Задачник по химии

Федеральное агентство по образованию
Волгоградский государственный архитектурно-строительный университет
Кафедра химии









ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Учебное пособие для самостоятельной подготовки
к отчётным занятиям и экзамену по курсу химии

























Волгоград 2006















УДК

Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для самостоятельной подготовки к отчётным занятиям и экзамену по курсу химии / Сост. В.Т.Фомичёв, А.В.Савченко, В.А.Андронова, И.Н.Вавилина, З.К.Иванова, В.В.Садовникова, А.Д.Шамаева, Г.П.Губаревич, С.А.Круглова, О.А.Кузнечиков, И.А.Куликова; ВолгГАСУ. – Волгоград, 2006. – 102 с.
Изложены краткие теоретические сведения по курсу химии. Приведены примеры решения задач, контрольные вопросы и задачи.
Для самостоятельной подготовки студентов строительных, экологических, экономических специальностей, специальностей направления безопасности жизнедеятельности к выполнению контрольных работ и экзаменам.


План учеб.-метод. докум. 2006 г., поз. ___

Редактор О.Е.Горячева

Подписано в печать ____.12.2006 г. Формат 60(84 1/16.
Бумага офсетная. Печать трафаретная. Гарнитура Таймс.
Усл. печ. л. ____. Уч.-печ. л. _____. Тираж _____ экз. Заказ ______.

Волгоградский государственный архитектурно-строительный университет
Редакционно-издательский отдел
Сектор оперативной печати ЦИТ
400074, Волгоград, ул. Академическая, 1


(Волгоградский государственный
архитектурно-строительный
университет, 2006
( Фомичёв В.Т., Савченко А.В., Вавилина И.Н., Иванова З.К., Садовникова В.В., Шамаева А.Д., Губаревич Г.П., Круглова С.А., Кузнечиков О.А., Куликова И.А.
Оглавление
1. Классификация и номенклатура неорганических веществ
4

1.1. Кислотные и основные гидроксиды
7

1.2. Кислотные и основные оксиды
10

1.3. Амфотерные гидроксиды и оксиды
10

1.4. Бинарные соединения
11

Контрольное задание
12

2. Способы выражения концентрации растворов
15

Примеры решения задач
17

Контрольное задание
20

3. Скорость химических реакций
23

Примеры решения задач
26

4. Химическое равновесие
27

4.1. Обратимые и необратимые реакции
27

4.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
29

Примеры решения задач
30

Контрольное задание по разделам «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие»

32

5. Ионообменные реакции
40

6. Произведение растворимости
42

Примеры решения задач
43

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель
45

Примеры решения задач
46

9. Гидролиз солей
46

Примеры решения задач
47

Контрольное задание по разделам «Ионообменные реакции», «Произведение растворимости», «Ионное произведение воды. Водородный показатель», «Гидролиз солей»


48

10. Коллоидные растворы
53

10.1. Общие положения
53

10.2. Получение коллоидных систем
54

10.3. Строение мицелл золей
55

10.4. Явление коагуляции
56

Примеры решения задач
56

Контрольное задание
58

11. Окислительно-восстановительные реакции
59

Контрольное задание
62

12. Электрохимические процессы
65

Примеры решения задач
67

Контрольное задание
70

13. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
74

Примеры решения задач
76

Контрольное задание
79

14. Жёсткость воды. Методы умягчения
82

Примеры решения задач
85

Контрольное задание
89

Приложение. Стандартные электродные потенциалы E0 в водных растворах при 25 оС (298 К)
92

Библиографический список
93


1. Классификация и номенклатура неорганических веществ
Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике – химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество состоит из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество состоит из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическим связями.
Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула – изображение состава вещества с помощью индексов и некоторых других знаков. Химическое название – изображение состава вещества с помощью слова и группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил.
Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА группы (благородные газы) и VIIА группы (галогены), элементы VIА группы (кроме полония), элементы азот, фосфор и мышьяк (VA группа), углерод, кремний (IVA группа), бор (IIIA группа), а также водород. Остальные элементы относятся к металлам.
При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов вводят корни их латинских наименований:
Ag – аргент
H – гидр, гидроген
Pb – плюмб

As – арс, арсен
Hg – меркур
S – сульф

Au – аур
Mn – манган
Sb – стиб

C – карб, карбон
N – нитр
Si – сил, силик, силиц

Cu – купр
Ni – никкол
Sn – станн

Fe – ферр
O – окс, оксиген


Например, карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат.
Названия простых веществ состоят из одного слова – наименования химического элемента с числовой приставкой, например:
Mg – (моно) магний
O3 – трикислород

Hg – (моно) ртуть
P4 – тетрафосфор

O2 – дикислород
S8 – октасера


РИСУНОК – Классификация неорганических соединений Используют следующие числовые приставки:
1 – моно
5 – пента
9 – нона

2 – ди (би)
6 – гекса
10 – дека

3 – три
7 – гепта
11 – ундека

4 – тетра
8 – окта
12 – додека

Неопределённое число указывается числовой приставкой n - поли.
Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как O3 – озон, P4 – белый фосфор.
Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных или реальных катионов) и электроотрицательной (условных или реальных анионов) составляющих, например, CuSO4 (здесь Cu2+ - реальный катион, SO42- - реальный анион) и PCl3 (здесь P3+ - условный катион, Cl- - условный анион).
Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов – названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например:
CuSO4 – сульфат меди (II)
PCl3 – трихлорид фосфора

LaCl3 – хлорид лантана (III)
CO – монооксид углерода

Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведёнными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком.
Для распространённых моногоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия:
катионы
анионы

H2F+ - фтороний
C22- - ацетиленид

H3O+ - оксоний
CN- - цианид

H3S+ - сульфоний
CNO- - фульминат

NH4+ - аммоний
HF2- - гидродифторид

N2H5+ - гидразиний (1+)
HO2- - гидропероксид

N2H6+ - гидразиний (2+)
HS- - гидросульфид

NH3OH+ - гидроксиламиний
N3- - азид

NO+ - нитрозил
NCS- - тиоцианат

NO2+ - нитроил
O22- - пероксид

O2+ - диоксигенил
O2- - надпероксид

PH4+ - фосфоний
O3- - озонид

VO2+ - ванадил
OCN- - цианат

UO22+ - уранил
OH- - гидроксид


Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия:
AsH3 – арсин
HN3 – азидоводород

B2H6 – диборан
H2O – вода

B4H10 – тетраборан (10)
H2S – сероводород

HCN – циановодород
NH3 – аммиак

HBr – бромоводород
N2H4 – гидразин

HCl – хлороводород
NH2OH – гидроксиламин

HF – фтороводород
PH3 – фосфин

HI – иодоводород
SiH4 - силан

1.1. Кислотные и основные гидроксиды
Гидроксиды – тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента E (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы OH; общая формула гидроксидов E(OH)n, где n=1ч6. Форма гидроксидов E(OH)n называется орто-формой; при n>2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов E и групп OH ещё атомы кислорода O, например E(OH)3 и EO(OH), E(OH)4 и EO(OH)2, E(OH)6 и EO2(OH)2.
Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.
Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находятся в мета-форме, причём атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например, H2SO4, HNO3, H2CO3, а не SO2(OH)2, NO2(OH) и CO(OH)2. Общая формула кислотных гидроксидов – HxEOy, где электроотрицательную составляющую EOyx- называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.
Названия распространённых кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием «ая» и группового слова «кислота». Степень окисления кислотообразующего элемента E обозначается суффиксом в названии кислоты:
а) – н, -ов, -ев – для высшей и любой единственной степени окисления;
б) – новат – для промежуточной степени окисления (+5);
в) – овист или –ист – для промежуточных степеней окисления (+3) или (+4);
г) – новатист – для низшей положительной степени окисления (+1).
Например:
HIO4 – йодная кислота, т.к. степень окисления йода +7 – высшая (йод находится в седьмой группе Периодической системы);
HIO3 – йодноватая кислота;
HIO2 – йодистая кислота;
HIO – йодноватистая кислота.
Приведём формулы и собственные названия распространённых кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):
кислотный гидроксид
кислотный остаток

HAsO2
- метамышьяковистая
AsO2-
- метаарсенит

H3AsO3
- ортомышьяковистая
AsO33-
- ортоарсенит

H3AsO4
- ортомышьяковая
AsO43-
- ортоарсенат

-

B4O72-
- тетраборат

-

BiO3-
- висмутат

HBrO
- бромноватистая
BrO-
- гипобромит

HBrO3
- бромноватая
BrO3-
- бромат

H2CO3
- угольная
CO32-
- карбонат



HCO3-
- гидрокарбонат

HClO
- хлорноватистая
ClO-
- гипохлорит

HClO2
- хлористая
ClO2-
- хлорит

HClO3
- хлорноватая
ClO3-
- хлорат

HClO4
- хлорная
ClO4-
- перхлорат

H2CrO4
- хромовая
CrO42-
- хромат



HCrO4-
- гидрохромат

H2Cr2O7
- дихромовая
Cr2O72-
- дихромат

-

FeO42-
- феррат

HIO3
- иодноватая
IO3-
- иодат

HIO4
- метаиодная
IO4-
- периодат

H5IO6
- ортоиодная
IO65-
- ортопериодат

HMnO4
- марганцовая
MnO4-
- перманганат

-

MnO42-
- манганат

-

MoO42-
- молибдат

HNO2
- азотистая
NO2-
- нитрит

HNO3
- азотная
NO3-
- нитрат

HPO3
- метафосфорная
PO3-
- метафосфат

H3PO4
- ортофосфорная
PO43-
- ортофосфат



HPO42-
- гидроортофосфат



H2PO4-
- дигидроортофосфат

H4P2O7
- дифосфорная
P2O74-
- дифосфат

-

ReO4-
- перренат

-

SO32-
- сульфит



HSO3-
- гидросульфит

H2SO4
- серная
SO42-
- сульфат



HSO4-
- гидросульфат

H2S2O7
- дисерная
S2O72-
- дисульфат

H2SO3S
- тиосерная
SO3S2-
- тиосульфат

H2SeO3
- селенистая
SeO32-
- селенит

H2SeO4
- селеновая
SeO42-
- селенат

H2SiO3
- метакремниевая
SiO32-
- метасиликат

H4SiO4
- ортокремниевая
SiO44-
- ортосиликат

H2TeO3
- теллуристая
TeO32-
- теллурит

H2TeO4
- метателлуровая
TeO42-
- метателлурит

H6TeO6
- ортотеллуровая
TeO66-
- ортотеллурит

-

VO3-
- метаванадат

-

VO43-
- ортованадат

-

WO42-
- вольфрамат

Менее распространённые кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:
H4I2O9 – нонаоксодииодат (VII) водорода
H2XeO4 – тетраоксоксенонат (VI) водорода
H2(PHO3) – триоксогидрофосфат (III) водорода.
То же относится и к собственным названиям малоизвестных кислотных остатков:
IO42-
- тетраоксомолибдат (2-)
SO22-
- диоксосульфат (2-)

MoO32-
- триоксомолибдат (IV)
TeO52-
- пентаоксодителлурат (IV)

PoO32-
- триоксополонат (IV)
XeO64-
- гексаоксоксенонат (VIII)

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.
Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула M(OH)n, где n=1 или 2 (реже 3 или 4) и Mn+ - катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:
NaOH
- гидроксид натрия
Ba(OH)2
- гидроксид бария

KOH
- гидроксид калия
La(OH)3
- гидроксид лантана (III)

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является взаимодействие их между собой с образованием соли (реакция солеобразования), например:
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O
2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O
Соли – тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Mn+ и кислотные остатки.
Соли с общей формулой Mx(EOy)n называют средними солями, а соли, содержащие кислотные остатки с незамещёнными атомами водорода, - кислыми солями. Иногда соли содержат в своём составе также гидроксид или (и) оксид-ионы; такие соли называют основными солями. Примеры формул и названий солей:
Ca3(PO4)2 - ортофосфат кальция
Ca(H2PO4)2 - дигидроортофосфат кальция
CaHPO4 - гидроортофосфат кальция
CuCO3 - карбонат меди (II)
Cu2CO3(OH)2 - дигидроксид-карбонат димеди
La(NO3)3 - нитрат лантана (III)
Ti(NO3)2O - оксид-динитрат титана
Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным или кислотным гидроксидом, например:
Ca(HSO4)2 + Ca(OH)2 = 2CaSO4 + 2H2O
Ca2SO4(OH)2 + H2SO4 = 2CaSO4 + 2 H2O
Встречаются также соли, содержащие два разных катиона; их называют двойными солями, например:
KAl(SO4)2 – сульфат алюминия-калия
CaMg(CO3)2 – карбонат магния-кальция.
1.2. Кислотные и основные оксиды
Оксиды ExOy – продукты полной дегидратации гидроксидов. Кислотным гидроксидам (H2SO4, H2CO3) отвечают кислотные оксиды (SO3, CO2), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH)2) – основные оксиды (Na2O, CaO), причём степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду. Примеры формул и названий оксидов:
SO3
- триоксид серы
Na2O
- оксид натрия

N2O5
- пентаоксид диазота
La2O3
- оксид лантана (III)

P4O10
- декаоксид тетрафосфора
ThO2
- оксид тория (IV)

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
3CaO + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O
La2O3 + 3SO3 = La2(SO4)3.
1.3. Амфотерные гидроксиды и оксиды
Амфотерность гидроксидов и оксидов – химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия:
(а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
(б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + 3H2O
Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляет свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагирует с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль – сульфат алюминия, тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль - диоксоалюминат натрия NaAlO2. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al3+), во втором – свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO2-).
Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы – Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп – Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др.
Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:
BeO
- оксид бериллия
FeO
- оксид железа (II)

Al2O3
- оксид алюминия
Fe2O3
- оксид железа (III)

SnO
- оксид олова (II)
MnO2
- оксид марганца (IV)

SnO2
- оксид олова (III)
ZnO
- оксид цинка (II)

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления превышает +2) могут находиться в орто- или (и) мета-форме. Примеры амфотерных гидроксидов:
Be(OH)2
- гидроксид бериллия
TiO(OH)2
- дигидроксид-оксид титана

Al(OH)3
- гидроксид алюминия
Fe(OH)3
- гидроксид железа (III)

AlO(OH)
- метагидроксид алюминия
FeO(OH)
- метагидроксид железа

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента – неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например HMnO4 – марганцовая кислота.
Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы – условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими свойствами и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическим свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами.
1.4. Бинарные соединения
К бинарным соединениям относятся, в первую очередь, все двухэлементные соединения (H2O, KBr, H2S, Cs2(S2), N2O, NH3, HN3, CaC2, SiH4). Многоэлементные вещества, в формулах которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов и солей), рассматривают как бинарные соединения, например: CSO, IO2F3, SBrO2F, CrO(O2)2, PSI3, (CaTi)O3, (FeCu)S2, Hg(CN)2, (PF3)O, VCl2(NH2). Так, CSO можно представить как соединения CS2, в котором один атом серы заменён на атом кислорода.
Названия бинарных соединений строятся по обычным номенклатурным правилам, например:
OF2
- дифторид кислорода
K2O2
- пероксид калия

HgCl2
- хлорид ртути (II)
Na2S
- сульфид натрия

Hg2Cl2
- дихлорид диртути
Mg3N2
- нитрид магния

SBr2O
- оксид-дибромид серы
NH4Br
- бромид аммония

N2O
- оксид диазота
K3N
- нитрид калия

NO2
- диоксид азота
CaC2
- карбид кальция

Контрольное задание

Задача 1. Составить названия соединений по химическим формулам.
Задача 2. Составить химические формулы соединений по названиям.
№ варианта
Задача 1
Задача 2

1
V2O3, Na2S, H2SiO3, NaOH, CaWO4, KCr(SO4)2
карбид дибериллия, хлорная кислота, гидросульфат кальция, гидроксид титана (IV)

2
Hg2Br2, I2O5, KOH, H2CrO4, KIO4, Fe(HSO4)2
метафосфорная кислота, оксид железа (III), нитрид триброма, азотистая кислота

3
WO2, NiS, HMnO4, Ta(OH)2, Na6TeO6, Ce(NO3)3OH
диоксид триуглерода, дихромовая кислота, гидросульфат магния, гидроксид вольфрама (III)

4
Si2P, Cu2O3, Cr(OH)3, H6TeO6, NaNO2, Cs2Cu(SO4)2
йодоводород, гидроксид меди (I), хлорид титана (IV), теллуристая кислота

5
Fe2O3, IrCl3, H3PO4, Mn(OH)4, CaCrO4, Cs2Cu(SO4)2
хлорид ванадия, угольная кислота, перхлорат калия, гидроортофосфат кальция

6
WO3, SnS, HMnO4, Si(OH)4, Ca2P2O7, NH4Cr(SO4)2
фторид церия (III), йодноватая кислота, арсенат аммония, гидроксид алюминия

7
Rb2O, Li3N, HIO, Sr(OH)2, NaNO2, RbMn(SO4)2
силицид дикальция, ортойодная кислота, ортофосфат аммония-кальция

8
Pd2Te, Mn2O3, Th(OH)4, HNO2, NH4AsO2, CaCrO4
плавиковая кислота, гидроксид титана (II), фосфид трижелеза, бромноватистая кислота

9
Cl2O7, ReCl6, Al(OH)3, H2B4O7, Cu(ClO3)2, Ag2H3IO6
циановодородная кислота, оксид олова (II), сульфид натрия, дигидроксид-сульфат кобальта (II)

10
FeO, AlCl3, HPO3, Al(OH)3, Co2(SiO4)3, Zn(NH4)2(SO4)2
фторид осмия (VI), бромоводород, ортованадат скандия (III), гидроксид хрома (III)

11
I2O5, CaF2, H3AsO3, Ba(OH)2, Rb2MoO4, K2Ni(SO4)2
хлорид калия, соляная кислота, гидроксид железа (III), вольфрамат бария

12
ClO3, Co3C, Mn(OH)4, H2S2O7, Hg3TeO6, Sc(NO3)2OH
бромоводородная кислота, оксид марганца (IV), фторид церия (III), хлорная кислота

13
Zr4N, MoI4, Nb(OH)2, HBrO4, CaWO4, Zn5(CO3)2(OH)6
бромид лантана (III), феррат калия, ортофосфат аммония-кальция, метаарсенит свинца (II)

14
Cl2O7, MoF6, H2TeO4, As(OH)2, In2(SO4)3, Cd2SO4(OH)2
хлорид титана (IV) , хлорноватистая кислота, пероксид стронция, фосфид трижелеза

15
K2O2, FeS, HIO3, Ba(OH)2, KBrO, Ag2H3IO6
фторид дисербра, марганцовая кислота, пербромат калия, гидроксид никеля (II)



2. Способы выражения концентрации растворов
Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или нескольких компонентов, относительное содержание которых может меняться в широких пределах. Вещество, находящееся в растворе в большем количестве называется растворителем. Вещество, содержание которого меньше, называется растворённым веществом.
Концентрацией раствора называется содержание растворённого вещества в определённой массе или в определённом объёме раствора или растворителя. Наиболее часто используют следующие способы выражения концентрации раствора.
Весовые концентрации
Массовая доля (процентная концентрация по массе) показывает долю растворенного вещества от массы всего раствора, то есть численного равна массе растворенного вещества в 100 г раствора:
13 EMBED Equation.3 1415, %, или
13 EMBED Equation.3 1415,
где mвещества – масса растворённого вещества, г;
mраствора – масса раствора, г;
mрастворителя – масса растворителя, г.
Масса раствора может быть определена по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где V – объём раствора, л, мл;

· – плотность раствора, г/л, г/мл.
2. Молярная (мольная) доля вещества – величина, равная отношению количества этого вещества (nвещества) к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель (nрастворителя):
13 EMBED Equation.3 1415.
Моляльная концентрация или моляльность – величина, равная количеству растворённого вещества в 1 кг растворителя:
13 EMBED Equation.3 1415, моль/кг,
где Mвещества – молярная масса растворённого вещества, г/моль.
Объёмные концентрации
1. Объёмная доля растворённого вещества – величина, равная отношению объёма растворённого вещества (Vвещества) к объёму раствора (Vраствора):
13 EMBED Equation.3 1415.
2. Молярная концентрация или молярность показывает количество растворённого вещества, содержащееся в одном литре раствора:
13 EMBED Equation.3 1415, моль/л,
где nвещества – количество растворённого вещества, моль;
Vраствора – объём раствора, л.
Раствор, в 1 литре которого содержится 1 моль растворённого вещества, называется одномолярным раствором и обозначается 1М.
3. Эквивалентная (нормальная) концентрация или нормальность – величина, равная количеству эквивалентов растворённого вещества в одном литре раствора:
13 EMBED Equation.3 1415, моль/л,
где nEQ – количество эквивалентов растворённого вещества, моль;
Эвещества – молярная масса эквивалента, г/моль.
Иногда вместо обозначения (моль/л) допускается обозначение «н.», например, 1н. или 0.2н. Раствор, в 1 литре которого содержится 1 моль эквивалента вещества, называется нормальным.
Эквивалентной концентрацией удобно пользоваться при вычислении объёмов реагирующих друг с другом растворов. В соответствии с законом эквивалентов растворы одинаковой эквивалентной концентрации реагируют в равных объёмах. Если реагируют растворы различной эквивалентной концентрации, то объёмы таких растворов обратно пропорциональны их эквивалентной концентрации:
13 EMBED Equation.3 1415.
4. Титр – величина, равная массе растворённого вещества в 1 мл раствора:
13 EMBED Equation.3 1415, г/мл.
Определение молярных масс эквивалентов
Эквивалент элемента или вещества определяется его массой, которая замещается или соединяется с количеством вещества в 1 моль атомарного водорода или 0.5 моль атомарного кислорода.
Число, показывающее, какая часть моля элемента или вещества эквивалентна 1 моль атомарного водорода, называется фактором эквивалентности. Это безразмерная величина, обозначаемая fEQ.
Фактор эквивалентности некоторых веществ можно рассчитать по простым формулам. Для элемента в его соединении:
fEQ = 1/|степень окисления элемента в соединении|.
Например, для фосфора в оксиде фосфора (III) P2O3 fEQ=1/3, а в оксиде фосфора (V) P2O5 fEQ=1/5.
Для кислот фактор эквивалентности равен обратной величине её основности (количество ионов водорода в молекуле кислоты, которое замещается на металл). Фактор эквивалентности для основания равен обратной величине его кислотности (число гидроксид- групп в молекуле основания, которые в реакции замещаются на кислотные остатки). Для солей фактор эквивалентности определяется по формуле: fEQ=1/(rЧ|z|), где r – количество и z – заряд замещённых катионов или анионов.
Определение фактора эквивалентности по химической формуле:
- для кислот f(HCl) = 1; f(H2SO4) = 1/2; f(H3PO4) = 1/3;
- для оснований f(NaOH) = 1; f(Zn(OH)2) = 1/2; f(Al(OH)3) = 1/3;
- для солей f(NaCl) = 1/(1Ч1) = 1; f(Fe12+SO4) = 1/(1Ч2) = 1/2;
f(Al23+(SO4)3) = 1/(2Ч3) = 1/6; f(Na61+TeO6) = 1/(6Ч1) = 1/6.
Для солеобразующих оксидов (основных, кислотных, амфотерных) фактор эквивалентности определяется числом катионов соответствующего оксиду основания или анионов соответствующей оксиду кислоты и их зарядом, например, в реакции между оксидом фосфора (V) и оксидом кальция
P2O5 + 3CaO Ca3(PO4)2
фактор эквивалентности P2O5, образующего два трёхзарядных фосфат-иона (PO4)3-, равен 1/6, а для CaO, дающего один двухзарядный катион (Са2+), 1/2.
Молярная масса эквивалента вещества, Эвещества – произведение фактора эквивалентности fEQ на молярную массу этого вещества:
13 EMBED Equation.3 1415, г/моль.
Молярную массу эквивалента называют эквивалентной массой или просто эквивалентом.
Количество эквивалентов вещества – отношение массы вещества к молярной массе его эквивалента:
13 EMBED Equation.3 1415, моль.
Примеры решения задач
Пример 1. Имеется раствор Al2(SO4)3 с массовой долей
·=0.1 и плотностью
·=1,105 г/см3. Каковы молярная, нормальная концентрации, титр, моляльность и молярная доля вещества этого раствора?
Решение:
Найдём молярную концентрацию раствора.
Так как 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, то 13 EMBED Equation.3 1415

13 EMBED Equation.3 1415моль/л. Плотность раствора необходимо пересчитать и подставить в расчётную формулу в г/л: 1,105 г/см3 = 1,105 г/мл = 1105 г/л.
Найдём нормальную концентрацию раствора.
Так как 13 EMBED Equation.3 1415г/моль, то
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415моль/л или 1.92 н.
Найдём титр раствора.
13 EMBED Equation.3 1415 г/мл.
Поскольку размерность титра г/мл, плотность в расчётную формулу надо подставлять в г/мл, т.е. 1,105 г/мл.
Найдём моляльность раствора.
13 EMBED Equation.3 1415.
Из формулы видно, что необходимо найти массу растворенного вещества в 1 кг растворителя. Пользуясь определениями моляльной и процентной концентраций, составим следующую пропорцию:
mвещества, г
mраствора, г
mрастворителя, г


10
100
90
- из определения процентной концентрации (т.к.
·=0.1, С%=10%)

х

1000
- из определения моляльности

где х – масса растворённого вещества в 1 кг растворителя:
13 EMBED Equation.3 1415 г/кг.
13 EMBED Equation.3 1415моль/кг.
Найдём молярную долю растворённого вещества в растворе.
13 EMBED Equation.3 1415

13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: молярная концентрация 0.32 моль/л, нормальная концентрация 1.92 моль/л, титр 0.1105 г/мл, моляльность 0.325 моль/кг, молярная доля 0.0058.
Пример 2. Чему равна массовая доля 0.2 М раствора (NH4)2SO4 с плотностью
·=1,015 г/мл?
Решение:
Масса 1 л раствора: mраствора= 1.015 г/мл 1000 мл = 1015 г. Масса соли, содержащейся в 1 л раствора (из определения молярной концентрации): mвещества = СМ Mвещества = 0.2 132 = 26, 4 г, где 132 г/моль – молярная масса сульфата аммония. Откуда массовая доля растворённого в растворе вещества:
13 EMBED Equation.3 1415 или 2,6%.
Ответ: массовая доля растворённого в растворе вещества 0.026 (процентная концентрация 2,6%).
Пример 3. Какой объём 96% серной кислоты (
·=1,84 г/см3) надо взять для приготовления 1 л 0.5 н. раствора?
Решение:
Определим массу серной кислоты в 1 л раствора:
13 EMBED Equation.3 1415откуда 13 EMBED Equation.3 1415г.
Определим, в каком объёме 96% раствора серной кислоты содержится 24,5 г серной кислоты:
13 EMBED Equation.3 1415,
13 EMBED Equation.3 1415мл.
Ответ: для приготовления 1 л 0.5 н. раствора серной кислоты необходимо взять 13,96 мл 96% раствора серной кислоты.
Пример 4. Какой объём воды надо прибавить к 200 мл 68% раствора азотной кислоты плотностью 1400 г/л, чтобы получить 10% раствор?
Решение:
Определим массу азотной кислоты в 200 мл 68% раствора (200 мл = 0.2 л):
13 EMBED Equation.3 1415, отсюда
13 EMBED Equation.3 1415г.
В полученном 10% растворе масса растворённой азотной кислоты будет такой же, так как для приготовления нового раствора в исходный добавляется вода - растворитель, но не растворённое вещество. Определим массу 10% раствора азотной кислоты:
13 EMBED Equation.3 1415 г.
Определим объём добавляемой воды как разность массы 10% раствора (она больше за счёт разбавления водой) и 68% раствора:
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415мл или 1.624 л.
Ответ: для приготовления 10% раствора азотной кислоты необходимо добавить 1624 мл воды к 200 мл 68% исходного раствора азотной кислоты.

