Методические указания по предмету

Методические указания по предмету ХИМИЯ
Среди дисциплин, составляющих базовую подготовку специалистов и
бакалавров, важное место занимает химия— наука, изучающая общие
свойства и формы движения материи. Химия является одним из основных
компонентов,
составляющих
методологическую
базу
подготовки
специалистов в области естественных и технических наук.
Основной составляющей учебного процесса для студента-заочника
является самостоятельная работа с литературой.
В обязательный план входит посещение лекций, выполнение двух
контрольных заданий.
При изучении курса химии студент выполняет две контрольные
работы. Выполнять контрольные задания следует после проработки
соответствующих глав учебника и усвоения теоретического материала.
Решение задач и ответы на вопросы должны быть обоснованы с
использованием основных теоретических положений. При решении
числовых задач приводится весь ход решения и математического
преобразования.
Контрольная работа выполняется в отдельной тетради с полями 40 мм.
Номера и условия задач обязательно переписываются в тетрадь. Порядок
ответа на вопросы должен соответствовать порядку, указанному в контрольной работе. В конце работы приводится список использованной литературы,
наименование учебника и года издания. Работа подписывается студентом с
указанием даты и представляется на факультет для рецензирования.
Если контрольная работа не зачтена, то неверно решенные задачи исправляются студентом в этой же тетради на чистых листах, а не в рецензируемом тексте, согласно требованиям, предъявляемым к оформлению
контрольных задач. Контрольная работа, выполненная по своему варианту,
который указывает преподаватель.
1. Простейшие стехиометрические расчеты
Для решения задач, заключающих стехиометрические расчеты, необходимо
уяснить простейшие стехиометрические, а также газовые понятия и законы.
МВ – молярная масса вещества В, г/моль,
nВ – количество вещества В, моль,
mВ – масса вещества В, г
nB =
mB
MB
VM – молярный объем газообразного вещества В, при нормальных
условиях для любого газа составляет 22,4 л
Моль – количество вещества, содержащие в себе 6,02*1023 структурных
единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т. д.).
Число 6,02*1023 было установлено итальянским учёным Авогадро.
Для любого вещества молярная масса
молекулярной массе, выраженной в граммах.
численно
равно
его
Во многих химических реакциях принимает участие не целая частица
вещества В, а лишь её часть, которую называют эквивалентом.
Эквивалентом вещества называется некая реальная или условная
частица вещества В, которая в данной кислотно – основной реакции
эквивалентна одному иону водорода Н+ или в данной реакции окисления –
восстановления эквивалента одному электрону. Под условной частицей
понимают атом, молекулу, ион, электрон.
Эквивалентом вещества также называют количество эквивалентов
вещества, т.е. число молей вещества эквивалентное 1 молю катионов
водорода в рассматриваемой реакции.
Meq B – молярная масса эквивалента вещества В, г/моль,
neq B – количество эквивалентов вещества В, моль
𝑛𝑒𝑞𝐵 =
𝑚𝐵
𝑀𝑒𝑞𝐵
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны
молярным массам эквивалентов этих веществ
Для химической реакции:
аА + bB = cC + dD
neq A = neq B = neq C = neq D
(10)
(11)
Фактор эквивалентности (feq) – это число, обозначающее, какая часть
реальной частицы вещества В эквивалента одному иону водорода в данной
кислотно – основной реакции или одному электрону в данной реакции
окисления – восстановления.
Фактор эквивалентности – безразмерная величина, равная единице или
доле единицы, например, 1/2, 1/3, 1/5.
Эквивалент есть 1/z часть частицы вещества. При z = 1 эквивалент
идентичен самой частицы. Число z называется числом эквивалентности. Оно
показывает, какое число эквивалентов вещества В условно «содержится» в
одной формульной единице этого вещества.
Эквивалент быть приписан веществу только тогда, когда оно участвует
в конкретной химической реакции. Для одних веществ значение zB меняется
от реакции к реакции, для других – остается постоянным. Без указания
реакции понятие «эквивалент» не имеет смысла.
Например в реакции:
Cr3+ + 6OH- = [Cr(OH)6] –
(12)
Один ион Cr3+ присоединяет шесть ионов OH- (zOH- =1). Значит
эквивалентное число Cr3+
𝑧𝐶𝑟 3+ = 6
Молярная масса эквивалента вещества В (Meq B) в конкретный реакции
всегда в zB раз меньше молярной массы этого вещества (МВ):
Meq B = MB/zB [г/моль].
Например, в реакции
H3PO4 +3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
одна молекула H3PO4 взаимодействует с тремя ионами OH- (ZOH - = 1). Значит
эквивалентное число H3PO4 zH PO = 3, а молярная масса эквивалента
3
4
Meq H3PO4 = M H3PO4/ z = 98/3 = 32,7 г/моль.
В случае газообразных веществ используется понятие эквивалентный
объем, т.е объем занимаемый эквивалентом данного газа при нормальных
условиях (Т = 2730С, Р = 101,3 кПа).
V eq B(r) = VM/zB.
Например, эквивалентный объем кислорода V eq О (r) = 5,6 л,
2
эквивалентный объем водорода – V eq Н (r) = 11,2 л.
2
Пример 1. При взаимодействии 2,7 г. Алюминия с хлором
образовалось 13,35 г хлорида алюминия ALCL3. Найти эквивалентную массу
алюминия Meq AL и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса
хлора равна 35,5 г/моль.
Решение:
1. По условию задачи на 2,7 г алюминия приходится 13,35 г хлора.
2.Согласно закону эквивалентов
n eq AL = n eq CL
neq AL =
mAL
Meq AL
neq CL =
;
mCL
Meq CL
Тогда
𝑚𝐴𝐿
𝑚𝐶𝐿
=
𝑀𝑒𝑞 𝐴𝐿
𝑀𝑒𝑞 𝐶𝐿
Откуда Meq AL = 2,7*35,5/10,65 = г/моль.
Молярная масса атомов алюминия равна 27 г/ моль. Поскольку
эквивалентная масса алюминия (9 г/ моль) в 3 раза меньше мольной массы
(27:9=3), то в 1 моле алюминия содержится три его эквивалента.
Следовательно, эквивалент алюминия равен 1/3 моля.
Пояснение. Эквивалент элемента выражается в молях. Так в HCL эквивалент
хлора zCL = 1 моль. Эквивалентная масса выражается в единицах массы
г/моль. Эквивалентная масса хлора Meq CL = 35,5 г/моль.
Пример 2. Определить эквиваленты и эквивалентные массы элементов
в соединениях H2S, H2O, PH3.
Решение. В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется
1/2 моль атомов серы, 1/2 моль атомов кислорода и 1/3 моль атомов фосфора.
Следовательно, эквиваленты серы и кислорода равны 1/2 моля, а эквивалент
фосфора равен 1/3 моля. Эквивалентная масса кислорода 8 г/моль, серы 16
г/моль, фосфора 10,3 г/моль.
На основе закона эквивалентов можно рассчитать эквивалентную массу
любого из взаимодействующих веществ, а также объем, в случае, если
вещество газообразное.
Пример 3. Некоторое количество металла, эквивалентная масса
которого равна 34,7 г/моль, вытесняет из кислоты 0,8 л водорода,
измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.
Решение. Эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, что
соответствует 34,7 г металла.
По закону эквивалентов mMe / Meq Me = Vгаз /V eq газ
MMe /34,5 = 0,8/11,2
m Me = 2,48
Задания для выполнения контрольной работы
1. Определить массу гидросульфата натрия, образующегося при
нейтрализации раствора серной кислоты, содержащегося 8 г
гидроксида натрия.
2. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна
28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при
нормальных условиях. Определить массу металла.
3. Сколько литров водорода (н.у) потребуется для восстановления 112 г
оксида металла, содержащего 71,43% металла? Определить эквивалент
металла.
4. Вычислить эквивалент металла 0,5 г которого вытеснили из кислоты
184 мл водорода при 210С и 101325 Па.
5. При взаимодействии 6 г металла с кислотой при (н.у) выделилось 2,8 л
водорода. Определить исходный металл и его эквивалент.
6. Определить эквивалент металла и его атомную массу, если 1,215 г его
вытесняют из серной кислоты 1,12 литров водорода (н.у). Валентность
металла в соединении равна 2.
7. Найти эквивалент металла, если 2 г его взаимодействуют с 3,27 г
фосфорной кислоты H3PO4, а 6 г этого металла вытесняют из H3PO4
такой объем кислорода, сколько его вытесняют 2,7 г алюминия.
8. Определить эквивалент двухвалентного металла, если из 48,15 г его
оксида можно получить 88,65 г его нитрата.
9. В результате реакции 2,19 г металла с водородом образовалось 2,51 г
гидрида MeH. Определить эквивалент металла.
10.При взаимодействия 1,5 г металла с водным раствором щелочи при
270С и 1 атм.выделилось 0,923 л водорода. Определить исходный
металл и его эквивалент.
2. Строение атома.
Атом – наименьшая частица химического элемента – носитель всех его
химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и
отрицательно заряженных электронов. Ядро составляет основу атома и
определяет индивидуальность элементов. В ядро атомов всех элементов
(исключение
1
1
Н ) входят протоны и нейтроны, которые могут взаимно
превращаться друг друга. Протон (р) – элементарная частица с массой покоя
1,00728 и положительным зарядом, по абсолютной величине равным заряду
электрона. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлежность
атома данному химическому элементу. Нейтрон (n) также представляет
собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом;
масса покоя нейтрона составляет 1,00867. Сумма числа протонов и числа
нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома
(ядра). Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно,
тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а
значит, и разным массовым числом), называют изотопами. Как правило,
каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изотопов.
Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих
элементов от целочисленных величин.
При всех химических процессах ядра атомов элементов, входящих в
состав реагирующих веществ, не изменяются. Изменение при этом
претерпевают только электронные оболочки. Химическая энергия, таким
обладающая элементарным отрицательным электрическим зарядом, равным
1,602*10-19 Кл. Масса покоя электрона мала и составляет 1/1837,14 массы
протона.
Как показала квантовая механика, электрон наряду со свойствами
вещества (частица) обладает и свойствами электромагнитного поля. Таким
образом, в свойствах электрона, в законах его движения проявляется
неразрывность двух качественно различных форм существования материи:
вещества и поля. Электрону, как любому микрообъекту, присуща
двойственная корпускулярно-волновая природа.
Движение электрона в атоме носит вероятностно – волновой характер.
Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может
находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). АО, как любая
геометрических фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами),
получившими название квантовых чисел (n, l, ml). Они определяют размер
(n), форму (l) и ориентацию (ml) атомной орбитали в пространстве. Занимая
ту или иную АО, электрон образует электронное облако (электронную
орбиталь). Формы электронных облаков аналогичны АО (рис.1). электронное
облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, l,ml, ms). Набором
этих чисел можно полностью охарактеризовать состояние любого электрона
в атоме. Главное квантовое число n определяет основную характеристику
Рис. 1. Формы электронных облаков (орбиталей)
электрона в атоме – его энергию и энергетический уровень. Она определяет
также размеры АО. Для электронов, находящихся в невозбужденных атомах,
n принимает значение от 1 до 7 (соответственно номеру периода в
периодической системе элементов Д.М.Менделеева). совокупность
электронов в атоме, обладающих одинаковым значением n, называют
электронным слоем, эти слои обозначают:
n
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
Орбитальное квантовое число l указывает на различие в энергии связи
электронов, находящихся в пределах одного энергетического уровня.
Электроны данного энергетического уровня группируются в подуровни.
Орбитальное квантовое число определяет форму электронных орбиталей
атома (рис. 1), l принимает целочисленные значения от 0 до n – 1.
Для n=1
l=0;
для n = 2 l = 0,1;
для n = 3 l = 0,1,2;
для n = 4 l = 0,1,2,3.
Число подуровней в каждом энергетическом уровне равно его
главному квантовому числу (табл.1). Больше четырех подуровней не
заполняется, так как значение l = 0,1,2,3 описывают электроны в атомах всех
известных элементов.
АО, для которых
l=
0,
1,
2,
3,
соответственно называют
s-,
p-, d-,
f-орбиталями, а
электроны, занимающие эти орбитали, - соответственно s-, p-, d-, fэлектронами.
Магнитное квантовое число ml характеризует магнитный момент и
пространственное расположение электронных облаков (рис.1). Число
возможных значений магнитного квантового числа при заданном l равно
2l+1.
l = 0,
ml = 0
l = 1,
ml = -1, 0, +1
l=2
ml = -2, -1, 0, +1, +2
l = 3,
ml =-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Спиновое квантовое число ms характеризует движение электрона
вокруг своей оси. Оно имеет +1/2 и -1/2.
Энергетические состояния электрона схематически обозначают в виде
квантовых (энергетических) ячеек
обозначают стрелками
, электроны в этих ячейках
.
Распределение электронов в атомах элементов по АО определяется
принципом Паули, принципом наименьшей энергии и правилом Хунда.
1. Принцип Паули: в атоме не может быть двух и более электронов,
имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Так как
АО характеризуется тремя квантовыми числами: n, l, ml, то в ней
могут находиться не более двух электронов с противоположными
спинами
. Согласно принципу Паули, максимальное число
электронов на уровне N = 2n2 (табл 1).
2. Принцип
наименьшей
энергии.
Правило
Клечковского:
последовательность
размещения
электронов
по
АО
в
невозбужденном атоме должна отвечать наибольшей связи их с
ядром, т.е. электрон должен обладать наименьшей энергией.
Согласно этому правилу электроны заполняют уровни и подуровни
в такой последовательности (шкала энергий): 1s2 2s2
2p6 3s2
3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 5f14 5d2-10 6p6
7s2
6d1
5f14
6d2-10
7p5, где s, p, d, f – энергетические
подуровни, цифры впереди букв означают энергетический уровень,
в котором находятся данные электроны, а индекс наверху справа
показывает число электронов на данном подуровне. Как следует из
шкалы энергий, сначала заполняется 4s – подуровень, а затем 3d;
5s – подуровень, а затем 4d. Такая последовательность заполнения
уровней и подуровней обусловлена принципом наименьшей энергии
и правилом Клечковского: так как энергия электрона в основном
определяется значениями главного квантового числа n и
орбитального l, то сначала заполняются те подуровни, для
которых сумма значений n +1 равны,то сначала идет заполнение
подуровня с меньшим значением n.
Отсюда следует, что после 3p – подуровня заполняется 4s – подуровень
(n +l = 4 + 0=4), затем 3d – подуровень (n + l = 3 +2 = 5), 4p (n +l=4+1=5) и 5sподуровень (n+l=5+0=5).
Правило Хунда: орбитали в пределах данного подуровня заполняются
сначала электрону, т.е каждый электрон располагается в отдельной
квантовой ячейке в виде неспаренного электрона. Иными словами, при
данном значении l электроны располагаются так, что суммарное спиновое
число их (∑ms) максимально. Суммарный спин спаренных электронов равен
нулю. Например, если три р-орбитали (px, py, pz) надо заполнить тремя pэлектронами, то они должны распределяться по одному в каждой отдельной
орбитали (ячейке).
Схематически распределение электронов по квантовым ячейкам будет
следующим:
или
∑mss = + 1/2 +1/2 +1/2 = +3/2 или ∑mss = -1/2 – 1/2 – 1/2 = - 3/2
Строение электронных оболочек атомов тесно связано с периодической
системой элементов Д.М.Менделеева. Номер периода равен количеству
энергетических уровней (электронная оболочка атомов элементов 2-го
периода имеет два энергетических уровня. 3-го периода – три, 4-го периода –
четыре и т.д.). Всего 7 энергетических уровней и соответственно 7 периодов.
Длина периодов определяется максимальной емкостью уровней: 2, 8, 18, 32
электрона. В 1-м периоде – 2 элемента; во 2-м и 3-м – 8 элементов; в 4-м и 5м – 18 элементов; в 6-м – 32 элемента; 7 й период не закончен.
В зависимости от того, на какой энергетический подуровень в атоме
поступает последний электрон, элементы делятся на s-, p-, d- и f-элементы.
При этом s- элементы составляют I и II главные подгруппы периодической
системы (а также H и He); p-элементы составляют III, IV, V, VI, VII и VIII
главные подгруппы периодической системы; d-элементы составляют
побочные подгруппы периодической системы.
У s- и p-элементов валентные электроны находятся на внешнем
энергетическом уровне, у d- элементов – на s-подуровне внешнего
энергетического уровня и предвнешнего незавешенного d-подуровня, fэлементы в коротко периодном варианте периодической таблицы выделены
отдельно.
На основании рассмотренных положений можно представить
распределение электронов в атоме записывается в виде электронных формул.
Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, следует
знать номер данного элемента в периодической системе и перечисленные
выше положения. Электронная формула фосфора будет составляться
следующим образом: фосфор находится в 3-м периоде, порядковый номер 15,
значит, 15электронов будут располагаться на трех энергетических уровнях
(15Р 1s22s22p63s23p3).
Электронная структура атома может быть изображена в виде
размещения электронов в квантовых ячейках (атомных орбиталях). Для
атомов фосфора электронографическая схема выглядет так:
s
n=1
n=2
p
d
n=3
Пример. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов
52
ванадия 50
23𝑉 и 23𝑉 ? Составьте электронную формулу атома ванадия,
подчеркните валентные электроны. Распределите электроны этого атома по
квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится этот
элемент?
Решение. Порядковый номер элемента в периодической системе
совпадает с величиной заряда ядра, т.е индекс внизу слева символа элемента
указывает на количество протонов в ядре, следовательно, в ядрах изотопов
ванадия имеется 23 протона. Число нейтронов равняется разности между
массовым числом (индекс вверху слева символа) и порядковым номером
элемента, следовательно, в ядрах изотопа 50
23𝑉 находится 27 нейтронов
(50 – 23 = 27), а 52
23𝑉 - 29 нейтронов (52 – 23 = 29).
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме
по энергетическим уровням и подуровням. При этом следует учитывать, что
электрон занимает тот энергетический подуровень, на котром он будет
обладать наименьшей энергией. Так как число электронов в атоме элемента
равно заряду ядра, т.е его порядковому номеру в таблице Д.И.Менделеева, то
элемента №23 – ванадия электронная формула, согласно шкале энергий,
будет
23V
1s22s22p63s23p64s23d3
23V
1s22s22p63s23p63p34s2
Электронографические схемы отражают распределение электронов
атомов по квантовым (энергетическим) ячейкам. В каждой квантовой ячейке
может быть не более двух электронов с противоположными спинами
(принцип Паули). Орбитали данного подуровня заполняются сначала по
одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с
противоположными спинами (правило Хунда).
s
n=1
n =2
n=3
n=4
p
d
f
Последний, 23-й электрон атома ванадия занимает d – орбиталь,
следовательно, ванадий относится к d- электронному семейству.
Задания для выполнения контрольной работы.
Задание 1.1 Для приведенных в варианте (табл. 1.1) 4- х химических
элементов определить:
1.1.1 Группу и период, в которых находится данный элемент в
периодической таблице Д.И.Менделеева.
1.1.2 Электронную формулу атома элемента и указать, к какому
семейству относится данный элемент.
1.1.3 Валентные электроны и перечислить все теоретически
возможные степени окисления для нормального и возбужденного
состояния атома. Привести примеры соединений, в которых
данный элемент имеет разные степени окисления.
1.1.4 Как
изменяются
радиус
атома,
энергия
ионизации,
электроотрицательность и металлические
Таблица 1.1
Номер
варианта
Символы химических элементов
s-
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
p-
87Fr
5B
88Ra
6S
56Ba
7N
55Cs
8O
38Sr
9F
37Rb
13AL
55Cs
14Si
56Ba
15P
87Fr
16S
88Ra
17Cl
56Ba
31Ca
55Cs
32Ge
87Fr
33As
88Ra
34Se
20Ca
35Br
4Be
50Sn
3Li
51Sb
38Sr
52Te
20Ca
53I
37Rb
49In
19K
81Tl
12Mg
82Pb
11Na
83Bi
4Be
84Po
3Li
85At
19K
81Tl
20Ca
82Rb
11Na
83Bi
12Mg
84Po
38Sr
85At
d80Hg
79Au
78Pt
77Ir
76Os
75Re
74W
73Ta
72Hf
57La
87Ac
104Rf
105Db
106Sg
48Cd
47Ag
46Pd
45Rh
44Ru
43Tc
42Mo
41Nb
40Zr
39Y
30Zn
29Cu
28Ni
27Co
26Fe
25Mn
f71Lu
70Yb
69Tm
68Er
67Ho
66Dy
65Tb
64Gd
63Eu
62Sm
61Pm
60Nd
59Pr
58Ce
90
Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
100Fm
101Md
102No
103Lr
98Cf
99Es
3. Химическая связь.
Примеры решения типовых задач
Пример 1.
Задание 3.1. Для двух, указанных по варианту молекул с позиций метода
валентных связей показать образование молекул и ответить на следующие
вопросы:
3.1.1 Каков тип гибридизации центрального атома в молекуле и
валентный угол между связями?
3.1.2 Сколько 𝜎 − и 𝜋 −связей содержит молекула?
3.1.3. Определить полярность связей и полярность молекулы в целом.
3.1.4. Какова пространственная структура молекулы?
Для ответа на вопросы задания рассмотрим молекулу CdI2.
3.1.1.Сначала определяем тип гибридизации центрального атома. Для
этого выписываем валентные элекроны центрального атома 48Cd.
