ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Российский государственный профессионально-педагогический университет»

Машиностроительный институт

Кафедра общей химии

 

ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

  для студентов всех форм обучения направления подготовки 051000.62 Профессиональное обучение (по отраслям)

Содержание

Введение. 4

1. МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ 5

1.1. Электронное строение атома. 5

Примеры решения задач. 7

1.2. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. 9

Примеры решения задач. 11

1.3. Химическая связь. 12

Примеры решения задач. 14

1.4. Классы неорганических соединений. 16

Примеры решения задач. 17

1.5. Элементы химической термодинамики и термохимии. 20

Примеры решения задач. 22

1.6. Химическая кинетика и химическое равновесие. 24

Примеры решения задач. 26

1.7. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена. 28

Примеры решения задач. 31

1.8. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. 32

Примеры решения задач. 33

1.9. Коллоидные растворы.. 34

Примеры решения задач. 36

1.10. Растворы неэлектролитов. 37

Примеры решения задач. 38

1.11. Окислительно-восстановительные реакции. 40

Примеры решения задач. 41

1.12. Электрохимические процессы в гетерогенных системах. 42

Гальванические элементы.. 42

Примеры решения задач. 44

1.13. Коррозия металлов. 45

Примеры решения задач. 46

1.14. Электролиз. 48

Примеры решения задач. 49

1.15. Свойства и получение полимеров. 52

2. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ.. 54

3. ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ.. 68

ЛИТЕРАТУРА.. 71

Введение

Самостоятельная работа студента над курсом химии предусматривает изучение программного теоретического материала по лекциям, учебникам и учебным пособиям, выполнение индивидуальной контрольной работы, подготовку к лабораторному практикуму и экзамену (зачету).

Контрольная работа по курсу химии выполняется по индивидуальному варианту, включающему 10 задач для студентов заочной формы обучения и
20 задач для студентов дневной формы обучения. К выполнению контрольной работы следует приступать только после изучения и усвоения теоретической части курса. Изучать курс химии рекомендуется по отдельным темам, причем пока не усвоена предыдущая тема, не следует переходить к изучению последующей. Далее следует разобраться с типовыми задачами по изучаемой теме, решение которых приведено в конце каждого подраздела методических указаний. Если эти задачи не вызывают у Вас затруднений, то тогда можно смело обратиться к решению задачи, предложенной в индивидуальной контрольной работе.

Обратите внимание на решение расчетных задач: оно обязательно должно включать в себя уравнения химических реакций, математические выражения законов (или принципов), которые используются для расчетов, физический смысл всех величин, входящих в эти выражения, и числовые значения используемых констант. При решении задач необходимо поэтапно приводить все математические преобразования и только потом уже давать окончательный числовой ответ.

Контрольную работу следует выполнить в отдельной тетради в 12 листов. На титульном листе необходимо указать номер варианта,который для студентов заочной формы обучения соответствует двум последним цифрам номера студенческого билета или зачетной книжки. Студентам дневной формы обучения вариант контрольной работы выдается преподавателем, который и устанавливает требования к ее выполнению. Студенты всех форм обучения при оформлении работы сначала должны записать номер задачи и ее полное условие и только после этого изложить подробный ход решения.

Контрольная работа студентов заочной формы обучения должна быть аккуратно оформлена, датирована, подписана студентом и представлена в университет на рецензирование не позднее, чем за две недели до начала сессии. Контрольная работа, выполненная с ошибками, возвращается студенту. Ее следует доработать с учетом всех замечаний, сделанных преподавателем. Все необходимые исправления следует выполнять только в конце работы под заголовком «Работа над ошибками», исправления в тексте не допускаются.

Контрольная работа, выполненная студентом по другому варианту, на рецензирование не принимается.

1. МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ

1.1. Электронное строение атома

Согласно представлениям квантовой механики электрон имеет двойственную природу: он ведет себя и как частица, и как волна. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электронов в атоме определяется энергией взаимодействия электронов с ядром. Эта энергия квантована, т.е. ее величина не может быть любой, а принимает лишь определенные значения, зависящие от некоторых величин n, l, m_l, которые называются квантовыми числами. Поэтому атомная орбиталь – это энергетическое состояние электрона, для которого определены значения n, l иm_l..

Главное квантовое число (n) характеризует уровень энергии электронов (энергетический уровень): чем больше значение n, тем больше энергия соответствующего уровня и средний размер электронного облака. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3 …

Своими значениями главное квантовое число нумерует энергетические уровни, на которых могут находиться электроны в атоме. Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент: у атомов элементов первого периода – один энергетический уровень, второго периода – два и т.д. Каждый энергетический уровень (кроме первого) расщепляется на несколько энергетических подуровней. Эти подуровни энергий определяются орбитальным квантовым числом (l), которое характеризует также форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (n – 1): l= 0, 1, 2, 3 … (n – 1).

В зависимости от величины l подуровни энергий различаются по типам, которые обозначаются латинскими буквами. Величине l = 0 соответствует s – подуровень, 1 – p, 2 – d, 3 – f. Чем больше значение l, тем выше энергия соответствующего подуровня в пределах одного и того же энергетического уровня.

1-й уровень (n=1, l = 0) имеет s – подуровень (1s); 2-й уровень (n=2, l = 0,
l = 1) имеет s– и p– подуровни (2s 2p); 3-й уровень (n=3, l = 0, l = 1, l = 2) имеет
s–, p– и d–подуровни (3s3p3d) и т.д.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали. Его значения зависят от величины орбитального квантового числа: m_l = – l … 0 … + l. Например, для l = 1 (р – подуровень),
m_l = -1, 0, 1. Число значений, принимаемых m_l, определяет число АО на данном подуровне. То есть на р-подуровне имеется 3АО , которым соответствуют три различных ориентации в пространстве, на s – подуровне (l = 0, m_l = 0) – 1АО, на d (l =2, m_l = -2,-1, 0, 1, 2) – 5АО и на f (l =3, m_l = -3 -2,-1, 0, 1, 2, 3) – 7АО.

 

Для условного изображения АО принят символ квадрата называемый квантовой или электронной ячейкой.

Электрон имеет собственный магнитный и механический моменты, которые объединили общим названием «спин», и в связи с этим ввели четвертое квантовое число m_s − спиновое число, принимающее всего два значения: + ½ (↑) и – ½ (↓).

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней подчиняется следующим правилам.

Принцип минимума энергии заключается в том, что заполнение электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания их энергии. Так как энергия электронов на подуровнях главным образом определяется квантовыми числами n и l, то в первую очередь электроны заполняют подуровень, характеризующийся наименьшей суммой (n + l). Если для двух энергетических подуровней (n + l) одинакова, то прежде всего заполняется подуровень с меньшим значением n. Эти утверждения выражает правило Клечковского, с учетом которого последовательность заполнения электронами энергетических подуровней может быть представлена в виде следующего ряда: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d ≈ 5f …

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на атомной орбитали, которое не может быть больше двух: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому если на атомной орбитали появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака. Принцип Паули позволяет определить максимальное число электронов (ē) на каждом энергетическом подуровне:
s – подуровень – 2 ē (s²); p – подуровень – 6 ē (p⁶); d – подуровень – 10 ē (d¹⁰);
f – подуровень – 14 ē (f¹⁴).

↑

↑

↑

↑

↑

Правило Гунда определяет порядок заполнения атомных орбиталей в пределах данного энергетического подуровня: атомные орбитали заполняются так, чтобы суммарное спиновое квантовое число электронов на подуровне было максимальным. Например, заселение вакантных d-АО пятью электронами возможно в только одним способом, отвечающим наименьшей энергии основного состояния d⁵:

 

Распределение электронов по различным АО называется электронной конфигурацией (электронной формулой) атома. Например, электронная конфигурация атома кислорода 1s² 2s² 2p⁴,а атома натрия – 1s² 2s² 2p⁶3s¹.

