рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Химия
/
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ - раздел Химия, C.м. Дрюцк...

C.М. Дрюцкая

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Учебное пособие

Хабаровск

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«ДАЛЬНЕВОСТОЧНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Министерства здравоохранения и социального развития

Российской Федерации

КАФЕДРА ХИМИИ

С.М. Дрюцкая

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Учебное пособие для аудиторной и внеаудиторной подготовки студентов дневного отделения фармацевтического факультета

Издательство

ГБОУ ВПО Дальневосточный государственный

медицинский университет

Хабаровск

УДК 54 (075.8)

ББК Г 11я73

Д 785

АВТОР: к.б.н., доцент кафедры «Химия» Дрюцкая С. М.

РЕЦЕНЗЕНТЫ:

к.х.н., старший научный сотрудник Института материаловедения ХНЦ ДВО РАН, Карпович Н.Ф.

к.ф.н., заведующая кафедрой «Фармацевтическая и аналитическая химия», доцент Сим Г. С.

Дрюцкая, С.М. Основы общей химии:учебное пособие для аудиторной и внеаудиторной подготовки студентов дневного отделения фармацевтического факультета / С.М. Дрюцкая. – Хабаровск: Изд-во ГБОУ ВПО ДВГМУ, 2013. – 220 с.

Утверждено центральным методическим советом

Дальневосточного государственного медицинского университета

в качестве учебного пособия

для студентов фармацевтического факультета, обучающихся по специальности 060301.65 – Фармация.

УДК 54(075.8)

ББК Г 11я73

Д 785

©Издательство ГБОУ ВПО ДВГМУ, 2013

ВВЕДЕНИЕ

Настоящее пособие составлено на основании ФГОС ВПО по направлению подготовки (специальности) 060301 «Фармация», квалификации (степень) «специалист», утвержденный Министерством образования и науки Российской Федерации № 38-1 от «17» января 2011 г и рабочей программы учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» от 2012 г (приложение 1).

Общая и неорганическая химия является базовым предметом в системе подготовки провизоров, которая позволяет сформировать современное научное представление о строении вещества, основных закономерностях протекания химических процессов, получить общую характеристику свойств химических элементов.

В результате изучения данной дисциплины студенты должны:

знать:

1. правила работы и техники безопасности в химических лабораториях с реактивами, приборами;

2. современную модель атома, периодический закон, периодическую систему Д.И. Менделеева;

3. химическую связь, номенклатуру неорганических соединений, строение комплексных соединений и их свойства, строение и биохимические свойства основных классов биологически важных соединений;

4. классификацию химических элементов по семействам, зависимость фармакологической активности и токсичности от положения элемента в периодической системе, химические свойства элементов и их соединений;

5. основные начала термодинамики, термохимии, значения термодинамических потенциалов (энергий Гиббса и Гельмгольца), следствия из закона Гесса, химическое равновесие, способы расчета констант равновесия, основные положения теории ионных равновесий применительно к реакциям кислотно-основного, окислительно-восстановительного, осадительного и комплексонометрического характера.

уметь:

1. рассчитывать термодинамические функции состояния системы, тепловые эффекты химических процессов; рассчитывать К_р, равновесные концентрации продуктов реакции и исходных веществ;

2. составлять электронные конфигурации атомов, ионов; электронно-графические формулы атомов и молекул, определять тип химической связи;

3. прогнозировать реакционную способность химических соединений и физические свойства в зависимости от положения в периодической системе;

4. теоретически обосновывать химические основы фармакологического эффекта и токсичности; смещать равновесия в растворах электролитов; применять правила различных номенклатур к различным классам неорганических соединений;

5. готовить истинные растворы; собирать простейшие установки для проведения лабораторных исследований; пользоваться химическим оборудованием; табулировать экспериментальные данные; проводить лабораторные опыты, объяснять суть конкретных реакций, оформлять отчетную документацию по экспериментальным данным.

6. пользоваться учебной, научной, научно-популярной литературой, сетью Интернет для профессиональной деятельности.

Владеть:

1. навыками интерпретации рассчитанных значений термодинамических функций с целью прогнозирования возможности осуществления и направление протекания химических процессов;

2. техникой химических экспериментов, проведения пробирочных реакций, навыками работы с химической посудой;

3. техникой экспериментального определения рН растворов при помощи индикаторов;

4. правилами номенклатуры неорганических веществ;

5. базовыми технологиями преобразования информации: текстовые, табличные редакторы, поиск в сети Интернет для профессиональной деятельности.

Данное пособие содержит краткие теоретические сведения и основные понятия, тестовые задания, контрольные вопросы, примеры решения типовых задач и индивидуальные задания, которые выполняются студентами по вариантам самостоятельно. Номер варианта указывает преподаватель. При оформлении отчета по индивидуальному заданию, студент должен указать номер варианта и исходные данные, а также по ходу выполнения пояснить все необходимые формулы и расчеты.

Для удобства выполнения заданий, основная справочная информация приведена в приложениях.

Цель пособия – научить студентов решать задачи по общей химии. Это позволит им в полом объеме освоить темы, как в теоретическом, так и в практическом плане.

Учебное пособие дополняет и закрепляет материал, прослушанный на лекции. При выполнении индивидуального задания студент проявляет умение самостоятельно пользоваться справочной литературой, находить необходимую информацию и самостоятельно мыслить.

В данное пособие включены наиболее характерные задания по общей химии, для решения которых студенту необходимо изучить теоретические сведения, проанализировать полученную информацию и только после этого выполнять задания.

ТЕМА 1. ВВЕДЕНИЕ. КЛАССЫ И НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ ХИМИИ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ.

Теоретические сведения

Важнейшей задачей химии является получение веществ и материалов с нужными для различных конкретных целей свойствами. Вещество и поле – две формы существования материи. Вещество – это форма… 1. Простые - это вещества, молекулы которых состоят из атомов одного химического…

Химические свойства оксидов

Гидроксиды –продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. Общая формула гидроксидов: ЭхОY · nH2O. По химическим свойствам… Кислотные гидроксиды(кислоты)-сложные вещества, молекулы которых состоят из… Кислоты классифицируют по нескольким признакам:

Получение кислот

Основные гидроксиды(основания)-соединения атомов металла с гидроксогруппами. Общая формула оснований: Me(OH)n, где n –кислотность основания.… Основания классифицируют: 1) по числу гидроксогрупп – однокислотные ( и т.д.) и многокислотные ( и т.д.);

Химические свойства кислот

Получение оснований Щелочи 1.Металл+вода …

Получение солей

Между классами неорганических соединений существует тесная генетическая связь.

Генетические ряды. Генетическая связь между классами неорганических веществ

Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях.Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент.

Таблица 7

Химические свойства средних солей

Среди металлов выделяют два разновидности рядов: 1. Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд… Пример: .

Взаимосвязь между солями

Кислые соли + щелочь кислота + … Пример:

НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Химическая номенклатура – свод правил, позволяющих однозначно составить ту, или иную формулу или название любого химического вещества, зная его… Для составления названия неорганических соединений применяют тривиальную и…

Числовые приставки

Неопределенное число (n) указывается числовой приставкой –поли. Таблица 9

Систематические и тривиальные названия некоторых веществ

Названия и символы элементов

Разрешено использовать следующие групповые названия: - для элементов главных подгрупп: щелочные металлы (I гр.), ще-лочноземельные… - для элементов побочных подгрупп: лантаноиды (La – Lu), актиноиды (Ac – Lr), редкоземельные элементы (III гр., кроме…

Названия простых веществ

Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответствующие элементы. Свои собственные названия имеют только аллотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерены) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях аллотропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор; кристаллическая и пластическая сера; серое и белое олово и т. д.).

Формулы и названия сложных веществ

Пример: соединение - в нем на первом месте стоит формула сложного катиона ( ), а на втором – формула сложного аниона ( ). В формуле самого…

Кислородсодержащие кислоты

Названия этого класса соединений строятся из группового слова «кислота» и прилагательного, которое составляется из русского корня названия элемента, окончания -ая-и суффиксов, указывающих, насколько степень окисления кислотообразующего элемента отличается от максимальной.

Таблица 11

Систематические и международные названия некоторых сложных веществ

Приставки орто-и мета-применяют, чтобы различать названия кислот, молекулы которых отличаются только «содержанием воды». - ортомышьяковистая кислота; - метамышьяковистая кислота Для высшей или единственной степени окисления применяют суффиксы -н-, -ов-, -ев-:

Названия наиболее распространенных кислот и их анионов

Основания

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие. Например, гидроксид натрия называют едкий натр; гидроксид…

Средние соли кислородсодержащих кислот

- карбонат аммония; - ортосиликат калия; - висмутат натрия; - метаборат лития. В случае двух степеней окисления ещё используют окончание -ит:

Кислые и основные соли

Если в состав соли входят атомы водорода, которые при диссоциации проявляют кислотные свойства и могут быть замещены на катионы металлов, то такие… - гидросульфат кобальта(II); - гидросульфид бария;

Комплексные соли

В названиях таких солей используется принцип алфавитного перечисления лигандов (с окончанием –о), название элемента- комплексообразователя (в анионной форме с суффиксом –ат) и указанием заряда иона в скобках.

- хлорид диамминосеребра (I)

- гексацианоферрат (III) калия

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

- большинство веществ состоят из молекул; молекулы различных веществ отличаются между собой химическим составом, размерами, физическими и… - молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существует взаимное… - при физических явлениях состав молекул остается неизменным, при химических – они претерпевают качественные и…

Химический элемент. Атомная и молекулярная масса. Моль

Элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Молекула – нейтральная наименьшая совокупность атомов, обладающая определенным… Важной характеристикой атома является его атомная масса, абсолютная величина очень мала, поэтому для практических…

Количество частиц в 1 моле любого вещества одно и то же и равно 6,02×1023. Это число называется числом Авогадро и обозначается

(1) где, - число частиц вещества, - число Авогадро.

Основные стехиометрические законы

Закон является материальной основой для составления химических уравнений, подбора стехиометрических коэффициентов и расчетов по ним. Закон кратных отношений(Дж. Дальтон, 1803 г.) Если два элемента образуют друг с другом несколько различных соединений, тона одну и ту же массу одного из них…

Эквивалент. Закон эквивалентов

Эквивалент (Э) – это реальная ли условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать или быть каким-либо другим способом… При определении эквивалента вещества необходимо исходить из конкретной… Например: Из уравнения реакции кислотно-основного характера .

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется химическим эквивалентом?

2. Сформулируйте закон эквивалентов.

3. Как вычисляют эквиваленты элементов, оксидов, оснований, кислот, солей? Приведите примеры.

4. Определите эквивалент серы в соединениях: H₂S, SO₂, H₂SO₃, H₂SO₄.

5. Что такое моль эквивалентов и молярная масса эквивалентов?

6. Вычислите молярные массы эквивалента следующих веществ в реакциях обмена: KOH, H₂S, H₂SO₄, Ca(OH)₂, NH₄OH, CuSO₄. Составьте уравнения реакций.

7. Определите эквивалент двухвалентного металла, если 0,0977 г этого металла вытесняет 28 мл водорода при н.у.

8. При взаимодействии 0,5 г кальция с водородом образовалось 0,525 г гидрида кальция. Вычислите молярную массу эквивалента кальция и его эквивалент.

9. Вычислите молярную массу эквивалента металла, зная, что его хлорид содержит 79,78% хлора. Молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

10. 0,304 г. Магния вытеснили 0,28 л водорода из соляной кислоты. Вычислите эквивалент магния и молярную массу его эквивалента.

1.3. Примеры решения задач

Пример 1.Распределите соединения по классам и определите характер, назовите их: , , ,

Решение.Представим результаты в виде таблицы (13).

Таблица 13

Соединение	Класс	Химический характер	Название
	оксид	основной	оксид кальция
	гидроксид	кислотный	азотистая кислота
	соль	средняя (нормальная)	хлорат калия
	гидроксид	амфотерный	гидроксид бериллия

Пример 2.Докажите химический характер и с помощью реакций.

Решение. – оксид кальция, основной оксид. Реагирует с кислотой и кислотными оксидами:

– гидроксид бериллия. Обладает как основными, так и кислотными свойствами:

Пример 3.Осуществите превращение: напишите уравнения реакций, укажите условия протекания процесса, дайте названия соединениям:

Решение.

Решение. Разота = Р – Рводяного пара = 100 – 2,3 = 97,7 кПа. По формуле (4) объем азота равен: .

Индивидуальные задания

Задание 1.Используя характерные признаки, определите, к какому классу неорганических соединений относятся данные вещества и назовите их (используя приложение 2) (табл.14)

Таблица 14

Варианты контрольного задания

Вариант	Соединения
	,


	,
	,
	,
	_,
	,
	,
	_,
	,
	,
	_,
	_,
	,

Задание 2.Определитехимический характер оксидов и гидроксидов, подтвердив ответ реакциями (табл. 15).

Таблица 15

Варианты контрольного задания

Вариант	Оксиды	Гидроксиды

Задание 3.Осуществите превращения: напишите соответствующие уравнения реакций, укажите условия осуществления процесса, дайте название соединениям (табл. 16).

Таблица16

Варианты контрольного задания

Вариант	Схемы превращений

Продолжение табл.16

Задание 4.Рассчитайте молярную массу эквивалентов элемента (М_э) в соединениях (табл. 17).

Таблица 17

Варианты контрольного задания

Вариант	Элемент	Соединения
	S	_,
	Mn	,
	P	,
	Fe	,
	N	,
	Cl	,
	Cr	,
	Br	,
	I	,
	Se
	As	,
	B	,
	C
	Сr
	Mo

Задание 5.Рассчитайте молярные массы эквивалентов (М_э) следующих веществ, при условии, что в кислоте замещаются все атомы водорода, а у основания замещаются все группы ( ) (табл. 18).

Таблица 18

Варианты контрольного задания

Вариант	Соединения
	,

Продолжение табл. 18











	,
	,
	,
	,

Задание 6.Решите задачи своего варианта (табл. 19).

Таблица19

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия
	а) Определите молярную массу эквивалентов магния, если известно, что при сгорании 4,56 г его образуется 7,56 г оксида магния. б) В хлориде меди (II) содержится 47,26 % меди. Зная, что молярная масса эквивалентов хлора равен 35,46 моль, определите молярную массу эквивалентов меди в этом соединении.
	а) Определите молярную массу эквивалентов серной кислоты, если известно, что 98,08 г ее реагируют с 24,32 г магния, молярная масса эквивалентов которого – 12,16 моль. б) При разложении нагреванием 0,2318 г оксида металла получено 0,2158 г металла. Определите молярную массу эквивалентов металла.
	а) На нейтрализацию 0,5358 г кислоты потребовалось 0,5 г щелочи, молярная масса эквивалентов которой равен 56,11 моль. Какова молярная масса эквивалентов кислоты? б) При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Определите молярную массу эквивалентов металла.

Продолжение табл. 19

	а) Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г кислорода и с 3,17 г одного из галогенов. Определите молярную массу эквивалентов галогена. б) Масса 1 л (дм³) кислорода равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21 г магния, молярная масса эквивалентов которого равен 12 г/моль.
	а) Определите молярные массы эквивалентов металла и серы, если 3,24 г металла образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида. б) При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Найти молярную массу эквивалентов железа и его эквивалент, если известно, что молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль.
	а) Вычислите атомную массу двухвалентного металла и определите, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,68 л кислорода (н.у.). б) Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2 % (масс.) As, а другой 75,7% (масс.) As. Определите молярные массы эквивалентов мышьяка в обоих случаях.
	а) 1 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г серы. Найдите эквивалентные массы брома и металла, зная, что молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. б) Определить массу гидросульфата натрия, образующегося при нейтрализации серной кислотой раствора, содержащего 8 г гидроксида натрия.
	а) Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определите молярную массу эквивалентов металла и объем выделившегося водорода (н.у.). б) На восстановление 1,8 г оксида металла израсходовано 883 см³ водорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалентов оксида и металла.
	а) Некоторое количество металла, молярная масса эквивалентов которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла. б) Молярная масса эквивалентов хлора равна 35,5 г/моль, молярная масса атомов меди равна 63,5 г/моль. Молярная масса эквивалентов хлорида меди равна 99,5 г/моль. Какова формула хлорида меди?

Окончание табл. 19

	а) Некоторое количество металла, молярная масса эквивалентов которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 см³ водорода (н.у.). Определите массу металла. б) 0,376 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили 0,468 дм³ водорода (н.у.). Определите молярный объем эквивалента водорода, зная, что молярная масса эквивалентов алюминия равна 8,99 г/моль.
	а) При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,4 г соль. Вычислите молярные массы эквивалентов вещества и образовавшейся соли. б) Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
	а) 1,6 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить молярную массу эквивалентов цинка, зная, что молярная масса эквивалентов кальция равна 20 г/моль. б) В какой массе гидроксида натрия содержится тоже количество эквивалентов, что и в 140 г гидроксида калия?
	а) Вычислите молярную массу эквивалентов металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 дм³ водорода (н.у.). б) Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
	а) В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите молярную массу эквивалентов металла и его оксида. б) Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла.
	а) При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. б) При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалентов металла.

Тестовые задания

1. Амфотерными свойствами обладают оба оксида:

а в

б г

2. Кислотными свойствами обладают оба оксида:

а в

б г

3. Кислой солью является вещество:

а в

б г

4. Основанием является вещество:

а в

б г

5. В схеме превращений , реагенты А и В соответственно ‑ это

а в Cl₂,

б г

6. Краткое ионное уравнение , отвечает взаимодействию реагентов

а в

б г

7. В реакции, выраженной кратким ионным уравнением , ион среды (гидроксид ОН^-) может отвечать реагенту

а в

б г.

8. Установите соответствие между названием оксида и группой, к которой он принадлежит.

Название	Вещество
А) оксид хлора (I)	1) несолеобразующие
Б) оксид хрома (III)	2) амфотерные
В) оксид иода (V)	3) двойные
Г) оксид азота (II)	4) кислотные
	5) основные

9. Установите соответствие между формулой вещества и классом (или группой), к которому(ой) оно принадлежит.

Формула	Класс (группа)
А)	1) кислотный оксид
Б)	2) средняя соль
В)	3) основной оксид
Г)	4) амфотерный оксид
	5) кислая соль
	6) двойная соль

10. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.

Исходные вещества	Продукты реакций
А)	1)
Б)	2)
В)	3)
Г)	4)
	5)

11. Для расчета фактора эквивалентности вещества Н₂СО₃ используют число:

а) замещаемых ионов водорода;

б) отдаваемых электронов;

в) принимаемых электронов;

г) равное валентности углерода.

12. При нормальных условиях масса водорода, занимающего объем 44,8 дм³ равна (в г):

а) 1 б) 2 в) 4 г) 8

13. Количество молекул, содержащихся в 10 моль углекислого газа, составляет:

а) 1,204 · 10²³ в) 12,04 · 10²⁴

б) 6,023 · 10²³ г) 6,023 · 10²⁴

14. Молярная масса эквивалентов азотной кислоты равна величине (г/моль):

а) 63 б) 31,5 в) 126 г) 189

15. Молярная масса эквивалентов гидроксида кальция равна величине (г/моль):

а) 74 б) 37 в) 111 г) 18,5

16. Молярная масса эквивалентов карбоната кальция равна величине (г/моль):

а) 50 б) 100 в) 25 г) 200

17. Единица измерения молярной массы эквивалента:

а) г/моль в )безмерная величина

б) моль/г г) г/дм³

18. При расчете М(1/zСu(OH)₂) величина z в реакции равна:

а) 1 б )2 в )3 г) 4

19. При расчете М(1/z Н₃РО₄) величина z в реакции равна:

а) 1 б) 2 в) 3 г) 4

20. Название наименьшей частицы химического элемента, сохраняющей все его химические свойства:

а) протон в) электрон

б) атом г) ион

ТЕМА 2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ (СОСТАВА) РАСТВОРА.

Теоретические сведения

Основной характеристикой раствора является его состав, который выражается концентрацией. Концентрация раствора – содержание растворенного вещества в определенной массе… Концентрацию выражают через безмерные величины – доли и через размерные величины – молярные массы.

Контрольные вопросы и задания

1. Дайте определение понятий: раствор, растворитель, растворенное вещество, растворимость.

2. Дайте определение понятий: насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные растворы.