5s
4d
Затем электроны переводим в возбужденное состояние
5p
5s
4d
Отмечаем, что у Cd имеются две внешние орбитали: s и р.
Представим s- и р-орбитали на рис. 2.1.
Рис.2.1
Далее «проводим» валентные электроны 53I. Так как I – p- элемент, то
на рис. 2.1 к электронам Cd подрисовываем гантелеобразные p- орбитали
йода,получаем схему молекулы CdI2 (рис. 2.2)
Как видно из рис. 2.2 силы отталкивания между электронными
орбиталями на участках I и II сильно различаются. С одной рорбиталью йода кадмий связывается с помощью s-орбитали, а с
другой - с помощью p-орбитали. Связи отличаются по форме и
энергии. Такая молекула не будет устойчивой. Для образования
устойчивой молекулы в центральном атоме происходит процесс
гибридизации валентных орбиталей, который показан на рис 2.3.
Рис. 2.3
Гибридизация – это процесс,в результате которого происходит
перестройка валентных орбиталей центрального атома и образование
смешанных гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.
Таким образом, s + р = 2sp; по аналогии: s + р + р = 3sp2; s + р +
+ р + р + р = 4sp . Гибридные орбитали центрального атома - это
заряженные поля и, отталкиваясь, они располагаются под
определенным углом (валентный угол), чтобы образовалась устойчивая
молекула: при гибридизации типа sp валентный угол составляет 180 sp2
- 120 sp3 - 109 Расположение гибридных орбиталей согласно этим
валентным углам показано в табл. 2.1.
Таблица 2.1
Тип
гибридизации:
sp
sp2
sp3
1800
1200
1090
Расположение
гибридных
орбиталей в
пространстве
Теоретический
валентный
угол
В соответствии с данными табл. 2.1 в молекуле Cdl2 реализуется spгибридизация, и валентный угол составляет 1800.
Чтобы изобразить молекулу в целом, остается показать перекрывание
полученных гибридных орбиталей центрального атома с валентными
орбиталями боковых атомов. В случае рассматриваемой молекулы CdI2
боковым атомом является 53I. Так как это р-элемент, то его валентные
наружные электроны имеют орбиталь в виде гантели. В случае, если это
будет s-элемент, форма орбитали имеет вид шара.
"Подводя" валентные орбитали йода к гибридным орбиталям
кадмия, получаем схему молекулы CdI2 (рис. 2.4).
I
Cd
Рис. 2.4
I
3.1.2. Отметим наличие σ- и π-связей в молекуле. Если область
перекрывания находится на оси связи, связь о типа (сигма тип), если
π - тип
Рис. 2.5
область перекрывания не находится на оси связи, а расположена по обе
стороны от оси связи - это – пи тип (пи тип) ( рис. 2.5).
В случае CdI 2 в молекуле две ковалентные связи сигма – типа.
Определим полярность. Полярность связана с наличием диполя,
обусловленного оттягиванием валентных электронов в сторону более
электроотрицательного атома (Приложение 1). В случае молекулы CdI 2
более электроотрицательным элементом является йод. Поэтому связь
Cd-I является полярной. Однако в целом молекула неполярна, так как
при наличии двух диполей оттягивание электронов идет в обе стороны
одинаково, и дипольные моменты взаимно компенсируются.
3.1.3. Разберем вопрос о пространственной структуре молекулы.
Пространственная структура молекулы связана с типом гибридизации
центрального атома и расположением боковых атомов вокруг
центрального атома (табл. 2.2).
Тип гибридизации
sp
Пространственная структура линейная
(форма) молекулы
2
3
3
sp
Таблица 2.2
sp3
sp
sp
треугольная
тетраэдри- пирами- угловая
ческая
дальная
Как видно из табл. 2.2 при sp3 гибридизации может
реализоваться тетраэдрическая форма, пирамидальная или угловая в
зависимости от числа боковых атомов (4, 3, 2 - соответственно). Из
рис. 2.4 следует, что молекула CdI 2 имеет линейную форму.
Рассмотрим еще одну молекулу OF2. Выписываем валентные
электроны центрального атома - кислорода.
2p
2s
Далее надо перевести в возбужденное состояние. Однако, так как во
втором слое нет свободных (пустых) орбиталей, эту операцию пропускаем.
Если в качестве центрального атома будет похожий элемент, но находящийся
в третьем периоде, то для таких простых молекул, которые предлагаются в
задании не следует при возбуждении переводить электроны с 3s и 3p на
3d,так как на это необходимы большие затраты энергии.
Определяем тип гибридизации. Для этого производим «сложение»: s +
p + p +p =4sp3 . при этом не следует писать 2s или 2p, так как речь идет не об
электронах (на 2s подуровне), а их действительно 2, а об орбиталях, т.е
пространства вероятного нахождения электронов. Рисуем четыре оси и
гибридные облака. Подводим валентные орбитали F (это – p- элемент).
Получаем угловую молекулу с теоретическим валентным углом 1090 (рис.2.7)
Рис. 2.7
Отдельные связи О-F - полярные, молекула в целом тоже
полярна, так как в вершине угла заряд со знаком "+", а в
противоположной стороне " − ". Происходит оттягивание
электронов в сторону F, т.е. образуется диполь.
Задачи для выполнения контрольной работы
3.1. С позиции метода ВС покажите образование предложенной
молекулы. Какие орбитали соединяющихся атомов участвуют в образовании
связей? Сколько 𝜎 − и 𝜋 − связей содержит молекула? Какова
пространственная структура молекулы? Каков тип гибридизации
центрального атома в указанном соединении (если есть)? Отметьте
полярность связей и полярность молекулы вцелом.
Вариант
Молекула
Вариант
Молекула
41
42
43
44
45
46
53
54
55
56
57
58
59
60
61
H2O
PH3
Cl2
O2
NH3
CF4
BeBr2
H2S
N2
SiH4
BCl3
H2Se
HBr
Br2
CO2
47
48
49
50
51
52
62
63
64
65
66
67
68
69
70
C2H2
SiF4
OF2
PCl3
AsH3
SbH3
BeI2
SO2
H2Te
HI
I2
C2H2
CCl4
AlCl3
COCl2
3.2. Используя значение относительной электроотрицательности
атомов, расположите соединения в порядке возрастания ионности связи. К
какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и почему?
Вариант
Соединение
Вариант
Соединение
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
NH3,PH3,AsH3,SbH3
BeF2,BF3,CF3,NF3
H2O,H2S,H2Se,H2Te
CF4,NF3,OF2,F2
NaF.NaCl,NaBr,NaI
H2O,Li2O,Na2O,K2O
BeO,MgO,CaO,SrO
CO2,SiO2,GeO2,SnO2
BeO,B2O3,CO2,NO2
BH3,CH4,NH3,OH2
NaCl,MgCl2,AlCl3,SiCl4
N2O,NO,NO2,N2O4
B2O3,Al2O3,Ga2O3,InO3
Al2O3,SiO2,P2O5SO2
SiH4,PH3,H2S,HCl
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
LiCl,NaCl,KCl,RbCl
BeF2,MgF2,CaF2,BaF2
Rb2S,K2S,Na2S,Li2S
MnCl2,FeCl2,NiCl2,MgCl2
OF2,TeF2,SeF2,SF2
LiF,NaCl,KBr,RbI
BaI2,CaBr2,MgCl2,BeF2
AlCl3,GaBr3,BF3,InI3
CF4,GeBr4,SnI4,SiCl4
RbCl,SrCl2,InCl3,SnCl2
SnCl4,SbCl3,TeCl2,ICl
NaCl,CuCl,AgCl,AuCl
Ta2O5,Nb2O5,As2O5,P2O5
PbO2,SnO2,ZrO2,TiO2
SnI4,GeBr4,TiBr4,SiCl4
4. Основные понятия о химической кинетике.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Напишите выражение зависимости скорости прямой и
обратной реакции от концентрации реагирующих веществ для следующих
процессов. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если
увеличить давление в системе в 3 раза?
а) 2SO3 (r)
2SO2 (r) + O2 (r),
б)FeO (тв) + CO (r)
Fe (тв) + CO2(r).
Решение:
а) Система гомогенная, тогда:
V прямая = K [SO3]2 ;
Vобратная = k [SO2]2 * [O2].
При увеличении давления в 3 раза концентрация веществ также
увеличиваются в 3 раза. Тогда скорость прямой реакции Vпрямой = k [3SO3]2
возрастает в 9 раз, а обратной – Vобратной = k [3SO2]2*[3O2] возрастет в 27 раз;
б) система гетерогенная, тогда:
Vпрямой = k [CO] ,
Vобратной = k [CO2].
При увеличении давления в 3 раза скорость прямой реакции Vпрямой = k
[3CO] увеличится в 3 раза, а также обратной – Vобратной = k [3CO2] – в 3 раза.
Пример 2. Определите порядок и молекулярность реакции. Напишите
выражения для определения скорости реакции
а) H2O2 (ж) = О2(r) + 2H (r),
б) S (тв) + O2(r) = SO2 (r).
Решение. Порядок реакции определяется суммой величин показателей
степени при значениях концентраций исходных веществ в кинетическом
уравнении:
а) V1 = k 1[H2O2];
б) V2 = k 2[O2].
Поэтому обе реакции первого порядка.
Молекулярность реакции определяется числом молекул,
одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического
взаимодействия. Реакция а) одномолекулярная, б) двухмолекулярная.
Выражение для определения скорости реакции первого порядка
𝑉= −
𝑑𝐶
= k ∙ 𝐶.
𝑑𝜏
Пример 3. При 800С некоторая реакция заканчивается за 16 мин.
Сколько потребуется времени для проведения той же реакции: а) при 1200С,
б) при 600С? Температурный коэффицент реакции 𝛾 = 2.
Решение.
а) 𝑉120 = 𝑉80 ∙ 𝛾
120−80
10
= 𝑉80 ∙ 24 , отсюда V120/ V80 = 24 = 16.
Таким образом, скорость реакции при повышении температуры от 80 0
до 1200С возрастает в 16 раз, а следовательно, для проведения реакции
потребуется в 16 раз меньше времени, то есть 1 мин.
80−60
б) 𝑉80 = 𝑉60 ∙ 𝛾 10 = 𝑉60 ∙ 22 = 𝑉60 ∙ 4. Отсюда V60/V80 = 1/4, то
есть скорость реакции при понижении температуры от 800 до 600С
уменьшится в 4 раза, а времени потребуется для проведения данной реакции
в 4 раза больше – 64 мин.
Пример 4. В системе происходит обратимая реакция. Запишить
выражение для константы равновесия. Как надо изменить: а) температуру,
б) давление, в) концетрацию исходных веществ, чтобы сместить равновесие
вправо
1) 2SO3 (r)
2) 2CO (r)
2SO2 (r) + O2 (r), H = 384 кДж,
CO2 (r) + C (тв), Н = -173 кДж?