Контрольное задание
Многовариантные задачи

Задача 1. Определите массовую долю растворённого вещества в следующих растворах.
вариант
1
2
3
4
5

масса растворённого вещества, г
5,98
2,37
15,82
27,24
30,51

масса растворителя (воды), г
95
118
225
450
376

вариант
6
7
8
9
10

масса растворённого вещества, г
4,66
2,72
3,02
14,5
53,5

масса растворителя (воды), г
155
270
150
280
480

вариант
11
12
13
14
15

масса растворённого вещества, г
9,52
34,21
10,07
17,83
2,29

масса растворителя (воды), г
110
1100
190
215
155


Задача 2. Определите:
- массу соли (г), необходимую для приготовления 100 мл следующих растворов;
- молярную, нормальную концентрации (моль/л), моляльность (моль/кг), титр (г/мл) и мольную долю растворённого вещества.
вариант
1
2
3
4
5

Вещество
CaCl2
AgNO3
K2CO3
FeCl3
NH4NO3

Массовая доля растворённого вещества
·, %
1
5
10
8
6

Плотность раствора, г/л
1007
1046.5
1090.4
1067
1023

вариант
6
7
8
9
10

Вещество
NH4I
NaClO4
SrCl2
NiSO4
Cd(NO3)2

Массовая доля растворённого вещества
·, %
10
4
8
1
2

Плотность раствора, г/л
1065.2
1024.7
1072.6
1009
1015.4


вариант
11
12
13
14
15

Вещество
Cs2SO4
Na2P2O7
Li2SO4
Al2(SO4)3
Na2SO4

Массовая доля растворённого вещества
·, %
6
1
6
2
12

Плотность раствора, г/л
1049.4
1010
1050
1020
1110


Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы
Вариант 1
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2SO4 Bi(OH)3 MgSO4
Задача 4. Какова нормальная и моляльная концентрация 28% (по массе) раствора гидроксида калия плотностью 1,263 г/см3 ?
Задача 5. Смешали 100 мл 0,2 н. раствора серной кислоты (( = 1 г/мл) и 200 мл раствора с мольной долей H2SO4, равной 0,29 (( = 1,6 г/мл). Рассчитать массовую долю полученного раствора.

Вариант 2
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H3PO4 Hg(OH)2 Ti(SO4)2
Задача 4. На нейтрализацию 25 мл серной кислоты неизвестной концентрации израсходовано 30 мл 0.2 н. раствора NaOH. Вычислить нормальную и молярную концентрацию, титр раствора серной кислоты.
Задача 5. Какую массу раствора HNO3 с массовой долей 22% следует добавить к 500 г раствора той же кислоты с массовой долей 60% для получения раствора с массовой долей 50%?

Вариант 3
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H4SiO4 Al(OH)3 NaNO2
Задача 4. Какой объём раствора H2SO4 ((=1,143 г/мл) с массовой долей растворённого вещества 20% потребуется для приготовления 127 г раствора этой кислоты с массовой долей 11%?
Задача 5. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и раствор, содержащий в 1 л 3,2 г NaOH. В каком объёмном отношении нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего нейтральную реакцию?

Вариант 4
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H4P2O7 Cd(OH)2 Na2SO3
Задача 4. Для нейтрализации раствора, содержащего 0,106 г соды, израсходовано 12 мл раствора серной кислоты. Чему равен титр кислоты?
Задача 5. Смешали 1,2 л 3,5% (по массе) раствора KOH и 1,8 л 2,5% (по массе) раствора NaOH. Плотность обоих растворов равна 1,03 г/мл. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.

Вариант 5
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2S2O7 LiOH Ca(ClO)2
Задача 4. Концентрированные производственные растворы перед сливом в канализацию разбавляют. Какую массу воды надо прибавить к 200 кг 3% (по массе) раствора, чтобы получить 0,1% (по массе) раствор)?
Задача 5. Какой объём 8% (по массе) раствора HCl ((=1,1 г/мл) следует добавить к 4 мл 0,5 н. HCl для получения 1 н. раствора?

Вариант 6
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
HIO4 Pb(OH)2 Li2TeO3
Задача 4. В 200 г раствора содержится 20 г Na2SO4 ((=1,1 г/мл). Определить массовую долю раствора, молярную, моляльную и нормальную концентрации и титр раствора.
Задача 5. Вычислить молярную и нормальную концентрацию раствора, полученного при смешении 0,5 л раствора H2SO4 ((=1,82 г/мл) с массовой долей 90% и 0,8 л раствора H2SO4 ((=1,12 г/мл) с массовой долей 17%, если плотность приготовленного раствора 1,44 г/мл.

Вариант 7
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H6TeO6 Ca(OH)2 KIO4
Задача 4. К 100 мл 0,3 н. раствора сульфата натрия добавили 200 мл 0,54 М раствора этой же соли. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.
Задача 5. Имеются растворы, содержащие 18,9 г азотной кислоты (раствор А) и 3,2 г гидроксида натрия (раствор В) в одном литра раствора. В каком соотношении надо смешать растворы А и В, чтобы полученный после смешения раствор был нейтральным?

Вариант 8
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2TeO4 Au(OH)2 Cu2SO3
Задача 4. Какую массу Na2CO3 следует добавить к 500 г 10% (по массе) раствора той же соли для получения 15% (по массе) раствора?
Задача 5. К 250 мл 1,6 н. раствора HCl добавили 200 мл 0,2 н. раствора KOH. Какой объём 0,15 н. NaOH дополнительно требуется для нейтрализации раствора?

Вариант 9
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2SiO3 Mg(OH)2 Na2SeO3
Задача 4. Какой объём 8 н. раствора KOH следует добавить к 5 л 2 н. раствора KOH для получения 5 н. раствора?
Задача 5. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15% (по массе) раствора BaCl2 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора серной кислоты.

Вариант 10
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2Cr2O7 Fe(OH)3 BaMnO4
Задача 4. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходовано 24 мл 0,5 М раствора H2SO4. Какова нормальность раствора щёлочи? Какой объём 0,5 н. раствора HCl потребовался бы для этой же цели?
Задача 5. Смешаны 1,4 л 3% (по массе) раствора NaOH и 2 л 3,5% (по массе) раствора KOH. Плотность обоих растворов равна 1,1 г/мл. Вычислить эквивалентную и молярную концентрации полученного раствора щёлочи.

Вариант 11
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2SO4 Bi(OH)3 MgSO4
Задача 4. Какова нормальная и моляльная концентрация 28% (по массе) раствора гидроксида калия плотностью 1,263 г/см3 ?
Задача 5. Смешали 100 мл 0,2 н. раствора серной кислоты (( = 1 г/мл) и 200 мл раствора с мольной долей H2SO4, равной 0,29 (( = 1,6 г/мл). Рассчитать массовую долю полученного раствора.

Вариант 12
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H4SiO4 Al(OH)3 NaNO2
Задача 4. Какой объём раствора H2SO4 ((=1,143 г/мл) с массовой долей растворённого вещества 20% потребуется для приготовления 127 г раствора этой кислоты с массовой долей 11%?
Задача 5. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и раствор, содержащий в 1 л 3,2 г NaOH. В каком объёмном отношении нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего нейтральную реакцию?

Вариант 13
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2S2O7 LiOH Ca(ClO)2
Задача 4. Для нейтрализации раствора, содержащего 0,106 г соды, израсходовано 12 мл раствора серной кислоты. Чему равен титр кислоты?
Задача 5. Какой объём 8% (по массе) раствора HCl ((=1,1 г/мл) следует добавить к 4 мл 0,5 н. HCl для получения 1 н. раствора?

Вариант 14
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H6TeO6 Ca(OH)2 KIO4
Задача 4. К 100 мл 0,3 н. раствора сульфата натрия добавили 200 мл 0,54 М раствора этой же соли. Вычислить нормальную концентрацию полученного раствора.
Задача 5. Какую массу раствора HNO3 с массовой долей 22% следует добавить к 500 г раствора той же кислоты с массовой долей 60% для получения раствора с массовой долей 50%?

Вариант 15
Задача 3. Вычислить молярную массу эквивалента следующих веществ:
H2SiO3 Mg(OH)2 Na2SeO3
Задача 4. Какой объём 8 н. раствора KOH следует добавить к 5 л 2 н. раствора KOH для получения 5 н. раствора?
Задача 5. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15% (по массе) раствора BaCl2 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора серной кислоты.
3. Скорость химических реакций
При определении понятия скорости химической реакции необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Если реакция протекает в гомогенной системе, например, в растворе или в смеси газов, то она идет во всем объеме системы. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Поскольку отношение числа молей вещества к объему, в котором оно распределено, есть молярная концентрация вещества, скорость гомогенной реакции можно также определить как изменение концентрации в единицу времени какого-либо из веществ: исходного реагента или продукта реакции. Чтобы результат расчета всегда был положительным, независимо, от того, производится он по реагенту или продукту, в формуле используется знак «±»:
13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415 .
В зависимости от характера реакции время может быть выражено не только в секундах, как требует система СИ, но также в минутах или часах. В ходе реакции величина ее скорости не постоянна, а непрерывно изменяется: уменьшается, так как уменьшаются концентрации исходных веществ. Вышеприведенный расчет дает среднее значение скорости реакции за некоторый интервал времени
·
· =
·2 –
·1. Истинная (мгновенная) скорость определяется как предел к которому стремится отношение
·С/
·
· при
·
· 0, т. е. истинная скорость равна производной концентрации по времени.
Для реакции, в уравнении которой есть стехиометрические коэффициенты, отличающиеся от единицы, значения скорости, выраженные по разным веществам, неодинаковы. Например для реакции А + 3В = D + 2Е расход вещества А равен одному молю, вещества В – трем молям, приход вещества Е – двум молям. Поэтому
·(А) =
·(В) =
·(D) =Ѕ
·(Е) или
·(Е). =
·(В).
Если реакция протекает между веществами, находящимися в различных фазах гетерогенной системы, то она может идти только на поверхности раздела этих фаз. Например, взаимодействие раствора кислоты и куска металла происходит только на поверхности металла. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз:
13 EMBED Equation.3 1415 13 EMBED Equation.3 1415 .
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении реакции. Тогда для реакции
2А + В продукты
справедливо соотношение
· ~ ·СА2·СВ, а для перехода к равенству вводится коэффициент пропорциональности k, называемый константой скорости реакции:

· = k·СА2·СВ = k·[А]2·[В]
(молярные концентрации в формулах могут обозначаться как буквой С с соответствующим индексом, так и формулой вещества, заключенной в квадратные скобки). Физический смысл константы скорости реакции – скорость реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Размерность константы скорости реакции зависит от числа сомножителей в правой части уравнения и может быть с–1; с–1·(л/моль); с–1·(л2/моль2) и т. п., то есть такой, чтобы в любом случае при вычислениях скорость реакции выражалась в моль·л–1·с–1.
Для гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, представляет постоянную величину и входит в константу скорости, например, для процесса горения угля С + О2 = СО2 закон действия масс записывается:

· = kI·const·[O2]·= k·[O2],
где k = kI·const.
В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость реакции зависит также и от давления. Например, при взаимодействии водорода с парами иода H2 + I2 =2HI скорость химической реакции будет определяться выражением:

· = k·[H2]·[I2].
Если увеличить давление, например, в 3 раза, то во столько же раз уменьшится объем, занимаемый системой, и, следовательно, во столько же раз увеличатся концентрации каждого из реагирующих веществ. Скорость реакции в этом случае возрастет в 9 раз
Зависимость скорости реакции от температуры описывается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается в 24 раза. Это означает, что при повышении температуры в арифметической прогрессии скорость химической реакции возрастает в геометрической прогрессии. Основанием в формуле прогрессии является температурный коэффициент скорости реакции
·, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции (или, что то же самое – константа скорости) при росте температуры на 10 градусов. Математически правило Вант-Гоффа выражается формулами:
13 EMBED Equation.3 1415 или 13 EMBED Equation.3 1415
где13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415 – скорости реакции соответственно при начальной t1 и конечной t2 температурах. Правило Вант-Гоффа может быть также выражено следующими соотношениями:
13 EMBED Equation.3 1415 ; 13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415,
где 13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415 – соответственно скорость и константа скорости реакции при температуре t ; 13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415 – те же величины при температуре t +10n; n – число «десятиградусных» интервалов (n =(t2–t1)/10), на которые изменилась температура (может быть числом целым или дробным, положительным или отрицательным).
Примеры решения задач
Пример 1. Как изменится скорость реакции 2СO + О2 = 2СО2 , протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 2 раза?
Решение:
Скорость указанной химической реакции определяется выражением:

·нач = k·[СО]2·[О2].
Увеличение давления приводит к увеличению концентрации обоих реагентов в 2 раза. С учетом этого перепишем выражение закона действующих масс:

·1 = k·[2СО]2·[2О2] = k·22 [СО]2·2[О2] = 8k·[СО]2·[О2] = 8
·нач .

Ответ: Скорость реакции увеличится в 8 раз.
Пример 2. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции, если повысить температуру системы от 20 °С до 100 °С, приняв значение температурного коэффициента скорости реакции равным 3.
Решение:
Отношение скоростей реакции при двух разных температурах связано с температурным коэффициентом и изменением температуры формулой:
13 EMBED Equation.3 1415
Вычисление:
13 EMBED Equation.3 1415
Ответ: Скорость реакции увеличится в 6561 раз.
Пример 3. При изучении гомогенной реакции А + 2В = 3D установлено, что в течение 8 минут протекания реакции количество вещества А в реакторе уменьшилось с 5,6 моль, до 4,4 моль. Объем реакционной массы составлял 56 л. Вычислить среднюю скорость химической реакции за исследованный промежуток времени по веществам А, В и D.
Решение:
Используем формулу в соответствии с определением понятия «средняя скорость химической реакции» и подставляем численные значения, получая среднюю скорость по реагенту А:
13 EMBED Equation.3 1415 .
Из уравнения реакции следует, что по сравнению со скоростью убыли вещества А скорость убыли вещества В вдвое больше, а скорость увеличения количества продукта D – втрое больше. Следовательно:

·(А) = Ѕ
·(В) =
·(D)
и тогда
·(В) = 2
·(А) = 2·2,68·10–3 = 6, 36·10–3 моль·л–1·мин–1;

·(D) = 3
·(А) = 3·2,68·10–3 = 8, 04·10–3 моль·л–1·мин–1
Ответ:
·(А) =2,68·10–3 моль·л–1·мин–1;
·(В) = 6, 36·10–3 моль·л–1·мин–1;
·(D) = 8, 04·10–3 моль·л–1·мин–1.
Пример 4. Для определения константы скорости гомогенной реакции А + 2В продукты было проведено два опыта при различных концентрациях вещества В и измерена скорость реакции.
СВ, моль/л
0,1
0,3


· Ч106, моль·л–1·с–1
1,050
9,540

Концентрация вещества А поддерживалась постоянной и равной 1 моль/л. Вычислить среднее значение константы скорости реакции и указать размерность константы скорости.
Решение:
Скорость указанной химической реакции определяется выражением:

· = k·[А]·[В]2,
откуда константа скорости:
k =
· /[А]·[В]2.
Производим расчет по данным двух измерений:
k1 = 1,050·10–6 моль·л–1·с–1/(1 моль/л·(0,1 моль/л)2) = 1,050·10–8 л2·моль–2·с–1;
k2 = 9,540·10–6 моль·л–1·с–1/(1 моль/л·(0,3 моль/л)2) = 1,060·10–8 л2·моль–2·с–1;
и определяем среднее значение константы скорости реакции:
k = (k1 + k2)/2 = (1,050·10–8 + 1,060·10–8)/2 = 1,055·10–8 л2·моль–2·с–1.
Ответ: k = 1,055·10–8 л2·моль–2·с–1.
4. Химическое равновесие
4.1. Обратимые и необратимые реакции
Некоторые химические реакции удается провести до конца, т.е. добиться того, чтобы исходные вещества реагировали полностью. Реакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратными.
Эти реакции ни в одном направлении не идут до конца, а лишь до строго определенных соотношений исходных и получившихся продуктов.
Рассмотрим общий случай обратимой реакции:
аА + вВ 13 EMBED Equation.3 1415 сС + dD
В уравнении прописными буквами A,B,C,D обозначены различные виды молекул, как реагентов, так и продуктов реакции, а строчными буквами a,b,c,d – числовые коэффициенты, показывающие, сколько молекул различного рода участвуют в данной реакции (стехиометрические коэффициенты.)
Знак равенства в уравнении реакции заменяют двумя противоположно направленными стрелками.
При этом реакции, соответствующие при данном написании уравнения течению ее слева направо, называются прямыми, а отвечающие течению ее справа налево – обратными.
Критерием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции:
V1=V2
Согласно закону действия масс скорость V1 прямой реакции выражается равенством:
V1 = К1 [A]a [B]a
а скорость V2 обратной реакции – равенством:
V2 = К2 [С]c[D]d , где
К1 и К2 – соответствующие константы скоростей при данной температуре.
В ходе реакции одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, уменьшении скоростей прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.
Как только значения V1 и V2 будут одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие, и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается.
Равенство левых частей уравнений 3), 4) требует, чтобы и правые части их были равными между собой.
К1 [A]a[B]a = К2 [С]c[D]d .
Собирая в правую сторону все концентрации компонентов реакции, а в левую – константы скоростей и обозначая отношение констант скоростей
К1/К2=Кс, можно написать
13 EMBED Equation.3 1415
Так как К1 и К2 при данной температуре являются величинами постоянными, то и Кс должна быть при этих условиях тоже величиной постоянной, она называется константой равновесия.
Константа химического равновесия К, единица – лn. моль-n,
где n =1,2,3 – физическая величина, выражающая для данной реакции соотношение между концентрациями исходных веществ и концентрациями продуктов реакции в состоянии химического равновесия.
В зависимости от единицы концентрации и рода химического равновесия символ К имеет различные подстрочные значения – индексы:
Ка – константа, выраженная через активность, Кс – константа, выраженная через молярные концентрации, Кр – константа, выраженная через парциальные давления.
Величина константы зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от катализатора. Присутствие катализатора в системе лишь ускоряет время наступления равновесия.
Выражение константы равновесия через парциальные давления:
13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415
По значению константы равновесия можно судить о полноте протекания реакции.
При К
·1 равновесие усиливается при почти полном вступлении в реакцию веществ, записанных в левой части уравнения , равновесие «сдвинуть» вправо.
При К
· 1 – степень превращения исходных веществ в продукты реакции невелика – равновесие «сдвинуто» влево.
Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции (
·G0) следующим соотношением:
-
·G0 = + RT lnKc,
где R – универсальная газовая постоянная (8,31Дж/ моль · К);
T – абсолютная температура, К;
Kc – константа равновесия.
При гетерогенных реакциях в выражении константы равновесия, так же как в выражении закона действия масс для скорости химической реакции, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в менее конденсированной фазе.
4.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
При химическом равновесии не происходит изменение количеств веществ в системе, однако это не означает, что химическая реакция не протекает; она идет, но с одинаковыми скоростями в двух противоположных направлениях, Такое равновесие является динамическим.
Если система, находящаяся в равновесии, подвергается внешнему воздействию, то скорость прямой и обратной реакций изменяются по разному. При наступлении равновесия в новых условиях эти скорости также выравниваются, но значения их будут уже другими. В этом случае принято считать, что произошло смещение равновесия.
Направление смещения равновесия можно представить, пользуясь принципом Ле-Шателье, или принципом подвижного равновесия: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрации), то положение равновесия смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.
Влияние температуры
В соответствии с принципом Ле-Шателье, нагревание вызывает смещение равновесия в сторону того процесса, протекание которого сопровождается поглощением тепла, иначе говоря, повышение температуры вызывает возрастание константы скорости эндотермического процесса.
Естественно, что понижение температуры, приводит к противоположному результату. Равновесие смещается в сторону того процесса, протекание которого сопровождается выделением тепла, иначе говоря, охлаждение благоприятствует экзотермическому процессу и вызывает рост константы скорости экзотермической реакции.
Например, если в установившемся равновесии:
2SO2(г)+О2(г) 13 EMBED Equation.3 14152SO3(г);
·H=-791,6кДж
повышать температуру, то это воздействие сместит равновесие в сторону поглощения теплоты. Таковым является разложение SO3
Влияние давления
Изменение давления вызывает сдвиг равновесия только в том случае, когда количество газообразного вещества меняется до и после реакции.
Влияние давления определяется изменением объема, которое происходит в ходе реакции. Следовательно, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону образования меньшего количества вещества (молей) газа.
Из этого следует, что в рассматриваемой равновесной системе увеличение давления сместит равновесие в сторону образования SO3.
Влияние концентрации
Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. Наоборот, при увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, в которой это вещество расходуется.
Увеличение концентрации SO2 и O2 (или одновременно) сместит равновесие в сторону образования SO3, как процесса, приводящего к уменьшению концентрации SO2 и O2. Если по мере образования из реакционной среды удаляется SO3, то равновесие тоже сдвинется вправо. Таким образом, если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.
Примеры решения задач
Пример 1. В системе А(г)+2В(г)13 EMBED Equation.3 1415С(г) равновесные концентрации равны
[А]=0,06 моль/ л; [В]=0,12моль/ л; [С]=0,216 моль/ л; найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Решение:
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:
13 EMBED Equation.3 1415
Подставляем в него данные задачи, получаем:
13 EMBED Equation.3 1415
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. По условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля С, следовательно, было израсходовано 0,216 моля А и 0,216 2 = 0,432 моля В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:
[А0] = 0,06+0,216= 0,276 моль/ л;
[В0] = 0,12+0,432= 0,552 моль/ л;
Пример 2. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5 (г) 13 EMBED Equation.3 1415PCl3 (г)+ PCl2 (г);
·Н = +92,59кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону реакции разложения PCl5
Решение:
а) т.к. реакция разложения PCl5 эндотермическая, то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
б) т.к. в данной системе разложения PCl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;
в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.
Пример 3. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместится химическое равновесие обратимой реакции N2 + 3H2 13 EMBED Equation.3 1415 2NH3, если повысить температуру равновесной системы? Прямая реакция - экзотермическая.
Решение:
В соответствии с принципом Ле-Шателье, при повышении температуры ускоряется реакция, ослабляющая внешнее воздействие, т.е. обратная реакция, протекающая с поглощением теплоты.
Пример 4. Обратимая реакция протекает по уравнению 2NО + О2 13 EMBED Equation.3 1415 2NО2. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместиться химическое равновесие, если давление увеличить в 2 раза?
Решение:
Пусть равновесные концентрации до увеличения давления составляли:
[NO]= a моль/ л,
[O2]= в моль/ л,
[NO2]= с моль/ л,
скорость прямой реакции – V1, скорость обратной реакции – V2.
Тогда V1=К1 а2 в; V1=К2с2 .
При увеличении давления в 2 раза:
[NO]=2а моль/ л, [O2]= 2в моль/ л, [NO2]=2с моль/ л; скорости прямой и обратной реакций при новых условиях: V11 = К1 (2а)2 2в = К18а2в;
V21 = K2 (2с)2 = K24с2.
Отсюда:
V11 / V1 = К18а2в / (K1а2в) = 8; V21 / V2 = 4K2C2/ (К2С2) = 4.
Следовательно, при увеличении давления в равновесной системе в 2 раза, скорость прямой реакции возрастает в 8 раз, а скорость обратной реакции в 4 раза, поэтому равновесие сместится вправо – в сторону образования NO2.
Пример 5. При 10000С константа равновесия реакции FeO + CO 13 EMBED Equation.3 1415 Fe+CO2 равна 0,5. Каковы равновесные концентрации CO и CO2, если начальные концентрации этих веществ составляли: [CO]=0,05 моль/ л, [CO2]=0,01 моль/ л?
Решение:
Пусть к моменту равновесия в реакцию вступило Х моль СО. Тогда, согласно уравнению реакции, образовалось Х моль СО2. следовательно, к моменту равновесия: [CO]= (0,05-Х) моль/ л; [CO2] = (0,01+Х) моль/ л.
Отсюда Кр = (0,01+Х) / (0,05-Х). Подставив в этом выражение Кр=0,5, получаем Х= 0,01. Таким образом, искомые равновесные концентрации будут иметь следующие значения: [CO]р = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/ л, [CO2]р = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/ л.
Пример 6. Константы равновесия реакции СО +Н2О 13 EMBED Equation.3 1415 СО2+Н2 при 727 и 9270С соответственно равны 1,4 и 0,74. Как найти
·G этой реакции и определить ее направление при указанных температурах?
Решение:

·G находится из уравнения
·G= - RT ln K= -19,1Тlg K. Температуры 727 и 9270С соответственно равны 1000 и 1200 К.
Тогда: а)
·G1= - 19,1 · 1000 lg 1,4= -2789 Дж/ моль = - 2,8 кДж/ моль
б)
·G2= - 19,1 · 1200 lg 0,7= +2502 Дж/ моль = + 2,5 кДж/ моль.
Таким образом, в температурном интервале 727 и 9270С значение
·G проходит через нуль и направление реакции меняется с прямого на обратное, поэтому реакцию следует проводить при температуре ниже 8000С. С понижением температуры выход будет увеличиваться, однако, время достижения равновесия будет расти.
Пример 7. Известно, что при 2000 К равновесие N2 + O2 13 EMBED Equation.3 1415 2 NO характеризуется константой Kc=2,3 · 10-4 . Определить равновесную концентрацию окиси азота, если исходные концентрации C1(N2) и C1 (O2) будут по 1 моль/ л.
Решение:
Согласно уравнению реакции из каждого моля азота образуется 2 моль окиси азота. Следовательно, если обозначить равновесную концентрацию окиси азота C(NO), для достижения её надо затратить C(NO)/2 молей азота и сколько же молей кислорода. Равновесные концентрации можно записать следующим образом:
Cp(O2) = Cp(N2) = 1 – Cp(NO)/2
Запишем выражение константы равновесия равной по условию 2,3 · 10-4
13 EMBED Equation.3 1415
Подставив в него выражение равновесных концентраций, получаем:
13 EMBED Equation.3 1415
Решая это уравнение относительно Cp(NO), получим 1,52 · 10-2 моль/ л. Следовательно, при температуре 2000 К почти не происходит превращения исходных веществ (N2 и O2) в окись азота.

Пример 8. Как повлияет увеличение давления на химическое равновесие в обратимой системе:
Fe2O3 (k) + 3 H2 (г) 13 EMBED Equation.3 14152Fe (k) + 3H2O(г)
Решение:
В гетерогенной равновесной системе повышение давления должно привести к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего количества веществ газов. Так как количество веществ газов, образующихся при протекании прямой и обратной реакции одинаковы, то изменение давления не приведет к смещению равновесия.
Контрольное задание по разделам «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие»
Вариант 1
Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Задача 2. При изучении гомогенной реакции А + 2В = D получены следующие данные: в момент времени t1 = 50 мин количество вещества А в реакторе составляло 12 моль, а в момент времени t2 = 1 ч 05 мин составляло 8 моль. Вычислить среднюю скорость химической реакции за исследованный промежуток времени по веществу А и по веществу В, если объем реакционной массы составлял 110 л.
Задача 3. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям Кс укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.
4NH3 +5O2 4NO + 6H2O, Kc=0.008
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O, Kc=145
6HF + N2 2NF3 + 3H2, Kc=1
2NH3 + 3Cl2 N2 + 6HCl, Kc=10-6
2CH4 + 3O2 + 2NH3 2HCN + 6H2O, Kc=1
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O, Kc=3Ч105.
Задача 4. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции
Fe2O3(тв) +3СО(г) 2Fe(тв) + 3CO2(г), Кс = 0.125,
протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO2] = 0.1 моль/л
Задача 5. Равновесие реакции Н2 +J2 13 EMBED Equation.3 1415 2НJ. установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,5 моль/ л; [J2] = 0,1 моль/ л; [HJ] = 1,8 моль/л. Определите исходные концентрации йода и водорода и константу химического равновесия.

Вариант 2
Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?
Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.
TiO2(тв) + 2С(тв) + 2Cl2(г) TiCl4(г) + 2CO(г)
Mg3N2(тв) + 6H2O(г) 3Mg(OH)2(тв) + 2NH3(г)
Si(тв) + 2H2O(г) SiO2(тв) + 2H2(г)
CS2(г) + 2Cl2(г) CCl4(г) + 2S(тв)
2NO2(г) + 2S(тв) N2(г) + 2SO2(г)
10NO(г) + P4(г) 5N2(г) + P4O10(тв).
Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции
LiH(тв) + H2О(г) LiOH(ж) + H2(г), Кс = 2.21,
протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H2O] = 0.75 моль/л, [H2] = 0.15 моль/л
Задача 4. Средняя скорость гомогенной реакции 2А + 3В = 2D + Е была вычислена по двум измерениям, проведенным на 45 и 52 минутах от начала реакции, и составила 0,09 моль·л–1·мин–1 по веществу А. Известно, что в начале указанного интервала времени концентрация вещества В была равна 1,20 моль/л. Найти концентрацию вещества B в момент второго измерения.
Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия системы:
Н2 +S 13 EMBED Equation.3 1415 Н2S,
если: а) увеличить концентрацию водорода, б) понизить концентрацию сероводорода?

Вариант 3
Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 оС скорость реакции возросла в 32 раза?
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:
2NO(г) + O2(г) 2NO2(г),
·H0 < 0
2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + CO2(г) 2СO(г),
·H0 > 0
2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + 2Cl2(г) CСl4(г),
·H0 < 0
C(тв) + 2N2O(г) СO2(г) + 2N2(г),
·H0 < 0.
Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N2] = 0.049 моль/л, [O2] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.
Задача 4. Для реакции А + 3В = D + 2Е средняя скорость реакции за интервал времени длительностью 5 мин 30 с составила 0,42 моль·л–1·мин–1. Считая объем реакционной смеси равным 200 л, вычислить убыль веществ А и В в реакторе в течение указанного промежутка времени.
Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры систем:
а) COCl2 13 EMBED Equation.3 1415 CO + Cl2 - 27ккал
б) 2CO 13 EMBED Equation.3 1415 CО2 + C + 41 ккал

Вариант 4
Задача 1. Напишите выражение константы равновесия для реакции:
2SO2 + O2 ( 2SO3, (H=-791,6 кДж.
Какие условия способствуют увеличению выхода продукта горения?
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:
2Fe(тв) + 3H2O(г) Fe2O3(г) + 3H2(г)
С3H8(г) + 5O2(г) 3СO2(г) + 4H2O(г)
СO2(г) + 2N2(г) С(тв) + 2N2O(г)
CO(г) + Cl2(г) СCl2O(г)
CH4(г) + 4S(тв) СS2(г) + 2H2S(г)
N2H4(г) + O2(г) N2(г) + 2H2O(г)
Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + 3H3 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0.80 моль/л, [H2] = 1.5 моль/л, [NH3] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0.5 моль/л.
Задача 4. Написать выражения скорости реакций, протекающих по схеме 2А + В = А2В, если : а) А и В – газообразные вещества; б) А и В – жидкости, смешивающиеся в любых отношениях; в) А и В – вещества, находящиеся в растворе; г) А – твердое вещество, а В – газ или вещество, находящееся в растворе.
Задача 5. Как повлияет увеличение давления на смещение равновесия в системах:
а) SO2(г) + Cl2 (г) 13 EMBED Equation.3 1415 SO2Cl2 (г)
б) H2 (г) + Br2(г) 13 EMBED Equation.3 1415 2 HBr (г)

Вариант 5
Задача 1. Как будет влиять увеличение давления и температуры на смещение равновесия в системе
2CO(г) ( CO2 (г) + C(тв), (H<0?
Напишите выражение константы равновесия.
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:
С(тв) + O2(г) CO2(г),
·H0 < 0
H2(г) + I2(г) 2HI(г),
·H0 > 0
6HF(г) + N2(г) 2NF3(г) + 3H2(г) ,
·H0 > 0
2O3(г) 3O2(г),
·H0 < 0
2CO(г) 2C(тв) + O2(г) ,
·H0 > 0
I2(г) + 5CO2(г) I2O5(г) + 5CO(г),
·H0 > 0.
Задача 3. Реакция идёт по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H2] = 0.04 моль/л, [I2] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H2] = 0.03 моль/л.
Задача 4. При исследовании реакции А + 2В = АВ2, протекающей в газовой фазе, получены следующие данные зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:
СА, моль/л
0,2
0,5
0,4

СВ, моль/л
0,2
0,3
0,2


· Ч106, моль·л–1·с–1
32,0
1,8
0,67

Вычислить среднее (из трех измерений) значение константы скорости реакции, указать размерность константы скорости.
Задача 5. В каком направлении сместится химическое равновесие обратимой реакции в случае повышения температуры:
а) если прямая реакция экзотермическая;
б) если обратная реакция экзотермическая?

Вариант 6
Задача 1. В какую сторону сместится равновесие системы
CO(г) + H2O(г) ( CO2 (г) + H2(г), (H=43 кДж,
а) при уменьшении концентрации воды;
б) при увеличении температуры;
в) при уменьшении давления?
Напишите выражение константы равновесия.
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:
С(тв) + H2O(г) CO(г) + H2(г),
·H0 > 0
2(NO)Cl(г) + Br2(г) 2(NO)Br(г) + Cl2(г),
·H0 > 0
СO(г) + 2H2(г) CH3OH(г) + 3H2(г) ,
·H0 < 0
N2O4(г) 2NO2(г),
·H0 > 0
8H2S(г) + 8I2(г) S8(г) + 16HI(г),
·H0 > 0
2CO(г) + O2(г) 2CO2(г),
·H0 < 0.
Задача 3. В гомогенной системе CO + Cl2 COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl2] = 0.3 моль/л, [COCl2] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.
Задача 4. Для реакции 2А + В = А2В, протекающей в растворе, получены следующие данные зависимости скорости реакции от концентрации вещества А, при том что концентрация другого реагента оставалась постоянной:
СА, моль/л
0,2
0,4


· Ч106, моль·л–1·с–1
1,43
3,85

Численное значение константы скорости данной реакции равно 1,2 Ч10–8 (размерность константы указать самостоятельно). Вычислить концентрацию вещества В в проведенных опытах (учесть возможную погрешность при экспериментальном определении скорости реакции).
Задача 5. Чему равна при 250С константа равновесия обратимой реакции, для которой значение
·G0 равно 5,714 кДж/ моль.

Вариант 7
Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 оС скорость реакции возросла в 32 раза?
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:
2NO(г) + O2(г) 2NO2(г),
·H0 < 0
2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + CO2(г) 2СO(г),
·H0 > 0
2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + 2Cl2(г) CСl4(г),
·H0 < 0
C(тв) + 2N2O(г) СO2(г) + 2N2(г),
·H0 < 0.
Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N2] = 0.049 моль/л, [O2] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.
Задача 4. Для реакции А + В = 2D + Е, протекающей в газовой фазе, константа скорости равна 0,80 Ч10–8 л·моль–1·с–1. Для некоторого момента времени определена скорость реакции, равная 1,25 моль·л–1·с–1. Рассчитать концентрации реагирующих веществ для указанного момента времени, если известно, что они равны между собой.
Задача 5. Константа равновесия обратимой реакции А + В 13 EMBED Equation.3 1415 С + Д при данной температуре равна 2,5. В реакцию взяты эквивалентные массы веществ А и В. Может ли установиться равновесие при одинаковой концентрации всех четырёх реагирующих веществ?

Вариант 8
Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?
Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.
TiO2(тв) + 2С(тв) + 2Cl2(тв) TiCl4(г) + 2CO(г)
Mg3N2(тв) + 6H2O(г) 3Mg(OH)2(тв) + 2NH3(г)
Si(тв) + 2H2O(г) SiO2(тв) + 2H2(тв)
CS2(г) + 2Cl2(г) CCl4(г) + 2S(тв)
2NO2(г) + 2S(тв) N2(г) + 2SO2(г)
10NO(г) + P4(г) 5N2(г) + P4O10(тв).
Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции
LiH(тв) + H2О(г) LiOH(ж) + H2(г), Кс = 2.21,
протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H2O] = 0.75 моль/л, [H2] = 0.15 моль/л
Задача 4. Гомогенная реакция между веществами А и В протекает по уравнению А + 2В продукты . В начальный момент времени концентрация вещества А равна 1,8 моль/л, а концентрация вещества В равна 2,8 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,12 (размерность константы указать самостоятельно). Вычислить скорость химической реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакцию вступит 35% вещества В.
Задача 5. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы
СН4 + СО2 13 EMBED Equation.3 1415 2СО + 2Н2.
Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Реакция образования водорода эндотермическая.

Вариант 9
Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Задача 2. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям Кс укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.
4NH3 +5O2 4NO + 6H2O, Kc=0.008
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O, Kc=145
6HF + N2 2NF3 + 3H2, Kc=1
2NH3 + 3Cl2 N2 + 6HCl, Kc=10-6
2CH4 + 3O2 + 2NH3 2HCN + 6H2O, Kc=1
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O, Kc=3Ч105.
Задача 3. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции
Fe2O3(тв) +3СО(г) 2Fe(тв) + 3CO2(г), Кс = 0.125,
протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO2] = 0.1 моль/л
Задача 4. Гомогенная реакция проходит в растворе по уравнению xA + yB продукты. Установлено, что при увеличении в 3 раза концентрации вещества А скорость реакции возрастает в 3 раза, а при уменьшении в 2 раза концентрации реагента В скорость реакции уменьшается в 4 раза. С учетом представленных данных вычислить скорость реакции в моль·л–1·с–1 для момента, когда концентрации обоих исходных веществ равны 1,3 моль/л (константа скорости реакции равна 6,7Ч10–6; размерность константы указать самостоятельно).
Задача 5. В гомогенной газовой системе А + B C + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0.05 моль/л и [C] = 0.02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0.04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 10
Задача 1. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температуры и давления) для увеличения выхода продуктов в системах:
SO3 (г) + NO(г) ( SO2 (г) + NO2 (г), (H>0;
PCl5 (г) ( PCl3 (г) + Cl2 (г), (H>0;
2CuO (тв) + СO2(г) + H2O(г) ( Cu2CO3(OH)2 (тв), (H<0.
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:
С(тв) + H2O(г) CO(г) + H2(г),
·H0 > 0
2(NO)Cl(г) + Br2(г) 2(NO)Br(г) + Cl2(г),
·H0 > 0
СO(г) + 2H2(г) CH3OH(г) + 3H2(г) ,
·H0 < 0
N2O4(г) 2NO2(г),
·H0 > 0
8H2S(г) + 8I2(г) S8(г) + 16HI(г) ,
·H0 > 0
2CO(г) + O2(г) 2CO2(г),
·H0 < 0.
Задача 3. При некоторой температуре равновесие гомогенной газовой системы 2NO+O22NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0.2 моль/л, [O2] = 0.1 моль/л, [NO2] = 0.1 моль/л. Вычислить равновесную и исходную концентрацию азота.
Задача 4. Вычислить, как изменится скорость прямой реакции 2NO + Cl2 = 2NOCl при увеличении давления в 4 раза.
Задача 5. Реакция идёт по уравнению N2 + 3H3 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0.80 моль/л, [H2] = 1.5 моль/л, [NH3] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0.5 моль/л.

Вариант 11
Задача 1. Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих обратимых реакций:
COCl2 ( CO + Cl2, (H>0;
N2O4 ( 2NO2, (H>0;
MgCO3 ( MgO2 + CO2, (H<0;
Выразите константу равновесия.
Задача 2. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температура, давление) для увеличения выхода продуктов в системах:
H2(г) + Br2(ж) 2HBr(г),
·H0 < 0
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г),
·H0 < 0
SO3(г) + NO(г) SO2(г) + NO2(г) ,
·H0 > 0
PCl5(г) PCl3(г) + Сl2(г),
·H0 > 0
СO2(г) + 2SO3(г) CS2(г) + 4O2(г) ,
·H0 > 0
2CuO(тв) + CO2(г) + H2O(г) Cu2CO3(OH)2(тв),
·H0 < 0.
Задача 3. Константа равновесия гомогенной газовой системы
CO + H2O CO2 + H2
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO]=0.10 моль/л, [H2O]=0.40 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л.
Задача 4. Определить, во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 = 2NO2 возросла в 1000 раз?
Задача 5. Реакция идёт по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H2] = 0.04 моль/л, [I2] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H2] = 0.03 моль/л.

Вариант 12
Задача 1. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:
2NO + O2 ( 2NO2, (H<0;
3O2 ( 2O3, (H>0;
2H2O + O2 ( H2O2, (H<0;
2CO + O2 ( 2CO2, (H<0;
Выразите константу равновесия.
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:
С(тв) + O2(г) CO2(г),
·H0 < 0
H2(г) + I2(г) 2HI(г),
·H0 > 0
6HF(г) + N2(г) 2NF3(г) + 3H2(г) ,
·H0 > 0
2O3(г) 3O2(г),
·H0 < 0
2CO(г) 2C(тв) + O2(г) ,
·H0 > 0
I2(г) + 5CO2(г) I2O5(г) + 5CO(г),
·H0 > 0.
Задача 3. Вычислите константу равновесия для гомогенной газовой системы
CO + H2O CO2 + H2,
если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]=0.004 моль/л, [H2O]=0.064 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и CO?
Задача 4. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 °С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Задача 5. В гомогенной системе CO + Cl2 COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl2] = 0.3 моль/л, [COCl2] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.

Вариант 13
Задача 1. Как изменится скорость химической реакции
2Fe + 3 Cl2 = 2FeCl3,
если давление в системе увеличить в 6 раз? Выразите закон действия масс для данного уравнения.
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:
2Fe(тв) + 3H2O(г) Fe2O3(г) + 3H2(г)
С3H8(г) + 5O2(г) 3СO2(г) + 4H2O(г)
СO2(г) + 2N2(г) С(тв) + 2N2O(г)
CO(г) + Cl2(г) СCl2O(г)
CH4(г) + 4S(тв) СS2(г) + 2H2S(г)
N2H4(г) + O2(г) N2(г) + 2H2O(г)
Задача 3. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5Ч10-4. Начальная концентрация [N2O]=6 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N2O.
Задача 4. Реакция протекает при 80 °С с некоторой скоростью. До какой температуры следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции равен 3?
Задача 5. В гомогенной системе А+2BC равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0.06 моль/л, [В] = 0.12 моль/л, [C] = 0.216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 14
Задача 1. Во сколько раз необходимо увеличить для реакции
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
концентрацию сероводорода или оксида серы (IV), чтобы в обоих случаях скорость реакции возросла в 9 раз?
Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:
2NO(г) + O2(г) 2NO2(г),
·H0 < 0
2SO3(г) 2SO2(г) + O2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + CO2(г) 2СO(г),
·H0 > 0
2NH3(г) N2(г) + 3H2(г) ,
·H0 > 0
C(тв) + 2Cl2(г) CСl4(г),
·H0 < 0
C(тв) + 2N2O(г) СO2(г) + 2N2(г),
·H0 < 0.
Задача 3. В гомогенной газовой системе А + B C + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0.05 моль/л и [C] = 0.02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0.04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.
Задача 4. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 °С скорость реакции возросла в 32 раза?
Задача 5. Вычислите константу равновесия для гомогенной газовой системы
CO + H2O CO2 + H2,
если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]=0.004 моль/л, [H2O]=0.064 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и CO?