В электронной конфигурации энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3. Каждому энергетическому уровню соответствует определенное квантовое число n = 1, 2, 3 … Энергетические подуровни обозначаются буквенными символами s, p, d, f . Каждый подуровень имеет соответствующее значение орбитального квантового числа l: s – 0, p – 1, d – 2, f – 3. Число электронов, находящихся на подуровне, изображается верхним индексом у буквенного символа, например, 1s².

При составлении электронной конфигурации необходимо пользоваться Периодической системой Д.И. Менделеева, которая отражает электронное строение атома элемента (см. примеры решения задач).

Строение внешнего энергетического уровня, определяет химические свойства атома – способность принимать или отдавать электроны. Вступая в химическое взаимодействие, атом стремится приобрести наиболее устойчивую конфигурацию внешнего уровня – конфигурацию ближайшего к нему инертного газа: двухэлектронную – ns² (типа He) или восьмиэлектронную – ns²np⁶(любого другого газа). Атомы, которые отдают свои электроны другим атомам при химическом взаимодействии, превращаясь в положительно заряженные ионы, проявляют металлические или восстановительные свойства.Атомы, которые принимают электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы, проявляют неметаллические или окислительные свойства. Заряд образующегося иона называется степенью окисления.В Периодической системе Д.И. Менделеева все элементы делятся на металлы, неметаллы и химически инертные благородные газы (8 группа, главная подгруппа). К металлам относятся s – элементы (элементы, у которых последним заполняется s – подуровень внешнего уровня), кроме водорода и гелия; все d - и f – элементы (у них последними заполняются d – подуровень второго снаружи уровня и f – подуровень третьего снаружи уровня, соответственно); а также некоторые p – элементы (у них последним заполняется p – подуровень внешнего уровня). Среди p – элементов металлы отделены от неметаллов диагональю, проходящей от B к At, и лежат ниже этой диагонали.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Какой из подуровней: 4d или 5s заполняется электронами в первую очередь?

Р е ш е н и е . Последовательность заполнения электронами подуровней в атоме определяется правилом Клечковского, которое предполагает сравнение значений суммы (n + l) для каждого из подуровней. Следовательно, надо определить сумму квантовых чисел n и l для данных подуровней: для 4d – подуровня n = 4, l = 2, n + l = 6; для 5s – подуровня n = 5, l = 0, n + l = 5. В первую очередь будет заполняться 5s – подуровень, так как для него значение (n + l) меньше, чем для 4d– подуровня, то есть 5s – подуровень имеет меньшее значение энергии, чем 4d– подуровень, а заполнение подуровней электронами происходит в порядке возрастания их энергии.

Пример 2. Запишите электронную конфигурацию и электронную схему строения внешнего уровня атома элемента с зарядом ядра, равным +33. Определите, какими химическими свойствами обладает атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим, атом какого элемента имеет Z = +33. Так как заряд ядра атома равен порядковому номеру N элемента в Периодической системе, то элементом с N = 33 является мышьяк (As).

2) Запишем электронную конфигурацию атома As (рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням). Для этого определим координаты данного элемента в Периодической системе, т.е. номер периода (арабская цифра) и номер группы (римская цифра). Группы делятся на две подгруппы – главную (обозначают символом «А») и побочную (обозначают символом «В»). Номер периода равен числу энергетических уровней в атоме, а номер группы – числу электронов на внешнем уровне (валентных электронов). Координаты As: (4, VА) т.е. элемент расположен в четвертом периоде (атом имеет четыре энергетических уровня); в пятой группе (имеет пять электронов на внешнем уровне) и главной подгруппе (р – элемент).

Число электронов в атоме равно заряду его ядра, следовательно, электронная оболочка As содержит 33 электрона. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням проводим в соответствии с порядком их заполнения, учитывая максимальное число электронов на каждом подуровне: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p³

В электронной конфигурации выделим строение внешнего уровня, на котором находятся валентные электроны, способные участвовать в химическом взаимодействии – 4s² 4p³.

3) Изобразим электронную схему строения внешнего уровня, которая характеризует распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и атомным орбиталям, руководствуясь принципом Паули и правилом Гунда:

↑

↑

↑

4p

↑↓

4s

 

4) Определим химические свойства атома As.

Химические свойства атома определяются строением внешнего энергетического уровня. Вступая в химическое взаимодействие, любой атом стремится завершить внешний уровень. Атом As имеет 5 валентных электронов, поэтому завершение внешнего уровня возможно за счет присоединения трех электронов. Принимая их, атом мышьяка проявляет окислительные свойства:

As⁰ + 3ē = As^3-

4s² 4p³ 4s² 4p⁶

Атом мышьяка может проявлять восстановительные свойства, отдавая электроны внешнего уровня - три или все пять:

As⁰ - 3ē = As³⁺ As⁰ - 5ē = As⁵⁺

4s² 4p³ 4s² 4s² 4p³ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰

Пример 3. Электронная конфигурация атома имеет вид: [Kr] 4d² 5s². Определите, какой это элемент, и какие химические свойства проявляет атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим координаты атома данного элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева. Из электронной конфигурации атома видно, что главное квантовое число внешнего энергетического уровня равно пяти (n = 5), т.е. атом имеет пять энергетических уровней, следовательно, элемент расположен в 5-м периоде. Число валентных электронов равно четырем, значит, элемент расположен в IV группе. Так как незавершенным является d– подуровень (т.е. он заполняется последним), то мы имеем дело с d- элементом, а все d- элементы расположены в Периодической системе Д.И. Менделеева в побочных подгруппах. Таким образом, элемент (Э) имеет следующие координаты: Э (5, IVВ). Как видно из Периодической системы, этот элемент – цирконий (Zr).

2) Установим химические свойства атома циркония.

Вспомним, что все d – элементы являются металлами. Значит, атом циркония проявляет восстановительные свойства и способен только отдавать свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:
Zr⁰ – 4ē = Zr⁴⁺

 

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего… Периодическая система является графическим выражением Периодического закона.… Период – это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами…

Химическая связь

Ковалентная связь –химическая связь, осуществляемая общими электронными парами. В соответствии с методом валентных связей (ВС) ковалентная связь… Общая для двух атомов электронная пара может образовываться по двум… При обменном механизме два связываемых атома (А и В) предоставляют для образования связи по одному неспаренному…

Для определения степени полярности связи рассчитаем разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу: ЭОН = 2,2; ЭОBr = 2,8; т.е. ЭОH − Br = 0,6, поэтому связь в молекуле HBr ковалентная полярная.

4) Определим вид химической связи в зависимости от способа перекрывания АО взаимодействующих атомов. В молекулах с одинарной химической связью (а именно таковой является молекула HBr) всегда образуется σ – связь как более прочная. В случае σ – связи область перекрывания АО расположена на линии, соединяющей ядра двух атомов.

Пример 2. Определите химические свойства, валентность и возможные степени окисления атома углерода в основном и возбужденном состояниях.

Р е ш е н и е. 1) Рассмотрим основное состояние атома углерода. Так как химические свойства атома определяются его электронным строением, составим электронную конфигурацию атома С и выделим строение валентного уровня:

С Z = +6 , 1s²2s²2p²

2) Составим электронную схему валентного уровня и определим химические свойства атома С, его валентность и степень окисления.