Решение.
Реакция 1 гомогенная, эндотермическая, K p =
[SO2 ]2 ∙[O2 ]
[SO3 ]2
.
В соответствии с принципом Ле Шателье для смещения равновесия в
сторону эндотермической реакции температуру необходимо повысить.
Давление в системе для смещения равновесия вправо надо понизить. В
результате понижения давления скорости прямой и обратной реакции
замедляется, так как уменьшается концентрация всех веществ в системе. Но в
соответствии
с принципом Ле Шателье при понижении
давления
равновесия смещается в сторону образования большего числа молей
газообразных веществ, то есть в сторону повышения давления.
Концетрацию SO3 надо повысить, а SO2 и O2 выводить из системы для
смещения равновесия вправо.
Реакция 2 гетерогенная, экзотермическая, 𝐾𝑝 =
[𝐶𝑂2 ]
[𝐶𝑂]2
.
Для смещения равновесия в сторону экзотермической реакции
необходимо понизить температуру.
Давление в системе для смещения равновесия вправо надо повысить,
так как при повышении давления равновесие смещается в сторону
образования меньшего числа молей газообразных веществ, то есть в сторону
понижения давления в системе.
Концетрацию СО надо повышать, а СО2 выводить из системы для
смещения равновесия вправо.
Задачи для выполнения контрольной работы
4.1. Напишите выражение зависимости скорости прямой и обратной реакции
от концентрации реагирующих веществ для следующих процессов. Как
изменяется скорости прямой и обратной реакции, если увеличить давление в
системе в 2 раза?
Таблица 4.1
ВариВариант Уравнения реакций
ант
101 H2 (r) + I2 (r)
2HI
116
2+
2102 Ba (p) + SO4
BaSO4 (тв)
117
103 CaO (тв) + CO2 (r)
CaCO3(тв) 118
104 CO (r) + H2O(r)
CO2 (r)+H2(r) 119
105 PCl5 (r)
PCl3 (r) + Cl2 (r)
120
106 2SO2 (r) + O2 (r)
SO3 (r)
121
107 C2H2 (r) +H2 (r)
C2H4 (r)
122
108 2NO2 (r)
N2O4 (r)
123
109 2CO (r) + O2 (r)
2CO2 (r)
124
110 SO2 (r) + Cl2 (r)
SO2Cl2 (r)
125
111 4HCl(r)+O2(r) 2Cl2(r)+2H2O(r) 126
112 C(тв)+H2O(r)
CO(r)+H2(r)
127
113 Fe(тв)+H2S(r)
H2(r)+FeS(тв) 128
114 N2(r)+3H2(r)
2NH3(r)
129
115 Fe2O4(тв)+H2(r) 3FeO(тв)+H2O(r)130
Уравнения реакций
FeO (тв) + CO (r)
Fe (тв) + CO2 (r)
H2 (r) + S (ж)
H2S (r)
Si (тв) + 2H2O (r)
SiO2(тв) + 2H2(r)
2NO (r) + H2 (r)
N2O (r) + H2O (r)
2H2(r) + O2 (r)
2H2O(r)
Cu2O(тв)+2HCl(r) 2CuCl(r)+H2O(r)
C(тв) +CO2 (r)
2CO(r)
COCl2(r)
Cl2(r) + CO (r)
S(тв) + 2CO2(r)
SO2(r) + 2CO(r)
Fe2O3(тв)+3CO(r) 2Fe(тв) +3CO2(r)
Cu2S(тв)+2O2
2CuO(тв)+SO2(r)
2NO(r)+O2(r)
2NO2(r)
2N2(r)+6H2(r)
4NH3(r)+3O2(r)
2CO(r)+2H2(r)
CH4(r)+CO2(r)
H2(r)+Br2(r)
2HBr(r)
4.2 Определите порядок и молекулярность реакции. Напишите выражение
для определения скорости химической реакции.
Таблица 4.2
Вариант Уравнения реакций
131
132
Вариант Уравнения реакций
146
147
CO(r)+Cl(r)=COCl2(r)
CH2(r)+2O2(r)=CO2(r)+2H2O(r)
133
134
2NO(r)+O2(r)=2NO2(r)
2Mn2Cl(тв)+3CO2(r)=
6MnO(тв)+5C(тв)
2NO(r)+Cl2(r)=2NOCl(r)
2CO(r)=CO2(r)+C(тв)
148
149
H2(r)+O2(r)=H2O2(ж)
ВaO(тв)+CO2(r)=BaCO3(тв)
135
136
N2O4(r)=2NO2(r)
2NO2(r)=N2O(r)
150
151
2H2(r)+O2(r)=2H2O(ж)
2Ca(тв)+O2(r)=2CaO(тв)
152
153
155
156
157
158
159
160
161
2N2O(r)=2N2(r)+O2(r)
2NO2(r)=N2O4(r)
2NH3(r)=N2(r)+3H2(r)
2SO2(r)+O2(r)=2SO3(r)
2HI(r)=I2(r)+H2(r)
PCl5(r)=PCl3(r)+Cl2(r)
H2(r)+Cl2(r)=2HCl(r)
H2(r)+S(тв)=H2S(r)
C2H6(r)=H2(r)+C2H4(r)
137
CaO(тв)+CO2(r)=CaCO3(тв)
138
С(тв)+O2(r)=CO2(r)
139
2NO(r)+O2(r)=2NO2(r)
140
C2H2(r)+2H2(r)=C2H6(r)
141
CO(r)+2H2(r)=CH3OH(r)
142
2N2O5(r)=2N2O4(r)+O2(r)
143 WO2(тв)+2H2(r)=W(тв)+2H2O(r)
144 WO3(тв)+3CO(r)=W(тв)+3CO2(r)
145 WO3(тв)+3H3(r)=W(тв)+3H2O(r)
5. Растворы электролитов
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Найдите массу AlCl3, необходимую для приготовления 2 л
(2*10 м3) раствора с массовой долей хлорида алюминия равной 12%.
Плотность раствора 1090 кг/м3. Вычислите молярну концентрацию
эквивалента, молярную концентрацию, молярность и титр раствора.
-3
Решение.
1.Определяем молярную массу и молярную массу эквивалента AlCl3
М( AlCl3) = 133,34 г/моль, Э(AlCl3) =
133,3
3
≈ 44,45 г/моль.
2.Находим массу AlCl3, необходимую для приготовления 2 л его
раствора с массовой долей 12 %. Массовая доля 𝜔 показывает, сколько
единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы
раствора.
Масса раствора равна произведению объема раствора (V) на его
плотность (𝜌).
М = 2*10-3*1090 кг/м3 = 2,18 кг.
В 100 кг раствора содержится 12 кг AlCl3
В 2,18 кг раствора содержится х кг AlCl3
х=
2,18 ∗ 12
= 0,2616.
100
3.Находим молярную концентрацию раствора. Молярная концентрация
раствора СМ показывает количество растворенного вещества, содержащего в
1 л раствора.
В 2 л раствора содержится 261,6 г AlCl3.
В 1 л раствора содержится х г AlCl3,
х=
261,6
= 130,8 г.
2
Молярная концентрация равна СAlCl3 =
130,8 г
133,34 г/моль
= 0,981 моль/л.
4.Находим молярную концентрацию эквивалента. Молярная
концентрация эквивалента (нормальная концентрация) раствора показывает
число молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в
1 л раствора.
Сэк(AlCl3 ) =
130,8
= 2,94 моль/л
44,45
5.Нахолим молярность раствора. Молярность раствора Сm (моль/кг)
показывает количество растворенного вещества, находящееся в 1 кг
растворителя.
Масса воды равна 2180 г – 261,6 г = 1918,4 г.
Количество AlCl3 равно
261,6
133,34
= 1,96 моль.
В 1918,4 г H2O растворено 1,96 моль AlCl3.
В 1000 г H2O растворено х моль AlCl3,
х = С𝑚 =
1,96 ∗ 1000
= 1,02 моль/кг
1918,4
6.Находим титр раствора. Титр раствора Т показывает массу (г)
растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. В 1 л раствора
содержится 130,8 г AlCl3.
Т=
130,8
1000мл
= 0,1308г/мл.
Пример 2. Напишите уравнение электролитической диссоциации
муравьиной кислоты и найдите концентрации ионов Н+ и НСОО- в моль /л в
растворе, молярность которого равна 0,01, если константа диссоциации
К дисс = 1,8*10-4
Решение.
HCOOH
H+ + HCOO-
Cион = C* α *n, где С – молярная концентрация электролита; α – степень
диссоциации; n – число ионов данного вида.
Степень диссоциации приближенно
упрощенного закона Оствальда
𝛼=√
Кдисс
с
=√
1,8 ∙10−4
10−2
находим
из
выражения
= √1,8 ∙ 10−2 = 1,34 ∙ 10−1
сн = снсоо = 0,01*1,34*10-1 = 1,34*10-3.
Пример 3. Вычислите водородный показатель (pH) раствора и
концентрации Н+ и ОН- раствора гидроксида калия, содержащего 0,056 г
КОН в 100 мл раствора (α = 1).
Решение.
Находим концентрацию раствора КОН в молях. Молярная масса КОН равна
56 г.
nKOH =
0,056
= 0,001 моль
56
Находим, сколько молей КОН содержится в 1 л раствора.
В 100 мл раствора содержится 0,001 моль КОН.
В 1000 мл раствора содержится х моль КОН,
х = 0,01 моль
Концентрация КОН (сКОН) равна 0,01 моль/л.
Концентрация ОН- - ионов равна сКОН = 0,01 моль/л.
рОН раствора рассчитываем по формуле
pOH = − log αOH = − log γOH ∙ [OH − ],
Для расчета 𝛾𝑂𝐻 определяем ионную силу раствора
I = 1/2 ∑ci * zi2 = 1/2 (cK*zK2 + cOH * zOH2 ) = 1/2 (0,01 * 12 + 0,01* 12) = 0,01.
Из табл. П 6 находим 𝛾𝑂𝐻 = 0,90. Следовательно, рОН = log(0,90 * 0,01) =
2,05.
рН = рКВ – рОН = 14 – 2,05 = 11,95.
Пример 4. Составьте молекулярные и ионное уравнения гидролиза
солей: а) нитрата аммония NH4NO3; б) сульфита лития Li2SO3; в) ацетата
алюминия Al(CH3COO)3; напишите выражение для контастанты гидролиза и
оцените рН среды.
Решение.
а) При растворении в воде соль NH4NO3 диссоциирует
NH4NO3
NH4+ + NO3-.
Ионы воды (Н+ и ОН-) в малодиссоциирующее соединения связывает
ион NH4+, образуя молекулы слабого основания NH4ОН.
Ионное уравнение гидролиза NH4NO3
NH4+ + H2O
NH4OH + H+.
