Химия задачи и упражнения


МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ ЗАОЧНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Владимирский филиал
ХИМИЯ
Методические указания
по выполнению контрольных работ
(для направлений подготовки 110800 Агроинженерия, 111100 Зоотехния)
Владимир 2013

Методические указания по выполнению контрольных работ «ХИМИЯ» предназначены для студентов первого курса направлений 110800 Агроинженерия, 111100 Зоотехния при подготовке и выполнении лабораторных работ. Методические указания содержат краткие теоретические сведения и задачи к каждому модулю.
Методические указания составлены в соответствии с требованиями ФГОС ВПО и рабочими программами по дисциплине «Химия» для студентов направлений заочной форм обучения

Цели и задачи дисциплины
Цель дисциплины – формирование знаний и умений по химии и соответствующих компетенций у студентов в ходе освоения учебной дисциплины.
Задачи дисциплины:
сформировать знания об основных химических закономерностях, системах, методах и средствах химических исследований, необходимых в области агрономии, зоотехнии;
объяснить основные механизмы протекания химических процессов;
научить применению физико-химических методов анализа для определения показателей контроля качества продуктов и объетво окружающей среды;
Место дисциплины в структуре ООП:
Дисциплина относится к базовой части математического и естественнонаучного цикла. Для изучения данной дисциплины студент должен обладать полным комплексом знаний и умений по химии, предъявляемых в рамках федерального государственного образовательного стандарта основного общего образования.
Данная дисциплина предшествует изучению таких дисциплин как: органическая, биологическая и физколлоидная химия, экология, биохимия животных, кормопроизводство; производство продукции животноводства в крестьянских фермерских хозяйствах.
Требования к результатам освоения дисциплины:
Процесс изучения дисциплины направлен на формирование следующих компетенций:
ОК-11 - использование основных законов естественнонаучных дисциплин в профессиональной деятельности;
ОК-12 - осознание сущности и значения информации в развитии современного общества; владение основными методами, способами и средствами получения, хранения, переработки информации;
ОК-13 - навыки работы с компьютером как средством управления информацией;
ОК-14 - способность работать с информацией в глобальных компьютерных сетях;
ПК-3 - готовность использовать современные информационные технологии;
ПК-5 - способность к обоснованию принятия конкретных технологических решений с учетом особенностей биологии животных;
ПК-9 - способность проводить зоотехническую оценку животных, основанную на знании их биологических особенностей.
В результате изучения дисциплины студент должен:
Знать химические системы, методы, средства и правила интерпретации химических исследований:
дисперсные, каталитические, электрохимические системы; химическое и фазовое равновесие, скорость реакции и методы ее регулирования; кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства веществ; аналитический сигнал, химический, физико-химический и физический анализ; химию элементов и их соединений; методы математического описания свойств важнейших свойств и классов соединений, особенности состава и свойств химических удобрений.
Уметь:
использовать справочный, нормативный литературный материал; предсказывать свойства соединений, учитывая их принадлежность к определенному классу; прогнозировать протекание химических процессов; определять количество, массовую долю веществ, вступающих в реакцию и получающихся в ходе реакции, элемента в веществе по формуле, дозы удобрений и кормов с нужным соотношением дозируемых элементов, делать расчет по пересчету концентрации из одного вида в другой.
Владеть навыками самостоятельного освоения дисциплины с использованием современных информационных технологий; физико-химическими методами анализа показателей качества продуктов производства (методами определения рН растворов, качественного и количественного анализа) моделирования химических, и химико-биологических процессов
Библиографический список
Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для бакалавриата нехим. вузов. изд. стер.- Л.: Химия, 2010 г. 702 с. и другие издания ;
Ахметов А.С. Общая и неорганическая химия: Учеб.для вузов.-4-е изд, испр.-М.:Высш. шк.:Академия, 2010. –743с.
Общая химия: Учебник для вузов //Гузей Л.С., Кузнецов В.Н., Гузей А.С. Под ред. С.Ф.Дунаева. – М.:Изд-во Моск.ун-та, 1999.-332с.
Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия: Учеб. для с.-х.вузов .- 2-е изд., перераб. и доп.- М.: Высш. шк., 2008 гКнязев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия: Учебник для вузов .- М. : Высш. шк., 2006. 430с
Неорганическая и аналитическая химия. Методические указания и задания для лабораторных занятий, Гузей А.С., Крутикова Е.В. М., Изд. РГАЗУ, 2011.
Неорганическая и аналитическая химия. Методические рекомендации по изучению дисциплины и задания для контрольных работ, Гузей А.С., Крутикова Е.В. – М., Изд. РГАЗУ, 2011.

СОДЕРЖАНИЕ
МОДУЛЬ 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.
ВЫВОД ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ. РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ
ФОРМУЛАМ И УРАВНЕНИЯМ……………………………………………………………………….....5
1.2 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ……………………………………….7
1.3 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ, СТРОЕНИЕ АТОМА.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ………………………………………………………………………………………..12
МОДУЛЬ 2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И КИНЕТИКА.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ………………………………………………………………………………17
МОДУЛЬ 3. ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ……………………………………………………………………..…24
МОДУЛЬ 4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.
ЭЛЕКТРОХИМИЯ.......................................................................................................................................29
МОДУЛЬ 5. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ………………………………………………………….36
МОДУЛЬ 6. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ…………………………………………………………………37