3. Что называется концентрацией раствора?

4. Способы выражения концентрации раствора.

5. Какая связь между молярной, нормальной и процентной концентрацией?

6. Охарактеризуйте правило смешения растворов и его разновидность – «правило креста».

Примеры решения задач

Пример 1.Определите массовую долю полученного раствора, если 18 дм³ 48% раствора серной кислоты (ρ=1,38 г/см³) смешали с 2 дм³ 20% раствора серной кислоты (ρ=1,143 г/см³).

Решение. Задачу решаем по формуле (14):

18000 см³·1,38 г/см³·48% + 2000 см³·1,143 г/см³·20% = (18000 см³·1,38 г/см³ + 2000 см³·1,143 г/см³)·Х

24840 г·48% + 2286 г·20% = (24840 г + 2286 г) ·Х

1192320 + 45720 = 27126 ·Х

Х = 45,6% - массовая доля полученного раствора.

Пример 2.Найдите молярную, нормальную и моляльную концентрацию раствора серной кислоты с массовой долей 15% (ρ = 1,10 г/см³).

Решение. Для расчета данных концентраций воспользуемся формулами перерасчета одной концентрации в другую:

Пример 3. Приготовьте 100 см³ раствора гидроксида калия с массовой долей 5% (ρ=1,032 г/см³) из раствора с массовой долей 40% (ρ=1,308 г/см³). Сколько нужно взять исходного раствора и воды?

Решение. Решаем по правилу креста. В диагональную схему сразу водим плотности. Плотность воды равна 1 г/см³. Тогда разность большего и меньшего значений будет равна объему (см³).

1,308 г/см³ (40% раствор)		0,032 см³ 40% раствора
	1.032 г/см³ (5% раствор)
1 г/см³ (вода)		0,276 см³ воды

Находим суммарный объем полученного раствора: 0,032 + 0,276 = 0,307 см³

Составляем пропорцию для нахождения объема исходного 40% раствора:

0,307 см³ – 0,032 см³

100 см³ - Х

Следовательно, для приготовления 100 см³ 5% раствора необходимо взять 100-10,4 = 89,6 см³ воды и 10,4 см³ 40% раствора гидроксида калия.

Пример 4.Определите титр (г/см³) раствора гашеной извести с молярной концентрацией гидроксида кальция 0,01 моль/дм³.

Решение. Находим массу гидроксида кальция из формулы:

;

Находим титр раствора:

Пример 5.Найдите массу воды и медного купороса (CuSO₄ · 5H₂O), необходимого для приготовления 1 дм³ раствора, содержащего 8% безводной соли (ρ = 1,084 г/см³).

Решение. Находим массу полученного раствора:

Молярная масса CuSO₄ · 5H₂O равна 249,7 г/моль

Молярная масса CuSO₄ равна 159,6 г/моль

Составляем пропорцию: 249,7 г CuSO₄ · 5H₂O – 159,6 г CuSO₄

Х - 86,7 г

Для приготовления 1 дм³ раствора медного купороса нужно 135,6 г кристаллогидрата CuSO₄ · 5H₂O и 1084-1354,6 = 948,4 г воды.

Пример 6. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 0,5 н раствора щелочи. Чему равна молярная концентрация эквивалентов кислоты?

Решение. Вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах. По закону эквивалентов при разных молярных концентрациях эквивалентов объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям: ; С_Н = 0,25 н

Индивидуальные задания

Задание 1.Решите задачи своего варианта (табл. 20).

Таблица 20

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия
	а) Определите молярную концентрацию эквивалента кислоты, содержащего 9,8 г Н₃РО₄ в 2 л раствора. б) Какой объем 96% раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/см³) и какую массу воды нужно взять для приготовления 100 см³ раствора серной кислоты с массовой долей 15% (ρ = 1,10 г/см³)?
	а) Вычислите массу хлорида натрия, необходимую для приготовления раствора с массовой долей 10% в 270 см³ воды. б) В 250 см³ раствора сульфата кальция содержится 30 г растворенного вещества. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента этого раствора.
	а) Рассчитайте массовую долю 0,2 М раствора хлорида цинка. Какова нормальная концентрация этого раствора? б) В одном литре раствора содержится 111 г хлорида кальция. Рассчитайте молярную концентрацию растворенного вещества, молярную концентрацию его эквивалента и титр раствора.
	а) Вычислите массу гидроксида натрия, необходимого для приготовления раствора массой 500 г, в котором массовая доля гидроксида натрия равна 8%. б) К 20 см³ серной кислоты (ρ = 1,34 г/см³) добавили 300 см³ воды. Определите молярную концентрацию раствора.

Продолжение табл. 20

	а) Рассчитайте объем 25% раствора гидроксида натрия (ρ = 1,27 г/см³), который надо смешать с водой, чтобы получить 500 см³ раствора с массовой долей 8% (ρ = 1,09 г/см³). б) Рассчитайте массовую долю 0,2 М раствора сульфата меди. Какова нормальная концентрация этого раствора?
	а) В 250 см³ раствора хлорида калия содержится 30 г растворенного вещества. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента этого раствора. б) Масса 4% раствора хлорида натрия равна 250 г. Определите массу хлорида натрия и воды.
	а) Сколько необходимо взять 20% раствора хлорида натрия (ρ = 1,148 г/см³) и 10% раствора (ρ = 1,071 г/см³), чтобы получить 300 мл 12% раствора хлорида натрия. б) Определите молярную долю этанола и воды в 96% растворе этанола.
	а) Рассчитайте количество воды (мл), необходимое для приготовления 250 мл 4% раствора хлорида натрия из 40% раствора (ρ = 1,189 г/см³). б) Из 10 кг 20% раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна массовая доля охлажденного раствора?
	а) Смешали 300 г 20% раствора и 500 г 40% раствора хлорида натрия. Чему равна массовая доля полученного раствора? б) Какая масса азотной кислоты содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора гидроксида натрия? Каков титр раствора гидроксида натрия?
	а) Вычислите массовую долю раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240 г Na₂SO₄· 10H₂O в 760 см³ воды. б) Сколько граммов раствора азотной кислоты с массовой долей 32% следует добавить к 600 г раствора с массовой долей 80% той же кислоты для получения 64% раствора.
	а) К 950 г воды прибавили 50 см³ раствора серной кислоты с массовой долей 48% (ρ = 1,38 г/см³). Вычислите массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора (ρ = 1,022 г/см³). б) Вычислите количество фосфорной кислоты (моль), содержащейся в 1,5 дм³ 0,5 н растворе.
	а) Сколько воды нужно добавить к 100 см³ серной кислоты (ρ = 1,63 г/см³) с массовой долей 72%, чтобы получить раствор с массовой долей 26%? б) Вычислите нормальную и молярную концентрацию раствора серой кислоты с массовой долей 96% (ρ = 1,84 г/см³).

Окончание табл. 20

	а) К 0,8 дм³ раствора гидроксида натрия с массовой долей 30% (ρ = 1,328 г/см³) прибавлено 0,4 дм³ раствора едкого натра, массовая доля которого 14% (ρ = 1,153 г/см³). Определите плотность полученного раствора и массовую долю. б) Сколько воды нужно добавить к 100 см³ раствору азотной кислоты с массовой долей 40%, чтобы получить раствор с массовой долей 15%?
	а) Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную и моляльную концентрации 16% раствора хлорида алюминия (ρ= 1,149 г/см³). б) К 3 л 10% раствора азотной кислоты (ρ = 1,054 г/см³) прибавили 5 л 2% раствора той же кислоты (ρ = 1,009 г/см³). Вычислите массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8 л.
	а) Вычислите молярную массу эквивалентов двухосновной кислоты, если в растворе с ее молярной концентрацией эквивалентов, равной 1,25 моль/дм³ , массовая доля этой кислоты 37% (ρ = 1,664 г/см³). Какая это кислота? Чему равны молярная концентрация и титр этого раствора? б) Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей 30% (ρ = 1,219 г/см³) можно приготовить из 12 кг раствора серной кислоты с массовой долей 60%?

Тестовые задания

1. Единица измерения молярной концентрации раствора:

а) г/см³ б) моль/дм³ в) г/моль г) моль/см³

2. Молярная концентрация (моль/л) гидроксид-ионов в растворе, 200 мл которого содержат 8 г гидроксида натрия:

а) 16 б) 2 в) 1 г) 0,5

3. Массовая доля серной кислоты (%) в 5М ее растворе (ρ=1290 кг/м³):

а) 27,53 б) 15,32 в) 41,28 г) 37,98

4. Массовая доля (%) серной кислоты в растворе, полученном при растворении 7,2 л оксида серы (IV) в 250 г воды:

а) 4,6 б) 54,04 в) 46,98 г) 63,25

5. Масса (г) глауберовой соли (Na₂SO₄·10H₂O), необходимой для приготовления 300 мл 8% раствора:

а) 27,2 б) 108 в) 0,54 г) 54,4

6. Массовая доля (%) гидроксида калия в растворе, полученном при сливании 200 г 10% и 100 г 30% растворов КОН:

а) 10 б) 18,2 в) 20 г) 16,7

7. Молярная концентрация раствора (моль/л), полученного при растворении 6,8 г йодида калия в 700 мл воды:

а) 9,71 б) 0,059 в) 0,009 г) 0,118

8. Массовая доля (%) хлорида кальция в растворе, полученном при добавлении к 200 г его 15% раствора 0,5 моль этого же вещества:

а) 11,74 б) 42,75 в) 33,46 г) 31,82

9. Массовая доля (%) кислоты в растворе, полученном при растворении 0,2 моль серной кислоты в 120 г воды:

а) 16,3 б) 11,7 в) 22,0 г) 14,0

10. Массовая доля (%) кислоты в растворе, полученном при смешивании 10 мл 10% (ρ=1,056 г/мл) и 100 мл 30% (ρ=1,184 г/мл) растворов азотной кислоты:

а) 56,74 б) 28,37 в) 0,38 г) 0,745

ТЕМА 3. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.

Теоретические сведения

Учение о химических процессах – это область науки, в которой существует наиболее глубокое взаимопроникновение физики, химии, биологии. В основе… Способность вещества подвергаться химическим превращениям определяется их… Почти все химические процессы сопровождаются выделением или поглощением энергии, чаще всего в форме теплоты и…

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется системой? Какими параметрами характеризуется система?

2. Охарактеризуйте внутреннюю энергию системы, понятие об изохорных и изобарных процессах.

3. Что называется энтальпией?

4. Охарактеризуйте энтальпию образования соединений, стандартные энтальпии сгорания и образования веществ.

5. Закон Гесса и его следствия, его применение в термохимических расчетах.

6. Определение теплот (энтальпий) нейтрализации, растворения, гидратации.

7. Энтропия. Уравнение Больцмана. Как изменяется энтропия с изменением температуры?

8. Энергия Гиббса. Критерии самопроизвольного протекания процесса.

9. Пользуясь справочными данными приложения 3, вычислите изменение стандартной энтальпии реакции ( ):

10. Пользуясь справочными данными приложения 3, вычислите изменение стандартной энтропии реакции ( ):

11. Вычислить реакции при 846⁰ С, если = 230 кДж, = 593 Дж/К.

Примеры решения задач

Пример 1.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением С₂Н₅ОН_(Ж) + 3О_2(Г) = 2СО_2(Г) + 3Н₂О_(Ж). Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что молярная теплота парообразования С₂Н₅ОН_(Ж) равна +42,36 кДж, а теплоты образования С₂Н₅ОН_(Г) = -235,31 кДж, СО_2(Г) = -393,51 кДж, Н₂О_(Ж) = -285,84 кДж.

Решение. Для определения ΔΗ реакции необходимо знать теплоту образования С₂Н₅ОН_(Ж). Последнюю находим из данных:

С₂Н₅ОН_(Ж) = С₂Н₅ОН_(Г); ΔΗ = +42,36 кДж

+42,36 = -235,31 – ΔΗ(С₂Н₅ОН_(Ж))

ΔΗ(С₂Н₅ОН_(Ж)) = -235,31-42,36 = -277,67 кДж

Вычисляем ΔΗ реакции, применяя следствия из закона Гесса:

ΔΗ_Х.Р. = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.

Тепловой эффект реакции 1366,87 кДж.

Пример 2.Рассчитать ΔΗ_ХР восстановления оксида железа (III) различными восстановителями при стандартных условиях:

а) Fe₂O_3(К) + 3H_2(Г) = 2Fe_(К) + 3H₂O_(Г)

б) Fe₂O_3(К) + 3СО_(Г) = 2Fe_(К) + 3СО_2(Г)

В каком случае на этот процесс потребуется больше затратить энергии?

Решение. Для расчета ΔΗ_ХР воспользуемся формулой следствия из закона Гесса и стандартными энтальпиями образования каждого вещества [Приложение 3]:

а) ΔΗ_ХР = 2ΔΗ(Fe) + 3ΔΗ(H₂O) – (ΔΗ(Fe₂O₃) + 3ΔΗ(H₂)) = 2(0) + 3(-241,8) – ((-822,2) + 3(0)) = -725,4 + 822,2 = 96,8 кДж.

б) ΔΗ_ХР = 2ΔΗ(Fe) + 3ΔΗ(СO₂) – (ΔΗ(Fe₂O₃) + 3ΔΗ(СО)) = 2(0) + 3(-393,5) – ((-822,2) + 3(-110,5)) = -1180,5 + 822,2 + 331,5 = -26,5 кДж.

Согласно расчетам, процесс а) – восстановление оксида железа (III) водородом, требует больше затрат энергии, чем процесс б). В процессе б) реакция даже носит экзотермический характер (выделяется энергия в виде тепла).

Пример 3.Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида углерода (II). Найдите количество теплоты, выделяющейся при сжигании 112 л водяного газа, (н.у.).

Решение. Составим термохимическое уравнение процесса:

Н_2(Г) + СО_(Г) + О_2(Г) = Н₂О_(Г) + СО_2(Г) ΔΗ_ХР = - Q.

Рассчитаем ΔΗ_ХР, когда сгорает 2 моля водяного газа (1 моль Н₂ и й моль СО), т.е. 22,4 л/моль · 2 моль = 44,8 л. Расчет ведем по формуле следствия закона Гесса и стандартными энтальпиями образования каждого вещества [Доп. 3]:

ΔΗ_ХР = ΔΗ(Н₂О) + ΔΗ(СО₂) – (ΔΗ(Н₂) + ΔΗ(СО) + ΔΗ(О₂)) = -241,8 – 393,5 – (0 – 110,5 + 0) = - 635,3 + 110,5 = - 524,8 кДж

Составляем пропорцию:

Сгорает 44,8 л водяного газа – выделяется 524,8 кДж тепла

112 л - Х кДж

Х = 112 · 524,8 / 44,8 = 1312 кДж

При сжигании 112 л водяного газа выделяется 1312 кДж тепла.

Пример 4.Дайте термодинамическую характеристику процесса Ga + HCl₎ ↔ GaCl_3(т) + Н_2(г)по плану:

1. Запишите стехиометрическое уравнение.

2. Выпишите термодинамические функции участвующих веществ.

3. Рассчитайте изменение стандартной энтальпии химической реакции и постройте энтальпийную диаграмму.

4. Определите, является реакция экзо- или эндотермической; увеличивается или уменьшается температура в системе в результате протекания данной реакции.

5. Рассчитайте изменение стандартной энтропии реакции, объясните изменение энтропии в ходе реакции.

6. Рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса по балансовому уравнению и уравнению Гиббса. Дайте анализ полученным данным.

7. Сопоставьте знаки величин _.и Сделайте вывод об обратимости реакции.

8. Для обратимой реакции рассчитайте равновесную температуру согласно уравнению Гиббса допуская, что предельно допустимой температурой является 3000 К. Сделайте вывод: Тр – реализуема или не реализуема.

9. Рассчитайте величину при трех значениях температур (500, 1000 и 1500 К). Постройте графическую зависимость ..

10. Сделайте вывод о самопроизвольности протекания химической реакции. Определите условия, при которых реакция возможна

Решение.

1 Записываем стехиометрическое уравнение.

2. Выписываем стандартные термодинамические функции образования компонентов реакции (табл. 21) (термодинамические параметры веществ из [Приложение 3]).

Таблица 21

Стандартные термодинамические функции

Данные термодинамические функции относятся к 1 моль вещества и при расчетах… 3. Изменение энтальпии химической реакции рассчитываем по формуле следствия из закона Гесса:

Индивидуальные задания

Задание 1.Дайте термодинамическую характеристику процесса (табл. 22).

Таблица 22

Варианты контрольного задания

Вариант	Уравнение реакции

Продолжение табл. 22

Задание 2.Решите задачу своего варианта (табл. 23).

Таблица 23

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия
	Вычислите количество теплоты, которое выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ: 2543,1 кДж.
	Газообразный этиловый спирт С₂Н₅ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂Н_4(Г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: - 45,76 кДж.
	При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS_2(Г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.
	Исходя из уравнения реакции вычислите энтальпию образования метилового спирта: СН₃ОН_(Ж) + 3/2О_2(Г) = СО_2(Г) = Н₂О_(Ж); ΔΗ = - 726, 5 кДж. Ответ: - 238,6 кДж/моль
	Определите стандартную энтальпию образования РН₃, исходя из уравнения: 2РН_3(Г) + 4О_2(Г) = Р₂О_5(К) + 3Н₂О_(Ж); ΔΗ = -2360 кДж. Ответ: 5,3 кДж/моль.
	Исходя из теплового эффекта реакции определите энтальпию образования ортофосфата кальция: 3СаО_(К) + Р₂О_5(К) = Са₃(РО₄)_2(К); ΔΗ = - 739 кДж. Ответ: - 4137,5 кДж/моль.
	Найдите количество теплоты, выделяющегося при взрыве 8,4 л гремучего газа, взятого при нормальных условиях. Ответ: 60,5 кДж.
	При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж тепла. Рассчитайте теплоту образования сульфида железа. Ответ: -100,3 кДж/моль.
	При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определите ΔΗ образования CuO. Ответ: - 162,1 кДж/моль.

Продолжение табл. 23

	Напишите термохимическое уравнение реакции между СО_(Г) и водородом, в результате которой образуются СН_4(Г) и Н₂О_(Г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.
	Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензина с образованием паров воды и диоксида углерода равен – 3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С₆Н_6(Ж). Ответ: +49,03 кДж.
	При получении молярной массы эквивалента гидроксида кальция из СаО_(К) и Н₂О_(Ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: - 635,6 кДж.
	Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж.
	При сгорании 11,5 г жидкого этанола выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН_(Ж). Ответ: - 277,67 кДж.
	Вычислите значения ΔΗ_ХР для протекающих в организме процессов превращения глюкозы: С₆Н₁₂О_6(К) = 2С₂Н₅ОН_(Ж)+ 2СО_2(Г); С₆Н₁₂О_6(К) + 6О_2(Г) = 6Н₂О_(Ж)+ 6СО_2(Г). Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

Тестовые задания

1. Формулировкой I закона термодинамики является:

а) В реакциях, протекающих при постоянном давлении, изменение энтальпии равно изобарному тепловому эффекту реакции, взятому с противоположным знаком.

б) Тепловой эффект реакции зависит от химической природы и агрегатного состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от пути ее протекания.

в) В изолированной системе самопроизвольно протекают процессы в направлении большего беспорядка или наиболее вероятного существования системы.

г) Энергия не может ни появляться, ни исчезать, она может только переходить из одного состояния в другое.

2. Реакция невозможна при любых температурах в случае:

а) ΔH > 0, ΔS > 0 в) ΔH < 0, ΔS < 0

б) ΔH > 0, ΔS < 0 г) ΔH < 0, ΔS = 0

3. Указать знак ΔG процесса таяния льда при 273 К:

а) ΔG > 0 б) ΔG = 0 в) ΔG < 0 г) ΔG = ¥

4. Реакция возможна при любых температурах в случае:

а) ΔH > 0, ΔS > 0 в) ΔH < 0, ΔS < 0

б) ΔH < 0, ΔS > 0 г) ΔH = 0, ΔS < 0

5. Укажите, для какого процесса энтропия увеличивается

а) в)

б) г)

6. Укажите термохимическое уравнение реакции, выражающее эндотермический процесс:

а)

б)

в)

г)

7. С увеличением энтропии протекают процессы

а) нагревание б) испарение в) кристаллизация г) конденсация

8. В результате реакции, термохимическое уравнение которой , выделилось 1906,5 кДж, масса кальция вступившего в реакцию составила______г

а) 40 б) 80 в) 120 г) 135

9. Максимальное значение энтропии имеет

а) С _(алмаз) б) С (_{графит)} в) СО₂ _(Г) г) СО_(Г)

10. Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от ее промежуточных состояний, закон _________ .