Вариант 15
Задача 1. Напишите выражение константы равновесия для процесса:
Fe(тв) + H2O(г) = FeO (тв) + H2 (г).
Изменится ли состояние равновесия при: а) увеличении в системе количества железа; б) при изменении давления?
Задача 2. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температура, давление) для увеличения выхода продуктов в системах:
H2(г) + Br2(ж) 2HBr(г),
·H0 < 0
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г),
·H0 < 0
SO3(г) + NO(г) SO2(г) + NO2(г) ,
·H0 > 0
PCl5(г) PCl3(г) + Сl2(г),
·H0 > 0
СO2(г) + 2SO3(г) CS2(г) + 4O2(г) ,
·H0 > 0
2CuO(тв) + CO2(г) + H2O(г) Cu2CO3(OH)2(тв),
·H0 < 0.
Задача 3. В гомогенной системе А+2BC равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0.06 моль/л, [В] = 0.12 моль/л, [C] = 0.216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В.
Задача 4. Две реакции при температуре 298 К характеризуются одинаковыми константами скорости реакции. При повышении температуры до 328 К константа скорости второй реакции в восемь раз превосходит константу скорости первой реакции. Вычислить, в каком отношении находятся температурные коэффициенты этих двух реакций.
Задача 5. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5Ч10-4. Начальная концентрация [N2O]=6 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N2O.
5. Ионообменные реакции
Большая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами. Для выявления сущности химических реакций их удобнее записывать не в молекулярном, а в ионно-молекулярном виде. Для простоты такие уравнения называют ионными. Выражение уравнений химических реакций в ионном виде позволяют решить, в каких случаях реакции идут только в одном направлении и когда они обратимы.
Разберем несколько типов химических реакций с точки зрения теории электролитической диссоциации и попытаемся установить закономерности их обратимости или необратимости.
Обратимые реакции
Если смешать растворы хлорида натрия NaCl и нитрата калия KNO3, то никаких изменений не произойдет. Хлорид натрия в водном растворе диссоциирует на ионы натрия и хлора, а нитрат калия – на ионы калия и нитрат ионы. Уравнение реакции, происходящей между этими веществами, в молекулярной форме:
NaCl + KNO3 = NaNO3 + KCl.
Образующиеся вещества хорошо растворимы в воде, являются сильными электролитами и поэтому в растворе находятся в виде ионов. В ионном виде эта реакция может быть изображена следующим образом:
Na+ + Cl- + K+ + NO3- = Na+ + NO3- + K+ + Cl-.
Из приведенного уравнения видно, что как в левой, так и в правой частях уравнения в растворе находятся одни и те же ионы: Na+, K+, NO3-, Cl-. Таким образом, реакция фактически не происходит. Если выпарить раствор досуха, то твердый остаток будет представлять собой смесь четырех солей: NaCl, KNO3, NaNO3, KCl. Преимущественное выделение той или иной соли зависти от их растворимости.
Необратимые реакции
Среди практически необратимых реакций можно выделить несколько типов.
Реакции двойного обмена с образованием малорастворимого вещества
При сливании растворов хлорида натрия и нитрата серебра выпадает белый осадок хлорида серебра (AgCl). В молекулярной форме уравнения стрелка вниз указывает на вещество, выпадающее в осадок:
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl(.
Запишем данное уравнение в ионном виде:
Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- = Na+ + NO3- + AgCl(.
Из этого уравнения видно, что реакция NaCl и AgNO3 сводится к взаимодействию ионов Ag+ и Cl-, так как все остальные ионы, присутствующие в растворе, не принимают участия в реакции. Таким образом, указанную реакцию можно выразить следующим уравнением:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Такая запись получила название краткого ионного уравнения. В нем записывают только те ионы, которые действительно принимают участие а реакции. Для написания ионных уравнений надо знать, растворимы ли в воде вещества, которые участвуют в реакции и образуются в результате реакции. Для решения этого необходимо пользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде. Целесообразно отметить, что все соли натрия и калия, а так же нитраты и большинство ацетатов хорошо растворимы в воде. Гидроксиды всех металлов главной подгруппы первой группы и металлов Ca, Sr, Ba и Ra второй группы главной подгруппы хорошо растворимы в воде. Гидроксиды всех остальных металлов в воде нерастворимы.
Таким образом, реакции, протекающие с образованием малорастворимых веществ, направлены только в одну сторону, т.е. протекают практически до конца.
Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ
Примером таких реакций может служить взаимодействие карбоната натрия с какой-либо сильной кислотой. Запишем уравнение этой реакции в молекулярной и ионной формах:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2(
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2(
CO32- + 2H+ = H2O + CO2(.
Если эту реакцию проводить в открытом сосуде, то углекислый газ удаляется из сферы реакции и не может участвовать в обратном процессе. Поэтому практически данная реакция идет до конца.
Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ
а) Реакции нейтрализации с образованием малодиссоциированной воды (КД(H2O) = 1,86 ( 10-16)
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- = H2O.
б) Реакции с образованием малодиссоциирующих оснований (например, гидроксид аммония, КД(NH4OH) = 1,76 ( 10-5)
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
NH4+ + Cl- + Na+ + OH- = NH4OH + Na+ + Cl-
NH4+ + OH- = NH4OH.
в) Реакции с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты (КД(CH3COOH) = 1,86 ( 10-5)
2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH
2CH3COO- + Na+ + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + 2CH3COOH
CH3COO- + H+ = CH3COOH.
Образующиеся малодиссоциированные соединения связывают ионы реагирующих веществ, поэтому растворы становятся слабыми проводниками электрического тока.
г) Реакции с образованием комплексных ионов
2KI + HgI2 = K2[HgI4]
2K+ + I- + Hg2+ + 2I- = 2K+ + [HgI4]2-
Hg2+ + 4I- = [HgI4]2-.
6. Произведение растворимости
В насыщенном растворе малорастворимого электролита имеет место равновесие между веществом в растворе и тем же веществом в осадке. Если растворенное вещество – сильный электролит, например соль, то насыщенный раствор содержит ионы этой соли, находящиеся в равновесии с осадком, например:
CaCO313 EMBED Equation.3 1415Ca2++CO32-
в осадке в растворе
Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости ПР:
ПР(СаСО3)=[Ca2+]*[CO32-]
Если при диссоциации молекулы соли образуется два или более одинаковых иона, концентрации этих ионов в выражении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени, например:
ПР (Ca3(PO4)2)=[Ca2+]3*[PO43-]2
Произведение растворимости характеризует растворимость твердого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей (например, СaCO3 и BaSO4) ,большей растворимостью обладает та соль, у которой больше значение произведения растворимости.
Если в растворе соли произведение концентраций ионов больше величины произведения растворимости - соль выпадает в осадок:
[Ca2+]
·[CO32-]>ПР
Если в растворе соли произведение концентраций ионов меньше произведения растворимости – осадка не образуется.
[Ca2+]
·[CO32-]<ПР
Таким образом, в ненасыщенном растворе произведение концентраций ионов меньше произведения растворимости, в насыщенном растворе они равны, в пересыщенном растворе произведение концентраций ионов больше произведения растворимости. Можно ненасыщенный раствор какого-либо электролита сделать насыщенным и даже пересыщенным, если к нему прибавить сильный электролит с одноименным ионом.
Например, если к ненасыщенному раствору CaCO3 добавлять понемногу раствор NaCO3, то ионное произведение постепенно достигнет произведения растворимости и затем превысит его. Начнется выпадение осадка CaCO3. Растворимость труднорастворимого электролита понижается при введении в его раствор какого-либо сильного электролита с 13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415одноименным ионом.
Примеры решения задач
Пример 1. Произведение растворимости PbJ2 при комнатной температуре равно 1,4*10-8. Определить растворимость этой соли и концентрации каждого из ионов в насыщенном растворе.
Решение:
PbJ2 диссоциирует по уравнению
PbJ213 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415Pb2++2J-
Из каждой молекулы PbJ2 получается один ион Pb+ и два иона J-. Обозначим молярную концентрацию насыщенного раствора PbJ2 через Х, тогда:
[PbJ2]=X; [Pb2+]=X; [J-]=2X
В насыщенном растворе соли произведение концентраций ионов равно произведению растворимости:
[Pb2+]*[J-]2=ПР
Подставим в это уравнение концентрации ионов, выраженные через Х и получим:
Х*(2Х)2=ПР
4*Х2=1,4*10-8
4*Х3=1,4*10-8
Х=13 EMBED Equation.3 1415=1,5*10-3
Растворимость PbJ2 равна 1,5*10-3 моль/л; концентрации ионов [Pb2+]=1,5*10-3 моль/л, [J-]=2*1,5*10-3=3*10-3 моль/л.

Пример 2. Растворимость Ag3PO4 в воде при 20 oС равна 0,0065 г/л. Рассчитайте величину произведения растворимости.
Решение:
Молярная масса Ag3PO4 равна М(Ag3PO4)=3*108+31+16*4=319 г/моль
Растворимость Ag3PO4:
13 EMBED Equation.3 1415=1,55*10-5 моль/л
При диссоциации Ag3PO4 образуется три иона Ag+ и один ион PO43-.
Концентрации ионов будут:
[PO43-]=1,55*10-5моль/л
[Ag+]=3*1,55*10-3=4,65*10-5 моль/л
Произведение растворимости равно произведению концентраций ионов в насыщенном растворе соли:
ПР=[Ag+]3*[PO43-]=(4,65*10-5)3*1,55*10-5=155,8*10-20=1,56*10-18

Пример 3. Произведение растворимости MgS при 25 oС равно 2,0*10-15. Образуется ли осадок MgS при смешивании равных объемов 0,004н Mg(NO3)2 и 0,0006н Na2S? Степень диссоциации этих электролитов считать равным единице.
Решение:
При смешивании равных объемов растворов объем смеси стал в 2 раза больше каждого из взятых растворов, а концентрация каждого из растворенных веществ уменьшилась вдвое, поэтому:
С(Mg(NO3)2)=0,002н
С(Na2S)=0,0003н
Для определения концентрации ионов Mg2+и S2- переведем нормальную концентрацию растворов в молярную:
С(Mg(NO3)2)=0,002н=0,001М
С(Na2S)=0,0003н=0,00015М
Концентрации ионов Mg2+и S2- будут равны:
С(Mg2+)=1*10-3 моль/л; С(S2-)=1,5*10-4 моль/л
Определим произведение концентраций ионов Mg2+и S2- и сравним с произведением растворимости.
С(Mg2+)* С(S2-)=10-3*1,5*10-4 =1,5*10-7
Это больше ПР, осадок MgS образуется.

Пример 4. Произведение растворимости BaSO4 при 25 oС равно 1,08*10-10. Определить при этой температуре концентрацию ионов Ba2+ в насыщенном растворе BaSO4, содержащем Na2SO4 в количестве 0,01 моль/л. Степень диссоциации Na2SO4 равна 88%.
Решение:
Сульфат натрия – сильный электролит, в водном растворе почти полностью диссоциирует на ионы. Это приводит к тому, что в насыщенном растворе BaSO4 сильно возрастает концентрация ионов SO42- и уменьшается концентрация ионов Ba2+.
Сульфат натрия вводит в раствор ионы SO42- в количестве:
0,01*0,88=0,088 моль/л.
Добавление Na2SO4 смещает равновесие диссоциации влево, т.е. в сторону кристаллизацииBaSO4:
BaSO413 EMBED Equation.3 1415 Ba2++ SO42-
После смещения равновесия концентрация ионов Ba2+и SO42- стали иными, чем до добавления Na2SO4. Обозначим новые концентрации ионов Ba2+и SO42-, образующиеся при диссоциации BaSO4 через Х моль/л.
Концентрация ионов SO42- будет (Х+0,0088) моль/л. Величина ПР остается постоянной. Получим:
ПР(BaSO4)=Х*(Х+0,0088)=1,08*10-10
Х2+0,0088Х=1,08*10-10
Т.к. величина Х2 очень мала, ею можно пренебречь
0,0088Х=1,08*10-10
Х=0,12*10-7 моль/л
Концентрация ионов Ba2+ равна 0,12*10-7 моль/л.
7. Ионное произведение воды. Водородный показатель
В чистой воде незначительная часть молекул Н2О диссоциирована на ионы:
Н2О13 EMBED Equation.3 1415Н++ОН-
Измерением электропроводности воды установлено, что при t=22 оС концентрация ионов Н+ и ОН- в чистой воде составляет 10-7г-ион/л:
[Н+]=[ОН-]= 10-7г-ион/л
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксила воды называется ионным произведением воды и численно равно 10-14. Ионное произведение воды – величина постоянная не только для воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. Обозначим эту величину КH2O: КН2О=10-14
1) В нейтральных растворах концентрация ионов водорода и гидроксила одинакова и равна 10-7г-ион/л:
[Н+]=[ОН-]= 10-7 г-ион/л
2) В кислых растворах концентрация ионов водорода выше, чем ионов гидроксила:
[Н+]>[ОН-]
3) В щелочных растворах концентрация ионов гидроксила выше, чем концентрация ионов водорода:
[Н+]<[ОН-]
Но как бы ни менялись концентрации ионов водорода и гидроксила, их произведение остается постоянным и равным (при t=22 оC) 10-14.
Поэтому, зная концентрацию одного из ионов воды, можно вычислить концентрацию другого иона. Пусть концентрация ионов водорода равна:
[Н+] =5*10-4 г-ион/л, тогда концентрация ионов гидроксила:
[ОН-]=13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415=2*10-11 г-ион/л или 2*10-11 моль/л
Реакцию водного раствора принято количественно характеризовать концентрацией ионов водорода. Удобно вместо концентрации ионов водорода указывать взятый с обратным знаком показатель степени, в которую надо возвести число 10, чтобы получить числовое значение концентрации. Эта величина называется водородный показатель и обозначается рН.
Математически рН – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:
рН=-lg[H+]
В нейтральном растворе рН = 7;
В кислом растворе рН < 7;
В щелочном растворе рН > 7
Зная рН раствора, можно вычислить концентрации ионов Н+ и ОН-. И, наоборот, по величине концентрации ионов Н+ и ОН- можно вычислить рН раствора.
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить водородный показатель – рН водного раствора КОН, содержащегося в растворе с концентрацией 4,2*10-3 моль/л.
Решение:
Концентрация ионов ОН- равна концентрации самой щелочи в растворе:
[OH-] = 4,2 *10-3 г-ион/л
Определим концентрацию ионов Н+:
[Н+]=13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415=0,24 *10-11г-ион/л
Водородный показатель раствора КОН равен: рН=-lg[H+]=-lg 0,24*10-11=11,62.

Пример 2. Определить концентрацию ионов ОН- в растворе, рН которого равен 3,28.
Решение:
рН= -lg [H+]
lg[H+]=-3,28
[H+]=5,25*10-4моль/л или 5,25 *10-4 г-ион/л
Концентрация ионов ОН-:
[ОН-]=13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415=0,19*10-10 моль/л или 0,19*10-10 г-ион/л

Пример 3 Определить рН 0,17н раствора СН3СООН, константа диссоциации которой равна 1,75*10-5.
Решение:
Константа и степень диссоциации слабого электролита связаны между собой законом разбавления Оствальда:

·=13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415=13 EMBED Equation.3 1415=10-2
Определим концентрацию ионов водорода в растворе СН3 СООН:
[Н+]=С*
· = 0,17*1*10-2= 0,17*10-2 моль/л или 0,17*10-2 г-ион/л
Водородный показатель СН3СООН:
рН=-lg[H+]=-lg 0,17*10-2=2,77
8. Гидролиз солей
Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, в результате которого ионы водорода воды соединяются с анионами кислотного остатка соли, а ионы гидроксила – с катионом металла соли. При этом образуются кислоты (или кислая соль) и основание (основная соль). При составлении уравнений гидролиза необходимо определить какие ионы соли могут связывать ионы воды (Н+ или ОН-) в слабодиссоциирующее соединение. Это могут быть либо ионы слабой кислоты, либо ионы слабого основания.
К сильным основаниям относятся щелочи (основания щелочных и щелочоземельных металлов): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2. Остальные основания – это слабые электролиты (NH4OH, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Pb(OH)2, Zn(OH)2 и.т.д).
К сильным кислотам относятся HNO3, HCl, HBr, HJ, H2SO4, H2SeO4, HClO3, HCLO4, HMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7. Остальные кислоты – это слабые электролиты (H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H2S, HCN, CH3COOH, HNO2, H3PO4 и.т.д). Так как сильные кислоты и сильные основания полностью диссоциируют в растворе на ионы, то с ионами воды могут соединяться в слабодиссоциирующие соединения только ионы кислотных остатков слабых кислот и ионы металлов, образующих слабые основания. Эти слабые электролиты, связывая и удерживая ионы Н+ или ОН-, нарушают равновесие между молекулами воды и ее ионами, обуславливая кислую или щелочную реакцию раствора соли. Поэтому гидролизу подвергаются те соли, в состав которых входят ионы слабого электролита, т.е. соли образованные:
1) слабой кислотой и сильным основанием (например, K2SiO3);
2) слабым основанием и сильной кислотой (например, CuSO4);
3) слабым основанием и слабой кислотой (например, СН3СООNН4).
Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются (например, KNO3).
Ионные уравнения реакций гидролиза составляются по тем же правилам, что и ионные уравнения обычных реакций обмена. Если соль образована многоосновной слабой кислотой или многокислотным слабым основанием, то гидролиз протекает ступенчато с образованием кислых и основных солей.
Примеры решения задач
Пример 1. Гидролиз сульфида калия K2S.
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы HS-.
Молекулярная форма реакции:
K2S+H2O=KHS+KOH
Ионные уравнения:
Полная ионная форма:
2K++S2-+H2O=K++HS-+K++OH-
Сокращенная ионная форма:
S2-+H2O=HS-+OH-
Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов ОН-, то реакция раствора щелочная рН>7.
II ступень: образуется слабодиссоциирующие молекулы H2S.
Молекулярная форма реакции
KHS+H2O=H2S+KOH
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
K++HS-+H2О=H2S+K++OH-
Сокращенная ионная форма:
HS-+H2O=H2S+OH-
Среда щелочная, рН>7.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди CuSO4.
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (СuOH)+.
Молекулярная форма реакции:
2CuSO4+2H2O=[CuOH]2SO4+H2SO4
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
2Cu2++2SO42-+2H2O=2(CuOH)++SO42-+2H++SO42-
Сокращенная ионная форма:
Cu2++H2O=(CuOH)++H+
Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов Н+, то реакция раствора кислая рН<7.
II ступень гидролиза: образуется слабодиссоциирующие молекулы Сu(OH)2.
Молекулярная форма реакции
[CuOH]2SO4+2H2O=2Cu(OH)2+H2SO4
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
2(CuOH)++SO42-+2H2O= 2Cu(OH)2+2H++SO42-
Сокращенная ионная форма:
(CuOH)++H2O=Cu(OH)2+H+
Среда кислая, рН<7.

Пример 3. Гидролиз ацетата свинца Pb(CH3COO)2.
I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (PbOH)+ и слабая кислота СН3СООН.
Молекулярная форма реакции:
Pb(CH3COO)2+H2O=Pb(OH)CH3COO+CH3COOH
Ионные уравнения
Полная ионная форма:
Pb2++2CH3COO-+H2O=(PbOH)++CH3COO-+CH3СOOH
Сокращенная ионная форма:
Pb2++CH3COO -+H2O=(PbOH)++CH3COOH
При кипячении раствора гидролиз практически идет до конца, образуется осадок Pb(OH)2
II ступень гидролиза:
Pb(OH)CH3COO+H2O=Pb(OH)2+CH3COOH
Контрольное задание по разделам «Ионообменные реакции», «Произведение растворимости», «Ионное произведение воды. Водородный показатель», «Гидролиз солей»
Вариант 1
Задача 1. Определите рН 0,002 н раствора HNO3, считая диссоциацию полной.
Ответ: 2,7
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) Pb(NO3)2 + KI; б) Na2S + H2SO4 ; в) HCl + Ba(OH)2.
Задача 3. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0.0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: CoSO4, Li2SO3, Ba(NO2)2, MnI2.
Задача 5. ПР(Ag2CO3) равно 6,15*10-12. Определить растворимость AgCO3 в воде.
Ответ:1,15*10-4 моль/л
Задача 6. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы солей MnCl2, Na2CО3, Ni(NO3)2? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Вариант 2
Задача 1. Определите рН раствора, содержащего в литре 0,1 г NaOH считая диссоциацию его полной.
Ответ:11,4
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) NiCl2 + H2S; б) FeS + HCl; в) HF + KOH.
Задача 3. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция (ПР(CaCO3)=
4.4(10-9), найти его массу, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: NaBr, CdSO4, Hg(NO3)2, Ba(NO3)2.
Задача 5. В 3 л насыщенного при комнатной температуре раствора PbSO4 содержится 0,132 г соли. Вычислите ПР (PbSO4)
Ответ: 2,1*10-8моль/л
Задача 6. Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, KCl подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей.

Вариант 3
Задача 1. Вычислите рН 0,01 н раствора СН3СООН, степень диссоциации которой равна в этом растворе 4,2%.
Ответ: 3,38
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) K2CO3 + HCl; б) CH3COOK + HNO3; в) Fe(OH)3 + HNO3.
Задача 3. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr (ПР(AgBr)=5(10-13).
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать рН растворов следующих солей: K3PO4, (NH4)2CO3, CH3COOK, BeCl2.
Задача 5. В 500 мл воды при 18 oС растворяется 0,0165 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?
Ответ:4*10-12
Задача 6. При смешивании растворов FeCl3 и NaCО3 происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярные уравнения происходящих процессов.

Вариант 4
Задача 1. Определите рН раствора, в литре которого содержится 0,0051 г гидроксильных ионов
Ответ:10,48
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) CuSO4 + NaOH; б) NH4Cl + Ca(OH)2; в) CH3COOH + NH4OH.
Задача 3. Вычислить объём воды, необходимый для растворения при 25 оС 1 г BaSO4
(ПР=1.8(10-10).
Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, CaCl2, KClO. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.
Задача 5. Растворимость CaCO3 при 18 oС равна 1,3 *10-4 моль/л. Вычислите произведение растворимости этой соли.
Ответ:1,7*10-8
Задача 6. Какие из солей NaClO4, Na2S, K2SiO3, CoCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Вариант 5
Задача 1. Вычислите концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, рН которого равен 6,2
Ответ: 6,3*10-7; 1,6*10-8
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) CaCO3 + HCl; б) NaClO + HNO3; в) HNO2 + NH4OH.
Задача 3. В каком объёме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворённой соли (ПР=7.2(10-50)?
Задача 4. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, FeCl3, Na2CO3? Ответ обосновать.
Задача 5. Концентрация ионов фтора в насыщенном при 18 oС растворе CaF2 равна 4*10-4 г-ион/л. Определите произведение растворимости CaF2.
Ответ:3,2*10-9
Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: щелочную реакцию среды; кислую реакцию среды.

Вариант 6
Задача 1. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН для 0,5 М раствора HCl, ионизированного на 85%.
Ответ: 0,425 моль/л; рН=0,37
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) Na2SO3 + H2SO4; б) AlBr3 + AgNO3; в) H2S + NH4OH.
Задача 3. Во сколько раз растворимость (в моль/л) Fe(OH)2 (ПР=10-15) в воде больше растворимости Fe(OH)3 (ПР=3.8(10-38) при 25 оС.
Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: Cr(NO3)3, K2CO3, Na3PO4, CuCl2. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.
Задача 5. Произведение растворимости сернокислого серебра Ag2SO4 равно 7*10-5. Найдите растворимость соли и выразите ее в молях на литр и в граммах на литр.
Ответ:2,6*10-2моль/л; 8,1 г/литр
Задача 6. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2CО3 происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярное уравнение гидролиза.

Вариант 7
Задача 1. Как изменится рН чистой воды, если к литру ее прибавить 0,001 моль NaOH?
Ответ: увеличиться на 4
Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:
а) SiO2 +K2CO3 = K4SiO4 + CO2;
б) Li3N + H2O = LiOH + NH3;
в) Ba(H2PO4)2 = Ba(PO3)2 + H2O;
г) диселенид углерода + гидроксид цезия = карбонат цезия + гидроксид цезия + вода.
Задача 3. Определить растворимость
· "$€ђ’–љњћ ў
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·FeS (ПР= 3.4(10-17).
Задача 4. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, KClO, NaNO2, CaCl2, NaClO4? Для каждой из гидролизуемых солей напишите уравнения гидролиза в ионно-молекулярной форме и укажите реакцию водного раствора.
Задача 5. Произведение растворимости хлорида свинца равно 2,3*10-4. Образуется ли осадок PbCl2, если к 0,1н раствору Pb(NO3)2 прибавить равный объем 0,4 н раствора NaCl?
Ответ: Образуется
Задача 6. Какие из солей Na2SO4, FeCl3, K2SiO3, Cu(NO3)2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 8
Задача 1. рН 0,08н раствора слабой одноосновной кислоты 2,4. Чему равна Кдисс этой кислоты?
Ответ: 2*10-4
Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:
а) NH4VO3 = V2O5 + NH3 +H2O;
б) Cr2O3 + K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + K2SO4;
в) ZnSO4 + KHCO3 = ZnCO3 + K2SO4 + K2CO3 + CO2 + H2O;
г) гексафторид теллура + вода = ортотеллуровая кислота + фтороводород.
Задача 3. Определить растворимость PbS (ПР= 8.7(10-29).
Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: ZnBr2, K2S, Fe2(SO4)3, MgSO4. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.
Задача 5. ПР (CuCO3) при 25 oС равно 2,36*10-10. определите концентрацию ионов Cu2+в насыщенном растворе CuCO3, содержащем K2CO3 в количестве 0,001 моль/л. Степень диссоциации K2CO3 равна 95%.
Ответ: 2,48*10-7моль/л
Задача 6. Какие из солей PbCl2, Cs2CО3, Pb(CH3COO)2, RbCl подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 9
Задача 1. Определите рН раствора в 3 л которого содержится 0,81*10-3молей ионов ОН-.
Ответ: 9,2
Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:
а) Al2S3 + H2O = Al(OH)3 + H2S;
б) Na2HPO4 = Na4P2O7 +H2O;
в) (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = NH3 + CaSO4 +H2O;
г) пентаоксид дииода + вода = иодноватая кислота.
Задача 3. Следующие соли CaF2, RaSO4, PbC2O4 имеют значения произведений растворимости одного порядка (10-11). Найти их растворимость (моль/л).
Задача 4. Какую реакцию дают растворы солей: Na2CO3, Na2S, NaCN, Na2SO3? Почему?
Задача 5. Произойдет ли осаждение сульфида кадмия, если к 1 л 0,1н Cd(NO3)2 прибавили такой же объем 0,01н Na2S, если степень диссоциации Cd(NO3)2 и Na2S соответственно равны 75% и 87%. Произведение растворимости CdS равно 7,1*10-28.
Ответ: произойдет
Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Na3PO4, ZnSO4, Pb(NO3)2. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы этих солей?

Вариант 10
Задача 1. Рассчитайте рН раствора, в 0,4 л которого содержится 0,39 моля NH3, если Кдисс NH4OH=1,77*10-5.
Ответ: 11,6
Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:
а) Al2O3 + Na2CO3 = NaAlO2 + CO2;
б) Ba(H2PO4)2 = Ba(PO3)2 + H2O;
в) (NH4)6Mo7O24 = NH3 + MoO3 + H2O;
г) тетраборат натрия + серная кислота + вода = гидроксид бора + сульфат натрия.
Задача 3. Определить растворимость PbCl2 (ПР= 1.7(10-5).
Задача 4. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, NH4Cl, K2SO3, NaNO3. Ответ обосновать.
Задача 5. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация НСl в растворе стала равной 0,03 моль/л? Произведение растворимости AgCl равно 1,2*10-10.
Ответ
· в 2750 раз
Задача 6. При смешивании растворов Cr(NO3)3 и Na2S происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнение происходящего гидролиза.

Вариант 11
Задача 1. Вычислите рН раствора, если концентрация ионов ОН- равна (моль/л):2,52*10-5; 1,78*10-7; 492*10-3.
Ответ: 9,4; 7,25; 11,7
Задача 2. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) NO2- + H+ = HNO2;
б) Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2(;
в) Pb2+ + 2I- = PbI2(;
г) Cu2+ + S2- = CuS.
Задача 3. Определить растворимость AgCl (ПР= 1.8(10-10).
Задача 4. Можно ли при помощи индикаторов отличить друг от друга растворы солей: NaClO4 и NaClO, Na2CO3 и Zn(NO3)2? Ответ обосновать.
Задача 5. В 3 л насыщенного раствора AgJO3 содержится в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите ПР AgJO3.
Ответ 3,03*10-7
Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Li2S, AlCl3, NiSO4.Какое значение рН имеют их растворы?