↑

↑

↑↓

2s 2p

Валентность атома определяется числом неспаренных электронов валентного уровня. Из данной схемы видно, что атом углерода имеет два неспаренных валентных электрона, значит в основном состоянии валентность атома углерода равна двум (В=II), т.е. атом углерода может образовывать две химические связи. Вступая во взаимодействие с другими атомами, атом С стремится завершить свой внешний уровень. Поэтому он может отдать эти два неспаренных электрона, проявляя при этом восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +2: С⁰ − 2 ē = С⁺²

2s²2p² 2s² (типа He)

Но атом углерода, как неметалл, может принимать недостающие до завершения внешнего уровня четыре электрона, проявляя окислительные свойства и превращаясь в отрицательно заряженный ион со степенью окисления – 4:

С⁰ + 4 ē = С^-4

2s²2p² 2s²2p⁶ (типа Ne)

3) Рассмотрим возбужденное состояние атома углерода. Для возбуждения атома необходимо наличие свободной АО внутри валентного уровня и спаренных электронов. Из электронной схемы строения внешнего уровня атома углерода видно, что атом С имеет вакантную АО на 2p – подуровне, а из четырех валентных электронов два электрона (2s²) спарены. Следовательно, атом углерода может находиться в возбужденном состоянии. При возбуждении происходит распаривание 2s²- электронов и переход их с 2s- на 2p – подуровень:

 

↑

↑

↑

С⁰…2s²2p² → С* … 2s¹2p³

↑

↑

↑↓

↑

2s 2p 2s 2p

Основное состояние Возбужденное состояние

При возбуждении число неспаренных электронов увеличивается до четырех. Значит в возбужденном состоянии атом углерода проявляет валентность В=IV и образует четыре химические связи. В возбужденном состоянии атом С может только отдать на связь свои 4ē, проявляя восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:

С⁰ – 4 ē = С⁺⁴

2s²2p² 1s² (типа He)

Пример 3. Определите, какая связь C−N или C−H является более полярной. Укажите, к ядру какого атома происходит смещение общей электронной пары.

Р е ш е н и е. Для определения полярности связи необходимо найти разность электроотрицательностей атомов (∆ЭО), образующих эти связи. Из табл.1 выписываем значения ЭО этих атомов и находим ∆ЭО:
ЭО_С =2,5; ЭО_N = 3,0; ЭО_H = 2,1; ∆ЭО_C−N =3,0 – 2,5 = 0,5; ∆ЭО_C−H = 2,5 – 2,1 = 0,4.

Известно, что чем больше ∆ЭО атомов, образующих связь, тем выше полярность связи. Поэтому более полярной является связь C–N. При образовании ковалентной связи общая электронная пара смещается к ядру атома с большей ЭО. В химической связи C−N общая электронная пара смещена к атому N, а в химической связи C−H – к атому С.

1.4. Классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений - оксиды, гидроксиды (кислоты и основания) и соли. Между классами неорганических соединений существует взаимосвязь: из веществ одного класса можно получить вещества другого класса. Такую связь называют генетической.

Генетическую связь между классами неорганических соединений, т.е. возможность их взаимных переходов, можно выразить схемой:

Металл → Основной оксид → Основание → Соль

Металл → Амфотерный оксид → Амфотерный гидроксид → Соль

Неметалл → Кислотный оксид → Кислота → Соль

Рассмотрим наиболее сложные вопросы этой темы: свойство амфотерность и один из классов неорганических соединений – соли.

Амфотерность гидроксидов и оксидов – способность некоторых плохо растворимых гидроксидов или оксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы партнера по реакции в кислотно-основном взаимодействии. Амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в том и в другом случае соли. В реакциях: Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2H₂O

(H₂Zn0₂) цинкат натрия

ZnO + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, а также гидроксиды d- металлов в их промежуточных степенях окисления.

Соль – это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли делят на три группы: средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (или нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Na₂SO₄ – сульфат натрия – средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н⁺ серной кислоты на катионы Na⁺.

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + Н₂О.

NaHSO₄ – гидросульфат натрия (гидро - атом водорода) – кислая соль, так как в ее состав входит сложный анион HSO₄ ^– (гидросульфат), т.е. один ион водорода H₂SO₄ не замещен на ион Na⁺. Кислые соли образуются, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты. Кислые соли образуют многоосновные кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода). Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Кислые соли также могут быть получены при взаимодействии избытка кислоты со средними солями: Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄ .

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)₂ + HC1 = (СиОН)С1 + Н₂О.

(CuOH)Cl – гидроксохлорид меди (гидроксо-группа ОН^–) – основная соль, так как содержит сложный катион (CuOH)⁺ с одной незамещенной группой ОН^– в Cu(ОН)₂ на хлорид-ион Cl^–. Основные соли получаются, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли. Основные соли образуют многокислотные основания (кислотность основания определяется числом ОН^– – групп). Однокислотные основания основных солей не образуют. Основные соли получают при добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, например:

А1С1₃ + 2NaOH = [AI(OH)₂] Cl + 2NaCl

 

Примеры решения задач

Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Н₂О

PbO + SiO₂ = PbSiO₃

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb^{2 +} .

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na₂PbO₂ + Н₂О – в расплаве

РbО + Na₂O = Na₂PbO₂ – в расплаве

РbО + 2NaOH + Н₂О = Na₂ [Pb(OH)₄] – в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО₂^2- или комплексного иона [Рb(ОН)₄]^2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К₂О – основный оксид, Р₂О₅ – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), H₂SO₄ – кислота, NaHSO₄ – кислая соль, Ве(ОН)₂ – амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К₂О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К₂О + 2Р₂О₅ = 2К₃РО₄

К₂О + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Н₂О

К₂О + Ве(ОН)₂ = К₂ВеО₂ + Н₂О

(Н₂ВеО₂)

Кислотный оксид Р₂О₅ может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р₂О₅ + ЗК₂О = 2К₃РО₄

Р₂О₅+ 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3Н₂О

Р₂О₅ + ЗВе(ОН)₂ = Ве₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р₂О₅ = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О

2NaOH + Ве(ОН)₂ = Na₂BeО₂ + 2H₂O

(H₂BeО₂)

NaOH + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ ( или H₂BeО₂) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой :

H₂BeО₂ + К₂О = К₂ВеО₂ + Н₂О

H₂BeО₂ + 2NaOH = Na₂BeО₂ + 2H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H₂BeО₂:

3Ве(ОН)₂ + Р₂О₅ = Ве₃(РО₄)₂ + ЗН₂О

Ве(ОН)₂ + H₂SO₄ = BeSO₄ + 2Н₂О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO₄ реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO₄ + К₂О = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К₂О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы
Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН^–. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э−О−Н (Э – химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э−О−Н. Если разрывается связь О−Н (Э −О ↓−Н → Н⁺ + ЭО^-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H⁺ – носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э −О (Э ↓−О−Н → Э⁺ + ОН^–), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН^– – носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э−О и О−Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э−О−Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э−О и О−Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

+ +2 +3 +4 +5 +6 +7

NaOH — Mg(OH)₂ — А1(ОН)₃ — H₂SiО₃ — HNO₃ — H₂SO₄ — НС1О₄

5) Сравниваем относительную прочность связей Э−O и О−Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н⁺ в NaOH и Mg(OH)₂ сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na−О и Mg−О, поэтому NaOH и Mg(OH)₂ являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1−О и О−Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)₃ является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э−О и уменьшается прочность связи О−Н, поэтому гидроксиды H₂SiO₃, HNO₃, H₂SO₄ и НСlO₄ являются кислотами.

Элементы химической термодинамики и термохимии

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции. При этом происходит изменении… В соответствии с первым законом термодинамики (законом сохранения энергии)… ∆U = Q – A, (1)

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы, называются сильными; электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, называются слабыми. Для количественной оценки полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, находящихся в растворе.

Обычно степень диссоциации (α) выражают в долях единицы или %:

, (12)

гдеn – число частиц, подвергшихся электролитической диссоциации;

n₀ – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания ( NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др.), неорганические кислоты (H₂SO₄, HCl, HNO₃, HBr, HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH₄OH, неорганические кислоты (H₂CO_3,, H₂S, HNO_2, H₃PO₄ и др.), органические кислоты и вода H₂O.