ТЕМА 4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Теоретические сведения

С исследованиями кинетики химических реакций связаны важнейшие направления современной химии и химической промышленности: разработка рациональных… Скоростью химической реакции называют изменение количества вещества в единицу… , (40)

Влияние температуры на скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры приближенно выражается уравнением Вант-Гоффа: (45) где и — константы скорости при температурах Т1 и Т2; — температурный коэффициент скорости реакции…

Влияние катализатора на скорость реакции.

Действие катализатора специфично и обусловлено природой катализатора, его физическими свойствами и способом предварительной обработки. Катализ– изменение скорости химической реакции веществами (катализаторами),… В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует…

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

прямой р-ии >> обратной р-ии Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в… прямой р-ии = обратной р-ии

Контрольные вопросы и задания

1. Что такое средняя и мгновенная скорость реакции? Охарактеризуйте факторы, влияющие на скорость химических реакций (в гомогенных и гетерогенных системах).

2. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

4. Характеристика энергии активации. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора.

5. Понятие о ферментативном катализе в биологических системах. Гомогенный и гетерогенный катализ.

6. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия и ее расчет по стандартным изменениям энергии Гиббса.

7. Химическое равновесие. Закон химического равновесия. Определение смещения равновесия при изменении условий на основании принципа Ле-Шателье.

8. Как изменится скорость прямой реакции: 2NO + O₂ = 2NO₂ при увеличении концентрации NO в три раза; при одновременном уменьшении концентрации NO и NO₂ в два раза?

9. Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 30 ⁰С до 80 ⁰С, если температурный коэффициент равен 3?

10. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 ⁰С скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

11. Запишите математическое выражение скоростей реакций, протекающих по уравнениям:

12. Как следует изменить давление в системе, чтобы скорость реакции увеличилась в 27 раз? Реакция протекает по уравнению:

13. Реакция протекает в газовой фазе и заканчивается за 60 с. Как изменится время ее течения при повышении температуры на 40⁰ С, если =2, относительная скорость реакции .

14. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе составляли соответственно [SO₂] = 0,04 моль/л, [O₂] = 0,06 моль/л, [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

15. В какую сторону сместится равновесие в системе, если повысить t⁰, р, С одного из исходных веществ? Запишите выражение константы равновесия для приведенных ниже обратимых систем:

+830 кДж

-181 кДж

+172 кДж

Примеры решения задач

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость реакции при увеличении давления в системе в 2 раза? Температура системы поддерживается постоянной.

Решение.Предположим, что рассматриваемая реакция является элементарной, т. Е. для нее справедлив закон действующих масс

Принимая, что концентрация и парциальное давление связаны прямо пропорциональной зависимостью: , получаем, что .

После увеличения давления в системе в 2 раза парциальное давление каждого из реагентов возрастает тоже в 2 раза, т.е.

Отсюда , следовательно, скорость реакции увеличится в 8 раз.

Пример 2. Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 40 ⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 3?

Решение. Согласно математическому выражению правила Вант-Гоффа

В нашем примере Т₂– Т₁ = 40⁰ С, подставив данные задачи в уравнение, получим u_Т2/ u_Т1 = 3 ^40/10 = 3⁴ = 81, т.е. скорость реакции возросла в 81 раз.

Пример 3. При 353 К реакция заканчивается за 20 сек. Сколько времени длится реакция при 293 К, если температурный коэффициент реакции равен 2,5?

Решение. Между скоростью протекания химических реакций и их продолжительностью существует обратно – пропорциональная зависимость u_Т2/ u_Т1= t₁/ t₂ , где t₁ и t₂ – время протекания реакции при температурах Т₁ и Т₂, таким образом, в данном случае правило Вант-Гоффа можно записать следующим выражением:

t₁/ t₂ = g^{Т2 –Т1/10}; t₁ = t₂ ∙ g^{Т2-Т1/ 10} = 20 ∙ 2,5 ^{353-293/ 10} =20 ∙ 2,5⁶ = 4879 сек =

= 1 час 21 мин 19 сек.

Пример 4. При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [N₂] = 2,5 моль/л; [Н₂] = 1,8 моль/л; [NH₃] = 3,6 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение. Исходя из уравнения реакции получения аммиака определяем константу равновесия этой реакции:

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование 2 моль аммиака расходуется 1 моль азота, а на образование 3,6 моль потребовалось 3,6 /2 = 1,8 моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим первоначальную концентрацию =2,5+1,8=4,3 моль/л. На образование 2 моль аммиака необходимо истратить 3 моль водорода, а для получения 3,6 молей аммиака требуется 3,6 ∙ 3/ 2 = 5,4 моль/л; =1,8+5,4 =7,2 моль/л. Таким образом, реакция начиналась при концентрациях азота и водорода соответственно 4,3 и 7,2 моль/л.

Пример 5.В каком направлении произойдет смещение равновесия систем:

а) 2SO₃ = 2SO₂ + O₂ ∆H = +192 кДж

б) 2СО =СО₂ + С ∆H = -171 кДж

в) COCl₂ = CO + Cl₂ ∆H = +113 кДж

при повышении давления, температуры и понижении концентрации О₂ и СО?

Решение.а) реакция эндотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в прямую сторону (→). Количество моль газообразных исходных веществ – 2, продуктов – 3, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в обратную сторону (←). При понижении концентрации кислорода по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону прямой реакции (→).

б) реакция экзотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. в обратную сторону (←). Количество моль газообразных исходных веществ – 2, продуктов – 1, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в сторону прямой реакции (→). При понижении концентрации угарного газа по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону обратной реакции (←).

в) реакция эндотермическая, следовательно, при повышении температуры по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в прямую сторону (→). Количество моль газообразных исходных веществ – 1, продуктов – 2, следовательно, при повышении давления равновесие смещается в сторону с меньшем количеством газообразных молекул, т.е. в обратную сторону (←). При понижении концентрации угарного газа по принципу Ле-Шателье равновесие смещается в сторону прямой реакции (→).

Индивидуальные задания

Задание 1.Решите задачи своего варианта (табл. 24)

Таблица 24

Варианты контрольного задания

Вариант

Условия

а) Две реакции при 283 К протекают с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой и второй реакции равны соответственно 2,5 и 3,0. Как будут относиться скорости реакций, если первую из них провести при 350 К, а вторую при 330 К? Ответ: 2,65: 1,00. б) Реакция идет по уравнению . Как изменится скорость реакции, если увеличить давление в 2 раза? Ответ: возрастет в 512 раз

Продолжение табл. 24

	а) В начальный момент протекания реакции концентрации были равны (моль/л): азота - 1,5; водорода - 2,5; аммиака - 0. Каковы концентрации азота и водорода при концентрации аммиака равной 0,5 моль/л? Ответ: 1,25 моль/м³; 1,75 моль/м³. б) На сколько нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 90 раз? Температурный коэффициент равен 2,7. Ответ: 45,3 ⁰C.
	а) Начальные концентрации веществ в реакции были равны (моль/м³): оксида углерода (II) - 0,05; паров воды - 0,06; оксида углерода (IV) - 0,4; водорода - 0,2. Вычислите концентрации всех реагирующих веществ, после того как прореагировало 60 % Н₂О. Ответ: 0,24 моль/м³; 0,14 моль/м³; 0,76 моль/м³; 0,56 моль/м³. б) Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 45 минут, если при 293 К на это требуется 3 часа. Температурный коэффициент равен 3,2. Ответ: 304,9 К.
	а) Реакция протекает по уравнению 2А = В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/м³. Константа равновесия реакции 0,5. Вычислите равновесные концентрации веществ. Ответ: 0,015 и 0,17 моль/м³. б) Константа равновесия для реакции при 850 ⁰С равна 1. Исходные концентрации воды – 0,03 моль/л, угарного газа – 0,01 моль/л. Определите концентрации всех четырех веществ при равновесии. Ответ: [СО]=0,0025 моль/л, [СО₂]=[Н₂]= 0,075 моль/л, [Н₂О]=0,025 моль/л.
	а) Реакция протекает по уравнению . Как изменится скорость реакции после разбавления реагирующей смеси в 4 раза? Ответ: уменьшится в 16 раз. б) Равновесие реакции, протекающей по уравнению , установилось при следующих концентрациях: [Н₂]= 0,004 моль/л, [J₂]= 0,025 моль/л, [HJ]= 0,08 моль/л. Определите константу равновесия этой реакции и исходные концентрации йода и водорода. Ответ: К_р= 64, 0,044 моль/л, 0,065 моль/л.
	а) Скорость химической реакции при 20 ⁰С равна 1 моль/(л·с). Вычислите скорость этой реакции при 60 ⁰С, если температурный коэффициент равен 3. Ответ: 81 моль/(л·с). б) Как измениться скорость реакции , если увеличить объем газовой смеси в 3 раза и предположить, что реакция протекает в соответствии с законом действующих масс? Ответ: уменьшится в 9 раз.

Продолжение табл. 24

	а) При охлаждении реакционной смеси с 50 до 20 ⁰С скорость химической реакции уменьшилась в 27 раз. Вычислите температурный коэффициент этой реакции. Ответ: 3. б) Скорость химической реакции при 50 ⁰С равна 5 моль/(л·с). Вычислите скорость этой реакции при 100 ⁰С, если температурный коэффициент равен 2. Ответ: 160 моль/(л·с).
	а) Определите равновесную концентрацию водорода в реакции , если исходная концентрация HI составляет 0,55 моль/м³, а константа равновесия равна 0,12. Ответ: 0,11 моль/м³. б) Реакция при температуре 50 ⁰С протекает за 200 с. Температурный коэффициент данной реакции равен 2. За сколько времени закончится эта реакция при 70 ⁰С? Ответ: за 50 с.
	а) При синтезе фосгена имеет место равновесие реакции . Определите исходные концентрации хлора и оксида углерода, если равновесные концентрации в моль/м³ равны: [Cl₂] = 2,5; [CO] = 1,8; [COCl₂] = 3,2.Ответ: 5,0; 5,7 моль/м³. б) Во сколько раз увеличиться скорость реакции , если концентрацию водорода увеличить в 2, а азота – в 4 раза? Ответ: в 32.
	а) Исходные концентрации азота и водорода в реакционной смеси для получения аммиака составили 4 и 10 моль/л соответственно. При наступлении равновесия прореагировало 50 % азота. Вычислите равновесные концентрации азота, водорода и аммиака. Ответ: [N₂]=2 моль/л, [NH₃]=[H₂]=4 моль/л. б) Реакция при температуре 40 ⁰С протекает за 180 с. Температурный коэффициент реакции равен 3. За сколько секунд завершиться эта реакция при 60 ⁰С? Ответ: за 20 с.
	а) В каком направлении сместится равновесие реакции , если концентрации всех реагирующих веществ уменьшить в 3 раза? б) При наступлении равновесия реакции концентрации веществ имели следующие значения: азота 0,5 моль/л, водорода 1,5 моль/л, аммиака 1 моль/л. Рассчитайте исходные концентрации азота и водорода. Ответ: 1 и 3 моль/л.
	а) Равновесие в системе при некоторой температуре установилось при концентрациях в моль/м³: [NO₂]=0,06; [NO]=0,24; [O₂]=0,12. Определите константу равновесия и рассчитайте исходную концентрацию NO₂. Ответ: 1,92; 0,3 моль/м³. б) На сколько градусов надо повысить температуру газообразной реакционной смеси, чтобы скорость реакции увеличилась в 125 раз, если температурный коэффициент равен 5? Ответ: на 30 ⁰

Окончание табл. 24

	а) Определите равновесные количества веществ в реакции ,если константа равновесия при некоторой температуре равна 1 и для реакции было взято 1 моль углекислого газа и 3 моль водорода. Ответ: [H₂] = 2,25; [ CO₂] = 0,25; [CO] = 0,75; [H₂O] = 0,75 моль/м³. б) Как измениться скорость химической реакции ,если давление системы увеличить в 5 раз?
	а) При некоторой температуре константа равновесия реакции равна 1. Определите состав равновесной смеси, если для реакции были взяты 1 моль водорода и 2 моль брома. Ответ: = 0,55 моль. = 1,55 моль. = 0,90 моль. б) Обратимая реакция протекает по уравнению: . Константа равновесия при определенной температуре равна 1. Определить концентрации всех реагирующих веществ при равновесии, зная, что исходные концентрации окиси углерода и водяного пара были 0,02 моль/л. Ответ: [СО]=[СО₂]=[Н₂О]=[Н₂]= 0,01 моль/л.
	а) Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаждение реакционной смеси. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси с 40 ⁰С до -10 ⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 2,7. Ответ: в 143,5 раза. б) Реакция протекает по уравнению: . Равновесие установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [NO]= 0,02 моль/л, [NО₂]= 0,06 моль/л, [О₂]= 0,3 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию кислорода. Ответ: К_р= 30, 0,33 моль/л.

Тестовые задания

1. Скорость химических процессов при введении в систему катализатора увеличивается за счет:

а) увеличения кинетической энергии молекул

б) возрастания числа столкновений

в) уменьшения числа активных молекул

г) уменьшения энергии активации

2. Равновесие гетерогенной системы СО_2(г) + С_{(графит)} ↔ 2СО_(г₎смещается в сторону исходных веществ путем:

а) увеличение объема

б) повышения давления

в) повышение концентрации углекислого газа

г) понижение концентрации угарного газа

3. Закон «действующих масс» (Гульберг, Вааге) устанавливает зависимость скорости реакции от:

а) температуры процесса

б) химической природы реагирующих веществ

в) концентрации реагирующих веществ

г) катализатора

4. Кинетическим уравнением для гомогенного процесса 2NО_(г)+О_2(г)=2NО_2(г) является:

а) в)

б) г)

5. Укажите определение энергии активации химического процесса:

а) общий запас внутренней энергии системы;

б) разница между потенциальной энергией молекул продуктов реакции и исходных веществ

в) внутренняя энергия химической системы, способная совершать механическую работу.

г) избыточная кинетическая энергия молекул, которая позволяет разрушить связи между атомами, что приводит к образованию новых химических связей.

6. Скорость реакции и увеличении количества реагентов в 4 раза возрастет в

а) 4 раза б) 8 раз в) 16 раз г) 32 раза

7. При охлаждении равновесие реакции

а) сместиться влево

б) сместиться в право

в) не сместиться

8. Для смещения равновесия реакции вправо, необходимо:

а) увеличить концентрацию О₂; в) повысить температуру

б) увеличить концентрацию CS₂; г) повысить давление

9. Химическое равновесие смещается за счет:

а) изменения температуры процесса

б) введения катализатора

в) увеличение концентрации реагирующих веществ

г) изменения давления

10. Изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени в единице реакционного пространства, называется_______ .

ТЕМА 5. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ СОЕДИНЕНИЙ. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ.

Теоретические сведения

Атом представляет собой сложную электронейтральную микросистему находящихся в движении элементарных частиц. Он состоит из положительно заряженного… Таблица 25

Основные характеристики протона, нейтрона и электрона

Размеры и массы атомов малы. Радиус атомов составляет 10-10 м, а радиус ядра – 10-15 м. Масса атома определяется делением массы одного моль атомов… Основными характеристиками атома являются заряд его ядра (Z) и массовое число… Основные свойства и строение ядра (теория состава атомных ядер)

Корпускулярно-волновые свойства частиц

Впервые двойственная корпускулярно-волновая природа была установлена для света. Исследования ряда явлений (излучение раскаленных тел, фотоэффект,… ∆Е = hν, где h = 6,63·10-34 Дж·с – постоянная Планка. Приравнивая энергию фотона hν к полному запасу его энергии mс2 и, учитывая, что ν=с/λ, получаем…

Число подуровней на энергетических уровнях

Рис. 7. Изображение форм и ориентаций

Число орбиталей на энергетических подуровнях

p-орбитали существуют при n ≥ 2 и l = 1, поэтому возможны три варианта… d-орбитали определяются квантовым числом l = 2 (n ≥ 3), при котором ml = –2, –1, 0, +1, +2, то есть…

Последовательность заполнение атомных орбиталей

Принцип наименьшей энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях. Это отражает общее… Принцип Паули (1925 г) запрещает в многоэлектронном атоме находиться… Эта формула не учитывает межэлектронное взаимодействие и перестает выполняться при n ≥ 3.

Электронные формулы элементов

1) Главное квантовое число n минимально; 2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d-… 3) Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

Периодичность атомных характеристик

За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.… В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в… У s- и p-элементов изменение радиусов, как в периодах, так и в подгруппах более выражены, чем у d- и f-элементов, так…

Потенциалы (энергии) ионизации I1, эВ

I1 максимален у элементов с полностью заполненными валентными оболочками (у благородных газов), при переходе к следующему периоду I1 резко… Энергия связи электрона с ядром пропорциональна Z и обратно пропорциональна… В главных подгруппах потенциалы ионизации с ростом Z уменьшаются вследствие увеличения числа электронных подоболочек и…

Потенциалы (энергии) ионизации I1, эВ элементов V группы

Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом отдает электрон. Поэтому восстановительная способность нейтральных атомов с ростом Z в периоде… Другой важной в химии характеристикой атома является энергия сродства к… Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Экспериментальное определение…

Значение энергии (Eср) сродства к электрону для некоторых атомов.

Немонотонность изменения сродства к электрону в периоде также обусловлена… Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s2 и s2p6 и переходные элементы.…

Относительная электроотрицательность элементов

Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрицательность и наоборот, чем более…

Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

По главным подгруппам неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические усиливаются, поэтому сверху вниз по главной группе возрастают… Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями… Например, Pb+2O – основной оксид, Pb+4O2 – амфотерный. Cr+2O - основный оксид, Cr2+3O3 – амфотерный, Cr+6O3 –…

Характер изменения свойств оснований в зависимости от положения металла в периодической системе и его степени окисления.

По главным группам сверху вниз сила оснований возрастает. Так, Са(ОН)2 более сильное основание, чем Mg(OH)2, но Mg(OH)2 более сильное основание, чем… Если металл образует несколько гидроксидов, находясь в различной степени…

Зависимость силы кислот от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

По группе кислородсодержащих кислот сверху вниз сила кислот уменьшается. Так, угольная кислота (Н2СО3) более сильная, чем кремневая (Н2SiO3). Чем выше степень окисления кислотообразующего элемента, тем сильнее кислота:… Сила бескислородных кислот в главных подгруппах с ростом атомного номера элемента возрастает: HF → HCl →…

Связ1s < σразр1s < σсвяз2s < σразр2s < πсвяз2рy = πсвяз2рz < σсвяз2px < πразр2рy = πразр2рz < σразр2px.

МО двухатомных молекул конца второго периода по возрастанию энергии располагают: σ_связ1s < σ_разр1s < σ_связ2s < σ_разр2s < σ_связ2p_x < π_связ2р_y = π_связ2р_z < π_разр2р_y = π_разр2р_z < σ_разр2p_x.

7. В методе МО вместо кратности связи вводится понятие порядок связи (n) – полуразность числа связывающих и числа разрыхляющих электронов:

(59)

Порядок связи может быть равен нулю, целому или дробному положительному числу. При n = 0 молекула не образуется.

8. Если на МО имеются неспаренные электроны, молекула парамагнитна, т.е. обладает магнитными свойствами. Если все электроны спарены – диамагнитна, т.е. не обладает магнитными свойствами.

ММО по сравнению с МВС позволяет получить реальные представления о химической связи и свойствах различных частиц (молекул, ионов). Электронные конфигурации молекул рассмотрим на примере образования химической связи двухатомной молекулы водорода, представленного через электронную формулу: 2Н[1s¹] → H₂ [(σ_связ1s)²].