Вариант 12
Задача 1. Рассчитайте рН следующих растворов 0,1 н HCN; Кдисс=4,9*10-10 и 1 н NH4OH Кдисс=1,77*10-5
Ответ: 5,15;11,62
Задача 2. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) ClO- + H+ = HClO;
б) Bi3+ + 3OH- = Bi(OH)3(;
в) Ag+ + I- = AgI(;
г) Ca2+ + CO32- = CaCO3(.
Задача 3. Определить растворимость AgI (ПР= 2.3(10-16).
Задача 4. Какие из приведённых солей подвергаются гидролизу и как он протекает: K2SO4, Na2Se, NH4NO3, ZnCl2?
Задача 5. Произведение растворимости SrSO4 равно 3,6*10-7. Образуется ли осадок этой соли, если смешать равные объемы 0,002н растворов SrCl2 и K2SO4?
Ответ: нет
Задача 6. Какие из солей KNO3, CrCl3, Cu(NO3)2, NaCN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Вариант 13
Задача 1. Сколько граммов НСООН содержится в 0,3 л раствора этой кислоты, имеющей рН 6,04? Кдисс=1,77*10-4.
Ответ:6,5*10-8г
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) Pb(NO3)2 + KI; б) Na2S + H2SO4 ; в) HCl + Ba(OH)2.
Задача 3. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0.0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: CoSO4, Li2SO3, Ba(NO2)2, MnI2.
Задача 5. Пять литров насыщенного раствора Ag2Cr2O7 содержат 0,5 моля Na2Cr2O7. Найдите концентрацию Ag+ в этом растворе, если ПР (Ag2Cr2O7) =2*10-7 и степень диссоциации Na2Cr2O7 равна 75%.
Ответ: 1,64*10-3 моль/л
Задача 6. При смешивании растворов Cr2(SO4)3 и Na2S происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 14
Задача 1. Рассчитайте молярность раствора уксусной кислоты, рН которого равен 3, Кдисс=1,75*10-5.
Ответ: 0,06М
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) NiCl2 + H2S; б) FeS + HCl; в) HF + KOH.
Задача 3. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция (ПР(CaCO3)=
4.4(10-9), найти его массу, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: NaBr, CdSO4, Hg(NO3)2, Ba(NO3)2.
Задача 5. Произведение растворимости Ag2SO4 равно 7*10-5. Образуется ли осадок, если к 0,02н раствору AgNO3 прибавить равный объем 1н раствора H2SO4?
Ответ: не образуется
Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: CH3COOK, Al(NO3)3, CoCl2. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы этих солей?

Вариант 15
Задача 1. Определите концентрацию ионов Н+ и ОН- в растворах, водородный показатель которых равен: 3,2; 5,8; 9,1.
Ответ:
1) 6,31*10-4 моль/л; 0,16*10-10 моль/л
2) 0,13*10-10моль/л; 7,94*10-4 моль/л
3) 1,58*10-6моль/л; 0,63*10-8 моль/л
Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:
а) K2CO3 + HCl; б) CH3COOK + HNO3; в) Fe(OH)3 + HNO3.
Задача 3. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr (ПР(AgBr)=5(10-13).
Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать рН растворов следующих солей: K3PO4, (NH4)2CO3, CH3COOK, BeCl2.
Задача 5. Произведение растворимости AgBr равно 3,6*10-13. Сколько граммов Ag виде ионов содержится в литре насыщенного раствора соли?
Ответ:6,5*10-5г.
Задача 6. Какие из солей подвергаются гидролизу: Cs2S, CuCl2, NiSО4, MnCl2? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза.
9. Коллоидно-дисперсные системы
9.1. Общие положения
Системы, в которых одна составная часть распределена в мелкораздробленном состоянии в среде другой, называются дисперсными.
Составная часть, распределённая в виде отдельных мелких твёрдых частиц, капелек жидкости или пузырьков газа, составляет дисперсную фазу,
а другая часть, окружающая частицы дисперсной фазы, называется дисперсионной средой.
Дымы и туманы в воздухе, взвеси глины и песка в воде, коллоидные системы, содержащие частицы, более крупные, чем обычные молекулы, и, наконец, истинные растворы - молекулярные или ионные – всё это различные дисперсные системы.
В зависимости от размера частиц дисперсной фазы системы делятся на
а) грубодисперсные (взвеси) - диаметр частиц больше 10 –5 см;
б) коллоидно-дисперсные (золи) – 10–5 – 10 –7 см;
в) истинные растворы – размер частиц меньше 10–7 см.
Взвеси могут существовать в виде суспензий или эмульсий. В первом случае твёрдое вещество взвешено в жидкости (мел в воде), во втором – жидкое вещество в жидкости (жир в воде).
Частицы грубодисперсных систем различимы визуально и, если они распределены в жидкости или газе, то постепенно оседают или всплывают.
В коллоидных системах дисперсная фаза нерастворима в дисперсионной среде и отделена от неё поверхностью раздела; таким образом, коллоидные системы являются гетерогенными системами в отличие от истинных растворов, которые являются гомогенными, однородными. Если дисперсионная среда – жидкость, а дисперсная фаза – твёрдое вещество, коллоидная система называется золем; если дисперсная фаза – жидкость, система называется эмульсией.
Высокоразвитая поверхность раздела между дисперсной фазой и дисперсионной средой в коллоидных системах создаёт большой избыток поверхностной энергии. Поэтому с увеличением дисперсности (или удельной поверхности) коллоидные системы становятся менее устойчивыми. Они всегда стремятся к самопроизвольному уменьшению межфазной поверхности, т.е. к снижению дисперсности: частицы укрупняются, образуя более крупные агрегаты.
Свойство коллоидных систем увеличивать размер частиц путём их агрегации называется агрегативной неустойчивостью.
Для получения устойчивой коллоидной системы необходимо присутствие в системе стабилизатора. В большинстве случаев стабилизатором является электролит, находящийся в растворе. Один из ионов электролита адсорбируется на поверхности коллоидных частиц, сообщая им одноимённый заряд, препятствующий их агрегатированию (слипанию). Ионы противоположного знака находятся в дисперсионной среде.
9.2. Получение коллоидных систем
Благодаря тому, что коллоидные системы занимают промежуточное положение между грубодисперсными и молекулярно-дисперсными системами, их можно получить принципиально различными методами.
а) дисперсионные методы: дробление более крупных по размеру частиц до коллоидной степени дисперсности механическим измельчением частиц, электрическим диспергированием и ультразвуковым методом;
б) конденсационные методы: укрупнение частиц путём соединения (конденсации) атомов и молекул в агрегаты с коллоидно-дисперсной степенью дисперсности ; к этой группе методов относят получение золей конденсацией паров, заменой растворителя и с помощью различных химических реакций (метод химической конденсации).
Основные условия, необходимые для получения и длительного хранения коллоидных систем, независимо от способов их получения, следующие:
нерастворимость частиц дисперсной фазы в дисперсионной среде;
достижение коллоидной степени дисперсности (10--5 – 10 --7 см) частицами дисперсной фазы;
наличие в системе третьего компонента - стабилизатора, который сообщает системе агрегативную устойчивость.
9.3. Строение мицелл золей
В настоящее время общепринятой теорией строения коллоидных частиц является мицеллярная теория, согласно которой мицелла - это агрегат молекул и ионов, состоящий из ядра и двойного электрического слоя. А двойной электрический слой состоит из адсорбционного слоя родственных ионов и противоионов и диффузного слоя противоионов. Мицелла электронейтральна, т.к. в ней число положительных ионов равно числу отрицательных. В электрическом поле коллоидные частицы перемещаются с постоянной скоростью к одному из электродов , т.к. обладают одноимённым зарядом (либо положительным, либо отрицательным) . Наличие одноимённого заряда у всех частиц данного золя является важным фактором его устойчивости. Заряд препятствует слипанию, укрупнению и выпадению в осадок коллоидного вещества.
Чаще всего причиной возникновения заряда является процесс адсорбции ионов того или иного знака поверхностью частиц. По правилу Пескова-Фаянса: на любой твёрдой поверхности будут адсорбироваться те ионы, которые имеют с этой поверхностью общую родственную атомную группировку и находятся в растворе в избытке.

Пример 1. Примером получения золя методом двойного обмена может служить реакция 2H3AsO3 + 3H2S ( As2S3 + 6H2O , в случае, если одно из веществ взято в избытке (оно будет выполнять роль стабилизатора), а другое – в недостатке (что предотвращает рост зародышей коллоидных частиц до крупных размеров). При избытке, например, H2S, идёт реакция

2H3AsO3 + 3H2S ( As2S3 + 6H2O
изб ядро
В данных условиях молекулы As2S3, конденсируясь, образуют ядро мицеллы m[As2S3].
Известно, что вещество, которое берётся в избытке, является стабилизатором. В данном случаe им будет H2S , которая диссоциирует по уравнению:
H2S <=> H+ + HS–
По правилу Пескова-Фаянса на ядре m[As2S3] будут адсорбироваться ионы nHS– (как родственные и находящиеся в растворе в избытке). Эти ионы плотно прилегают к ядру и называются потенциалопределяющими. Они определяют направление движения коллоидной частицы при электролизе.
Далее отрицательно заряженные ионы HS– притягивают из раствора часть находящихся в избытке ионов Н+, образующих адсорбционный слой противоионов (n-x)H+.
Ядро m[As2S3], адсорбционный слой ионов nHS– и противоионов
(n-х)Н+ образуют гранулу, несущую отрицательный заряд, т.к. ионов nHS- больше, чем (n-х)H+ на число х.
Другая часть противоионов хН+ образуют диффузную часть двойного электрического слоя, окружающего ядро мицеллы.
Схема строения мицеллы золя сульфида мышьяка:

{[mAs2S3] * nHS– * (n-x)H+ }x – * xH+
| < ядро >| <адсорбционный >| < диффузный |
| | слой | слой |
|< ---------- гранула -----------> | |
| < -------------- мицелла ----------------------- > |

В электрическом поле гранула, имеющая отрицательный заряд, перемещается к аноду, а противоионы – к катоду.
9.4. Явление коагуляции
Коагуляция - процесс слипания частиц с образованием более крупных агрегатов. Внешне коагуляция проявляется в помутнении золя, в изменении окраски золя, в выпадении твёрдой фазы в осадок или в образовании студнеобразной массы.
Коагуляция происходит вследствие уменьшения электрокинетического
( или 13 EMBED Equation.3 1415 потенциала или вследствие потери сольватной оболочки.
Коагуляцию коллоидных растворов можно вызвать нагреванием, замораживанием, интенсивным перемешиванием, прибавлением к золю электролита.
Наиболее изучена коагуляция при добавлении к золю электролитов. Коагуляция электролитами подчиняется правилам Шульце-Гарди, которые можно сформулировать следующим образом:
1) коагуляцию вызывает ион, заряженный противоположно грануле золя;
2) чем больше заряд коагулирующего иона, тем сильнее его коагулирующее действие.
Минимальное количество электролита, прибавляемое к золю, которое может вызвать коагуляцию золя, называют порогом коагуляции С(пор) моль/л.
Примеры решения задач
Пример 2. Определение заряда коллоидных частиц.
Золь иодида серебра AgJ получен при добавлении к 0,02 л 0,01н. раствора KJ 0,028 л 0,005 н. AgNO3. Определите заряд полученного золя и напишите формулу его мицеллы.
Решение:
При смешивании растворов AgNO3 и KJ протекает реакция:
AgNO3 + KJ = AgJ + KNO3
Определяем количества AgNO3 и KJ, участвующих в реакции:
а) n (AgNO3 )= 0,005 . 0,028 = 1,4 . 10-4 (моль);
б) n (KJ) = 0,02 . 0,01 = 2,0 .10-4 (моль).
Расчёт показывает, что в растворе избыток KJ, следовательно, ядром коллоидных частиц золя иодида серебра будут адсорбироваться ионы J – и частицы золя приобретают отрицательный заряд. Противоионами являются ионы К+. Формула мицеллы золя иодида серебра при условии избытка KJ имеет вид:
{m[AgJ] 13 EMBED Equation.3 1415 ;

Пример 3. Определение минимального объёма электролита, необходимого для получения золя.
Какой объём 0,002 н. раствора BaCl2 надо прибавить к 0,03 л 0,0006 н.Al2(SO4)3, чтобы получить положительно заряженные частицы золя сульфата бария. Напишите формулу мицеллы золя BaSO4.
Решение:
Образование золя BaSO4 происходит по уравнению:
BaCl2 + Al2(SO4)3 = 3BaSO4 + 2AlCl3
Если вещества участвуют в стехиометрических соотношениях, то для реакции необходимо:
13 EMBED Equation.3 1415 (л) раствора BaCl2
Для получения положительных частиц золя BaSO4 в растворе должен быть избыток хлорида бария по сравнению с сульфатом алюминия. Следовательно, для реакции нужно взять более 0,009 л 0,002 н. раствора BaCl2.
Формула мицеллы золя сульфата бария:
13 EMBED Equation.3 1415

Пример 4. Вычисление порога коагуляции электролита с учётом его концентрации.
В каждую из трёх колб налито по 0,01 л золя хлорида серебра. Для коагуляции этого золя в первую колбу добавлено 0,002 л 1н. NaNO3, во вторую – 0,012 л. 0,01н. Сa(NO3)2; в третью – 0,007 л. 0,001н. Al(NO3)3. Вычислите пороги коагуляции электролитов, определите знак заряда частиц золя.
Решение:
Минимальное количество электролита, прибавляемого к золю, которое может вызвать коагуляцию золя, называется порогом коагуляции Спор (ммоль/л) . Порог коагуляции может быть рассчитан по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415
где СЭ - эквивалентная концентрация электролита (моль/л);
VЭл , VЗ - соответственно объёмы электролита и золя, л.
Вычисляем пороги коагуляции добавляемых электролитов:
13 EMBED Equation.3 1415

13 EMBED Equation.3 1415

13 EMBED Equation.3 1415
Добавляемые электролиты – NaNO3 , Ca(NO3)3 и Al(NO3)3 cодержат анион NO3-- и катионы Na+, Ca2+ , Al3+ разной зарядности. Наименьший порог коагуляции у Al(NO3)3, следовательно, частицы золя хлорида серебра заряжены отрицательно.
Пример 5. Расчёт порога коагуляции.
Пусть молярная концентрация исходного электролита будет равна С, объём его, вызвавший коагуляцию, V; тогда число миллимолей электролита:
13 EMBED Equation.3 1415.
Порог коагуляции относится к одному литру золя, и если для его определения было взято w мл золя, то величина порога коагуляции будет:
13 EMBED Equation.3 1415 (ммоль/л)
Контрольное задание
При достаточно медленном введении вещества В в разбавленный раствор вещества А возможно образование гидрозоля вещества С.
а) Напишите формулу мицеллы золя и укажите знак заряда коллоидных частиц этого золя.
б) Какое из рекомендованных веществ является наиболее эффективным коагулятором этого золя?
Вариант
А ( разб)
В
С
Коагулятор

1.
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
NaJ
MgCl2
NH4CNS
BeCl2
BaCl2
(NH4)2S
AlCl3
CrCl3
MnCl2
CoCl2
NiCl2
Pb(NO3)2
Na2SiO3
K2CrO4
SnCl2
AgNO3
NaOH
AgNO3
NH4OH
CaSO4
AgNO3
NaOH
NH4OH
(NH4)2S
H2S
(NH4)2S
KI
HCl
AgNO3
(NH4)2S
AgJ
Mg(OH)2
AgCNS
Be(OH)2
BaSO4
Ag2S
Al(OH)3
Cr(OH)3
MnS
CoS
NiS
PbJ2
H2SiO3
Ag2CrO4
SnS
NaF,Ca(NO3)2, K2SO4
KCl, Zn(NO3)2, AlCl3
KNO3, CH3COONa, Na2SO4
Na2SO4, KNO3, Zn(CH3COO)2
NH4Cl, AlCl3, Zn(CH3COO)2
Ba(NO3)2, CH3COONa, Na2SO4
Na2SO4, KNO3, CaCl2
Na2SO4, KCl, BaCl2
BaBr2, K2SO4, NaCl
NaCl, K2SO4, CaCl2
NH4Cl, Na2SO4, SrCl2
Ca(OH)2, NH4NO3, AlBr3
Na2SO4, Al(NO3)3, NH4Cl
Zn(NO3)2, NH4NO3, CH3COONa
Na2SO4, KCl, Ca(CH3COO)2

2. Золь иодида серебра получен при добавлении к 20 мл 0,01н. раствора KJ к 15 мл 0,15%- ного раствора AgNO3 (плотность d = 1г/мл). Каков заряд и строение мицеллы?
3. Частицы сульфата бария, полученного смешением равных объёмов BaCl2 и H2SO4 перемещаются в электрическом поле к катоду. Одинаковы ли исходные концентрации растворов? Записать строение мицеллы золя.
4. Для коагуляции 100 мл золя гидроокиси железа потребовалось добавить следующие количества каждого из электролитов: 10,5 мл 1н.раствора KCl ; 62,5 мл 0,01н. раствора Na2SO4 и 37 мл 0,001 н. раствора Na3PO4. Определите знак заряда золя и пороги коагуляции. Записать формулу мицеллы золя.
5. Даны пороги коагуляции для следующих электролитов (моль/л):
KNO3 – 50; MgCl2 – 0,717; Na3PO4 – 43 ;
Na2SO4 – 49; MgSO4 - 0,810; AlCl3 – 0,099. Каков заряд частиц золя?
6. Порог коагуляции золя Al(OH)3 составляет 0,63 ммоль/л. Какой объём 0,01 М раствора K2Cr2O7 надо добавить к 100 мл золя, чтобы вызвать его коагуляцию?
7. Золь иодистого серебра получен путём смешивания равных объёмов
0,1 н. раствора иодида калия и 0,008 н. раствора нитрата серебра. Какой из электролитов K3[Fe(CN)6] или MgSO4 будет иметь больший порог коагуляции для данного золя и почему?
8. Какой объём 0,001М FeCl3 надо прибавить к 0,3 л 0,02 н. раствора AgNO3 , чтобы частицы хлорида серебра двигались в электрическом поле к аноду? Напишите формулу мицеллы золя.
9. Золь гидроксида кадмия получен путём сливания растворов хлорида кадмия и гидроксида натрия (один из растворов берётся в избытке). Каков знак заряда коллоидных частиц, если пороги коагуляции 0,1 н. растворами электролитов оказались равными (ммоль/л): K2SO4 – 10, Mg(NO3)2 – 50, K3PO4 – 0,1 .Напишите формулу мицеллы золя.
10. Золь сульфата бария получен путём сливания равных объёмов 0,01 н раствора нитрата бария и 0,008 н. раствора сульфата натрия. Какой из двух электролитов: Mg3(PO4)2 или FeCl3 будет иметь больший порог коагуляции для данного золя?
10. Окислительно-восстановительные реакции
Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Основные положения теории окисления-восстановления
1. Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением:
S0 - 4e- ( S4+ (окисление)
Атом или ион, который отдаёт электроны, называется восстановителем (восстановитель): Zn0 -2e- ( Zn2+ (окисление).
2. Процесс присоединения электронов атомом или ионом называется восстановлением: S6+ + 8e- ( S2- (восстановление).
Атомы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (окислитель): Cl- + e- ( Cl0 (восстановление).
Окислитель во время реакции восстанавливается, а восстановитель окисляется. Окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот, восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого.
3. В окислительно-восстановительных процессах количество электронов, отданных в процессе окисления, всегда должно быть равно количеству электронов, принятых в процессе восстановления.
Пример:
Cu2+O2- + H20 = Cu0 + H2O2-
окислитель Cu2+ +2e- ( Cu0 восстановление
восстановитель H20 - 2e- ( 2H+ окисление
4. Уравнивание количества отданных и принятых электронов производят путём подбора коэффициентов с предварительным составлением уравнения электронного баланса
Пример:
Pb2+S2- + HNO3 ( S0 + Pb2+(NO3)2 + N2+O2- + H2O
восстановитель S2- 2e- ( S0 3 окисление
окислитель N5+ + 3e- ( N2+ 2 восстановление

3PbS + 8HNO3 ( 3S + 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
5. При составлении уравнения электронного баланса необходимо исходить из такого количества атомов или ионов сколько их входит в состав молекулы исходного вещества, а иногда в состав молекулы продуктов реакции
Пример:
K2Cr26+O7 + H2SO4 +KJ- ( J20 + Cr23+(SO4)3 + K2SO4 +H2O
окислитель 2Cr6+ + 6e- ( 2Cr3+ 2 1 восстановление
восстановитель 2J- - 2e- ( J20 6 3 окисление
6. Окислительно-восстановительные процессы протекают чаще всего при наличии среды: нейтральной, кислой или щелочной.
Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях
При подборе коэффициентов надо учитывать основное положение: число электронов, отданных восстановлением, равно числу электронов, полученных окислением.
После выявления окислителя, восстановителя, к соответствующему равенству реакции составляют цифровую схему перехода электронов (уравнение электронного баланса).
Пример 1. Al + Cl2 ( AlCl3, где Al – восстановитель, Cl2 -окислитель.
Схема перехода электронов:
Al0 - 3e- ( Al+3 3 1 окисление
Cl0 + e- ( Cl1 1 3 восстановление
Из данной схемы видно, что на один окисляющийся атом алюминия требуется три атома хлора, воспринимающие эти три электрона (смотри вторую графу). Следовательно, на каждый атом алюминия необходимо три атома хлора или на два атома алюминия три молекулы хлора. Получаем коэффициенты:
2Al + 3Cl2 = AlCl3.
Пример 2. N3-H3 + O02 ( N2+O2- +H2O, где O2 - типичный окислитель, а N3-H3 играет роль восстановителя.
Составляем схему (электронный баланс):
N3- - 5e- ( N+2 5 2 4 окисление
O0 + 2e- ( O-2 2 5 10 восстановление
На 4 атома азота требуется 10 атомов или 5 молекул кислорода. Получаем коэффициенты:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Особые случаи составления равенств окислительно-восстановительных реакций
Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, является чётными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на общий наибольший делитель.
Пример:
H2SO3 + HClO3 ( H2SO4 +HCl
восстановитель S+4 - 2е- ( S+6 6 3 окисление
окислитель Cl+5 + 6e- ( Cl- 2 1 восстановление

Коэффициентами у восстановителя и окислителя будут не 2 и 6, а 1и 3:
3H2SO3+3HClO3=3H2SO4+HCl.
Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечетно, а в результате реакции должно получиться чётное число атомов, то коэффициенты удваиваются.
Пример:
KJ- + KMn+7O4 + H2S+6O4 ( Jo2 + K2S+6O4 + Mn+2SO4 + H2O
восстановитель J- -1e- ( Jo 5 10 окисление
окислитель Mn+7 + 5e-( Mn+2 1 2 восстановление

Коэффициентами у окислителя и восстановителя будут не 1 и 5, а 2 и 10:
10KJ + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5J2 + 6K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.
Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.
Пример:
HBr- + KMn+7O4 + HBr (Br02 + KBr- + Mn+2 Br20 + H2O
восстановитель Br- - e- ( Br0 5 10 окисление
окислитель Mn+7 + 5e- ( Mn+2 1 2 восстановление
В этой реакции десять молекул HBr реагируют как восстановители, а шесть молекул HBr необходимы для связывания получающихся веществ (солеобразование):
10HBr + 2KMnO4 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O.
3.Окисляются одновременно и положительные и отрицательные ионы молекулы восстановителя.
Пример:
As2+3S3-2 + HN+5O3 ( H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O + H2O
Здесь ионы As+3 окисляются в ионы As2+3 и одновременно ионы S-2 окисляются в ионы S+6 а анионы N+5 восстанавливаются до N+2.
2Аs+3 - 4e- ( 2Аs+5
восстановители 3S-2 - 24e- ( 3S+6 окисление

окислитель N+5 + 3e- ( N+2 восстановление
В этой реакции на каждые три молекулы As2S3 реагируют 28 молекул HNO3. Проверяем правильность составления равенств реакции путём подсчёта атомов водорода и кислорода в правой и левой частях. Таким образом, находим, что в реакцию вступают ещё 4 молекулы воды, которые должны быть приписаны к левой части равенства для окончательной его записи:
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
2As+3 –4e(2As+5 4
3S-2 –24e(3S+ 24
восстановители 2As+3 + 3S-2 - 28e- (2As+5 + 3S+6 3 окисление
окислитель N+5 + 3e- (N+2 28 восстановление

4. Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, но входящие в состав различных веществ.
Пример:
KJ- + KJ+5O3 + H2SO4 ( J02 + K2SO4 + H2O
восстановитель J- - е- ( J0 5 окисление
окислитель J+5 + 5e- (J0 1 восстановление
Следовательно, равенство реакции
5KJ + KJO3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3K2SO4 + 3H2O.
5.Восстановителем и окислителем являются ионы одного и того же элемента, входящие в состав одного вещества (самоокисление -самовосстановление).
Пример:
HN+3O2 ( HN+5O3 + N+2O + H2O
восстановитель N+3 - 2e- ( N+5 1 окисление
окислитель N+3 + e- ( N+2 2 восстановление
Следовательно, равенство реакции
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O.
Контрольное задание
Вариант №1
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) Fe(NO3)2 + O2 + H2O = Fe(NO3)2OH;
б) H5IO6 = I2O5 + O2 + H2O;
в) ReCl6 + KOH = KReO4 + ReO2 + KCl + H2O;
г) Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO +H2O;
д) азотистая кислота + перманганат калия + серная кислота = азотная кислота + сульфат марганца (II) + сульфат калия + вода.