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H⁺ + Cl^– H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциацииявляется обратимым) и ступенчато.Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H₂SO₃ ⇄ H⁺ + HSO₃^- 2. HSO₃^- ⇄ H⁺ + SO₃^2-

Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп): NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–. Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – К_Д. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между К_Д и α существует количественная связь:

(13)

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Для слабых электролитов, когда α<< 1, К_Д = α²С.

Вода является слабым электролитом, поэтому диссоциирует обратимо:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^– ∆H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды:

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

К_Д [H₂O] = [H⁺]∙[OH^-] = 55,6∙1,8∙10^-16 = 10^-14

[H⁺]∙[OH^-] = 10^-14 = K_W – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H⁺] = [OH^-] = .

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н⁺ или ОН^–, а их произведение всегда остается постоянным и равным 10^-14 при Т=25⁰С. Концентрация ионов Н⁺ может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H⁺]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций:… При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из… Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих…

Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н+ или ОН–. Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.

Р е ш е н и е. Для решения задачи воспользуемся законом разбавления Оствальда – уравнение (13), в котором С – концентрация уксусной кислоты, a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом,

Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76×10^-5.

Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH₄OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH₄OH:

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–

2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало С∙a моль NH₄OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН^– – ионов:
[OH^-] = С∙a = 0,1∙×0,01 = 1×10^-3 моль/л, следовательно, рОН = 3

3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.

Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.

Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:

Pb(NO₃)₂ + KI ®

Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO₃)₂ + 2KI ® PbI₂¯ + 2KNO₃

Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI₂.

2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции, – в виде молекул):

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–

3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–

Pb²⁺+ 2I^– = PbI₂¯

Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb²⁺ и I^–, в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI₂.

Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl₂.

Р е ш е н и е. ZnCl₂ – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(OH)₂, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.

I ступень:

а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl₂:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn²⁺.

б) процесс взаимодействия иона Zn²⁺ с водой происходит по схеме:

Zn²⁺ + H⁺–OH^– ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

в) запишем суммарное уравнение гидролиза:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Zn²⁺ + H₂O ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

ZnCl₂ + Zn²⁺ + H₂O ⇄ Zn²⁺ + (ZnOH)⁺ + 2Cl^– + H⁺

После преобразований получаем:

ZnCl₂ + H₂O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН < 7.

II ступень:

При рассмотрении гидролиза по второй ступени используется аналогичный подход.

а) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

б) (ZnOH)⁺ + H⁺–OH^– = Zn(OH)₂ + H⁺

в) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

(ZnOH)⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺

Zn(OH)Cl + H₂O = Zn(OH)₂¯ + HCl

Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН < 7).

Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Раствор – гомогенная (однородная) система, состоящая как минимум из двух компонентов, один из которых растворитель, другой – растворенное вещество. То есть состав раствора = растворитель + растворенное вещество. Например, водный раствор хлорида натрия состоит из двух компонентов: воды (растворителя) и хлорида натрия (растворенного вещества).

Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

[моль/л], (14) Молярная концентрация эквивалентов (Сэкв), (нормальная концентрация или… Сэкв (N) = νэкв / V [моль-экв/л] (15)

Устойчивость – способность коллоидных систем сохранять свое состояние и свойства неизменными с течением времени. Различают два вида устойчивости: кинетическую (седиментационную) и агрегативную. Кинетическая устойчивость характеризует способность частиц дисперсной фазы оставаться во взвешенном состоянии благодаря интенсивному броуновскому движению. Агрегативная устойчивость характеризует способность частиц дисперсной фазы противостоять их агрегации, т.е. укрупнению и слипанию. Это обусловлено наличием одноименного электрического заряда частиц дисперсной фазы, вызывающего их взаимное отталкивание. Устойчивость золя можно нарушить, устранив одноименный заряд коллоидных частиц. Это можно сделать при добавлении электролита. Потеря агрегативной устойчивости золя приводит к укрупнению частиц дисперсной фазы , их слипанию Этот процесс называют коагуляцией.Коагуляция вызывает нарушение кинетической устойчивости, которое приводит к образованию осадка (коагулята). Этот процесс называется седиментацией.

Коагулирующим действием обладает тот ион, который заряжен противоположно частице. Коагулирующая способность электролита возрастает с увеличением заряда коагулирующего иона. Например, для золя иодида серебра коагулирущим действием будут обладать такие анионы, как Cl^-, SO₄^2-, PO₄^3-. Из них наилучшим коагулирующим действием обладает ион PO₄^3-. Процесс коагуляции начинается только после достижения определенной минимальной концентрации электролита, которая называется порогом коагуляции.

Примерный состав коагулята золей иодида серебра и гидроксида железа:

{[mAgI]nAg⁺ nNO₃^-}⁰ , { [m (FeOH)₃] nFe³⁺ 3nCl^- }⁰

 

Примеры решения задач

Пример 1. Золь иодида серебра AgI получен при добавлении к 0,02 л 0,01 М раствора KI 0,028 л 0,005М раствора AgNO₃. Определите заряд частиц полученного золя и напишите формулу его мицеллы.

Д а н о: С_KI = 0,01 моль/л; С_AgNO3 = 0,005 моль/л, V_KI = 0,02 л; V _AgNO3 = 0,028 л.

Определить заряд полученного золя. Написать формулу мицеллы золя.

Р е ш е н и е. При смешении растворов AgNO₃ и KI протекает реакция: AgNO₃ + KI = AgI + KNO₃

Определяем количество AgNO₃ и KI, участвующих в реакции:

СV_AgNO3 = 0,005×0,028 = 1,4×10^-4 моль

CV_KI = 0,02×0,01 = 2,0×10^-4 моль

Расчет показывает, что в растворе избыток KI, следовательно, ядром коллоидных частиц золя иодида серебра будут адсорбироваться ионы I^– и частицы золя приобретают отрицательный заряд. Противоионами являются ионы К⁺. Формула мицеллы золя иодида серебра при условии избытка KI:

{[mAgI] nI^– (n–x)K⁺}^–x ×xK⁺

Пример 2. Какой объем 0,002 М раствора BaCl₂ надо добавить к 0,03 л 0,0006 М раствора Al₂(SO₄)₃, чтобы получить положительно заряженные частицы золя сульфата бария. Напишите формулу мицеллы золя BaSO₄.

Д а н о: С_BaCl2 = 0,002 моль/л; С _Al2(SO4)3 = 0,0006 моль/л, V _Al2(SO4)3 = 0,03 л.

Найти V_BaCl2. Написать формулу мицеллы золя.

Р е ш е н и е. Образование золя BaSO₄ происходит в соответствии с уравнением реакции: 3BaCl₂ + Al₂(SO₄)₃ = 3BaSO₄ + 2AlCl₃

Если вещества участвуют в стехиометрическом соотношении, то справедливо соотношение: (CV)_BaCl2 = (CV)_Al2(SO4)3, следовательно

V_BaCl2 =

Для получения положительных частиц золя BaSO₄ в растворе должен быть избыток хлорида бария по сравнению с сульфатом алюминия. Значит, для реакции необходимо взять более 0,009 л 0,002М раствора BaCl₂. Формула мицеллы золя сульфата бария: {[mBaSO₄] ×nBa²⁺ 2(n-x)Cl^– }^2x+×2xCl^–

Пример 3. Золь сульфида цинка был получен при взаимодействии растворов Zn(NO₃)₂ и Na₂S. Определите, какой из электролитов был в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к аноду. Напишите формулу мицеллы золя.