Как видно (рис. 14), из двух s-орбиталей образуется две МО: одна связывающая и одна разрыхляющая. При этом МО принадлежат к σ-типу: они образованы взаимодействием s-орбиталей. Порядок связи:

Характеризуя ММО и МВС, необходимо заметить, что оба квантово-

Рис. 14. Энергетическая диаграмма образования МО водорода из двух АО

механических подхода к описанию химической связи – приближены. ММО придает преувеличенное значение делокализации электрона в молекуле и основывается на одноэлектронных волновых функциях – молекулярных орбиталях. МВС преувеличивает роль локализации электронной плотности и основывается на том, что элементарная связь осуществляется только парой электронов между двумя атомами.

Сравнивая МВС и ММО, следует отметить, что достоинством первого является его наглядность: насыщаемость связи объясняется как максимальная ковалентность, направленность вытекает из направленности атомных и гибридных орбиталей; дипольный момент молекулы складывается из дипольных моментов связей, разности ОЭО атомов, образующих молекулу, и наличия неподеленных электронных пар.

Однако существование некоторых соединений невозможно объяснить с позиции МВС. Это электрон-дефицитные соединения (Н₂⁺) и соединения благородных газов. Их строение легко объясняет ММО. Устойчивость молекулярных ионов и атомов в сравнении с молекулами легко предсказывается с позиции ММО. И, наконец, магнетизм и окраска вещества также легко объясняются ММО.

Количественные расчеты в ММО, несмотря на свою громоздкость, все же гораздо проще, чем в МВС. Поэтому в настоящее время в квантовой химии МВС почти не применяется. В тоже время качественно выводы МВС гораздо нагляднее и шире используются экспериментаторами, чем ММО. Основанием для этого служит тот факт, что реально в молекуле вероятность пребывания данного электрона между связанными атомами гораздо больше, чем на других атомах, хотя и там она не равна нулю. В конечном счете, выбор метода определяется объектом исследования и поставленной задачей.

Ионная (электровалентная) связь-это сильнополярная ковалентная связь. В ее основе лежит электростатическое взаимодействие ионов. Согласно ей, атомы элементов с числом электронов в наружном слое меньше восьми присоединяют или теряют такое число электронов, которое делает наружный электронный слой таким, как у атома ближайшего инертного газа.

Атом, потерявший электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион). Атом, присоединивший электроны, становится отрицательно заряженным ионом (анион). Разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу (рис. 15).

Рис. 15. Образование хлорида натрия из простых веществ

Возникновение ионной связи имеет место только в том случае, если элементы, атомы которых реагируют между собой, обладают резко отличными значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Ионных соединений немного. Они обладают основными свойствами: в расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде легко диссоциируют на ионы (растворяются), имеют высокую температуру плавления и кипения.

Ионная связь характеризуется следующими показателями:

Ненаправленность. Ионы – заряженные шары, их силовые поля равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве, поэтому они притягивают противоположный по знаку ион в любом направлении.

Ненасыщаемость. Взаимодействие двух ионов не может привести к полной взаимной компенсации их силового поля. Поэтому у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Так, ионный кристалл ( ) является гигантской молекулой из ионов. Из отдельных молекул ионные соединения состоят только в парообразном состоянии.

Металлическая связьоснована на обобществлении валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам металла в кристалле.

В металлах валентных электронов намного меньше, чем свободных орбиталей. Это создает условия для свободного перемещения электронов по орбиталям разных атомов металла. Внутри металла происходит непрерывное хаотичное движение электронов от атома к атому, то есть электроны становятся общими. При создании разности потенциалов происходит согласованное движение электронов – это объясняет электрическую проводимость данных веществ. В металлах небольшое число электронов одновременно связывает множество атомных ядер – эта особенность называется делокализацией. Данный тип связи характерен для веществ, находящихся в твердом или жидком состоянии.

Водородная связь – одна из разновидностей взаимодействия между полярными молекулами, бывает внутри- и межмолекулярной (рис.16).


а	б

Рис.16. Образование водородной связи: а – внутримолекулярной;

б – межмолекулярной.

Она образуется между электроотрицательными атомами одной молекулы и атомами водорода другой, типа Н-Х (Х – это F, O, N, Cl, Br, I) за счет сил электростатического притяжения. Связь между водородом и одним из этих атомов характеризуется достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполя взаимодействуют между собой так, ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Данная связь проявляется в газах, жидкостях и твердых телах. Она относительно прочна. Понижение температуры способствует образованию водородной связи. Наличие водородной связи обусловливает повышение устойчивости молекул вещества, а также повышению их температуры кипения и плавления. Образование водородных связей играет важную роль, как в химических, так и в биологических системах.

Разные агрегатные состояния веществ свидетельствует о том, что между частицами (атомами, ионами, молекулами) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Наиболее важной и отличительной чертой этих сил является их универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами.

Межмолекулярные силы (Ван-дер-ваальсовые силы)–взаимодействие между молекулами, в результате которого вещество переходит в жидкое или твердое состояние. Межмолекулярные силы имеют электрическую природу. Они обусловлены полярностью и поляризуемостью молекул. Различают три типа межмолекулярного взаимодействия: дипольное, индукционное, дисперсионное (рис. 17).

При ориентационном (дипольном). взаимодействии полярные молекулы, сближаясь, ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами диполей. Чем более полярны молекулы, тем прочнее взаимодействие. При повышении температуры ориентационное взаимодействие уменьшается, так как тепловое движение молекул нарушает ориентацию.

При индуцированным взаимодействии происходит взаимное притяжение полярных и неполярных молекул. Постоянный диполь полярной молекулы создает в неполярной временный диполь (за счет деформации электронного облака), благодаря которому и происходит взаимодействие. Оно не зависит от температуры, зависит от напряженности электрического поля полярной молекулы.

Сближение двух неполярных молекул приводит к дисперсионному взаимодействию. Оно возникает вследствие вращения электронов и колебательного движения атомных ядер, в атоме возникают небольшие мгновенные деформации электронного облака, создающие асимметрию в распределении зарядов, возникают мгновенные диполи. На дисперсионном взаимодействии основан процесс сжижения благородных газов и двухатомных элементарных газов.

Рис. 17. Межмолекулярные взаимодействия молекул:

а – ориентационное; б – индукционное; в – дисперсионное

В молекулах, образованных более чем двумя атомами различных элементов существуют разные типы связей.

Энергия межмолекулярного взаимодействия намного меньше энергии химических связей (8-47 кДж/моль), она быстро уменьшается при увеличении расстояния между молекулами, однако, ее достаточно для стягивания молекул веществ в агрегаты. Ван-дер-ваальсовые силы проявляются при переходе вещества из газообразного состояния в жидкое, при кристаллизации сжиженных газов, адсорбции и других процессов.

Вещество может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом. Плазму часто называют четвертым агрегатным состоянием. Свойства веществ зависят от агрегатного состояния (табл. 32).

Таблица 32

Свойства веществ в разных агрегатных состояниях

Агрегатное состояние вещества определяется силами, действующими между… В твердом состоянии частицы занимают определенное положение относительно друг друга. Оно обладает низкой сжимаемостью,…

Сравнительная характеристика аморфных и кристаллических веществ

Кристаллические вещества плавятся при строго определенной температуре (Тпл),… Твердые кристаллы - трехмерные образования, характеризующиеся строгой повторяемостью одного и того же элемента…

Свойства кристаллических решеток

Продолжение табл. З4 Молекулярные Состоят из молекул (полярных и неполярных),…

Контрольные вопросы и задания

1. Охарактеризуйте двойственную природу электрона, уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга, волновое уравнение Шредингера.

2. Спектры атомов, как источник информации об их строении. Квантовые числа.

3. Основные принципы заполнения электронами орбиталей (принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Гунда).

4. Электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов.

5. Определение валентных возможностей элемента, исходя из строения электронных оболочек атома.

6. Охарактеризовать свойства элемента по его положению в ПСЭ.

7. Физическая сущность химической связи. Типы химической связи, ее характеристика: энергия, длина направленность.

8. Основные положения МВС и ММО. Связывающие и разрыхляющие МО. Кратность связи в ММО.

9. Типы ковалентной связи. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, полярность, поляризуемость, направленность, гибридизация. Пространственное расположение атомов в молекуле. Кратность и делокализация связи.

10. Ионная связь, ее характеристики. Общая характеристика металлической связи, водородной связи, межмолекулярных взаимодействий.

11. Характеристика агрегатного состояния веществ.

Примеры решения задач

Пример 1. Запишите полный набор квантовых чисел для электрона, который находится последним в орбитальной диаграмме атома азота.

Решение. Этот электрон характеризуется набором квантовых чисел: n = 2 (находится на 2-м уровне), l = 1(находится на p-подуровне), m = +1 (находится на последней из трех одинаковых p-орбиталей, s = +1/2 (этот электрон заселился первым на данную p-орбиталь).

Пример 2.Последним электронную оболочку некоего элемента заселяет электрон с набором квантовых чисел: n = 3, l = 2, m = -2, s = +1/2. Какой это элемент? Какова его полная электронная формула?

Решение. Данный электрон находится на 3-м уровне (n = 3), причем на d-подуровне (l = 2). На рис. 20 изображены все пять d-орбиталей и расположены над ними значения магнитного квантового числа m от -2 до +2, нужная орбиталь (m = -2).

Расположив на ней единственный электрон (стрелка вверх, т.к. s = +1/2) и зная, что он последний, мы приходим к выводу, что остальные d-орбитали пусты. Теперь мы уже можем записать сокращенную электронную формулу элемента: …3d¹. Этот элемент легко найти в периодической таблице - это скандий ₂₁Sc. Всего на орбитальной диаграмме элемента поместится ровно 21 электрон, следовательно, в его ядре 21 протон и его порядковый номер в таблице Менделеева тоже 21 (Sc). Орбитальная диаграмма помогает записать и полную электронную формулу для скандия: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹.

Рис. 20. Графическое изображение орбиталей

Пример 3.Элемент имеет порядковый номер 18. Напишите полную электронную формулу, указав, на каких энергетических уровнях и подуровнях находятся электроны в атомах этого элемента.

Решение.Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в порядке возрастания энергии 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d<7p. Порядковый номер 18, т.е. атом содержит 18 электронов, его электронная формула имеет вид: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, это аргон.

Пример 4. Сокращенная электронная формула элемента изображена в виде … 3d³4s². Какой это элемент? Напишите полную электронную формулу.

Решение. Исходя из строения электронной оболочки, элемент находится в 4-м периоде, общее число валентных электронов (3d³4s²) – пять, следовательно, в V группе, d-орбиталь незавершенна, это d-элемент V группы побочной подгруппы. Это ванадий ₂₃V. Электронная формула этого элемента: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³.

Пример 5. На основании ПСЭ охарактеризуйте химические свойства атома с порядковым номером 21 по плану.

План характеристики элемента по положению

В Периодической системе Д.И. Менделеева

2. Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число. 3. Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное… 4. Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

Индивидуальные задания

Задание 1.Решите задачи своего варианта (табл. 35).

Таблица 35

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия
	1.Сокращенная электронная формула элемента изображена в виде:…4s²4p². Какой это элемент? Напишите полную электронную формулу и набор квантовых чисел для “последнего” электрона на внешнем электронном уровне.

Продолжение табл. 35

2. В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р⁷- и d¹²– электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны. 3. У атомов, какого из элементов — хрома (Сг) или селена (Sе) в большей степени выражены металлические свойства? При взаимодействии атомов хрома и селена какой из них проявляет восстановительные свойства? 4. Объясните, у какого элемента – Cr или Seсильнее выражены металлические свойства. 5. Объясните, что определяет межъядерное расстояние. Почему при сближении атомов их ядра не сливаются? 6. Молекула СО₂ имеет нулевое значение дипольного момента. Предложите структурно-графическую формулу углекислого газа. Чем объяснить, что у структуры СОCl₂величина дипольного момента отлична от нуля? 7. Чем характеризуется внутреннее строение кристаллов? 8. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердых простых веществ, образованных элементами с порядковым номером 10, 37? Какие связи имеются в этих кристаллах, и какие свойства характерны для них?

ТЕМА 6. РЕАКЦИИ С ПЕРЕНОСОМ ЭЛЕКТРОНОВ. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ

Теоретические сведения

Степень окисления (окислительное число) – условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что электроны полностью… Теория ОВР разработана в 1914 году Л.В. Писаржевским. Сущность ОВР заключается в переходе всех или части валентных электронов от донора (восстановителя) к акцептору…

Характеристика элементов и их соединений в ОВР

Как проявляет себя вещество в данной реакции (окислитель или восстановитель), в основном зависит от среды, под влиянием которой может меняться и… Таблица 38

Типы ОВР

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Записать уравнение в молекулярной форме: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O 2. Определить степень окисления (СО) каждого элемента:

Участие ионов в различных средах

SO3-2 + Н2О → SO4-2 + 2Н+ MnO4- + 2Н2О → MnO2 + 4ОН- 5. Уравниваем сумму зарядов в левой и правой части молекулярно-ионных схем ОВР. Находим коэффициенты (общий…

Стандартные электродные потенциалы металлов

Он позволяет сделать ряд выводов относительно химических свойств элементов: 1. каждый элемент способен восстанавливать из растворов солей все ионы,… 2. величина стандартного электродного потенциала характеризует одновременно восстановительную способность атома и…

Контрольные вопросы и задания

1. Электронная теория ОВР Писаржевского Л.В.

2. Степени окисления и правила их расчета.

3. Окислительно-восстановительная двойственность.

4. Механизм возникновения электродного потенциала

5. Стандартный электродный потенциал. Формула Нернста.

6. Гальванический элемент. Направленность окислительно-восстановительных процессов.

7. Составление уравнений ОВР методом полуреакций.

8. Влияние среды на ОВР.

9. Значение ОВР в биологических процессах.

Примеры решения задач

Пример 1.Расставьте степени окисления элементов в представленной реакции. Уравняйте реакцию методом полуреакций, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. Найдите значения стандартных ЭДС, энергии Гиббса и константы равновесия реакции: Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O.

Решение. Расставляем степени окисления:

Cu⁰ + H⁺ + NO₃^- → Cu²⁺ + 2NO₃^- + N²⁺O^2- + H⁺₂O^2-.

Переписываем его в сокращенном виде с учетом частиц, которые участвуют в ОВР: Cu⁰ + H⁺ + NO₃^- → Cu²⁺ + N²⁺O^2- + H⁺₂O^2-.

Составляем схему процессов с учетом среды:

Cu⁰ – 2е → Cu²⁺ - восстановитель, процесс окисления

N⁵⁺O₃^- + 3е + 4H⁺ → N²⁺O^2- + 2H₂O – окислитель, процесс восстановления.

Для составления общего уравнения реакции уравниваем число отданных и принятых электронов, складываем полуреакции с учетом коэффициентов:

3│Cu⁰ – 2е → Cu²⁺

2│N⁵⁺O₃^- + 3е + 4H⁺ → N²⁺O^2- + 2H₂O

3Cu⁰ + 8H⁺ + 2NO₃^- → 3Cu²⁺ + 2NO +4 H₂O

Молекулярное уравнение имеет вид: 3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂ +2NO+4H₂O

М_{Э (окислителя)}= М_r(HNO₃) / 3 = 63/3 = 21 г/моль;

М_{Э (восстановителя)}= М_r(Cu) / 2 = 64/2 = 32 г/моль.

ЭДС = Е⁰_{окислителя} – Е⁰_{восстановителя}

Е⁰(Cu⁰|Cu²⁺) = 0,34 (табл. величина)

E⁰(NO₃^-| NO) = 0,96 (табл. величина)

ЭДС = 0,96-0,34 = 0,62 В > 0, следовательно ОВР протекает в прямом направлении.

Энергия Гиббса рассчитывается по формуле: ΔG⁰_хр = - z· F · ЭДС = 6 · 96500 · 0,62 = - 358980 Дж = - 358,98 кДж. ΔG < 0, следовательно, процесс идет самопроизвольно.

Находим константу равновесия при стандартных условиях: lgK = z·ЭДС /0,059 = 6· 0,62/0,059 = 63. Следовательно, Кр = 1·10⁶³. Согласно константе равновесия (К_р > 1) ОВР смещается вправо, в сторону продуктов реакции.

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

Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

2Cl^- + 2Fe⁺³ = 2Fe⁺² + Cl₂

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Cl₂ + 2e = 2Cl^- E⁰₁ = 1,36 B;

Fe⁺³ + e = Fe⁺² Е⁰₂ = 0,77 В.

Поскольку E⁰₁> Е⁰₂ , то окислителем будет хлор, а восстановителем – ион Fe⁺²; рассматриваемая реакция протекает справа налево.

Пример 3.Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции 2Hg + 2Ag⁺= 2Ag + Hg₂⁺² при следующих концентрациях (моль/дм³) участвующих в реакции ионов: [Ag⁺] = 10^-1, [Hg₂⁺²] = 10^-4.

Решение.Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg₂⁺²+ 2e = 2Hg E⁰₁ = 0,79 B;

Ag⁺ + e = Ag E⁰₂ = 0,80 B,

Вычисляем значения электродных потенциалов при указанных в условиях задачи концентрациях:

Поскольку Е₁< Е₂, то реакция протекает слева направо.

Пример 4.Найдите при 25⁰ С константу равновесия реакции:

Hg₂(NO₃)₂ + 2Fe(NO₃)₂ = 2Hg + 2Fe(NO₃)₃.

Решение.Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме имеет вид:

Hg₂⁺² + 2Fe⁺² = 2Hg + 2Fe⁺³

Находим стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (прил. 5):

Hg₂⁺²+ 2e = 2Hg E⁰₁ = 0,79 B - окислитель;

Fe⁺³ + e = Fe⁺² Е⁰₂ = 0,77 В - восстановитель.

Находим значение стандартной ЭДС процесса

ЭДС =E⁰₁ - Е⁰₂ = 0,79 – 0,77 = 0,02 В

Вычисляем константу равновесия реакции:

Индивидуальные задания

Задание 1. Определите степень окисления элементов вашего варианта в следующих соединениях (табл. 41).

Таблица 41

Варианты контрольного задания

Вариант	Соединения
	ClO₂, HClO, HClO₃, Cl₂, Cl₂O₇
	SO₂, H₂S, CaSO₃, As₂S₃, SO
	N₂, NO, HNO₃, NH₃, NH₂OH
	As₂O₃, Na₃AsO₄, As, As₂O₅, H₃As

Продолжение табл. 41

	H₂SO₄, CS₂, Na₂S, SO₃, Na₂H₂
	Br₂, Br₂O, HBrO, KBrO₃, HBr
	NaNO₂, KNO₃, H₂O₂, N₂, NO₂
	I₂, NaI, HIO₃, HIO₂, K₅IO₆
	PH₃, PCl₃, H₃PO₃, H₃PO₄, P
	SiH₄, Mg₂Si, Si, SiO, H₂SiO₃
	B, BF₃, Mg₃B₂, Na₃BO₃, LiBH₄
	Li₃PO₄, P₂O₅, P₂O₃, P₂H₄, CaHPO₄
	Na₂CrO₄, H₂SeO₄, KMnO₄, Na₂S₂, NO
	NaCrO₂, K₂MnO₄, Na₂SO₃, MnO₂, Na₂PbO₂
	Fe₂(SO₄)₃, PbO₂, (NH₄)₂SO₄, Na₂O₂, N₂H₄

Задание 2. Расставьте степени окисления элементов в представленной реакции. Уравняйте реакцию методом полуреакций, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. Найдите значения стандартных ЭДС, энергии Гиббса и константы равновесия реакции (табл. 42).

Таблица 42

Исходные данные

Тестовые задания

1. Укажите степень окисления окислителя в реакции

HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + H₂O

а) +2 б) -2 в) -1 г) +4

2. Название кислот, входящих в состав сильного окислителя «Царская водка» ……….. .

3. Название процесса отдачи электрона ………. .

4. Вещество, являющееся только восстановителем:

а) S б) H₂SO₃ в) SO₃ г) H₂S

5. Вещество, являющееся только окислителем:

а) H₂SO₄ б) H₂O в) HNO₂ г) Н₂О₂

6. Соединение, способное проявлять окислительно-восстановительные свойства:

а) H₂S б) H₂SO₄ в) H₂SO₃ г) SO₃

7. Продукт полного восстановления азотной кислоты:

а) NO₂ б) NO в) NH₃ г) N₂O

8. При образовании хлорида аммония NH₃ + HCl = NH₄Cl изменяется

а) степень окисления азота в) степень окисления водорода

б) степень окисления хлора г) валентность атома азота

9. Степень окисления хлора в Са(ClO)₂ равна:

а) +1 б) +3 в) +5 г) +7

10. Среди перечисленных реакций:

1. KOH + HCl = KCl + H₂O

2. CuO + H₂ = Cu + H₂O

3. Fe + H₂O + O₂ = Fe(OH)₃

4. CuO + H₂SO₄ = CaSO₄

к окислительно-восстановительным относятся

а) 1, 2 б) 2, 3 в) 3, 4 г) 1, 4

ТЕМА 7. ЛИГАНДООБМЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Теоретические сведения

Комплексные соединения (КС) – это соединения в узлах кристаллов которых находятся комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию в… CoCl3 + 6NH3 = [Co(NH3)6]Cl3 Со3+ + 6NH3 = [Co(NH3)6]3+ CuSO4 +4NH3 = [Cu(NH3)4] SO4 Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+

Строение комплексных соединений

Принцип координации: координирующий атом или ион (Меn+) окружён противоположно заряженными ионами или нейтральными молекулами, образующими… Рис. 27 Строение комплексного соединения K3[CoF6] –…

Координационные числа ионов - комплексообразователей

Заряд центрального иона	Комплексообразователь	К.ч.
+1 +2 +3,+4 (+2)	Ag⁺, Cu⁺, Au⁺, Hg⁺ Cu²⁺, Zn²⁺, Pt²⁺, Pb²⁺, Pt⁴⁺, Cr³⁺, Co³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺

Таблица 44

Основные комплексообразователи в КС

Рис. 28. Строение анионного комплекса –гексацианоферрат(III) калия Комплексы (комплексные, координационные соединения) - это молекулы или ионы,… При растворении и диссоциации внутренняя координационная сфера сохраняет относительную стабильность: [Ag(NH3)2]Cl…

Классификации КС

1. по заряду комплексов:

катионного типа - [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Cu(NH₃)₄] SO₄

анионного типа – K₃[Fe(CN₆)], H₂[PtCl₆], [Co(CN)₆ ]^3-

нейтральные (внутрикомплексные) соединения – [Pt(NH₃)₂Cl₄], [Co(NH₃)₄Сl₂]⁰.

2. по принадлежности к классу:

кислоты - H[AuCl₄],

основания - [Ag(NH3)₂]OH,

соли - [Ni(NH3)₆]SO₄;

3. по природе лиганда:

гидроксокомплексы - K₂[Zn(OH)₄],

комплексы смешанного типа - K[Co(NH₃)₂Cl₄], [Pt(NH₃)₄(H₂O)₂]Cl₄, [Pt(NH₃)₃Cl]Cl, K[Pt(NH₃)Cl₃].

аммиакаты: лиганды – молекулы аммиака, реже аминов или гидразина: [Cu(NH₃)₄] SO₄, [Cо(NH₃)₆] Сl_3, [Pt(CH₃NH₂)₂] SO_4,[Pt(N₂H₄₃)₄] Cl_2.

аквакомплексы: лиганды – молекулы воды: [Co(H₂O)₆] SO_4, [Al(H₂O)₆]Cl₃, [Fe(H₂O)₆]Cl₃

ацидокомплексы: лиганды – любые анионы кислот: K₄[Fe(CN)₆)], K₂[PtCl₄]

полигалогениды: K[I(I₂)].

4. по внутренней структуре

одноядерные: нехелатные, хелатные, с мостиковыми легандами

многоядерные: кластерные, изополикислотные гетерополикислотные.

Номенклатура IUPAC КС.

Первым в именительном падеже называют анион, затем в родительном падеже – катион. В названии комплексного иона сначала перечисляются лиганды, затем -… Число лигандов указывается греческими числительными: 1- моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта,…

Устойчивость и равновесие в растворах комплексных соединений

[Ag(NH3)2]Cl ®[Ag(NH3)2]++Cl- - первичная диссоциация (сильный электролит) Вторичная диссоциация, протекает обратимо (слабый электролит) [Ag(NH3)2]+«… Ag(NH3)+ « Ag+ + NH3 -2 ступень

Смещение равновесия

Усилить диссоциацию комплексных ионов, а иногда даже полностью разрушить можно путем разбавления раствора, нагревания (т.к. процесс эндотермический), добавлением реактива, который связывает лиганд или комплексообразователь в малорастворимое или малодиссоциирущее вещество.

Равновесие в растворе всегда смещается в сторону, где находится менее растворимое вещество или более слабый электролит.

КН=6,8·10-8 ПР =1,8·10-10 Так как ПР < КН, то равновесие смещается в сторону продуктов реакции… Применение окислителей и восстановителей которые либо полностью разрушают КС либо изменяют степень окисления…

Природа химической связи в комплексных соединениях

С одной стороны теория объяснила линейную структуру при к.ч.=2, плоский треугольник при к.ч.=3, тетраэдр при к.ч.=4, правильный октаэдр при к.ч.=6.… Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее время… В нач. 30-х г.г. XX в. Л. Полинг применил метод валентных связей, основные принципы которого сводились к следующему: …

Рис. 29. Образование комплексных ионов по методу валентной связи

В 1929 г. Г. Бете создал основы теории кристаллического поля (ТКП), которая развивает воззрения об электростатическом взаимодействии между d-элементом – центральным ионом и ионами противоположного знака или полярными молекулами. При этом учитывается квантовомеханическая природа электронов комплексообразователя, но лиганды рассматриваются бесструктурно, как источники электростатического поля (в этом недостаток теории).

ТКП позволяет объяснить окрашенность комплексов, магнитные и другие свойства: бесцветны комплексы с d¹⁰-конфигурацией (Cu⁺, Ag⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺); окрашены – с незаполненной d-конфигурацией (Cu²⁺, Fe²⁺, Ti³⁺, Cr³⁺ и др.), когда электроны переходят с низшей d-орбитали на d-орбиталь с более высокой энергией.

Теория поля лигандов (ТПЛ) учитывает и ковалентный и ионный характеры химической связи и для описания КС использует метод МО, где структура комплексообразователя и лигандов рассматриваются как единое целое. Сложное электростатическое взаимодействие проявляется в том, что если на (n-1) d-подуровне комплексообразователя имеется от 1 до 9 электронов, то разные d-орбитали, вследствие их определённой направленности в пространстве, испытывают разное воздействие со стороны лигандов.

В отсутствии внешнего электростатического поля все пять d-орбиталей пятикратно вырождены, т.е. имеют одинаковую энергию. При тесном соприкосновении с лигандами электростатическое или кристаллическое поле последних возбуждает d-электроны комплексообразователя, повышая их уровни энергии, т.е. происходит снятие вырождения. Вид снятия вырождения зависит от координационного числа комплексообразователя.

Разные d-орбитали, вследствие их определённой направленности в пространстве, испытывают разное воздействие со стороны лигандов. Для 3d-элементов экспериментально установлен спектрохимический ряд, в котором лиганды расположены в порядке уменьшения силы поля лигандов:

CO> CN^- >NO₂^->

Сильное поле

>NC^-> NH₃> NCS^-> H₂O >C₂O₄^2->

Среднее поле

> OH^-> F^->NO₃^- >Cl^- >SCN^->S^2->Br^- >I^->

Слабое поле

dz2, dx2-y2 – высокоспиновый дуплет (d¡) dxy, dxz, dyz, dz2, dx2-y2, dxy, dxz, dyz – низкоспиновый дуплет (de)

Геометрическая структура КС и тип гибридизации

Таблица 46

Видимый спектр длин волн (нм) и окраска КС при их поглощении

Определив число неспаренных электронов в КС, выясняют степень окисления… Реакционная способность КС обусловлена участием в гибридизации внешних d–орбиталей и наличия у комплексообразователей…

Контрольные вопросы и задания

1. Состав КС: комплексный ион, центральный атом, лиганды, координационное число нейтрального атома. Внутренняя и внешняя сферы КС.

2. Степень окисления комплексообразователя и заряд комплексного иоа. Номенклатура КС. Назовите: а) K[AuBr₄], б) Na₃[Ag(S₂O₃)₂], в) [Cr(H₂O)(NH₃)₄Br]Cl₂. Укажите в них внешнюю и внутреннюю сверы, комплексообразователь, его степень окисления, заряд комплексного иона, лиганды.

3. Напишите структурные формулы КС: нитрата тетраамминомеди (II), хлорида дибромотетраамминоплатины (IV), амминопентахлороплатинат (IV) калия, тетрацианоцинкат (II) тетраамминомеди (II), трихлоротриамминокобальт. К какому типу относится каждое из комплексных соединений?

4. Представьте координационные формулы следующих соединений: а) 3NaF·AlF₃, б) NH₄Br·CuBr₂·2NH₃, в) CoCl₂·4NH₃·H₂O, г) 2Ba(OH)₂·Cu(OH)₂.

5. Укажите донор и акцептор в комплексных ионах: [BH₄]^-, [Al(H₂O)₆]³⁺, [HgI₄]^2-, [Cr(NH₃)₅Cl]⁺, [Pt(H₂O)(NH₃)₂OH]⁺

6. Какие типы гибридизации наблюдаются в случае образования КС? Приведите примеры.

7. Константа нестойкости и константа устойчивости КС. Способы разрушения КС.

8. Применение КС в медицине и фармации.

Примеры решения задач

Пример 1.Определите заряд комплексного иона, координационное число (к.ч.) и степень окисления комплексообразователя в соединениях: а) K₄[Fe(CN)₆]; б) Na[Ag(NO₂)₂]. Представленные соединения назовите.

Решение. Заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы, но противоположный по знаку. Координационное число равно числу лигандов. Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении.

K₄[Fe²⁺(CN)₆]^4- - к.ч. = 6, гексацианоферрат (II) калия;

Na[Ag⁺(NO₂)₂]^1- - к.ч. = 2, динитритоаргентат (I) натрия.

Пример 2. Напишите выражение для константы нестойкости комплекса [Fe(CN)₆]^4-.

Решение. Комплексная соль, являясь сильным электролитом, в водном растворе необратимо диссоциирует на ионы внешней и внутренней сфер:

K₄[Fe(CN)₆] = 4К⁺+ [Fe(CN)₆]^4-.

Комплексный ион диссоциирует обратимо и в незначительной степени:

[Fe(CN)₆]^4- ↔ Fe²⁺ + 6CN^-

Этот процесс характеризуется константой нестойкости комплекса:

Чем меньше К_н, тем более прочен данный комплекс.

Индивидуальные задания

Задание 1.Решите задачи своего варианта (табл. 47).

Таблица 47

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия задания
	1. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: а) [Cu(NH₃)₄]SO₄; б) K₂[PtCl₆]; в) K[Ag(CN)₂]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Назовите. 2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(CN)₆]^4-, [Fe(CN)₆]^3-соответственно равны 6,2 · 10^-36; 1 · 10^-37; 1 · 10^-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы. Назовите их.
	1. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число сурьмы в соединениях: а) Rb[SbBr₆]; б) K[SbCl₆]; в) Na[Sb(SO₄)₂]. Как диссоциируют этих соединений в водных растворах? Назовите. 2. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: а) [Cr(H₂O)₄Br₂]⁺; б) [AuCl₄]^-; в) [Hg(CN)₄]^2-; г) [Cd(CN)₄]^2-. Напишите выражения для констант нестойкости и уравнения диссоциации этих комплексных ионов в водных растворах.
	1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта: а) CoCl₃ · 6NH₃; б) CoCl₃ · 5NH₃; в) CoCl₃ · 4NH₃. Координационное число кобальта (III) равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. 2. Напишите формулы комплексных неэлектролитов: а) тетраамминфосфатохром; б) диамминдихлороплатина; в) триамминтрихлорокобальт; г) диамминтетрахлороплатирна. В каждом из комплексов указать степень окисления комплексообразователя.
	1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений серебра: а) AgCl · 2NH₃; б) AgCN · KCN; в) AgNO₂ · NaNO₂. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. 2. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных ионах: а) [Fe(CN)₆]^4-; б) [Ni(NH₃)₅Cl]⁺; в) [Co(NH₃)₂(NO₂)₄]^-. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы и назовите их.

Продолжение табл. 47

	1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений кобальта: а) 3NaNO₂ · Co(NO₂)₃; б) CoCl₃ · 3NH₃· 2H₂O; в) 2KNO₂ · NH₃· Co(NO₂)₃. Координационное число кобальта (III) равно шести. Напишите уравнения их диссоциации в водных растворах. 2. Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия. Дайте этому объяснение и напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
	1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины: а) PtCl₂ · 3NH₃; б) PtCl₂ · NH₃· KCl; в) PtCl₂ · 2NH₃. Координационное число платины (II) равно четырем. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом? 2. Из сочетания частиц Cr³⁺, H₂O, Cl^-, K⁺ можно составить семь координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых [Cr(H₂O)₆]Cl₃. Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
	1. Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: а) [Cr(NH₃)₅NO₃]; б) [Pt(NH₃)Cl₃]; в) [Ni(CN)₄], если комплексообразователями являются Cr³⁺, Pt²⁺, Ni²⁺. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы и назовите их. 2. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN)₄]^2-, [Hg(CN)₄]^2-, [Cd(CN)₄]^2-соответственно равны 8 · 10^-20; 4 · 10^-41; 1,4 · 10^-17. В каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов СN^- больше?
	1. Из сочетания частиц Co³⁺, NH₃, NO₂^-, K⁺ можно составить семь координационных формул комплексных соединений кобальта, одна из которых [Co(NH₃)₆](NO₂)₃. Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах. 2. Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Ag(NH₃)₂]⁺, [Fe(CN)₆]^4-, [PtCl₆]^2-. Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователей в этих ионах?
	1. Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: а) [Cr(H₂O)₄Cl₂]; б) [HgBr₄]; в) [Fe(CN)₆], если комплексообразователями являются Cr³⁺, Hg²⁺, Fe³⁺. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы и назовите их.

Продолжение табл. 47

	2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений а) CoCl₂ · 4NH₃ · H₂O; б) 3NaF · AlF₃; в) 2Ba(OH)₂ · Cu(OH)₂. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и назовите их.
	1. Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CSN)₂]^-, [Ag(NH₃)₂]⁺, [Ag(CN)₂]^-. Зная, что они соответственно равны 1 · 10^-21, 6,8 · 10^-8, 2 · 10^-11, укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов больше. 2. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: а) K[AuBr₄]; б) Na₃[Ag(S₂O₃)₂]; в) [Cr(H₂O)(NH₃)₄Br]Cl₂. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Назовите.
	1. Найдите заряды комплексных частиц и укажите среди них катионы, анионы и неэлектролиты: а) [Cr(OH)₆]; б) [Co(NH₃)₃(NO₂)₃]; в) [Cu(H₂O)₄]. 2. При прибавлении раствора KCN к раствору [Zn(NH₃)₄]SO₄ образуется растворимое комплексное соединение K₂[Zn(CN)₄]. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Константа нестойкости какого иона, [Zn(NH₃)₄]²⁺ или [Zn(CN)₄]^2-, больше? Почему?
	1. Напишите уравнения диссоциации солей K₃[Fe(CN)₆] и NH₄Fe(SO₄)₂ в водном растворе. К каждой из них прилили раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (III)? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Какие комплексные соединения называют двойными солями? 2. . Найдите заряды комплексных частиц и укажите среди них катионы, анионы и неэлектролиты: а) [Co(NH₃)₅Cl]; б) [Cr(NH₃)₄PO₄]; в) [Ag(NH₃)₂].
	1. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения обменных реакций, происходящих между: а) K₄[Fe(CN)₆] и CuSO₄; б) Na₃[Co(CN)₆] и FeSO₄; в) K₃[Fe(CN)₆] и AgNO₃, имея в виду, что образующиеся комплексные соли нерастворимы в воде. Назовите их. 2. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений а) 2NH₄Br · 2NH₃ · CuBr₂; б) 2KF · MoF₆; в) CrCl₃ · 2H₂O · 3NH₃. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и назовите их.

Окончание табл. 47

1. Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины: а) PtCl₄ · 6NH₃; б) PtCl₄ · 4NH₃; в) PtCl₄ · 2NH₃. Координационное число платины (IV) равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом? 2. . К раствору, содержащему 0,2335 г комплексной соли CoCl₃ · 4NH₃, добавили в достаточном количестве раствор AgNO₃. Масса осажденного AgCl составила 0,1435 г. Определите координационную формулу соли.

1. Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: а) K₄[Fe(CN)₆]; б) K₄[TiCl₈]; в) K₂[HgI₄]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Назовите. 2. Известны две комплексные соли кобальта, соответствующие одной и той же эмпирической формуле CoBrSO₄ · 5NH₃. Различие между ними проявляется в том, что раствор одной соли дает с BaCl₂ осадок, но не образует осадка с AgNO₃, раствор же другой соли, наоборот, дает осадок с AgNO₃, но не дает осадка с BaCl₂. Напишите координационные формулы обеих солей, назовите, напишите уравнения соответствующих реакций и уравнения их диссоциации на ионы.

Тестовые задания

1. Степень окисления центрального атома в K₃[Fe(CN)₆]:

а) +6 б) +3 в) +4 г) +2

2. Металл, имеющий наибольшую способность к комплексообразованию:

а) К б) Al в) Na г) Sr

3. КС, образующиеся при добавлении к осадку хлорида серебра раствора аммиака:

а)[Ag(NH₃)₂]₂OH б)[Ag(NH₃)₂]NO₃ в)[Ag(NH₃)₂]Cl г)[AgNH₃]

4. Заряд комплексного иона в соединении K₃[Fe(CN)₆]:

а) 1- б) 2- в) 3- г) 4-

5. Заряд иона комплексообразователя в соединении K₄[Fe(CN)₆]:

а) 1+ б) 2+ в) 3+ г) 4+

6. Координационное число комплексообразователя в КС [Ag(NH₃)₂]Cl:

а) 1 б) 2 в) 3 г) 5

7. Соединение, образующееся при взаимодействии Zn(OH)₂ c NaOH:

а) ZnO б) Na₂[Zn(OH)₄] в) Na₂O г) H₂ZnO₂

8. Заряд комплексообразователя в КС тетрагидроксоалюмината натрия:

а) 0 б) +3 в) +6 г) +4

9. Заряд комплексного иона в соединении Na₃[AlF₆]:

а) 3- б) 3+ в) 6- г) 6+

10. Вещество, являющееся неэлектролитом:

а)K₂[Cu(CN)₄] б)[Pt(NH₃)₂Cl₂] в)(NH₄)₂Fe(SO₄)₂ г)[Ag(NH₃)₂]Cl

ТЕМА 8. ОСМОТИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ИОНИЗАЦИЯ. СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ИОНИЗАЦИИ

Теоретические сведения

Совокупность распределяемых частиц называется дисперсной фазой (ионы, молекулы, комплексные частицы, более крупные образования). Дисперсная фаза… По фазовому состоянию различают: твердые (однородные сплавы), жидкие… По степени дисперсности растворы:

Эндосмос – движение растворителя в осмотическую ячейку (клетка) из внешней среды. Условие свн< свнутр и πвнешн< πвнутр. Напряженное состояние клетки называется тургор. Разрушение клеточной мембраны вследствие осмоса приводит к лизису.

Эндосмос – причина гемолиза эритроцитов крови с выделением гемоглобина в плазму (клетка находится в гипотоническом растворе)

Экзосмос– движение растворителя из осмотической ячейки в окружающую среду. Условие свн> свнутр и πвнешн> πвнутр. В результате экзосмоса происходит сжатие (сморщивание клетки) – плазмолиз.

Осмотическое давление человека постоянно и составляет 740 – 780 кПа. Оно имеет очень большое значение в процессах жизнедеятельности, распределяя растворенные вешества и воду в тканях. Постоянство осмотического давления в организме поддерживается за счет работы почек. При уменьшении в организме воды возникает чувство жажды. Утоление ее восстанавливает водно-солевое расновесие и осмотическое давление крови.

Осмотическое давление крови обусловленое наличием белков составляет 2,5 – 4,0 кПа и называется онкотическим давлением.

Теория электролитической ионизации (диссоциации).

Данная теория была разработана шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Основные ее положения: 1. Вещества распадаются на положительные и отрицательно заряженные ионы под… 2. Под дейсвием электрического тока положительно заряженные ионы двигаются к катоду (-) и называются катионами, а…

PKa( HA) + pKb(А-)= 14

PKa(ВH+) + pKb(B) = 14

Согласно протеолитической теории сила кислот и оснований зависят от природы растворителя. Так, если в качестве растворителя хлороводорода вместо воды взять безводную уксусную кислоту (более слабое основание, чем вода), то равновесие не будет полностью смещено вправо, т.е. хлороводород - слабая кислота.

Наоборот, если уксусную кислоту растворить не в воде, а в жидком аммиаке (более сильное основание чем вода) диссоциация уксусной кислоты существенно увеличится.

Почти одновременно с протеолитической теорией Дж. Льюис предложит электронную теорию кислот и оснований. Согласно этой теории основания– соединения, имеющие неподеленные электронные пары и способные их обобществлять с другими молекулами или ионами. Кислоты – вещества, способные акцептировать электронные пары. (В теории Бренседа-Лоури нейтрализация – процесс передачи протона от кислоты к основанию, то здесь – происходит перенос электронной пары – донорно-акцепторное взаимодействие).

По Льюису кислотами являются: Н⁺, Аl³⁺, BF₃, основаниями – Н₂О, NH₃, Cl^- (рис. 31).

Рис. 31. Кислоты и основания Льюиса.

Контрольные вопросы и задания

1. Учение о растворах. Раствор, растворитель, растворенное вещество, растворимость.

2. Гидратная теория растворов Д.И. Менделеева.

3. Сущность явления осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

4. Изо-, гипо-, гипертонические растворы. Плазмолиз, тургор, гемолиз.

5. Роль осмотического давления в биологических системах.

6. Основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса и ее развитие И.А. Каблуковым.

7. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов, образование аквакатионов, сольватация.

8. Степень ионизации. Факторы, влияющие на степень ионизации.

9. Изотонический коэффициент. Константа ионизации.

10. Взаимосвязь степени и константы ионизации.Закон разбавления Оствальда.

11. Понятие об активности. Кислоты и основания по Бренстеду-Лоури и Льюису.

Примеры решения задач

Пример 1.Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 16 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 350 г воды при 293 К. Плотность раствора считать равной 1.

Решение. Находим массу раствора: 16 + 350 = 366 г Поскольку плотность равна 1 г/см³, то объем раствора равен 366 см³ = 0,366 дм³.

Находимо осмотическое давление раствора:

Пример 2.В 250 см³ раствора содержится 2,3 г растворенного вещества. Осмотическое давление при 27 ⁰С равно 249 кПа. Вычислите молярную массу вещества.

Решение. V = 0,25 дм³; Т = 27+273 = 300 К

. Откуда

Пример 3.При 0 ⁰С осмотическое давление 0,1 н раствора карбоната калия равно 272,6 кПа. Определите кажущуюся степень ионизации соли.

Решение. Находим молярную концентрацию 0,1 н раствора К₂СО₃ (f_Э = ½): 0,1 · ½ = 0,05 моль/л.

Находим изотонический коэффициент для раствора соли (сильный электролит): . Откуда .

К₂СО₃ ↔ 2К⁺ + СО₃^2-, следовательно n = 3

Кажущуюся степень ионизации находим из соотношения:

Пример 4.При 20 ⁰С осмотическое давление раствора, в 100 мл которого содержится 6,33 г красящего вещества крови – гематина, равно 243,4 кПа. Определите молекулярную формулу, если известен элементарный состав (в %) гематина: С – 64,6; Н – 5,2; N – 8,8; О – 12,6; Fe – 8,8.

Решение. Находим молярность раствора: ; Т = 20 + 273 = 293 К; .

Определяем молекулярную массу гематина: в 1 л раствора содержится 63,3 г гематина, это 0,1 моль. Таким образом, молярная масса гематина равна 63,3/0,1 = 633 г/моль.

Находим простейшую формулу гематина: С:Н:N:О:Fe = = 34:33:4:5:1.

Простейшая формула гематина: С₃₄Н₃₃N₄O₅Fe. Этой формуле соответствует молекулярная масса 633 г/моль, что совпадает с найденным выше значением. Таким образом, искомая молекулярная формула гематина С₃₄Н₃₃N₄O₅Fe.

Пример 5.Вычислите [H⁺], [HS^-], [S^2-] в 0,1 М растворе H₂S.

Решение. Поскольку диссоциация сероводорода протекает преимущественно по первой ступени, то концентрацией [H⁺], образующихся при диссоциации по второй ступени, можно пренебречь и считать, что [H⁺] = [HS^-] = = моль/л (К₁ – константа диссоциации по первой ступени – табл. величина).

К₂ – константа диссоциации по второй ступени – табл. величина).

. Тогда [S^2-] = 1·10^-14 моль/л.

Пример 6. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты (К_а = 5 · 10^-8).

Решение. Находим степень диссоциации хлорноватистой кислоты: . Отсюда [Н⁺] = α · С_м = 7 · 10^-4 · 0,1 = 7 · 10^-5 моль/л.

Пример 7. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32 · 10^-2. найдите константу диссоциации кислоты и значение рК_а.

Решение. Подставляем данные задачи в уравнение закона разбавления Оствальда: . Находим рК_а = -lg K_a= - lg(1,77 · 10^-5) = 5 – lg 1,77 = 5 – 0,25 = 4,75.

Пример 8. Вычислите ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/л MgSO₄ и 0,01 моль/л MgCl₂.

Решение. Определяем ионную силу раствора:

Находим коэффициенты активности ионов по формуле:

; f = 0.3

; f = 0,74.

Находим активность каждого иона по формуле, а = f · С_м:

a(Mg²⁺) = 0,02 · 0,3 = 0,006 моль/л;

a(SO₄^2-) = 0,01 · 0,3 = 0,003 моль/л;

a(Cl^-) = 0,02 · 0,74 = 0,0148 моль/л.

Индивидуальные задания

Задание. Решите задачи своего варианта (табл. 48).

Таблица 48

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия задания
	1. Чему равно осмотическое давление 0,5 М раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆ при 25 ⁰С? Ответ: 1,24 МПа. 2. Кажущаяся степень ионизации хлорида калия в 0,1 н растворе равна 0,8. Чему равно осмотическое давление этого раствора при 17 ⁰С? 3. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты будет равна 0,2? Ответ: 0,01 моль/л. 4. Вычислите значение активности ионов К⁺ и SO₄^2- в 0,01 М растворе К₂SO₄. Ответ: 0,0164 моль/л, 0,0045 моль/л.
	1. В 1 мл раствора содержится 10¹⁸ молекул растворенного неэлектролита. Вычислите осмотическое давление раствора при 298 К. Ответ: 4,1 кПа. 2. При 25 ⁰С осмотическое давление раствора, содержащего 2,8 г высокомолекулярного соединения в 200 мл раствора, равно 0,7 кПа. Найдите молекулярную массу растворенного вещества. Ответ: 4,95 · 10⁴. 3. В 0,1 н растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32 · 10^-2. При какой концентрации азотистой кислоты ее сте-

Продолжение табл. 48

	пень диссоциации будет такой же? Ответ: 2,3 моль/л. 4. Вычислите активную концентрацию 0,005 М раствора Al₂(SO₄)₃. Коэффициенты активности ионов Al³⁺ и SO₄^2- соответственно равны 0,285 и 0,495.
	1. Сколько молей неэлектролита должен содержать 1 л раствора, чтобы его осмотическое давление при 25 ⁰С было равно 2,47 кПа? Ответ: 0,001 моль. 2. Рассчитайте молярную массу вещества, если известно, что раствор, содержащий 30 г этого вещества в 500 см³, имеет при 25 ⁰С осмотическое давление, равное 4,13 · 10⁵ Па. Ответ: 344 г/моль. 3. Сколько воды нужно добавить к 300 мл 0,2 М раствору уксусной кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась? Ответ: 900 мл. 4. Определите средний коэффициент активности ионов в растворе NaOH, содержащем 1г NaOH в 150 г воды.
	1. Одинаково ли осмотическое давление растворов: а) 0,1 М раствора мочевины и 0,1 М раствора гидроксида натрия; б) 1 М раствора хлорида калия и 1 М раствора хлорида кальция? 2. Какую массу метилового спирта СН₃ОН должен содержать 1 дм³ раствора, чтобы его осмотическое давление было таким же как и раствора, содержащего в 1 дм³ при той же температуре 9 г глюкозы С₆Н₁₂О₆? 3. Кажущаяся степень диссоциации хлорида калия в 0,1 н растворе равна 0,8. Чему рано осмотическое давление этого раствора при 17 ⁰С? Ответ: 434 кПа. 4. Определите ионную силу раствора, содержащего 1,62 г Са(НСО₃)₂ в 250 г воды.
	1. Сколько граммов глюкозы С₆Н₁₂О₆ должно находиться в 0,5 л раствора, чтобы его осмотическое давление (при той же температуре) было таким же, как раствора, в 1 л которого содержится 9,2 г глицерина С₃Н₅(ОН)₃? Ответ: 9 г. 2. Определите осмотическое давление 0,1 М раствора хлорида бария при 20 ⁰С, если изотонический коэффициент равен 2,5. 3. В 1л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 · 10²¹ ее молекул и ионов. Определите степень диссоциации уксусной кислоты. Ответ: 0,04. 4. Во сколько раз концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе азотистой кислоты больше, чем в 0,1 М растворе синильной кислоты?

Продолжение табл. 48

	1. К 100 мл 0,5 М водного раствора сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ добавлено 300 мл воды. Чему равно осмотическое давление полученного раствора при 25 ⁰С? Ответ: 309,6 кПа. 2. В 1,4 дм³ раствора содержится 63 г глюкозы С₆Н₁₂О₆. Найдите осмотическое давление этого раствора при температуре 0 ⁰С. Ответ: 5,67·10⁵ Па. 3. Рассчитать концентрацию ионов СН₃СОО^- в растворе, 1 л которого содержит 1 моль СН₃СООН и 0,1 моля HCl, считая диссоциацию последней полной. Ответ: 1,8·10^-4 моль/л. 4. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,005 М раствору уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия? Ответ: в 167 раз.
	1. При 25 ⁰С осмотическое давление некоторого водного раствора равно 1,24 МПа. Вычислите осмотическое давление раствора при 0 ⁰С. Ответ: 1,14 МПа. 2. Определите, будут ли при одной и той же температуре изотоническими 3% водный раствор сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁и 3% раствор глицерина С₃Н₅(ОН)₃? Плотность растворов принять за 1. 3. Константа ионизации фосфорной кислоты по первой ступени равна 7,11 · 10^-3. Пренебрегая ионизацией по другим ступеням, вычислите концентрацию ионов водорода в 0,5 М растворе. 4. При какой концентрации муравьиной кислоты 98% ее молекул будут находиться в неионизированном состоянии (К_иониз = 1,77 · 10^-4)?
	1. При 20 ⁰С смешали 1 л раствора неэлектролита, осмотическое давление которого 243,4 кПа, с 3 л раствора неэлектролита, осмотическое давление которого 486,8 кПа. Найдите осмотическое давление полученного раствора. Ответ: 426 кПа. 2. Вычислите молярную массу вещества, если раствор, содержащий 50 г этого вещества в 500 см³, оказывает на мембрану при 25 ⁰С осмотическое давление, равное 7,5 атм. 3. Определите концентрацию ионов водорода в водном растворе муравьиной кислоты, если α = 0,03. Ответ: 6·10^-3 моль/л. 4. В растворе бензойной кислоты концентрация ионов водорода равна 3 · 10^-3 моль/л. Вычислите молярную концентрацию этого раствора, если К_а = 6,14 · 10^-5.
	1. Раствор, в 100 мл которого находится 2,3 г вещества, обладает при 298 К осмотическим давлением, равным 618,5 кПа. Определите молекулярную массу вещества. Ответ: 92.

Продолжение табл. 48

	2. Вычислите осмотическое давление раствора содержащего 3,42 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 100 см³ водного раствора при температуре 18 ⁰С. Ответ: 2,415 · 10⁵ Па. 3. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь. Ответ: 0,014 моль/л. 4. Константа диссоциации синильной кислоты равна 7,9 · 10^-10. Найдите степень ее диссоциации в 0,001 М растворе. Ответ: 8,9 · 10^-4.
	1. Раствор, содержащий 3,2 г СН₃ОН в 1 дм³ воды при 18 ⁰С, изотоничен с раствором анилина С₆Н₅NH₂. Какая масса анилина содержится в 1 дм³ раствора? 2. Найдите изотонический коэффициент 0,9 М раствора KNO₃, если этот раствор изотоничен с водным раствором сахара, в котором массовая доля С₁₂Н₂₂О₁₁ равна 50%. Температура раствора сахара 50 ⁰С, а плотность 1230 кг/м³. 3. Определите концентрацию ионов водорода в 0,2 М растворе кислоты НА, если константа ее ионизации равна 5 · 10^-6. Ответ: 10^-3 моль/л. 4. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,1 М растворе уксусной кислоты (К_а = 1,8 · 10^-5), если к 1 л этого раствора добавить 0,2 моль соли ацетата натрия? Ответ: в 150 раз.
	1. Осмотическое давление раствора, объем которого 3 дм³, при 10 ⁰С равно 1,2 ·10⁵ Па. Какова молярная концентрация этого раствора? 2. 16,4 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ растворили в 20 г воды при 18 ⁰С. Вычислите осмотическое давление полученного раствора, если его плотность рана 1,1 г/см³. 3. Вычислите [H⁺], [HSe^-], [Se^2-] в 0,05 М растворе H₂Se. Ответ: [H⁺]= [HSe^-]=2,9·10^-3 моль/л; [Se^2-]= 10^-11моль/л. 4. Вычислите константу ионизации 0,1 М раствора синильной кислоты, если степень ионизации 6,3 · 10^-5. Ответ: 4·10^-10.
	1. Изотонический коэффициент 0,2 М NaOH равен 1,8. Вычислите осмотическое давление этого раствора при 10 ⁰С. 2. Осмотическое давление раствора, содержащегося в 1 дм³ 3,2 г неэлектролита равно 2,24 · 10⁵ кПа при 20 ⁰Сю Вычислите молярную массу неэлектролита. 3. Степень диссоциации угольной кислоты по первой ступени в 0,1 н растворе равна 2,11· 10^-3. Вычислите К_а1. Ответ: 4,5·10^-7. 4. Вычислите значение активности ионов Ва²⁺ и Cl^- в 0,002 н растворе ВаCl₂. Ответ: 7,8·10^-4 моль/л, 1,9·10^-3 моль/л.

Окончание табл. 48

	1. В 5 дм³ раствора содержится 2,5 г растворенного вещества. Осмотическое давление этого раствора при 20 ⁰С равно 0,23 ·10⁵Па, изотонический коэффициент равен 1. Найдите молярную массу растворенного вещества. Ответ: 53 г/моль. 2. При какой температуре осмотическое давление раствора, в 200 мл которого содержится 0,9 г глюкозы С₆Н₁₂О₆, достигает 58 кПа? Ответ: 9,9 ⁰С. 3. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,2 н растворе равна 0,03. Определите константу диссоциации кислоты и значение рК_а. Ответ: 1,8·10^-4; 3,75. 4. Определите концентрацию ионов водорода в 0,01 М растворе уксусной кислоты, если константа ее ионизации равна 1,8 · 10^-5.
	1. При 40 ⁰С осмотическое давление 0,05 М раствора карбоната калия равно 280,4 кПа. Определите кажущуюся степень ионизации соли. 2. При 100 ⁰С осмотическое давление раствора сульфата натрия равно 100,8 кПа. Определите кажущуюся степень ионизации соли, если масса растворителя равна 450 г, а количество растворенного вещества составляет 0,05 моль. 3. Определите степень диссоциации хлорноватистой кислоты НОCl в 0,2 н растворе. Ответ: 5·10^-4. 4. Рассчитайте активность иона водорода в 0,005 н растворе HCl, содержащем, кроме того, 0,15 моль/л NaCl. Ответ: 3,2·10^-3 моль/л.
	1. Рассчитайте величину осмотического давления раствора, в 500 мл которого содержится 1,8 г глюкозы при 27 ⁰С. Ответ: 0,492 атм. 2. Рассчитайте величину осмотического давления раствора, в 2 л которого содержится 17,1 г сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ при 7 ⁰С. Ответ: 0,574 атм. 3. Найдите значение коэффициента активности иона водорода в 0,0005 М растворе H₂SO₄, содержащем, кроме того, 0,0005 моль/л HCl. Считать, сто серная кислота полностью диссоциирует по обеим ступеням. Ответ: 0,95. 4. Константа диссоциации масляной кислоты С₃Н₇СООН 1,5 · 10^-5. Вычислите степень ее диссоциации в 0,005 М растворе. Ответ: 0,055.

Тестовые задания

1. Название растворов, имеющих одинаковое осмотическое давление:

а) гипертонические в) изотонические

б) гипотонические г) пропорциональные

2. Оба вещества неэлектролиты:

а) бензол, сахароза в) нитрат натрия, нитрат кальция

б) хлорид натрия, глюкоза г) глюкоза, серная кислота

3. Оба вещества электролиты:

а) бензол, сахароза в) нитрат натрия, нитрат кальция

б) хлорид натрия, глюкоза г) глюкоза, серная кислота

4. Процесс, вызывающий набухание в клетке:

а) плазмолиз в) гемолиз

б) тургор г) гидратация

5. Формула определения осмотического давления неэлектролита:

а) π = iС_МRT в) π = МRT

б) π = С_МRT г) π = imRT

6. Гипертонический раствор:

а) Р_осм> Р_осм в клетке в) Р_осм= Р_осм в клетке

б) Р_осм< Р_осм в клетке г) Р_осм = iC_MRT

7. Название отношения числа ионизированных молекул к их общему числу ……. .

8. Взаимосвязь константы ионизации и степени гидролиза выражает закон:

а) Вант-Гоффа в) Аррениуса

б) Оствальда г) Каблукова

9. Название условной концентрации, соответственно которой электролит действует в химических реакциях ……. .

10. Гипотонический раствор:

а) Р_осм> Р_осм в клетке в) Р_осм= Р_осм в клетке

б) Р_осм< Р_осм в клетке г) Р_осм = iC_MRT

ТЕМА 9. ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ, УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ

Теоретические сведения

Растворимость – с одной стороны характеризует способность вещества растворяться, определяемую природой вещества и растворителя, температурой и др.… Наиболее распространенным растворителем на нашей планете является вода. В воде различают: практически нерастворимые вещества – стекло, металлы, фосфаты Ca и Zn, AgCl, BaSO4, керосин,…

Осадок раствор

ПР = [Ktm+]n∙[Ann-]m (76) Правило Нернста.ПР - в насыщенном растворе малорастворимого сильного… Произведение растворимости зависит от природы малорастворимого электролита, от природы растворителя и температуры. Это…

Контрольные вопросы и задания

1. Какие электролиты называются сильными и какие слабыми?

2. Какая пеличина характеризует процесс ионизации труднорастворимых электролитов?

3. Докажите, исходя из закона действующих масс, что ПР – величина постоянная.

4. Рассчитайте растворимость для веществ с молекулами типа: АВ, А₂В, АВ₃, А₂В₃, АВ₂.

5. Как превратить концентрацию моль/дм³ в г/дм³ и наоборот?

6. Условия образования и растворения осадков.

Примеры решения задач

Пример 1.Вычислите растворимость соли PbI₂, если ПР = 8 · 10^-9.

Решение. Растворимость (S) – способность вещества растворяться. Поэтому растворимость определяется концентрацией вещества в растворе:

PbI₂ ↔ Pb²⁺ + 2I^-; ПР = [Pb²⁺]·[I^-]². Тогда ПР = S·(2S)² = 4S³

^S ^{S 2S}

моль/дм³.

Пример 2.Вычислите ПР AgCl, если его растворимость в воде при 25 ⁰С составляет 0,0018 г/л.

Решение. ПР – это произведение концентраций ионов, а концентрация измеряется в моль/л, то переводим растворимость в моль/л: S = = 1,25 · 10^-5моль/л.

AgCl ↔ Ag⁺ + Cl^- ПР = [Ag⁺]·[Cl^-] = S² = (1,25 ·10^-5)² = 1,56 · 10^-10.

Пример 3.Выпадет ли осадок, если слить равные объемы 0,02 М растворов AgNO₃ и KI?