Модуль 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.
1.1 ВЫВОД ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ. РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ И УРАВНЕНИЯМ
Формулы веществ показывают, какие элементы и в каком количестве входят в состав вещества. Различают формулы простейшие и молекулярные. Простейшая формула выражает наиболее простой возможный атомный состав молекул вещества, соответствующий отношениям масс между элементами, образующими данное вещество. Молекулярная формула показывает действительное число атомов каждого элемента в молекуле (для веществ молекулярного строения). Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его состав и атомные массы образующих данное вещество элементов.
Пример 1. Найти простейшую формулу оксида хрома, содержащего 68,4% (масс.) хрома.
Р е ш е н и е . Обозначим числа атомов хрома и кислорода в простейшей формуле оксида соответственно через х и у. Атомные массы этих элементов равны 52 и 16. Поэтому массы хрома и кислорода в составе оксида относятся как 52x : 16y. По условиям задачи это отношение равно 68,4 : 31,6. Следовательно,
52х : 16у = 68,4 : 31,6, откуда х : у = 68,4/52 : 31,6/16 = 1,32 : 1,98 =1 : 1,5=2:3
Таким образом, простейшая формула оксида хрома Сг2Оз.
Пример 2. При полном сжигании 2,66 г некоторого вещества получилось 1,54 г СО2 и 4,48 г SО2 . Найти простейшую формулу вещества.
Р е ш е н и е . Состав продуктов горения показывает, что вещество содержало углерод и серу. Кроме этих двух элементов в состав его мог входить и кислород. Массу углерода, входившего в состав вещества, находим по массе образовавшегося СО2- Мольная масса СО2 равна 44 r/моль; при этом в 1 моле СО2 содержится 12 г углерода. Находим массу углерода т, содержащуюся в 1,54 г СО2:
44 : 12 = 1,54 : т; т = 12 • 1,54/44 = 0,42 г.
Вычисляя аналогичным способом массу серы, содержащуюся в 4,48 г S02, получаем 2,24 г. Таким образом, в сгоревшем веществе на 0,42 г углерода приходится 2,24 г серы. Так как сумма этих двух масс равна общей массе сгоревшего вещества (2,66 г), то кислорода в нем не содержится. Вычисляем отношение числа атомов углерода (х) и серы (у) в молекуле сгоревшего вещества:
x:y=0,42/12 : 2,24/32= 1:2
Следовательно, простейшая формула вещества CS2.
Для нахождения молекулярной формулы вещества необходимо кроме состава вещества знать его молекулярную массу.
Пример 3. Газообразное соединение азота с водородом содержит 12,5% (масс.) водорода. Плотность соединения по водороду равна 16. Найти молекулярную формулу соединения.
Р е ш е н и е . Находим отношение числа атомов азота (х) к числу атомов водорода (у) в молекуле соединения:
х : у = 87,5/14 : 12,5/1 = 1:2.
Простейшая формула соединения NH2- Этой формуле отвечает молекулярная масса, равная 16. Истинную молекулярную массу вещества находим, исходя из его плотности по водороду:
М = 2·16 = 32.
Таким образом, истинная молекулярная масса вещества вдвое больше вычисленной по его простейшей формуле. Следовательно, молекулярная формула соединения N2H4.
В уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная мольные массы участвующих в реакции веществ, можно по уравнению реакции
найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате ее протекания. Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то уравнение реакции позволяет найти их объемные отношения.
Пример 4. Найти массу серной кислоты, необходимую для полной нейтрализации 20 г гидроксида натрия.
Р е ш е н и е . Уравнение протекающей реакции:
H2SO4 + 2NaOH = Na2S04 + 2H2 0 .
Молекулярные массы H2SO4 и NaOH соответственно равны 98 и 40; следовательно, их мольные массы составляют 98 и 40 г/моль. Согласно уравнению реакции, 1 моль H2SO4 реагирует с 2 молями NaOH, т. е.
98 г H2S04 нейтрализуют 80 г NaOH,
х г H2S04 20 г NaOH,
отсюда
х = 98·20/80 = 24,5 г.
Пример 5. Хлор может быть получен действием серной кислоты на смесь МпО2 с NaCl. Реакция протекает по уравнению:
2NaCl + Mn02 + 3H2S04 = 2NaHS04 + MnS04 + C12 + 2Н2 0 .
Какой объем хлора (условия нормальные) можно получить из 100 г хлорида натрия?
Р е ш е н и е . Согласно уравнению реакции, из 2 молей NaCl получается 1 моль С12. Рассчитав массу 2 молей NaCl (117 г), составляем пропорцию:
117г NaCl дают 22,4лС12,
100 г Na C1 » х л С12 .
Следовательно,
х = 22,4 • 100/117 = 19,15 л .
Задачи
1. Найти простейшую формулу вещества, содержащего (по массе) 43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода.
2. Найти простейшую формулу вещества, в состав которого входят водород, углерод, кислород и азот в соотношении масс 1 : 3 : 4 : 7 .
3. Найти простейшую формулу оксида ванадия, зная, что 2,73 г оксида содержат 1,53 г металла.
4. Вещество содержит (по массе) 26,53% калия, 35,37% хрома и 38,10% кислорода. Найти его простейшую формулу.
5. Найти формулу кристаллогидрата хлорида бария, зная что 36,6 г соли при прокаливании теряют в массе 5,4 г.
6. Найти молекулярную формулу масляной кислоты, содержащей (по массе) 54,5% углерода, 36,4% кислорода и 9,1% водорода, зная, что плотность ее паров по водороду равна 44.
7. Найти молекулярную формулу вещества, содержащего (по массе) 93,75% углерода и 6,25% водорода, если плотность этого вещества по воздуху равна 4,41.
8. При сгорании 4,3 г углеводорода образовалось 13,2 г С02. Плотность пара углеводорода по водороду равна 43. Вывести молекулярную формулу вещества.
9. При взрыве смеси, полученной из одного объема некоторого газа и двух объемов кислорода, образуются два объема С02 и один объем N2. Найти молекулярную формулу газа.
10. Найти молекулярную формулу соединения бора с водородом, если масса 1 л этого газа равна массе 1 л азота, а содержание бора в веществе составляет 78,2% (масс).
11. Вычислить массу азота, содержащегося в 1 кг:
а) калийной селитры KNO3; б) аммиачной селитры NH4NO3;
в) аммофоса (NH4)2HP04.
12. Вычислить процентное (по массе) содержание каждого из элементов в соединениях: a) Mg(OH)2; б) Fe (N03)3; в) H2S04; г) (NH4)2S04.
13. Какую массу железа можно получить из 2 т железной руды, содержащей 94% (масс.) Fe203?
13. К раствору, содержащему 10 г H2S04, прибавили 9 г NaOH. Какую реакцию имеет полученный раствор?
14. Раствор, содержащий 34,0 г AgN03, смешивают с раствором, содержащим такую же массу NaCl. Весь ли нитрат серебра вступит в реакцию? Сколько граммов AgCl получилось в результате реакции?
15. При сжигании 3,00 г антрацита получилось 5,30 л С02 , измеренного при нормальных условиях. Сколько процентов углерода (по массе) содержит антрацит?
16. К раствору, содержащему 0,20 моля FeCl3, прибавили 0,24 моля NaOH. Сколько молей Fe (OH)3 образовалось в результате реакции и сколько молей FeCls осталось в растворе?
17. Сколько литров гремучего газа (условия нормальные) получается при разложении 1 моля воды электрическим током?
18. Какой объем ацетилена (условия нормальные) можно получить взаимодействием воды с 0,80 кг СаС2?
19. Сколько граммов NaCl можно получить из 265 г Na2C03?
20. При пропускании над катализатором смеси, состоящей из 10 молей S02 и 15 молей 02 , образовалось 8 молей SO3. Сколько молей S02 и 0 2 не вступило в реакцию?
1.2 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Химические элементы делятся в первую очередь на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с периодическим законом проявляют одновременно свойства металла и неметалла. Такие элементы называют амфотерными.
Форму существования химических элементов в свободном виде классифицируют как простые (одноэлементные) вещества.
Классификация сложных (двух - или многоэлементных) веществ может быть основана на различных признаках веществ и может использовать различные принципы.
Например, классификация веществ по химической природе опирается на наличие в соединении самого распространенного в природе элемента – кислорода. Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли (схема 1).
Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов ЭхОy. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие. Примером несолеобразующих оксидов служат SiO, N2O, NO. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды образованы типичными металлами и неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид образован элементом с постоянной степенью окисления его называют оксидом: Na2O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках указывают степень окисления элемента:
Cu2O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).
Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
K2O+2HCl=2KCl+H2O
Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных металлов) легко взаимодействуют с водой:
BaO+H2O=Ba(OH)2
Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными оксидами: CaO+CO2=CaCO3
Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и металлами в высокой степени окисления (более 4). Например: SO3, Mn2O7, CrO3, P2O5. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
SO3+2KOH=K2SO4+H2O
Mn2O7+2NaOH=2NaMnO4+H2O
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот:
N2O5+H2O=2HNO3
Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:
SO2+K2O=K2SO3
К амфотерным оксидам относятся Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO2, SnO2, Cr2O3, MnO2, TiO2 и некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соль и воду:
SnO+2HCl=SnCl2+H2O
SnO+2NaOH=Na2SnO2+H2О
2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.
Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при названии его гидроксида указывают степень окисления металла:
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)
Растворимые в воде гидроксиды (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:
Li2O+H2O=2LiOH
Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:
2К+2Н2О=2КОН+Н2↑
Нерастворимые основания получают только косвенным путем – взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей: NiSO4+2NaOH=Ni(OH)2↓+Na2SO4
Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O
Mg(OH)2+2HNO3=Mg(NO3)2+2H2O
Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:
2KOH+CO2=K2CO3+H2O
Ca(OH)2+K2SO4=CaSO4↓+2KOH
Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:
2Al(OH)3 →Al2O3+3H2O
Среди нерастворимых гидроксидов встречаются амфотерные, взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:
Pb(OH)2+3HNO3=Pb(NO3)2+2H2O
Pb(OH)2+2NaOH=Na2[Pb(OH)4]
3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из них и получается взаимодействием оксидов с водой:
SO3+H2O=H2SO4
P2O5+3H2O=2H3PO4
Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами, сопровождающиеся образованием соли и воды:
HCl+KOH=KCl+H2O
3H2SO4+2Fe(OH)3=Fe2(SO4)3+6H2O
Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:
2HCl+Fe=FeCl2+2H2↑
2H3PO4+3Na2O=2Na3PO4+3H2O
H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl
Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны заместиться на металл. Например: H3PO4 – фосфористая кислота имеет два атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она двухосновная, уксусная кислота CH3COOH является одноосновной.
Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или вытеснением из их солей:
H2+Cl2=2HCl
2FeS+2HCl=FeCl2+H2S
Кислородосодержащие кислоты можно получить взаимодействие оксидов с водой или вытеснением из солей:
N2O5+H2O=2HNO3
Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4
4.Наиболее сложными среди неорганических соединений являются соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.
Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3.
В молекулах кислых солей содержатся атомы водорода: Ca(H2PO4)2, Al(HCO3)3, а в молекулах основных солей гидроксогруппы: CuOHCl, Zn(OH)NO3.
Двойные соли содержат катионы разных металлов: K2CuCl4.
Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:
K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4, [Cu(NH3)4]SO4.
Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного остатка и металла с указанием его степени окисления: Al2(SO4)3 – сульфат алюминия (III), FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа (III).
В названии основных солей присутствует приставка “гидроксо”: AlOHSO4- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.
Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат калия- железа.
В соответствии с многообразием солей способов их получения множество, но наиболее общими являются следующие:
Взаимодействие металла с неметаллом:
2Na+Cl2=2NaCl
Взаимодействие металла с кислотой:
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑
Взаимодействие металла с раствором соли:
Cu+Hg(NO3)2=Cu(NO3)2+Hg
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
Na2O+2HNO3=2NaNO3+H2O
Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:
CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O
Взаимодействие кислоты с основанием:
2HCl+Ba(OH)2=BaCl2+2H2O
Взаимодействие кислоты с солью:
HCl+AgNO3=AgCl↓+HNO3
Взаимодействие щелочи с солью:
CuSO4+2KOH=K2SO4+H2O
Взаимодействие между солями:
K2CrO4+Pb(NO3)2=PbCrO4+2KNO3
Взаимодействие основных и кислотных оксидов:
Na2O+SO3=Na2SO4
Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются термическому разложению:
K2SO3+2HCl=2KCl+H2O+SO2↑
MnCl2+2NaOH=Mn(OH)2+2NaCl
AgNO3+KCl=AgCl↓+KNO3
t
CaCO3→CaO+CO2↑
Таблица 1.
Распространенные кислоты и кислотные остатки
Кислота Кислотный остаток
– угольная - карбонат
- гидрокарбонат
– хлорноватистая - гипохлорит
- хлористая - хлорит
- хлорноватая - хлорат
- хлорная - перхлорат
- хромовая - хромат
- дихромовая - дихромат
- марганцовая - перманганат
H2MnO4- марганцовистая - манганат
- азотистая - нитрит
- азотная - нитрат
- метафосфорная - метафосфат
- ортофосфорная - ортофосфат
- гидроортофосфат
- дигидроортофосфат
- дифосфорная - дифосфат
H2SO3- сернистая - сульфит
- гидросульфит
- серная - сульфат
- гидросульфат
- дисерная - дисульфат
- метакремниевая - метасиликат
- ортокремниевая - ортосиликат
- соляная - хлорид
- сероводородная - сульфид
HS1-- гидросульфид
- синильная - цианид
-уксусная - ацетат
Задачи
21. . Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения:
Ва—>ВаО —•Ва.Сi2 —>Ba(N03 ) 2 —>BaS04;
Mg—>MgS04 —>Mg(OH)2 —MgO — MgCl2 •
22. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Zn—>K2Zn02 ; S—>H2S03;
NH3—>HN03 ; Cu—>CuS.
23. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: НС1, H2S, N02 , N2, Cl2, CH4, S02, NH3? Написать уравнения соответствующих реакций.
24. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuS04, AgN03, К3Р04 , ВаС12? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли,
25. Как доказать амфотерный характер ZnO, A1203, Sn(OH)2, Сг(ОН)3?
26. Можно ли осуществить в растворах указанные ниже реакции:
CuS04 + BaCl2 —> BaS04 + CuCl2;
FeS + K 2 S 0 4 —• F e S 0 4+K2 S;
AgCl + KNО3 —• AgNO3 + KCl.
Дать мотивированный ответ.
27. Можно ли получить раствор, содержащий одновременно:
а) Ва(ОН)2 и НС1; б) СаС12 и Na2C03; в) NaCl и AgN03; г) KC1 и NaN03. Указать, какие комбинации невозможны и почему.
28. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли:
HI, H2Se, H2Se03, H2C204 , СН3СООН?
29. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: P2Os, C02 , N2Os, N02 , S 02?
30. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: N205 , Zn(OH)2, CaO, AgN03, H3P04, H2S04? Составить уравнения реакции.
31. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом натрия: HNО3, СаО, С02 , CuS04, Cd(OH)2, P205 ? Составить уравнения реакций.
32. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах FeO, Cs20, HgO, Bi203-
33. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный характер Se02, S03, Mn207, P205 , Cr03.
34. Составить уравнения реакций получения хлорида магния:
а) действием кислоты на металл; б) действием кислоты на основание;
в) действием кислоты на соль.
35. Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaN03, NaHS04, Na2HP04, K2S, Fe2(S04)3.
36. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры реакций.
37. Составить формулы нормальных и кислых солей калия и кальция, образованных: а) угольной кислотой; б) мышьяковистой кислотой.
38. Назвать соли: SbON03, [Fe(OH)2]2 C r 0 4 , (A10H)S04,
Cd(HS)2, Ca(H2P04 ) 2.
39. Написать уравнения реакций образования Mg2P207, Ca3(P04 ) 2 , Mg(C104)2, Ba(N03)2 в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты; г) основания и кислоты.
40. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно
получить в лаборатории следующие вещества: а) хлороводород; б) сульфид свинца; в) сульфат бария; г) ортофосфат серебра; д) гидроксид железа (III); е) нитрат меди (II).
1.3 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ, СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
При решении вопросов, связанных с электронной структурой атомов, следует исходить из того, что любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется определенными значениями квантовых чисел n, l, m и s. Состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям квантовых чисел называется атомной электронной орбиталъю. Атомные орбитали, которым отвечают значения l, равные 0, 1, 2 и 3, называются соответственно s, p, d, f орбиталями. В графических схемах электронного строения
атомов каждая орбиталь обозначается символом .
Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь может,быть занята не более чем двумя электронами, причем их спиновые квантовые числа должны быть различными, что символически
обозначают так:
Устойчивому (невозбужденному) состоянию многоэлектронного атома отвечает такое распределение электронов по АО, при котором энергия атома минимальна. Поэтому АО заполняются в порядке последовательного возрастания их энергий (при этом не должен нарушаться принцип Паули!). Порядок заполнения электронами АО определяется п р а в и л а м и К л е ч к о в с к о г о , которые учитывают зависимость энергии орбитали от значений как главного (n), так и орбитального (l) квантовых чисел. Согласно этим правилам, АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы п+1 (1-е п р а в и л о К л е ч к о в с к о г о ), а при одинаковых значениях этой суммы — в порядке последовательного возрастания главного квантового числа (2-е п р а в и ло К л е ч к о в с к о г о ) .
Пример 1. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения
подуровня 4р?
Р е ш е н и е . Подуровню 4р отвечает сумма п + 1, равная 4 + 1 = 5. Такой же суммой п + 1 характеризуются подуровни 3d (3 + 2 — 5) и 5s (5 + 0 = 5). Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение п(п = 3), чем состоянию 4р; поэтому подуровень 3d будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. Следовательно, после
заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5s, которому отвечает
на единицу большее значение п(п = 5).
Размещение электронов по АО в пределах одного энергетического подуровня определяется п р а в и л о м Хунда, согласно которому минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально; при любом другом размещении электронов атом будет находиться в возбужденном состоянии, т. е. будет характеризоваться более высокой энергией.
Пример 2. Составить электронную формулу атома кремния и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей этого атома в нормальном и в возбужденном состояниях.
Р е ш е н и е . Составляем электронную формулу атома кремния. . Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (третьего) электронного слоя, т. е. 3s-, Зр- и незаполненные 3d-орбитали. Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет следующий вид:

Размещение электронов на 3р-подуровне показано здесь в соответствии с правилом Хунда: суммарный спин атома имеет при этом максимальное значение (1).Другие возможные размещения электронов на 3р-подуровне, например,

отвечают нулевому значению суммарного спина атома и, следовательно, соответствуют
возбужденному состоянию атома.
При затрате некоторой энергии один из 3s-электронов атома кремния может быть переведен на вакантную Зр-орбиталь; при этом энергия атома возрастает, так что возникающая электронная конфигурация также соответствует одному из возможных возбужденных состояний кремния:

Электронными аналогами называют элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой. В периодической системе элементовэлектронные аналоги входят в состав одной подгруппы.
Энергией ионизации называют энергию, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительно заряженный ион. Энергию ионизации обычно выражают
в электрон-вольтах (эВ)/
Энергию ионизации можно определять, бомбардируя атомы электронами, ускоренными в электрическом поле. Наименьшую разность потенциалов, при которой скорость электрона становится достаточной для ионизации атомов, называют потенциалом ионизации атомов данного элемента. Потенциал ионизации (/), выраженный в вольтах (В), численно равен энергии ионизации (Е), выраженной в электрон-вольтах.
При затрате достаточной энергии можно удалить из атома два, три и более электрона. Первый потенциал ионизации соответствует энергии отрыва первого электрона, второй — энергии отрыва второго электрона и т. д. По мере последовательного отрыва электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает. Поэтому для удаления каждого последующего электрона требуется большая затрата энергии, так что последовательные потенциалы ионизации атома (I1, I2, I3…) возрастают.
Типы химической связи
Описание химической связи в любой молекуле есть, по существу, описание распределения в ней электронной плотности. По характеру этого распределения химические связи традиционно подразделяют
на ковалентные, ионные и металлические.
Ковалентная связь — химическая связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов (Н2, С12 и т. п.).
Ионная связь — результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, обладающих обособленными друг от друга электронными оболочками (CsF, NaCl и т. п.).
Чисто ионная связь представляет собой лишь предельный случай. В подавляющем большинстве молекул химические связи имеют характер, промежуточный между чисто ковалентными и Чисто ионными связями. Это полярные ковалентные связи, которые осуществляются общей для двух атомов парой электронов, смещенной к ядру одного из атомов-партнеров. Если такое смещение невелико, то связь по своему характеру приближается к чисто ковалентной; чем это смещение больше, тем ближе связь к чисто ионной. Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности (χ)- Чем больше электроотрицательность
атома, тем сильнее притягивает он обобществленные электроны. Иными словами, при образовании ковалентной связи между двумя атомами разных элементов общее электронное облако смещается к более электроотрицательному атому, и в тем большей степени, чем больше разность электроотрицательностей (Δχ) взаимодействующих атомов. Поэтому с ростом Δχ степень ионности связи возрастает. Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов по отношению к электроотрицательности
фтора, принятой равной 4,0, приведены в таблице.

Пример3
Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей Н — О и О — Э в соединениях Э(ОН)2, где Э — Mg, Ca или Sr, и определить: а) какая из связей Н — О или О — Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности; б) каков характер диссоциации
этих молекул в водном растворе?
Р е ш е н и е . По данным таблицы вычисляем разность электроотрицательностей

Т а к и м о б р а з о м : а) во всех рассмотренных молекулах связь Э — О более полярна, т. е. характеризуется большей степенью ионности; б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по наиболее ионной связи в соответствии со схемой: ; следовательно, все рассматриваемые
соединения будут диссоциировать по типу оснований.
Для квантово-механического описания ковалентной связи и строения молекул могут быть применены два подхода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей. В основе метода валентных связей (ВС) лежат следующие положения:
1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь.
Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух неспаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи), так и за счет пары электронов одного атома — донора — и вакантной орбитали второго атома — акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи).
2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Поэтому ковалентная связь образуется в таком направлении, при котором это перекрывание максимально.
Пример 4. Как изменяется прочность связи Н — Э в ряду Н2О— H2 S — Н2Sе—- Н2 Те?
Р е ш е н и е . В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов (О, S, Se, Те) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т. е. ослабление связи. К этому же результату приводит возрастающее экранирование ядер рассматриваемых элементов в ряду О — S — Se — Те вследствие увеличения числа промежуточных электронных слоев. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н — Э
уменьшается.
При образовании полярной ковалентной связи смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного атома. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй — такой же по абсолютной величине избыточный положительный заряд. Подобную систему из двух равных по абсолютной величине и противоположных по
знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называют электрическим диполем.
Напряженность поля, создаваемая диполем, пропорциональна дипольному моменту молекулы, представляющему собой произведение абсолютного значения заряда электрона q(l,60·10-19 Кл)
на расстояние l между центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе: µ = ql.
Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D).1D = 3,33 10-30 ( Кл·м).
Дипольный момент — величина векторная, направленная от положительного конца диполя к отрицательному. Поэтому дипольный момент многоатомной молекулы следует рассматривать как векторную сумму дипольных моментов связей: он зависит не только от полярности каждой связи, но и от взаимного расположения этих связей. Так, молекула АВ2 может иметь линейную (а) или угловую (б)
структуру:

Для объяснения геометрической структуры молекул, другими словами, для объяснения направленности ковалентных связей используют представление о гибридизации АО центрального атома. Согласно этому представлению, образованию химических связей может предшествовать изменение валентных орбиталей атома: исходные неравноценные атомные орбитали, как бы «перемешиваясь », образуют энергетически равноценные орбитали. При этом происходит перераспределение электронной плотности, которое требует
затраты энергии и в изолированных атомах не реализуется. Но в результате гибридизации электронное облако вытягивается по направлению к взаимодействующему атому, благодаря чему увеличивается
его перекрывание с электронными облаками последнего. Это приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к выделению дополнительной энергии, которая и компенсирует затраты энергии на гибридизацию. Число гибридных АО равно числу участвующих в гибридизации исходных АО атома. Если в гибридизации участвуют одна s- и jдна р-орбитали (sp-гибридизация), то образуются две равноценные sp-орбитали; из одной s- и двух р-орбиталей (sр2-гибридизация) образуются три sр2-орбитали и т. д.
Гибридные облака, соответствующие данному типу гибридизации, располагаются в атоме так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т. е. как можно дальше друг от друга. Поэтому при sp-гибридизации электронные облака ориентируются в противоположных направлениях, при sp2 гибридизации —в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120° (т. е. в направлениях к вершинам правильного треугольника), при зр3-гибридизации — к вершинам тетраэдра (угол между этими направлениями составляет 109°28'). Взаимное расположение осей гибридных электронных облаков при некоторых видах гибридизации показано ниже (каждая стрелка передает направление оси одного из облаков):

Пространственная структура молекулы определяется видом гибридизации валентных орбиталей центрального атома и числом неподеленных электронных пар, содержащихся в его валентном электронном слое.
Ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью. В связи с этим у ионных соединений проявляется склонность к ассоциации. Все ионные соединения в твердом состоянии образуют ионные кристаллические решетки, в которых каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи данного иона с соседними ионами равноценны, так что весь кристалл можно рассматривать как единую молекулу. Свойства ионных соединений вО многом определяются взаимной
поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического
поля соседнего иона; при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь.
Поляризуемость ионов (т. е. их способность деформироваться под действием внешнего электрического поля) характеризуется следующими особенностями:
1. При одинаковом абсолютном значении заряда и равных радиусах ионов поляризуемость анионов больше поляризуемости катионов.
2. Поляризуемость ионов с аналогичным электронным строением возрастает с ростом ионного радиуса (т. е. с увеличением числа электронных слоев).
3. При одном и том же заряде и одинаковом радиусе ионов поляризуемость ионов с 18-электронной оболочкой (например, Сu+, Cd2+) выше, чем ионов с благородногазовой электронной структурой (Na+, Ca2+ и т. п.).
Поскольку размеры анионов, как правило, больше размеров катионов, то анионы обладают большей поляризуемостью и меньшей поляризующей способностью, чем катионы. Поэтому при взаимодействии
катиона с анионом поляризации подвергается преимущественно анион; поляризацией катиона в большинстве случаев можно пренебречь.
Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента, способен к образованию еще одной химической связи. Эта связь называется водородной. Наличие водородных связей приводит к заметной полимеризации воды, фтороводорода, многих органических соединений. Например, при невысоких температурах фтороводород — полимер (HF)n, где п может доходить до шести, муравьиная кислота — димер даже в газовой фазе.
Задачи
Чему равно число энергетических подуровней для данного энергетического уровня? Каким значением главного квантового числа характеризуется энергетический уровень, если он имеет 4 подуровня? Дайте их буквенное обозначение.
Какой элемент имеет в атоме три электрона, для каждого из которых n = 3 и l = 1? Чему равно для них значение магнитного квантового числа? Должны ли они иметь антипараллельные спины?
Напишите электронные формулы атомов с порядковыми номерами 18, 63. К какому электронному семейству они относятся?
44Объясните, пользуясь правилом Клечковского, какие атомные орбитали заполняются раньше:
а)3d или 4р;
б)4f или 5p;
в)5p или 6s;
г)4d или 4f.
Укажите порядковый номер элемента у которого:
а)заканчивается заполнение электронами 3d-орбитали;
б)заканчивается заполнение электронами 4s-орбитали;
в)начинается заполнение электронами 4p-орбитали;
46Сколько неспаренных электронов содержат атомы в невозбужденном состоянии:а) магния; б) алюминия; в)углерода; г) бора; д)серы?
Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов с порядковыми номерами 39 и 41. Сколько свободных d-орбиталей в атомах этих элементов.
48Напишите электронные формулы атомов элементов:
а) цезия; б) брома; в) ванадия; г) молибдена; д) железа.
49 Атомы, каких элементов имеют следующее строение внешнего и предвнешнего электронного уровня:а) 2s22p63s23p3; б) 3s23p64s2;
в) 3s23p64s23d5; г) 4s24p65s04d10.
50Атомы, каких элементов имеют электронную конфигурацию:а) 1s22s22p63s23p64s1; б) 1s22s22p63s1; в) 1s22s22p63s23p64s23d5.
Дайте современную формулировку периодического закона. Чем она отличается от той, которая была дана Д.И. Менделеевым?
Как учение о строении атома объясняет периодичность в изменении свойств химических элементов?
Какой физический смысл имеет порядковый номер и почему химические свойства элемента в конечном счете определяются зарядом ядра его атома?
Какая из связей Сa - H, C - Cl, Br - Cl является наиболее полярной и почему?
54Какой тип гибридизации электронных облаков в молекулах:
а) BCl3; б)CaCl2;
в) GeCl4;
г) SiCl4;
Какую пространственную конфигурацию имеют эти молекулы?
Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи?
Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему плавиковая кислота и вода, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?
Почему молекула диоксида углерода неполярна, хотя связь углерод - кислород имеет электрический момент диполя 0,37·10-30 Кл-м?
Каково взаимное расположение электронных облаков при sp2-гибридизации? Приведите примеры. Какова пространственная структура этих молекул?
В каком из перечисленных веществ более выражен ионный характер связи: CCl4, SiO2, CaBr2, NH3?
МОДУЛЬ 2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т. е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто. Протекание химической реакции сопровождается изменением
внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (ΔU < 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (ΔU > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции)/ Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии ΔU определяется уравнением:
ΔU = Q-A.
Согласно закону сохранения энергии, ΔU зависит только от начального и конечного состояний системы, но не зависит от способа осуществления процесса (реакции). Напротив, Q и А при разных способах осуществления процесса будут различаться: функцией состояния является только разность этих величин, но не каждая из них в отдельности. Функции U, Q и А обычно выражают в джоулях или в килоджоулях.
Если реакция протекает при постоянном объеме (ΔV = 0, изохорный процесс), то работа расширения системы (А = PΔV) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды работы (например, электрическая), то ΔU = Qv, где Qv — тепловой эффект реакции (т. е. количество поглощенной системой теплоты), протекающей при постоянном объеме. В случае экзотермической реакции Qv < 0, для эндотермической реакции Qv > 0.
Химические реакции чаще осуществляются не при постоянном объеме, а при постоянном давлении Р (ΔР = 0, изобарный процесс). В подобных случаях для характеристики процесса удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией Н, которая определяется соотношением:
Н = U + PΔV.
Как видно, энтальпия имеет ту же размерность, что и внутренняя энергия, и поэтому обычно выражается в джоулях или килоджоулях. При постоянстве давления
ΔH = ΔU + PΔV ,
т. е. изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и совершенной системой работы расширения (PΔV).
Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ΔН = Qp, где Qp — тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Для экзотермической реакции Qp < 0, для эндотермической Qp > 0.
Изменение внутренней энергии или энтальпии принято относить к тому случаю, когда все исходные вещества и все продукты реакции находятся в стандартных состояниях. Стандартным состоянием вещества при данной температуре называется его состояние в виде чистого вещества при давлении (в случае газов — при парциальном давлении данного газа), равном нормальному атмосферному
давлению (101,325 кПа, или 760 мм рт. ст.). Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции.
Отнесенные к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом °: ΔU° — стандартное изменение внутренней энергии при химической реакции, ΔН0 — стандартное изменение энтальпии при химической реакции (или,
короче, стандартная энтальпия реакции).
Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. Эту величину обычно выражают в килоджоулях на моль. Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ, согласно приведенному определению, равны нулю. Если элемент образует несколько простых веществ (графит и алмаз, белый и
красный фосфор и т. п.), то стандартным считается состояние элемента в виде наиболее устойчивой при данных условиях модификации ; энтальпия и внутренняя энергия образования этой, наиболее устойчивой модификации принимаются равными нулю.
Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими
уравнениями. Например, уравнение
Рb О (к.) + С О (г.) = Рb (к.) + С 0 2 (г.), ΔH° = - 6 4 кДж
означает, что при восстановлении 1 моля РЬО оксидом углерода(II) выделяется количество теплоты, равное 64 кДж. Сокращения «к.», «ж.» и «г.» указывают соответственно на кристаллическое, жидкое или газообразное состояние вещества.
Следствием закона сохранения энергии является положение, экспериментально установленное в 1840 г. Г. И. Гессом (закон Геcса) и лежащее в основе термохимических расчетов:
Тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Из закона Гесса следует, в частности, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и умножать на численные множители.
Cледствие закона Гесса, применение которого упрощает многие термохимические расчеты:
Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.
При каждом суммировании следует учитывать, в соответствии с уравнением реакции, число молей участвующих в реакции веществ.
Пример 1. Пользуясь справочными данными приложения, вычислить ΔН° реакции:
2 Mg (к.) + С 02 (г.) = 2 Mg О (к.) + С (графит).
Р е ш е н и е . По данным табл. стандартные энтальпии образования СО2 и
MgO равны соответственно —393,5 и —601,8 кДж/моль (напомним, что стандартные
энтальпии образования простых веществ равны нулю). Отсюда для стандартной
энтальпии реакции находим:
ΔН° = 2 ΔН (MgO) – ΔH(CO2) = -601,8 • 2 + 393,5 = -810,1 кДж .
Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов:
1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией (в случае изобарных процессов — с наименьшей энтальпией) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т. е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим числом равновероятных способов (микросостояний). Мерой первой из этих тенденций для изобарных процессов служит изменение энтальпии в химической реакции: отрицательный знак ΔH0 указывает на уменьшение, а положительный — на возрастание энтальпии системы.
Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию S — величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано
данное макросостояние. Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру; обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают в Дж/(моль-К). Из изложенного ясно, что энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.
Пример 2 Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии в рекциях

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обеих упомянутых выше тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и
энтропией соотношением
G = H-TS,
где Т — абсолютная температура.
Как видно, энергия Гиббса имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в джоулях или килоджоулях. Для изобарно-изотермических процессов (т. е. процессов, протекающих
при постоянных температуре и давлении) изменение энергии Гиббса равно:
ΔG = ΔН -TΔS.
Как и в случае ΔН и ΔS, изменение энергии Гиббса ΔG в результате химической реакции (или, короче, энергия Гиббса реакции) равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ; суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.
Энергию Гиббса образования относят к 1 молю вещества и обычно выражают в кДж/моль; при этом ΔG0 образования наиболее устойчивой модификации простого вещества принимают равной нулю.
При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG < 0).
В таблице показана возможность' (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при разных сочетаниях знаков ΔН

Так, если для какой-либо реакции ΔН < 0 (экзотермическая реакция), a ΔS > 0, то из последнего уравнения следует, что при всех температурах ΔG < 0; это значит, что реакция может самопроизвольно протекать при любых температурах. Если ΔН < 0 и ΔS < 0, то реакция возможна при условии, что член ΔН в уравнении
для энергии Гиббса больше по абсолютному значению, чем член TΔS; поскольку абсолютное значение члена TΔS с ростом множителя Т увеличивается, то указанное условие будет осуществляться при достаточно низких температурах. Иначе говоря, при низких температурах наиболее вероятно самопроизвольное протекание экзотермических реакций, даже если при этом энтропия системы уменьшается.
Пример 3
Определить знаки ΔН, ΔS, ΔG для реакции
АВ(к.) + В2 ( г .) = А В3 ( к .),
протекающей при температуре 298 К в прямом направлении. Как будет изменяться значение ΔG с ростом температуры?
Р е ш е н и е . Самопроизвольное протекание реакции указывает на то, что для нее ΔG < 0. В результате реакции общее число частиц в системе уменьшается, причем расходуется газ В2, а образуется кристаллическое вещество АВз; это означает, что система переходит в состояние с более высокой упорядоченностью, т. е. для рассматриваемой реакции ΔS < 0. Таким образом, в уравнении ΔG = ΔН — TΔS величина ΔG отрицательна, а второй член правой части уравнения (—TΔS) положителен. Это возможно только в том случае, если ΔН .< 0. С ростом температуры положительное значение члена — TΔS в уравнении возрастает, так что величина ΔG будет становиться менее отрицательной.
Пример 4. Пользуясь справочными данными, установить, возможно ли при температурах 298 и 2500 К восстановление диоксида титана до свободного металла по схеме:

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции) В случае гомогенного процесса, протекающего при постоянном объеме, скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ за единицу времени.
Это определение можно выразить уравнением v — ±ΔC/Δt, где знак «плюс» относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (ΔС > 0), а знак «минус» — к изменению концентрации вещества, вступающего в реакцию (ΔС < 0).
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов. В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентраций определяется з а к о н ом д е й с т в и я масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Так, для реакции типа А + В2 —> АВ2 закон действия масс выражается следующим образом:
v = k[A] [B2].
В этом уравнении [А] и [В2] — концентрации вступающих в реакцию веществ, а коэффициент пропорциональности к — константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ. Гораздо реже реакция осуществляется путем столкновения трех реагирующих частиц. Например, реакция типа А + 2В —АВ2 может
протекать по механизму тройных столкновений:
А + В + В + АВ2 .
В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать
v = k[A] [В] [В], т. е. v = k[А] [В]2 .
При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.
Пример 5. Написать выражения закона действия масс для реакций
а) 2 N О (г.) + С12 (г.)= 2 N О С1 (г.);
б ) С а С О3 ( к.) =С а О (к .) + С 0 2 ( г .)
Р е ш е н и е ,
a) v = k[NO]2 [Cl2].
б) Поскольку карбонат кальция — твердое вещество, концентрация которого yе изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид: v — k, т. е. в lанном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Пример 6. Как изменится скорость реакции
2 N О (г.) + O2 (г.) =2 N 0 2 (г.),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Р е ш е н и е . До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением:
v = k[NO]2[02].
Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно, теперь
v' = k(3 [N О])2 (3 [02]) = 27k [N О]2 [О2].
Сравнивая выражения для v и v', находим, что скорость реакции возрастет в 27 раз.
Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена уравнением:


Пример 7. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75° С?
Р е ш е н и е . Поскольку Δt = 55°C, то, обозначив скорость реакции при 20 и 75° С соответственно через v и v', можем записать:

Отсюда v'/v = 287. Скорость реакции увеличится в.287 раз.
Как показывает последний пример, скорость химической реакции очень сильно возрастает при повышении температуры. Это связано с тем, что элементарный акт химической реакции протекает не при всяком столкновении реагирующих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Поэтому каждая реакция характеризуется определенным
энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации — некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового вещества. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакции. Зависимость константы скорости реакции k от энергии активации (Еa, Дж/моль) выражается у р а в н е н и е м Аррениуса:

Здесь Z — число столкновений молекул в секунду в единице объема;е — основание натуральных логарифмов (е = 2,718...); R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж-моль- 1 ·К- 1 ); Т — температура, К; Р — так называемый стерический множитель.
Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора. действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения (активированные комплексы), распад которых приводит к образованию продуктов реакции. При этом энергия активации реакции понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции в отсутствие Катализатора. В результате общее число активных молекул возрастает и скорость реакции увеличивается.
При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, т. е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.
В случае обратимой химической реакции
A + B =C + D
зависимость скоростей прямой реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:
vпрям = kпрям [А] [В]; vобр = kобр [С] [D].
В состоянии химического равновесия vпрям = vобр т. е. kпрям [А] [В]= kобр [С] [D].
K=[А] [В]/ [С] [D].
Здесь К — константа равновесия реакции.
Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия — постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т. е. тем больше выход ее продуктов.
В химической термодинамике доказывается, что для общего случая
химической реакции
В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными.
Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакции.
Пример 8. В системе А (г.) + 2В(г.) = С (г.) равновесные концентрации равны: [А] = 0,0.6 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Ш а т е л ь е:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.
Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т. е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т. е. в направлении, приводящем к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции
ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу/
Пример 9. В каком направлении сместится равновесие в системах
а) С О (г.) + С12 ( r . ) =C O Cl2 (г.),
б ) Н 2 ( г .) + Cl2 ( г .)= 2 Н Cl ( г .) ,
еcли при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения объема газвовой смеси?
Р е ш е н и е ,
а) Протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшениюобщего числа молей газов, т. е. к уменьшению давления в системе. согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение
равновесия в сторону прямой реакции.
б) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не приводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызывает смещения равновесия.
Задачи
61. Вычислите энтальпию образования NO(г), исходя из следующих термохимических уравнений:
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(ж); ΔH0 = –1168,80 кДж;
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ΔH0 = –1530,28 кДж.
62.Рассчитайте ΔG0 реакций:
а) CO(г) + ½ O2(г) = CO2(г);
б) ½ N2(г) + 3/2 H2(г) = NH3(г);
в) C6H6(ж) + NH3(г) = H2(г) + C6H5NH2(ж).
63.При какой температуре наступит равновесие системы:
4НС1(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2С12(г); ΔH0 = -114,42 кДж?
64.Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:
Н2(г) + СО2(г) = СО(г) + Н2О(ж); AH0 = -2,85 кДж?
На основании стандартных значений ΔH0 и ΔS0 соответствующих веществ определите ΔG0 этой реакции.
65. Вычислить ΔH0 2 9 8 реакций: .
а) С2 Н6 (г.) + 7/2 O 2 (г.) = 2 С O 2 (г.) + 3 Н2 О (г.);
б) С6 Н6 (ж.) + 15/2 O 2 (г.) = 6 С O 2 (г.) + ЗН2 О (ж.).
66. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25°С реакция
Сu (к.) + Zn О (к.) = Сu О (к.) + Zn (к.)
невозможна.
67. Не производя вычислений, указать, для каких из перечисленных
процессов изменение энтропии положительно:
а) Mg О (к.) + Н2 (г.) = Mg (к.) + Н2 О (ж.);
б) С (графит) + С O 2 (г.) = 2 С О (г.);
в) С Н3 С О О Н (водн.) = С Н3 С О O- (водн.) + Н+ (водн.);
г) 4Н С1 (г.) + O 2 (г.) = 2 С12 (г.) + 2 Н2 О (г.);
д) N H 4N03 (к.) = N2 О (г.) + 2Н2 О (г.).
68. В каком из следующих случаев реакция возможна при
любых температурах: а) ΔН < 0, ΔS > 0; б) ΔН < 0, ΔS < 0;
в) ΔН > 0, ΔS > 0?
69. В каком из следующих случаев реакция неосуществима
при любых температурах: а) ΔН > 0, ΔS > 0; б) ΔН > 0, ΔS < 0;
70. Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены
алюминием при 298 К: CaO, FeO, CuO, PbO, Fe203, Cr203?
71. Найти значение константы скорости реакции А + В —> АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5 • 10-5 моль/(л-мин).
72. . Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества, В2 в системе 2А2 (г.) + В2 (г.) = 2А2В(г.), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?
73. В системе С О + С12 = СО С12 концентрацию увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора — от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
74. Как изменится скорость реакции 2NO(r.) + 0 2 (г.) —>2N02 ( r .) , если: а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем системы в 3 раза; в) повысить концентрацию NO в 3 раза?
75. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?
76. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько, раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?
77. При 150°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин.принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 200°С; б) при 80°С.
78. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции С 0 2 (г.) + С (графит) =2 С О (г.).
79 Как повлияет на равновесие следующих реакций
2Н2 (г.) + О 2 (г) =2 Н2 О (г.), ΔН0 = -483,6 кДж;
Са С О 3 (к.) = Са О (к.) + С О 2 (г.), ΔН0 = 179 кДж
а) повышение давления; б) повышение температуры?
80. Какие из перечисленных воздействий приведут к изменению значения константы равновесия химических реакций: а) изменение давления; б) изменение температуры; в) замена катализатора;
г) изменение концентраций реагирующих веществ?
МОДУЛЬ 3. Водные растворы
Содержание растворенного вещества в растворе может быть Выражено либо безразмерными единицами — долями или процентами, либо величинами размерными — концентрациями. Ниже приведены наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:
Массовая доля – отношение массы данного компонента в растворе к общей массе этого раствора. Массовая доля может быть выражена в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн-1). Массовая доля данного компонента, выраженная в процентах, показывает, сколько граммов данного компонента cодержится в 100 г раствора.
Массовая концентрация – отношение массы компонента, содержащегося в растворе, к объему этого раствора. Единицы измерения массовой концентрации   кг/м3, г/л.
Титр Т – число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Единицы измерения титра – г/мл, кг/см3.
Молярная концентрация с – отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Единицы измерения - моль/м3, (моль /л). Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, обозначают 1 М; 0,5 моль/л, обозначают 0,5 М.
Молярная концентрация эквивалентов сэк (нормальная концентрацияСн ) – это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. Например, сэк(KOH) = 1 моль/л, сэк(1/2H2SO4) = 1 моль/л, сэк(1/3 AlCl3) = 1 моль/л. Раствор в 1 л которого содержится 1моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1н.
Моляльность m -  это отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя. Единица измерения моляльности моль/кг. Например, m(HCl/H2O) = 2 моль/кг.

Молярная доля – отношение числа молей растворенного вещества к общему числу молей вещества и растворителя. Молярная доля может быть выражена в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн-1).
Пример 1. Найти моляльность, нормальность и молярность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 (р = 1,10 г/мл).

Все вещества можно разделить на электролиты – вещества, проводящие электрический ток в водном растворе или расплаве и неэлектролиты – не проводящие электрический ток. Электролиты можно условно разделить на сильные и слабые.
К классу сильных электролитов относятся кислоты – соляная НCl, азотная HNO3, серная H2SO4, хлорная HClO4 и др., гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba), а также большинство солей.
К слабым электролитам относятся органические кислоты – муравьиная HCOOH, уксусная CH3COOH, щавелевая H2C2O4, сероводородная H2S, угольная H2CO3, циановодородная HCN, азотистая HNO2, большинство оснований, в т.ч. NH4OH, вода, малорастворимые соли.
Молекулы всех электролитов подвергаются диссоциации – распаду на ионы, которые и являются проводниками электричества.
Кислоты, основания и соли в водном растворе распадаются на положительные (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
⇄ I-я ступень диссоциации
⇄ II-я ступень диссоциации
⇄ III-я ступень диссоциации
Все основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов и катионов. Многокислотные основания подвергаются многоступенчатой диссоциации:⇄ I-я ступень диссоциации
⇄ II-я ступень диссоциации
Гидроксиды металлов, которые в водных растворах могут диссоциировать по кислотному и по основному типу, называются амфолитами (амфотерными гидроксидами). Это Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3 и др.
Схема диссоциации с учетом гидратации запишется так:
⇄ ⇄
Соли при диссоциации образуют катионы и кислотные остатки:



В растворах слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации.
Допустим имеем слабую кислоту:
НА⇄Н++А-
Применив к равновесному процессу закон действия масс, можно получить константу равновесия, здесь она называется константой дисооциации слабого электролита:

Обозначим общую концентрацию слабой кислоты НА через С моль/л, тогда концентрация ионов Н+ и А- будет:
моль/л,
а концентрация недиссоциированных молекул:
моль/л
Подставляя в выражение константы равновесия эти величины, получим:

Если то можно принять . Тогда
, откуда

Приведенные выражения представляют собой закон разбавления Оствальда. Из него видно, что если концентрацию слабого электролита увеличить в 100 раз, то степень диссоциации уменьшится в т.е. в 10 раз.
Установившееся равновесие в растворе слабого электролита НА можно нарушить. Так, если увеличить концентрацию ионов Н+ в растворе слабого электролита, прибавив кислоты, то это вызовет смещение равновесия влево. При этом увеличится концентрация молекул слабого электролита НА, т.е. степень диссоциации уменьшится. Аналогичного эффекта можно добиться, добавив к раствору растворенную соль кислоты НА, содержащую ион А.
Поскольку электролиты в водных растворах диссоциированы на ионы, то реакции в таких системах проходят между ионами. Скорость таких реакций является довольно высокой.
Ионные реакции в большинстве случаев практически необратимы и проходят до конца слева направо, если продуктами их являются труднорастворимые вещества (осадки), легко летучие газы, либо вещества слабодиссоциирующие (слабые электролиты, комплексные соединения).
Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна а, то концентрации ионов А+ и Х- в растворе одинаковы и составляют:
[А+] = [Х-] = аСм .

Пример2. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32 • 10-2 . Найти константу диссоциации кислоты и значение рК.

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы Н 2 О = Н + + ОН-.
Этому процессу соответствует константа диссоциации

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н2 О] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т. е. 1000/18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется, так что ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

Константа Кн2о, равная произведению концентраций ионов Н+ и ОН- , представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.
В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н+ и ОН- , практически ими не связываются . Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается, концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10-7моль/литр.
Гидролизу подвергаются все остальные соли:
образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз по аниону;
образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – происходит гидролиз по катиону;
образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз и по катиону и по аниону.
Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (Сгидр.), к общему числу растворенных молекул (Собщ.):

Степень гидролиза зависит от следующих факторов:
природы соли;
ее концентрации;
температуры раствора.
Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирущих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по этому с повышением температуры протекает полнее . Следовательно при гидролизе соблюдатся принцип Ле-Шателье. Константой гидролиза (Кг) называется - отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли (опреляется обычно по таблицам). Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:

где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).
Если степень гидролиза мала (h<<1), то Кг = h2С,

Пример 3
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) NaCN , б) К2СО3
Решение:
а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN полностью диссоциируют на катионы Na+ и анионы CN . Катионы Na+ не могут связывать ионы ОН- воды , так как NaOH – сильный электролит . Анионы же CN-связывают ионы Н+ воды , образуя молекулы слабого электролита HCN . Соль гидролизуется , как говорят , по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN- + H2O ⇄ HCN + OH-

или в молекулярной форме:
NaCN + H2O ⇄ HCN + NaOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН>7).
б) Карбонат калия K2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3-, а не молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
СО32- + НОН ⇄НСО3- + ОН-
или в молекулярной форме:
К2СО3 + Н2О ⇄ НСО3 + КОН
В растворе появляется избыток ионов ОН- ,поэтому раствор К2СО3 имеет щелочную реакцию рН>7.
Задачи
81. Из раствора соли (с = 16 %) массой 640 г выпарили воду массой 160 г и при этом из раствора выпал осадок массой 8 г. Вычислите содержание соли в растворе в массовых долях.
Какую массу раствора серной кислоты с массовой долей 50 % следует добавить к 150 см3 воды для получения раствора серной кислоты с массовой долей 20 %?
Рассчитайте объемы раствора серной кислоты с массовой долей 93,5 % (р = 1,83 г/см3) и воды, необходимые для приготовления 100 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 15 % (р = 1,10 г/см3).
Какие объемы воды и раствора серной кислоты с массовой долей 80 % (р = 1,74 г/см3) необходимо взять для приготовления 500 см3 раствора серной кислоты с массовой долей 10 % (р = 1,07 г/см3).
Определите молярную концентрацию раствора КОН, в котором массовая доля КОН составляет 8 % (р = 1,064 г/см3).
Из 400 г 20%-ного (по массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?
Вычислите [Н+] и рН 0.01 М и 0,05 н растворов H2SO4.
Вычислите [Н+] и рН раствора H2SO4 с массовой долей кислоты 0,5 % (р = 1,00 г/см3).
Вычислите рН раствора гидроксида калия, если в 2 дм3 раствора содержится 1,12 г КОН
Вычислите [Н+] и рН 0,5 М раствора гидроксида аммония. K (NH4OH) = 1,76-10-5
Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов: a) P b ( N 0 3 ) 2+KI; б) NiCl2 + H2S; в) К2С03+НС1; г) CuS04 + + NaOH
Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малодиссоциированных соединений: a) Na2S + H2S04 ; б) FeS + HCl; в) HCOOK + HN03 ; г) NH4Cl + Ca(OH)2; д) NaOCl + HN03 .
. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций нейтрализации: а) НС1 + Ва(ОН)2; б) HF + KOH; в) Fe(OH)3 + HN03 ; г) CH3COOH + NH4OH.Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие —необратимо.
Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями: NО- 2 +H+ =HN02 ; Cu2 + +2 0H-=Cu(OH)2
Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) NaHC03 и HC1; б) FeCl3 и КОН; в) РЬ(СН3СОО)2 и Na2 S; г) KHS и H2S04 ; д) Zn(N03 ) 2+KOH (избыток); е) Са(ОН)2+С02; Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, NH4C1, K2SO3, NaN03, FeCl3, Na2C03, Na2S04? Ответ обосновать.
Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
Вычислить константу гидролиза хлорида аммония, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
Определить рН 0,02 н. раствора соды Na2C03 , учитывая только первую ступень гидролиза.
Сравнить степень гидролиза Соли и рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия.
МОДУЛЬ 4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ.
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О) может быть положительной, нулевой и отрицательной.
При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:
Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH2 - она равна -1 и тд.) проявляет степень окисления +1.
Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H2O2, BaO2 и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF2 – она равна +2) обладает степенью окисления -2.
Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Ho2, O o2, Feo, Zno и др.
При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H2SO-24. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:
(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.
Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO2-4:
х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны называется восстановителем.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.
В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H+, Hg+2, Zn+2 и тд.) и входят в состав сложных ионов : S6+ - в виде SO2-4, N+5 в ионе NO-3, Mn +7 – в ионе MnO-4 и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами обладают ионы типа (Сl- , Br-, I-, Se-2, Te-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N-3 в NH-3, O2- в H2O, S-2 в H2S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N+3 – в HNO22; N+22 – в NO; N+ - в N2O; No – в N2; N-3 – в NH4OH; S+4 – в SO2; S+2 – в SO; So – в S2.
Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, O2, O3, H2O2, H2SO4 (конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Au+3, Ag+, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.
Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2, H2SO3, HI, HBr, HCl, SnCl2, FeSO4, MnSO4, NH3, NO, альдегиды , спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионно-электронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.
В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO4- в кислой среде восстанавливается до Mn+2 (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до MnO2 (бурый осадок), а в щелочной – до MnO-24 (зеленый осадок).
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.
Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:
Е = φок. – φвосст.
где φок. – потенциал окислителя
φвосст. – потенциал восстановителя
Если Е > 0, то данная реакция возможна.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка:
1. Составить 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 Н2 О, 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 полуреакций 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 происходят по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах.
В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных — молекулами воды с образованием гидроксид-ионов
Пример 1.
Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 - только окислители; HNO3, H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.
Пример 2.
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и HСlO4?
Решение: а) степень окисления в H2S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H2S n (S) = -2 (низшая); в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;
в) в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная); в HСlO4 n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
Пример 3.
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:
H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.
H2S-2+ KMn+7O4 + H2SO4 S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O
Далее составляем электронные уравнения
Восстановитель S־2 - 2еֿ S0 5 процесс окисления
Окислитель Mn+7+ 5eֿ MN+2 2 процесс восстановления
И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах.
Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:
5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 3S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2*4 + 3*4 = 20 и в правой –2*4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –восстановитель (S-2) и элемент-окислитель (Mn+7) находятся в разных веществах.
Переписываем уравнение в ионно-молекулярной форме:
5H2S + МnOֿ4 +6H+ = 5S +2Mn+2 + 8H2O
Пример 5.
К какому типу относятся следующие ОВР:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O

K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + КОН
При помощи электронных уравнений составьте коэффициенты в этих реакциях.
Решение:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
Восстановитель Nֿ3 - 3еֿ N0 1- процесс окисления
3
Окислитель Cr+6 + 3eֿ Cr+3 1- процесс восстановления
Эта внутримолекулярная реакция, так как элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества.
3K2MnO4 + H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4КОН
Восстановитель Mn+6 - еֿ Mn+7 2- процесс окисления
Окислитель Mn+6 +2еֿ Mn+4 1- процесс восстановления
В этом случае имеет место реакция самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), так как металлы одного и того вещества реагируют друг с другом как окислители как восстановитель.
Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные процессы, протекающие под действием электрического тока, или вызывающие его.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности веществ, находящихся в растворе (или в контакте с ними), служат электродные или окислительно-восстановительные потенциалы.
Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же металла (например, медную пластинку погрузить в раствор СuSО4), то на границе металла с раствором электролита возникает разность потенциалов, которая и называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродных потенциалов определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Чем больше абсолютное значение положительного потенциала, тем больше окислительная способность иона по отношению к металлу, и наоборот, чем больше абсолютное значение отрицательного потенциала, тем больше восстановительная способность.
Окислительно-восстановительный потенциал пары ион-металл зависит не только от их природы, но и от концентрации (активности) раствора и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
(1)
Где - окислительно-восстановительный потенциал данной пары;
0 – Стандартный электродный потенциал;
R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль *К);
Т – абсолютная температура, К;
F - число Фарадея, F = 96500 Кл
n - число молей электронов, принимаемых при превращении окисленной формы в восстановленную;
aокисл и aвосст. – активность окисленной и восстановленной формы.
Активность является эффективной концентрацией и связана с ней уравнением
(2)
Для разбавленных растворов = 1 и a = C.
Подставляя в уравнение Нернста значения констант и переходя от натуральных логарифмов к десятичным, получаем при Т = 298 К:
(3)
Если электродный потенциал возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растворе Ме = Ме + nе, то значение его определяется уравнением:
,(4)
где n - заряд катиона;
C -молярная концентрация ионов металла в растворе.
Зная электродные потенциалы, можно определить электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента. Гальваническим элементом называют устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую (гальванические элементы называют также химическими источниками тока).
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического или солевого мостика). На рис.1 приведена схема медно-цинкового гальванического элемента ZnZnSO4CuSO4Cu (знак в схематической записи гальванического элемента символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор).

Рис.1. Гальванический элемент медно-цинковый:
1-стаканчики; 2-подставка; 3-электролитный мостик;
4- рН-метр (иономер); 5-цинковый электрод; 6-медный электрод
Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления
Zn0 – 2eֿ Zn2+
А реакция на правом электроде – процессу восстановления.
Cu2+ + 2eֿ Cu0
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на котором происходит восстановление, является катодом.
Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается уравнением:
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
ЭДС гальванического элемента представляет собой разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя, т.е. равна разности электродных потенциалов катода и анода. По значениям стандартных электродных потенциалов можно рассчитать стандартную ЭДС элемента:

Е0 = окатод - оанод = оCu2+/Cu - оZn2+/Zn = 0,34-(-0,76) = +1,1(B)
Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в растворы, содержащие одноименные с ними ионы, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется концентрационным. ЭДС концентрационного элемента также равна разности электродных потенциалов, составляющих его электродов.
Применительно к концентрационному гальваническому элементу значение n и о в уравнении Нернста для обоих электродов одинаковы. Следовательно, ЭДС такого элемента может быть определена по формуле:
.(5)
Металлы, применяемые в технике, почти всегда имеют примеси других металлов. При соприкосновении с раствором электролита система из двух металлов образует ряд непрерывно действующих гальванических микроэлементов. Работа этих элементов приводит к электрохимической коррозии – процессу разрушения металла в среде электролита, сопровождающемуся возникновением внутри системы электрического тока. Более активный металл посылает в раствор свои ионы, т.е. растворяется (анодное окисление). Менее активный металл выполняет роль катода, на нём идёт процесс восстановления.
Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Под влиянием электрического тока движение ионов становится направленным: отрицательные анионы перемещаются к положительно поляризованному аноду, а положительные катионы - к катоду, который соединён с отрицательным полюсом источника питания.
На катоде идёт процесс восстановления, а на аноде - окисления.
В первую очередь на катоде идёт процесс восстановления того окислителя, величина которого имеет наибольшее значение электродного потенциала. Так, при электролизе кислого водного раствора соли меди возможно восстановление как иона меди: Cu2+ + 2eֿ Cu0,
о1 = +0,34 В, так и иона водорода: 2Н+ + 2еֿ Н2, о2 = 0 В, но т. к.
о1 > о2 , то на катоде будет выделяться, именно медь.
Т.е. в первую очередь на катоде идёт процесс восстановления ионов металлов, стоящих после водорода в ряду напряжений. Ионы металлов, стоящие в ряду напряжений между водородом и марганцем восстанавливаются одновременно с молекулами Н2О: 2Н2О + 2еֿ = Н2 + 2ОНֿ, о = -0,83 В. На катоде не восстанавливаются ионы металлов, стоящие в ряду напряжений от начала до алюминия, вследствие низкого значения электродного потенциала. Вместо них восстанавливаются молекулы воды. В случае расплава электролита, идет процесс восстановления на катоде любого металла при соответствующем напряжении и условиях.
На аноде в первую очередь будет идти процесс окисления того восстановителя, величина потенциала которого имеет наименьшее значение. Так, при электролизе водного раствора сульфата меди с инертными электродами (угольными) на аноде возможно окисление как сульфат иона: 2SO2־4 = S2О2־8 + 2еֿ, о1 = +2,01 В, так и молекул воды: 2Н2О = О2+ 4Н+ + 4еֿ, о2= +1,23 В. Но поскольку о2 << о1, то будет осуществляться процесс окисления воды с выделением кислорода, а в растворе пойдет вторичный процесс – образование кислоты: 2Н+ + SO2-4 = H2SO4.
Но если инертный анод заменить растворимым - медным, то становится возможным протекание еще одного процесса – анодного процесса – растворения меди: Cu = Cu2+ + 2eֿ, о3 = +0,34 В. Величина потенциала этого процесса имеет более низкое значение (о3 << о2, о3 << о1), поэтому на аноде будет происходить именно окисление меди.
Количественно процессы электролиза оцениваются законами Фарадея: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.
Закон выражается уравнением
или ,(6)
где m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;
М - мольная масса этого вещества;
n - число молей электронов, участвующих в процессе образования 1 моля вещества;
I - сила тока, А;
t - время электролиза, с;
F - постоянная Фарадея, (96500 Kл/моль);
Э - эквивалентная масса вещества;
.(7)
Для вычисления объема выделяющегося газа (V) уравнение имеет вид:
,(8)
где Vэ = ; Vэ - эквивалентный объем газа.
При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода 5,6 л/моль.
Выходом по току называют ту долю от общего количества электричества (Q = I*t), которая расходуется на данную электродную реакцию или отношение массы выделившегося вещества mпракт к теоретически возможной mтеор по уравнению Фарадея
. (9)
Задачи
101. Укажите, какие из указанных веществ могут проявлять только окислительные свойства, только восстановительные свойства, проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
а)MnO2, KMnO4, P2O5, Na2S;
б)K2SO3, HNO3, H2S, NO2;
102. -105 Закончить уравнения реакций, записать их в ионно-молекулярной форме. Расставить коэффициенты методом полуреакций.
102. F e S О4 + О2 + H2О =
103. P + K M n О4 + H 2 0 = К Н 2 Р 0 4 + К 2 Н Р 0 4 +…
104. M n ( N 0 3 ) 2 + N a B i 0 3+HN03 = HMn04 +
105. Na CI 0 3 + Н2 S = Н2 S 0 4 +
106. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом — анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значения стандартных э. д. с.
107. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1 М раствор AgN03, и стандартного водородного электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его э.д.с?
108. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg 2+ 0,1, 0,01 и 0,001 моль/л
109. Можно ли составить такой гальванический элемент, во внешней цепи которого электроны перемещались бы от электрода с более положительным стандартным потенциалом к электроду с более отрицательным стандартным потенциалом? Дать объяснение.
110. Составить уравнения процессов, протекающих при электролизе расплавов NaOH и Ni С1г с инертными электродами.
111. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водных растворов FeCl3 и Са(Г\Г.Оз)2 с инертным анодом.
112. Составить схемы электролиза водного раствора хлорида цинка, если: а) анод цинковый; б) анод угольный.
113. Составить схемы электролиза водного раствора сульфата меди, если: а) анод медный; б) анод угольный.
114. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди?
115. Составить схему процессов, происходящих на медных электродах при электролизе водного раствора KN03.
116. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 6 А через раствор нитрата серебра в течение 30 мин.
117. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды током силой 2 А?
118. Как электролитически получить LiOH из соли лития? Какое количество электричества необходимо для получения 1 т LiOH? Составить схемы электродных процессов.
119. Найти объем кислорода (условия нормальные), который выделится при пропускании тока силой 6 А в течение 30 мин через водный раствор КОН.
120 . Найти объем водорода (условия нормальные), который выделится при пропускании тока силой в 3 А в течение 1 ч через водный раствор H2SO4.
МОДУЛЬ 5. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии. В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем, или центральным атомом. В непосредственной близости к нему расположены (координированы) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число σ-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу σ -связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, ди- и более дентатные лиганды.
За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера, содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ионы (если комплексный ион заряжен положительно); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.
Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом, в основном, силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени. Поэтому с помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы. В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками.
Пример 1.
Из раствора комплексной соли СоСl2·5NH3 нитрат серебра осаждает только 2/з содержащегося в ней хлора. В растворе соли не обнаружено ионов кобальта и свободного аммиака. Измерение электрической проводимости раствора показывает, что соль распадается на три иона. Каково координационное строение этого соединения? Написать уравнение диссоциации комплексной соли.

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем — катион в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди,три, тетра, пента, гекса и т. д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (С1- — хлоро, SO2-4 ,- сулъфато, 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)/
Пример 2. Назвать комплексные соли.



Задачи
121. Из раствора комплексной соли PtCl4· 6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли Pt CI4 -3NH3 — только 1/4 часть входящего в ее состав хлора. Написать координационные формулы этих солей, определить координационное число платины в каждой из них.
122. Написать в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения обменных реакций, происходящих между: а) К4 [Fe (СN)6] и CuS04; б) Na3 [Co(CN)6] и FeS04; в) K3 [Fe(CN)6] и AgN03, имея
в виду, что образующиеся комплексные соли нерастворимы в воде.
123. Найти заряды комплексных частиц и указать среди них катионы, анионы: [Co(NH3)5 CI], [Cr (NH3)4PO4],
[Ag(NH3)2], [Cr(OH)6], [Co(NH3 )3(N02 )3 ] , [Cu(H20)4].
124. Написать координационные формулы следующих комплексных
соединений: а) дицианоаргентат калия; б) гексанитрокобальат(III) калия; в) хлорид гексаамминникеля(II); г) гексацианохромат (III) натрия; д) бромид гексаамминкобальта(Ш);
125. Написать формулы перечисленных комплексных неэлектролитов: а) тетраамминфосфатохром; б) диамминдихлороплатина; В) триамминтрихлорокобальт; г) диамминтетрахлороплатина. В каждом из комплексов указать степень окисленности комплексообразователя.
126. Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1 М растворе [Ag(NH3)2]N03, содержащем в избытке 1 моль/л NH3.
127. Вычислить концентрацию ионов кадмия в 0,1 М растворе K2[Cd(CN)4], содержащем, кроме того, 6,5 г/л KCN.
128. -130Установить, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами указанных электролитов. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме:
128 а) К2 [Hg I4] + КBr; б)K2[HgI4]+KCN;
129. в) [Ag(NH3)2] Cl + K2 S2 O3 г) К [Ag (С N)2] + К2 S2 0 3
130 д) [Ag (С N)2] + N Н3 ; e) К [Ag(N02)2] + NH3 ; .
МОДУЛЬ 6. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Задачи
131. Как можно различить внешне сходные между собой вещества: BaSO4 и BaSO3; MgO и BaO; CaCO3 и Ca(OH)2; CaO и ZnO; AgCl и PbCl2.
В трех пробирках находятся растворы Na2CO3, Na2SO4 и K2CrO4. Что будет наблюдаться, если в каждую пробирку добавить раствор BaCl2, а потом соляную кислоту?
Как различить вещества:
а)NaCl, NH4Cl, CaCl2, PbCl2;
б)BaCO3, BaSO4, Pb(NO3)2, BaCl2?
134Как проверить, содержит ли:
а) NaCl примесь NH4Cl; б) NaOH примесь Na2CO3;
в)CuSO4 примесь CaCO3?
В пяти пробирках находятся растворы NaOH, NaCl, Na2S, NaI и NH4OH. Как определить эти вещества, используя один дополнительный реактив? Напишите уравнения реакций.
В банках без этикеток находятся твердые вещества: Na3PO4, KNO3, CuSO4. Определите каждое вещество и напишите уравнения реакций.
По каким внешним признакам можно определить, в какой среде проходила реакция восстановления KMnO4? Приведите примеры таких реакций и напишите их уравнения.
Какие две реакции используют для открытия иона Fe3+? Напишите уравнения этих реакций.
В банках без этикеток находятся твердые вещества: NaCl; Na2CO3, Al(NO3)3, CH3COONH4. Используя и химические свойства определите каждое вещество, подтвердив ответ соответствующими уравнениями реакций.
Как провести разделение ионов Cu2+ и Fe2+, одновременно присутствующих в растворе?
Какие внешние изменения происходят при пропускании хлора в раствор K4[Fe(CN)6]. Напишите уравнение реакции.
В трех пробирках находятся растворы солей Zn2+, Cd2+, Hg2+. Как определить эти вещества, используя один дополнительный реактив? Напишите уравнения реакций.
В банках без этикеток находятся твердые вещества: NaCl, Na2CO3, Na2SO3, NaNO3, AgNO3, BaCl2, Na2SO4, Na2SiO3. Определите каждое вещество, используя их химические свойства. Напишите уравнения реакций.
С помощью каких реакций можно доказать присутствие в растворах ионов: Cl-, SO42-,CO32-,SO32-, SiO32-, CrO42-, S2-?
В растворе находится смесь нитратов Ba2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+. При помощи каких реакций можно разделить эти катионы?
Можно ли, пользуясь только индикатором (каким?), различить растворы хлоридов бария и цинка? Какие два реагента можно использовать для этой цели?
Как можно отличить сплав цинка с медью от чистой меди? Напишите уравнения реакций.
Какие внешние изменения происходят при приливании:
а)раствора H2SO4 к раствору хромата калия;
б)раствора щелочи к раствору дихромата калия?
Напишите уравнения реакций.
149Какими реакциями можно обнаружить в образце оксида цинка наличие оксида свинца(II);
150Как можно очистить медный купорос от примеси:
а)песка и мела;
б)сульфата железа(Ш);
в)сульфата алюминия?














Приложенные файлы

  • docx 10710308
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий