбора.Напишитеуравнениегидролизаэтойсоли,укажитехарактерсредыраствораданнойсолиирабочийраствордляеетитрования.
3. Определитемолярную концентрацию эквивалентовититрраствора перманганатакалия,если38,5гперманганатакалияраствориливколбеидовелиобъемдо250мл(средакислая).
4. Определитеколичествоосадителя(солянойкислоты)дляосаждениясеребраизнавескиAgNO3в0,9254г.Составьтеуравнениереакции.
5. Натитрование250млводопроводнойводыбылозатрачено7,5мл0,1нрастворакомплексонаIII.Определитежесткостьводы.
Вариант 14
1. Перманганатометрия, сущность метода.
2. Вычислениявобъемноманализе.Вычисления,связанныесприготовлениемиразбавлениемрастворов.Вычислитьмолярнуюконцентрацию,молярнуюконцентрациюэквивалентовититр16%растворафосфорнойкислоыплотностью1,1г/мл.
3. Определитемолярнуюконцентрациюэквивалентоврастворайодаиеготитр,еслинатитрование23млйодапошло10,67мл0,056нрастворатиосульфатанатрия.Составьтесоответствующееуравнениереакции.Ккакомуметодутитрованияотноситсяданныйспособ?Вчемегоособенности?
4. Вмернойколбеемкостью500млрастворили5,36гхлоридакалия.К25мл этого раствора прибавили50мл0,0847н раствора нитрата серебра. Избытокнитратасеребраоттитровали23,88млроданидааммонияститром=0,01068г/мл.Рассчитайтемассовуюдолюхлоридакалиявобразце.
5. Определитекарбонатнуюжесткостьводы,еслинатитрование100млводыпошловсреднем12,25мл0,1016нрастворасолянойкислоты.
Вариант 15
1. Приготовление первичных и вторичных стандартных растворов в перманганатометрии.
2. Образецтехническогооксидамагниямассой0,1535грастворилив40млсолянойкислотыститром=0,003646г/мл.Избытоксолянойкислотыоттитровали5,5млрастворагидроксиданатрияститром=0,00404г/мл.Вычислитемассовуюдолюоксидамагниявобразце.
3. Опишите,какпроводятсяколичественныеопределенияхроматометрическимметодом?Ккакойгруппеметодовонотносится?Закончитеуравнениереакции,уравняйтеегометодомэлектронногобалансаирассчитайтемолярнуюмассуэквивалентовокислителяивосстановителя:
K2CrO4+HCl=Cl2+CrCl3+KCl+H2O
4. Какойобъем0,12нрастворасолянойкислотыпотребуетсядляосаждениясеребраизнавескинитратасеребрамассой0,55г?
5. Сколькогашенойизвестинадоприбавитьк40литрамводы,чтобыустранитьвременную жесткость воды,равную4,2ммоль-экв/л?Составьтеуравнениесоответствующейреакции.
Вариант 16
1. Йодометрия, характеристика метода.
2. Опишитеодинизвозможныхслучаевтитрованиявметоденейтрализации–титрованиесильнойкислотысильнымоснованием.Чемуравенскачокнакривойтитрованиявданномслучае?Какойиндикаторможноприменитьдляустановленияточкиэквивалентностиипочему?Определитемассугид-роксиданатрияврастворе,еслинаеготитрованиеизрасходовано30млрас-творасолянойкислоты,ститром0,003646г/мл?
3. Какойобъем0,02нраствораперманганатакалиядостаточендляокисления0,112гжелеза,содержащегосявсолиМора?
4. Какоеколичествоводыследуетприбавитьк500мл0,1250нрастворанитратасеребра,чтобыполучить0,1нраствор?
5. Вчем заключается сущностькомплексонометрии? Назовите важнейшиекомплексоны.Составьтеихструктурныеформулы.ВчемсостоитпреимуществокомплексонаIIIпосравнениюскомплексономII?Какиеиндикаторыприменяютвданномметоде?
Вариант 17
1. Осадительное титрование. Сущность метода. Примеры.
2. Рассчитайте,сколькоконцентрированнойсолянойкислотыплотностью1,19г/млнадовзятьдляприготовления1литра0,1нраствора.Определитетитрданногораствора.
3. Составьтеуравнениереакции,протекающейпрититрованиисолиМораперманганатомкалия.Уравняйтеееметодомэлектронногобалансаирассчитайтемолярныемассыокислителяивосстановителя.Ккакомуметодуоксидиметрическогоанализаотноситсяданныйспособтитрования?
4. Сколькограммовнитратасеребранужновзять,чтобыприготовить3литра0.15нраствора.Определитетитрданногораствора.
5. Сколькогашенойизвестинадоприбавитьк10литрамводы,чтобыустранитьвременную жесткость воды,равную3,6ммоль-экв/л?Составьтеуравнениереакции.
Вариант 18
1. Роданометрия. Сущность метода.
2. Наосновекакогозаконапроводятсявычислениявтитриметрическихметодаханализа?Приведитеформулировкуиразличныематематическиевыраженияего.Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентаититррастворагидроксидабария,еслинатитрование10,5млегоизрасходовано12,5мл0,12нраствораазотнойкислоты.
3. Методйодометрии.Особенностиметода.Определите,какойобъем5%раствораможноприготовитьиз10гкристаллическогойода.Плотностьраствора0,950г/мл.
4. Навескуприродногохлоридав7,400грастворилиидовелиобъемрастворадо250мл.Взяли50млэтогораствора,осадилиизнегоионыхлорадействием40мл0,9540нрастворанитратасеребра.Послеэтогонатитрованиеизбытканитратасеребрапошло19,35мл1,0500нрастворароданидаам-мония.Вычислитепроцентноесодержаниехлоравприродномхлориде.
5. Определитевременнуюжёсткостьводы,еслидляустраненияна1000млводыпонадобилосьприбавить40гNaOH.