Решение. AgNO₃ + KI → AgI (↓) + KNO₃; ПР(AgI) = 8,5 · 10^-17 (табл. величина). Осадок выпадает когда [Ag⁺]·[I^-] > ПР.

Так как слили равные объемы растворов, то концентрации каждого раствора в полученном растворе уменьшились в 2 раза: [Ag⁺] =[I^-] = 0,01 моль/л. [Ag⁺]·[I^-] = (0,01)² = 10^-4

Тогда 1 · 10^-4> 8,5 · 10^-17. Следовательно, осадок выпадает.

Пример 4.Выпадет ли осадок, если слить 0,6 дм³ 0,01 М раствора MgSO₄ и 0,4 дм³ 0,002 М раствора Na₂CO₃? ПР(MgCO₃) = 1 · 10^-5.

Решение. MgSO₄ + Na₂CO₃ → MgCO₃(↓) + Na₂SO₄

Условие выпадения осадка: [Mg²⁺]·[CO₃^2-] > ПР(MgCO₃)

Объем полученного раствора – 1 дм³

Объем MgSO₄ увеличился в 1/0,6 = 1,6 раза, следовательно, [Mg²⁺] в столько же раз уменьшилось: [Mg²⁺] = 0,01/1,6 = 6·10^-3моль/дм³.

Объем Na₂CO₃ увеличился в 1/0,4 = 2,5 раза, следовательно, [CO₃^2-] в столько же раз уменьшилось: [CO₃^2-] = 0,002/2,5 = 8·10^-4моль/дм³.

[Mg²⁺]·[CO₃^2-] = 6·10^-3 · 8·10^-4 = 4,8 · 10^-6

Тогда 4,8 · 10^-6 < 1 · 10^-5. Следовательно, осадок не выпадает.

Пример 5.Во сколько раз уменьшится растворимость AgI в 0,001 М KI по сравнению с его растворимостью в воде? ПР(AgI) = 8,5 · 10^-17.

Решение. Находим растворимость AgI в воде: AgI ↔ Ag⁺+ I^-; ПР = S²

S = моль/л.

Находим растворимость AgI в 0,001 М КI: ПР = [Ag⁺]·[I^-] = Х· 0,001;

Х = 8,5 · 10^-17 / 0,001 = 8,5 · 10^-14 моль/л.

Находим во сколько раз уменьшилась растворимость в растворе с одноименными ионами по отношению к воде: раз.

Индивидуальные задания

Задание. Решите задачи своего варианта (табл. 49).

Таблица 49

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия задания
	1. Вычислите растворимость соли SrSO₄ в воде, если ПР = 2,8· 10^-7. Ответ: 5,39 моль/дм³. 2. Смешаны равные объемы 0,02 н растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция? Ответ: не образуется.
	1. Растворимость гидроксида магния Mg(OH)₂ при 18 ⁰С равна 1,7 ·10^-4моль/л. Найдите ПР Mg(OH)₂ при этой температуре. Ответ: 1,96 ·10^-11. 2. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору AgNO₃ добавить равный объем 1 н раствора H₂SO₄? Ответ: образуется.
	1. Произведение растворимости (ПР) йодида свинца при 20 ⁰С равно 8 ·10^-9. Вычислите растворимость соли (моль/л; г/л) при указанной температуре. Ответ: 1,3 ·10^-3 моль/л, 0,6 г/л. 2. К 50 мл 0,001 н раствора HCl добавили 450 мл 0,0001 н раствор AgNO₃. Выпадет ли осадок хлорида серебра. Ответ: выпадет.
	1. Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС₂О₄ в 0,1 М растворе оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄ меньше, чем в воде? Диссоциацию оксалата аммония на ионы считать полной. Ответ: в 2200 раз. 2. Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,1 н раствору Pb(NO₃)₂ добавить равный объем 0,4 н раствора NaCl? Ответ: образуется.
	1. Растворимость СаСО₃ при 35 ⁰С равна 6,9 ·10^-5моль/л. Вычислите произведение растворимости этой соли. Ответ: 4,8·10^-9. 2. Образуется ли осадок AgCl, если слить равные объемы 0,002 М растворов AgNO₃ и HCl?
	1. Вычислите произведение растворимости PbBr₂ при 25 ⁰С, если растворимость соли при этой же температуре равна 1,32 ·10^-2 моль/л. Ответ: 9,2·10^-6. 2. Образуется ли осадок Fe(OH)₃, если к 1 дм³ 0,006 н раствору FeCl₃ прибавить 0,125 дм³ 0,0001 М раствор КОН? ПР(Fe(OH)₃) = 3,8 · 10^-38. Степень электролитической ионизации исходных веществ принять равной единице.

Продолжение табл. 49

	1. В 500 мл воды при 18 ⁰С растворяется 0,0166 г Ag₂CrO₄. Чему равно произведение растворимости этой соли? Ответ: 4 ·10^-12. 2. Выпадет ли осадок сульфата кальция, если к 0,1 дм³ 0,01 М раствора Ca(NO₃)₂ прибавлено 0,4 дм³ 0,001 н раствора H₂SO₄? Степень электролитической ионизации Ca(NO₃)₂ и H₂SO₄ равна 95%; ПР(СаSO₄) = 6,1·10^-5.
	1. Для растворения 1,16 г PbCl₂ потребовалось 2 л воды. Найдите произведение растворимости этой соли. Ответ: 8·10^-9. 2. Произойдет ли осаждение сульфида кадмия, если к 1 дм³ 0,1 н раствору Cd(NO₃)₂ прибавить такой же объем 0,01 н раствора Na₂S, если α(Cd(NO₃)₂) = 75%; α(Na₂S) = 87%; ПР(СdS) = 7,1 · 10^-28?
	1. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция, найдите массу СаСО₃, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора. Ответ: 7,1·10^-4 кг. 2. ПР(Ag₂Cr₂O₇) при 25 ⁰С равно 2 · 10^-7. выпадет ли осадок Ag₂Cr₂O₇ при смешивании равных объемов 0,05 М растворов AgNO₃ и K₂Cr₂O₇? Степень ионизации этих электролитов равна 90%.
	1. Найдите массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr. Ответ: 8,36·10^-5 кг. 2. Насыщенный раствор AgIO₃ объемом 3 дм³ содержит в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите ПР(AgIO₃). Ответ: 3,03·10^-7.
	1. Вычислите объем воды, необходимый для растворения при 25 ⁰С 1 г BaSO₄. Ответ: 408 л. 2. Во сколько раз уменьшится растворимость PbSO₄ в 0,01 М растворе MgSO₄ по сравнению с его растворимостью в воде?
	1. В каком объеме насыщенного раствора Ag₂S содержится 1 мг растворенной соли? Ответ: 1,6 ·10¹¹ л. 2. ПР(Са₃(РО₄)₂) при 25 ⁰С равна 10^-25. Рассчитайте концентрации ионов кальция и фосфат ионов в насыщенном растворе Са₃(РО₄)₂ при заданной температуре. Ответ: 1,18·10^-5; 0,78·10^-5 моль/л.
	1. Во сколько раз растворимость (моль/л) Fe(OH)₂ в воде больше растворимости в Fe(OH)₃ при 25 ⁰С? Ответ: в 32500 раз. 2. ПР(СuCO₃) при 25 ⁰С равна 2,36 · 10^-10. Рассчитайте концентрацию ионов меди в насыщенном растворе СuCO₃, содержащем К₂СО₃ в количестве 0,001 моль/л, степень ионизации К₂СО₃ равна 95%. Ответ: 2,48·10^-7моль/л.
	1. Сколько г SrSO₄ содержится в 400 см³ его насыщенного раствора?

Окончание табл. 49

2. ПР(PbI₂) при 15 ⁰С равна 8,7 · 10^-9. Вычислите концентрации ионов свинца и йодид-ионов в насыщенном растворе PbI₂. Ответ: 1,295 ·10^-3; 2,59·10^-3 моль/л.

1. Насыщенный раствор Ag₂Cr₂O₇ объемом 5 дм³ содержит 0,5 моль Na₂Cr₂O₇. Найдите концентрацию ионов серебра в этом растворе, если ПР(Ag₂Cr₂O₇) = 2 · 10^-7 и α(Na₂Cr₂O₇) = 75%. Ответ: 1,64·10^-3 моль/л. 2. ПР(Ag₃РО₄) составляет 1,8·10^-18. В каком объеме насыщенного раствора содержится 0,05 г растворенной соли? Ответ: 7,42 дм³.

Тестовые задания

1. Концентрация ионов Ba²⁺ наибольшая в случае:

а) BaCO₃ K_s = 4·10^-10; б) BaCrO₄ K_s = 1,1 · 10^-7;

в) BaCrO₄K_s = 1,2 · 10^-10; г) BaSO₄K_s = 1,1 · 10^-10;

2. С увеличением температуры растворимость осадка:

а) уменьшается б) возрастает

в) вначале уменьшается, затем возрастает г) не изменяется

3. Гетерогенное равновесие в растворе устанавливается между:

а) кислотой и основанием

б) окислителем и восстановителем

в) газообразной и твердой фазой

г) твердой фазой и ионами в растворе;

4. Добавление к насыщенному раствору соли, содержащей одноименный ион сопровождается:

а) растворением осадка б) отсутствием эффекта

в) образованием осадка г) увеличением температуры

5. Растворимость серебра (I) карбоната вычисляется по формуле:

а) S = ³√K_s / (2+1) б) S = ³√K_s /2² * 1¹

г) S = √K_s² /2² * 1¹ в) S = ³√K_s / 3

6. Концентрация ионов Ca⁺ при прoчих равных условиях будет максимальной в перенасыщенном растворе соли:

а) CaCO₃ K_s = 3,8 * 10^-9 г) CaF₂ K_s = 4,0 * 10^-21;

б) CaCrO₄ K_s = 7,1 * 10^-4 в) CaSO₄ K_s = 2,5 * 10^-5.

7. Растворимость бария хромата равна 1,1 * 10^-5. Константа растворимости его равна :

а) 1,1 * 10^-5; б) 1,33 * 10^-15; в) 1,2 * 10^-10; г) 3,32 * 10^-3

8. Концентрация ионов Ag⁺ в растворе наименьшая в случае:

а) AgCN K_s = 1,4 * 10^-16 в) AgBr K_s = 5,3 * 10^-13

б) AgCI K_s = 1,8 * 10^-10 г) AgI K_s = 8,3 * 10^-17

9. Константа растворимости AgCI:

а) зависит от концентрации Ag⁺ б) зависит от концентрации CI^-

в) зависит от pH г) зависит от температуры

10. Основным веществом эмали зубов в норме является:

а) Ca₅(PO₄)₃OH б) Ca₃(PO₄)₂ в) CaHPO₄ г) Ca₅(PO₄)₃F

ТЕМА 10. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. рН. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретические сведения

Вода – слабый электролит. Она полярна и находится в виде гидратированных кластеров. Благодаря тепловому движению связь разрывается, происходит… Происходит самоионизация воды. Водородная связь превращается в ковалентную (по… Самоионизация (автопротолиз) воды – реакция переноса протона от одной молекулы к другой.

PH + pOH = 14 pH = 14 - pOH

Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. Поэтому величина рН раствора является важнейшим показателем, который нужно контролировать.

Определение рН имеет большое значение и в биохимии: все физиологические процесс происходят при определенной рН (пипсин, рН крови = 7,4, изменение хотя бы на 0,1 – смерть, рН слюны = 6,9, рН слез = 7).

Методы определения рН:

1. химический

2. инструментальный

Простейший способ контроля рН – применение индикаторов – веществ, окраска которых зависит от величины рН. По химической природе это слабые органические кислоты или основания и отличаются тем, что их молекулярной форме присуща окраска, не совпадающая с окраской их ионной формы:

Н Инд↔Н⁺ + Инд^-

ИндОН↔ОН^- + Инд⁺

Действие индикатора основано на смещении ионного равновесия в растворе слабого электролита.

Для каждого индикатора существует диапазон рН (указывает среду), в котором наблюдается изменение окраски. Область перехода окраски каждого индикатора зависит от его константы диссоциации (табл. 50).

Таблица 50

Изменение окраски некоторых индикаторов

Известны десятки разнообразных индикаторов как выпускаемых промышленностью,… Для точного определения рН применяют инструментальный метод с использованием приборов – иономеров (рН-метры) (рис.…

Примеры буферных растворов.

Кислотные буферы	Основные буферы
ацетатный буфер (рН 3,7-5,4) фосфатный буфер (рН 5,9-7,6) карбонатный буфер (рН 4,7 – 6,3) Н₂СО₃ + NaHCO₃ цитратный буфер (рН 1,1 – 4,9) H₃C₆H₅O₇·NaOH	аммиачный буфер (рН 8,4 – 10,3) боратный буфер (рН 8,1 – 10,1)Н₃ВО₃ + КН₂ВО₃

Такие смеси содержат большой резерв ионных и молекулярных частиц и поэтому обладают способностью поддерживать почти постоянное значение рН при добавлении в них небольших количеств сильной кислоты или сильного основания.

Уравнения Гендерсона – Гассельбаха

pH = pKa + lg([акцептор протона]/[донор протона]) pH = pKa + lg([соль]/[кислота]) для буферных систем 2-го типа (слабое основание и его катион):

ГИДРОЛИЗ.

В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений. Гидролиз (греч. hydor – вода, lysis - разрушение) - реакции обменного… В присутствии ионов сильного электролита гидролиз протекает обратимо. Различат три случая обратимого гидролиза:

Механизм гидролиза по аниону.

Анион, обладающий хорошо выраженной донорной способностью. Донор вызывает… 2. Анионы, не способные поляризовать гидртную оболочку (водородная связь не превращается в ковалентную, отрыва иона Н+…

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно?

2. Что такое рН раствора? Какой раствор называется нейтральным, щелочным, кислым?

3. Определите рН, если [H⁺] = 2·10^-5 моль/дм³.

4. Определите [H⁺] в растворе, если рН = 5,4.

5. Что такое буферный раствор, буферная емкость? Значение буферных растворов в медицине и фармации.

6. Что называется гидролизом? Механизм гидролиза. Гидролиз аквакатионов. Гидролиз анионов. Совместный гидролиз (катиона и аниона).

7. Катионы и анионы как сопряженные кислота и основание.

8. Как можно провести гидролиз до конца и наоборот, замедлить процесс гидролиза? Какой принцип из ранее изученных тем следует здесь применить?

9. Степень и константа гидролиза (определение, расчет).

10. Значение гидролиза и применение его в медицине и фармации.

Примеры решения задач

Пример 1.Концентрация ионов водорода в растворе равна 4 · 10^-3моль/дм³. Определите рН раствора.

Решение. рН = -lg[H⁺] = -lg 4 · 10^-3 = -(-3 + 0,6) = 2,4

Пример 2. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, рН которого 4,6.

Решение. –lg[H⁺] = 4,6, следовательно, по таблице логарифмов находим: [H⁺] = 2,5 · 10^-5 моль/дм³.

Пример 3. Определите концентрации НСО₃^- и СО₃^2- в 0,01 М растворе угольной кислоты, если рН этого раствора равен 4,18.

Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе: -lg[H⁺] = 4,18, по таблице логарифмов находим: [H⁺] = 6,61 · 10^-5 моль/дм³.

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^- (табл. величина).

Находим [HCO₃^-] = 4,45 · 10^-7 · 0,01 / 6,61 · 10^-5 = 6,73 · 10^-5 моль/дм³.

НСО₃^-↔ Н⁺ + СО₃^2- (табл. величина).

Находим [CO₃^2-] = 4,69 · 10^-11 · 6,73 · 10^-5 / 6,61 · 10^-5 = 4,48 · 10^-11 моль/дм³.

Пример 4.Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN; б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. KCN – соль слабой синильной кислоты и сильного основания. Поэтому гидролиз протекает по аниону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид-ионов. Раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН>7): KCN + НОН ↔ НCN + КОН

K⁺+ CN^- + НОН ↔ НCN + К⁺+ ОН^-

CN^- + НОН ↔ НCN + ОН^-

Na₂CO₃ – соль слабой угольной кислоты и сильного основания. Поэтому гидролиз протекает по аниону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид-ионов. Раствор Na₂CO₃имеет щелочную реакцию (рН>7): Na₂CO₃ + НОН ↔ NaНCO₃ + NaОН

2Na⁺ + CO₃^2- + НОН ↔ Na⁺ + НCO₃^- + Na⁺ + ОН^-

CO₃^2- + НОН ↔ НCO₃^- + ОН^-

ZnSO₄ – соль сильной серной кислоты и слабо многокислотного основания Zn(ОН)₂. Поэтому гидролиз протекает по катиону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток ионов водорода. Раствор ZnSO₄имеет кислую реакцию (рН<7): 2ZnSO₄ + 2НОН ↔ (ZnОН)₂SO₄ + Н₂SO₄

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + НОН ↔ 2ZnОН⁺ + SO₄^2- + 2Н⁺ + SO₄^2-

2Zn²⁺ + НОН ↔ 2ZnОН⁺ + 4Н⁺

Пример 5.Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и К₂СО₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции.

Решение. Al(NO₃)₃ подвергается гидролизу по катиону. К₂СО₃ подвергается гидролизу по аниону. Если эти растворы находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза, т.к. ионы Н⁺ и ОН^- образуют молекулу слабого электролита – Н₂О. Реакция гидролиза смещается вправо, идет необратимо в сторону образования продуктов гидролиза:

2 Al(NO₃)₃ + 3 К₂СО₃ + 3 НОН → 2 Al(ОН)₃↓ + 3 СО₂↑ + 6 КNO₃

2 Al³⁺ + 6NO₃^- + 6К⁺ + 3СО₃^2- + 3НОН → 2Al(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 6К⁺ + 6NO₃^-

2 Al³⁺ + 3СО₃^2- + 3НОН → 2Al(ОН)₃↓ + 3СО₂↑

Пример 6.Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН ацетата калия в 0,1 М растворе.

Решение. Гидролиз идет по аниону: СН₃СОО^- + НОН →СН₃СООН + ОН^- К_а(СН₃СООН) = 1,8· 10^-5 (табл. величина)

;

Для вычисления рН следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого ацетат иона образуется один гидроксид ион. Если исходная концентрация гидролизующихся анионов С моль/л, а гидролизу подвергалась доля этих анионов, то при этом образовалось С моль/л ионов ОН^-, т.е.

[OH^-] = h· C = 7,5 · 10^-5 · 0,1 = 7,5 · 10^-6 моль/л

рОН = - lg[OH] = - lg 7,5 · 10^-6 = - (-6 + 0,88) = 5,12

Отсюда рН = 14 – рОН = 14 – 5,12 = 8,88.

Индивидуальные задания

Задание.Решите задачи своего варианта (табл. 52).

Таблица 52

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия задания
	1. Определите концентрацию гидроксид ионов в растворе, рН которого равен 10,8. Ответ: 6,31 · 10^-4 моль/л. 2. Определите рН раствора, в 0,4 дм³ которого содержится 0,39 моль аммиака, если К_в(NH₄OH) = 1,77 · 10^-5. 3. Сравните степень гидролиза соли и рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия. Ответ: 1,12·10^-2, рН = 11,05; 0,107, рН = 10,03. 4. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов K₂S и CrCl₃. Каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.
	1. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042. Ответ: 3,38. 2. Определите константу диссоциации кислоты, если рН раствора кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,08 моль/дм³ равен 2,4. 3. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза. 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO₃)₂, Na₂CO₃, Fe₂(SO₄)₃. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г гидроксида натрия. Диссоциацию щелочи считать полной. Ответ: 11,4. 2. Вычислите рН полученного раствора, если 0,01 дм³ раствора гидроксида натрия (ω = 30%, α = 70%) с плотностью 1328 кг/м³ разбавили водой до 0,75 дм³. 3. Напишите уравнение гидролиза АТФ. Какова биологическая роль этого процесса в организме человека?

Продолжение табл. 52

	4. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂S каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
	1. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?Ответ: в 1,5 раза. 2. Определите рН раствора, в 3 дм³ которого содержится 0,81 · 10^-3 моль ионов ОН^-. 3. При смешивании растворов FeCl₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями. 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CH₃COOK, Al(NO₃)₃, ZnSO₄. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите [Н⁺] и [ОН^-] в растворе, рН которого равен 6,2. Ответ: 6,3 · 10^-7, 1,6 · 10^-8моль/дм³. 2. Рассчитайте молярную концентрацию раствора уксусной кислоты рН которого равен 3, К_а = 1,75 · 10^-5. 3. Какую биологическую роль играют процессы гидролиза в жизнедеятельности человека? 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl₂, Cs₂CO₃, Cr(NO₃)₃. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите концентрацию раствора уксусной кислоты, рН которого равен 5,2. Ответ: 2,2 · 10^-6 моль/дм³. 2. Вычислите рН раствора азотной кислоты (ω = 0,05%). Плотность раствора и степень диссоциации азотной кислоты считать равными единице. 3. Объясните причины, почему 1% растворы фосфатов: Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄ имеют различные значения рН: 12,1; 8,9; 4,6 соответственно. 4. Какие из солей – Al₂(SO₄)₃, K₂S, Pb(NO₃)₂, KCl - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н растворе равна 0,03. Вычислить значения [Н⁺], [ОН^-] и рОН для этого раствора. Ответ: 6 · 10^--3, 1,7 · 10^-12моль/дм³, 11,78. 2. Рассчитайте рН раствора, содержащего 0,02 моль соляной кислоты и 0,15 моль хлорида калия в 1000 г воды.

Продолжение табл. 52

	3. Какие из солей – K₂CO₃, FeCl₃, K₂SO₄, ZnCl₂ - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите рН (7< рН < 7) растворов этих солей. 4. К раствору FeCl₃ добавили следующие вещества: а) HCl; б) КОН; в) ZnCl₂; г) Na₂CO₃. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
	1. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,5 М раствора соляной кислоты, 10 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия и 15 мл воды. Ответ: 0,82. 2. Какая масса муравьиной кислоты содержится в 0,3 дм³ раствора этой кислоты, имеющей рН 6,04, К_а = 1,77 · 10^-4? 3. К раствору Al₂(SO₄)₃ добавили следующие вещества: а) H₂SO₄; б) КОН; в) Na₂SO₃; г) ZnSO₄. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей Na₂S, AlCl₃, NiSO₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН 0,1 н раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л ацетата натрия. Ответ: 4,75. 2. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов водорода (моль/л) равна: а) 2 · 10^-7; б) 8,1 · 10^-3; в) 2,7 · 10^-10. Ответ: а) 6,7; б)2,09; в) 9,57. 3. К раствору Na₂CO₃ добавили следующие вещества: а) HCl; б) NaОН; в) Cu(NO₃)₂; г) K₂S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей Na₃PO₄, K₂S, CuSO₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН 0,1 М раствора аммиака, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л хлорида аммония. 2. Вычислить рН растворов, в которых концентрация гидроксид-ионов (моль/л) равна: а) 4,6 · 10^-4; б) 5 · 10^-6; в) 9,3 · 10^-9. Ответ: а) 10,66; б) 8,7; в) 5,97. 3. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей K₃PO₄, Pb(NO₃)₂, Na₂S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Продолжение табл. 52

	4. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: а) Na₂CO₃ или Na₂SO₃; б) FeCl₂ или FeCl₃? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН раствора, приготовленного из 50 мл 1 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,2 моль/л ацетата натрия. 2. Вычислить рН растворов слабых электролитов: а) 0,02 М NH₄OH; б) 0,1 M HCN; в) 0,05 н НСООН. Ответ: а) 10,78; б) 5,05; в) 2,52. 3. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: а) NaCN или NaClO; б) MgCl₂ или ZnCl₂? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которого имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
	1. Вычислите рН растворов 1 ·10^-4 моль/л азотной кислоты и 0,01 М сероводорода, константа ионизации которого равна 1,02 · 10^-7моль/л. Ответ: 4; 4,5. 2. Определите концентрацию ионов [Н⁺] и [ОН^-] в растворах, рН которых 3,2 и 11,4 соответственно. Во сколько раз концентрации ионов водорода больше или меньше концентрации гидроксид-ионов в этих растворах? 3. Вычислите константу гидролиза хлорида аммония, определите степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора. Ответ: 5,6 · 10^-10; 2,4·10^-4; 5,63. 4. Какие из солей – RbCl, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂, Na₂SO₃ - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Вычислите рН растворов 0,1 моль/л соляной кислоты и 0,01 М уксусной кислоты, константа ионизации которой равна 1,75 · 10^-5моль/л. 2. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН раствора, содержащего в 1 дм³ по 0,05 моль муравьиной кислоты (К_а = 1,7 · 10^-4) и формиата натрия. 3. Определите рН 0,02 н раствора соды Na₂CO₃, учитывая только первую ступень гидролиза. Ответ: 11,66 4. Какие из солей – NaBr, Na₂S, K₂CO₃, CoCl₂ - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?

Окончание табл. 52

1. Вычислите концентрация ионов водорода в растворе, содержащем 0,01 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л ацетата натрия. 2. Вычислите рН раствора, полученного при растворении таблетки аскорбиновой кислоты массой 0,5 г в таком количестве воды, чтобы объем раствора был равен 0,4 дм³ (константа ионизации аскорбиновой кислоты равна 8 · 10^-5моль/л). 3. Вычислите константу гидролиза фторида калия, определите степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора. Ответ: 1,5·10^-11; 3,9·10^-5; 7,59. 4. Почему при нагревании раствора NaHCO₃ среда из очень слабощелочной превращается в сильнощелочную?

1. Вычистите [Н⁺] для следующих растворов: а) моча, рН = 6,0; слюна, рН = 6,7; кровь, рН = 7,4. 2. Содержание соляной кислоты в желудочном соке человека составляет 0,5%. Рассчитайте величину рН желудочного сока, приняв его плотность за 1 г/см³. 3. Определите рН 0,1 М водного раствора ортофосфата калия, учитывая, что гидролиз протекает только по первой ступени. Ответ: 11,45. 4. Рассчитайте степень гидролиза карбоната натрия по первой ступени в растворе с концентрацией равной 0,5 моль/дм³.

Тестовые задания

1. Водородный показатель раствора равен двум, тогда а_Н⁺(моль/дм³) равна:

а) 0,1 б) 0,01 в) 0,02 г) 0,001

2. Система обладает буферным действием:

а) NaCH₃COO + CH₃COOH г) NH₄Cl + H₂O

б) HCl + CH₃COOH в) CH₃COONH₄ + NaCl

3. При разбавлении буферной системы водой в 2 раза, его емкость:

а) увеличилась в 2 раза в) уменьшается в 2 раза

б) увеличилась в 0,2 раза г) не изменилась

4. Гидролизу не подвергается:

а) глюкоза в) этилацетат

б) крахмал г) белок

5. Соль подвергающаяся гидролизу по катиону:

а) CaBr₂ б) Ba(NO₃)₂ в) Na₂SO₃ г) AlCl₃

6. Соль подвергающаяся гидролизу по аниону:

а) CaBr₂ б) Ba(NO₃)₂ в) Na₂SO₃ г) AlCl₃

7. Кислотность почвы увеличится при обработке раствором соли:

а) NH₄NO₃ б) NaNO₃ в) NaCl г) Na₂SO₄

8. рН = 7 имеет водный раствор соли:

а) NaNO₃ б) (NH₄)₂SO₄ в) FeSO₄ г) Na₂S

9. Вещества, которые диссоциируют только на катионы металла и гидроксид-ионы:

а) кислоты б) щелочи в) соли г) амфотерные гидроксиды

10. Сильный электролит раствор:

а) СО₂ б) О₂ в) H₂S г) H₂SO₄

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Объем учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» и виды учебной работы для студентов очного отделения фармацевтического факультета

Календарный план

Лабораторных занятий по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета

Календарный план

Лекций по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета

ПРИЛОЖЕНИЕ 2

Название важнейших кислот и солей.

Значения некоторых фундаментальных физческих постоянных

ПРИЛОЖЕНИЕ 3

Термодинамические свойства веществ.

ПРИЛОЖЕНИЕ 4

ПРИЛОЖЕНИЕ 5

Стандартные электродные потенциалы (Е0) некоторых систем

ПРИЛОЖЕНИЕ 6

Константы устойчивости комплексных ионов

Комплексный ион lg Аммиачные Au(NH3)+2 1×1027 Ag(NH3)+2 … Комплексный ион lg BiJ–4 …

Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

ПРИЛОЖЕНИЕ 7

Константы ионизации кислот и оснований (К_и)

Название	Формула	К_и	рК_и	Название	Формула	К_и	рК_и
Азидоводород Азотистая Борная, орто тетра Бромная (бромноватая) Гипобромистая (бромноватистая) Ванадиевая, орто Вольфрамовая Германиевая Димолибденовая Дихромовая Периодная (иодная) Иодная (иодноватая) Гипоиодистая (иодноватистая) Алюминиевая Хромовая Железо (II) гидроксид	HN₃ HNO₂ H₃BO₃ H₂B₄O₇ HBrO₃ HBrO H₃VO₄ H₂WO₄ H₂GeO₄ H₂Mo₂O₇ H₂Cr₂O₇ HIO_4,H₅IO₆ HIO₃ HIO НAlО₂ Н₂CrO₄ Fe(OH)₂	2,6·10^-5 6,9·10^-4 K₁=7,1·10^-10 K₂=1,8·10^-13 K₃=1,6·10^-14 K₁=1,8·10^-4 K₂=2,0·10^-8 2,0·10^-1 2,2·10^-9 K₁=1,8·10^-4 K₂=3,2·10^-10 K₃=4,0·10^-15 K₁=6,3·10^-3 K₂=2,0·10^-4 K₁=7,9·10^-10 K₂=2,0·10^-13 9,55·10^-6 K₂=2,3·10^-2 K₁=2,45·10^-2 K₂=4,3·10^-9 K₃=1,0ּ10^-15 1,7·10^-1 2,3·10^-11 4·10^-13 K₂ = 3,16·10^-7 K₂ = 1,3·10^-4	4,59 3,16 9,15 12,74 13,80 3,74 7,70 0,70 8,66 3,74 9,50 14,4 2,20 3,70 9,10 12,7 5,02 1,64 1,61 8,33 15,0 0,77 10,64 12,4 6,5 3,89	Сероводородная Синильная Теллуровая (IV) Теллуровая Теллуроводородная Тиосерная Угольная Фосфорная (III) (фосфоновая, фосфористая) Фосфорная (V), орто Дифосфорная (V) Муравьиная Уксусная Железо (III) гидроксид Кадмий гидроксид Магний гидроксид	H₂S HCN H₂TeO₃ H₆TeO₆ H₂Te H₂S₂O₃ CO₂·H₂O H₂HPO₃ H₃PO₄ H₄P₂O₇ НСООН СН₃СООН Fe(OH)₃ Cd(OH)₂ Mg(OH)₂	K₁=1,0·10^-7 K₂=2,5·10^-13 5,0·10^-10 K₁=2,7·10^-3 K₂=1,8·10^-8 K₁=2,45·10^-8 K₂=1,1·10^-11 K₃=1,0·10^-15 K₁=2,3·10^-3 K₂=6,9·10^-13 K₁=2,5·10^-1 K₂=1,9·10^-2 K₁=4,5·10^-7 K₂=4,8·10^-11 K₁=3,1·10^-2 K₂=1,6·10^-7 K₁=7,1·10^-3 K₂=6,2·10^-8 K₃=5,0·10^-13 K₁=1,2·10^-1 K₂=7,9·10^-3 K₃=2,0·10^-7 K₄=4,8·10^-10 К₁ = 1,8·10^-4 К₁ = 1,8·10^-5 K₂ = 1,82·10^-11 K₂ = 5,0·10^-3 K₂ = 2,5·10^-3	6,99 12,60 9,30 2,57 7,74 7,61 10,95 15,0 2,64 12,16 0,60 1,72 6,35 10,32 1,51 6,79 2,15 7,21 12,0 0,91 2,10 6,70 9,32 3,74 4,75 10,74 2,3 2,6

Название	Формула	К_и	рК_и	Название	Формула	К_и	рК_и
Кремневая. орто Марганцовая(VI) (марганцовистая) Молибденовая Мышьяковая(III) Мышьяковая(V) Пероксид водорода Селеновая(IV) (селенистая) Селеновая(VI) Селеноводородная Серная Серная (IV), (cернистая) Щавелевая Хлоруксусная Марганец гидроксид Медь (II) гидроксид Никель гидроксид	H₄SiO₄ H₂WO₄ H₂MoO₄ H₃AsO₃ H₃AsO₄ H₂O₂ H₂SeO₃ H₂SeO₄ H₂Se H₂SO₄ H₂SO₃ Н₂С₂О₄ СН₂СlСООН Mn(OH)₂ Cu(OH)₂ Ni(OH)₂	K₁=1,3·10^-10 K₂=1,6·10^-12 K₃=2,0·10^-14 K₁≈10^-1 K₂=7,1ּ10^-11 K₁=2,9ּ10^-3 K₂=1,4ּ10^-4 5,9ּ10^-10 K₁=5,6ּ10^-3 K₂=1,7ּ10^-7 K₃=2,95ּ10^-12 2,0·10^-12 K₁=1,8·10^-3 K₂=3,2·10^-9 K₂=1,2ּ10^-2 K₁=1,3·10^-4 K₂=1,0·10^-11 K₂=1,15·10^-2 K₁=1,4·10^-2 K₂=6,2·10^-8 К₁ = 5,4·10^-2 К₂ = 5,4·10^-5 1,4·10^-3 К₂ = 5,0·10^-4 К₂ = 3,4·10^-7 К₂ = 2,5·10^-5	9,9 11,8 13,7 ≈ 1 10,15 2,54 3,86 9,23 2,25 6,77 11,53 11,70 2,75 8,50 1,92 3,89 11,0 1,94 1,85 7,20 1,27 4,27 2,85 3,3 6,67 4,6	Дифосфорная (III)	H₄P₂O₆	K₁=6,3ּ10^-3 K₂=1,6ּ10^-3 K₃=5,4ּ10^-8 K₄=9,3ּ10^-11	2,20 2,81 7,27 10,03
Гипофосфорная (фосфиновая, фосфорноватистая) Фтористоводородная Хлористая Гипохлористая (хлорноватистая) Xромовая Аммиак Бария гидроксид Кальция гидроксид Лития гидроксид Свинца гидроксид Серебра гидроксид Алюминия гидроксид Ртуть (II) гидроксид Хром гидроксид Цинк гидроксид	НPH₂O₂ HF HClO₂ HClO H₂CrO₄ NH₃·H₂O Ba(OH)₂ Ca(OH)₂ LiOH Pb(OH)₂ AgOH Al(OH)₃ Hg(OH)₂ Cr(OH)₃ Zn(OH)₂	5,9ּ10^-2 6,2·10^-4 1,1ּ10^-2 2,95·10^-8 K₁=1,6ּ10^-1 K₂=3,2ּ10^-7 1,76·10^-5 K₁=2,3·10^-1 K₂=4,0ּ10^-2 6,8ּ10^-1 K₁=9,55ּ10^-4 K₂=3,0ּ10^-8 5,0ּ10^-3 K₃ = 1,38·10^-9 К₁ = 4,0·10^-¹² К₃ = 1,02·10^-¹⁰ К₂ = 4,0·10^-5	1,23 3,21 1,97 7,53 0,80 6,50 4,755 0,64 1,40 0,17 3,02 7,52 2,30 8,86 11,4 9,99 4,44

* в скобках приведены русские названия

1. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Химия, 1979. – С.321 – 327.

Коэффициенты активности (F) ионов при ионных силах раствора

ПРИЛОЖЕНИЕ 8

Растворимость кислот, оснований и солей в воде

□ – растворимые.

ПРИЛОЖЕНИЕ 9

Константы растворимости

Формула Кs рКs Cd2[Fe(CN)6] … Формула Кs рКs FeS2 FeSe Fe2(SeO3)3 Hg2Br2 Hg2CO3 …

ОТВЕТЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ

ТЕМА 1. 1в; 2г; 3а; 4г; 5б; 6в; 7в; 8А4, Б2, В4, Г1; 9 А5, Б1, В6, Г3; 10 А4, Б2, В3,… 11а; 12в; 13г; 14а; 15б; 16а; 17а; 18а; 19в; 20б.

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным для Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Еще рефераты, курсовые, дипломные работы на эту тему:

Этапы развития органической химии. Объект и предмет органической химии как науки. Значение органической химии
По результатам реакции делятся на следующие типы... реакция присоединения Характерна для непредельных органических соединений... СН СН Br СН связь вниз Br СН связь вниз Br...

Предмет органической химии. Органическая химия как основа создания новых материалов. Связь органической химии с биологией и медициной
Предмет органической химии Органическая химия как основа создания новых материалов Связь органической химии с биологией и... Классификация реакций по характеру изменения химической связи и по... Химическая реакция превращение одних веществ в другие процесс связанный с разрывом одних и образованием других...

Основы планирования. Теоретические основы управления проектами. Основы планирования. Планирование проекта в MS Project 7
Использованная литература В В Богданов Управление проектами в Microsoft Project Учебный курс Санкт Петербург Питер г...

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ И ЧАСТНОЙ
Классификации ядов... Существует несколько классификаций ядов в основу которых положены различные... Классификация ядов по тропности избирательной токсичности Группы ядов Препараты и вещества...

Основы дефектологии. ЧАСТЬ ПЕРВАЯ ОБЩИЕ ВОПРОСЫ ДЕФЕКТОЛОГИИ
Содержание... Часть первая Общие вопросы дефектологии Основные проблемы дефектологии...

Ведение в курс "Основы экономической теории" (Введення в курс "Основи економiчної теорiї)
В працях Ксенофонта 430 355 рр. до н. е Платона 427 347 рр. .о н. Аристотеля 384 322 рр. до н. е а також мислителв стародавнього Риму, нд, Китаю… Але не кожна економчна думка розвиваться у систему поглядв ста економчним… Н в рабовласницькому, н у феодальному суспльств ще не снувало струнко системи економчних поглядв на економчн процеси.…

Основы общей нозологии
Высшего профессионального образования... Новосибирский государственный медицинский Университет... Федерального агентства по здравоохранению и социальному развитию...

Основы общей психологии
Основы общей психологии... Оглавление... Предисловие к му изданию...

Истоки и теоретические основы паблик рилейшнз. Истоки и теоретические основы паблик рилейшнз (ПР)
Смоленский государственный университет... Н Н Розанова ПАБЛИК РИЛЕЙШНЗ Пособие к семинарским занятиям...

Основы квантовой механики и ее значение для химии
Отсюда и роль физического знания для химии. Оно является той школой и той основой, благодаря которой накапливается, осмысливается и перерабатывается… Иногда это удаётся, и тогда возникают впечатляющие картины стройности и… Если же существующие представления бессильны, и в них не вписываются факты, то возникает потребность в дополнении или…

0.033

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?

Подпишитесь на Нашу рассылку

Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail

Новости и инфо для студентов

Свежие новости
Актуальные обзоры событий
Студенческая жизнь

Соответствующий теме материал

Похожее
По категориям
По работам

Теоретические основы химии нефти и газа Раздел Теоретические основы химии нефти и газа... Начать лекцию с вопроса а что же такое нефть и от какого слова произошло... Нефть и ее производные используются человечеством с доисторических времен Слово нефть naphta в русский язык пришло...
Функциональные основы проектирования: антропометрия, эргономика и технология процессов, как основа назначения основных габаритов здания Семестр... специальности Промышленное и гражданское строительство... Городское строительство и хозяйство Лекция Функциональные основы...
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ЭКОЛОГИИ Б М Миркин Л Г Наумова... ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ЭКОЛОГИИ Москва... От авторов...
Основы Химии На сайте allrefs.net читайте: "Основы Химии"
СРС 4. ОСНОВЫ ХИМИИ МИНЕРАЛЬНЫХ ВЯЖУЩИХ ВЕЩЕСТВ. ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Вариант... Определение Строительные вяжущие вещества Виды строительных вя жущих... Гипсовые вяжущие вещества алебастр высокопрочный гипс Различие их свойств и причины различий Химические реакции...

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Что будем делать с полученным материалом:

Еще рефераты, курсовые, дипломные работы на эту тему:

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?

Подпишитесь на Нашу рассылку

Новости и инфо для студентов

Реклама

Соответствующий теме материал

О Сайте