Р е ш е н и е. Образование золя ZnS происходит в соответствии с уравнением реакции: Zn(NO₃)₂ + Na₂S = ZnS + 2NaNO₃

Анод – положительно заряженный электрод, к нему движутся отрицательно заряженные частицы. Значит противоионы мицеллы имеют отрицательный заряд, а сама мицелла заряжена положительно, что возможно при условии избытка Zn(NO₃)₂. На поверхности агрегата ZnS адсобируются потенциалопределяющие ионы Zn²⁺ (так как раствор Zn(NO₃)₂ в избытке), создавая таким образом положительный заряд мицеллы. Агрегат и потенциалопределяющие ионы образуют ядро, с которым связываются противоионы – NO₃^–.

Таким образом, в избытке был взят раствор Zn(NO₃)₂. Формула мицеллы золя иодида серебра при условии избытка Zn(NO₃)₂:

{[m ZnS ] ×nZn²⁺ 2(n-x)NO₃^–} ^2x+×2xNO₃^–

1.10. Растворы неэлектролитов

Растворы неэлектролитов состоят из незаряженных частиц. Они могут быть образованы различными парами органических жидкостей, например бензолом и толуолом.

Установлено, что молекулы нелетучего растворенного компонента раствора препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя. Согласно закону Рауля понижение давления DP насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного нелетучего вещества n_i:

DP = P⁰ – P = P⁰ n_i, или , (23)

где Р⁰ – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем; P – давление насыщенного пара растворителя над раствором, DP – разность между давлениями насыщенного пара растворителя над раствором P и растворителем Р⁰; n – количество растворенного вещества в растворе (моль); N – количество вещества растворителя (моль); n_i – мольная доля растворенного вещества.

Из закона Рауля возникают два следствия.

1. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Повышение температуры кипения DТ_кип пропорционально моляльной концентрации раствора с_m:

DТ_кип = К_эс_m, (24)

где К_э – эбулиоскопическая постоянная растворителя.

(25)

где g – масса растворенного вещества, г; G – масса растворителя, г;
M_r – молярная масса растворенного вещества.

2. Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя. Понижение температуры замерзания DТ_зам пропорционально моляльной концентрации раствора с_m:

DТ_зам = К_кс_m, (26)

где К_к – криоскопическая постоянная.

Значения К_э и К_к зависят от природы растворителя. Используя уравнения
(23 - 25), можно определить молярную массу вещества M_r:

, (27)

где DТ – изменение температуры кипения или замерзания раствора;
К º К_э или К º К_к

Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель или два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом. Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану), которая пропускает только молекулы растворителя. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности, и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку.

Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры. Вант-Гофф предположил, что для осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа:

pV=nRT ; ; p =СRT, (28)

где p – осмотическое давление (Па); n – количество вещества (моль); V – объем раствора (м³); С – молярная концентрация раствора, R – универсальная газовая постоянная, 8,3144 Дж/(моль×К).

 

Примеры решения задач.

Пример 1. Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в 1,4 л
63 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ при 0⁰С.

Д а н о: m = 63 г, V = 1,4 л, Т = 0⁰С. Найти p.

Р е ш е н и е. Осмотическое давление раствора определяют согласно закону Вант-Гоффа: . Зная массу глюкозы, можно найти ее количество вещества n: молярная масса глюкозы равна 180,16 г/моль, , следовательно, в 1,4 л раствора содержится 0,35 моль глюкозы. Осмотическое давление этого раствора :

Пример 2. Определите температуру кипения и замерзания раствора, содержащего 1 г нитробензола С₆Н₅NO₂ в 10 г бензола. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы соответственно равны 2,57 и 5,1⁰С. Температура кипения чистого бензола 80,2⁰С, температура замерзания –5,4⁰С.

Д а н о: g = 1 г, G = 10 г, К_э = 2,57⁰С, К_к = 5,1⁰С, Т_{к бенз} = 80,2⁰С, Т_{з бенз} = –5,4⁰С.

Найти Т_{к р-ра} и Т_{з р-ра}

Р е ш е н и е 1) Из закона Рауля следует, что

,

2) Рассчитаем молярную массу нитробензола:

M_r (C₆H₅NO₂) = 123,11 г/моль.

3) Повышение температуры кипения раствора нитробензола в бензоле:

4) Температура кипения раствора: Т_к = 80,2 + 2,09 = 82,29⁰С.

5) Понижение температуры замерзания раствора нитробензола в бензоле:

6) Температура замерзания раствора: Т_з = 5,4 – 4,14 = 1,26⁰С.

Пример 3. Раствор камфоры массой 0,552 г в 17 г эфира кипит при температуре на 0,461⁰С выше, чем чистый эфир. Эбулиоскопическая постоянная эфира 2,16⁰С. Определите молекулярную массу камфоры.

Д а н о: g = 0,552 г, G = 17 г, К_э = 2,16⁰С. Найти M_{r камфоры}

Р е ш е н и е.

Молекулярную массу камфоры можно определить, пользуясь соотношением

Таким образом, молекулярная масса камфоры равна 155,14 г/моль.

Пример 4. Вычислите давление пара над раствором, содержащим 34,23 г сахара С₁₂Н₂₂О₁₁, в 45,05 г воды при 65⁰С, если давление паров воды при этой температуре равно 2,5×10⁴ Па.

Д а н о: m(С₁₂Н₂₂О₁₁) = 34,23 г, m (H₂O) = 45,05 г, Р⁰ = 2,5×10⁴ Па. Найти Р.

Р е ш е н и е. 1) Относительное понижение давления пара растворителя над раствором согласно закону Рауля выражается соотношением

2) Рассчитаем молярные массы сахара и воды:

М (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 342,30 г/моль, М (Н₂О) = 18,02 г/моль.

3) Найдем количество растворенного вещества и растворителя:

,

4) Давление пара над раствором:

 

1.11. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями(ОВР) называют химические процессы, сопровождающиеся переносом электронов от одних молекул или ионов к другим, в результате чего происходит изменение степени окисления элементов, входящих в соединения.

Степень окисления (С.О.)– это условный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что все связи в молекуле соединения являются ионными. При вычислении С.О. какого-либо элемента следует знать те элементы, которые в своих соединениях проявляют всегда одну степень окисления (табл. 3). В любой окислительно-восстановительной реакции имеют место два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окисление– процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении С.О. элемента повышается: Al⁰ – 3e^- ® Al³⁺. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. В этом случае С.О. элемента понижается: Fe³⁺ + 1 e^- ® Fe²⁺.

Восстановители– это частицы (атомы, молекулы, ионы) которые отдают электроны, сами при этом они окисляются. Окислители– это частицы, которые принимают электроны, сами при этом они восстанавливаются.

Таблица 3.

Элементы с постоянной степенью окисления

С.О.	Элементы
	Простые вещества
+1	H (кроме гидридов: CaH2, NaH и др.), Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
+2	Щелочно-земельные металлы: Be, Mg,Ca, Ba, Sr, а также d-элементы: Zn, Cd
+3	B, Al
-2	O (кроме H2O2-1 и O+2F2)
-1	F

 

Рассмотрим алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса, суть которого заключается в уравнивании числа электронов, отданных восстановителем, и числа электронов, принятых окислителем.

1. Записывают молекулярное уравнение реакции, например:

Br₂ + H₂S + H₂O → HBr + H₂SO₄

2. Определяют степени окисления атомов всех элементов в исходных веществах и продуктах реакции:

Br₂⁰ + H₂⁺¹S^-2 + H₂⁺¹O^-2 → H⁺¹Br ^-1 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2

 

3. Находят элементы, атомы которых изменяют степени окисления. В данном случае это S и Br.

4. Определяют окислитель и восстановитель. Записывают электронные схемы окисления и восстановления. Определяют процессы окисления и восстановления. Подбирают коэффициенты, на которые следует умножить уравнения электронного баланса перед их суммированием.