[𝑁𝐻4 𝑂𝐻][𝐻+ ]
𝐾𝐵
𝐾𝑟 =
=
КД(𝑁𝐻4 𝑂𝐻)
[𝑁𝐻4+ ]
где КД(𝑁𝐻4 𝑂𝐻) - константа диссоциации NH4ОН.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме
NH4NO3 + H2O
NH4OH + HNO3.
Реакция среды кислая, рН < 7.
б) Сульфит лития при растворении в воде диссоциирует
Li2SO3
2Li+ + SO32-.
Ионы SO32- связывают H+ - ионы воды ступенчато, образуя кислые
ионы HSO3- и молекулы слабой кислоты H2SO3. Практически гидролиз соли
ограничивается первой ступенью
SO32- + H2O
HSO3- + OH-,
Li2SO3 + H2O
NaHSO3 + NaOH.
𝐾𝑟 =
𝐾𝐵
𝐾д(HSO3)
.
Рекция раствора щелочная, рН > 7.
в) Соль ацетата алюминия диссоциирует, образуя ионы
Al(CH3COO)3
Al+3 + 3CH3COO-
Ионы Al+3 и ион CH3COO- взаимодействуют с ионами воды, образуя
малорастворимые соединения Al(OH)3 и взаимодействии слабой кислоты и
слабого основания, гидролизуются необратимо и полностью.
Al(CH3COO)3 + 3H2O = Al(ОН3) + 3 CH3COO.
𝐾𝑟 =
𝐾𝐵
𝐾д(𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ∙ 𝐾д(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻)
pH раствора Al(CH3COO)3 зависит от соотношения 𝐾д(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) и
𝐾д(𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 . Из табл.П 4 следует, что 𝐾д(𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 < 𝐾д(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) , следовательно
среды кислая.
Пример 5. Образуется ли осадок труднорастворимого соединения
CaSO4, если смешать равные объемы растворов Сa(NO3)2 и K2SO4 с молярной
концентрацией 0,003 моль/л?
Решение.
При смещении равных объемов раствора объем стал в 2 раза больше, а
концентрация каждого из растворенных веществ уменьшилась вдвое, то есть
𝑐𝐶𝑎(𝑁𝑂3)2 = 1,5 ∙ 10−3 моль/л ;
с𝐾2𝑆𝑂4 = 1,5 ∙ 10−3 моль/л.
Концентрации ионов Са2+, NO3-, K+ и SO42- соответственно равны
𝑐𝐶𝑎2+ = 1,5 ∙ 10−3 моль/л; с𝑆𝑂42− = 1,5 ∙ 10−3 моль/л; с𝑁𝑂3− = 3 ∙ 10моль/л
𝑐𝐾+ = 3 ∙ 10−3 моль/л
ПРС𝑎𝑆𝑂4 = 𝑎𝐶𝑎2+ ∙ 𝑎𝑆𝑂42− = 6,1 ∙ 10−5 .
Ионная сила раствора равна
2
2
2
2
I = 1/2 (𝑐𝐶𝑎2+ ∙ 𝑧𝐶𝑎
2+ + с𝑁𝑂 − ∙ 𝑧𝑁𝑂 − + 𝑐𝐾 + ∙ 𝑧𝐾 + + 𝑐𝑆𝑂 2− ∙ 𝑧𝑆𝑂 2− ) = 1/2(1,5 ∙
3
3
4
4
10−3 ∙ 4 + 3 ∙ 10−3 ∙ 1 + 3 ∙ 10−3 ∙ 1 + 1,5 ∙ 10−3 ∙ 4) = 0,009.
Учитывая коэффиценты активности для 𝐶𝑎2+ и 𝑆𝑂42− (табл.П 6),
рассчитываем активности этих ионов в растворе
𝑎𝐶𝑎2+ = 𝑐𝐶𝑎2+ ∙ 𝛾𝐶𝑎2+ = 1,5 ∙ 10−3 ∙ 0,68 = 1,02 ∙ 10−3 ;
𝑎𝑆𝑂42− = 𝑐𝑆𝑂42− = 1,02 ∙ 10−3 ∙ 0,99 ∙ 10−3 = 1 ∙ 10 − 6 < ПРС𝑎𝑆𝑂4 < 6,1 ∙
10−5 , значит осадок не образуется.
Пример 6. Свойства растворов неэлектролитов и законы Рауля.
1. Осмотическое давление растворов π определяют согласно закону
Ванг-Гоффа
nRT
π=
,
V
где 𝑛 − количество растворенного вещества, моль;
V – объем раствора, м3
𝑅 - молярная газовая постоянная, равная 8,3144 Дж/моль*К.
Зная π, можно определить молярную массу неэлектролита (М)
M=
m∙R∙T
π∙V
где – m – масса растворенного вещества.
2. Давление пара над раствором нелетучего вещества в растворителе
(р) ниже давления пара над чистым растворителем (р0) при той же
температуре.
Согласно закону Рауля
р0 − р
= ХВ
р0
Зная относительное понижение давления пара растворителя над
раствором, можно вычислить молярную массу неэлектролита
n0 =
m0
mx
, nx =
,
M0
Mx
где - 𝑛0 , 𝑛𝑥 , и 𝑚0 , 𝑚𝑥 − число молей и массы растворителя и неэлетролита,
соответственно;
𝑀0 и 𝑀𝑥 - молярные массы растворителя и неэлектролита.
mx
⁄M
∆p
= m0 mxx
p0
+
M0
Mx
3.
Вычисление молекулярной массы неэлектролита по понижению
температуры замерзания или по повышению температуры кипения растворов
неэлектролитов.
По закону Рауля
∆𝑡зам =
𝐾𝑘 ∙1000∙𝑚𝑥
𝑚0 ∙𝑀𝑥
∆𝑡кип =
;
КЭ ∙1000∙𝑚𝑥
𝑚0 ∙𝑀𝑥
,
где - ∆𝑡зам и ∆𝑡кип – понижение температуры замерзания и повышение
температуры кипения раствора соответственно;
𝐾𝑘 − криоскопическая константа растворителя;
КЭ - эбуллиоскопическая константа растворителя; 𝑚𝑥 −
масса растворенного вещества;
𝑚0 − масса растворителя; 𝑀𝑥 – молярная масса растворенного вещества.
𝑀𝑥 =
𝐾Э ∙1000∙𝑚𝑥
𝑚0 ∙∆𝑡кип
;
𝑀𝑥 =
К𝑘 ∙1000∙𝑚𝑥
𝑚0 ∙∆𝑡зам
.
Задачи для выполнения контрольной работы
5.1 Найдите массу соли, необходимую для приготовления раствора объемом
V л с массовой долей 𝜔. Плотность раствора 𝜌. Вычислите молярную
концентрацию эквивалента, молярную концентрацию, молярность и титр
этого раствора.
Таблица 5.1
Вариант
Соль
V, л
𝜔,%
𝜌,кг/м3
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
181
182
183
184
185
186
187
188
AlCl3
AgNO3
AgNO3
Al2(SO4)3
Al2(SO4)3
BaCl2
BaCl2
CaCl2
CaCl2
CuSO4
CuSO4
FeCl3
FeCl3
FeSO4
FeSO4
K2CO3
K2CO3
K2Cr2O7
K2Cr2O7
K2SO4
K2SO4
MgSO4
MgSO4
Na2CO3
Na2CO3
Na2SO4
Na2SO4
Pb(NO3)2
Pb(NO3)2
Pb(NO3)2
0,5
1,5
0,8
0,8
1,5
3,0
0,3
0,5
0,9
2,5
0,65
0,9
1,7
1,5
3,5
2,0
0,6
2,5
0,4
3,0
1,2
4,0
1,6
0,5
3,5
3,5
1,7
1,5
2,5
0,5
6
8
6
6
4
4
2
12
4
8
2
12
6
4
8
12
2
8
6
6
12
4
6
12
2
8
6
6
8
12
1052
1069
1050
1061
1040
1034
1015
1083
1031
1084
1019
1085
1049
1037
1078
1090
1016
1055
1040
1047
1081
1039
1060
1102
1019
1072
1053
1052
1072
1016
189
190
5.2. Напишите уравнение электролитической диссоциации раствора слабой
кислоты и найдите концентрации ионов Н+ и кислотного остатка в моль/л в
растворе нормальной концентрации с, если известна константа диссоциации
Кдисс.
Таблица 5.2
Вариант
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
Формула
кислоты
Название
кислоты
Муравьиная
Уксусная
Азотистая
Бензойная
Иодная
Иодноватая
Плавиковая
Синильная
Бромноватистая
Пропионовая
Роданистоводородная
C6H4(OH)COOH Салициловая
HClO2
Хлористая
HClO
Хлорноватистая
HCNO
Циановая
HCOOH
Муравьиная
CH3COOH
Уксусная
HNO2
Азотистая
C6H5COOH
Бензойная
HIO4
Йодная
HIO3
Йодноватая
HF
Плавиковая
HCN
Синильная
HBrO
Бромноватистая
C2H5COOH
Пропионовая
HCNS
Роданистоводородная
C6H4(OH)COOH Салициловая
HClO2
Хлористая
HClO
Хлорноватистая
HCNO
Циановая
HCOOH
CH3COOH
HNO2
C6H6COOH
HIO4
HIO3
HF
HCN
HBrO
C2H5COOH
HCNS
с,моль/л
Кдисс
0,005
0,005
0,05
0,05
0,005
0,001
0,01
0,1
0,1
0,01
0,001
1,8∙10-4
1,74∙10-5
5,1∙10-4
6,6∙10-5
2,8∙10-2
1,6∙10-1
6,8∙10-4
6,2∙10-10
2,5∙10-9
1,35∙10-5
1,4∙10-1
0,001
0,001
0,05
0,01
0,02
0,01
0,01
0,01
1,0
2,0
0,05
0,5
0,5
0,05
2,0
1,1∙10-3
1,1∙10-2
5,0∙10-8
3,5∙10-4
1,8∙10-4
1,74∙10-5
5,1∙10-4
6,6∙10-5
2,8∙10-2
1,6∙10-1
6,8∙10-4
6,2∙10-10
2,5∙10-9
1,35∙10-5
1,4∙10-1
1,0
1,0
0,1
0,05
1,1∙10-3
1,1∙10-2
5,0∙10-5
3,5∙10-4
5.3 Рассчитайте рН раствора соединения (кислоты или основания) и
концентрации ионов Н+ и ОН- в растворе, содержащем m г соединения в
объеме V мл расвтора (𝛼 = 1).