Вариант 19
1. Аргентометрия.Сущность метода.
2. Теорияиндикаторов.Чтотакоеобластьпереходаиндикатора?Диссоциациюиндикатораможновыразитьуравнением:
JndOH↔Jnd++OH-
(синий) (желтый)
Определитеокраскуиндикаторавнейтральной,кислойищелочнойсреде,основываясьнапринципеЛеШателье.
3. Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентовперекисиводорода,еслинатитрование9.5млраствораизрасходовано15мл0,13нраствораKMnO4.Составьтесоответствующееуравнениереакции.
4. Натитрованиерастворахлориданатриярасходуется35млрастворанитратасеребраститромпохлору0,004115г/мл.Определитемассухлоридионовврастворе.
5. Вмернойколбеемкостью200млрастворили хлоридалюминия.К 20млэтогоратсворадобавили25млтрилонаБсмолярнойконцентрациейэквивалентов0,05н.ИзбытоктрилонаБоттитровали10,50млсульфатамагнияститром=0,001525г/мл.Рассчитайтемассухлоридаалюминия,взятуюдляприготовленияраствора.
Вариант 20
1. Комплексонометрическое титрование. Характеристика метода.
2. Сколько граммов карбоната натрия Na 2 CO 3 было взято,если после растворения его в мерной колбе на 250 мл идоведения водой до метки из полученного раствора быловзято 25 мл пипеткой и на титрование этого количествараствора пошло 20,2 мл 0,101н раствора соляной кислоты?
3. Рассчитайте, сколько граммов KMnO 4 нужно взять дляприготовления 100 мл 0,5н раствора. Среда кислая.Определите титр этого раствора.
4. Сущностьаргентометрии.Рабочийрастворметода.Какимобразомопределяетсяточкаэквивалентности?Каким требованиямдолжны отвечатьреакциивданномметоде?Составьтеуравнениясоответствующихреакций.Недостаткиметода.
5. Вычислитемассовуюдолю(%)карбонатакальцияикарбонатамагниявизвестняке,еслипослерастворения2,00гизвестнякаполучили200млраствора.Натитрование20млданногорастворадляопределениясуммарногосодержаниямагнияикальция израсходовали18,50мл0,1нраствораЭДТА, анатитрованиекальциясмурексидомвотдельнойпробезатратили5,15млэтогожераствораЭДТА.
Вариант 21
1. Какую окраску имеют индикаторы лакмус, метилоранж и фенолфталеин при рН 3,2; 6; 8?
2. Какая из названных кислот: HCl (соляная), НNO3 (азотная), или Н2SO4 (серная), используется в методе перманганатометрии? Объясните почему?
3. Вычислите нормальную концентрацию и титр раствора H2SO4, если на титрование 50,00 мл. раствора Na2CO3, полученного растворением 0,50г. Na2CO3 (х.ч.) в мерной колбе объемом 200 мл., израсходовано 24,00 мл. раствора Н2SO4.
4. На нейтрализацию 40,00 мл. раствора серной кислоты израсходовано 24,00 мл. 0,2н. раствора щелочи NaOH. Какое количество H2SO4 содержится во взятом объеме раствора?
5. На титрование 0,05 л пробы воды потребовалось 4,80 мл раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1005 моль/л. Какой вид жёсткости воды определён и чему он равен? Напишите уравнение реакции протекающей при титровании.
Вариант 22
1. Почему при титровании одного и того же раствора с разными индикаторами результаты титрования получаются различными?
2. Чему равен фактор эквивалентности КМnО4 и в какойсреде проходит реакция, если идет его восстановление до MnO2?
3. На титрование раствора, приготовленного растворением 0,1020гр. NaCl в произвольном объеме воды, израсходовано 38,40 мл. раствора AgNO3. Определите нормальную концентрацию раствора AgNO3 и титр раствора AgNO3 по хлору. Составьте уравнения реакций, которые происходят при титровании.
4. Сколько граммов NaCl содержится в 250,00мл. раствора, если на титрование 10,00 мл. этого раствора израсходовано 20,40 мл. 0,05н. раствора AgNO3? Составьте уравнения реакций, которые приходят при титровании.
5. На титрование 50 мл воды затрачено 7,5 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,02405 моль/л. Чему равна общая жёсткость анализированной воды?
Вариант 23
1. Какая реакция среды а)кислая, б)щелочная или в)нейтральная лежит в основе количественных определений методом Мора и почему?
2. Чему равен фактор эквивалентности и молярная масса эквивалента фосфорной кислоты H3PO4, если при нейтрализации кислоты щелочью образовалась соль гидрофосфат?
3. На титрование 10 мл. 0,1н. раствора серной кислоты пошло 5мл. раствора щелочи гидроксида натрия. Чему равна нормальная концентрация раствора щелочи?
4. Какой раствор KMnO4 нормальной концентрации:а) в кислой среде; б) в нейтральной средебудет соответствовать одномолярному раствору KMnO4 (1 M. КМnО4).
5. Чему равна общая жесткость воды, если на титрование 100,00 мл. ее израсходовали 12,15 мл. 0,1022 н. раствора трилона Б(ЭДТА). Является ли эта вода жесткой или мягкой?
Вариант 24
1. Назовите основные условия комплексонометрического титрования при определении общей жесткости воды и как они осуществляются?
2. Вычислите нормальную концентрацию катиона Mg2+ в воде, если при титровании 100,00 мл. воды трилоном Б(ЭДТА) с хромогеном черным до синей окраски израсходовано 19,70 мл.. 0,1011н. раствора трилона Б.
3. Рассчитайтемолярнуюконцентрациюэквивалентоврабочегораствораперманганатакалияиеготитр,еслинатитрование100млэтогораствораизрасходовано89,5мл0,1514нрастворащавелевойкислоты.
4. Какойобъем0,02нрастворасолянойкислотыпотребуетсядляосаждениясеребраизнавескинитратасеребрамассой0,05г?
5. На титрование 100,0 мл воды затрачено 6,05 мл раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,05455 моль/л. Вычислите жёсткость анализированной воды. Какой вид жёсткости воды определён?
Вариант 25
1. Что такое точка эквивалентности и как она фиксируется в методе нейтрализации?
2. Какую навеску AgNO3 необходимо взять для приготовления 250,00 мл. 0,1н. раствора AgNO3?
3. Для установления титра рабочего раствора трилона Б(ЭДТА) взяли 0,6252 гр. Обезвоженного CaCO3 и растворили в мерной колбе на 250,00 мл. На титрование 25,00 мл. этого раствора израсходовали 12,25 раствора трилона Б. Определите нормальную концентрацию раствора трилона Б и титр его по кальцию.
4. НатитрованиераствораNaCl расходуется 30млраствораAgNO3ститром по хлору0,003512г/мл.Определитеколичествохлорид-ионоввтитруемомрастворе.
5. На титрование 50,00 мл воды потребовалось 9,65 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,02245 моль/л. Вычислите жёсткость анализированной воды.
Вариант 26
1. Характеристикаосадительноготитрования.ВчемсущностьметодаМора?Какиереакциилежатвосновеметода?
2. На титрование 550,00 мл. пробы сока израсходовали 220,00 мл. 0,1н. раствора щелочи. Определите нормальную концентрацию кислоты в пробе и титр раствора NaOH по HCl.
3. Наокисление250мл0,02нрастворасолиМоратребуется40млраствораперманганатакалия.Определитеэквивалентнуюконцентрациюититрраствораперманганатакалия.
4. Сколько граммов NaCl содержится в 250,00мл. раствора, если на титрование 10,00 мл. этого раствора израсходовано 20,40 мл. 0,05н. раствора AgNO3? Составьте уравнения реакций, которые приходят при титровании.
5. На титрование 100 мл воды потребовалось 4,5 мл раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,09055 моль/л. Напишите уравнение протекающей при этом реакции и вычислите жёсткость воды
Вариант 27
1. Раствор не окрашивается фенолфталеином, но окрашивается лакмусом в синий цвет. Какие значения pH может иметь раствор?
2. Укажите,какуюизперечисленныхсолейможноиспользоватьвметоденейтрализации:Na2SO4,Ca(NO3)2,K2CO3.Объяснитеправильностьвыбора.Напишитеуравнениегидролизаэтойсоли,укажитехарактерсредыраствораданнойсолиирабочийраствордляеетитрования.
3. Определитемолярнуюконцентрациюэквивалентоврастворайодаиеготитр,еслинатитрование23млйодапошло10,67мл0,056нрастворатиосульфатанатрия.Составьтесоответствующееуравнениереакции.Ккакомуметодутитрованияотноситсяданныйспособ?Вчемегоособенности?
4. НатитрованиераствораNaCl расходуется 303млраствораAgNO3ститром по хлору0,003512г/мл.Определитеколичествохлорид-ионоввтитруемомрастворе.
5. На титрование 100 мл воды израсходовано 16,45 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,02025 моль/л. Вычислите общую жёсткость анализируемой воды.
Вариант 28
1. Какой формулой пользуются для расчета титра раствора по определяемому веществу?
2. Можно ли получить точные количественные данные методом Мора, если в растворе присутствуют ионы Ba2+; Рb2+? Ответ следует аргументировать.
3. На титрование раствора NaCl расходуется 30,20 мл. раствора AgNO3 (Т AgNO3=0,1245г/мл). Определите массу NaCl в растворе. Составьте уравнения реакций, которые происходят при титровании.
4. Какоеколичествоводыследуетприбавитьк500мл0,1250нрастворанитратасеребра,чтобыполучить0,1нраствор?
5. На титрование 50,00 мл воды затрачено 8,58 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,02514 моль/л. Вычислите общую жёсткость анализированной воды.
Вариант 29
1. Комплексонометрическое титрование. Характеристика метода.
2. Укажите,какуюизперечисленныхсолейможноиспользоватьвметоденейтрализации:Na2SO4,Ca(NO3)2,K2CO3.Объяснитеправильностьвыбора.Напишитеуравнениегидролизаэтойсоли,укажитехарактерсредыраствораданнойсолиирабочийраствордляеетитрования.
3. Сколько граммов гидроксида натрия содержится в 500мл раствора, если на титрование 20 мл этого растворарасходуется 20,8 мл соляной кислоты с титром 0, 002022г/мл?
4. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов ититр раствора перманганата калия, если на титрование 10мл этого раствора в кислой среде было израсходовано 9,5мл 0,1514 н раствора щавелевой кислоты H 2 C 2 O 4 .
5. На титрование 200 мл воды израсходовано 26,45 мл раствора трилона Б с молярной концентрацией эквивалента 0,02025 моль/л. Вычислите общую жёсткость анализируемой воды.
Вариант 30
1. Чтотакоетитрование, способы титрования, эквивалентная точкатитрования?
2. Уравняйтереакциюметодомэлектронногобалансаирассчитайтемолярныемассыэквивалентовокислителяивосстановителя:
KMnO4+Cr2(SO4)3+KOH=K2CrO4+MnO2+K2SO4+H2O
3. Сколько граммов перманганата калия нужно взять дляприготовления 1 л раствора с титром 0,008348 г/мл?
4. Сколькограммовнитратасеребранужновзять,чтобыприготовить1литра0.15нраствора.Определитетитрданногораствора.
5. Сколькогашенойизвестинадоприбавитьк2литрамводы,чтобыустранитьвременную жесткость воды,равную3,6ммоль-экв/л?Составьтеуравнениереакции.
ТЕМА 2.5. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ И КЛАССИФИКАЦИЯ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ МЕТОДОВ АНАЛИЗА
Изучение данной темы по рекомендуемой литературе.
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
Основная литература:
1.Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник /Н.С. Ахметов. - М.: Высшая школа, 2005.
2. Хомченко, Г.П. Неорганическая химия: учебник для с.-х. вузов / Г.П. Хомченко, И.К. Цитович. – СПб.: ИТК Гранит: ООО ИПК «КОСТА», 2009. – 464 с.
3. Цитович, И.К. Курс аналитической химии: учебник / И.К. Цитович.- СПб.: Лань, 2007.
4. Саргаев, П.М. Неорганическая химия [Электронный ресурс]/ П.М. Саргаев.- СПб.: Лань, 2013.- Режим доступа: http://www.Lanbook.ru, свободный.
Дополнительная литература:
1. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие/ Н.Л. Глинка. - М.: КноРус, 2012.- 240 с.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия: учебное пособие / Н.Л. Глинка.- М.: Юрайт, 2010. – 886 с.
3. Ершов, Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник / Ю.А. Ершов [и д.р.]- М.: Высшая школа, 2009.– 560 с.
4. Келина, Ю. Общая и неорганическая химия в таблицах и схемах: учебное пособие/ Ю. Келина, Н. В. Безручко.- М.: Феникс, 2008.
5. Князев, Д. А. Неорганическая химия: учебник/ Д. А. Князев, С. Н. Смарыгин.- М.: Юрайт, 2012. – 886 с.
Ресурсы интернета:
1. Открытый колледж http://www.college.ru/chemistry/index/php.
2. Рубрикон: энциклопедии, словари, справочники http://www.en.edu.ru/db/msg/7030/sp/3368/2794/2761/
3. Информационно-справочные и образовательные системы по химии http://www.chemnet.ru/,http://www.alhimik.ru/,http://www.chemport.ru/,http://www.chemworld.narod.ru/
ПриложениЕ
Приложение 1
Основные физические постоянные
Постоянная Обозначение Значение
Число Авогардо NA 6,02 · 1023 моль-1
Заряд электрона e 1,60 · 10-19 Кл
Молярный объем газа Vm 22,4 л/моль*
Постоянная Больцмана k 1,38 · 10-23 Дж/К
Постоянная Планка h 6,63 · 10-34 Дж·с
Постоянная Фарадея F 9,65 · 104 Кл/моль
Универсальная газовая постоянная R 8,31 Дж/(моль·К)
* При нормальных условиях.
Приложение 2
Групповые названия химических элементов
Актиноиды Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
Благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Галогены F, Cl, Br, I, At
Лантаноиды La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu
Халькогены O, S, Se, Te, Po
Семейство железа Fe, Co, Ni
Семейство платины Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
Щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba, Ra
Приложение 3
Множители и приставки для образования десятичных кратных и дольных единиц
Множитель Приставка Обозначение Множитель Приставка Обозначение
1012 тера Т 10-1 деци д
109 гига Г 10-2 санти с
106 мега М 10-3 милли м
103 кило к 10-6 микро мк
102 гекто г 10-9 нано н
101 дека да 10-10 пико п
Приложение 4
Термодинамические константы некоторых веществ
Вещество
Al (к) 0 0 28,31
Al2O3 (к) – 1675,0 – 1576,4 50,94
BeCO3 (к) – 1675,0 – 1576,4 50,94
– 981,57 – 944,75 199,4
C (алмаз) 1,897 2,866 2,38
С (графит) 0 0 5,74
CO (г) – 110,5 – 137,27 197,4
CO2(г) – 393,51 – 394,38 213,6
COCl2(г) – 223,0 –210,5 289,2
CS2 (г) – 115,3 65,1 237,8
CS2 (ж) – 87,8 63,6 151,0
C2H2 (г) 226,75 209,2 200,8
C2H4 (г) 52,28 68,12 219,4
CH4 (г) – 74,85 – 50,79 186,19
C2H6 (г) – 84,67 – 32,89 229,5
C6H6 (ж) 49,04 124,50 173,2
CH3 OH (ж) – 238,7 – 166,31 126,7
C2H5 OH (ж) – 227,6 – 174,77 160,7
Ca (к) 0 0 41,62
CaО (к) – 635,1 – 604,2 39,7
Ca(OH)2 (к) – 986,2 – 896,76 83,4
CaCО3(к) – 1206,0 – 1128,8 92,9
Cl2 (г) 0 0 223,0
HCl (г) – 92,30 – 95,27 186,7
HCl (ж) – 167,5 – 131,2 55,2
Cu (к) 0 0 33,3
Cu2O (к) – 167,36 – 146,36 93,93
CuO (к) – 165,3 – 127,19 42,64
Cu2S (к) – 82,01 – 86,19 119,24
Fe (к) 0 0 27,15
FeO (к) – 263,68 – 244,35 58,79
FeCl2(к) – 341,0 – 302,08 119,66
Fe2O3(к) – 821,32 740,99 89,96
Fe3O4(к) – 1117,1 – 1015,5 146,2
Ge (к) 0 0 31,09
GeO (к) – 305,4 – 276,1 50,2
GeO2 (к) – 539,74 – 531,4 52,30
H2 (г) 0 0 130,6
H2O (г) – 241,84 – 228,8 188,74
H2O (ж) 285,84 – 237,5 69,96
N2 (г) 0 0 191,5
N2О (г) 81,55 103,6 220,0
NО (г) 90,37 86,69 210,62
NО2(г) 33,89 51,84 240,45
NН3(г) – 46,19 – 16,64 192,5
NН4Cl (к) – 315,39 – 343,64 94,56
NН4OH(ж) – 366,69 – 263,8 179,9
NaOH (к) – 426,6 – 377,0 64,18
NaCl (к) – 410,9 – 384,0 72,36
O2 (г) 0 0 205,03
Pb (к) 0 0 64,9
PbO (к) – 217,86 – 188,49 67,4
PbO2 (к) – 276,6 – 218,99 76,44
SO2 (г) – 296,9 – 300,37 248,1
H2S (г) – 20,15 – 33,02 205,64
H2S (ж) – 39,33 – 27,36 122,2
Sn (к) 0 0 51,55
SnO (к) – 286,0 – 257,32 56,74
SnO2 (к) – 580,8 – 519,65 52,34
Ti (к) 0 0 30,6
TiO2 (к) – 938,6 – 852,2 49,92
Приложение 5
Коэффициенты активности ионов при различных ионных силах раствора
Ионная сила раствора Заряд иона z Ионная сила раствора IC Заряд иона z
±1 ±2 ±3 ±1 ±2 ±3
0,05
0,1
0,2 0,84
0,81
0,80 0,50
0,44
0,41 0,21
0,16
0,14 0,3
0,4
0,5 0,81
0,82
0,84 0,42
0,45
0,50 0,14
0,17
0,21
Приложение 6
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах,
Электролит Кд
HNO2
4.0·10 – 4 3.40
NH4OH
1.8·10 – 5 4.75
H2SiO3 K1
2.2·10 – 10 9.66
K2
1.6·10 – 12 11.80
H2SO4 K2
1.2·10 – 2 1.92
H2SO3 K1
1.6·10 – 2 1.80
K2
6.3·10 – 8 7.21
H2S K1
6.0·10 – 8 7.22
K2
1.0·10 – 14 14.0
H2CO3 K1
4.5·10 – 7 6.35
K2
4.7·10 – 11 10.33
CH3COOH 1.8·10 – 5 4.75
H3PO4 K1
7.5·10 – 3 2.12
K2
6.3·10 – 8 7.20
K3
1.3·10 – 12 11.89
HF 6.6·10 – 4 3.18
HCN 7.9·10 – 10 9.10
Приложение 7
Степень диссоциации кислот, щелочей и солей
в водных растворах, .
Электролит и его ионы α %
1Н 0,1Н
Кислоты 78 91
82 92
51 58
- 0,07
- 0,17
0,4 1,3
6 26
- 20
- 0,01
Основания 73 84
77 89
- 77
0,4 1,3
Соли 67 84
64 83
53 71
25 38
Приложение 8
Ионное произведение воды (Kw) при разных значениях температуры
t, 0C Kw · 10-14 t, 0C Kw · 10-14
0 0,11 37 2,40
5 0,17 40 2,95
10 0,30 50 5,50
15 0,46 60 9,55
20 0,69 70 15,8
25 1,00 80 25,8
30 1,48 90 38,8
35 2,09 100 55,0
Приложение 9
Плотности водных растворов некоторых растворов при 200C
Вещество Масса %
2 6 10 16 20 24 30 40 50 1н.
NaCl 1,01 1,04 1,07 1,12 1,15 1,19 1,04
KCl 1,01 1,04 1,06 1,10 1,13 1,16 1,04
Na2SO4 1,02 1,05 1,09 1,15 1,06
K2SO4 1,02 1,05 1,08 1,07
MgSO4 1,02 1,06 1,10 1,17 1,22 1,27 NaNO3 1,03 1,07 1,14 1,23 1,05
BaCl2 1,04 1,09 1,20 1,27 1,09
NH4NO3 1,01 1,04 1,08 1,13 1,18 1,23 (NH4) 2SO4 1,01 1,06 1,12 1,17 1,23 NH4Cl 1,00 1,03 1,06 1,07 FeSO4 1,02 1,10 1,17 1,20 Al2(SO4)3 1,02 1,10 1,23 1,31 Приложение 10
Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС.
Электролит ПР (KS) Электролит ПР (KS)
AgBr 6,310-13 CdS 7,910-27
AgBrO3 5,5.10-5 CoS (18oC) 2,0.10-27
AgCl 1,5610-10 Cu(OH)2 5,6.10-20
Ag2CrO4 1,110-12 CuS 4,010-38
AgI 1,510-16 Fe(OH)2 8,010-16
Ag2SO4 7,7.10-5 Fe(OH)3 (18oC) 3,810-38
Ag2S 5,7.10-51 FeS 3,7.10-19
Al(OH)3 1,910-33 Mg(OH)2 5,510-12
BaCO3 7,010-9 MnS розовый 2,510-10
BaCrO4 2,3.10-10 NiS (18oC) 2,0.10-28
BaC2O4 1,210-7 PbCl2 2,410-5
Ba3(PO4)2 6,0.10-39 PbI2 8,7.10-9
BaSO4 1,0810-10 PbS (18oC) 1,1.10-29
CaCO3 4,810-9 PbSO4 2,210-8
CaC2O4 2,610-9 SrCO3 1,110-10
CaF2 4,0.10-11 SrSO4 2,310-7
Ca3(PO4)2 1,0.10-29 Zn(OH)2 (20oC) 4,0.10-16
CaSO4 6,110-5 ZnS 1,610-24
Приложение 11
Константы гидролиза некоторых протолитов в водных растворах при 250С
Электролит Константа протолиза, моль/л
Название Формула Пероксид водорода Н2О2 КК1~10−12 (Н2О2, НО2−,Н2О)
КК2~10−25 (Н2О −, НО22−,Н2О)
Циановодород HCN КК =7∙10−10 (НCN, CN−,Н2О)
Метакремниевая кислота Н2SiO3 КК1~10−10 (Н2 SiO3, НSiО3−,Н2О)
КК2~10−12 (НSiO3 −, SiО32−,Н2О)
Cероводород Н2S КК1=6 ∙10−8 (Н2S, НS−,Н2О)
КК2=1 ∙10−14 (НS −, S2−,Н2О)
Угольная кислота Н2СО3 КК1=4,5 ∙10−7 (Н2СО3, НСО3−,Н2О)
КК2=4,7∙10−11 (НСО3−, СО32−,Н2О)
Гидрат аммиака NH3 ∙HOH Кo=2 ∙10−5 (NН3∙HOH, NН4+,Н2О)
Уксусная кислота СН3СООН КК=2 ∙10−5 (СН3СООН,СН3СОО−,Н2О)
Азотистая кислота НNO2 КК=4∙10−4 (НNО2, NО2−,Н2О)
Фтороводород HF КК=7∙10−4 (НF, F−,Н2О)
Ортофосфорная кислота Н3РО4 КК1=8∙10−3 (Н3РО4, Н2РО4−,Н2О)
КК2=6∙10−8 (Н2РО4−, НРО42−,Н2О)
КК3=1∙10−12 (НРО42−,РО43−, Н2О)
Сернистая кислота Н2SO3 КК1=2∙10−2 (Н2SO3, НSО3−,Н2О)
КК2=6∙10−8 (НSO3 −, SО32−,Н2О)
Азотная кислота HNO3 КК=43,6(НNО3, NО3−,Н2О)
Марганцовая кислота HMnO4 КК=200(НMnО4, MnО4−,Н2О)
Серная кислота H2SO4 КК1=1000(Н2SO4, НSО4−,Н2О)
КК2=1∙10−2 (НSO4 −, SО42−,Н2О)
Хлороводород HCI КК=1∙107 (НСI,СI−,Н2О)
Бромоводород HBr КК=1∙109 (НBr, Br−,Н2О)
Йодоводород HJ КК=1∙1011 (НJ, J−,Н2О)
Приложение 12
Свойства важнейших двухцветных кислотно-основных индикаторов
Индикатор Переход окраски Интервал pH
Метиловый оранжевый Красная → оранжевая 3,1 – 4,0
Лакмоид Красная → синяя 4,0 – 6,4
Метиловый красный Красная → желтая 4,2 – 6,2
Бромтимоловый Желтая → синяя 6,0 – 7,6
Приложение 13
Стандартные электродные потенциалы (∆Еº) некоторых металлов
Электрод Е0, В Электрод Е0, В
Li+/Li
Rb+/Rb
K+/K
Cs+/Cs
Ba2+/Ba
Ca2+/Ca
Na+/Na
Mg2+/Mg
AI3+/AI
Ti2+/Ti
Zr4+/Zr
Mn2+/Mn
V2+/V
Cr2+/Cr
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Fe2+/Fe −3,045
−2,925
−2,924
−2,923
−2,90
−2,87
−2,714
−2,37
−1,70
−1,603
−1,58
−1,18
−1,18
−0,913
−0,763
−0,74
−0,44 Cd+/Cd
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Sn2+/Sn
Pb2+/Pb
Fe3+/Fe
2H+/H
Sb3+/Sb
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
Cu+/Cu
Fe
Hg22+/2Hg
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
Pt2+/Pt
Au3+/Au
Au+/Au −0,403
−0,277
−0,25
−0,136
−0,127
−0,037
−0,000
+0,20
+0,215
+0,34
+0,52
+0,77
+0,79
+0,80
+0,85
+1,19
+1,50
+1,70
Приложение 14
Стандартные восстановительные потенциалы,при.
Процесс , В
1 +2,87
2 +1,51
3 +1,50
4 +1,36
5 +1,33
6 +1,23
7 +1,23
8 +1,07
9 +0,96
10 +0,87
11 +0,815
12 +0,80
13 +0,77
14 +0,63
15 +0,60
16 +0,56
17 +0,54
18 +0,36
19 +0,31
20 +0,26
21 +0,17
22 0,000
23 (pH=9) -0,413 (-0,53)
24 -0,54
25 -0,83
26 -0,86
27 -0,91
28 -1,22
29 -2,35
30 -2,55
Приложение 15
Константы нестойкости комплексных ионов в водных растворах при 25оС.
Схема диссоциации комплексного иона Кнестойкости рК
[Ag(NH3)2]+Ag+ + 2NH3 5,8910-8 7,23
[Ag(NO2)2]- Ag+ + 2NO2- 1,310-3 2,89
[Ag(S2O3)2]3- Ag+ + 2S2O32- 2,510-14 13,60
[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN- 1,410-20 19,85
[AgI2]- Ag+ + 2I- 5,5.10-12 11,74
[Al(OH)4(H2O)2]- Al3+ + 2OH- + 2H2O 1,0.10-33 33,0
[AlF6]3- Al3+ + 6F- 5,01.10-18 17,30
[AuCl4]- Au3+ + 4Cl- 5,0.10-22 21,30
[Be(OH)4]2- Be2+ + 4OH- 1,0.10-15 15,0
[BeF4]2- Be2+ + 4F- 4,17 .10-17 16,30
[CaЭДТА]2- Ca2+ + ЭДТА 2,57.10-11 10,59
[Cd(CN)4]2- Cd2+ + 4CN- 7,76.10-18 17,11
[Cd(En)2]2+ Cd2+ + 2En 6,0.10-11 10,22
[Cd(NH3)6]2+ Cd2+ + 6NH3 2,76.10-5 4,56
[Co(C2O4)3]3- Co3+ + C2O42- 5,0.10-12 11,30
[Co(En)3]3+ Co3+ + 3En 2,04.10-49 48,69
[Co(NH3)6]2+ Co2+ + 6NH3 4,07.10-5 4,39
[Co(NH3)6]3+ Co3+ + 6NH3 6,15.10-36 35,21
[Co(NO2)6]3- Co3+ + 6NO2- 1,0.10-22 22,0
[Co(SCN)4]2- Co2+ + 4SCN- 5,50.10-3 2,26
[CoЭДТА]2- Co2+ + ЭДТА 4,90.10-17 16,31
[CoЭДТА]3- Co3+ + ЭДТА 2,51.10-41 40,60
[Cr(OH)4]- Cr3+ + 4OH- 1,26.10-30 29,90
[CrЭДТА]3- Cr3+ + ЭДТА 3,98.10-24 23,40
[Cu(CN)2]- Cu+ + 2CN- 1,0.10-24 24,00
[Cu(CN)4]3- Cu+ + 4CN- 5,13.10-31 30,29
[Cu(H2O)2Br2]o Cu2+ + 2Br - + 2H2O 2,22.10-6 5,75
[Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3 9,33.10-13 12,03
[Fe(CN)6]4- Fe2+ + 6CN- 1,410-37 36,84
[Fe(CN)6]3- Fe3+ + 6CN- 1,510-44 43,82
[Fe(SCN)3] Fe3+ + 3SCN- 2,910-5 4,54
[FeCl3] Fe3+ + 3Cl- 7,410-2 1,13
[FeF6]3- Fe3+ +6F- 7,9410-17 16,10
[FeЭДТА]2- Fe2+ + ЭДТА 6,31.10-15 14,20
[FeЭДТА]3- Fe3+ + ЭДТА 5,89.10-25 24,23
[HgBr4]2- Hg2+ + 4Br- 1,010-21 21,0
[HgI4]2- Hg2+ + 4I- 1,410-30 29,85
[Hg(CN)4]2- Hg2+ + 4CN- 4,010-42 41,40
[Hg(SCN)4]2- Hg2+ + 4SCN- 8,010-22 21,10
[MgЭДТА]2- Mg2+ + ЭДТА 7,59.10-10 9,12
[NH4]+ NH3 + H+ 6,0.10-10 9,22
[Ni(En)3]2+ Ni2+ + 3En 7,76.10-20 19,11
[Ni(NH3)4]2+ Ni2+ + 4NH3 1,12.10-8 7,95
[Ni(NH3)6]2+ Ni2+ + 6NH3 9,77.10-9 8,01
[NiЭДТА]2- Ni2+ + ЭДТА 2,40.10-19 18,62
[PtBr4]2- Pt2+ + 4Br- 3,0.10-21 20,52
[PtCl4]2- Pt2+ + 4Cl- 1,0.10-16 16,00
[SnCl6]4- Sn2+ + 6Cl- 5,110-11 10,29
[Zn(CN)4]2- Zn2+ + 4CN- 6,310-18 17,20
[Zn(NH3)4]2+ Zn2+ + 4NH3 2,0.10-9 8,70
[Zn(OH)4]2- Zn2+ + 4OH- 3,6.10-16 15,44
[ZnЭДТА]2- Zn2+ + ЭДТА 5,50.10-17 16,26
Приложение 16
Константы устойчивости некоторых комплексов
Аммиакаты и др. Гидроксокомплексы
Комплекс lgβn Комплекс lgβn
Ag(NH3)2 + 7,24 Al(OH)4– 33,00
Cd(NH3)4 2+ 6,56 Be(OH)3– 15,00
Cd(NH3)6 2+ 5,13 Cr(OH)4– 30,00
Co(NH3)6 2+ 5,13 Cu(OH)4– 18,50
Co(NH3)6 3+ 32,51 Fe(OH)4– 38,00
Cu(NH3)4 2+ 12,67 Sn(OH)4– 25,13
Fe(NH3)2 2+ 2,20 Zn(OH)4– 14,66
Ni(NH3)4 2+ 7,95 Цианиды
Ni(NH3)6 2+ 8,73 Ag(CN)2– 21,00
Zn(NH3)6 2+ 9,46 Co(CN)64– 19,00
Cu(NH3)2+ 10,87 Co(CN)63– 64,00
HI4 2– 30,20 Cu(CN)62– 30,30
Fe(SCN)6 3– 25,00 Fe(CN)64– 35,00
Ag(S2O3)3 5– 13,50 Fe(CN)63– 42,00
Приложение 17
Формулы для вычисления рН растворов в зависимости от их состава
Состав раствора Формула расчета рН Порядковый номер формулы
Сильная кислота (HCl, HNO3, HBr, HI) PH = - lg Cкис 22
Сильное основание (NaOH, KOH) РОН = - lg Cосн.; рН = 14 – рОН
РН = 14 + lg Cосн 23
Слабая кислота 24
Слабое основание 25
Буферный раствор, состоящий из слабой кислоты и ее соли 26
Буферный раствор, состоящий из слабого основания и его соли 27
Раствор соли, подвергающейся гидролизу по аниону 28
Раствор соли, подвергающейся гидролизу по катиону 29
Приложение 18
Используемые тривиальные (исторически сложившиеся) названия некоторых неорганических веществ.
Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 ·12H2O
Аммонийная селитра NH4NO3
Английская соль MgSO4·7H2O
Барит BaSO4
Белая сажа SiO2
Бертолетова соль KClO3
Бикарбонат NaHCO3
Бура Na2B4O7 · 10H2O
Веселящий газ N2O
Гашеная известь Ca(OH)2
Гипосульфит Na2S2O3 · 5H2O
Глауберова соль Na2SO4 · 10H2O
Глет свинцовый PbO
Глинозем Al2O3
Горькая соль MgSO4 · 7H2O
Двойной суперфосфат Ca(H2PO4)2
Едкий натр NaOH
Едкое кали KOH
Жавелевая вода KClO
Железный купорос FeSO4 · 7H2O
Железный сурик Fe2O3
Желтая кровяная соль K4Fe(CN)6 · 3H2O
Жженая магнезия MgO
Индийская селитра KNO3
Инертные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Калиевый щелок KOH
Калийная селитра KNO3
Каломель Hg2Cl2
Кальцинированная соды Na2CO3
Каменная соль NaCl
Каустик (каустическая сода) NaOH
Киноварь HgS
Красная кровяная соль K3Fe(CN)6
Кремнезем SiO2
Криолит 3NaF · AlF3
Медный купорос CuSO4 · 5H2O
Мел CaCO3
Мумия Fe2O3
Натронная селитра NaNO3
Нашатырь NH4Cl
Негашеная известь CaO
Никелевый купорос NiSO4 · 7H2O
Нитрит NaNO2
Питьевая сода NaHCO3
Плавиковая кислота HF
Поваренная соль NaCl
Поташ K2CO3
Преципитат CaHPO4 · 2H2O
Пушонка Ca(OH)2
Свинцовые белила 2PbCO3 · Pb(OH)2
Свинцовый сахар Pb(CH3COO)2
Свинцовый сурик Pb3O4
Свинцовый уксус Pb(OH)(CH3COO)
Сернистый газ SO2
Селикагель SiO2 · xH2O
Сулема HgCl2
Угарный газ CO
Углекислый газ CO2
Хлорная известь CaOCl2
Хромокалиевые квасцы KCr(SO4)2 · 12H2O
Хромпик K2Cr2O7
Цинковый купорос ZnSO4 · 7H20
Чилийская селитра NaNO3
Приложение 19
Название кислоты Формула Пример соли Название соли
Серная H2SO4 K2SO4 сульфат К
сернистая H2SO3 Na2SO3 сульфит Na
соляная HCl Ca(Cl)2 хлорид Са
иодоводородная HI KI иодид К
сероводородная H2S Na2S cульфид Na
азотная HNO3 KNO3 нитрат К
азотистая HNO2 NaNO2 нитрит Na
ортофосфорная H3РO4 K3РO4 ортофосфат К
хлорная НСlO4 NaСlO4 перхлорат Na
хлорноватая НClO3 NaСlO3 хлорат Na
хлористая НClO2 NaСlO2 хлорит Na
хлорноватистая НСlO NaСlO гипохлорит Na
кремниевая H2SiO3 CaSiO3 силикат Сa
Название кислоты Формула Пример соли Название соли
алюминиевая H3AlO3 K3AlO3 алюминат К
ортоборная H3BO3 K3BO3 ортоборат К
мышьяковая H3AsO4 K3AsO4 арсенат К
мышьяковистая H3AsO3 K3AsO3 арсенит К
двуфосфорная H4P2O7 K4P2O7 дифосфат К
угольная H2CO3 K2CO3 карбонат К
фосфористая H3PO3 K3PO3 фосфит К
фтороводород HF KF фторид К
хромовая Н2СrO4 K2СrO4 хромат К
синильная НCN KCN цианид К
Приложение 20
МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего образования
«Якутская государственная сельскохозяйственная академия»
Агротехнологический факультет
Кафедра агробиохимии
САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА
Дисциплина Б1. Б. Неорганическая и аналитическая химия
Уровень высшего образования: бакалавриат
Направление подготовки:
35.03.04 «Агрономия»/или
36.03.01 «Ветеринарно-санитарная экспертиза»
Квалификация: бакалавр
Программа подготовки: академический бакалавриат /прикладной бакалавриат
Форма обучения: очная
Студента (ки) _________________________
Вариант №_____
Преподаватель: ФИО
Дата проверки _________________________ 
Оценка ________________________________
Подпись преподавателя __________________
Якутск – 20 г.
Приложение 21
Критерии оценки самостоятельной (контрольной) работы по дисциплине
«Неорганическая и аналитическая химия» для студентов очной формы обучения по программе подготовки – академический бакалавриат
Критерии оценки: Количество выполненных заданий Мах 25 баллов
Оценка
- соответствие предполагаемым ответам;
- правильное использование алгоритма решения задач;
- логика рассуждений;
- неординарность подхода к решению задач;
- соблюдения указанных требований к работе;
- своевременность сдачи работы на проверку. 100 -91 % правильно выполненных заданий 36- 33 25 - 23 Отлично
90-76 % правильно выполненных заданий 32 - 27 22 - 19 Хорошо
75-61% правильно выполненных заданий 26 - 22 18 - 15 Удовлетворительно
Менее 60% правильно выполненных заданий 21 - 0 14 - 0 Работа не зачтена и возвращается на доработку
Критерии оценки самостоятельной (контрольной) работы по дисциплине
«Неорганическая и аналитическая химия» для студентов очной формы обучения по программе подготовки – прикладной бакалавриат
Критерии оценки: Количество выполненных заданий Мах 33 балла
Оценка
- соответствие предполагаемым ответам;
- правильное использование алгоритма решения задач;
- логика рассуждений;
- неординарность подхода к решению задач;
- соблюдения указанных требований к работе;
- своевременность сдачи работы на проверку. 100 -91 % правильно выполненных заданий 36- 33 33-30 Отлично
90-76 % правильно выполненных заданий 32 - 27 29-25 Хорошо
75-61% правильно выполненных заданий 26 - 22 24-20 Удовлетворительно
Менее 60% правильно выполненных заданий 21 - 0 19-0 Работа не зачтена и возвращается на доработку
Дыбина Светлана Михайловна
Неорганическая и аналитическая химия: методические рекомендации по выполнению самостоятельной работы для студентов агротехнологического и ветеринарного факультетов
Компьютерный набор и верстка:Дыбина С.М.
Ответственный за выпуск Дыбина С.М.
Подписано в печать
Бумага офисная. Формат А5
Гарнитура TimesNewRoman
Усл.печ.л. __. Тираж 50 экз. Заказ №__
Отпечано на ризографе
Отдела автоматизации
Научной библиотеки
Федерального государственного
бюджетного образовательного
учреждения высшегообразования
«Якутской государственной
сельскохозяйственной академии»
677077, Якутск, ул. Красильникова, 15.

Приложенные файлы

  • docx 8858165
    Размер файла: 1 MB Загрузок: 1

Добавить комментарий