 

S^-2 – 8ē ® S⁺⁶ 1 – окисление

Восст-ль

Br₂⁰ + 2ē ® 2Br ^-1 4 – восстановление

Окислительиььььь

S^-2 + 4Br₂⁰ ® S⁺⁶ + 8Br ^-1

Z = –2+ 4(0) = –2 Z = +6+8 (–1) = –2

5. Составляют суммарное уравнение электронного баланса, в котором расставляют коэффициенты с учетом числа принятых и отданных электронов. Проверяют равенство зарядов: сумма зарядов в левой количества уравнения должна совпадать с суммой зарядов в правой части.

6. Расставляют коэффициенты в уравнении реакции, соответствующие числу электронов, участвующих в процессе. Далее уравнивают число атомов, не участвующих в окислении-восстановлении: число атомов металлов, не изменивших С.О.; ионы кислотных остатков, не изменивших С.О.; число атомов водорода. Проверка правильности расстановки коэффициентов осуществляется подсчетом общего числа атомов кислорода слева и справа.

4 Br₂⁰ + H₂⁺¹S^-2 + 4 H₂⁺¹O^-2 → 8H⁺¹Br ^-1 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2

 

Примеры решения задач

Пример 1. Определить степень окисления ванадия в молекуле Na₄V₂O₇.

Р е ш е н и е. Суммарный заряд молекулы равен нулю. Атомы Na и O относятся к элементам с постоянной степенью окисления (табл. 3). Учитывая, что в молекуле Na₄V₂O₇ 4 атома натрия и 7 атомов кислорода, составляем уравнение:

4 (+1) + 2x + 7 (-2) =0, при решении которого находим, что степень окисления ванадия в указанном соединении равна +5: x = +5.

Пример 2. Определить степень окисления кремния в ионе SiO₄^4–.

Р е ш е н и е. В этом случае суммарный заряд соединения равен –4. Постоянная С.О. кислорода равна –2 (табл.3). Учитывая что атомов кислорода в ионе SiO₄^4– четыре, составляем и решаем уравнение: x+ 4 (-2) = –4, x = +4.

Пример 3. Определить, окислением или восстановлением являются данные переходы: а) H₂O₂ ® O₂ , б) MnO₄^– ® MnO_2.

Р е ш е н и е. а) Расставляем степени окисления элементов, входящих в состав соединений: . Данный переход представляет процесс окисления, так как происходит отдача электронов ионами кислорода: 2O^–1 – 2e^- ® O₂

б) Расставляем степени окисления элементов, входящих в состав соединений: . Данный переход представляет процесс восстановления, так как происходит присоединение электронов ионами марганца: Mn⁺⁷ + 3e^– ® Mn⁺⁴.

Электрохимические процессы в гетерогенных системах.

В отличие от гомогенных реакций, протекающих во всем объеме системы, гетерогенные взаимодействия осуществляются на границе раздела фаз. Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии… Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металла в воду или раствор соли данного металла, в качестве примера…

Коррозия металлов

Коррозия– разрушение металла под воздействием окружающей среды.

Это самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела фаз. По механизму протекания коррозия подразделяется на химическую (протекает в средах, не проводящих электрический ток) и электрохимическую (протекает в средах, проводящих электрический ток).

Основные причины электрохимической коррозии (ЭХК) – наличие в металле примесей других металлов и контакт металла с другими металлами, отличающимися по активности. Согласно теории ЭХК при соприкосновении металла с раствором электролита на его поверхности возникает множество гальванических микроэлементов. При этом анодами являются частицы основного металла, катодами – примеси, с большим значением электродного потенциала.

Одной из особенностей электрохимической коррозии является ее многостадийность. Рассмотрим процесс коррозионного разрушения металла на примере коррозионного гальванического элемента, возникающего при контакте железа и меди: Fe ê электролит ê Cu. Для того, чтобы понять, какой из этих двух металлов будет подвергаться коррозии, необходимо сравнить значения их стандартных электродных потенциалов: E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰ = – 0,44В, E⁰ _Cu²⁺_/Cu⁰ = + 0,34В.

E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰ < E⁰ _Cu²⁺_/Cu⁰, следовательно, железо является более активным восстановителем: Fe – анод (А), Cu – катод (К).

На первой стадии происходит окисление более активного металла (анодный процесс) и переход образовавшихся ионов в раствор: Fe⁰ – 2e^- =Fe²⁺

Вторая стадия – перенос электронов от анода к катоду, который при этом заряжается отрицательно, т.е. поляризуется.

На третьей стадии происходит процесс восстановления (катодный процесс), в котором участвует окислитель окружающей среды. Он “забирает” электроны у катода, т.е. снимает с него отрицательный заряд и, таким образом, деполяризует катод. Процесс отвода электронов с катода называется деполяризацией, а окислитель – деполяризатором.

Важнейшими окислителями, вызывающими ЭХК, являются ионы водорода и растворенный в воде молекулярный кислород. В связи с этим различают два вида электрохимической коррозии: с водородной и с кислородной деполяризацией.

Электрохимическая коррозия с водородной деполяризациейпротекает в кислой среде. Коррозионному разрушению подвергаются металлы, удовлетворяющие условию: Е⁰_Меⁿ⁺/_Ме⁰ < Е⁰ _2Н⁺/_Н2⁰ (Е⁰ _2Н⁺/_Н2⁰ =0).

Электрохимическая коррозия с кислородной деполяризациейпротекает в нейтральной (влажный воздух, морская вода, влажные почвы) или щелочной средах. Коррозионному разрушению подвергаются металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше стандартного электродного потенциала кислорода:
Е⁰_Меⁿ⁺/_Ме⁰ < Е⁰ _О2 /_2Н2О (Е⁰ _О2 /_2Н2О = 1,23В).

При рассмотрении механизма электрохимической коррозии следует использовать алгоритм, приведенный в примерах решения задач.

Для защиты металлов от коррозии используют различные виды защитных покрытий, в том числе металлические покрытия. Анодное покрытие – покрытие основного металла более активным металлом, т.е. Е⁰_осн.Ме > Е⁰_{покр.Ме} (например, покрытие железа цинком). Катодное покрытие – покрытие основного металла менее активным, т.е. Е⁰_{осн. Ме} < Е⁰ _{покр. Ме} (например, покрытие железа никелем).

Примеры решения задач

Пример 1. Алюминий находится в контакте с цинком. Какой из этих металлов будет окисляться, если эта пара попадет в кислую среду, например, в среду соляной кислоты?

Р е ш е н и е. Из условия задачи следует что металлы находятся в кислой среде – растворе HCl. Раствор HCl – электролит, т.е. электропроводящая среда, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия. Для рассмотрения механизма коррозии воспользуемся предложенным выше алгоритмом.

1) Составим схему коррозионной гальванопары:

Al │ HCl │ Zn

2) Укажем окислитель. Среда кислая, поэтому окислителем (деполяризатором) является ион водорода H⁺. Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией.

3) Определим, какой из металлов будет являться анодом, а какой – катодом. Для этого сравним значения стандартных электродных потенциалов алюминия и цинка:
Е⁰_Al³⁺_/Al⁰= – 1,6 B < E⁰_Zn²⁺_/Zn⁰= – 0,77 B,

Значит, алюминий – более активный металл, он является восстановителем и анодом, а цинк – катодом: Al – анод (А), Zn – катод (К).

4) Укажем направление движения электронов, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду, а от катода – к окислителю окружающей среды:

(-) Al│HCl│Zn(+)

 

 

5) Запишем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение:

(–)(A) Al⁰ – 3e^– → Al³⁺ 2

(+)(K) 2Н⁺ + 2е^– → Н₂↑ 3

2Al⁰ +6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂↑

6) Составим молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

7) Запишем вывод: при коррозии алюминия, находящегося в контакте с цинком, окисляется алюминий. Продуктом его коррозии является соль – хлорид алюминия. На цинковом катоде выделяется водород.

Пример 2. Изделие из меди с оловянным покрытием находится во влажном воздухе. Какой из металлов будет корродировать при нарушении целостности покрытия? К какому типу покрытий относится в этом случае олово?

Р е ш е н и е. Изделие находится во влажном воздухе, который является электропроводящей средой, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

1) Составим схему коррозионного гальванического элемента:

Sn │ H₂O │ Cu

2) Укажем окислитель. Вода – это нейтральная среда, поэтому окислителем (деполяризатором) является кислород – О₂. Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией.

3) Определим, какой из металлов будет являться анодом, а какой – катодом. Для этого сравним значения стандартных электродных потенциалов олова и меди:

Е⁰_Sn ²⁺/ _Sn⁰= – 0,14 B < E⁰_Cu²⁺_/Cu⁰= + 0,34 B.

Значит, олово – более активный металл, оно является восстановителем и анодом, а медь – катодом: Sn – анод (А), Cu – катод (К).

4) Укажем направление движения электронов, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду, а от катода – к окислителю среды:

(–) Sn │H₂O │ Cu (+)

 

5) Запишем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение. При написании уравнения катодного процесса следует учитывать, что процесс восстановления протекает в присутствии воды:

(-)(A) Sn⁰ – 2e^– → Sn²⁺ 2

(+)(K) O₂ + 2H₂O + 4е^– →4OН^– 1

2Sn⁰ +2O₂ + 2H₂O → 2Sn²⁺ +4OH^–

6) Составим молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии: 2Sn⁰ +2O₂ + 2H₂O → 2 Sn(OH)₂

7) Запишем вывод: по отношению к меди олово является анодным покрытием, так как в этой паре олово выступает в роли анода. При нарушении целостности покрытия корродировать будет олово. Продуктом его коррозии является основание – гидроксид олова.

Пример 3. Медная деталь разрушается в атмосфере кислорода при температуре 200⁰С. В чем заключается причина этого явления?

Р е ш е н и е. 1) Определяем характер среды: атмосфера кислорода (О₂) при высокой температуре (200⁰С) – это неэлектропроводящая среда. Следовательно, будет происходить химическая коррозия.

2) Запишем уравнение процесса, протекающего при химической коррозии медной детали:

Cu⁰ + O₂⁰ = 2CuO

 

Вывод: происходит окисление меди и на поверхности детали образуется оксидная пленка.

Электролиз

Электролиз проводят в электролизере, который представляет собой емкость, заполненную раствором или расплавом электролита, в который погружены два… Рассмотрим механизм электролиза на примере расплава соли фторида натрия NaF.… Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы будут двигаться к катоду, а анионы –…

Строение атома

2.Запишите электронные конфигурации атомов элементов с зарядами ядер +20 и +35. Покажите графически распределение электронов на внешних уровнях и… 3.На основании электронных конфигураций атомов Са и S укажите, какой из этих… 4.Сколько энергетических уровней имеет атом, если для его внешних электронов главное квантовое число n = 3? Составьте…

Периодический закон

12.В качестве примера назовите химические элементы, являющиеся электронными аналогами. Почему они так называются? Составьте электронные конфигурации… 13.Запишите электронные конфигурации ионов Sn+2 и Sn+4. Объясните, как… 14.Сравните химические свойства атомов элементов с порядковыми номерами 12, 13 и 16. Составьте формулы их высших…

Химическая связь

22.Определите количество химических связей, которое может образовывать атом селена в нормальном и возбужденном состояниях. Дайте ответ, исходя из… 23.Приведите примеры молекул, в которых реализуются следующие типы химических… 24.Определите максимальную валентность кислорода, фтора и серы, составив электронные схемы строения внешних…

Классы неорганических соединений

31.Определите, с какими из перечисленных веществ реагирует азотная кислота: CaO, Сr₂О₃, NaOH, Р₂О₅, СаСОз, СО₂. Напишите уравнения возможных реакций.

32.К какому типу солей относятся: питьевая сода NaHCO₃ , кальцинированная сода Na₂CO₃, двойной суперфосфат Са(Н₂РО₄)₂, малахит (СuОН)₂СО₃? Назовите эти вещества по систематической номенклатуре.

33.На каких свойствах гидроксидов алюминия и железа основан способ очистки оксида алюминия от оксида железа (III) в бокситах при производстве алюминия путем обработки бокситов щелочью, отделения осадка и обработки полученного раствора соляной кислотой? Напишите уравнения реакций.

34.Из перечисленных оксидов: СаО, ZnO, SO₂, Fe₂O₃, CO, CuO, SiO₂, Al₂O₃ выпишите формулы: а) основных оксидов; б) кислотных оксидов; в) амфотерных оксидов. Составьте формулы соответствующих им гидроксидов.

35.Напишите уравнения реакций возможных способов получения сульфата кальция, исходя из генетического ряда двух веществ: серы и кальция.

36.Определите, с какими из перечисленных соединений будет взаимодействовать оксид серы (IV): NaOH, Н₃РО₄, Н₂О, Сr₂О₃, MnSO₄, Ве(ОН)_2, H₂SO₄ и КС1. Составьте уравнения соответствующих реакций и назовите получаемые продукты.

37.Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с раствором гидроксида натрия: Р₂О₅, СО₂, А1(ОН)₃, MgO, H₂SO₄. Составьте уравнения соответствующих реакций и назовите получаемые продукты.

38.Какие новые соединения могут быть получены, если в Вашем распоряжении имеются следующие вещества: оксид кальция, вода, соляная кислота, углекислый газ и гидроксид бериллия? Напишите уравнения соответствующих реакций.

39.С какими из перечисленных соединений: КОН, HNО₃, Na₂O, СО₂, Н₂О будет взаимодействовать оксид алюминия? Напишите уравнения возможных реакций и назовите получаемые продукты.

40.Составьте молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Са(ОН)₂ — СаСОз — Са(НСО₃)₂ — СаСО₃ —СО₂ —(NH₄)₂CO₃.

Основы термохимии

42.Напишите термохимическое уравнение эндотермической реакции восстановления 12,76 г оксида меди (II) углеродом (до образования оксида углерода… 43. При восстановлении алюминием 480 г Fe2O3 выделяется теплота ∆Н0298=… 44.Найдите стандартную теплоту образования NH3 (г), зная, что окисление NH3 протекает по термохимическому уравнению …

Основы химической термодинамики

52.Как изменяются основные свойства оксидов элементов IIА-группы? Ответ подтвердите расчетом ∆G°298 реакций взаимодействия оксидов металлов с… 53.Вычислите значения ∆Н0298, ∆S0298, ∆G0298 для процесса… и сравните термическую стабильность карбонатов MgCO3 и СаСО3.

Химическая кинетика

N2(г) + О2(г) ⇄ 2NO(г), если общее давление в системе увеличить в 3 раза. 62.При 20°С реакция протекает за 2 мин. За сколько времени будет протекать эта… 63.Рассчитайте, как изменится скорость прямой и обратной реакций в гомогенной системе 2SO2 + О2 ⇄ 2SO3, если…

Химическое равновесие

MgCO3(т) ⇄ MgO(т)+СО2(г), ∆H0298 = 385,0 кДж а) при повышении температуры; б) при понижении общего давления. Напишите… 72.Вычислите константу равновесия для обратимой реакции, протекающей по уравнению 2NО2(г) ⇄ 2NO(г)+О2(г), если…

Способы выражения концентрации растворов

82.В 1 л водного раствора содержится 577г H2SO4. Плотность раствора – 1,34 г/см3. Вычислите процентную и молярную концентрации этого раствора. 83.Вычислите процентную концентрацию 8 М раствора HNO3 (плотность равна 1,25… 84.К 100 мл 96%-го раствора H2SO4 (плотность раствора равна 1,84 г/мл) прибавили 400 мл воды. Получился раствор с…

Электролитическая диссоциация

92.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов: А1С13, H2SO3, HC1, Na2HPO4, Cu(OH)2. Перечислите особенности процессов… 93.Определите степень диссоциации синильной кислоты HCN в 1М растворе, если… 94.Степень диссоциации 0,1М раствора угольной кислоты по первой ступени равна 2,11•10–3. Вычислите соответствующую…

Реакции ионного обмена

102.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между водными растворами: а) карбоната натрия и серной кислоты; б) силикатом натрия и… 103.Составьте два различных уравнения в молекулярной форме, которые будут… 104.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между водными растворами: а) сульфида калия и соляной кислоты;…

Гидролиз солей

112.Укажите, какую среду (кислую или щелочную) будут иметь вследствие гидролиза растворы солей сульфата меди (II) и хлорида аммония. Напишите… 113.Почему раствор Na2S имеет щелочную, а раствор ZnSO4 – кислую среду? Ответ… 114.В какую сторону сместится равновесие гидролиза NaCN, если к раствору добавить: а) щелочь; б) кислоту?

Коллоидные растворы

122.Золь кремниевой кислоты H2SiO3 был получен при взаимодействии растворов K2SiO3 и HCl. Определите, какой из электролитов был в избытке, если… 123.Составьте формулу мицеллы золя гидроксида алюминия, полученного при… 124.Какой объем 0,008 М раствора AgNO3 надо прибавить к 0,025 л 0,016 М раствора KI, чтобы получить отрицательно…

Растворы неэлектролитов

132.Вычислите осмотическое давление раствора, в литре которого содержится 0,2 моль неэлектролита при 180С. 133.На сколько градусов повысится температура кипения воды, если в 100 г воды… 134.Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина C10H8 в бензоле C6H6. Температура кипения бензола 80,20;…

Окислительно-восстановительные реакции

В задачах №141 - №150 методом электронного баланса подберите коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

141.KMnO₄ +Na₂SO₃ +H₂О → Na₂SO₄+MnO₂ + КОН,

PbS + HNO₃ → Pb(NO₃)₂ + S + NO+ H₂O

142.FeSO₄ + КСlOз + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + КС1 + Н₂О,

Р + НJOз + Н₂О → Н₃РО₄ + HJ.

 

143.NaCrO₂ + РbО₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + Na₂PbО₂ + H₂O,

J₂ + NaOH → NaJ + NaJO + H₂O.

144.K₂Cr₂О₇ + H₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂О,

HNO₂ → HNO₃ + NO +H₂O.

145.AgNO₃ + Na₂SO₃ + NaOH → Na₂SO₄ + Ag + NaNO₃ + H₂O,

KC1O₃ → KC1O₄ + KC1.

146.H₃AsО₃ +KMnO₄ +H₂SO₄ → H₃AsO₄ + MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O,

CrCl₃ + NaCIO + NaOH → Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O.

147.KMnO₄ +NH₃ → MnO₂ + KNO₃ + KOH + H₂O,

MnO₂ + HC1 → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O.

148.Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH → K₂FeO₄ + KNO₂ + H₂O,

КСlO₃ + S → KC1 + SO₂.

149.Na₂S + KMnO₄ + H₂O → S + MnO₂ + NaOH + KOH,

Mn₂O₃ + Si → SiO₂ + Mn.

150.Na₂S + Na₂Cr₂О₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + H₂O,

FeO + Al → A1₂O₃ + Fe.

Гальванические элементы

В задачах №151 – №160 приведены схемы гальванических элементов. Разберите работу гальванического элемента. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов, составьте суммарное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе и вычислите его ЭДС.

151.Zn | Zn(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb

С_Zn²⁺ = 10^-2 моль/л , C_Pb⁺² = 1 моль/л

152.Сr | СrС1₃ || FeSO₄ | Fe ,

С_Cr⁺³= 10 ^-3 моль/л , C_Fе⁺² =10 ^-2 моль/л

153.A1 | A1₂(SO₄)₃ || CuSO₄ | Cu,

С_Al⁺³= 10^–3 моль/л, С_Сu⁺² = 10 ^–2 моль/л

154.Mg | MgCl₂ || BiCl₃ |Bi

С_Mg⁺² = 1 моль/л, С_Bi⁺³ = 10 ^–3 моль/л.

155.Ni | Ni(NO₃)₂ ||AgNO₃ | Ag,

C_Ni⁺² = 10 ^-2 моль/л, C_Ag⁺= 10 ^-1 моль/л

156.Ni | NiCl₂ || AgNO₃ | Ag,

C_Ni⁺² = 10 ^-2 моль/л, C_Ag⁺= 10 ^–1 моль/л

157.Mg | Mg(NO₃)₂ || Al₂(SO₄}₃ | Al,

С _Mg⁺² =10^-2 моль/л, С_Al ⁺³ = 10^-3 моль/л

158.Сu | Cu(NO₃)₂ || ZnSO₄ | Zn,

С_Сu⁺² = 1 моль/л, C_Zn⁺² = 10^-2 моль/л

159.Мn | MnSO₄ || FeSO₄ | Fe,

С_Mn⁺² =10^-2 моль/л , С_Fe⁺² = 10^-2 моль/л

160.Мn | МnС1₂ || NiCl₂ | Ni,

С_Mn⁺² = 10^-2 моль/л, С_Ni⁺² = 10^-2 моль/л

Коррозия металлов

162.Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет подвергаться коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду? Составьте схему коррозионного… 163.Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет окисляться при коррозии,… 164.Какой металл в паре Fe-Ni будет растворяться в разбавленном растворе уксусной кислоты? На каком металле выделяется…

Электролиз водных растворов солей

172.Какой силы ток должен быть использован для того, чтобы выделить из раствора AgNO3 серебро массой 108 г за 6 минут? Составьте схему электролиза… 173.Какие процессы будут происходить на электродах при электролизе водного… 174.Через раствор сульфата железа (II) пропускали ток силой 13,4 А в течение 1 часа. Определите массу железа,…

Химические свойства металлов

При решении задач №181 - №190 коэффициенты в уравнениях реакций подберите методом электронного баланса.

182. С какими из перечисленных соединений взаимодействует магний: Н2О, NaOH, H2SO4(paзб.), H2SO4(конц.), HNO3(разб.), HNO3(конц.)? Напишите… 183. Составьте уравнения реакций взаимодействия никеля с соляной, разбавленной… 184. Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия железа с кислотами:

Свойства и получение полимеров

192. Приведите основные методы получения высокомолекулярных соединений. Что такое сополимеры? Приведите схему получения бутадиеннитрильного… 193. Что такое степень полимеризации? Почему вязкость полимеров выше по… 194. Перечислите основные способы полимеризации. Приведите схему получения полипропилена.

Основная

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для вузов. М.: Интеграл-Пресс, 2011. 240 с.

2. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие / Под ред.
Н.В. Коровина. М.: Высшая школа, 2006. 249 с.

3. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для вузов. М.: Высшая школа, 2009.
557 с.

 

Дополнительная

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. М.: Высшая школа, 2009. 743 с.

5. Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия: Учеб. пособие. М.: Миссис, 2004. 511с.

6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. М.: Высшая школа, 2002. 527 с.

 

 

ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»

 

Подписано в печать _________. Формат 60´84/16. Бумага для множ. аппаратов.

Печать плоская. Усл. печ. л. ___. Уч.-изд. л.____. Тираж ____ экз. Заказ № ____.

ФГАОУ ВПО «Российский государственный профессионально-педагогический университет». Екатеринбург, ул. Машиностроителей, 11.

Ризограф ФГАОУ ВПО РГППУ. Екатеринбург, ул. Машиностроителей, 11.