Таблица 5.3
Вариант
Соединения
V, мл
m, г
221
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
240
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
HCl
HCl
HCl
HCl
NaOH
NaOH
NaOH
NaOH
KOH
KOH
KOH
KOH
HI
HI
HI
HI
HBr
HBr
HBr
HBr
NaOH
NaOH
NaOH
NaOH
KOH
KOH
KOH
KOH
HCl
HCl
1000
500
2000
250
500
100
250
1000
1000
500
250
2000
2000
1000
500
250
1000
500
250
2000
500
250
1000
1500
1500
500
750
1000
500
250
1,46
0,365
0,73
0,365
0,04
0,02
0,1
0,40
0,56
0,112
0,112
1,12
2,56
0,256
1,28
0,0256
1,62
0,81
0,81
0,162
0,2
0,4
0,8
6,0
8,4
2,8
1,68
0,28
1,46
0,73
5.4. Составьте ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза соли,
выражение для константы гидролиза и оцените величину рН раствора.
Таблица 5.4
Вариант
251
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
265
Соль
AgNO3
AlCl3
CdBr2
Al(NO3)3
Cd(NO3)2
Col2
(NH4)2S
Co(NO3)2
Cu(NO3)2
FeSO4
FeCl3
NH4NO3
KNO2
KClO
HCOOK
Вариант
266
267
268
269
270
271
272
273
274
275
276
277
278
279
280
Соль
K2CO3
K2SO3
Na2CO3
Na2SO3
Na2S
NaNO2
Al2S3
CuCl2
FeCl2
Fe(NO3)3
MnSO4
K2S
NaCN
FeCO3
CH3COONa
6. Основы электрохимии.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Для данного окислительно – восстановительного процесса:
а)составьте реакции окисления и восстановления; б)укажите окислитель и
восстановитель; в)составьте сокращенное ионное и полное молекулярное
уравнения ионно – электронным методом; г)покажите переход электронов.
Дана схема окислительно-восстановительного процесса
K2MnO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + K2SO3 + KOH
Решение.
По приведенной схеме делаем вывод, что процесс протекает в щелочной
среде (присутствует КОН, рН>7). Находим степени окисления всех
элементов данной схемы:
+1 +6 −2
+1 −2
+6 −2
K +1
2 Mn O4 + K 2 S O4 + H2 O
+1 +4 −2
+1 −2 +1
→ K +1 Mn+7 O−2
4 + K 2 S O3 + K O H
Составляем возможные уравнения реакций окисления и восстановления,
находим значения их стандартных электродных потенциалов:
−=
SO−2
SO2−
4 + H2 O
3 + 2OH
+2е
−
+7
2 Mn O4 +e = Mn+6 O2−
4
1
окисление
восстановление
восстаφ0SO2−
−2 = −0,93
3 / SO3
новитель
окисли- φ0MnO−/MnO2− =
4
4
тель
= 0,564B
Составляем сокращенное ионное уравнение процесса и показываем
переход электоронов:
S+4O32- + 2Mn+7O4- +2OH- = S+6O42- + 2Mn+6O42- + H2O.
2е
Переходим к полному молекулярному уравнению, показываем переход
электронов:
2KMn+7O4 + K2S+4O3 + 2KOH = 2K2Mn+6O4 + K2S+6O4 + H2O
2e
Пример 2. Составьте схему работы гальванического элемента,
образованного двумя данными металлами, погруженными в растворы солей с
0
известными активностями ионов, рассчитайте ЭДС этого элемента и ∆𝐺298
.
Дано: Zn; Pb; растворы ZnSO4 и Pb(NO3)2;
Решение
Равновесие для первого электрода Zn ZnSO4 (0,01M).
Токообразующая реакция ZnO = Zn2+ + 2e.
0
𝜑𝑍𝑛2−⁄𝑍𝑛0 = 𝜑𝑍𝑛
2− ⁄𝑍𝑛0 +
0,059
0,059
log 𝑎𝑍𝑛2+ = −0,763 +
log 0,01
2
2
= −0,822 В.
Аналогично, для второго электрода Pb Pb(NO3)2 (0,001 M).
0
Токообразующая реакция Pb = Pb2+ + 2е. 𝜑𝑃𝑏2+⁄𝑃𝑏0 = 𝜑𝑃𝑏
2+ ⁄𝑃𝑏 0 +
0,059
2
log 𝑎𝑃𝑏2+ = −0,126 +
0,059
2
log 0,001 = −0,2145 В
При составлении гальванического элемента более отрицательным
электродом будет система Zn Zn2+, более положительным – Pb Pb2+. Схема
гальванического элемента примет следующий вид
(-)Zn ZnSO4(0,01 M)
Pb(NO3)2 (0,001 M) Pb(+).
При наличии внешней цепи на электродах протекают следующие
реакции
окисление
восстановитель Анод
восстановление окислитель
Катод
Zn0 = Zn+2 + 2e
Pb2+ + 2e = Pb0
1
2
Реакция в элементе в целом Zn0 + Pb2+ = Zn2+ + Pb0.
2e
Электродвижущая сила этого элемента может быть рассчитана как по
ранее определенным электродным потенциалам, так и непосредственно.
1 вариант E298 = φкатода – φанода = φPb2+⁄Pb0 - φZn2+⁄Zn0 = -0,2145 – (-0,822) =
0,6075 В.
2 вариант E298 = φPb2+⁄Pb0 – φZn2+⁄Zn0 = φPb2+⁄Pb0 +
0,059
2
0
log aZn2+ = (φPb2+⁄Pb0 – φ
(−0,763)) +
0,059
2
log
0,001
0,01
Zn2+ ⁄Zn0
)+
0,059
2
log
0,059
2
aPb2+
aZn2+
log aPb2+ - φ0Zn2+⁄Zn0 -
= (−0,126 −
= 0 , 6075 B.
Если бы в условии были заданы металлы в разных степенях окисления,
то следовательно бы использовать величины количеств электронов z1,z2.
Пример 3. При электролизе раствора данной соли металла током I, A,
масса катода возросла на m грамм. Учитывая, что выход по току металла Bi,
%, рассчитайте, какое количество электричества и в течение какого времени
пропущено. Составьте схему электролиза.
Дано: CoSO4; I = 1,25 A; m = 1,0883 г; Bi = 72%.
Решение
Составляем схему электролиза с нерастворимым анодом.
Электрохимическая система имеет следующий вид
(-) Fe CoSO4, H2O Ti (+).
В качестве покрываемого металла выбрано железо; нерастворимого
анода– титан.
В растворе присутствуют следующие ионы и молекулы
Co2+ + 𝑆𝑂42− (электролитическая диссоциация);
СoSO4
Сo2+ + 2H2O = Co(OH)2 + H2SO4 (гидролиз);
Сo2+ +2H2O = Co(OH)2 + 2H+, pH < 7, среда кислая.
Следовательно, при составлении схемы электролиза надо учитывать
ионы Сo2+, 𝑆𝑂42− , H+, молекулы СoSO4, H2O, Co(OH)2.
Реакции на электродах
А: 2H2O = O2 + 4H+ + 4e;
К: Co2+ + 2e = Co0; 2H+ + 2e = H2.
Из – за выделения водорода на катоде совместно с восстановлением
ионов Со (II) выход по току металла меньше 100%.
Схема электролиза водного раствора СoSO4 с нерастворимым анодом:
СoSO4
Катод
Анод
𝑆𝑂42−
Со2+
Н+
Co2+ + 2e = Co,
Н2О
2H+ + 2e = H2.
2H2O = O2 + 4Н+
2𝑆𝑂42−
Далее составляем схему электролиза с растворимым анодом.
Электрохимическая система:
(-) Fe CoSO4, H2O Co (+).
Реакции на электродах:
А: 2Co0 = 2Co2+ + 4e.
K: Сo2+ + 2e = Co0,
2H+ + 2e = H2.
+ 4е.
Схема электролиза водного раствора CoSO4 с растворимым анодом:
CoSO4
Катод
Со2+
Н+
Co2+ + 2e = Co,
Анод
𝑆𝑂42−
𝑆𝑂42−
2H+ + 2e = H2.
2Со0 = 2 Со2+
+ 4е.
Количество электричества по закону Фарадея составит
𝑄 =𝐼∙𝑡 =
𝑚𝑧𝐹 1,0883 ∙ 2 ∙ 96500
=
= 4925,9868 Кл.
𝐴 ∙ 𝐵𝑖
58,9332 ∙ 0,72
Оно пропущено в течение времени t:
𝑡=
𝑄 4925,9868
=
= 1,0946637 ч ≈ 1,1 ч.
𝐼 1,25 ∙ 3600
Задачи для выполнения контрольной работы
Для данного окислительно-восстановительного процесса (см. табл.
6.1.)
а) составьте реакции окисления и восстановления; б)укажите окислитель и
восстановитель; в)составьте сокращенное ионное и полное молекулярное
уравнения ионно-электронным методом; г)покажите переход электронов
Таблица 6.1
Вариант
281
H2O2 + KMnO4+ H2SO4
282
NaNO2 + NaI + H2SO4
283
284
285
286
287
288
289
290
291
292
293
294
295
296
297
298
299
300
301
302
303
304
305
306
307
308
309
310
Реакции
MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
NO + I2 + Na2SO4 + H2O
NaI + H2SO4 + MnO2
NaHSO4 + H2O + I2 + MnSO4
MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2S + H2SO4
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4
KCl + Fe2(SO4)3 + H2O
KClO3 + FeSO4 + H2SO4
FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O
FeCl2 + KMnO4 + HCl
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 + SO2
K2Cr2O7 + H2S+ H2SO4
Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
K2SO4 + I2 + NO2 + H2O
KI + HNO3 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + NO + H2O
FeSO4 + HNO3 + H2SO4
MnSO4 + Br2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + NaBr + H2SO4
HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3
KCl + NaCl + H2O+ CO2
KClO3 + Na2C2O4 + HCl
Na2C2O4 +KMnO4 +H2SO4
MnSO4 +K2SO4 +Na2SO3 + H2O +CO2
K2MnO4 + O2 +H2O
KMnO4 + H2O2 + KOH
MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
KMnO4 + HCl
HNO2 + KMnO4 + H2SO4
HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
PbSO4 + ZnSO4 + H2O
PbO2 + H2SO4 + Zn
Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 K2SO4 + H2O
Al + K2Cr2O7 + H2SO4
K2CrO4 + KBr + H2O + KCl
CrCl3 + Br + KOH
Na2SO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Na2SO3 + KIO3 + H2SO4
Na2SO4 + Ag + NaNO3 + H2O
Na2SO3 + AgNO3 + NaOH
KI + KNO2 + H2SO4
I2 + NO + K2SO4 + H2O
CO2 + MnSO4 + H2O
H2C2O4 + MnO2 + H2SO4
H2O2 + PbO2 + CH3COOH
O2 + Pb(CH3COO)2 +H2O
Ti(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Ti2(SO4)3 + KMnO4 + H2SO4
KBr + MnO2 + KCl + H2O
KBrO + MnCl2 + KOH
MnSO4 + NaHSO4 + H2O + Cl2
MnO2 + NaCl + H2SO4
K2Cr2O7 + KI + H2SO4
Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
6.2 Расчет электродвижущей силы гальванического элемента в
стандартных условиях по известной реакции в элементе.
0
𝐸298
Дана реакция, протекающая в гальваническом элементе. Рассчитайте
0
по данным ∆𝐺298
, составьте схему элемента, реакции на электродах.
Таблица 6.2
Вариант
311
312
313
314
315
316
317
318
319
320
321
322
323
324
325
326
327
328
329
330
331
332
333
334
335
336
337
338
Реакции
PbO2 (к) + 2H2SO4(ж) + Zn(к) = PbSO4(к) + ZnSO4(к) + 2H2O(ж)
PbO2 (к) + 2H2SO4(ж) + Сb(к) = PbSO4(к) + CbSO4(к) + 2H2O(ж)
Cu2Cl2 (к) + Mg(к) = 2Cu (к) + MgCl2 (к)
2Ag (к) + MgCl2 (к) = 2AgCl (к) +Mg(к)
PbO2 (к) + 2H2SO4 (ж) + Pb (к) = 2PbSO4 (к) + 2H2O (ж)
2Pb (к) + O2 (г) + 2H2O (ж) = 2Pb(OH)2 (к)
O2 (г) + 2Sn (к) + 2H2O (ж) = 2Sn(OH)2 (к)
O2 (г) + 2Мn (к) + 2H2O (ж) = 2Мn(OH)2 (к)
Ag2O (к) + Cd (к) = 2Ag (к) + CdO (т)
O2(г) + 2Fe (т) + 2H2O (ж) = 2Fe(OH)2 (к)
HgO (красн.к) + Zn (к) = ZnO (к) + Hg (к)
2CuCl (к) + Mg (к) = MgCl2 (к) + 2Cu (к)
Th (к) + O2 (г) + 2H2O (ж) = Th(OH)4 (к)
2Ga (к) +3/2 O2 (г) + 3H2O (ж) = 2Ga(OH)3 (к)
O2 (г) + 2Mg (к) + 2H2O (ж) = 2Mg(OH)2 (т)
O2 (г) + 2Ni (к) + 2H2O (ж) = 2Ni(OH)2 (т)
3/2 O2 (г) + 2Fe (к) + 3H2O (ж) = 2Fe(OH)3 (к)
Ag2O (к) + Zn (к) = 2Ag (к) + ZnO (к)
CuCl2 (к) = CuCl (к) + 1/2Cl2 (г)
Сl2 (г) + Zn (к) = ZnCl2 (к)
2H2O (ж) + 2Li (к) = 2LiOH (к) + H2(г)
O2 (г) + 4Li (т) + 2CO2 (г) = 2Li2CO2 (т)
Mg (к) + 2H2O (ж) = Mg(OH)2 (к) + H2(г)
O2 (г) + 2Zn (к) = 2ZnO (к)
3/2 O2 (г) + 2Au (к) + 3H2O (ж) = 2Au(OH)3 (к)
2Cd (к) + O2 (г) + 2H2O (ж) = 2Cd(OH)2 (к)
5Zn(к) + 2KIO3(к) + 6H2SO4(ж) = 5ZnSO4 (к) + I2 (к) +
K2SO4(к)+6H2O(ж)
PbSO4(к) + H2O (ж) = Pb ()+ ½ O2(г) + H2SO4(ж)
6.3 Составьте схему гальванического элемента, образованного двумя
данными металлами, погруженными в растворы солей с известной
0
активностью ионов; рассчитайте ЭДС этого элемента и ∆𝐺298
.
Таблица 6.3
Вариант
339
Металлы
Cr, Al
Соли
CrCl3, AlI3
340
341
342
343
344
345
346
347
348
349
350
351
352
353
354
355
356
357
358
359
360
361
362
363
364
365
366
367
368
Mn, Co
Fe, Cd
Cu, Ag
Sn, Al
Au, Fe
Cd, In
Sb, Co
Cd, Ni
Re, Co
Pd, Cd
Sb, Co
Cr, Sn
Nd, Mn
Sn, Cd
Ti, Cr
Mn, In
Pb, Cr
Ni, Nd
Re, Cr
Cu, Cd
In, Cr
Mn, Cu
Ni, Cu
Ti, Fe
Cr, Fe
Mn, In
Pb, Fe
Ni, In
Re, Fe
MnCl2, CoCl2
FeCl2, CdBr2
CuSO4, AgNO3
SnBr2, AlCl3
AuCl3, FeCl2
CdBr2, In(NO3)3
SbF3, CoCl2
CdCl2, NiSO4
ReCl3, Co(NO3)3
PdSO4, CdI2
SbCl3, CoSO4
CrBr3, SnCl4
NdCl3, MnSO4
SnBr2, CdSO4
TiCl3, CrCl2
MnSO4, InBr3
PbCl2, CrCl3
Ni(NO3)2, NdCl3
ReCl3, Cr(NO3)3
CuCl2, CdBr2
In(NO3)3, Cr(SO4)2
MnCl2, Cu(NO3)2
NiSO4, CuBr2
TiCl3, FeBr2
CrCl3, FeCl3
Mn(NO3)2, InCl3
PbCl2, Fe(NO3)3
NiCl2, InBr3
ReCl3, Fe(SO4)3
𝑎𝑍𝑛2+
Активности
= 0,1M; 𝑎𝐴𝑙3+ = 0,01M
𝑎𝑀𝑛2+ = 0,05M; 𝑎𝐶𝑜2+ = 0,01M
𝑎𝐹𝑒 2+ = 0,1M; 𝑎𝐶𝑑2+ = 0,3M
𝑎𝐶𝑢2+ = 0,1M; 𝑎𝐴𝑔+ = 0,01M
𝑎𝑆𝑛2+ = 0,1M; 𝑎𝐴𝑙3+ = 0,01M
𝑎𝐴𝑢3+ = 0,1M; 𝑎𝐹𝑒 2+ = 0,05M
𝑎𝐶𝑑2+ = 0,02M; 𝑎𝐼𝑛3+ = 0,01M
𝑎𝑆𝑏3+ = 0,12M; 𝑎𝐶𝑜2+ = 0,2M
𝑎𝐶𝑑2+ = 0,2M; 𝑎𝑁𝑖 2+ = 0,4M
𝑎𝑅𝑒 3+ = 0,2M; 𝑎𝐶𝑜2+ = 0,05M
𝑎𝑃𝑏2+ = 0,1M; 𝑎𝐶𝑑2+ = 0,03M
𝑎𝑆𝑏2+ = 0,01M; 𝑎𝐶𝑜2+ = 0,1M
𝑎𝐶𝑟 3+ = 0,05M; 𝑎𝑆𝑛4+ = 0,1M
𝑎𝑁𝑖 3+ = 0,1M; 𝑎𝑀𝑛2+ = 0,02M
𝑎𝑆𝑛2+ = 0,02M; 𝑎𝐶𝑑2+ = 0,1M
𝑎 𝑇𝑖 3+ = 0,01M; 𝑎𝐶𝑑2+ = 0,01M
𝑎𝑀𝑛2+ = 0,01M; 𝑎𝐼𝑛3+ = 0,12M
𝑎𝑃𝑏2+ = 0,15M; 𝑎𝐶𝑟 3+ = 0,25M
𝑎𝑁𝑖 2+ = 0,01M; 𝑎𝑁𝑑2+ = 0,15M
𝑎𝑅𝑒 2+ = 0,2M; 𝑎𝐶𝑟 3+ = 0,35M
𝑎𝐶𝑢2+ = 0,11M; 𝑎𝐶𝑑2+ = 0,18M
𝑎𝐼𝑛3+ = 0,22M; 𝑎𝐶𝑟 3+ = 0,35M
𝑎𝑀𝑛2+ = 0,12M; 𝑎𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 = 0,4M
𝑎𝑁𝑖 2+ = 0,15M; 𝑎𝐶𝑢2+ = 0,2M
𝑎 𝑇𝑖 3+ = 0,25M; 𝑎𝐹𝑒 2+ = 0,04M
𝑎𝐶𝑟 3+ = 0,03M; 𝑎𝐹𝑒 3+ = 0,05M
𝑎𝑀𝑛2+ = 0,12M; 𝑎𝐼𝑛3+ = 0,31M
𝑎𝑃𝑏2+ = 0,05M; 𝑎𝐹𝑒 3+ = 0,15M
𝑎𝑁𝑖 2+ = 0,11M; 𝑎𝐼𝑛3+ = 0,3M
𝑎𝑅𝑒 3+ = 0,25M; 𝑎𝐹𝑒 3+ = 0,31M
7. Классификация неорганических веществ.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Назовите и напишите графические формулы молекул следующих
оксидов: CaO, SeO2, Sb2O3.
Решение:
CaO – оксид кальция;
Графическая формула CaO, Ca=O;
SeO2 – оксид селена (IV);
Графическая формула SeO2 ,О= Se=O
Sb2O3 – оксид сурьмы (III);
Графическая формула Sb2O3, О= Sb-O- Sb=O.
Пример 2.Напишите уравнения реакций получения солей из оксидов хрома.
Решение:
Хром в соединениях имеет степень окисления +6, +3, +2. Его оксиды CrO3,
Cr2O3 и CrO соответственно кислотный, амфотерный и основной. Уравнения
реакций, характеризующие их способность образовывать соли, следующие:
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O/
Пример 3.С каким из перечисленных веществ вступит в реакцию серная
кислота: KOH, CuO, Ba(OH)2,Fe2O3, Al2O3, CO2, SiO2, H3PO4, O2, H2O?
Составьте уравнения возможных реакций.
Решение:
Серная кислота не взаимодействует с веществами, имеющими кислотные
свойства (H3PO4, CO2 и SiO2), и с кислородом, т.к. она не способна
окисляться.
Уравнения возможных реакций:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
основание
H2SO4 + CuO = CuSO4 +H2O
основной
оксид
H2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2H2O
основание
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
амфотерный
оксид
3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
амфотреный
оксид
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
2H2SO4 + CuO = Cu(HSO4)2 + H2O
H2SO4(конц.) + nH2O = H2SO4 * nH2O
олеум
Пример 4. Написать реакции, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
Al2O3
KAlO2
Al(OH)3
AlOHSO4
Al2(SO)4
Al
Al(NO3)3
Решение:
а) Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
метаалюминат
калия
б) 2KAlO2 + H2SO4 + 2H2O
2Al(OH)3 + K2SO4
в) Al(OH)3 +H2SO4 = AlOHSO4 + 2H2O
недост. сульфат
гидроксоаллюминия
г) 2AlOHSO4 + H2SO4 = Al2(SO4)3 + H2O
сульфат алюминия
д) Al2(SO4)3 + 3Mg = 2Al + 3MgSO4
𝜑 0 𝐴𝑙 3+ Al = -1,68 B
𝜑 0 𝑀𝑔2+ Mg = -2,37 B
Следовательно, магний активнее алюминия и может вытеснить
алюминий из его соли:
е) Al + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO + 2H2O
Al – 3e = Al3+
1
+
NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O 1
Задания для выполнения контрольной работы
369. Напишите уравнения реакций, свидетельствующих об основных
свойствах
FeO, Al2O3 ,CaO , CrO.
370. Напишите уравнения реакций, доказывающих кислотный характер SO2,
Mn2O7 , P2O5 , CrO3.
371. Какие из веществ, формулы которых приведены ниже, будут
реагировать с оксидом бария:CO2, NaOH , P2O5 ,AlCl3 ,K2O , CuO , H2O?
Дайте обоснованный ответ. Напишите уравнения возможных реакций,
укажите условия их осуществления и назовите вещества.
372. Какие вещества, формулы которых указаны ниже, будут реагировать с
оксидом цинка :NaOH ,Fe2O3 ,Ca(OH)2 SO3 , HNO3?Дайте обоснованный
ответ. Запишите уравнения возможных реакций, укажите условия их
осуществления и назовите вещества.
373. Напишите уравнения реакций образования Mg2P2O7 ,Ca3(PO4)2 ,
Mg(ClO4)2,Ba(NO3)2 в результате взаимодействия:
а) основного и кислотного оксидов;
б) основания и кислотного оксида;
в) основного оксида и кислоты.
374. Укажите,какой характер имеют гидраты указанных оксидов:CaO ,N2O5,
Mn2O7 ,MnO , SnO ,FeO ,SiO2 ,Fe2O5.Напишите формулы гидратов, назовите
их.
375. Назовите и напишите графические формулы оксидов:P2O5 ,CO2 , Mn2O7 ,
ZnO .Составьте уравнения реакций взаимодействия их с водой.
376. Напишите реакции солеобразования оксидов следующих элементов:
а) лития, бериллия , бора, углерода, азота;
б) натрия, магния, алюминия, фосфора, серы;
в) стронция, серебра, цинка, сурьмы, мышьяка.
377. Напишите уравнения реакций образования кислых солей (назовите эти
соли):
а) KOH + H2SO3
г) KOH + H3PO3
б)Ca(OH)2 + H3PO4
д)NaOH + H2S
в) KOH + CO2
е)Ba(OH)2 + H2SO4
378. Напишите уравнения реакций образования основных солей (назовите
их):
а) Al(OH)3 + HNO3; б)Mg(OH)2 + HCl; в)Cu(OH)2+HNO3; г)Bi(OH)3+HNO3;
д)Fe(OH)3 + H2SO4; е)Al(OH)3 + H2SO4.
379.Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию солей K2S, KHS, (MgOH)2SO4, Mg(HSiO3)2.
380. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca(NO3)2
NaHCO3
Mg(NO3)2
Ca(OH)2
CO2
MgCl2
а)
CaCO3
в)
MgCO3
б) Na2CO3
381. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
FeSO4
а)
Fe(OH)2
FeCl2
Na2CO3
Fe(NO3)2
б)
NaOH
NaNO3
Na2SO4
CuCl2
в)
Cu(OH)2
Cu(NO3)2
CuCO3
382. Допишите уравнения реакций взаимодействие веществ в молекулярной
и ионной формах:
а) Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2
…
б) FeCl3 + KOH
…
в)Na2CO3 + Ca(OH)2
…
г) Na2SiO3 + HCl
…
383. Допишите уравнения следующих реакций в молекулярной и ионной
формах:
а)CuSO4 + NaOH
…
б)CuCl2 + K2CO3
…
в)CuO + HNO3
…
г)Cu(OH)2 + HCl
…
384. Допишите уравнения реакций образования основных солей в
молекулярной и ионной формах:
а)Al(OH)3 + HNO3
…
б)Fe2(SO4)3 + NaOH
…
в)Zn(OH)2 + H3AsO4
…
г)Mg(OH)2 + HCl
…
385. Допишите уравнения реакций образования кислых солей в
молекулярной и ионной формах:
а)NaOH + H2CO3
…
б)KOH + H3PO4
…
в)KOH + H2SO4
…
г)Ba(OH)2 + H3PO4
…
386. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами: а) хлоридом железа (III) и фосфатом натрия; б)
сульфатом меди (II) и фосфатом натрия; в) сероводородом и нитратом меди
(II);
г) сульфидом калия и сульфатом цинка; д) сульфидом натрия и нитратом
магния.
387. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами; а) хлоридом железа (III) и фосфатом натрия; б)
сульфатом меди (II) и фосфатом натрия; в) сероводородом и нитратом меди
(II); г) сульфидом калия и сульфатом цинка; д) сульфидом натрия и нитратом
магния.
388. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами; а) гидроксохлоридом магния и гидроксидом
натрия; б)гидроксосульфатом железа (III) и серной кислотой; в)
гидрофосфатом кальция и гидроксидом кальция; г) гидросульфидом кальция
и гидроксидом калия; д) дигидрофосфатом бария и гидроксидом бария.
389. Закончите уравнения следующих реакций получения солей в
молекулярной и ионной формах:
а)ZnO + KOH
…
в)Sn(OH)2 + NaOH
…
б)Al2O3 + NaOH
…
г)Zn + KOH
…
390. Закончите уравнения реакций получения солей в молекулярной и
ионной формах:
а)Ca + H3PO4
…
в)Al(OH)3 + HClO4
…
б)CaO + HNO3
…
г)Ba(OH)2 + H3AsO4
…
391. Напишите уравнения реакций образования средних солей между
следующими веществами: а) силикатом натрия и азотной кислотой; б)
гидрокарбонатом калия и бромводородной кислотой; в) гидросульфатом
калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной
кислотой; д) гидроксоацетатом алюминия и уксусной кислотой.
392. Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами
следующих солей: сульфат меди (II), нитрат натрия, карбонат кальция.
393. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CaSO4, AgNO3,
K3PO4, BaCl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные
соединения.
394 .Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
а) Fe(OH)3
Fe2O3 Fe FeCl3 FeOHCl2
Fe2(SO4)3
Fe(NO3)3;
б) P
P2O5
H3PO4
Ca3(PO4)2
Ca(H2PO4)2
Ca3(PO4)2;
в)Сu (OH)2
CuO
Cu
CuSO4
Cu2(OH)2SO4
Cu(NO3)2;
395.
а)Al2O3
KAlO2
Al(OH)3
AlOHSO4
Al
Al(NO3)3;
б)Zn
ZnSO4
Zn(OH)2
Na2ZnO2
ZnCl2
ZnCO3
ZnO;
в)CO2
Ca(HCO3)2
CaCO3
CaCl2
Ca(OH)2
CaCO3
CO2;
396.
а)SiO2
Si
Mg2Si SiH4
SiO2
Na2SiO3
H2SiO3
SiO2;
б)Al
NaAlO2
HAlO2
K[Al(OH)4]
Al2O3 Al
AlCl3
AlOHCl2;
в)Fe
FeO
Fe(NO3)3
FeSO4 Fe(HSO4)2
Fe2(SO4)3
FeOHSO4;
397.
а)Cu
Cu(NO3)2
Cu(OH)2
CuOHCl
CuCl2
[Cu(NH3)4]Cl2;
б)(NH4)2Cr2O7
Cr2O3
Cr(OH)3
NaCrO2
Na2CrO4
NaHCrO4;
в)NaHCO3
Na2CO3
Na2O
Na2SO4
NaOH
Cr(OH)3
CrOHSO4;
398.
а)KMnO4
MnO2
MnCl2
Mn(OH)4
MnCl4;
б)ZnO
Al2(ZnO2)3
Zn(OH)2
ZnCl2
ZnOHCl
ZnCl2.
в)
Fe(OH)2
FeSO4
FeCl2
Fe(NO3)2
Варианты контрольных заданий
Каждый студент выполняет свой вариант контрольных заданий.
Номер варианта указывает преподаватель.
Номер варианта
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Номера задач, относящихся к данному заданию
1 11 41 101 161 201 241 281 321 369
2 12 42 102 162 202 242 282 322 370
3 13 43 103 163 203 243 283 323 371
4 14 44 104 164 204 244 284 324 372
5 15 45 105 165 205 245 285 325 373
6 16 46 106 166 206 246 286 326 374
7 17 47 107 167 207 247 287 327 375
8 18 48 108 168 208 248 288 328 376
9 19 49 109 169 209 249 289 329 377 (а, б)
10 50 81 110 170 210 250 290 330 377 (в, г)
11 51 82 111 171 211 251 291 331 378 (а, б)
12 52 83 112 172 212 252 292 332 379
13 53 84 113 173 213 253 293 333 380 (а)
14 54 85 114 174 214 254 294 334 380 (б)
15 55 86 115 175 215 255 295 335 380 (в)
16 56 87 116 176 216 256 296 336 381 (а)
17 57 88 117 177 217 257 297 337 381 (б)
18 58 89 118 178 218 258 298 338 381 (в)
19 59 90 119 179 219 259 299 339 386
20 60 91 120 180 220 260 300 340 387
21 61 92 121 18 1 221 261 301 341 388
22 62 93 122 182 222 262 302 342 389
23 63 94 123 183 223 263 303 343 390
24 64 95 124 184 224 264 304 344 391
25 65 96 125 185 225 265 305 345 392
26 66 97 126 186 226 266 306 346 393
27 67 98 127 187 227 267 307 347 394 (а)
28 68 99 128 188 228 268 308 348 394 (б)
29 69 100 129 189 229 269 309 349 394 (в)
30 70 130 141 190 230 270 310 350 395 (а)
31 71 131 142 191 231 271 311 351 395 (б)
32 72 132 143 192 232 272 312 352 395 (в)
33 73 133 144 193 233 273 313 353
396 (а)
34 74 134 145 194 234 274 314 356 396 (б)
35 75 135 146 195 235 275 315 357
396 (в)
36 76 136 147 196 236 276 316 358 397 (а)
37 77 137 148 197 237 277 317 359 397 (б)
38 78 138 149 198 237 278 318 360 397 (в)
39 79 139 150 199 238 279 319 361 398 (а)
40 80 140 151 200 239 280 320 362 398 (б)
Список литературы
1. Глинка Н. Л. Общая химия: Учебное пособие / Н. Л. Глинка. М.: КНОРУС,
2009. – 752с.
2. Лидин Р. А. Задачи по общей и неорганической химии: учеб. пособие / Р.
А. Лидин, В.А. Молочко, Л. Л. Андреева. М.: Владос, 2004. – 384с.
3. Иванов В. Г. Сборник задач и упражнений: Учебное пособие / В. Г.
Иванов, О. Н. Гева, Ю. Г. Гаверова. М.: Академия, 2007. – 320с.
4. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник / Н. С. Ахметов. –
5-е изд., исправл. – М.: Высш. шк., 2003. – 743с.