Вариант №2
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH;
б) TiO2 + C + Cl2 = TiCl4 + CO;
в) NaBrO3 + H2SO4 + NaBr = Br2 + Na2SO4 + H2O;
г) PbO2 + HNO3 + H2O2 = Pb(NO3)2 + O2 + H2O;
д) пероксид водорода + перманганат калия = оксид марганца (IV) + гидроксид калия + кислород + вода.

Вариант №3
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
б) RhF6 + Cl2 = RhF3 + ClF;
в) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 = Ca2SiO4 + P4 + CO;
г) K2Cr2O7 + H2SO4 + K2SO3 = Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4;
д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.

Вариант №4
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) NaNO2 + KI + H2SO4 = I2 + Na2SO4 +NO + H2O + K2SO4;
б) NH3 + Br2 = N2 + NH4Br;
в) K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O;
г) FeSO4 + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + H2O + H2SO4;
д) гипобромит калия + хлорид марганца (II) + гидроксид калия = бромид калия + оксид марганца (IV) + хлорид калия + вода.

Вариант №5
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
б) AgNO3 = Ag + NO2 + O2;
в) Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O;
г) H2O2 + KOH + MnSO4 = H2O + MnO2 + K2SO4;
д) цинк + нитрат калия + гидроксид калия = цинкат калия + нитрит калия + вода.

Вариант №6
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) HMnO4 = MnO2 + O2 + H2O;
б) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
в) KMnO4 + HCl = Cl2 + MnCl2 +KCl + H2O;
г) As2S3 + HNO3 + H2O = H3AsO4 + H2SO4 + NO;
д) медь + серная кислота = сульфат меди (II) + оксид серы (IV) + вода.

Вариант №7
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) KMnO4 + NH3 = KNO3 + MnO2 + KOH + H2O;
б) HI + H2SO4 = I2 + S + H2O;
в) NaCrO2 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + H2O;
г) Ca(ClO3)2 + Na2S + H2O = CaCl2 + S + NaOH;
д) дихромат калия + сероводородная кислота + серная кислота = сульфат хрома (III) + сера + сульфат калия + вода.

Вариант №8
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) NaClO4 + H2SO4 + Sb = NaCl + H2O + Sb2(SO4)3;
б) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
в) K2Se + NaNO3 = K2SeO4 + NaNO2;
г) CrCl3 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O;
д) нитрит натрия + иодид натрия + серная кислота = монооксид моноазота + йод + сульфат натрия + вода.
Вариант №9
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
б) Fe(CrO2)2 + O2 + K2CO3 = Fe2O3 + K2CrO4 + CO2;
в) Cr(NO3)3 = Cr2O3 + NO2 + O2;
г) P + HNO3 = H3PO4 +NO2 + H2O;
д) нитрит аммония = азот + вода.

Вариант №10
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
б) S + H2SO4 = SO2 + H2O;
в) PbO2 + MnSO4 + HNO3 = PbSO4 + HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O;
г) Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2O;
д) нитрат серебра (I) = серебро + диоксид азота + кислород.

Вариант №11
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) CrCl3 + KMnO4 + KOH = K2CrO4 + MnO2 + KCl + H2O;
б) Fe2O3 + KNO3 + KOH = K2FeO4 + KNO2 + H2O;
в) Na2SO3 = Na2S + Na2SO4;
г) K2MnO4 + H2O = MnO2 + KMnO4 + KOH;
д) хлорат калия + сульфат железа (II) + серная кислота = хлорид калия + сульфат железа (III) + вода.

Вариант №12
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) Cr2O3 + Na2CO3 + O2 = Na2CrO4 + CO2;
б) B + NaOH + O2 = NaBO2 + H2O;
в) Na2SO3 = Na2S + Na2SO4;
г) СuS + HNO3 = CuSO4 + NO2 + H2O;
д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота (разбавленая) = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.

Вариант №13
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) Fe(NO3)2 + O2 + H2O = Fe(NO3)2OH;
б) H5IO6 = I2O5 + O2 + H2O;
в) ReCl6 + KOH = KReO4 + ReO2 + KCl + H2O;
г) Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO +H2O;
д) азотистая кислота + перманганат калия + серная кислота = азотная кислота + сульфат марганца (II) + сульфат калия + вода.

Вариант №14
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH;
б) TiO2 + C + Cl2 = TiCl4 + CO;
в) NaBrO3 + H2SO4 + NaBr = Br2 + Na2SO4 + H2O;
г) PbO2 + HNO3 + H2O2 = Pb(NO3)2 + O2 + H2O;
д) пероксид водорода + перманганат калия = оксид марганца (IV) + гидроксид калия + кислород + вода.

Вариант №15
Подберите коэффициенты в приведённых уравнениях реакций (методом электронного или электронно-ионного баланса). Для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции.
а) CuI2 + H2SO4 + KMnO4 = CuSO4 + I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
б) RhF6 + Cl2 = RhF3 + ClF;
в) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 = Ca2SiO4 + P4 + CO;
г) K2Cr2O7 + H2SO4 + K2SO3 = Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4;
д) хлорид железа (II) + перманганат калия + соляная кислота = хлорид железа (III) + хлорид марганца (II) + хлорид калия + вода.
11. Электрохимические процессы
Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Максимальная разность равновесных потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой:
U= Eк – Eа,
где Eк(а) – потенциал катода (анода), В.
Уравнение электродного потенциала (уравнение Нернста). При стандартных условиях (температура 298,15 К или 25 оС, давление 101,325 кПа или 1 атм, молярная концентрация раствора электролита 1 моль/л) потенциалы электродов имеют определённый стандартные значения. Если концентрация электролита или температура отличны от стандартных, электродные потенциалы можно рассчитать исходя из стандартных потенциалов Е0 по уравнения Нернста:
13 EMBED Equation.3 1415
где R = 8,3144 Дж/(моль(К) – универсальная газовая постоянная;
Т – термодинамическая температура, К;
z – заряд иона;
F = 96485 Кл/моль, постоянная Фарадея;
а – активность ионов в растворе, моль/л. Активность ионов в растворе чаще всего считают равной молярной концентрации раствора.
Если температура электролита равная 25 оС, то можно пользоваться следующим уравнением:
13 EMBED Equation.3 1415
Электролиз. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов следует учитывать, что:
на катоде в первую очередь восстанавливаются наиболее сильные окислители (идёт реакция с наиболее положительным потенциалом);
на аноде в первую очередь окисляются наиболее сильные восстановители (идёт реакция с наиболее отрицательным потенциалом);
совместный заряд ионов или ионизация ионов, молекул возможна при относительно малом отличии потенциалов. Во многих случаях электролиза применяют растворимые аноды из металла, восстанавливаемого на катоде. Нерастворимыми являются аноды из золота, платиновых металлов, графита, диоксида свинца, титана, оксида рутения и других веществ.
Законы Фарадея (законы электролиза). Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества и количеством прошедшего через электролит электричества выражается двумя законами Фарадея.
Первый закон Фарадея. Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит:
13 EMBED Equation.3 1415
где m – масса вещества, г;
Q – количество электричества, Кл (13 EMBED Equation.3 1415, I – сила тока, А, ( - время, с);
k – электрохимический эквивалент, то есть масса вещества, выделившаяся при прохождении одного кулона электричества, г/Кл.
Второй закон Фарадея. Одинаковое количество электричества выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы различных веществ. Для выделения одного моля (грамм-эквивалента) любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96485 Кл, называемое числом Фарадея:
13 EMBED Equation.3 1415
где Э – химический эквивалент вещества, г/моль;
F – число Фарадея, Кл/моль, F = 96485 Кл/моль.
Из первого и второго законов Фарадея вытекает объединённое уравнение: 13 EMBED Equation.3 1415
При протекании на электроде нескольких реакций на превращение j вещества тратится определённая доля количества электричества, называемая выходов вещества j по току, и определяемая из выражения:
13 EMBED Equation.3 1415,
где Qj – количество электричества, израсходованное на превращение j вещества.
Примеры решения задач
Пример 1. Нарисовать схему гальванического элемента. Указать анод и катод, написать уравнения электродных процессов. Рассчитать ЭДС гальванического элемента при заданных концентрациях электролитов и значениях температуры.
Zn (Zn2+ (0.02н.) ((Ag+ (0.001М) (Ag, t=25 оС
Решение:
13 SHAPE \* MERGEFORMAT 1415
Сравнивая стандартные потенциалы восстановления цинка и серебра, получаем, что катодом в указанном гальваническом будет выступать серебряный электрод, а анодом – цинковый.
Анодный процесс: Zn0 – 2e- ( Zn2+,
катодный процесс: Ag+ + e- ( Ag0.
ЭДС гальванического элемента рассчитываем по формуле
U= Eк – Eа,
а потенциалы катода и анода по уравнению Нернста
13 EMBED Equation.3 1415
Предварительно необходимо пересчитать нормальную концентрацию, указанную для цинкового электролита, в молярную: 0.02 / 2 = 0.01 моль/л (т.к. в окислении цинка участвует два электрона).
13 EMBED Equation.3 1415,
13 EMBED Equation.3 1415,
13 EMBED Equation.3 1415

Пример 2. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде и катоде при электролизе раствора бромида меди (II) (анод инертный).
Решение:
В водном растворе CuBr2 диссоциирует следующим образом: CuBr2 ( Cu2+ + 2Br-. Стандартный электродный потенциал водородного электрода в нейтральной водной среде 2H2O + 2e- ( H2( + 2OH- (-0.41 В) значительно отрицательнее потенциала системы Сu2+ + 2e- ( Cu0 (+0.34 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое осаждение меди
Сu2+ + 2e- ( Cu0.
На аноде будет происходить окисление ионов брома, приводящее к выделению жидкого брома
Br- - e- ( Br0, 2Br ( Br2.
поскольку электрохимическое окисление воды из нейтральных сред 2H2O – 4e- ( O2 + 4H+ может протекать при потенциалах не менее +1.23 В, что выше стандартного электродного потенциала, характеризующего выделение жидкого брома (+1.07 В).

Пример 3. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде и катоде при электролизе раствора сульфата натрия (анод инертный).
Решение:
В водном растворе Na2SO4 диссоциирует следующим образом: Na2SO4 ( 2Na+ + SO42-. Стандартный электродный потенциал системы Na+ + e- ( Na0 (-2.71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (-0.41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое разложение воды с выделением водорода
2H2O + 2e- ( H2( + 2OH-,
а ионы натрия, приходящие к катоду будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство). У катода накапливается щелочь NaOH.
На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода
2H2O – 4e- ( O2 + 4H+,
поскольку отвечающей этой системе стандартный электродный потенциал (+1.23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2.01 В), характеризующий систему 2SO42- – 2e- ( S2O82-. Сульфат-ионы, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве. У анода накапливается кислота H2SO4.

Пример 4. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на катоде и цинковом аноде при электролизе раствора сульфата цинка.
Решение:
В водном растворе ZnSO4 диссоциирует следующим образом: ZnSO4 ( Zn2+ + SO42-. Стандартный электродный потенциал системы Zn2+ + 2e- ( Zn0 (-0.76 В) близок к потенциалу водородного электрода в нейтральной водной среде (-0.41 В), поэтому на катоде будут совместно протекать два процесса восстановления:
Zn2+ + 2e- ( Zn0 и
2H2O + 2e- ( H2( + 2OH-.
На аноде возможно протекание трёх окислительных процессов: электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода (+1.23 В), окисление сульфат-ионов (+2.01 В) и окисление материала анода – цинка (-0.76 В). Сравнение электродных потенциалов систем позволяет сделать вывод об окислении анода и выделении ионов цинка в раствор
Zn0 - 2e- ( Zn2+.

Пример 5. Определите массу цинка, которая выделится на катоде при электролизе раствора сульфата цинка в течение одного часа при токе 26.8 А, если выход цинка по току равен 50%.
Решение:
Согласно закону Фарадея, 13 EMBED Equation.3 1415
Масса моля эквивалентов (химический эквивалент вещества) цинка в ZnSO4 равна 65.38 : 2 = 32.69 г/моль. Не забыв выразить время в секундах, подставим в уравнение закона Фарадея все известные значения и определим массу цинка, которая должна выделиться (при условии, если весь ток будет израсходован на выделение цинка):
13 EMBED Equation.3 1415г.
Так как выход по току цинка составляет 50%, то практически на катоде выделится цинка 13 EMBED Equation.3 1415 г.

Пример 6. Рассчитайте ток при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1.4 л водорода, измеренного при нормальных условиях.
Решение:
Согласно закону Фарадея имеем , 13 EMBED Equation.3 1415
Так как количество водорода дано в объёмных единицах, то отношение 13 EMBED Equation.3 1415 заменяем отношением 13 EMBED Equation.3 1415, где 13 EMBED Equation.3 1415- объём водорода, л; 13 EMBED Equation.3 1415- объём моля эквивалентов водорода, л. Тогда 13 EMBED Equation.3 1415 Объём моля эквивалентов водорода при нормальных условиях равен половине моля молекул водорода 13 EMBED Equation.3 1415л, так как моль любого газа в нормальных условиях занимает объём равный 22.4 л, а в процессе электрохимического восстановления водорода (2H2O + 2e- ( H2( + 2OH- или в кислых средах 2H+ + 2e- ( H2() участвует два электрона. Подставив в приведённую формулу числовые значения, получим
13 EMBED Equation.3 1415 А.
Пример 7. Сколько граммов гидроксида калия образовалось у катода при электролизе раствора сульфата калия, если на аноде выделилось 11.2 л кислорода, измеренного при нормальных условиях.
Решение:
Объём моля эквивалентов кислорода (в нормальных условиях) равен 22.4 / 4 = 5.6 л (так в процессе электрохимического выделения кислорода участвует 4 электрона: в щелочной среде 4OH- - 4e- ( O2( + 2H2O, а в кислой и нейтральной среде 2H2O – 4e- ( O2 + 4H+). Следовательно, 11.2 л кислорода составляет 2 моля эквивалентов. По второму закону Фарадея столько же , 2 моля эквивалентов KOH образовалось у катода или 56.11 ( 2 = 112.22 г (56.11 г – масса одного моля эквивалентов KOH).

Пример 8. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1.5 часа. Вычислить массу разложившейся воды и объём выделившихся кислорода и водорода в нормальных условиях.
Решение:
На аноде в кислой среде протекает процесс разложения воды с выделением кислорода: H2O – 2e- ( 0.5O2 + 2H+ (расчет необходимо выполнять на одну молекулы воды), поэтому молярная масса эквивалента воды Э = 18 / 2 = 9 г/моль. Масса разложившейся воды:
13 EMBED Equation.3 1415г.
Для определения объёма выделившихся газов преобразуем, полученную ранее формулу (см. задачу 6):
13 EMBED Equation.3 1415
Так как 13 EMBED Equation.3 1415л (2H+ + 2e- ( H2(), 13 EMBED Equation.3 1415л (2H2O – 4e- ( O2 + 4H+), поэтому
13 EMBED Equation.3 1415л,
13 EMBED Equation.3 1415л.
Контрольное задание
Многовариантные задачи
Задача 1. Для данного гальванического элемента:
1) определите анод и катод;
2) напишите уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде в работающем гальваническом элементе;
3) определите электродвижущую силу гальванического элемента при концентрациях электролитов С и значениях температуры t (С0);
4) предложите факторы, увеличивающие напряжение.
Номер варианта
Гальваническая пара
(концентрации растворов)
t, С0
Номер варианта
Гальваническая пара
(концентрации растворов)
t, С0

1
Co (Co2+ (0.01н.) ((Fe3+ (0.1М) (Fe
30
9
Cu (Cu2+ (0.4н.) ((Ag+ (0.1М) (Ag
27

2
Cu(Cu2+ (0.06н.)((Au3+(0.003М) (Au
6
10
Ag(Ag+(0.3M)((Au3+ (0.001н.) (Au
22

3
Ni (Ni2+ (0.8н.) ((Au3+ (0.002М) (Au
1
11
Bi (Bi3+ (0.1M) ((Cu2+ (2.0н.) (Cu
17

4
Fe(Fe3+(0.3н.)((H2SO4(0.1М)(H2 (Pt)
18
12
Sn (Sn2+ (0.2M) ((Bi3+ (0.4н.) (Bi
17

5
Sn (Sn2+ (0.08н.) ((Ag+ (0.02М) (Ag
9
13
Co(Co2+(0.02н.)((Pb2+(0.003М)(Pb
32

6
Ni (Ni2+ (0.7М) ((Cu2+ (0.2н.) (Cu
15
14
Ni (Ni2+(0.1M)((H+(pH=3) (H2 (Pt)
25

7
Co (Co2+ (0.5М) ((H+(pH=2) (H2 (Pt)
25
15
Zn (Zn2+ (0.1M) ((Fe3+ (0.2н.) (Fe
12

8
Zn (Zn2+ (0.2M) ((Pb2+ (0.002н.) (Pb
7





Задача 2. Для водного раствора данного электролита:
1) напишите уравнения процессов, которые идут на электродах при электролизе;
2) рассчитайте, сколько (масса или объём для газов) и каких веществ выделится на катоде и аноде, если электролиз вести при силе тока, равной I (А), в течение
· часов, катодном выходе по току металла ВТ (%);
3) определите, как будет меняться среда у анода и катода в процессе электролиза;
4) определите, как изменится анодный процесс, если анод заменить на другой, указанный в таблице.
Номер варианта
Электролит
Электроды
ВТ, %
I, А

·, час
Замена анода

1
CuSO4
медные
100
10
2,5
графит

2
NiSO4
никелевые
90
15
2
диоксид свинца

3
CdSO4
кадмиевые
90
5
2
платина

4
SnSO4
оловянные
85
25
0,5
графит

5
AgNO3
графитовые
99
0,6
0,5
платина

6
Ni(NO3)2
никелевые
90
35
2,5
графит

7
MgSO4
графитовые
0
10
3
платина

8
ZnSO4
цинковые
70
10
1
графит

9
CoSO4
графитовые
70
5
5
диоксид свинца

10
H2CrO4, H2SO4
диоксид свинца
20
7
2
графит

11
Na2SO4
графитовые
0
5
5
цинк

12
KI
графитовые
0
7
3
платина

13
ZnCl2
цинковые
55
12
2
графит

14
NaCl
графитовые
0
3
4
платина

15
Cu(NO3)2
медные
98
12
3
графит

Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы
Вариант №1
Задача 3. При электролизе водного раствора нитрата серебра (I) с нерастворимым анодом в течение 25 минут при силе тока 3 А на катоде выделилось 4.8 г серебра. Рассчитайте выход по току и электрохимический эквивалент серебра (г/Кл, г/(А(ч). Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
Задача 4. При электролизе сульфата натрия получили при н.у. H2 объёмом 448 л. Напишите уравнения реакций, протекающих на нерастворимом аноде и катоде и рассчитайте, сколько времени протекал электролиз, если ток был 100 А.
Задача 5. Составьте схему никелевого концентрационного элемента, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС, если один никелевый электрод находится в 0.001М растворе, другой в 0.01М, температура раствора 298 К.

Вариант №2
Задача 3. Определите время, необходимое для получения 1 кг натрия при электролизе расплава гидроксида натрия при силе тока 2500 А. Выход по току равен 35%. Какой объём кислорода был выделен? Напишите электродные процессы.
Задача 4. Рассчитайте, сколько моль эквивалентов кислорода выделилось при нормальных условиях на электроде в результате реакции 2H2O – 4e- O2 + 4H+, если через электрохимическую систему прошло 48250 Кл электричества, а выход кислорода по току составил 80%.
Задача 5. При какой концентрации ионов Zn2+ значение потенциала цинкового электрода становится на 0.015 В меньше его стандартного электродного потенциала?

Вариант №3
Задача 3. При прохождении через раствор соли трёхвалентного металла тока силой 1.5 А в течение 30 минут на катоде выделилось 1.071 г металла. Вычислить атомную массу металла.
Задача 4. Определите объём хлора, выделенного на электроде при нормальных условиях по реакции 2Cl- - 2e- Cl2, если через электрохимическую систему прошло 26,8 АЧчас электричества и выход хлора по току составил 70%.
Задача 5. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциала -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Mn2+.

Вариант №4
Задача 3. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1.5 часов. Вычислите массу разложившейся воды и объём выделившегося кислорода и водорода при нормальных условиях. Напишите процессы на аноде и катоде.
Задача 4. Определите выход по току цинка (в %) при его растворении по реакции: Zn Zn2+ + 2e-, если через электрохимическую систему прошло количество электричества, равное 1F, и изменение массы цинкового электрода составило 29,4 г.
Задача 5. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от величины его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+.

Вариант №5
Задача 3. При электролизе нитрата серебра (I) в течение 50 минут при силе тока в 3 А на катоде выделилось 9.6 г серебра. Определите выход серебра в процентах от теоретического. Напишите электродные процессы.
Задача 4. Составьте схему цинкового концентрационного элемента с активностями иона Zn2+, равными 10-2 моль/л у одного электрода и 10-6 у другого электрода. Рассчитайте ЭДС этого элемента при 298 К.
Задача 5. При электролизе водного раствора хлорида олова (II) на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова?

Вариант №6
Задача 3. При электролизе водного раствора сульфата никеля (II) на аноде выделилось 3.8 л кислорода. Сколько граммов никеля выделилось на катоде? Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
Задача 4. Рассчитайте ЭДС серебряно-цинкового элемента при 298 К, суммарная окислительно-восстановительная реакция в котором выражается следующим образом: 2Ag+ + Zn 2Ag + Zn2+.
Задача 5. Чему равна эквивалентная масса кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества?

Вариант №7
Задача 3. Сколько литров водорода выделилось на катоде при электролизе раствора гидроксида калия в течение 2.5 часа при силе тока 1.2 А. Написать электродные процессы.
Задача 4. Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298 К установилось равновесие: Sn2+ + Zn Sn + Zn2+ при а(Zn2+) = 10-4 моль/л и а(Sn2+) = 10-2 моль/л. Составьте уравнения электродных реакций.
Задача 5. При электролизе водного раствора сульфата хрома (III) током силой 2 А масса катода увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?

Вариант №8
Задача 3. При электролизе сульфата цинка (II) на аноде выделилось 350 мл кислорода при 0 оС и 1 атм. Сколько граммов цинка выделилось на катоде? Напишите электродные процессы.
Задача 4. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакции гальванического элемента, у которого один из электродов – кобальтовый ([Co2+] = 10-1 моль/л), а другой – стандартный водородный. Рассчитайте ЭДС элемента при 25 оС. Как изменится ЭДС, если концентрация ионов Co2+ уменьшить в 10 раз?
Задача 5. За 10 минут из раствора платиновой соли ток силой 5 А выделил 1.517 г платины. Определить эквивалентную массу платины.

Вариант №9
Задача 3. Какова была сила тока при электролизе, если за 50 минут удалось выделить всю медь из 120 мл 0.4 н. раствора CuSO4? Напишите электродные процессы.
Задача 4. Какая масса (в г) гидроксида калия образовалась у катода при электролизе водного раствора K2SO4 на нерастворимых электродах, если на аноде выделилось 11,2 л газа, измеренного при нормальных условиях.
Задача 5. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0.1, 0.01 и 0.001 моль/л.

Вариант №10
Задача 3. Выход по току металлического кальция при электролизе расплава хлорида кальция равен 70%. Сколько электричества надо пропустить через электролизёр, чтобы получить 200 г кальция? Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
Задача 4. Какие вещества и в каких количествах выделяются на угольных катодах при последовательном прохождении тока через электролизёры с водными растворами AgNO3, K2SO4, CuCl2, если известно, что в электролизёре с AgNO3 выделилось 108 г Ag (при выходе серебра по току равном 100%)?
Задача 5. Вычислить потенциал водородного электрода, погруженного: в чистую воду; в раствор с рН = 3.5; в раствор с рН = 10.7.

Вариант №11
Задача 3. Определите силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава хлорида магния в течение 10 часов при выходе по току 85%, чтобы получить 0.5 кг металлического магния? Напишите электродные процессы.
Задача 4. Какие вещества и в каком объёме можно получить при нормальных условиях на нерастворимых электродах при электролизе водного раствора KOH, если пропускать ток 13,4 А в течение двух часов?
Задача 5. ЭДС гальванического элемента, составленного из двух водородных электродов, равна 272 мВ. Чему равен рН раствора, в который погружен анод, если катод погружен в раствор с рН = 3?

Вариант №12
Задача 3. Какую массу алюминия можно получить при электролизе расплава Al2O3, если в течение 1 часа пропускать ток силой 20000 А при выходе по току 85%? Напишите электродные процессы.
Задача 4. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова (выход олова потоку 80%).
Задача 5. Гальванический элемент состоит из стандартного водородного электрода и водородного электрода, погруженного в раствор с рН = 12. На каком электроде водород будет окисляться при работе элемента, а на каком – восстанавливаться? Рассчитать ЭДС элемента.

Вариант №13
Задача 3. При пропускании тока 2 А в течении 1 часа 14 минут 24 секунд через водный раствор хлорида металла (II) на одном из графитовых электродов выделился металл массой 2.94 г. Чему равна атомная масса металла, если выход по току 100%, и что это за металл? Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Задача 4. При электролизе раствора CuCl2 на аноде выделилось 560 мл газа (при нормальных условиях). Найти массу меди, выделившейся на катоде.
Задача 5. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержащий ионы Cr3+. При какой концентрации ионов Cr3+ ЭДС этого элемента будет равна нулю?

Вариант №14
Задача 3. Через раствор сульфата металла (II) пропустили 40 Кл электричества. При этом на катоде выделился металл массой 0.196 г. Выход металла на катоде 80%. Определите металл и составьте уравнения реакций, протекающих на электродах: а) для графитовых электродах; б) для металлических электродов.
Задача 4. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды током силой 2А?
Задача 5. Вычислить потенциал свинцового электрода в насыщенном растворе PbBr2, если [Br-] = 1 моль/л, а ПР(PbBr2) = 9.1Ч10-6.

Вариант №15
Задача 3. Через раствор сульфата железа (II) пропускали ток 13.4 А в течение 1 часа. Определите массу железа, которая выделилась на катоде, если выход по току был равен 70%. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Задача 4. Какое количество электричества потребуется для выделения из раствора: а) 2 г водорода; б) 2 г кислорода?
Задача 5. Потенциал водородного электрода в некотором водном растворе равен -118 мВ. Вычислить активность ионов Н+ в этом растворе.
12. Коррозия металлов и защита от коррозии
Коррозия – это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия представляет собой самопроизвольное разрушение металлов в среде окислительного газа (например, кислорода, галогенов) при повышенных температурах или в жидких неэлектролитах.
Уравнение реакции окисления металлов кислородом (пример газовой коррозии) можно записать в общем виде:
13 EMBED Equation.3 1415.
Электрохимическая коррозия протекает при контакте металла с растворами электролитов. Например, наиболее распространённая атмосферная коррозия протекает в тонких плёнках электролитов, которые возникают на поверхности металла в результате адсорбции, конденсации или прямого попадания воды и растворения в ней коррозионно-активных газов и солей (O2, SO2, CO2, NO2, NaCl и др.). Учитывая, что поверхность металла всегда энергетически неоднородна (из-за наличия примесей в металле, различий по химическому и фазовому составу сплава и др.), на участках металла, имеющих более отрицательное значение потенциала, пойдёт процесс окисления этого металла. Таким образом, при электрохимической коррозии разрушение металла происходит в результате работы огромного количества коррозионных микроэлементов. При этом на корродирующем металле протекает анодная реакция:
АНОД M Mn+ + ne-,
а на участках металла с более положительным потенциалом – катодное восстановление окислителя (Ox):
КАТОД Ox + ne- Red.
Наиболее распространёнными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы кислорода О2, воздуха и ионы водорода Н+ электролита.
Коррозия с участием кислорода называется коррозией с поглощением кислорода (с кислородной деполяризацией). В зависимости от рН среды возможны два механизма ионизации (восстановления) кислорода:
в щелочной или нейтральной среде
O2 + 2H2O + 4e- 4OH- (pH
·7),
в кислой среде
O2 + 4H+ + 4e- 2H2O (pH<7).
При коррозии с выделением водорода (с водородной деполяризацией) реакции выделения водорода имеют вид:
в щелочной или нейтральной среде
2H2O + 2e- H2 + 2OH- (pH
·7),
в кислой среде
2H+ + 2e- H2 (pH<7).
Если в качестве окислителя одновременно выступают О2 и Н+, то такая коррозия называется коррозией со смешанной деполяризацией.
Возможность протекания электрохимической коррозии может быть определена по знаку ЭДС элемента: если ЭДС элемента имеет положительное значение, то коррозия возможна. Так как ЭДС равна разности потенциалов окислителя и восстановителя Еэ=Еок-Евосст или разности потенциалов катода и анода Еэ=Ек-Еа, то коррозия возможна при условии, что потенциал окислителя (или катода) положительнее потенциала металла:
Еок > E(Mn+/M) или Ек > E(Mn+/M).
Равновесный потенциал кислородного электрода при 298 К описывается уравнением:
E (О2/ОН-) = 1.227 - 0.059
·pH + 0.0147
·lg p(О2),
а потенциал водородного электрода - уравнением:
E (H+/H2) = -0.0295
·lg p(H2) - 0.059
·pH.

Для оценки возможности или невозможности протекания электрохимических процессов обычно используют диаграммы Пурбэ. Анализ диаграмм Пурбэ для разных металлов показывает, что в водных средах, содержащих О2 и Н+, металлы корродируют по-разному, в зависимости от рН:
а) если потенциал металла положительнее потенциала кислородного электрода (верхняя зона диаграммы), то коррозия металла невозможна (например потенциал золота);
б) если потенциал металла положительнее потенциала водородного электрода и отрицательнее потенциала кислородного электрода (средняя зона диаграммы), коррозия возможна с поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода;
в) если потенциал металла отрицательнее потенциала водородного электрода (нижняя зона диаграммы), то возможна коррозия как с поглощением кислорода, так и с выделением водорода (щелочные и щелочно-земельные металлы, магний, алюминий, цинк и др.).
Примеры решения задач
Пример 1. Во сколько раз возрастает толщина плёнки при увеличении продолжительности равномерной газовой коррозии титана от 8 до 100 ч при 300 оС.
Решение:
На алюминии, хроме (при t<350 oC) и некоторых других металлах плёнка оксида растёт во времени
· по логарифмическому закону:

· = k ln
·,
где
· – толщина плёнки.
Соответственно

·1 = k ln8,

·2 = k ln100.
Отсюда следует, что толщина плёнки (
·2/
·1) увеличится в 2.53 раза (ln(100/8)=2.53).

Пример 2. Определите скорость равномерной коррозии железа в (мм/год) и в [г/(м2
·год)], если плотность коррозионного тока составляет 0.02 А/м2.
Решение:
Скорость равномерной коррозии, выраженная в г/(м2
·с), равна
13 EMBED Equation.3 1415
где Э – молярная масса эквивалента металла (г/моль);
I – плотность тока коррозии, А/м2;
F – число Фарадея, F = 96500 Кл/моль.
Умножая эту величину на число секунд в сутки (3600
·24) и число дней в году (365), получим скорость коррозии в году
· = 170 г/(м2
·год). Для перевода этой размерности в мм/год используем плотность железа
·=7.87 г/см3. После преобразования единиц получим
· = 0.022 мм/год.

Пример 3. Возможна ли электрохимическая коррозия олова (Sn) в водном растворе при рН=6 при контакте с воздухом, если относительные парциальные давления газов равны p(H2) = 1, p(O2) = 0.21? Напишите уравнения реакций анодного и катодного процессов. При каких значениях рН возможна коррозия с выделением кислорода?
Решение:
Найдём стандартный электродный потенциал олова (E0(Sn2+/Sn0=-0.136 В). По уравнению Нернста определим равновесные потенциалы вероятных окислителей (H+ и O2) при 25 оС, p(H2) = 1, p(O2) = 0.21
E (H+/H2) = -0.059
·pH = -0.059
·6 = -0.354 В,
E (О2/ОН-) = 1.227 - 0.059
·pH + 0.0147
·lg0.21= 1.227 - 0.059
·6 – 0.01 = 0.873 В.
Рассчитаем ЭДС предполагаемых коррозионных микроэлементов:

·1 = Ек(Н2) – Еа = -0.354 В – (-0.136 В) = -0.218 В < 0 – коррозия с выделением водорода невозможна.

·2 = Ек(О2) – Еа = 0.873 В – (-0.136 В) = 1.009 В > 0 – коррозия с поглощением кислорода возможна.
Таким образом, уравнения реакций анодного и катодного процессов выглядят следующим образом:
(анод) Sn – 2e- Sn2+
(катод) 1/2 O2 + 2H+ + 2e- H2O.
Для выяснения диапазона значений рН, при которых возможна коррозия с водородной деполяризацией, решим неравенство:

·1 = Ек(Н2) – Еа > 0.
После подстановки значений электродных потенциалов получим
-0.059
·pH – (-0.136 В) > 0,
Откуда следует, что при значениях рН < 0.136/0.059 = 2.26 идёт процесс с выделением водорода.

Пример 4. Определите, будет ли корродировать медь (Cu) в деаэрированном (без содержания кислорода) растворе CuSO4 в кислом растворе с рН=0 и выделением водорода при его относительном парциальном давлении p(H2) = 0.1.
Решение:
Стандартный потенциал меди составляет E0(Сu2+/Cu0)=+0.337 В, а потенциал водорода рассчитаем по уравнению Нернста:
E (H+/H2) = -0.0295
·lg p(H2) - 0.059
·pH = -0.0295
·lg0.1 - 0.059
·0 = +0.0295 В.
ЭДС коррозионного микроэлемента:

· = Ек(Н2) – Еа = +0.0295 В – 0.337 В < 0 – коррозия протекать не будет.

Пример 5. Определите возможность электрохимической коррозии с водородной деполяризацией гальванической пары Сu-Zn, погруженной в 0.01М раствор ZnSO4 при 25 oC. Как изменится ЭДС коррозионного элемента в результате концентрационной поляризации анода, если концентрация раствора возросла до 0.05 моль/л?
Решение:
С учётом гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, рассчитываем рН раствора:
13 EMBED Equation.3 1415
Равновесный потенциал водорода в предположении, что его относительное давление равно 1:
E (H+/H2) = -0.059
·pH = -0.230 В.
Для выбора корродирующего металла воспользуемся их стандартными потенциалами (E0(Сu2+/Cu0=+0.337 В, E0(Zn2+/Zn0=-0.763 В). Потенциал меди значительно положительнее потенциала предполагаемого катода, и электрохимическая коррозия идёт с участием цинка. Запишем процессы в коррозионном элементе:
(анод) Zn – 2e- Zn2+
(катод) 2H+ + 2e- H2.
Для расчёта ЭДС указанного микроэлемента уточним равновесный потенциал цинка, используя уравнение Нернста для 25 oC:
E1(Zn2+/Zn0) = -0.763 + (0.059/2)
·lg10-2.
При увеличении концентрации ZnSO4 его потенциал изменяется:
E2(Zn2+/Zn0) = -0.763 + (0.059/2)
·lg(5
·10-2) = E1(Zn2+/Zn0) + (0.059/2)
·lg5.
Таким образом, учитывая, что
· = Ек – Еа, значение ЭДС уменьшится на величину

·
· = (0.059/2)
·lg5 = 0.02 В.

Пример 6. Определите возможность электрохимической коррозии стального изделия (железа) в 0.1М растворе FeCl2, комнатной температуре (T=298 K) при следующих относительных парциальных давлениях водорода и кислорода: p(H2) = 0.1, p(O2) = 0.9.
Решение:
Указанная соль подвергается гидролизу. Учитывая первую ступень гидролиза:
Fe2+ + H2O H+ + FeOH+, можно определить значение рН, величина которого, как видно из реакции меньше 7, т.е. коррозия идёт в подкисленной среде.
Найдём рН раствора, принимая активность ионов равной их концентрации:
13 EMBED Equation.3 1415
Теперь можно определить равновесные электродные потенциалы вероятных окислителей (H+ и O2):
E (H+/H2) = -0.0295
·lg p(H2) - 0.059
·pH = -0.0295
·lg0.1 - 0.059
·5.56 = -0.3 В,
E (О2/ОН-) = 1.227 - 0.059
·pH + 0.0147
·lg p(О2) = 0.9 В.
Равновесный потенциал предполагаемого анода при 25 oC:
E(Fe2+/Fe0) = E(Fe2+/Fe0) + (0.0592/2) )
·lg a(Fe2+) = -0.44 - (0.0592/2)
·1 = -0.47 В.
Учитывая, что

·1 = Ек(Н+) – Еа = -0.3 В – (-0.47 В) = +0.17 В > 0 – коррозия с выделением водорода возможна.

·2 = Ек(О2) – Еа = 0.9 В – (-0.47 В) = +1.37 В > 0 – коррозия с поглощением кислорода также возможна.
Таким образом, возможна коррозия железа с протеканием на катоде двух реакций:
2H+ + 2e- H2
1/2 O2 + 2H+ + 2e- H2O.

Пример 7. Стальное изделие имеет цинковое покрытие. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадёт в нейтральную среду с рН=7? Подсчитайте ЭДС коррозионного элемента для стандартных условий. При каких рН прекратится процесс выделения водорода?
Решение:
Стандартный потенциал цинка составляет E0(Zn2+/Zn0)= -0.763 В, а потенциал железа E0(Fe2+/Fe0)= -0.44 В. Учитывая, что потенциал цинка более отрицателен, цинк является анодным покрытием. При этом железо не будет принимать участие в анодном процессе, т.е. не будет корродировать.
Равновесные потенциалы водорода и кислорода, при их парциальных давлениях, равных 1, определяем по уравнениям
E (H+/H2) = - 0.059
·pH = - 0.059
·7 = -0.413 В,
E (О2/ОН-) = 1.227 - 0.059
·pH = +0.814 В.
ЭДС коррозионных микроэлементов равны:

·1 = Ек(Н+) – Еа = -0.413 В – (-0.763 В) = +0.35 В > 0 – коррозия с выделением водорода возможна;

·2 = Ек(О2) – Еа = 0.814 В – (-0.763 В) = +1.577 В > 0 – коррозия с поглощением кислорода также возможна.
Катодные процессы:
2H2O + 2e- 2OH- + H2
1/2 O2 + H2O + 2e- 2OH-.
Процесс выделения водорода прекратится, если
·1<0,т.е. - 0.059
·рН – (-0.763) <0, откуда следует, что рН<12.9
·1<0, при этом процесс коррозии цинка с поглощением кислорода будет иметь место при любых значениях рН.
Контрольное задание
Многовариантные задачи

Задача 1. Гальваническая пара, состоящая из двух различных металлов, помещена в раствор электролита (см. таблицу). Какой металл и почему будет корродировать? Написать уравнения соответствующих электрохимических процессов (образование пассивирующих плёнок не учитывать).
Номер варианта
Гальваническая пара, электролит
Номер варианта
Гальваническая пара, электролит
Номер варианта
Гальваническая пара, электролит

1
Pb | H+ | Cu
6
Fe | H2O+O2 | Pd
11
Sn | H+ | Cu

2
Cr | H+ | Bi
7
Sn | H+ | Ag
12
Mn | OH- | Fe

3
Co | OH- | Bi
8
Ni | H2O + O2 | Cu
13
Al | H2O + O2 | Ni

4
V | H2O + O2 | Cu
9
Al | H2O + O2 | Zn
14
Zn | OH- | Ni

5
Zn | H+ | Fe
10
Cu | OH- | Co
15
Al | H+ | Fe


Задача 2. Для пары металлов:
определите, возможна ли коррозия металла из данной пары в среде с заданным рН при контакте с воздухом;
напишите уравнения анодного и катодного процессов;
предложите для данной пары анодное и катодное покрытие. Изменятся ли и если изменятся, то как коррозионные процессы при нарушении сплошности покрытий. Запишите уравнения реакций.
Номер варианта
Пары
металлов
рН
Номер варианта
Пары
металлов
рН
Номер варианта
Пары
металлов
рН

1
Pb – Sn
12
6
Sn – Cd
4
11
Fe – Pb
3

2
Sn – Cu
6
7
Cd – Cu
12
12
Sn – Ag
4

3
Fe – Co
10
8
Zn – Ag
10
13
Zn – Ni
5

4
Cu – Co
4
9
Cd – Pb
6
14
Mg – Ni
10

5
Fe - Ni
5
10
Fe – Cu
5
15
Zn - Sn
8


Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы

Вариант №1
Задача 3. Определите скорость равномерной коррозии алюминия в (мм/год) и в [г/(м2
·сут)], если плотность коррозионного тока составляет 0.062 А/м2.
Задача 4. В чём сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворённый кислород. Составьте уравнения анодного и катодного процессов.

Вариант №2
Задача 3. Магний равномерно корродирует в морской воде со скоростью 1,45 г/(м2
·сут). Каково значение скорости коррозии, выраженное в мм/год? Если с такой же скоростью корродирует свинец, то каково соответствующее значение скорости коррозии в мм/год?
Задача 4. Как проходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте уравнения анодной и катодной реакций.

Вариант №3
Задача 3. Во сколько раз возрастает толщина плёнки при увеличении продолжительности равномерной газовой коррозии ванадия от 0 до 200 ч при 900 оС?
Задача 4. Какой металл может служить протектором при защите железа от коррозии в одном растворе с рН = 10 в контакте с воздухом? Напишите уравнения протекающих реакций.

Вариант №4
Задача 3. Объясните, почему в атмосферных условиях цинк корродирует, а золото нет? Ответ подтвердите расчётами.
Задача 4. Будет ли протекать электрохимическая коррозия изделия пары Ni-Cu в растворе NiSO4, имеющего концентрацию 0.03 моль/л при 35 оС? Как изменится ЭДС коррозионного элемента, если концентрация ионов Ni2+ возросла до 0.05 моль/л?

Вариант №5
Задача 3. Возможна ли коррозия олова в водном растворе с рН = 6 при контакте с воздухом? При каких значениях рН возможна коррозия с выделением водорода?
Задача 4. Изделие из цинка погрузили в 0.04М раствор ZnSO4 при 60 оС. Будет ли цинк корродировать?

Вариант №6
Задача 3. Возможна ли электрохимическая коррозия свинца (Pb) в водном растворе при рН = 6 при контакте с воздухом? Напишите уравнения реакций анодного и катодного процессов. При каких значениях рН возможна коррозия с выделением водорода?
Задача 4. Определите возможность электрохимической коррозии изделия пары Fe-Cd, погруженной в 0.005М раствор FeCl2 при комнатной температуре, принимая коррозию избирательной. Как изменится ЭДС коррозионного элемента, если концентрация раствора возросла до 0.015 моль/л?

Вариант №7
Задача 3. Определите, будет ли корродировать медь (Cu) в деаэрированном (без содержания кислорода) растворе при рН = 0?
Задача 4. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Составьте уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении цельности покрытий во волажном воздухе и в растворе соляной кислоты.

Вариант №8
Задача 3. Магний (Mg) корродирует в морской воде (рН = 8) при контакте с воздухом. Напишите уравнения реакций анодного и катодного процессов.
Задача 4. Как протекает атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди, если покрытие нарушено? Составьте электродные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Вариант №9
Задача 3. Изделие из цинка погрузили в 0.03М раствор ZnSO4 при 70 оС. Будет ли цинк корродировать?
Задача 4. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекратится. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электродные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

Вариант №10
Задача 3. Будет ли протекать электрохимическая коррозия изделия пары Ni-Cu в растворе NiSO4, имеющего концентрацию 0.04 моль/л при 25 оС? Как изменится ЭДС коррозионного элемента, если концентрация ионов Ni2+ возросла до 0.06 моль/л?
Задача 4. Цинковую и железную пластины опустили в раствор сульфата меди (II). Составьте электродные и ионные уравнения реакций, происходящих на каждой из пластин. Какие процессы будут проходить на пластинах, если их наружные концы соединить проводником?

Вариант №11
Задача 3. Определите возможность электрохимической коррозии изделия пары Fe-Cd, погруженной в 0.01М раствор FeCl2 при комнатной температуре, принимая коррозию избирательной. Как изменится ЭДС коррозионного элемента, если концентрация раствора возросла до 0.02 моль/л?
Задача 4. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие – анодное или катодное? Составьте уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении цельности покрытий во волажном воздухе и в растворе соляной кислоты.

Вариант №12
Задача 3. Изделие из железа с алюминиевым покрытием погрузили в 0.01М раствор AlCl3. Будет ли протекать коррозия этого изделия при комнатной температуре? Будет ли изменяться ЭДС и как, если концентрация раствора возрастёт до 0.03 моль/л?
Задача 4. Магний равномерно корродирует в морской воде со скоростью 1,55 г/(м2
·сут). Каково значение скорости коррозии, выраженное в мм/год? Если с такой же скоростью корродирует свинец, то каково соответствующее значение в мм/год?

Вариант №13
Задача 3. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара находится в щелочной среде? Подсчитайте ЭДС этого элемента для стандартных условий.
Задача 4. Определите скорость равномерной коррозии алюминия в (мм/год) и в [г/(м2
·сут)], если плотность коррозионного тока составляет 0.06 А/м2.

Вариант №14
Задача 3. Алюминий склёпан медью. Какой из металлов будет подвергаться коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду? Составьте схему гальванического элемента, образующегося при этом. Подсчитаёте ЭДС этого элемента для стандартных условий.
Задача 4. Будет ли протекать электрохимическая коррозия изделия пары Ni-Cu в растворе NiSO4, имеющего концентрацию 0.03 моль/л при 45 оС? Как изменится ЭДС коррозионного элемента, если концентрация ионов Ni2+ возросла до 0.07 моль/л?

Вариант №15
Задача 3. Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия в атмосфере промышленного района (влажный воздух содержит CO2, H2S, SO2 и др.)? Составьте схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента.
Задача 4. Изделие из железа с алюминиевым покрытием погрузили в 0.005М раствор AlCl3. Будет ли протекать коррозия этого изделия при комнатной температуре? Будет ли изменяться ЭДС и как, если концентрация раствора возрастёт до 0.04 моль/л?
13. Жесткость воды. Методы умягчения
Природная вода содержит в растворенном или коллоидном состоянии различные неорганические и органические соединения.
В наибольшем количестве в воде содержится катионы Са2+, Mg2+, Na+, K+ и анионы CO32-, HCO3-, SO42-, Cl-. Другие катионы (Fe3+, Mn2+) и анионы (HSiO3-, SO32-, S2O32-) встречаются значительно реже. В воде чаще всего растворены газы CO2, O2, N2, H2S, CH4 и др.
Состав природных вод характеризуется некоторыми технологическими показателями, в том числе жёсткостью, реакцией среды, щелочностью, солесодержанием, окисляемостью.
Жесткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния. Она выражается в моль/л:
Ж = ([Ca2+] + [Mg2+]).
Различают карбонатную и некарбонатную жёсткость. Карбонатной называют жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2, CaCO3, MgCO3 (растворимость CaCO3 в воде 13 мг/л, MgCO3 – 110 мг/л). Некарбонатная жёсткость представляет собой разность между общей и карбонатной жесткостью и обусловлена присутствием в воде солей сильных кислот CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4.
Временная жесткость устраняется кипячением воды в течение 1 ч. Она обусловлена гидрокарбонатами.
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + СО2.
При нагревании ионы HCO3- переходят в ионы CO32-. Образующийся карбонат кальция имеет малую растворимость (13 мг/л). Та часть карбонатной жесткости, которая остается после кипячения воды в течение часа, называется остаточной карбонатной жесткостью. Остаточная карбонатная жесткость с некарбонатной составляет постоянную жесткость т.е. можно сказать, что это разность между общей жесткостью и временной.
Общую жёсткость Жо и карбонатную Жк воды можно определить методом титрования. Для определения Жо производится комплексометрическое титрование пробы анализируемой воды раствором двузамещённой натриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты (трилон Б) в щелочной среде (рН=8) в присутствии индикатора хром тёмно-синий. Фиксируется переход окраски воды из розовой в голубую. Карбонатная жёсткость определяется кислотно-основным титрованием воды раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого, фиксируется переход желтой окраски в оранжевую.
1 мг/моль соответствует содержанию в 1 л воды 20.04 мг кальция или 12,16 мг магния. (За рубежом применяют разные условные единицы жесткости, называемые градусами жесткости, 1 градус соответствует 0,357 ммоль/л катионов двухзарядных металлов).
Щёлочность воды выражается суммой концентраций ионов гидроксида и анионов слабых кислот HCO3-, CO32-.
Солесодержание – общая (суммарная) концентрация солей в воде.
Окисляемость отражает содержание примесей, способных взаимодействовать с окислителями.
Водоподготовка – комплекс технологических процессов по очистке воды для приведения её качества в соответствие с требованиями потребителя. Если ионные примеси могут образовывать малорастворимое соединение, то их можно перевести в это соединение, примеси-окислители можно устранить восстановлением, а примеси-восстановители – окислением. Для удаления примесей широко используется адсорбция, причём незаряженные примеси адсорбируются на активированном угле или других адсорбентах, а ионы – на ионообменных веществах.
Методы осаждения
Методы осаждения сводятся к переводу растворимых солей Ca2+ и Mg2+ в трудно растворимые соединения CaCO3 и MgCO3. Они делятся на термический и реагентные методы.
Термический метод. При нагревании воды до 95 -980С гидрокарбонатные ионы НCO3- переходят в ионы CO32-. Так как растворимость газов (CO2) уменьшается с увеличением температуры, то при кипячении воды из нее выделяется CO213 EMBED Equation.3 1415. Это приводит к смещению химического равновесия вправо и гидрокарбонаты переходят в трудно растворимые карбонаты, выпадающие в осадок:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + Н2О + СО2 13 EMBED Equation.3 1415.
Этот метод частично умягчает воду, снижает карбонатную жесткость, устраняет временную жесткость, а некарбонатная жесткость не изменяется.
Реагентные или химические методы. При реагентных методах удаления ионов Ca2+ и Mg2+ достигается также в результате перевода их в малорастворимые соединения, но не нагреванием, а действием соответствующих химических реагентов.
Известковый метод применяется для уменьшения карбонатной жесткости:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 13 EMBED Equation.3 1415 2CaCO3 + 2Н2О;
Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2 = 13 EMBED Equation.3 1415 Mg(OH)2 + 2CaCO3 + 2Н2О.
Содовый метод используется для уменьшения некарбонатной жесткости:
CaCl2 + Na2CO3 = 13 EMBED Equation.3 1415 CaCO3 + 2NaCl;
CaSO4 + Na2CO3 = 13 EMBED Equation.3 1415 CaCO3 + Na2SO4.
Для одновременного удаления карбонатной и некарбонатной жесткости применяется содово – известковый метод:
MgCl2 +Na2CO3 = 13 EMBED Equation.3 1415 MgCO3 + 2NaCl;
MgCO3 + Ca(OH)2 = 13 EMBED Equation.3 1415 Mg(OH)2 + 13 EMBED Equation.3 1415 CaCO3.
Метод добавления антинакипинов. Антинакипины – вещества добавляемые в воду с целью борьбы с образованием накипи. При добавлении антинакипинов ионы Ca2+ и Mg2+ переходят в осадок, который легко удаляется из воды (плотной накипи по стенкам не образуется). К антинакипинам относятся коллоиднодисперсный графит, фосфат натрия. Na3РO4 реагирует с солями Ca и Mg, образуя труднорастворимые соединения:
3CaSO4 + 2Na3РO4 = 13 EMBED Equation.3 1415Ca3(РO4) 2 + 3Na SO4;
3Ca(HCO3)2 + 2Na3РO4= 13 EMBED Equation.3 1415Ca3(РO4) 2 + 6NaНСО3.
Баритный метод применяется в том случае, если в воде содержится большая концентрация SO42-.
CaSO4 + ВаСО3 = 13 EMBED Equation.3 1415CaCO3 + 13 EMBED Equation.3 1415ВаSО4 .
Методы ионного обмена
Рассмотренные методы все же не дают степени умягчения, которая требуется для некоторых областей применения воды. Кроме того, они громоздки и связаны со значительным расходом реагентов. В последние годы широкое распространение получил метод ионного обмена.
Применяемые в данном методе соединения называются ионитами – это твердые материалы, способные обменивать свои ионы на ионы, содержащиеся в воде.
К ионитам относятся различные вещества – как неорганические, так и органические, природные и синтетические. Одним из простейших ионообменных материалов является сульфоуголь, получаемый обработкой бурых углей концентрированной Н2SO4 при нагревании. Неорганические иониты – пермутиты. Это искусственно приготовленные зернистые материалы, по своей природе являющиеся алюмосиликатами. Их получают сплавлением кварца (SiO2) с каолином (Al2O3) и содой (Na2CO3). Состав может быть условно обозначен [Na2П].
В настоящее время наибольшее значение приобрели различные ионообменные смолы, вырабатываемые на основе синтетических полимеров. В зависимости от того какие ионы в этих смолах обмениваются – катионы или анионы, различают катиониты и аниониты.
Методы ионного обмена применяются как для умягчения воды, так и для ее обессоливания. По виду обмениваемых ионов катиониты подразделяют на Na – катиониты – Na2R (для умягчения воды), Н – катиониты (для обессоливания воды).
При пропускании воды через колонку, заполненную Na – катионитом (зерна 0,2-0,3 мм), происходят обменные реакции:
Ca(HCO3)2 + Na2R = 2NaНСО3 + CaR;
CaCl2 + Na2R = 2NaCl + CaR;
Mg(HCO3) + Na2R = 2NaНСО3 + MgR,
где R – практически нерастворимый анион ионита. Вода полностью освобождается от Ca2+ и Mg2+.
Когда весь Na+ в катионите заменится на Ca2+ и Mg2+, катион утрачивает способность смягчать воду, но он может быть легко восстановлен – регенерирован концентрированным раствором NaCl:
CaR + 2NaCl = CaCl3 + Na2R;
MgR + 2NaCl = MgCl2 + Na2R.
Сущность Н – катионирования состоит в реакции обмена иона Н+ из катиона на ионы Ca2+,Mg2+, Na+ в воде.
Ca(HCO3)2 + Н2R = CaR + 2Н2О + 2СО2;
CaCl2 + Н2R = CaR + 2НCl;
MgSO4 + Н2R = MgR + Н2SO4.
В результате обработки в воде вместо солей появляется эквивалентное количество кислоты. Происходит обессоливание воды.
Регенерация Н – катионов осуществляется раствором кислоты:
CaR + Н2SO4 = CaSO4 + Н2R.
Аниониты способны к обмену ионов только в кислой среде. С помощью анионитов осуществляется обмен всех кислотных анионов, содержащихся в воде, на ионы ОН-:
SO42- + R(ОН)2 = RSO4 + 2ОН-,
CO32- + R(ОН)2 = RCO3 + 2ОН-,
Cl- + R(ОН)2 = RCl2 + 2ОН-.
Аниониты регенерируются раствором NaОН:
RSO4 + 2NaОН = Na2SO4 + R(ОН)2.
Кроме перечисленных методов на практике применяются еще магнитные, ультразвуковые, электрохимические и другие методы обработки воды.
Частичное удаление солей из воды может быть осуществлено путем вымораживания. Этот способ применяется для опреснения морской воды. При замерзании воды основная масса солей остается в незамерзшей воде, а лед сравнительно мало содержит солей.
Вода, используемая для питьевых нужд, подвергается очистке от взвесей (коагуляцией, осветлением) и обеззараживанию с помощью жидкого хлора, хлорной извести, озона.
Примеры решения задач
Пример 1. Определите общую Жо, карбонатную Жк и некарбонатную Жнк жесткость воды, если на титрование её 100 мл потребовалось 8 мл 0.1н. раствора трилона Б и 5 мл 0.1н. раствора соляной кислоты.
Решение:
Расчёт жёсткости воды ведётся по закону эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415 ммоль/л,
где VB – объём анализируемой пробы воды, мл; VT – объём титрующего раствора, мл; СН – нормальная (эквивалентная) концентрация титрующего раствора, моль/л.
После подстановки заданных значений получим:
13 EMBED Equation.3 1415ммоль/л,
13 EMBED Equation.3 1415ммоль/л,
Жнк = Жо – Жк = 8 – 5 = 3 ммоль/л.


Пример 2. Анализ воды показал, что в ней содержится гидрокарбонат кальция Ca(HCO3)2 массой 1386 мг, хлорид кальция CaCl2 массой 610 мг, хлорид натрия NaCl массой 480 мг. Объём воды составил5 л. Определите общую жёсткость Жо, карбонатную Жк, некарбонатную Жнк жесткость, солесодержание, рН воды.
Решение:
Общая жесткость воды Жо – суммарная концентрация ионов Ca2+и Mg2+, выраженная в ммоль/л:
13 EMBED Equation.3 1415
где m1, m2 – масса катионов Ca2+и Mg2+ в воде или соответствующих им солей, мг; Э1, Э2 – молярная масса эквивалентов (эквивалент) катионов Ca2+и Mg2+ или соответствующих им солей, г/моль; V – объём воды, л.
Определим эквиваленты солей, характеризующих жёсткость воды:
Э(Ca(HCO3)2) = М/2 = 81.05 г/моль, Э(CaCl2) = М/2 = 55.5 г/моль.
Общую жёсткость воды можно рассчитать:
13 EMBED Equation.3 1415 ммоль/л.
Поскольку карбонатная жёсткость Жк – это часть Жо, обусловленная содержание в воде гидрокарбонатов кальция и магния, то она равна:
13 EMBED Equation.3 1415 ммоль/л.
Некарбонатная жесткость Жнк исследуемой воды обусловлена содержанием в ней соли хлорида кальция:
13 EMBED Equation.3 1415 ммоль/л.
Солесодержание:
13 EMBED Equation.3 1415г/л.
Расчёт рН воды. Соли NaCl, CaCl2 образованы сильными основаниями и сильными кислотами. Их растворы в воде имеют нейтральную реакцию среды, рН=7. Соль Ca(HCO3)2 образована сильным основанием Ca(OH)2 и слабой кислотой H2CO3, поэтому при растворении в воде подвергается гидролизу, и её раствор имеет основную реакцию среды:
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-.
Константа гидролиза соли вычисляется по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415,
где К
· = 10-14 – ионное произведение воды; Кд1(H2CO3) = 4.45
·10-7 – константа диссоциации угольной кислоты по первой ступени.
Уравнение диссоциации гидрокарбоната кальция:
Ca(HCO3)2 Ca2+ + 2HCO3-,
поэтому исходная концентрация гидрокарбонат-ионов: С0 = 2С(Ca(HCO3)2) = 3.3
·10-3 моль/л.
Определяем степень гидролиза гидрокарбоната кальция:
13 EMBED Equation.3 1415
Находим концентрацию гидроксид-ионов и рН раствора соли:
13 EMBED Equation.3 1415моль/л,
13 EMBED Equation.3 1415,
13 EMBED Equation.3 1415- основная реакция среды.

Пример 3. Природная вода имеет следующие исходные показатели качества: общая жёсткость Жо = 5.15 ммоль/л, солесодержание Р = 0.47 г/л. Солевой состав воды: 1386 мг Ca(HCO3)2, 500 мг MgCl2, 480 мг NaCl. Объём воды V = 5 л. Определите жёсткость и солесодержание воды после Na – катионирования.
Решение:
При Na-катионировании исходная вода пропускается через слой Na-катионита. При этом ионы Ca2+и Mg2+ из природной воды обмениваются на ионы Na+ из катионита:
2R-Na+(И) + Ca2+(р-р) R-2Сa2+(И) + 2Na+(р-р)
2R-Na+(И) + Mg2+(р-р) R-2Mg2+(И) + 2Na+(р-р).
Обмен происходит по закону эквивалентов, т.е.
NЭ(Ca2+, Mg2+) = NЭ(Na+) или ЖоV = NЭ(Na+).
Молярные массы эквивалентов солей жёсткости и солей натрия:
Э(Ca(HCO3)2) = М/2 = 162.11/2 = 81.05 г/моль;
Э(MgCl2) = М/2 = 95.21/2 = 47.62 г/моль;
Э(NaHCO3) = М = 84 г/моль; Э(NaCl) = М = 58.5 г/моль.
Тогда солесодержание Na-катионированной воды будет определяться содержанием в воде солей натрия:
13 EMBED Equation.3 1415

13 EMBED Equation.3 1415 г/л.
Видно, после полного Na – катионирования воды её солесодержание осталось, примерно, как в исходной воде.

Пример 4. Определите жёсткость, солесодержание и рН воды после её обработки методом Н – катионирования, если её природная вода имеет следующий солевой состав: 1386 мг Ca(HCO3)2, 500 мг MgCl2, 480 мг NaCl. Объём воды V = 5 л.
Решение:
При Н-катионировании исходная вода пропускается через слой Н-катионита. При этом катионы из обрабатываемой воды обмениваются на ионы водорода из катионита:
2R-Н+(И) + Ca2+(р-р) R-2Сa2+(И) + 2Н+(р-р)
2R-Н+(И) + Mg2+(р-р) R-2Mg2+(И) + 2Н+(р-р)
R-Н+(И) + Na+(р-р) R-Na+(И) + Н+(р-р).
Как видно, после Н-катионирования в обработанной воде практически не остаётся растворённых солей, т.е. солесодержание и жёсткость воды становятся близкими к нулю: Р=0; Жо=0. Однако обработанная вода в результате образования избытка ионов водорода становится более коррозионно-агрессивной, так как уменьшается рН среды. Обмен катионов происходит по закону эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415
поэтому концентрация ионов водорода в обработанной воде будет равна:
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415 моль/л.
Определим рН обработанной воды:
рН = -lg a(H+)
· -lg C(H+) = - lg(7.1
·10-3) = 2.2 – среда кислая.

Пример 5. Определите жёсткость, солесодержание и рН воды после параллельного Н-Na – катионирования. Природная вода имеет исходные показатели качества: жесткость карбонатная ЖК = 3.3 ммоль/л, жесткость некарбонатная ЖНК = 2.2 ммоль/л, солесодержание Р = 0.47 г/л. Солевой состав: 1386 мг Ca(HCO3)2, 500 мг MgCl2, 480 мг NaCl. Объём воды V = 5 л.
Решение:
В методе параллельного H-Na – катионирования весь объём воды делится на два потока, один из которых (эквивалентный некарбонатной жёсткости) направляется на Na – катионирования, а другой (эквивалентный карбонатной жёсткости) – на Н - катионирование:
13 EMBED Equation.3 1415
После обработки потоки воды объединяются. Процессы в катионитах:
2R-Na+(И) + Mg2+(р-р) + 2Cl-(p-p) R-2Mg2+(И) + 2Na+(р-р) + 2Cl-(p-p),
2R-Н+(И) + Ca2+(р-р) + 2HCO3-(p-p) R-2Сa2+(И) + 2Н+(р-р) + 2HCO3-(p-p).
Как видно из уравнений процессов H-Na – катионирования, при полном сдвиге равновесия вправо в воде не остаётся ионов Ca2+и Mg2+, следовательно, Жо=0. Солесодержание обработанной воды определяется растворённой в воде солью NaCl (исходная соль плюс продукт катионирования):
13 EMBED Equation.3 1415г/л.
Как видно, солесодержание воды после параллельного Н-Na – катионирования стало меньше, чем в исходной воде, но не стало равным нулю, как при Н-катионировании.
Водородные показатель среды после параллельного Н-Na – катионирования определяется наличием в обработанной воде избытка водородных ионов, концентрация которых эквивалентна ЖК исходной воды:
13 EMBED Equation.3 1415моль/л,
рН = -lg a(H+)
· -lg C(H+) = - lg(3.3
·10-3) = 2.48 – среда кислая.

Пример 6. Определите массы реагентов, требуемых для полного умягчения воды, если природная вода имеет следующие показатели жесткости (ммоль/л): ЖК = 3.3, ЖНК = 2.2. Объём воды V = 5 л. Солевой состав воды Ca(HCO3)2, MgCl2.
Решение:
Умягчение воды методом осаждения – это обработка воды химическими реагентами: содой и известью. В результате образуются труднорастворимые вещества CaCO3 и Mg(OH)2, выделяемые из воды фильтрованием:
При добавлении в воду извести Ca(OH)2 снижается карбонатная жёсткость:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 13 EMBED Equation.3 1415 2CaCO3 + 2Н2О.
При добавлении в воды соды Na2CO3 снижается некарбонатная жёсткость воды:
MgCl2 +Na2CO3 = 13 EMBED Equation.3 1415 MgCO3 + 2NaCl.
Массу используемых реагентов можно определить по закону эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415
13 EMBED Equation.3 1415
Эквивалентные массы реагентов:
Э(Ca(OH)2) = 37 г/моль, Э(Na2CO3) = 53 г/моль.
Определим массы реагентов для умягчения воды:
13 EMBED Equation.3 1415г или 611 мг,
13 EMBED Equation.3 1415г или 583 мг.

Пример 7. Общая жёсткость воды Жо = 5.5 ммоль/л, карбонатная жёсткость ЖК = 3.3 ммоль/л. Объём воды V = 5 л. Определите массу осадка, выпавшего при термическом умягчении воды.
Решение:
При термическом умягчении воды происходит снижение карбонатной жёсткости в соответствии с реакцией
Ca(HCO3)2 CaCO3 + Н2О + СО2 13 EMBED Equation.3 1415.
Массу образовавшегося карбоната кальция (осадка) можно определить по закону эквивалентов:
13 EMBED Equation.3 1415
Эквивалент карбоната кальция: Э(CaCO3) = M/2 = 50 г/моль, тогда масса образовавшегося карбоната кальция
13 EMBED Equation.3 1415г.
Определим, сколько карбоната кальция растворится в 5 л воды. Согласно справочным данным произведение растворимости ПР(CaCO3) = 4.8
·10-9. Предельная растворимость в воде карбоната кальция:
13 EMBED Equation.3 1415моль/л,
предельная масса растворённого в 5 л воды карбоната кальция:
13 EMBED Equation.3 1415 г.
Таким образом, в осадок при термическом умягчении воды выпадет:
13 EMBED Equation.3 1415 г.
Остаточная жёсткость воды после её термического умягчения будет практически равна некарбонатной жесткости 2.2 ммоль/л.
Контрольное задание
Многовариантная задача

Задача 1. Считая, что в воде содержатся только соли Ca(HCO3)2 и CaCl2, рассчитайте:
- солесодержание и рН исходной воды;
- массу осадка после термического умягчения воды;
- количество реагентов, необходимых для умягчения воды методом осаждения (расчёт вести на 100%-ные растворы умягчающих реагентов);
- солесодержание и рН воды после Na-катионирования;
- солесодержание и рН воды после Н-катионирования.
Номер варианта
Объём воды, V, м3
ЖК, ммоль/л
ЖНК, ммоль/л

1
10
2,5
4,0

2
75
3,0
4,0

3
100
3,0
4,5

4
15
2,5
4,0

5
10
2,5
5,5

6
20
3,5
4,0

7
2
1,0
1,5

8
50
2,0
3,0

9
10
2,0
3,5

10
2
1,5
4,0

11
2
2,5
4,5

12
45
2,0
3,5

13
150
2,0
4,0

14
7
1,5
4,5

15
1
2,5
3,5


Предлагаемые варианты заданий для индивидуальной работы

Вариант №1
Задача 2. Определите сколько мл 0.1н. раствора трилона Б и 0.1н. раствора HCl израсходовано при определении жёсткости воды методом комплексонометрии, если объём пробы воды равен 100 мл. Результаты анализа: общая жёсткость Жо=3 ммоль/л, карбонатная жёсткость ЖК=2.5 ммоль/л.
Задача 3. Рассчитайте, как изменилась в воде концентрация ионов Ca2+, если в воду после фильтрования через Na-катионит перешло 23 мг/л Na+.

Вариант №2
Задача 2. Какую массу и каких реагентов нужно затратить на умягчение 7 л воды, имеющей следующие величины жёсткости: Жо=5 ммоль/л, ЖК=4 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Na-катионирования, если концентрация ионов Na+ в воде увеличилась на 46 мг/л. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №3
Задача 2. Определите сколько мл 0.1н. раствора трилона Б и 0.05н. раствора HCl израсходовано при определении жёсткости воды методом комплексонометрии, если объём пробы воды равен 100 мл. Результаты анализа: общая жёсткость Жо=2.5 ммоль/л, карбонатная жёсткость ЖК=2 ммоль/л.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 4.5 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 100 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.12 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №4
Задача 2. Какую массу и каких реагентов нужно затратить на умягчение 30 л воды, имеющей следующие величины жёсткости: Жо=2.75 ммоль/л, ЖК=1.6 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Н-катионирования, если в воду перешло 12 мг/л ионов Н+. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №5
Задача 2. На умягчение 10 л воды израсходовано Ca(OH)2 массой 3.7 г и Na2CO3 массой 1.06 г. Рассчитайте общую жёсткость Жо исходной воды. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 5 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 10 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.5 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №6
Задача 2. При термическом умягчении 10 л воды образовался осадок массой 2 г. Определите остаточную ЖНК, если исходная общая жёсткость воды Жо составляла 6.5 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Na-катионирования, если концентрация ионов Na+ в воде увеличилась на 23 мг/л. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №7
Задача 2. На умягчение 150 л воды израсходовано Ca(OH)2 массой 5.57 г и Na2CO3 массой 26.6 г. Рассчитайте общую жёсткость Жо исходной воды. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 3.8 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 100 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.07 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №8
Задача 2. При термическом умягчении 20 л воды образовался осадок массой 2 г. Определите остаточную ЖНК, если исходная общая жёсткость воды Жо составляла 5 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Н-катионирования, если в воду перешло 8 мг/л ионов Н+. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №9
Задача 2. В 4 м3 воды содержатся Ca(HCO3)2 массой 648 г и CaCl2 массой 1335 г. Определите жёсткость, солесодержание и рН воды.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 7 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 15 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.7 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №10
Задача 2. Какую массу и каких реагентов нужно затратить на умягчение 12 л воды, имеющей следующие величины жёсткости: Жо=7.5 ммоль/л, ЖК=5 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Н-катионирования, если в воду перешло 10 мг/л ионов Н+. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №11
Задача 2. В 10 м3 воды содержатся Ca(HCO3)2 массой 2430 г и CaCl2 массой 1110 г. Определите жёсткость, солесодержание и рН воды.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 6 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 10 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.5 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №12
Задача 2. Определите сколько мл 0.05н. раствора трилона Б и 0.1н. раствора HCl израсходовано при определении жёсткости воды методом комплексонометрии, если объём пробы воды равен 150 мл. Результаты анализа: общая жёсткость Жо=4.5 ммоль/л, карбонатная жёсткость ЖК=3.5 ммоль/л.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Na-катионирования, если концентрация ионов Na+ в воде увеличилась на 23 мг/л. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №13
Задача 2. Какую массу и каких реагентов нужно затратить на умягчение 20 л воды, имеющей следующие величины жёсткости: Жо=5.5 ммоль/л, ЖК=3.5 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Общая жёсткость воды равна 4.1 ммоль/л. Через ионообменный фильтр пропущено 100 л воды. Сколько молей эквивалентов Ca2+ и Mg2+ задержано фильтром, если жёсткость воды при этом снизилась до 0.1 ммоль/л? Составьте уравнения процессов.

Вариант №14
Задача 2. При термическом умягчении 15 л воды образовался осадок массой 3 г. Определите остаточную ЖНК, если исходная общая жёсткость воды Жо составляла 7.5 ммоль/л. Составьте уравнения процессов умягчения.
Задача 3. Рассчитайте изменение жёсткости воды в результате Na-катионирования, если концентрация ионов Na+ в воде увеличилась на 46 мг/л. Составьте уравнение процесса. Изменилось ли солесодержание воды?

Вариант №15
Задача 2. В 8 м3 воды содержатся Ca(HCO3)2 массой 1300 г и CaCl2 массой 690 г. Определите жёсткость, солесодержание и рН воды.
Задача 3. Рассчитайте, как изменилась в воде концентрация ионов Ca2+, если в воду после фильтрования через Na-катионит перешло 23 мг/л Na+.



Приложение. Стандартные электродные потенциалы Е0 в водных растворах при 25 оС (298 К)
Элемент
Электродный процесс
Е0, В
Элемент
Электродный процесс
Е0, В

Ag
Ag+ + e- ( Ag0
0.80
H
2H+ + 2e- ( H2
0.00

Al
Al3+ + 3e- ( Al0
-1.66
Hg
Hg22+ + 2e- ( 2Hg0
Hg2+ + 2e- ( Hg0
2Hg2+ + 2e- ( Hg22+
0.79
0.85
0.92

Au
Au3+ + 3e- ( Au0
Au+ + e- ( Au0
1.50
1.69
I
I2 + 2e- ( 2I-
0.54

Ba
Ba2+ + 2e- ( Ba0
-2.90
K
K+ + e- K0
-2.92

Bi
Bi3+ + 3e- ( Bi0
0.21
Li
Li+ + e- Li0
-3.04

Br
Br2 + 2e- ( 2Br-
1.07
Mg
Mg2+ + 2e- ( Mg0
-2.36

Ca
Ca2+ + 2e- ( Ca0
-2.87
Na
Na+ + e- Na0
-2.71

Cd
Cd2+ + 2e- ( Cd0
-0.40
Ni
Ni2+ + 2e- ( Ni0
-0.25

Cl
Cl2 + 2e- ( 2Cl-
1.36
O
O2 + 2H2O + 4e- ( 4OH-
O2 + 4H+ + 4e- ( 2H2O
0.40
1.23

Co
Co2+ + 2e- ( Co0
Co3+ + e- ( Co2+
-0.28
1.81
Pb
Pb2+ + 2e- ( Pb0
-0.13

Cr
Cr3+ + 3e- ( Cr0
-0.74
Pt
Pt2+ + 2e- ( Pt0
1.19

Cu
Cu2+ + e- ( Cu+
Cu2+ + 2e- ( Cu0
Cu+ + e- ( Cu0
0.15
0.34
0.52
S
S2O82- + 2e- ( 2SO42-
2.01

F
F2 + 2e- ( 2F-
2.87
Sn
Sn2+ + 2e- ( Sn0
-0.14

Fe
Fe2+ + 2e- ( Fe0
Fe3+ + 3e- ( Fe0
Fe3+ + e- ( Fe2+
-0.44
-0.04
0.77
Zn
Zn2+ + 2e- ( Zn0
-0.76


БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии. М.: Высшая школа, 1990. 446 с.
Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. М.: Высшая школа, 1979.
Химия: Справ. изд. / В.Шретер, К.-Х.Лаутеншлегер, Х.Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.: Химия, 1989. – Пер. изд.: ГДР, 1986. – 648 с.
Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неорганической химии. М.: Высшая школа, 1990. 319 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1984. 264 с.
Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие/ Б.И.Адамсон, О.Н.Гончарук, В.Н.Камышова и др.; Под ред. Н.В.Коровина. – М.: Высшая школа, 2004 г. 255 с.









13PAGE 15


13PAGE 14215



Анод

Катод

R

Zn2+

Zn2+

Zn

Ag+

Ag+

Ag



Root EntryEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation Native

Приложенные файлы

  • doc 63766
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий