Федеральное агентство по образованию Сыктывкарский лесной институт (филиал) Санкт-Петербургской государственной
advertisement
Федеральное агентство по образованию
Сыктывкарский лесной институт (филиал)
Санкт-Петербургской государственной
лесотехнической академии им. С. М. Кирова
Э. И. Федорова, кандидат химических наук, профессор
Л. А. Никулина, кандидат химических наук, доцент
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Практическое пособие
для слушателей подготовительных курсов
и подготовительных отделений
и студентов первых курсов
нехимических специальностей
заочной формы обучения
Под общей редакцией кандидата химических наук, профессора
Э. И. Федоровой
СЫКТЫВКАР 2006
УДК 545+547(07532)/техн
Ф33
Рассмотрено и рекомендовано к изданию ученым советом
Сыктывкарского лесного института 26 июня 2003 г.,
научно-методическим советом Санкт-Петербургской государственной
лесотехнической академии 24 ноября 2005 г.
Утверждено к печати редакционно-издательским советом
Сыктывкарского лесного института 6 апреля 2006 г.
Рецензенты:
коллектив учителей химии Коми республиканского физико-математического лицеяинтерната;
соросовский учитель, учитель химии высшей категории Л. И. Трапезникова
(Коми республиканский физико-математический лицей-интернат);
учитель химии высшей категории О. Р. Костина
(Коми республиканский физико-математический лицей-интернат);
декан естественно-географического факультета кандидат химических наук, доцент
В. А. Карпов (Коми государственный педагогический институт);
заведующий кафедрой неорганической и аналитической химии доктор химических
наук, профессор Е. В. Школьников (Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия);
доктор химических наук, профессор кафедры химии древесины, физической и коллоидной химии М. К. Федоров (Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия)
Федорова Э. И.
Ф33
Неорганическая химия : практ. пособие для слушателей подготов. курсов и
подготов. отд. и студ. первых курсов нехим. специальностей заоч. формы обуч.
/ Э. И. Федорова, Л. А. Никулина ; Сыкт. лесн. ин-т. – Сыктывкар, 2006. –
192 с.
ISBN 5-9239-0012-2
Пособие включает основные теоретические вопросы и иллюстративный материал,
необходимые для усвоения основ знаний по химии. Предлагаются алгоритмы по получению форм кислородсодержащих соединений на основе периодической системы
Д. И. Менделеева, прогнозированию стереохимии молекул неорганических соединений и продуктов окислительно-восстановительных реакций. Практическое применение теоретических вопросов предусматривает раздел самостоятельной работы и рекомендаций к ней.
Предназначено для слушателей подготовительных курсов, подготовительных отделений для развития навыков восприятия материала по неорганической химии в технических вузах, а также для студентов-заочников первых курсов нехимических специальностей.
УДК 545+547(07532)/техн
Темплан 2005/2006 учеб. г. Изд. № 140.
ISBN 5-9239-0012-2
Э. И. Федорова, Л. А. Никулина, 2006
Сыктывкарский лесной институт (филиал)
Санкт-Петербургской государственной
лесотехнической академии им. С. М. Кирова, 2006
2
П Р Е Д И СЛ О В И Е
Практическое пособие по неорганической химии включает основные разделы программы подготовки к изучению дисциплины «Химия» в
технических вузах. Материал пособия может быть использован студентами первых курсов нехимических специальностей, особенно заочной
формы обучения, для которых основной вид занятий – самостоятельная
работа над учебной программой при выполнении контрольных работ.
Ряд разделов подготовлен по программе химии для слушателей
подготовительных отделений. Это квантовые числа, рН среды, совместный гидролиз, электродные потенциалы, расчет ЭДС, метод полуреакций в расстановке коэффициентов окислительно-восстановительных реакций, электролиз растворов и расплавов солей.
Пособие состоит из восьми тем, включающих основные разделы
общей химии. Кроме того, в книгу включен раздел «Задачи и вопросы
для самостоятельной работы и рекомендации к ним», поэтому студент
может контролировать правильность решения задач. После каждой темы
приведены вопросы или задачи для самопроверки и закрепления усвоения учебного материала. Дополнительные сведения можно найти в
учебниках и учебных пособиях, указанных в списке литературы.
В настоящем пособии вниманию читателей предлагаются разработанные авторами а л г о р и т м ы (по прогнозированию форм химических
соединений, их пространственного строения, продуктов окислительновосстановительных реакций и т. д.), построенные на основе обобщения
как фактического, так и теоретического материала курса химии. Причем
в основе алгоритмов – не химическая символика, а строение электронных оболочек атомов и учет всех их валентных возможностей. Алгоритмизация курса охватывает вопросы химии элементов (получение информации о формах химических соединений элементов, в частности, кислородосодержащих соединений) и их стереохимии. Предлагаются алгоритмы по вопросам гибридизации электронных орбиталей, знания о которой позволяют не только прогнозировать геометрию молекул, но и
связывать ее с реакционной способностью и агрегатными состояниями
вещества.
В ходе подготовки по темам предусматривается и использование
новых подходов к химическим понятиям и представлениям путем их
анализа, осмысливания. Предлагается использование алгоритма по получению информации о кислородосодержащих кислотах р-элементов и
d-элементов с максимальным значением степени окисления с учетом их
положения в периодической системе химических элементов.
Рассматривается новый вариант прогнозирования продуктов окислительно-восстановительных реакций с учетом всех валентных возможностей атомов и использованием метода электронного баланса.
Пособие предполагает проведение обучения на основе ориентиров,
какими являются предлагаемые алгоритмы, а также на основе теории
3
функциональных систем, предусматривающей создание «модели» будущего результата. В основе алгоритмов – связь со строением электронных оболочек атомов, участие электронов в различных взаимодействиях
между атомами, учет всех валентных возможностей атомов. Именно это
создает единые представления о химических понятиях и процессах, и
именно этот подход позволяет интенсифицировать учебный процесс.
При изучении химических превращений используемая в химии
символика не позволяет глубоко понимать сущность процессов. Кроме
того, схематические изображения не могут дать представлений о трехмерном пространстве. Вот почему в настоящий момент так важно использовать информационные технологии в процессе изучения химии. В
Сыктывкарском лесном институте профессором Э. И. Федоровой и студентом П. А. Цильке была сделана попытка такого использования при
создании электронного учебного пособия с использованием компьютерной программы «Атом. Строение и динамика» (номер госучета в депозитарии электронных изданий ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320300553),
которое рассматривает различные валентные возможности атомов на
основе строения их электронных оболочек, а динамическая визуализация промотирования электронов, взаимодействия электронных облаков
позволяет наглядно представить эти процессы. Часть иллюстративного
материала на основе компьютерного моделирования из электронного
учебного пособия использована в данном практическом пособии в виде
приложенных цветных рисунков.
Материал, представленный в приложениях, позволит студентам находить нужный справочный материал при решении задач.
Слушатели подготовительных отделений после работы с данным
пособием будут подготовлены к изучению химических дисциплин на
первом курсе любой специальности.
Темы 2, 3, 6, 8, раздел «Задачи и упражнения для самостоятельной
работы и рекомендации к ним», введение, заключение, предисловие и
послесловие подготовлены профессором Э. И. Федоровой, остальные
темы – доцентом Л. А. Никулиной. Иллюстративный материал на цветной вклейке предоставили студенты технологического факультета Сыктывкарского лесного института П. А. Цильке, Н. А. Зеленин, Е. А. Дьяконов. В пособие включены некоторые задачи из книг И. Г. Хомченко,
С. А. Пузырева и В. А. Пупкова, А. С. Егоровой, указанных в библиографическом списке.
Авторы выражают благодарность рецензентам доценту В. А. Карпову, учителям химии Л. И. Трапезниковой, О. В. Костиной, профессорам Е. В. Школьникову, М. К. Федорову и начальнику редакционноиздательского отдела СЛИ В. Н. Столыпко за полезные замечания и рекомендации.
4
ВВЕДЕНИЕ
Химия – наука о свойствах химических элементов и их соединений
и закономерностях превращений веществ. Она относится к естественным наукам и тесно взаимосвязана с физикой, биологией, геологией, математикой, а в последнее время в химии широко применяется электронно-вычислительная техника.
Современная химия – это разветвленная система многих наук: общей, неорганической, органической, физической, аналитической химии,
биохимии, химии полимеров и т. д.
Объекты изучения в химии – химические элементы и их соединения, простые и сложные вещества, их превращения.
Будущий студент должен быть знаком с основными понятиями химии, ее важнейшими теориями, законами, о также иметь представление
о свойствах химических элементов и соединений. Это позволит ему
глубже усвоить химию материалов и химических процессов, применяемых в технике.
5
ТЕМА 1.
О С Н О В Н Ы Е П О Н Я Т И Я И З А КО Н Ы Х И М И И
1 . 1 . А т ом н о - м ол е к ул я р н о е у ч е н и е и со в р ем е н н ы е
п р ед с т а в л е н и я о с т р о е н и и в е щ е с т в а
Основы атомно-молекулярного учения заложены М. В. Ломоносовым в 1741 г.
1. В строении вещества М. В. Ломоносов различал две ступени: элементы (атомы в нашем понимании) и корпускулы (молекулы).
2. Большинство веществ состоит из молекул. Молекулы простых веществ
состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ из разных атомов.
3. Молекула наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
4. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.
5. При химических реакциях происходит перегруппировка атомов и образование новых веществ.
Современные представления о строении вещества предполагают следующее:
1. Вещества имеют разное строение: они состоят из атомов одного и того же химического элемента или из атомов разных элементов (химический элемент это вид атомов с одинаковым зарядом ядра), могут состоять из молекул, но большинство неорганических соединений не имеют молекулярного строения.
2. В твердом состоянии вещества образуют кристаллические решетки –
трехмерные упорядоченности частиц. В узлах решетки веществ с м о л е к у л я р н ы м с т р о е н и е м находятся геометрически обособленные
молекулы, связанные между собой межмолекулярными взаимодействиями (например, Cl2, H2O, SO2, CO2, большинство органических соединений), в узлах кристаллических решеток веществ и о н н о г о с т р о е н и я находятся ионы (CaCl2, KI, NaCl, KOH). Существуют м е т а л л и ч е с к и е кристаллические решетки (металлы), а т о м н ы е кристаллические решетки (алмаз, оксид кремния). Выделение в атомной или ионной
структуре простейшей группы атомов, многократное повторение которой воспроизводит структуру вещества, является условным. Такие условные частицы называют формульными единицами. Например, СО2,
Н2О, NH3 молекулы, SiO2 вещество атомного строения, NaCl – вещество ионного строения – формульные единицы.
3. Сложные вещества имеют либо постоянный состав (д а л ь т о н и д ы ),
либо меняющийся в некоторых пределах (б е р т о л л и д ы ). Например,
Н2О, НСl, SO2 дальтониды, FeS бертоллид и может изменять состав.
4. Свойства неорганических и органических соединений зависят от их
химического строения.
6
1 . 2 . О с н о в н ы е з а ко н ы и п о н я т и я х и м и и
Основные законы
1. Закон сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748 г.): «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции».
2. Закон постоянства состава (Пруст, 1806 г.): «Свойства веществ
не зависят от способа его получения и предыдущей обработки», закон
относится только к молекулярным соединениям.
3. Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.): «При неизменной температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов
относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газов, как простые целые числа».
4. Гипотезы Авогадро (1811 г.):
1) в равных объемах разных газов при одинаковых условиях (давлении и
температуре) содержится равное количество молекул;
2) молекулы простых газообразных веществ (водород, кислород, азот,
хлор и др.) состоят из двух атомов.
Первая гипотеза была экспериментально подтверждена и является одним из основных законов идеальных газов.
Следствия из гипотез:
1) моль любого газа при нормальных условиях (273 К и 1,033 105 Па)
занимает объем 22,4 л.
В условиях, отличающихся от нормальных, объем любого количества газа может быть рассчитан по уравнению Менделеева – Клапейрона:
pV = (m/M) RT,
где m масса газа, M молекулярная масса, R молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж моль1 град1, p – давление, Т абсолютная
температура, V объем газа, m/M = – число молей.
2) молекулярная масса газа или пара равна произведению его плотности
по отношению к любому другому газу на молекулярную массу последнего.
5. Периодический закон Д. И. Менделеева в современной формулировке: «Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений
находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их
атомов».
7
Основные понятия химии
Понятие
Предмет химии
Определение понятия
Химия изучает строение, свойства и взаимопревращения веществ.
Вещество
Совокупность атомов и молекул.
Атом
Наименьшая частица химического элемента, носящая его свойства.
Молекула
Наименьшая частица вещества, обладающая его
химическими свойствами.
Химический
Определенный вид атомов, имеющий одинаковый
элемент
заряд ядра.
Относительная Число, показывающее, во сколько раз масса атома
атомная масса, больше 1/12 массы атома углерода.
Аr
Относительная Число, показывающее, во сколько раз масса молемолекулярная
кулы больше 1/12 массы атома углерода.
масса, Mr
Моль
Количество вещества, содержащее столько же
структурных элементов, сколько атомов в углероде
массой 0,012 кг.
Молярная
Масса вещества количеством 1 моль
масса, М
(масса 6 1023 молекул).
Молярный
Объем, занимаемый количеством вещества 1 моль
объем, Vm
(объем, занимаемый 6 1023 молекулами).
Атомная едини- Масса атома, выраженная в а. е. м. (атомных едини12
ца массы
цах массы). Это 1/12 массы изотопа С .
6
Формула
Простейшая (эмпирическая) показывает отношение
числа атомов. Истинная (молекулярная) показывает
количественный и качественный состав вещества.
Например, формула Н2О показывает, что в молекуле воды содержится 2 атома водорода и 1 атом кислорода, Мr = 18, М = 18 г/моль (молярная масса
численно равна Мr); или формула Н2 показывает,
что молекула водорода состоит из двух атомов,
Мr = 2, М = 2 г/моль, Vm = 22,4 л/моль (молярный
объем).
Относительная Отношение относительных молекулярных или моплотность газов, лярных масс данного и стандартного газов (по воD
дороду или воздуху).
8
1 . 3 . Ре ш е н и е з а д а ч
Моль. Молярная масса
К о л и ч е с т в о в е щ е с т в а (X), моль, можно определить из формулы:
( X )
m( X )
,
M (X )
(1.1)
где m(X) – масса вещества Х (г, кг), М(X) – молярная масса вещества Х
(г/моль, кг/моль).
NА = 6,02 1023 1/моль – постоянная Авогадро, тогда N – ч и с л о
ч а с т и ц в д а н н о м к о л и ч е с т в е в е щ е с т в а – можно определить
по формуле:
N NA .
(1.2)
DH 2 – о т н о с и т е л ь н а я п л о т н о с т ь г а з а ( Х ) п о в о д о р о д у :
DH 2
M X г/моль
M X г/моль
; DH 2
.
M H 2 г/моль
2 г/моль
(1.3)
Dвозд – о т н о с и т е л ь н а я п л о т н о с т ь г а з а ( Х ) п о в о з д у х у :
Dвозд
М Х
М X
; Dвозд
.
29
М возд
(1.4)
Задача 1.1
Какое количество вещества железа содержится в образце данного
металла массой 28 г?
Решение.
Молярная масса железа М(Fe) = 56 г/моль. По формуле (1.1) находим количество вещества:
Fe
mFe
;
M Fe
Fe
9
28 г
0,5 моль.
56 г/моль
Ответ: 0,5 моль
Задача 1.2
Определите массу гидроксида натрия количеством вещества 0,4
моль.
Решение.
М(NaOH) = 40 г/моль.
m(NaOH) = (NaOH) M(NaOH); m(NaOH) = 0,4 моль 40 г/моль = 16 г.
Ответ: 16 г
Задача 1.3
Сколько молекул содержится в хлоре массой 142 г?
Решение.
Молярная масса хлора Cl2 равна 71 г/моль. Определяем количество
вещества:
Cl 2
mCl 2
142 г
; Cl 2
2 моль.
M Cl 2
71 г/моль
Число молекул хлора определяем по формуле (1.2):
N(Cl2) = (Cl2) NА = 2 моль 6,02 1023 1/моль = 1,204 1024 молекул 1,2 1024 молекул.
Ответ: 1,2 1024 молекул
Молярный объем
Молярный объем газов Vm при нормальных условиях
(р0 = 101325 Па = 101,3 кПа; Т0 = 273 К) составляет 22,4 л/моль.
Vm =
V Х
,
Х
(1.5)
где Vm – молярный объем газа; V(X) – объем газа Х; (X) – количество
вещества газа Х.
В расчетах, связанных с переходами от данных условий к нормальным или наоборот, пользуются формулой объединенного газового закона Клапейрона:
10
pV p0V0
,
T
T0
(1.6)
где «0» указывает на нормальные условия.
Задача 1.4
Какой объем займет при нормальных условиях азот массой 14 г?
Решение.
Определим количество вещества азота:
(N 2 )
m(N 2 )
;
M (N 2 )
(N 2 )
14 г
0,5 моль .
28 г/моль
Исходя из формулы (1.2), найдем объем азота при нормальных условиях:
V(N2) = Vm (N2); V(N2) = 22,4 л/моль 0,5 моль = 11,2 л.
Ответ: 11,2 л
Задача 1.5
Какую массу будет иметь хлороводород объемом 20 л при нормальных условиях?
Решение.
Молярный объем газа при нормальных условиях Vm = 22,4 л/моль.
Количество вещества хлороводорода определяем по формуле (1.2):
(HCl)
V (HCl)
;
Vm
(HCl)
20 л
0,89 моль.
22,4 л/моль
Определяем массу хлороводорода:
m(HCl) = M(HCl) (HCl); m(HCl) = 36,5 г/моль 0,89 моль = 32,4 г.
Ответ: 32,4 г
11
Задача 1.6
Какой объем займет при температуре 127 С и давлении 202,6 кПа
аммиак массой 34 г?
Решение.
Определяем количество вещества по формуле (1.2):
(NH 3 )
m(NH3 )
34 г
; (NH 3 )
2 моль.
M (NH3 )
17 г/моль
Объем аммиака при нормальных условиях:
V0(NH3) = Vm (NH3); V0(NH3) = 22,4 л/моль 2 моль = 44,8 л.
Приводим объем к данным условиям:
Т = (273 + 127) К;
V (NH3 )
p0TV0
101,3 400 44,8
; V (NH 3 )
32,8 л.
pT0
202,6 273
Ответ: 32,8 л
Задача 1.7
При разложении 0,927 г азотсодержащего соединения образовалось
126 мл азота при температуре 27 С и давлении 98,64 кПа. Определить
массу азота в этом веществе.
Решение.
Воспользуемся уравнением Менделеева – Клапейрона:
рV
mRT
.
M
(1.7)
pVM 98,64 126 28 10 3
Тогда m(N2) =
= 0,139 г.
RT
8,314 300
Ответ: 0,139 г
12
Задача 1.8
Какую массу алюминия и оксида железа (III) надо взять для получения железа массой 140 г?
Решение.
Определяем количество вещества железа, которое надо получить,
по формуле (1.1):
(Fe)
140 г
m(Fe)
2,5 моль.
; (Fe)
56 г/моль
M (Fe)
Записываем уравнение реакции:
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3
Из уравнения реакции следует, что для получения железа количеством 2 моль требуется 2 моль алюминия, так как (Al) = (Fe). Также из
уравнения следует, что для получения железа количеством 2 моль требуется 1 моль оксида железа. Отсюда для получения 2,5 моль железа потребуется 1,25 моль оксида железа:
(Fe)
2,5 моль
1,25 моль.
2
Находим массы алюминия и оксида железа:
m(Al) = (Al) M(Al); m(Al) = 2,5 моль 27 г/моль = 67,5 г;
m(Fe2O3) = (Fe2O3) M(Fe2O3); m(Fe2O3) = 1,25 моль 160 г/моль = 200 г.
Ответ: 200 г
Задача 1.9
Какой объем водорода выделится при нормальных условиях, если
растворить алюминий массой 5,4 г в избытке соляной кислоты?
Решение.
Определяем количество вещества алюминия, вступившего в реакцию, по формуле (1.1):
(Al)
5,4 г
m(Al)
0,2 моль.
; (Al)
27 г/моль
M (Al)
Записываем уравнение реакции:
13
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Из уравнения реакции следует, что из 2 моль алюминия образуется
3 моль водорода. Находим количество молей водорода:
(H 2 )
3 ν(Al) 3 0,2
0,3 моль.
2
2
Определяем объем водорода при нормальных условиях:
V0(H2) = Vm (H2); V0(H2) = 22,4 л/моль 0,3 моль = 6,72 л.
Ответ: 6,72 л
Вывод химических формул
Массовая доля элементов химического соединения (Э) позволяет
определить простейшую формулу соединения, которая не всегда совпадает с истинной. Простейшая формула показывает только отношение
числа атомов в молекуле. Чтобы определить истинную формулу соединения, надо знать его молярную массу.
(Э )
m( Э )
,
m
(1.8)
где m(Э) – масса элемента; m – масса соединения.
Задача 1.10
Углеводород содержит 82,64 % углерода и 17,36 % водорода. Относительная плотность данного углеводорода по водороду составляет 28,8.
Найти истинную формулу вещества.
Решение.
1-й способ
Принимаем массу углеводорода за 100 г. Массовая доля углерода
(С) = 0,8264, водорода (Н) = 0,1736. Тогда масса углерода m(C) =
= 100 0,8264 = 82,64 г; масса водорода m(H) = 100 0,1736 = 17,36 г.
Находим количества веществ атомарных углерода и водорода:
(C)
82,64 г
m(C)
6,88 моль.
; ν(C)
12 г/моль
M (C)
14
(H)
17,36 г
m(H)
17,2 моль.
; (H)
1,008 г/моль
M (H)
Находим отношение количеств веществ:
(С) : (H) = 6,88 : 17,2 = 1 : 2,5.
Так как количественный состав молекулы должен выражаться только целыми числами, то получим:
(С) : (H) = 2 : 5.
Находим молярную массу соединения:
М = DH 2 M(H2); M = 2,016 г/моль 28,8 = 58 г/моль.
Молярная масса простейшей формулы:
M(C2H5) = 12 г/моль 2 + 1,008 г/моль 5 = 29,04 г/моль.
Истинная формула должна отвечать его молярной массе. Значит,
формула углеводорода C4H10.
2-й способ
М(СXHY) = 2 г/моль 29 = 58 г/моль.
Если (СXHY) = 1 моль, то m(CXHY) = 58 г.
m(С) = 58 г 0,8624 = 48 г; (C)
48 г
4 моль;
12 г/моль
m(H) = 58 г 0,1736 = 10 г; (H)
10 г
10 моль.
1 г/моль
Таким образом, 1 моль СХHY содержит 4 моль С и 10 моль Н. Формула углеводорода С4Н10.
3-й способ
По формуле
DН 2
M ( X ) г/моль
определяем М углеводорода
M (H 2 ) г/моль
(58 г/моль).
15
Атомные факторы означают отношение атомов углерода и водорода, они равны:
C : Н = 82,64/12 : 17,36/1 = 6,886 : 17,36 = 1 : 2,5.
Составляем простейшую формулу углеводорода: С1Н2,5.
Находим истинную формулу, исходя из молярной массы:
(С1Н2,5)4 = (12 + 2,5)4 = 58.
Ответ: С4Н10
Задача 1.11
При полном сгорании 13,8 г органического вещества образовалось
26,4 г СО2 и 16,2 г Н2О. Плотность пара вещества по водороду равна 23.
Вывести формулу вещества.
Решение.
В состав неизвестного вещества входят углерод и водород, так как
они находятся в продуктах реакции. Возможно, в состав вещества входит еще и кислород, и формулу вещества можно представить CXHYOZ.
Находим количества веществ углекислого газа, воды, углерода и
водорода.
(CO 2 )
m(CO 2 )
26,4 г
; (CO 2 )
0,6 моль; (C) 0,6 моль.
M (CO 2 )
12 г/моль
(H 2 O)
m(H 2 O)
16,2 г
; (H 2 O)
0,9 моль; (H) 1,8 моль.
M (H 2 O)
18 г/моль
Затем находим массы углерода и водорода:
m(C) = 0,6 моль 12 г/моль = 7,2 г; m(H) = 1,8 моль 1 г/моль = 1,8 г.
Суммарная масса углерода и водорода равна: 7,2 г + 1,8 г = 9 г.
Следовательно, в состав органического вещества входит кислород, масса
которого составляет:
m(O) = 13,8 г – 9 г = 4,8 г, а количество его
4,8 г
(O)
0,3 моль.
16 г/моль
16
Находим отношение количеств веществ:
(С) : (H) : (O) = 0,6 : 1,8 : 0,3 = 2 : 6 : 1.
Молярная масса вещества М(Х) = М(Н2) DH 2 = 2 г/моль 23 =
= 46 г/моль.
Значит, молекулярная формула вещества С2Н6О.
Ответ: С2Н6О
Задача 1.12
Составить простейшую формулу соединения, массовые доли элементов которого составляют: Na – 42,1 %, P – 18,9 %, O – 39,0 %.
Решение.
Число атомов в соединении прямо пропорционально процентному
содержанию элемента и обратно пропорционально его относительной
атомной массе:
Х : Y : Z = 42,1/23 : 18,9/31 : 39,0/16 = 1,83 : 0,61 : 2,44.
Полученные величины – атомные факторы, они выражают отношение между молярными массами элементов в соединении и отношения
между атомами. Но атомы должны входить в состав молекулы целыми
числами, поэтому для приведения атомных факторов к целочисленным
значениям необходимо наименьший из них принять за единицу и разделить остальные значения на него.
Тогда
Х : Y : Z = 3 : 1 : 4, формула – Na3РО4.
Ответ: Na3PO4
17
Газовые смеси
Задача 1.13
Вычислить относительную плотность по азоту смеси фтороводорода, хлороводорода, азота, водорода, в которой объемные доли газов равны
между собой.
Решение.
Воспользуемся формулой DN 2
М ср
М N 2
, где М N 2 28 г/моль.
Формула для расчета средней молярной массы газовой смеси:
М ср М 1 1 М 2 2 ... М n n ,
(1.9)
здесь i (i = 1, 2, …, n) объемные доли каждого компонента.
У нас
М ср М HCl HCl M HF HF M N 2 N 2 M H 2 H 2 .
HF HCl N 2 H 2 1/4 0,25.
Найдем среднюю молярную массу смеси:
Мср = 36,5 0,25 + 20 0,25 + 28 0,25 + 2 0,25 = 22,12 г/моль.
М ср 22,12
Отсюда DN 2
0,78.
28
28
Ответ: 0,78
Задача 1.14
Плотность оксида углерода при 91,8 кПа равна плотности пропина
С3Н4 при 101 кПа (температура одинаковая). Найти формулу оксида углерода.
Решение.
Воспользуемся уравнением Менделеева – Клапейрона:
рV
m
RT .
M
Преобразуем данную формулу, зная, что
или рМ RT . Отсюда
рM
.
RT
18
m
m
. Тогда рМ RT
V
V
Так как плотности равны, то рC 3 H 4 M C 3 H 4 рC X H Y M C X H Y ,
значит, M С X O Y
40 101
44 г/моль. Формула оксида углерода –
91,8
СО2.
Ответ: СО2
Задача 1.15
Вычислить объемные доли газов в кислородно-гелиевой смеси с
плотностью по водороду 15.
Решение.
DH 2
М Х
15, отсюда М Х 15 2 30 г/моль,
2
М ср М О 2 О 2 M Не Не 32 х 4(1 х ) 30 г/моль,
где х – объемная доля кислорода, (1 – х) – объемная доля гелия.
Отсюда х = 0,92.
Ответ: 0,92
Задача 1.16
В закрытом сосуде смешали при одинаковых условиях 10 л водорода и 5 л хлора. Через смесь пропустили электрический разряд. Вычислить объемные доли веществ в смеси.
Решение.
По уравнению реакции H2 + Cl2 = 2HCl в соответствии с законом
объемных отношений 5 л водорода остается непрореагировавшим. В результате реакции полученная смесь будет состоять из 10 л хлороводорода и 5 л водорода.
Известно, что объемная доля компонента находится по формуле:
V Х
,
V
(1.10)
где V(Х) – объем газа, V – суммарный объем газов.
10
5
У нас: (HCl) 0,67; (H 2 ) 0,33.
15
15
Ответ: 0,67; 0,33
19
ТЕМА 2.
П Е Р И ОД И Ч Е С К И Й З А КО Н И П Е Р И ОД И Ч Е С К А Я С И С Т Е М А Д . И . М Е Н Д Е Л Е Е ВА
2 . 1 . Ф о рм ул и р о в ка п е р и о д и ч е с ко г о з а ко н а .
Ф о рм ы п е р и о д и ч е с ко й с и с т ем ы
Формулировка периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».
На основе периодического закона Д. И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов. Выражением закона является
табличная форма. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.
Периоды это г о р и з о н т а л ь н ы е ряды таблицы. Периоды подразделяются на малые и большие. В малых периодах находятся два элемента (1 период) или 8 элементов (2, 3 периоды), в больших периодах
18 элементов (4, 5 периоды) или 32 элемента (6 период), 7 период пока
не закончен. Каждый период начинается с типичного металла, а заканчивается типичным неметаллом или благородным газом.
В е р т и к а л ь н ы е столбцы называются группами элементов. Каждая группа делится на две подгруппы (главную и побочную). Подгруппа
это совокупность элементов, являющихся безусловными химическими
аналогами; часто элементы подгруппы обладают высшей степенью
окисления, отвечающей номеру группы. Например, элементам подгрупп
бериллия и цинка (главная и побочная подгруппы II группы) отвечает
высшая степень окисления (+2), элементам подгрупп азота и ванадия (V
группа) – высшая степень окисления (+5).
В главных подгруппах химические свойства элементов могут меняться в широком диапазоне: от неметаллических к металлическим (например, в главной подгруппе V группы азот неметалл, а висмут металл). В побочных подгруппах свойства элементов меняются не так резко. Например, элементы побочной подгруппы IV группы титан, цирконий, гафний весьма схожи по своим свойствам (особенно два последних элемента).
В периодической системе типичные металлы расположены в I
(LiFr), II (MgRa) и III (In, Tl) группах. Неметаллы расположены в
группах VII (FAt), VI (OTe), V (NAs), IV (C, Si) и III (B). Некоторые
элементы главных подгрупп (бериллий Be, алюминий Al, германий Ge,
сурьма Sb, полоний Po и др.), а также многие элементы побочных подгрупп проявляют как металлические, так и неметаллические свойств
(явление амфотерности).
20
Для некоторых элементов применяют групповые названия: I (LiFr)
щелочные металлы, II (CaRa) щелочноземельные металлы, VI
(OPo) халькогены, VII (FAt) галогены, VIII (HeRn) благородные
газы.
Форма периодической системы, которую предложил Д. И. Менделеев, называется к о р о т к о п е р и о д н о й , или классической. В настоящее время все шире используется другая форма периодической системы
д л и н н о п е р и о д н а я , в которой все периоды малые и большие
вытянуты в длинные ряды, начинающиеся щелочным металлом и заканчивающиеся благородным газом. Каждая вертикальная последовательность элементов называется группой, которая нумеруется римской цифрой от I до VIII и латинскими буквами А или B. Например, IА-группа
это щелочные металлы (т. е. главная подгруппа I группы в короткопериодной форме), а IB-группа это элементы медь, серебро и золото (т. е.
побочная подгруппа I группы); аналогично VIА-группа это халькогены, а VIB-группа это элементы хром, молибден и вольфрам. Таким образом, главные подгруппы это А-группы в длиннопериодной форме, а
побочные подгруппы это B-группы; номера групп в обеих формах периодической системы совпадают.
Периодический закон Д. И. Менделеева и периодическая система
элементов стали основой современной химии.
После открытия электронов (Дж.-Дж. Томсон, 1897 г.), естественной радиоактивности элементов (А. Беккерель, П. и М. Кюри, 1896 г.),
ядра (Э. Резерфорд, 1911 г.), искусственного превращения одного элемента в другой (например, азота в кислород), протонов (Э. Резерфорд,
1919 г.), нейтронов (Дж. Чедвик, 1932 г.) периодический закон получил
свое дальнейшее развитие и формулировку: свойства простых тел, а
также формы и свойства их соединений находятся в периодической
зависимости от зарядов их ядер.
Было установлено, что в атоме каждого элемента присутствуют
протоны, нейтроны и электроны, причем протоны и нейтроны сосредоточены в ядре атома, а электроны на его периферии (в электронной
оболочке). Число протонов в ядре равно числу электронов в оболочке
атома и отвечает порядковому номеру этого элемента в периодической
системе.
Например, никель имеет порядковый номер 28. Следовательно, заряд ядра атома никеля равен +28, т. е. содержит 28 протонов, а вокруг
ядра движутся 28 электронов. Массовое число никеля равно 58,69 это
средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с
учетом процентного содержания каждого из них.
Иногда в символах изотопов записывают только массовые числа,
например, 18О, что означает, что это изотоп кислорода с массовым числом 18 (8 протонов и 10 нейтронов).
21
2 . 2 . С т р о е н и е а т ом а
и е г о эл е к т р о н н о й о бол о ч к и
Сведения о строении атома и строении электронной оболочки систематизированы ниже.
Понятие
Атом
Ядро атома
Определение понятия
Атом – электронейтральная частица, состоящая из
взаимодействующих положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (относительная масса электрона = 1/1840 а. е. м.).
Ядро состоит из протонов (заряд = +1, масса =
= 1 а. е. м.) и нейтронов (заряд = 0, масса = 1 а. е. м.).
Равен числу протонов (числу электронов).
Порядковый
номер элемента
Массовое число Равно сумме протонов и нейтронов.
Изотопы
Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные
массовые числа.
Электронная
Совокупность всех электронов, вращающихся вокруг
оболочка
ядра. Подразделяется на энергетические уровни.
Атомная
Часть пространства, в которой вероятность нахождеорбиталь
ния электрона наибольшая (при нахождении электрона в этой части пространства говорят об электронном облаке).
КвантовоОсновные принципы:
механическая
1) электрон одновременно проявляет свойства частеория
тицы и волны, можно говорить лишь о вероятности
строения атома пребывания электрона в пространстве;
2) состояние электрона в атоме определяется значениями квантовых чисел (безразмерных величин, входящих в уравнения для описания движения электрона вокруг ядра: n, l, ml, ms).
Квантовые
n главное квантовое число (характеризует запас
числа
энергии электрона),
l побочное квантовое число (характеризует форму
орбитали),
ml магнитное квантовое число (характеризует направление орбиталей в пространстве),
ms = 1/2 спиновое квантовое число (характеризует
вращение электрона вокруг своей оси – по часовой и
против часовой стрелки).
Энергетический Совокупность орбиталей, имеющих одинаковое знауровень
чение главного квантового числа. Их число равно
номеру периода.
22
Понятие
Электронный
слой
Число
орбиталей
Определение понятия
Совокупность электронов, находящихся на одном
энергетическом уровне. Энергия орбиталей, находящихся на одном уровне неодинакова, поэтому энергетические уровни подразделяются на п о д у р о в н и .
Число подуровней = n.
Число орбиталей одного подуровня l определяет магнитное квантовое число (–l через 0 до +l)
n = 1, l = 0 (s-подуровень), ml = 0, на подуровне одна
орбиталь в форме сферы;
n = 2, l = 0, 1 (2s-, 2p-подуровни), ml = 0 и –1, 0, +1;
одна орбиталь в форме сферы, три взаимно перпендикулярные р-орбитали;
n = 3, l = 0, 1, 2 (3s-, 3p-, 3d-подуровни), ml = 0, –1, 0,
+1 и –2, –1, 0, +1, +2;
одна орбиталь в форме сферы, три взаимно перпендикулярные р-орбитали и пять d-орбиталей.
Каждый электрон, находящийся на орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами: главным n, побочным l и магнитным m. Электрон, кроме того, характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое определяет направление вращения электрона вокруг своей оси и
принимает значения +1/2 и –1/2. На рис. 1 показано слияние двух sорбиталей, а стрелками – направление спина.
Графически свободную электронную орбиталь, спаренные и неспаренные электроны изображают следующим образом: соответственно,
.
Ниже в таблице
графические формулы.
2.1
представлены
См. цветные рисунки на вклейке.
23
некоторые
электронно-
1
2
1
2
Буквенное
обозначение
орбиталей
n – номер
энергетического
уровня
Буквенное
обозначение
подуровня
Номер
периода
Таблица 2.1
Электронно-графические формулы внешнего энергетического
уровня атомов инертных газов 1–4 периодов
1s
1s
2s, 2p
2s, 2рx,
2py, 2pz
Графическое строение внешнего
энергетического уровня
He*
Ne
2s, 2px, 2py, 2pz
3
4
3
4
3s, 3px,
3s, 3p, 3py, 3pz,
3d
5d
(пять)
4s, 4px,
4s, 4p, 4py, 4pz,
4d, 4f 5d, 4f
(семь)
Ar
3s, 3px, 3py, 3pz
Kr
4s, 3d
4px, 4py, 4pz
* На рис. 2 цветной вклейки показано образование атома гелия путем слияния двух электронных облаков сферической формы.
При заполнении электронных орбиталей соблюдаются следующие правила:
1. Правило последовательности заселения электронных облаков
В. М. Клечковского: сначала заполняются орбитали с минимальной
энергией. Последовательность заполнения орбиталей: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p,
4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d 4f, 6p, 7s 5f 6d, 7p.
2. Правило Гунда: заселение электронами происходит так, чтобы
атом имел наибольшее число неспаренных электронов.
3. Принцип Паули: максимальная электронная емкость орбитали
равна двум, на одной орбитали не может быть более двух электронов.
Ориентируясь на таблицу 2.1, можно записать электронные формулы элементов 1–4 периодов, поскольку с увеличением порядкового номера электронная оболочка пополняется одним электроном.
24
Например, элементы 3 периода:
Na 1s2, 2s2, 2p6, 3s1,
Mg 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
Al 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
...
Cl 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5,
Ar 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6.
На рис. 3 цветной вклейки показано строение атомов магния, алюминия, а на рис. 4 – строение атомов кремния и фосфора. На рисунках sорбиталь с двумя неспаренными электронами изображена фиолетовым
цветом, а с одним электроном – розовым, тогда как р-орбиталь с двумя
неспаренными электронами изображена зеленым цветом, а с одним
электроном – желтым. Обозначение d-орбиталей для лучшего их распознавание проведено различными цветами.
Используя данные рисунки и знания о строении электронных оболочек, квантовых числах, можно легко установить вид орбитали и квантовые числа (такие задания встречаются в контрольных работах для студентов-заочников нехимических специальностей). Например, в таблице 2.2 показаны квантовые числа электронов атома алюминия.
Таблица 2.2
Квантовые числа электронов атома алюминия
Электроны
Квантовые числа
n
l
ml
ms
Электроны
Квантовые числа
n
l
ml
ms
1
2
3
4
5
6
7
1
0
0
+1/2
1
0
0
–1/2
2
0
0
+1/2
2
0
0
–1/2
2
1
–1
+1/2
2
1
0
+1/2
2
1
+1
+1/2
8
9
2
1
–1
–1/2
2
1
0
–1/2
Окончание таблицы 2.2
10
11
12
13
2
1
+1
–1/2
25
3
0
0
+1/2
3
0
0
–1/2
3
1
–1
+1/2
Аналогично, последовательно заполняя одним электроном электронную оболочку, можно составить электронные формулы для элементов 4 периода:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1,
K
Sc 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1,
Zn 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10,
Ga 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p1,
Kr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6.
Используя рис. 3, 4, которые позволяют увидеть форму электронных орбиталей, и данные таблицы 2.1, можно определить квантовые
числа для электронов внешнего слоя.
Отнесение элементов к определенным семействам (например, s, p,
d) определяет последний внешний электрон. Периодическое повторение
строения внешнего электронного слоя показано в таблице 2.3.
Таблица 2.3
Периодическое повторение строения внешнего электронного слоя
в атомах элементов периодической системы
Номер периода
Номер группы
I
II
s1
s1
s1
s1
s1
1
2
3
d10
4
d10
d10
III
s2
s2
s2
s2
IV
d1
p1
p1
p1
p1
V
d2
p2
p2
p2
VI
d3
p3
p3
p3
VII
d4
p4
p4
p4
d5
p5
p5
p5
d10 s2
s2
d1
d2
p2
d3
p3
d4
p4
d5
p5
5
s1
s1
d10 s2
s2
d1 p1 d2
La–Lu
p2
d3
p3
d4
p4
d5
p5
6
d10 s1
s1
7
s1
s2
VIII
s2
p6
p6
p6
d6
d7
d8
d7 p6
d8
d10
d6 p6
d7
d9
d1
Ac–Lr
Для ряда элементов наблюдается «провалы» электронов, которые
энергетически оправданы и имеют экспериментальное подтверждение.
В таблице 2.3 показано, что с возрастанием порядкового номера на
единицу происходит заполнение внешнего энергетического уровня од26
ним электроном. Когда это s-электрон, в вертикальном столбце будут
находиться s-элементы; когда же р-электрон, элементы относятся к рсемейству; если d-электрон, то, соответственно, это d-элементы, относящиеся к d-семейству.
На основе таблицы 2.3 можно ответить на вопросы:
1. Каково положение и каков символ элементов, имеющих следующее строение внешнего электронного слоя: а) 5s24d105p1; б) 6s25d1?
Ответ. а) 5s24d105p1. Элемент находится в 5 периоде (первая цифра 5
указывает на внешний энергетический уровень) и в III группе (р1конфигурация соответствует третьей группе). Следовательно, это индий,
р-элемент.
б) 6s25d1. Элемент находится в 6 периоде, III группе. Это лантан, dэлемент.
2. К какому электронному семейству относится каждый из элементов: 26Fe; б) 37Rb; в) 51Sb?
Ответ. Находим по периодической таблице Д. И. Менделеева положение этих элементов и определяем отношение к соответствующему семейству по заполнению внешнего энергетического уровня по таблице
2.3, в которой указано, каким электроном пополняется энергетический
уровень. Так, для железа это d-электрон, для рубидия – s- и для сурьмы –
p-электрон. Это и определяет, к какому семейству относятся железо, рубидий, сурьма.
2 . 3 . З а в и с и м о с т ь с во й с т в эл ем е н т о в о т с т р о е н и я и х а т ом о в . З н а ч е н и е п е р и о д и ч е с ко г о з а ко н а
и п е р и о д и ч е с ко й с и с т ем ы Д . И . М е н д ел е е в а
Важнейшие свойства элементов и их изменение
в малых и больших периодах и группах
Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера связано с тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах
элементов.
Ниже представлены важнейшие свойства элементов.
Свойство
Металлический характер
элемента
Потенциал ионизации (I1)
или энергия ионизации
(Еи)
Определение свойства
Способность атома элемента отдавать
электроны
Это работа, которую необходимо затратить на полный отрыв электрона от атома
(I1 измеряется в вольтах, Еи в
кДж/моль). Чем меньше I1, тем сильнее
металлические свойства.
27
Свойство
Определение свойства
Неметаллический характер Способность атома присоединять элекэлемента
трон.
Сродство к электрону, Еср Это количество энергии, которая выделяется в результате присоединения электрона к нейтральному атому, но может и
поглощаться при присоединении электрона к нейтральному атому (He, Be, N,
Ne и др.), измеряется в эВ.
Электроотрицательность
Характеризует способность атомов при(ЭО)
тягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей.
Увеличение ЭО соответствует усилению
неметаллического характера элемента.
Величина относительной Фтор 4,0; кислород 3,5; хлор 3,0; сера 2,5;
электроотрицательности
азот 3,0; углерод 2,5; фосфор 2,1; водород
некоторых элементов
2,1.
Радиус атома, нм
Расстояние от ядра до наиболее удаленного от него максимума распределения
электронной плотности.
Валентность
Способность образовывать химические
связи (понятие валентность характерно
для соединений с ковалентными связями).
Степень окисления (с. о.)
Условный заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества.
Изменение свойств элементов в малых периодах:
1. Число электронов на внешнем слое увеличивается от 1 до 8, радиус атома уменьшается.
2. Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается, возрастает электроотрицательность и сродство к электрону.
3. Металлические свойства уменьшаются и возрастают неметаллические.
4. Высшая валентность возрастает от I до VII (исключение 2 период). Высшая валентность связана с числом неспаренных электронов в
возбужденном состоянии атома. Валентные возможности обусловлены
также числом неспаренных электронов в основном состоянии атома и
возможностями п р о м о т и р о в а н и я электронов (перехода на другие
электронные орбитали в пределах одного энергетического уровня). Например, у р-элементов (за редким исключением) валентные возможности можно определить, как все нечетные числа от 1 до 7 для нечетных
28
номеров группы и четные числа для четных номеров групп (при условии, что это число не превышает номера группы).
Изменение свойств элементов в больших периодах:
1. Радиусы атомов d-элементов мало различаются между собой, поэтому по свойствам эти элементы похожи, все они являются металлами,
электроотрицательность у этих элементов изменяется в незначительном
интервале.
2. Валентность в больших периодах увеличивается от I до VII, затем
понижается и снова увеличивается от III до VII.
3. Валентные возможности обусловлены электронами не только
внешнего, но и предвнешнего электронного слоя.
Нельзя отождествлять понятия «валентность» (она определяется
числом химических связей) и «степень окисления», которая является
формальным понятием. Тем не менее понятие «степень окисления» широко применяется в химии.
Изменение свойств в группах:
1. Число электронных слоев увеличивается, а число электронов на
внешнем слое остается одинаковым.
2. Радиус атома увеличивается, и уменьшается прочность связи
электронов внешнего слоя с ядром.
3. Уменьшаются электроотрицательность и энергия ионизации.
4. Металлические свойства увеличиваются.
5. В побочных подгруппах сверх вниз уменьшается химическая активность металлов вследствие d-cжатия (уменьшения радиусов атомов).
Значение периодического закона
Периодический закон Д. И. Менделеева один из основных законов
природы и важнейший закон химии. Закон открыл возможность химического предвидения, предсказания новых фактов.
Периодический закон является основой естественной систематики
химических элементов. Закономерности изменения свойств химических
элементов определяются периодическим законом.
Периодический закон и периодическая система беспрерывно развиваются.
29
2 . 4 . Ре ш е н и е з а д а ч и в ы п о л н е н и е у п р а ж н е н и й
Строение атома
Задача 2.1
Элемент медь существует в природе в виде двух изотопов – 63Сu,
65
Cu. Содержание первого составляет 73 %. Вычислить относительную
атомную массу меди Ar (Cu).
Решение.
Ar (Cu) = 63 0,73 + 65 (1 0,73) = 63,54.
Ответ: 63,54
Задача 2.2
Вычислить молекулярную массу воды, в молекуле которой содержится тяжелый изотоп водорода дейтерий.
Решение.
Изотопы водорода 11 Н , 21 Н , 31 Н . По формуле D2О находим относительную атомную массу, равную 20.
Ответ: 20
Задача 2.3
Напишите символы изотопов олова, в атомах которых содержится
66, 68, 69, 71, 72 нейтронов.
Рекомендации.
По периодической таблице установите заряд ядра атома олова (число протонов), равный порядковому, и, суммируя число нейтронов, найдите относительную атомную массу.
Ответ: 116
50 Sn ,
118
119
121
122
50 Sn , 50 Sn , 50 Sn , 50 Sn
Задача 2.4
Определить по рис. 4 квантовые числа внешнего энергетического
уровня атома фосфора.
Рекомендации. Заполните таблицу (см. ниже) по аналогии с таблицей 2.2 для внешних электронов 3s2, 3p3 и согласно данным ответа.
30
Электроны
11
12
13
14
15
Квантовые
числа
n
l
ml
ms
Ответ: внешний энергетический уровень 3,
подуровни s (l = 0, ml = 0) и p (l = 1, ml = –1, 0, +1), ms = 1/2
Задача 2.5
Чему равен порядковый номер элемента, если массовое число одного из изотопов равно 31, число нейтронов 16?
Решение.
Заряд ядра = А N, где А массовое число, N число нейтронов.
Порядковый номер равен 15.
Ответ: элемент – фосфор
Периодичность изменения свойств
химических элементов
Упражнение 2.6
Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23
по его положению в периодической системе.
Ответ.
По периодической системе определяем, что элемент с порядковым
номером 23 находится в четвертом периоде и в побочной подгруппе V
группы. Этот элемент ванадий V. Электронная формула V:
1s22s22p63s23p63d34s2 или сокращенно 3d34s2. Следовательно, V dэлемент. Элемент может легко отдавать два электрона с 4-го уровня,
проявляя степень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)2, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не образует, так как расположен в побочной
подгруппе.
Атом ванадия может также отдавать электроны с d-подуровня
предпоследнего энергетического уровня (3 электрона) и таким образом
проявлять высшую степень окисления +5 (численно равную номеру
группы, в которой расположен элемент). Оксид, соответствующий высшей степени окисления, V2O5. Этот оксид обладает кислотными свой31
ствами. В качестве гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO3 (соли ее называются ванадаты, это устойчивые
соединения).
Упражнение 2.7 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.4 и выводы, рассмотренные ниже,
для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов и в чем причина различной активности металлов этой группы и их соединений?
Радиус
атома, нм
Потенциал
ионизации,
I1, В
Степень окисления,
с. о.
Оксиды,
гидроксиды
2s1
0,155
5,39
+1
Li2O, LiOH
LiH
Na
3s1
0,189
5,14
+1
Na2O,
NaOH
NaH
K
4s1
0,236
4,34
+1
K2O, KOH
KH
Rb
5s1
0,248
4,18
+1
Cs
6s1
0,267
3,89
+1
Rb2O,
RbOH
Cs2O,
CsOH
RbH
CsH
Соли
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
Li
Гидриды
Химический знак
Таблица 2.4
Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы
(щелочные металлы)
LiCl,
Li2CO3
NaCl,
Na2SO4
KCl,
K2SO4
RbCl,
RbNO3
CsCl,
Cs2S
Выводы.
1. Происходит возрастание химической активности металлов сверху
вниз. Так, рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе, реагируют
с водой со взрывом. Также сверху вниз усиливается основной характер
гидроксидов (взаимодействием с водой с выделением водорода), уменьшается устойчивость гидридов.
2. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного
слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов,
гидроксидов, солей.
32
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.8 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.5 и выводы, рассмотренные ниже,
для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов и в чем причина различной активности металлов этой группы и их соединений? Обратите внимание на изменение
значения потенциала ионизации I1.
Потенциал
ионизации,
I1, В
Степень окисления,
с. о.
0,113
9,32
+2
Mg
3s2
0,160
7,64
+2
Ca
4s2
0,197
6,11
+2
Sr
5s2
0,215
5,69
+2
Ba
6s2
0,221
5,21
+2
BeO,
B(OH)2
MgO,
Mg(OH)2
CaO,
Ca(OH)2
SrO,
Sr(OH)2
BaO,
Ba(OH)2
BeH2
MgH2
CaH2
SrH2
BaH2
Соли
Радиус
атома, нм
2s2
Гидриды
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
Be
Оксиды,
гидроксиды
Химический знак
Таблица 2.5
Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы
BeCl2,
BeF2
MgSO4,
MgCO3
CaCl2,
CaSO4
SrCl2,
Sr(NO3)2
BaCl2,
BaSO4
Выводы.
1. Наблюдается увеличение химической активности металлов, вытесняют водород из воды и разбавленных кислот, при обычных условиях
реагируют с кислородом, с менее активными неметаллами (азот, сера,
водород и другие) при нагревании, гидроксиды образуются взаимодействием оксидов с водой, их основной характер увеличивается сверху
вниз.
33
2. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного
слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов,
гидроксидов, солей.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.9 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.6 и выводы, рассмотренные ниже,
для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов (обратите внимание на конфигурацию внешнего энергетического уровня) и в чем причина различной активности
элементов этой группы и их соединений (обратите внимание на изменение значения потенциала ионизации I1)?
Потенциал
ионизации,
I1, В
Степень окисления,
с. о.
0,091
37,93
+3
Al
3s23p1
0,143
28,447
+3
Ga
4s24p1
0,139
30,71
+3
34
BeO3,
H3BO3
Al2O3,
Al(OH)3
амфотерный
Ga2O3,
Ga(OH)3
амфотерный
Соли
Радиус
атома, нм
2s22p1
Гидриды
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
B
Оксиды,
гидроксиды
Химический знак
Таблица 2.6
Общая характеристика элементов главной подгруппы III группы
B2H6
BCl3
AlH3
AlCl3,
Al2(SO4)3
GaH3
GaCl3,
GaF3
In
5s25p1
0,166
28,03
+3
Tl
6s26p1
0,171
29,83
+3, +1
In2O3,
In(OH)3,
преобладает
основной
Tl2O3,
Tl(OH)3
основной
Соли
Гидриды
Оксиды,
гидроксиды
Степень окисления,
с. о.
Потенциал
ионизации,
I1, В
Радиус
атома, нм
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
Химический знак
Окончание таблицы 2.6
InH3
InCl3,
InBr3
–
TlCl
Выводы.
1. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного
слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов,
гидроксидов, солей.
2. Изменяется характер гидроксидов: от слабой борной кислоты
(бор – неметалл) через амфотерные гидроксиды к основному характеру
гидроксида таллия.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.10 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.7 и выводы, рассмотренные ниже, и
объясните причину возрастания металлических свойств у элементов
этой группы.
35
С
2s22p2
0,077
2,6
–4, +2,
+4
Si
3s23p2
0,118
1,9
–4, +2,
+4
Ge
4s24p2
0,139
2,0
Sn
5s25p2
0,158
1,8
Pb
6s26p2
0,175
1,7
–4, +2,
+4
–4, +2,
+4
–4, +2,
+4
CH4,
CO,
CS2,
CO2
SiH4,
Al4C3
SiH4,
SiO2, SiCl4,
SiO
SiS2,
Mg2Si
GeO2, GeH4,
GeO
Ca2G
SnO2, SnH4,
SnO
SnCl4
PbO, PbS,
PbO2 PbH4
Гидроксиды различного характера
Соединения
с металлами
и неметаллами
Оксиды
Степень окисления,
с. о.
Электроотрицательность,
ЭО
Радиус
атома, нм
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
Химический знак
Таблица 2.7
Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы
H2CO3
H2SiO3
Ge(OH)2
Sn(OH)2
Pb(OH)2,
H2PbO2
Выводы.
1. Металлические свойства возрастают сверху вниз. Так, углерод и
кремний являются неметаллами, германий по внешнему виду напоминает металл, а олово и свинец являются металлами.
2. Характер гидроксидов металлов этой группы изменяется от кислотного, амфотерного характера и усиливается основной.
3. Прочность водородных соединений уменьшается сверху вниз
вследствие увеличения радиуса атома.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.11 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.8 и выводы, рассмотренные ниже, и
объясните причину возрастания металлических свойств у элементов
V группы. Как изменяется характер гидроксидов, образованных этими
элементами?
36
Соединения
с металлами
и неметаллами
3,0
–1,
–3,
+2,
+4,
–2,
+1,
+3,
+5
NO,
N2O,
NO2,
N2O3,
N2O5
N2O5,
AlN,
NH3
P2O3,
P2O5
N
2
3
2s 2p
P
2
3
3s 3p
0,110
2,1
–3, +1,
+3, +5
As
4s24p3
0,121
2,0
–3, +1, As2O3,
+3, +5
As2O5
Sb
5s25p3
0,146
1,9
–3, +3, Sb2O3,
+5
Sb2O5
Bi
6s26p3
0,267
1,8
–3, +3,
+5
0,070
Bi2O3
P3N5,
Si3P4,
Ca3P2
As3N5,
As3P4,
As3P2
Sb3N5,
Sb3P4,
Sb3P2
Bi3N5
Кислотные
гидроксиды
Оксиды
Степень окисления,
с. о.
Электроотрицательность,
ЭО
Радиус
атома, нм
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
Химический знак
Таблица 2.8
Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
HNO3,
HNO4
H3PO4,
H3PO3,
H3PO2
H3AsO4,
H3AsO3
H3SbO3,
HSbO3
Bi(OH)3,
HBiO3
Выводы.
1. Металлические свойства возрастают сверху вниз, прочность водородных соединений уменьшается.
2. Кислотный характер гидроксидов уменьшается, возрастают основные свойства.
3. Вследствие значительной энергии диссоциации молекул азота на
атомы, фосфор более активен по сравнению с азотом.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.12 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.9 и выводы, рассмотренные ниже, и
объясните причину уменьшения кислотные свойства и прочность водородных соединений.
37
3,5
–2
S
3s23p4
0,102
2,6
–2, +2,
+4, +6
SO2,
SO3
Se
4s24p4
0,116
2,4
–2, +2,
+4, +6
SeO2,
SeO3
Te
5s25p4
0,135
2,1
–2, +2,
+4, +6
TeO2,
TeO3
–
Li2O, OF2
H2О
Na2S,
MgS, CS2,
SCl4, H2S
Na2Se,
MgSe,
H2Se
TeF6,
H2Te
Кислотные
гидроксиды
Электроотрицательность,
ЭО
0,066
Соединения
с металлами
и неметаллами
Радиус
атома, нм
2s22p4
Оксиды
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
О
Степень окисления,
с. о.
Химический знак
Таблица 2.9
Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы
–
H2SO4,
H2SO4
H2SeO4,
H2SeO4
H2TeO4,
H6TeO6
Выводы.
1. Типичными неметаллами в этой группе являются только кислород
и сера.
2. Прочность водородных соединений убывает сверху вниз.
3. Окислительные свойства кислот со степенью окисления +6 возрастают с увеличением радиуса атома, а кислотные свойства уменьшаются.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
Упражнение 2.13 (для самостоятельной работы)
Используйте данные таблицы 2.10 и выводы, рассмотренные ниже,
и объясните причину изменения свойств для элементов VII группы.
38
5,39
Cl
2
3s 3p
5
Br
2
4s 4p
5
I
2
5
5s 5p
0,099
0,114
0,220
LiF,
MgF2
Кислоты
Сродство
к электрону, эВ
0,064
Соединения
с другими
неметаллами
Радиус
атома, нм
2s22p5
Соединения
с металлами
Электронная конфигурация внешнего
электронного слоя
F
Степень окисления,
с. о.
Химический знак
Таблица 2.10
Общая характеристика элементов главной подгруппы VII группы
SiF4, F2O,
НF
IF
HCl,
SCl2,
HClO,
PCl3,
HClO2,
PCl5
HClO3,
HClO4
–1
5,14
–1,
+3,
+7
+1,
CaCl2,
+5,
MgCl2
–1,
+3,
+7
–1,
+3,
+7
+1,
CaBr2,
+5,
KBr
PBr3,
SiBr4
HBr,
HBrO4
+1,
AlI3,
+5,
KI
PI3,
SiI4
HI,
HIO4
4,34
4,18
Выводы.
1. Окислительная активность сверху вниз убывает. Йод со многими
металлами непосредственно не реагирует, а с некоторыми – при повышении температуры.
2. Восстановительная способность галогенводородных кислот возрастает с ростом радиуса атома.
3. В ряду HClO, HClO2, HClO3, HClO4 кислотные свойства возрастают, окислительная способность кислоты уменьшается.
На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.
39
ТЕМА 3.
Х И М И Ч Е С К А Я С ВЯ З Ь .
ВА Л Е Н Т Н Ы Е В О З М О ЖН О С Т И АТ О М О В .
Г И Б Р И Д И З А Ц И Я ЭЛ Е К Т Р О Н Н Ы Х
О Р Б И ТА Л Е Й В АТ О М Е .
С Т Р О Е Н И Е В Е Щ Е С Т ВА
3 . 1 . Х и м и ч е с ка я с в я з ь
Химическая связь это силы, которые обусловливают образование
связи между частицами. Существуют к о в а л е н т н а я , и о н н а я , м е т а л л и ч е с к а я и в о д о р о д н а я связи. Результатом связывания атомов
является образование сложных структур.
Подавляющее большинство неорганических веществ в условиях
комнатной температуры и атмосферного давления твердые вещества.
Для этих веществ введено понятие «кристаллохимическое строение».
Кристаллохимическое строение порядок расположения и природа связи между частицами в пределах элементарной ячейки. При многократном повторении элементарных ячеек получается макроскопическая
к р и с т а л л и ч е с к а я р е ш е т к а . Различные типы кристаллических решеток рассмотрены ниже.
Типы связи и примеры соединений с различными типами связи
приведены ниже.
Ковалентная связь связь, образованная перекрыванием электронных
облаков.
Неполярная ковалентная связь – Вещества с неполярным ковасвязь, при которой область перекры- лентным типом связи: Н2, Cl2,
вания электронных облаков находит- N2, O2, Br2, I2 и др.
ся на одинаковом расстоянии от ядер
.. ..
обоих атомов.
: F : F : или F–F
.. ..
Полярная ковалентная связь связь,
при образовании которой электронная плотность между взаимодействующими атомами смещена к более
электроотрицательному атому.
Вещества с полярным ковалентным типом связи: HCl,
CO2 и др.
H :Cl, H Сl,
O
H
40
H
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи: атомдонор предоставляет неподеленную
пару электронов, которая становится
общей между ним и атомомакцептором, который предоставляет
электронную орбиталь.
Ионная связь связь, образованная
за счет электростатического притяжения и о н о в (ион – заряженная
частица).
Вещества с донорноакцепторным механизмом образования связи:
NH3 + H+ NH4+
BF3 + F BF4
Вещества с ионным типом связи: KCl, NaF, BaO и др.
К0 – 1ē K+,
F0 + 1ē F,
K+ + F K+ F
Металлическая связь – связь между Вещества с металлическим тиположительно заряженными ионами пом связи: Fe, Cu, V, Mo, Ni и
металлов и свободными электронами др.
в кристаллической решетке металлов.
Водородная связь образована за счет Вещества с водородным типом
взаимодействия положительно заря- связи: H2O и др.
женного атома водорода одной молекулы и электроотрицательного атома О–Н...О–Н...О–Н
другой молекулы.
R
R
R
В зависимости от способа перекрывания облаков связи подразделяются на (сигма)- и (пи)-связи. -Связь образуются перекрыванием
облаков по прямой, связывающей центры атомов, а -связь образована
боковым перекрыванием электронных облаков. На рис. 5 цветной
вклейки показано перекрывание электронных облаков в молекуле азота:
-связь образована перекрыванием рх-орбиталей каждого атома азота,
две -связи образованы перекрыванием ру- и рz-орбиталей от каждого
атома азота. Перекрывание этих орбиталей происходит во взаимно перпендикулярных плоскостях. Таким образом, в молекуле азота образуется
тройная связь: одна - и две -связи.
3 . 2 . В а л е н т н ы е в о зм ож н о с т и а т ом о в .
Ги б р и д и з а ц и я э л е к т р о н н ы х о р б и т а л е й
Валентность
Валентность элемента определяется общим числом неспаренных
электронов как в нормальном, так и в возбужденном состояниях атома.
Способ образования ковалентной связи, в которой каждый из взаи41
модействующих атомов отдает один электрон, называется о б м е н н ы м .
Каждый атом для образования химической связи представляет один неспаренный электрон. Возбуждение атома с переходом электронов из состояния с одним главным квантовым числом n на орбиталь с другим
квантовым числом (например, с 1s- на 2s- или с 1s- на 2р-орбиталь) требует больших затрат энергии. Например, у бериллия переход с 2s- на 2рорбиталь с избытком компенсируется образованием двух химических
связей.
Промотирование – переход электрона на орбиталь с более высокой
энергией приводит к увеличению числа неспаренных электронов, валентные возможности атома при этом возрастают.
На рис. 6а цветной вклейки показано строение электронной оболочки атома хлора, из которого следует, что внешний энергетический уровень содержит один неспаренный р-электрон (желтая окраска) и две рорбитали заполнены двумя электронами (зеленая окраска). Кроме того,
атом хлора располагает незаполненными d-орбиталями (неокрашенные).
При взаимодействии хлора с другими атомами его валентные возможности возрастают за счет перехода электрона с р-орбитали (зеленый цвет)
на одну из d-орбиталей. На второй картинке этого рисунка видно, что
уже две р-орбитали окрашены в желтый цвет (содержат по одному неспаренному электрону) и появляется окрашенная в розовый цвет dорбиталь. Таким образом показан процесс промотирования электронов с
р-орбиталей на вакантные d-орбитали. На третьей картинке этого же рисунка показан переход еще одного электрона с р-орбитали на еще одну
вакантную d-орбиталь, все р-орбитали окрашены в желтый цвет. Получается, что в возбужденном атоме хлора содержится уже пять неспаренных электронов (три на р-орбиталях и два на d-орбиталях). Промотирование электрона с 3s- еще на одну d-орбиталь повышает валентность
хлора до 7. Графическое изображение процесса промотирования электронов на примере атома хлора показано на рис. 6б, где переход каждого
из спаренных электронов последовательно показан, как (I), (II), (III).
I
II
III
I
II
III
Рис. 6б. Графическое изображение процесса
промотирования на примере атома хлора
42
Валентность хлора равна нечетным числам от 1 до 7 (значения степени окисления могут быть и другими), это связано с промотированием
электронов у р-элементов. Обратите внимание на нечетный номер группы, в котором находятся галогены, и на то, что валентности хлора равны
нечетным числам от 1 до 7.
На рис. 7а цветной вклейки представлен процесс промотирования
электронов в возбужденном состоянии атома серы, который позволяет
повысить валентные возможности серы, как и других элементов этой
группы, до 4 и 6, поскольку в основном состоянии на внешнем слое атома находятся только два неспаренных электрона. Таким образом, валентность серы будет равна четным числам от 1 до 7, т. е. 2, 4, 6. Так же,
как и в предыдущем случае, обратите внимание на номер группы. Сера
находится в группе с четным номером и полученные цифры четные.
На рис. 7б (см. ниже) этот процесс представлен графически. Переход
каждого из спаренных электронов последовательно показан, как (I), (II),
(III).
I
II
I
II
Рис. 7б. Графическое изображение процесса
промотирования электронов на примере атома серы
Обратите внимание, что номер группы для р-элементов (четный
или нечетный) будет определять теоретически возможные валентности
элемента.
Аналогично можно убедиться в этом на примере р-элементов IV и
V групп.
Гибридизация электронных облаков
При образовании химических связей, согласно гипотезе Лайнуса
Полинга, необходимо достигнуть состояния молекулы, соответствующего минимальной энергии. Это достигается в том случае, когда происхо43
дит «смешивание» (г и б р и д и з а ц и я ) электронных облаков, вследствие которой образуются г и б р и д н ы е э л е к т р о н н ы е о б л а к а .
Свойства гибридных электронных облаков:
форма орбитали обеспечивает наиболее эффективное перекрывание с орбиталями других атомов, поэтому гибридные облака имеют форму неправильной восьмерки,
- все гибридные орбитали энергетически равноценны,
- гибридные орбитали располагаются так, чтобы отталкивание между ними было минимальным.
При этом число гибридных орбиталей должно быть равно не только
числу заместителей у атома, который подвергается гибридизации, но и
числу неподеленных пар электронов у него, которые также занимают
определенные положения в пространстве.
Учитывая число заместителей и число неподеленных пар, можно
прогнозировать число гибридных орбиталей и валентный угол, обеспечивающий минимальное отталкивание между электронными орбиталями.
Примеры видов гибридизации
На рис. 8 цветной вклейки показана sp-гибридизация на примере
образования молекулы хлорида бериллия BeCl2 (у бериллия два заместителя, и следует предположить образование двух гибридных орбиталей,
для которых оптимальный угол будет равен 180):
259 кДж/моль
2
Be 1s 2s
2
[1s22s12p1]
На верхней картинке рис. 8 показано строение атома бериллия в
возбужденном состоянии, один s-электрон переходит на р-орбиталь.
Приближение к атому двух атомов хлора энергетически выгодно с противоположных сторон, и вторая картина рис. 8 показывает смешивание
s- и р-орбиталей с образованием двух расположенных линейно гибридных sp-орбиталей. Затем происходит (третья картинка этого рисунка)
перекрывание каждой из гибридных орбиталей с рх-орбиталями атомов
хлора.
На рис. 9 цветной вклейки рассмотрена sp2-гибридизация на примере хлорида бора BCl3. В возбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне у него три неспаренных электрона:
B 1s22s22р1
[1s22s12pх12ру1]
Три гибридные орбитали должны расположиться таким образом,
чтобы отталкивание между ними было минимальным, этому состоянию
отвечает угол 120. На третьей картинке рис. 9 показано перекрывание
44
по прямой линии трех гибридных sp2-орбиталей бора с тремя рорбиталями атомов хлора. У атома бора остается одна расположенная
перпендикулярно плоскости -связей р-орбиталь, которая может участвовать в образовании связей по доноро-акцепторному механизму.
На рис. 10а цветной вклейки показана sp3-гибридизация на примере
образования молекулы метана. Углерод в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона и должен образовать четыре гибридные орбитали, расположенные под углом 10928:
C 1s22s22р2
[1s22s12p3]
Ниже на рис. 10б показано образование четырех sp3-гибридных орбиталей.
C*
3
sp -гибридизация
+
s -орбиталь
3
p -орбитали
3
4 sp -гибридные орбитали
Рис. 10б. Образование sp3-гибридных орбиталей
комбинацией s- и р-орбиталей
3.3. Донорно-акцепторные взаимодейст вия
м еж ду а т ом а м и
Нередко валентность элемента превосходит число неспаренных
электронов, потому что помимо обменного способа образования ковалентной связи существует еще и донорно-акцепторный. Один атом (донор) отдает в общее пользование неподеленную пару электронов, другой
атом (акцептор) предоставляет свободную орбиталь.
Механизм образования ковалентной связи, образующейся за счет
неподеленной пары донора и вакантной орбитали акцептора, называется
донорно-акцепторным.
Большинство неорганических соединений образуются путем сочетания обменного и донорно-акцепторного взаимодействия.
Например, кристаллохимическое строение сульфида цинка показывает, что атом цинка соединяется с четырьмя атомами серы. Промотирование в атоме цинка дает два неспаренных электрона, которые образуют
две связи с атомом серы по обменному механизму. Две вакантные орби45
тали в атоме цинка (акцепторе) участвуют в образовании двух связей по
донорно-акцепторному механизму с атомом серы (донором). Сера предоставляет неподеленные пары электронов для образования связей по
этому механизму.
Молекулы тригалидов бора, как показывает рис. 9 на примере образования ВСl3, могут давать связи по донорно-акцепторному механизму с
молекулами воды, аммиака, спирта (доноры), предоставляя вакантную
орбиталь (акцептор).
На рис. 11 цветной вклейки показано взаимодействие трихлорида
бора с аммиаком. Образование связи между ними осуществляется за
счет вакантной р-орбитали бора и sp3-гибридной орбитали с неподеленной парой электронов аммиака. В рассмотренной на рис. 11 молекуле
BF3NH3 ковалентная связь образуется по донорно-акцепторному механизму:
BF3 + NH3 BF3 NH3+
Бор (акцептор) предоставляет вакантную орбиталь, а азот неподеленную пару электронов (верхняя картинка, слева – молекула акцептора,
справа – аммиака; картинка в центре показывает сближение вакантной
орбитали бора и неподеленной орбитали атома азота).
Донорно-акцепторный механизм возникновения ковалентной связи
отличается от образования ковалентной связи по обменному механизму,
когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, только происхождением
общей электронной пары, ответственной за химическую связь (рис. 11,
картинка внизу). Ниже в разделе «Алгоритмизация пространственной
ориентации электронных орбиталей» показано тетраэдрическое расположение электронных орбиталей в молекуле аммиака.
Способность к донорно-акцепторному взаимодействию определяет
применение трифторида и трибромида бора в органическом синтезе как
катализатора.
Донорно-акцепторное взаимодействие проявляется в переходном
состоянии многих химических реакций, лежит в основе каталитических
процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов в растворах,
может привести к образованию множества новых соединений. Оно часто
обусловливает переход вещества из газообразного в жидкое и твердое
состояния. Например, в газообразном состоянии фторид бериллия находится в виде простых линейных молекул. Межмолекулярные взаимодействия по донорно-акцепторному механизму (за счет вакансий у атома
бериллия и неподеленных пар хлора) приводят к образованию полимера.
46
3.4. Алгорит мизация прост ранст венной
о р и е н т а ц и и эл е к т р о н н ы х о р б и т а л е й
Определить вид гибридизации для молекул, образованных рэлементами, можно, используя алгоритм 1. Примеры использования алгоритма 1 и сравнение результатов такого использования с литературными данными даны в таблице 3.1.
Алгоритм 1
Число гибридных орбиталей = a + (N a)/2, где a число заместителей при центральном атоме, N номер группы, в которой он находится.
Вид
гибридизации
2
sp
NH3
4
sp3
Н2О
NF3
Cl3N
SbCl5,
PCl5
ClF3,
BrF3
4
4
4
sp3
sp3
sp3
5
sp3d
5
sp3d
Пространственная конфигурация молекулы
по литературным данным
Число гибридных орбиталей
ВеСl2
Предполагаемая
пространственная ориентация
электронных
облаков
(по алгоритму 1)
Пример
Таблица 3.1
Сравнение пространственной ориентации электронных облаков
по алгоритму 1 и по литературным данным
Линейная
Тетраэдрическая,
с учетом расположения неподеленной
пары электронов
-“-“-“Тригональная
бипирамида
Линейная
Угловая
Пирамидальная
-“Тригональная
бипирамида
-“-
Т-образная
Тригональная
пирамида
Неправильный
тетраэдр*
IF5,
Квадратная
6
sp3d2
Октаэдрическая
SF6
бипирамида
Пентагональная
IF7
7
sp3d2f
Семивершинник
бипирамида
* Не учитывается пространственное расположение неподеленной
пары электронов.
47
SF4
5
sp3d
-“-
Вид гибридизации для молекул, образованных р-элементами, содержащими кратные связи, можно определить на основании алгоритма
2. Примеры использования алгоритма 2 и сравнение результатов такого
использования с литературными данными даны в таблице 3.2.
Алгоритм 2
Число гибридных орбиталей = a + [(N a) k]/2, где a число
заместителей при центральном атоме, N номер группы, в которой он
находится, k число кратных связей (соответствует одному электрону
от центрального атома для образования -связи).
Вид
гибридизации
Предполагаемая
пространственная ориентация
электронных
облаков
(по алгоритму 2)
Пространственная конфигурация молекулы
по литературным данным
СО2
CS2
НСN
SO2
CO32
CОCl2,
CSCl2
SOCl2,
РО43,
SO42,
ClO4
Число гибридных орбиталей
Пример
Таблица 3.2
Сравнение пространственной ориентации электронных облаков
по алгоритму 2 и по литературным данным
2
2
2
3
3
sp
sp
sp
sp2
sp2
Линейная
Линейная
-“В плоскости
-“-
Линейная
Линейная
-“Угловая
Треугольная
3
sp2
-“-
-“-
4
sp3
Тетраэдрическая
Тетраэдрическая
Из таблиц 3.1 и 3.2 следует, что число гибридных орбиталей и их
предполагаемая пространственная ориентация соответствуют литературным данным.
3 . 5 . М еж м ол е к ул я р н ы е в з а и м о д е й с т в и я
Взаимодействия между частицами различной природы обусловливают притяжение молекул данного вещества друг к другу в жидком и
48
твердом агрегатных состояниях. Взаимодействие между полярными молекулами (д и п о л я м и ), которые притягиваются противоположно заряженными концами, называется ориентационным. Под воздействием полярной молекулы происходит п о л я р и з а ц и я (смещение электронной
плотности) у неполярной молекулы, и такое взаимодействие называется
индуцированным. В неполярных молекулах возникают за счет неравномерного распределения электронной плотности мгновенные диполи, и
такое взаимодействие называется дисперсионным. Межмолекулярные
взаимодействия оказывают влияния на свойства веществ.
Межмолекулярное взаимодействие между частицами приводит к
упорядоченности, что обусловливает определенную геометрическую
форму. Такое состояние наблюдается в кристаллах, где частицы расположены так, что получается пространственная сетка – к р и с т а л л и ч е ская решетка.
Геометрическая форма кристалла обусловлена их закономерным
внутренним строением, которое и определяет свойства вещества. Кристаллы подразделяют на атомные и молекулярные, ионные и металлические.
Типы кристаллических решеток
У наиболее простых структур элементарные ячейки к у б и ч е с к и е ,
где все ребра равны и все углы 90. Ниже на рис. 12 представлены кубическая элементарная ячейка и две ее производные.
a
a
a
кубическая
гранецентрированная
кубическая
объемноцентрированная
Рис. 12. Кубическая элементарная ячейка
и ее производные
На рис. 13 представлены некоторые геометрические фигуры, отвечающие другим элементарным ячейкам (стороны а, в, с не равны между
собой).
49
с
с
в
a
гексагональная
а
с
а
тетрагональная
в
а
орторомбическая
Рис. 13. Различные виды кристаллических решеток
В зависимости от вида кристаллической решетки и характера взаимодействия между частицами для каждого вещества характерны определенные свойства.
Виды кристаллов
Атомные и молекулярные кристаллы
В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс выдвинул гипотезу, что существуют силы, обусловливающие притяжение молекул, –
в а н д е р в а а л ь с о в ы с и л ы . Вандерваальсовы силы между неполярными молекулами слабы по сравнению с химическими связями. Твердые
тела, в которых силами сцепления служат эти силы, мягкие, плавкие и
летучие. Вещества с полярными молекулами в узлах имеют более высокую прочность и температуру плавления. Примеры веществ с молекулярной кристаллической решеткой: метан, хлороводород, вода, иод.
Гранецентрированная кубическая решетка, структурными компонентами
которой является атомы (тип атомные кристаллы), может соответствовать аргону. Вандерваальсовы силы, действующие между частицами в
кристалле, непрочные (эти силы сцепления не зависят от электронной
конфигурации атомов), поэтому при испарении, плавлении и растворении кристалла этого типа атомы и молекулы просто рассредоточиваются, и многие физические свойства остаются одинаковыми в твердом и
газообразном состоянии, в отличие от ионных и ковалентных кристаллов.
Ковалентные кристаллы
В ковалентном кристалле силы сцепления между компонентами велики, кристалл с таким связями в решетке тверд, тугоплавок и нелетуч,
например, алмаз, карборунд SiC, нитрид алюминия, диоксид кремния.
Структурный тип алмаза характеризуется расположением атомов углерода (в sp3-гибридизации) по типу гранецентрированной решетки. Следует представить тетраэдр, три атома в котором лежат в центрах граней,
а один в вершине куба.
50
Ионные кристаллы
Структурными единицами кристаллов этого типа являются положительно и отрицательно заряженные ионы, образованные из атомов, которые теряют электроны или приобретают их, соответственно. Электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов обусловливает ионную связь. Каждый ион может притягивать к себе противоположный ион в любом направлении (ионная связь характеризуется ненаправленностью). В твердом состоянии ионы упакованы так плотно, что
каждый из них окружен возможно большим числом противоположно заряженных ионов (это число называют к о о р д и н а ц и о н н ы м ). Из-за
ненасыщенности и ненаправленности связей координационное число
может быть высоким.
Структура твердых тел с ионными силами сцепления определяется
геометрическими факторами (числом ионов и их размерами). В структуре типа хлорида цезия каждый ион имеет координационное число 8, и
эти ионы размещаются в вершинах куба. В структуре типа хлорида натрия каждый ион имеет координационное число 6, причем эти шесть ионов расположены октаэдрически. Несомненно, что координационное
число зависит от радиуса атома.
Металлические кристаллы, металлический тип связи
В твердом металле маловероятно существование ионных связей,
поскольку атомы в нем одного вида. Силы сцепления слишком велики,
чтобы их можно было приписать силам Ван-дер-Ваальса. Также исключается образование ковалентных связей с обобществлением электронной
пары, поскольку каждый атом обычно имеет восемь или двенадцать
ближайших соседей. Поскольку у металлов на внешнем слое значительное число вакантных орбиталей и мало электронов, энергетически выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему
металлу. Электростатическое взаимодействие между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами обусловливает образование связи. Именно такой тип связи причина таких
свойств металлов, как характерный блеск, высокая тягучесть, тепло- и
электропроводность.
Структура металла, поскольку сила сцепления ненаправленная,
представляет собой простейшую кубическую и гексагональную упаковку (12 соседей), объемно-центрированный куб (восемь ближайших соседей и еще шесть, стоящих немного далее).
Следовательно, свойства вещества будет определять тип взаимодействия между частицами в кристаллической решетке.
51
3 . 6 . В ы п ол н е н и е у п р а ж н е н и й
Упражнение 3.1
Ответить на вопрос: какие из следующих веществ являются ионными соединениями: СsI, CaCl2, NH3, BaBr2, H2S, HF, H2, BF3 NH3?
Ответ.
Поскольку ионная связь образуется между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов, к ионным соединениям следует
отнести соединения цезия, кальция и бария с галогенами. При отдаче
электронов атомы этих металлов превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), а при присоединении электронов атомы неметаллов превращаются в отрицательно заряженные ионы (анионы), например:
Ва0 2ē Ва2+ – катион бария
Br0 + ē Br – бромид анион
Следовательно, ионные соединения СsI, CaCl2, BaBr2.
Упражнение 3.2
Ответить на вопрос: в каком соединении из приведенных в задании
3.1 возможно электростатическое взаимодействие между положительно
заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным
атомом другой молекулы?
Ответ.
Между молекулами фтороводорода образуются частичные положительные и отрицательные заряды:
+ – + – + –
H F..... H F..... H F
Таким образом, из приведенных соединений таким свойством обладает фтороводород.
Упражнение 3.3
Ответить на вопрос: какое соединение из задания 3.1 образовано по
донорно-акцепторному механизму?
Ответ.
Донором является атом азота в молекуле аммиака, у атома-донора
должен быть неподеленная пара электронов. Таким соединением является BF3NH3.
52
Упражнение 3.4
Рассмотрите механизм образования ковалентной связи на примере
молекулы азота.
Ответ.
На рис. 5 цветной вклейки показано образование химической связи
в молекуле азота, электронная формула внешнего электронного слоя которого 2s22p3. При перекрывании электронных облаков по прямой, связывающей центры двух атомов, образуется -связь (перекрываются рх- и
рх-орбитали), оставшиеся ру- и рz-орбитали перекрываются в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Боковое перекрывание р-орбиталей
приводит к образованию -связи. На рис. 5 также показано, что перекрывание орбиталей происходит в двух взаимно перпендикулярных
плоскостях с образованием двух -связей, что обусловливает высокую
прочность данной молекулы.
Образование связи идет по типу обменного взаимодействия, характерного для ковалентной связи.
Упражнение 3.5
Ответить на вопрос: какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки металлов? Привести примеры металлов.
Ответ.
В узлах кристаллической решетки металлов находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами электроны, которые являются общими для всех атомов и ионов и могут достаточно свободно
перемещаться по всей кристаллической решетке. Примеры металлов –
магний, медь, палладий, платина, железо, цинк.
Упражнение 3.6 (для самостоятельной работы)
Ответить на вопрос: какие из перечисленных ниже веществ в твердом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку: Rb2O,
Zn, I2, Mg, KCl, Fe, Mo?
Упражнение 3.7 (для самостоятельной работы)
Заполните пустые ячейки в предложенной ниже таблице, определив, о каком типе связи идет речь, к какому типу кристаллической решетки можно отнести вещества: лед, марганец, алмаз, кремний, гидроксид калия, хлорида калия.
53
Зависимость физических свойств вещества от типа межмолекулярного взаимодействия частиц, образующих кристаллы
Тип кристаллической
решетки
Частицы в узлах ее решетки
Атомы
Ионы
Характер связи
Ковалентные связи
МежмолеЭлектростакулярное
тическое
взаимодейпритяжение
ствие
Прочность связи
Очень
прочная
Прочная
Слабая
Тугоплавкие, твердые, многие
растворимы
в воде
Легкоплавкие, не большой
твердости
Отличительные Тугоплавфизические
кие, очень
свойства
твердые
Молекулы
Атомы
и катионы
Связь между ионами и
электронами
Разной
прочности
Блеск, электро- и теплопроводность
Примеры
3 . 7 . И зм е н е н и е п р о с т р а н с т в е н н о й с т р у кт ур ы
и с п о со б н о с т и к г и б р и д и з а ц и и в п е р и о д и ч е с ко й
с и с т ем е х и м и ч е с к и х эл ем е н т о в
Предлагаемый алгоритм 1 для определения пространственного расположения орбиталей не учитывает влияния таких факторов, как изменение радиуса атома и его электроотрицательности. Например, в ряду
водородных соединений элементов главных подгрупп с увеличением радиуса устойчивость водородных соединений уменьшается, как и реакционная способность неподеленной пары электронов. Так, фосфин РН3
проявляет донорные свойства только с сильными акцепторами электронов. По мере увеличения размеров электронных облаков в этой подгруппе прочность связи ЭН уменьшается, и участие s-электронов в
гибридизации ослабевает. Угловая форма молекулы сероводорода (валентный угол равен 92) и отсутствие гибридизации электронов в атоме
серы объясняет его различие в свойствах по сравнению с водой. Также
существенные отличия наблюдаются у силана SiН4 (проявляет кислотную природу) по сравнению с метаном СН4.
Аналогичные факторы надо учитывать и при применении алгоритма 2. В третьем периоде, например, в ряду SiPSCl следует учитывать
54
энергетическое различие между 3s- и 3р-орбиталями и уменьшение роли
гибридизации в стабилизации анионов этих элементов в этом ряду. При
этом следует учитывать и такой фактор, как уменьшение длины связи
между атомами SiO, РО, SО, ClО, что связано с образованием -связи
между этими атомами. Таким образом, устойчивость в ионе ClO4 будет
определять именно -связывание, в то время как высокая устойчивость
иона SiO44 определяет sp3-гибридное состояние (их тетраэдрическое
расположение, схемы 3.1, 3.2).
Схема 3.1
-
Схема 3.2
S i
O-
O
O
-
Si
Si
O
O
S i
-O
O
O
S i
2
1
.
Таким образом, в периодах увеличение энергетических различий
между орбиталями уменьшает возможность sp3-гибридизации, тогда как
в группах это происходит при увеличении радиуса атома.
55
ТЕМА 4.
ВА Ж Н Е Й Ш И Е К Л АС С Ы
Н Е О Р ГА Н И Ч Е С К И Х С О Е Д И Н Е Н И Й
4 . 1 . К л а с с и ф и ка ц и я н е о р г а н и ч е с к и х со ед и н е н и й
Все химические соединения в неорганической и органической химии подразделяются на к л а с с ы . В неорганической химии вещества, в
первую очередь, подразделяются на простые и сложные.
Простые вещества – это металлы и неметаллы.
Сложные вещества делятся на классы: во-первых, по составу (бинарные, т. е. двухэлементные; многоэлементные; кислородосодержащие;
азотосодержащие и т. д.); во-вторых, по свойствам или функциям (по
кислотно-основным, окислительно-восстановительным).
К важнейшим бинарным соединениям относятся: о к с и д ы – соединения с кислородом; г а л о г е н и д ы – соединения элемента с галогенами; н и т р и д ы – соединения элемента с азотом; к а р б и д ы – соединения элемента с углеродом; г и д р и д ы – соединения металла с водородом. Например: Mg3N2 – нитрид магния; Na2O – оксид натрия; CaH2 –
гидрид кальция; ZnS – сульфид цинка.
Если менее электроотрицательный элемент может образовывать соединения, находясь в различных степенях окисления, то после наименования соединения в скобках цифрами указывается степень окисления,
например: СО – оксид углерода (+2), СО2 – оксид углерода (+4).
Оксиды
Оксиды – это соединения элементов с кислородом, степень окисления которого равна –2.
Оксиды подразделяются на две группы: несолеобразующие (безразличные, например, CO, NO) и солеобразующие.
Солеобразующие принято делить на три подгруппы: основные, кислотные и амфотерные.
К о с н о в н ы м относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (СаО, Na2O).
К ним также относят оксиды, образованные металлами в низшей степени окисления (FeO, MnO). Основные оксиды, образованные щелочными
и щелочно-земельными металлами (кальцием, стронцием, барием), непосредственно реагируют с водой, образуя гидроксиды металлов:
SrO + H2O Sr(OH)2
56
Нерастворимые гидроксиды получают косвенным путем. Основные
оксиды образуют соли с кислотами и кислотными оксидами.
К и с л о т н ы м и оксидами называют оксиды, которые, присоединяя
прямо или косвенно воду, образуют кислоты. Кислотные оксиды образуются неметаллами и металлами, находящимися в высокой степени
окисления: +5, +6, +7 (CrO3, Mn2O7). Кислотные оксиды образуют соли с
основаниями или основными оксидами:
SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
H2SO4
Чтобы написать формулу соли, следует представить формулу кислоты, соответствующей этому оксиду. В данном случае степени окисления +6 в оксиде соответствует серная кислота.
Наиболее часто встречаются кислотные оксиды: SO2, SO3, CO2,
N2O5, P2O5 и др., взаимодействием с водой они дают кислоты:
SO3 + H2O H2SO4
Оксид кремния SiO2 не реагирует с водой, кремневая кислота получается косвенным путем.
Кислотные и основные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей:
CaO + SiO2 CaSiO3
К а м ф о т е р н ы м относят оксиды, которые могут проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов. Амфотерные оксиды образуются некоторыми металлами в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO,
PbO), +3 (Al2O3, Cr2O3). Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды:
ZnO Zn(OH)2
При взаимодействии оксида цинка с гидроксидами металлов образуются соли – цинкаты металлов, поэтому при написании уравнений надо учитывать следующую запись:
Zn(OH)2 H2ZnO2
ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O
57
Примеры амфотерных свойств оксида алюминия:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
метаалюминат
натрия
Ниже представлена схема классификации оксидов (схема 4.1).
Схема 4.1
Оксиды
несолеобразующие
СО, NO
кислотные
SO3, P2O5, CrO3
солеобразующие
основные
амфотерные
K2O, CaO, CrO ZnO, Al2O3, Cr2O3
4 . 2 . Ги д р о кс и д ы
Гидроксиды делятся на о с н о в а н и я , к и с л о т ы (кислородосодержащие) и а м ф о т е р н ы е . Принадлежность гидроксида к основаниям
или кислотам определяется прочностью связи между элементом (Э) и
кислородом (О) и водородом (Н). Если в гидроксидах связь О–Н более
полярная, чем связь О–Э, то при попадании в полярный растворитель
эта связь будет еще больше поляризоваться и перейдет в ионную, образуя катион водорода и анион так называемого кислотного остатка. Такой
гидроксид относят к классу кислот:
HNO3 = H+ + NO3–
O2N O H O2N O ]– + H+
Если же оказывается более полярной связь между элементом и кислородом, то в полярном растворителе при поляризации связи электронная плотность смещается в сторону кислорода и образуются гидроксильный анион и катион элемента:
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH–
58
Если же связи Э–О и О–Н в молекуле гидроксида примерно одинаковы, то такие гидроксиды называются амфотерными. В зависимости от
условий может разрываться либо связь Э–О, и тогда гидроксид будет
проявлять свойства основания:
Э О Н Э+ + ОН–
либо связь О– Н, и гидроксид проявляет свойства кислоты:
Э О Н ЭО– + Н+
Кислоты
Кислоты – соединения, образующие при диссоциации в водном
растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+, которые
способны замещаться металлами. Число атомов водорода, способных к
замещению определяют основность кислоты. По содержанию атомов
кислорода кислоты подразделяются на бескислородные и кислородосодержащие. Примеры таких кислот показаны в таблице 4.1.
Таблица 4.1
Примеры бескислородных и кислородосодержащих кислот
Формулы и названия
бескислородных кислот
HF
фтороводородная
HBr
бромоводородная
HI
йодоводородная
HCl
хлороводородная
H2S
сероводородная
HCN
циановодородная
Формулы и названия
кислородосодержащих кислот
H2SiO3
кремниевая
H2SO3
сернистая
H2SO4
серная
H3PO4
фосфорная
HClO4
хлорная
HMnO4
марганцовая
Примером одноосновных кислот являются галогенсодержащие кислоты HCl, HI, двухосновных – H2SO4, H2CO3, трехосновных – Н3РО4,
H3AsO3.
59
Методические рекомендации по прогнозированию
формул кислородосодержащих кислот на основе
периодической системы Д. И. Менделеева
Общие формы монокислот химических элементов получены на основе гипотетической связи между водородными соединениями химических элементов и кислородосодержащими кислотами. Эту взаимосвязь
можно представить общей схемой 4.2, где х = 8 – N (N – номер группы),
R – элемент. Значение х соответствует отрицательной степени окисления
элемента (а также числу атомов водорода), n – положительной степени
окисления элемента.
Схема 4.2
+n
HxR Hx R Oy
Алгоритм 3
Для получения формул необходимо последовательно выполнить
следующие действия, используя общую форму кислородосодержащих
монокислот (периодическая система Д. И. Менделеева):
а) найти положение элемента в периодической системе, определить
для него значение х = 8 – N, равное числу атомов водорода, и значения h,
соответствующие дополнительному числу атомов водорода (для мета-,
мезо- и ортоформ кислот);
б) определить (таблица 4.2) все значения степени окисления для заданного элемента;
в) достроить такое количество атомов кислорода (найти значение у),
чтобы при заданном значении степени окисления сумма отрицательных
и положительных ее значений равнялась нулю.
При других значениях n для кислородосодержащих кислот алгебраическая сумма отрицательных и положительных значений степени
окисления не будет равна нулю.
Для получения формул кислот сумма х + n должна быть четным
числом (х – нечетное, n – нечетное или х – четное, n – четное). Также
очевидна связь между числом атомов водорода в водородных соединениях элемента и числом этих атомов в соответствующей этому элементу
кислоте.
В таблице 4.3 представлены формулы некоторых кислот, которые
можно вывести при выполнении указанных выше действия на основе
общей формы монокислот Hx+hR+nOy.
60
Периоды
Таблица 4.2
Общая форма монокислот и значения x, n, h
Физический смысл n, x, h,
общая форма кислородосодержащих кислот р-элементов
n – число электронов в возбужденном состоянии атома (+ с. о.
элемента в кислородосодержащих соединениях), n принимает
значения от 1 до 7, для четных N
– это четные числа, для нечетных – нечетные, но n N
х – число электронов, принимаемых элементом в водородных
соединениях, х = 8 – N (х = 8 минус номер группы р-элемента)
Общая форма монокислот
Hx + h R+n Oy
Если х 2, то h* –2
Инструкция: для конкретных
элементов найти значения n, x, h,
определить по общей форме монокислот значение y,
где y = [(х + h) + n]/2.
Значения n, х, h
N – номер группы
IV
V
VI
VII
2
4
1
3
5
2
4
6
1
3
5
7
4
3
2
1
–
–
–
–
2
h = –2
3
h = –2, 0
h = –2, 0
h=0
h=0
4
5
6
61
h = –2, 0, 2, 4 h = 0, 2, 4
h = 0,
–
h=0
–
–2
Таблица 4.3
Формулы кислородосодержащих кислот элементов
главных подгрупп IV–VII групп 2 – 5 периодов
Группы
IV
V
VI
VII
Периоды
2
3
4
5
Н2СО3,
Н2СО2*
H4SiO4,
H2SiO3
HNO3, HNO2
H3PO4, HPO3,
H3PO3, HPO2,
H3PO2, HPO
H4GeO4,
H3AsO4,
H2GeO3,
H3AsO3,
H2GeO2
HAsO2
HAsO3
H4SnO4,
H3SbO4,
H2SnO3,
HSbO3,
H2SnO2,
H3SbO3,
H8SnO6
HSbO2,
H7SbO6
H2[Sn(OH)6]
H[Sb(OH)6]
–
–
H2SO4,
H2SO3,
H2SO2
H2SeO4,
H2SeO3
HClO, HClO2,
HClO3, HClO4
H2TeO4,
H6TeO6,
H2TeO3
HBrO,
HBrO2,
HBrO3,
{HBrO4}
HIO,
HIO2,
HIO3,
HIO4,
H3IO5,
H5IO6
* Формула Н2СО2 соответствует муравьиной кислоте.
Значение h зависит от радиуса атома. При этом следует отметить,
что у элементов второго периода кислоты существуют в метаформах
(минус Н2О от ортоформы, h = –2 на два атома водорода меньше), и в то
же время при увеличении металлических свойств в группах сверху вниз
усиливается основной характер соединений (h принимает минимальные
значения). Эти закономерности позволят также вычислять значения h, не
пользуясь таблицей 4.2.
Предлагаемый способ установления формул кислородосодержащих
соединений позволяет, несмотря на исключения, прогнозировать большинство формул этих соединений.
Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами,
основаниями, солями, металлами. Реакция взаимодействия кислоты с
основанием с образованием соли и воды, называется реакцией нейтрализации.
62
Свойства кислот
1. Если в реакции участвуют многоосновные кислоты и многокислотные основания, то продуктами реакции могут быть не только средние, но и основные и кислые соли:
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O
HCl + Cu(OH)2 = CuOHCl + H2O
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
2. Сильные кислоты (серная, азотная, хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная) вытесняют более слабые кислоты из растворов
их солей:
MgCO3 + H2SO4 = MgSO4 + CO2 + H2O
Сильные кислоты не вытесняют друг друга из водных растворов их
солей. Так, реакция в водных растворах между сульфатом натрия и соляной кислотой не идет.
3. Растворимые кислоты реагируют с растворимыми солями с образованием осадка:
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4
4. Кислоты взаимодействуют с металлами, характер продуктов реакций зависит от концентрации и природы кислоты, активности металла,
которая определяется по положению в э л е к т р о х и м и ч е с к о м р я д у
н а п р я ж е н и й м е т а л л о в . Активность металлов уменьшается слева
направо, например:
а) разбавленная серная и хлороводородная кислота реагируют с металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений правее
водорода, при этом образуется соль и газообразный водород:
2HCl + Fe = FeCl2 + H2
б) концентрированная серная кислота не реагирует на холоду с
алюминием, железом, хромом, при нагревании реагирует с металлами,
стоящими не только справа от водорода, но и с медью, серебром, ртутью, при этом водород не образуется:
2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
в) на холоду концентрированная азотная кислота пассивирует железо и хром. Азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота и платины, и при этом водород никогда не выделяется.
г) концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами:
5HNO3 + P = HPO3 + 5NO2 + 2H2O
63
Основания
Основания – сложные соединения, образующие при диссоциации в
водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН–.
Классификация оснований представлена в таблице 4.4.
Таблица 4.4
Классификация оснований
По кислотности
Однокислотные
(примеры: NaOH, KOH, CsOH,
RbOH)
Двухкислотные
(примеры:
Mg(OH)2,
Ba(OH)2,
Fe(OH)2)
Трехкислотные
(примеры: Bi(OH)3, Sc(OH)3)
По растворимости в воде
Растворимые
(примеры: Ca(OH)2, CsOH,
RbOH, Ba(OH)2)
Нерастворимые
(примеры: Fe(OH)2, Fe(OH)3,
Al(OH)3)
Сильными основаниями являются гидроксиды натрия, калия, кальция, бария. Гидроксид магния – средней силы. Слабым основанием является гидроксид амммония.
Гидроксиды вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, с солями.
а) Взаимодействие растворимых солей с растворимыми основаниями:
MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
б) Реакции взаимодействия амфотерных оснований с кислотами и
щелочами:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
При взаимодействии с растворами щелочей, в зависимости от концентрации растворов щелочи и соотношения реагентов, получаются тетрагидроксоалюминат натрия и гексагидроксоалюминат натрия:
Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]
Al(OH)3 + 3NaOH Na[Al(OH)6]
64
При сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами
образуется мета- или ортоалюминат:
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O
в) Взаимодействие оснований с кислотными и амфотерными оксидами:
СO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O
H2CO3
Образование соли угольной кислоты очевидно, если представить,
что эта кислота соответствует данному оксиду.
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
4 . 3 . С ол и
Кроме оксидов, кислот и оснований, в химии существует класс солей. Соли подразделяются на о с н о в н ы е (при неполной нейтрализации
многокислотных оснований), к и с л ы е (при неполной нейтрализации
многоосновных кислот) и с р е д н и е (при полной нейтрализации кислот
и оснований). Например: AlOHSO4 – основная соль; NaHCO3 – кислая
соль; Ca3(PO4)2 – средняя соль. Также соли бывают к и с л о р о д о с о д е р ж а щ и е и б е с к и с л о р о д н ы е . Классификация солей представлена
в таблице 4.5.
Соли бывают р а с т в о р и м ы е , м а л о р а с т в о р и м ы е и н е р а с т в о р и м ы е . Данные о растворимости указаны в таблице растворимости.
Растворы солей взаимодействуют со щелочами, кислотами, металлами. Соли взаимодействуют между собой.
а) Взаимодействие солей с металлами, причем данный металл может вытеснять из раствора солей только те металлы, которые находятся
правее в электрохимическом ряду напряжений:
Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu
б) Взаимодействие солей между собой происходит в случае образования осадка. По таблице растворимости следует составить формулы
растворимых солей, и реакция между ними происходит, если одна из новых солей выпадает в осадок.
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl
65
Таблица 4.5
Классификация солей
Основные –
продукты неполного
замещения
гидроксидных групп в молекуле оснований
CaOHCl
хлорид гидроксокальция
[Al(OH)2]2SO4
сульфат дигидроксоалюминия
FeOHCl
хлорид гидроксожелеза (II)
CuOHI
иодид гидроксомеди
(II)
Кислые –
продукты неполного
замещения атомов Н в
молекуле кислоты
KH2PO4
дигидрофосфат калия
Средние
(нормальные) – продукты полного замещения атомов Н в молекуле кислоты
K3PO4
фосфат калия
Ca(H2PO4)2
дигидрофосфат кальция
NaHCO3
гидрокарбонат натрия
Fe2(SO3)3
сульфит железа (III)
KHSO4
гидросульфат калия
Pb(NO3)2
нитрат свинца
K2CO3
карбонат калия
4 . 4 . Ге н ет и ч е с ка я с в я з ь м еж ду к л а с са м и
н е о р г а н и ч е с к и х со ед и н е н и й
Между простыми и сложными веществами существует генетическая связь (эта связь между классами неорганических соединений основана на получении вещества одного класса из веществ другого класса),
схема 4.3.
Схема 4.3
металл
основной
оксид
основание
соль
неметалл
кислотный
оксид
кислота
соль
66
4 . 5 . Уп р а ж н е н и я д л я са м о с т о я т ел ь н о й р а б о т ы
Упражнение 4.1
Составить уравнения реакций:
1. металл + неметалл соль
2. основной оксид + кислотный оксид соль
3. металл + кислота соль + водород
4. основание + кислотный оксид соль + вода
5. основной оксид + кислота соль + вода
6. металл + кислород основной оксид
7. неметалл + кислород кислотный оксид
8. кислотный оксид + вода кислота
9. основание + кислота соль + вода
10. амфотерный гидроксид + щелочь соль + вода
11. амфотерный оксид + щелочь соль + вода
12. соль + металл металл + соль
13. соль + щелочь основание + соль
14. соль + соль соль + соль
Упражнение 4.2
Осуществить превращение:
Na NaOH NaHCO3 Na2CO3 Na2SO4 NaCl Na
Упражнение 4.3
Осуществить превращения:
1. BaCO3 Ba(HCO3)2 BaCO3 BaO Ba(OH)2 BaCl2
Ba(NO3)2
2. Zn ZnO ZnSO4 Zn(NO3)2 ZnO Zn ZnCl2
3. N2 NH3 (NH4)2SO4 NH4Cl NH3 NH4NO3
4. S SO2 Na2SO3 NaHSO3 H2SO3 SO2
Упражнение 4.4
Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот:
H2MoO4, H2Cr2O7, HNO3, HBO2, HMnO4.
Упражнение 4.5
Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих
кислот: H2SO4, H2S, H3PO4.
67
Упражнение 4.6
Изобразите графические формулы следующих солей: MgSO3,
Ca(HCO3), Na2HPO4, Cu2(OH)2SO4.
Упражнение 4.7
Назовите следующие соли:
О
O
Ca
S=О,
О
Н–О–С
О
Са
О
Н–О–С
О
Упражнение 4.8
Исходя из формул солей, выведите формулы соответствующих им
кислот: K2H2SB2O7, Na2S2O7, CaWO4, Na2MoO4, KReO4, Ca(VO3)2.
Упражнение 4.9
Напишите уравнения гидратации следующих оксидов: N2O3, P2O5,
CaO, K2O, SO2, Cl2O.
Упражнение 4.10
С какими из перечисленных ниже оксидов будет реагировать хлористоводородная кислота: SiO2, CuO, SO2, Fe2O3, CdO, P2O5, CO2, ZnO,
NO?
68
ТЕМА 5.
РАС Т В О Р Ы .
ЭЛ Е К Т Р ОЛ И Т И Ч Е С К А Я Д И С С О Ц И А Ц И Я
5 . 1 . Ра с т во р ы . К л а с с и ф и ка ц и я р а с т в о р о в .
Ра с т в о р и м о с т ь
Растворы однородные системы переменного состава, содержащие два или несколько компонентов. Растворитель это компонент
раствора, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и раствор.
Классификация растворов представлена в таблице 5.1.
Таблица 5.1
Классификация растворов
По агрегатному состоянию
По количеству растворенного
вещества
Жидкие
Насыщенные
Растворитель, растворенное веще- содержащие максимальное коство жидкости (растворы кислот, личество растворенного вещестщелочей, солей).
ва.
Растворитель жидкость, раствоНенасыщенные
ренное вещество газ (раствор
растворы, в которых еще можно
кислорода в воде).
Растворитель жидкость, раство- растворить вещество при данной
ренное вещество твердое (соль в температуре.
воде).
Пересыщенные
Газообразные
содержащие большее количестСмесь газов (воздух)
во вещества, чем это определяетТвердые
Сплавы металлов (золото – сереб- ся его растворимостью.
ро, серебро – медь)
Максимальная масса (г) вещества, которая может раствориться при
данной температуре в 1000 мл растворителя, называется коэффициентом растворимости.
Р а с т в о р и м о с т ь вещества (отношение массы вещества к объему
растворителя) выражают в г/л. Она зависит от природы растворенного
вещества и растворителя, от температуры, давления (для газов, например, при его повышении растворимость увеличивается, тогда как при
повышении температуры – уменьшается). Большинство твердых ве69
ществ при повышении температуры растворяются лучше, но есть вещества, растворимость которых при этом падает (сульфат и карбонат лития, гидроксид кальция).
Вещества по растворимости бывают:
а) хорошо растворимые в воде (хлорид натрия, сахар, хлорид калия,
хлорид кальция, нитрат серебра и др.);
б) практически нерастворимые вещества (хлорид серебра);
в) малорастворимые вещества (гипс).
Растворение вещества связано с разрушением структуры растворяемого вещества (его кристаллической решетки) и распределения частиц между молекулами растворителя. Помимо этого физического процесса растворение включает и химическое взаимодействие между частицами вещества и молекулами растворителя с образованием с о л ь в а т о в
(если растворителем является вода – г и д р а т о в ). Иногда гидраты могут
быть настолько прочными, что при выделении растворенного вещества
из раствора вода входит в состав растущего кристалла в химически связанном виде. Такие кристаллы называют к р и с т а л л о г и д р а т а м и , например, CuSO45H2O, Na2SO410H2O, CrCl36H2O.
5 . 2 . Ре ш е н и е з а д а ч
Растворимость
Задача 5.1
При выпаривании насыщенного при 20 С водного раствора поваренной соли массой 200 г выпадает 52,64 г соли. Какова растворимость
NaCl при 20 С?
Решение.
При выпаривании раствора удаляется вода, масса которой составляет: m(Н2O) = 200 – 52,64 = 147,36 г. Следовательно, растворимость соли
при 20 С равна: 52,64 1000/147,36 = 357,2 г/л.
Ответ: 357,2 г/л
Задача 5.2
Воду объемом 100 мл насыщают нитратом калия при 60 С и затем
раствор охлаждают до 30 С. Вычислить массу соли, которая выпадет в
осадок.
Решение.
Растворимость нитрата калия при 60 С равна 110 г/100 мл Н2О, при
30 С – 45 г/100 мл Н2О. Масса раствора, насыщенного при 60 С, со70
ставляет 210 г, при 30 С – 145 г. Массу выпавшей соли примем за х г,
тогда масса раствора составит (210 х) г, а соли (110 х) г. Составим
пропорцию:
(210 х)__________________________(110 х)
145 __________________________ 45
(210 х) 45 = (110 х) 145,
100х = 6500,
х = 65 г.
Ответ: 65 г
Задача 5.3
Сколько граммов хлорида натрия выкристаллизуется из 600 г раствора, насыщенного при 80 С, при охлаждении его до 0 С? Растворимость хлорида натрия при 80 С составляет 380,5 г/л, а при 0 С –
356 г/л.
Решение.
Масса раствора хлорида натрия при 80 С составляет 1380,5 г, а при
0 С – 1356 г. Следовательно, при охлаждении раствора от 80 С до 0 С
выкристаллизуется m(NaCl) = 1380,5 1356 = 24,5 г. Так как раствора
было 600 г, то m(NaCl) = 24,5 600/1380,5 = 10,6 г.
Ответ: 10,6 г
Массовая доля компонента раствора
Задача 5.4
Растворимость сульфата калия при 20 С составляет 100,7 г/л. Вычислить массовую долю сульфата калия в растворе, насыщенном при
20 С.
Решение.
Масса раствора, насыщенного при 20 С, составляет 1100,7 г
(1000 + 100,7). Массовую долю рассчитывают по формуле (1.8):
m(K 2SO 4 )
100,7
100
100 9,15 %.
mраствора
1100,7
Ответ: 91,5 %
71
Задача 5.5
Массовая доля хлорида аммония в насыщенном при 30 С водном
растворе составляет 29,5 %. Вычислить растворимость хлорида аммония
в воде при данной температуре.
Решение.
По формуле (1.8) находим массовую долю:
m(NH4Cl)
100 29,5 %;
m(H2O) m(NH4Cl)
массу воды примем 1000 г и из этого выражения определим m(NH4Cl) =
= 418,4 г.
Таким образом, растворимость хлорида аммония при 30 С равна
418,4 г/л.
Ответ: 418,4 г/л
Задача 5.6
Какую массу карбоната калия и воды надо взять для приготовления
250 г раствора с массовой долей K2CO3 10 %?
Решение.
(X)
m(X)
;
m
m(X) m (X), m(K2CO3) = 250 0,1 = 25 г.
Находим массу воды: m(H2O) = m m(K2CO3);
m(H2O) = 250 25 = 225 г.
Ответ: 225 г
Задача 5.7
Вычислить массовую долю хлорида натрия в растворе при смешении раствора массой 200 г, массовая доля NaCl в котором 10 %, и раствора массой 350 г, массовая доля NaCl в котором 20 %.
Решение.
Находим массу хлорида натрия в каждом растворе:
m(NaCl)1 = m (NaCl); m(NaCl) = 200 0,1 = 20 г;
m(NaCl)2 = m (NaCl); m(NaCl) = 350 0,2 = 70 г.
72
Масса раствора после смешивания: 200 + 350 = 550 г, а масса хлорида натрия после смешивания: 20 + 70 = 90 г. Находим массовую долю
хлорида натрия после смешивания:
(NaCl)
90 100
16,4 %.
550
Ответ: 16,4 %
Задача 5.8
К 200 мл раствора с массовой долей сульфата натрия 15 %, плотность которого 1,4 г/см3, добавили воду объемом 150 мл. Определить
массовую долю соли в полученном растворе.
Решение.
Масса раствора определяется по формуле m = V , где V – объем
раствора, – плотность раствора. Вычисляем массу раствора:
m = 200 1,14 = 228 г.
Находим массу сульфата натрия: m(Na2SO4) = 228 0,15 = 34,2 г.
Определяем массу растворителя, приняв плотность воды равной
1 г/см3: m(H2O) = V(H2O) (H2O); m(H2O) = 150 1 = 150 г.
Масса раствора после разбавления составляет: m = 228 + 150 = 378 г.
Вычисляем массовую долю сульфата натрия в растворе:
(Na 2SO 4 )
m(Na 2SO 4 )
34,2
; (Na 2SO 4 )
0,09 или 9 %.
mраствора
378
Ответ: 9 %
Задача 5.9 (для самостоятельного решения)
Какую массу гидроксида натрия надо взять для нейтрализации 250 г
раствора с массовой долей серной кислоты 8 %?
Ответ: 16,1 г
Задача 5.10 (для самостоятельного решения)
К раствору азотной кислоты объемом 3 л, плотность которого
1,1 г/см3, а массовая доля HNO3 17,1 %, добавили воду объемом 1 л. Определить массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.
Ответ: 13,1 %
73
Задача 5.11
К раствору нитрата серебра объемом 1 л, плотностью 1,05 г/см3 и
массовой долей AgNO3 5 % было добавлено 0,5 л раствора плотностью
1,1 г/см3, массовая доля хлороводородной кислоты в котором 20 %. Вычислить массу осадка.
Решение.
Находим массу раствора нитрата серебра:
mр = V = 1000 1,05 = 1050 г.
Находим массу нитрата серебра: m = mp = 1050 0,05 = 52,50 г.
Рассчитаем массу раствора хлороводородной кислоты:
mp = 500 1,1 = 550 г.
Рассчитаем массу хлороводородной кислоты: m = 550 0,2 = 110 г.
Составляем уравнение реакции:
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
Рассчитаем количества веществ нитрата серебра и хлороводородной
кислоты:
(AgNO3 )
m(AgNO3 )
52,50 г
; (AgNO3 )
0,3 моль.
M (AgNO3 )
170 г/моль
(HCl)
m(HCl)
110 г
; (HCl)
3 моль.
M (HCl)
36,5 г/моль
Нитрат серебра взят в недостатке, следовательно,
(AgCl) = 0,3 моль, а m(AgCl) = 0,3 143 = 43 г.
Ответ: 43 г
Задача 5.12 (для самостоятельного решения)
Какой объем воды надо прибавить к 50 г 30%-го раствора азотной
кислоты, чтобы получить раствор с массовой долей кислоты равной
10 %?
Ответ: 100 мл
74
Задача 5.13
В 100 г воды растворили 10 г металлического натрия. Определить
массовую долю образовавшегося в растворе вещества.
Решение.
1-й способ
Составляем уравнение реакции:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Определяем количества веществ воды и натрия:
(H 2 O)
m(H 2 O)
100 г
; (H 2 O)
5,56 моль.
M (H 2 O)
18 г/моль
(Na)
10 г
0,43 моль.
23 г/моль
Из уравнения следует, что вода взята в избытке. Масса воды, вступившей в реакцию: m(Н2О) = 0,43 18 = 7,74 г.
Масса воды после реакции: m(H2O) = 100 7,74 = 92,26 г.
Количество вещества гидроксида натрия равно 0,43 моль.
Масса гидроксида натрия: m(NaОН) = 0,43 40 = 17,2 г.
Определяем массовую долю гидроксида натрия в растворе:
(NaOH)
m(NaOH)
17,2 г
0,157 или 15,7 %.
m(NaOH) m(H 2 O) 17,2 г 92,3 г
2-й способ
(Na) = (NaOH) = 0,43 моль; m(NaOH) = 17,2 г.
m(раствора) = m(H2O) + m(Na) – m(H2).
(H 2 )
0,43 моль
0,215 моль; m(H2) = 2 г/моль 0,215 моль = 0,43 г.
2
m(раствора) = 100 + 10 – 0,43 = 109,57 г.
(NaOH)
17,2 г
0,157 или 15,7 %.
109,57 г
Ответ: 15,7 %
75
Задача 5.14
Какие массы кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO410H2O и
воды надо взять, чтобы получить раствор массой 142 г с массовой долей
Na2SO4 10 %?
Решение.
Вычисляем массу Na2SO4.
10 142
m(Na 2SO 4 )
14,2 г;
100
14,2 322
m(Na 2SO 4 10H 2 O)
32,2 г, где 142 г/моль – молярная
142
масса сульфата натрия, а 322 г/моль – молярная масса кристаллогидрата;
m(H2O) = 142 – 32,2 = 109,8 г.
Ответ: 109,8 г
Задача 5.15
Сколько граммов воды надо прибавить к 800 г 60%-го раствора
серной кислоты для получения 40%-го раствора?
Решение.
Обозначим массу воды, которую требуется прибавить, через х, тогда, исходя из формулы (1.8), следует:
m
100.
m1
Запишем: 40 = [800 0,6/(800 + х)] 100, откуда х = 400 г.
Ответ: 400 г
Задача 5.16
Из 200 мл 63%-го раствора нитрата калия плотностью 1,35 г/мл при
охлаждении от 80 до 25 С выпало в осадок 120 г соли. Определить массовую долю (в %) соли в оставшемся растворе.
Решение.
Масса исходного раствора составляет: m(раствора) = 200 1,35 =
= 270 г.
76
Растворимость при 25 С – 1560 г/л. Из 270 г раствора выпало 120 г
соли, тогда масса раствора останется 150 г. Если в 1560 г раствора содержится соли 560 г, то в 150 г ее масса составит:
m(KNO3) = 560 150/1560 = 53,8 г, а массовая доля равна:
m(KNO 3 )
53,8
100
100 35,8 %.
mраствора
150
Ответ: 35,8 %
Задача 5.17
При взаимодействии раствора серной кислоты массой 16 г с избытком хлорида бария образуется 5,7 г осадка. Определить массовую долю
серной кислоты до реакции.
Решение.
По уравнению реакции
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
серная кислота и сульфат бария находятся в отношении 1 : 1.
Находим количество веществ сульфата бария по формуле (1.1):
m 5,7
0,024 моль; m(H 2SO 4 ) 0,024 98 2,4 г;
M 233
(H 2SO 4 )
2,4
100 15 %.
16
Ответ: 15 %
Задача 5.18
Сколько литров хлороводорода растворяется в 3 л 10%-го раствора
HCl ( = 1,05 г/см3)?
Решение.
Находим массу раствора хлороводорода: m(раствора) = 3000 1,05 =
= 3150 г, затем по формуле нахождения массовой доли определяем массу хлороводорода, которая составляет: m(HCl) = 3150 0,1 = 315 г.
Определяем количество HCl:
77
31,5
8,63 моль; V (HCl) 8,63 22,4 193,3 л.
36,5
Ответ: 193,3 л
Задача 5.19
Какой объем аммиака при 10 С и 96 кПа следует растворить в
100 л воды, чтобы получить раствор с массовой долей 25 %?
Решение.
По формуле массовой доли находим массу аммиака, которую надо
растворить в 100 л воды:
0,25
m(NH 3 )
33,3
; m(NH 3 ) 33,3 кг; (NH 3 )
1,96 кмоль;
100 m(NH 3 )
17
V (NH 3 ) 1,96 22,4 43,9 м 3 н. у..
Наконец, согласно объединенному газовому закону, определяем
объем аммиака:
V
101,3 43,9 283
48 м 3 .
273 96
Ответ: 48 м3
Задача 5.20
Из поваренной соли массой 0,6 кг при взаимодействии с концентрированной серной кислотой было получено 625 мл 37%-го раствора
хлороводородной кислоты плотностью 1,19 г/см3. Определить массовую
долю примесей в исходной соли.
Решение.
Согласно заданию, протекает следующая реакция:
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
Находим массу раствора хлороводородной кислоты:
m(раствора) = 625 1,19 = 743,75 г;
78
тогда:
m(HCl) = 743,75 0,37 = 275,2 г;
(HCl)
275,2
7,54 моль; (NaCl) 7,54 моль;
36,5
m(NaCl) 7,54 58,5 441,1 г;
mпримесей 600 441,1 155,9 г; ωпримесей
155,9
100 25,9 %.
600
Ответ: 25,9 %
Задача 5.21
В 2 л воды растворено 250 л хлороводорода при н. у. Определите
массовую долю (в %) хлороводорода в растворе.
Решение.
Масса 2 л воды составляет 2000 г. Находим количество хлороводорода:
250
11,16 моль; m(HCl) 11,16 36,5 407,37 г;
22,4
(HCl)
407,37
100 16,9 %.
2407,37
Ответ: 16,9 %
Задача 5.22
Сколько литров 32%-го раствора азотной кислоты плотностью
1,2 г/см3 получится из 200 л аммиака при н. у.?
Решение.
Синтез азотной кислоты протекает по следующим уравнениям:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + 2H2O + О2 = 4HNO3
79
Следовательно, из 1 моль аммиака образуется 1 моль азотной кислоты. Определяем количество аммиака:
200
8,93 моль; (HNO 3 ) 8,93 моль; m(HNO 3 ) 8,93 63 562,59 г;
22,4
mраствора HNO 3 562,59 100 / 32 1758,1 г;
V (HNO 3 ) 1758,1 : 1,2 1465,08 мл.
Ответ: 1465,08 мл
Задача 5.23
Из 240 м3 аммиака получена 1 т 63%-го раствора азотной кислоты.
Определите, какую массовую долю от теоретически возможного составляет этот выход.
Решение.
По формуле (1.5) находим количество аммиака, которое составляет 240000 : 22,4 = 10714,3 моль.
Количество вещества азотной кислоты равно 10714,3 моль; масса
азотной кислоты составит 10714,3 63 = 675000 г (675 кг); в пересчете на
кислоту с массовой долей 63 % масса раствора будет равна 675 : 0,63 =
= 1071,43 кг. Выход от теоретически возможного находим по формуле:
У нас
mпракт
100 .
mтеор
1000
100 58,3 %.
1071,43
Ответ: 58,3 %
80
Молярная концентрация
Задача 5.24
Вычислить массу хлорида натрия, содержащегося в растворе объемом 150 мл, если его молярная концентрация равна 0,55 моль/л.
Решение.
Количество NaCl в растворе определяют по уравнению:
C
,
V
где С молярная концентрация, моль/л;
v количество вещества, моль;
V объем, л.
0,55 0,015 0,0825 моль.
Масса хлорида натрия будет равна m M 0,0825 58,5 4,83 г.
Ответ: 4,83 г
Задача 5.25
Молярность раствора гидроксида калия равна 2,35 моль/л, плотность раствора 1,100 г/мл. Вычислить массовую долю (в %) гидроксида
калия в этом растворе.
Решение.
Находим массу и массовую долю гидроксида калия в исходном растворе:
m C M 2,35 56 131,6 г в одном литре раствора;
m(KOH)
131,6
100
100 11,96 %.
mраствора
1000 1,100
Ответ: 11,96 %
81
Задача 5.26
Раствор едкого натра объемом 250 мл содержит 2,5 г NaOH. Определить молярную концентрацию этого раствора.
Решение.
Молярная концентрация определяется по формуле C
.
V
Количество гидроксида натрия находим, как
0,0625
m 2,5
0,0625 моль, cледовательно, C
0,25 моль/л.
M 40
0,25
Ответ: С = 0,25 моль/л
Задача 5.27
В 100 г воды растворили 33,6 л хлороводорода (н. у.). Определить
массовую долю растворенного вещества и молярную концентрацию, если плотность полученного раствора равна 1,176 г/см3.
Решение.
Массовую долю хлороводорода находим по формуле (1.8):
m(HCl)
V
33,6
; m(HCl) M ;
1,5 моль;
mраствора
V m 22,4
отсюда : m 1,5 36,5 54,75 г
и
54,75
100 35,38 %.
100 54,75
Для определения молярной концентрации используем формулу:
C
154,75
1,5
; 1,5 моль, V
131,59 мл; C
11,36 моль/л.
V
1,176
0,132
Ответ: С = 11,36 моль/л
82
5 . 3 . Э л е кт р ол ит и ч е с ка я д и с со ц и а ц и я
Вещества по способности проводить электрический ток делятся на
электролиты и неэлектролиты.
Э л е к т р о л и т ы – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это соли, кислоты, основания – соединения с
ионной или полярной ковалентной связью.
Н е э л е к т р о л и т ы – вещества, растворы или расплавы которых не
проводят электрический ток (органические вещества, кислород, азот, водород, для молекул этих веществ характерны неполярные или малополярные связи).
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1887 г.)
Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.
Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в
расплаве называется электролитической диссоциацией.
Ионы – это атом или группа атомов, имеющие положительный (к а т и о н ы ) или отрицательный (а н и о н ы ) заряд.
Свойства ионов отличаются от свойств нейтральных атомов или
молекул, из которых они образуются. Например, ион Cl– не имеет запаха
и цвета в отличие от газообразного хлора.
Диссоциация – процесс обратимый, одновременно идут два процесса: распад молекул на ионы (диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация).
Количественно склонность электролита к распаду на ионы характеризуется степенью диссоциации. Одни электролиты почти полностью
диссоциируют на ионы, другие – частично. Степень диссоциации () –
отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.
Степень диссоциации зависит:
а) от природы растворителя. Соли, щелочи и некоторые кислоты
(соединения с ионной и поляной ковалентной связью) характеризуются
наибольшей степенью диссоциации.
б) от полярности растворителя. Чем больше полярность молекулы
растворителя, тем больше степень диссоциации (по степени уменьшения
полярности растворители можно расположить в следующий ряд: вода,
муравьиная кислота, этанол, ацетон, хлороформ, бензол).
в) от концентрации раствора. При уменьшении концентрации раствора степень диссоциации увеличивается.
83
Механизм диссоциации электролитов
в водных растворах
Типичны два механизма. Первый – диссоциация веществ с ионной
кристаллической решеткой. Второй – диссоциация веществ с ковалентной полярной связью. П о п е р в о м у м е х а н и з м у полярные молекулы
воды взаимодействуют с пограничными ионами кристалла, в результате
чего ионы, окруженные молекулами воды, переходят в раствор. Этот
процесс записывается в виде уравнения:
NaCl + nH2O
Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n – x
Na+ + Cl–
В упрощенном виде: NaCl
При диссоциации могут образовываться и простые, и сложные ионы:
2NH4+ + SO42–
(NH4)2SO4
П о в т о р о м у м е х а н и з м у п олярные молекулы воды, взаимодействуя с полярной молекулой, например, HCl, поляризуют связи H–Cl,
в результате чего общая электронная пара полностью смещается от водорода к хлору, водород заряжается положительно, а хлор – отрицательно, полярная молекула превращается в ионную и распадается на ионы:
H+ + Cl–
HCl
При изучении реакций, протекающих в растворах электролитов, необходимо учитывать электролитическую диссоциацию. Эти реакции могут быть записаны с помощью и о н н ы х у р а в н е н и й . При написании
ионного уравнения сильные электролиты записывают в виде ионов, а
слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества – в виде молекул.
HCl + NaOH = NaCl + H2O – молекулярное уравнение.
H+ + Cl– + Na+ + OH– = Na+ + Cl– + H2O – полное ионномолекулярное уравнение.
H+ + OH– = H2O – сокращенное ионно-молекулярное уравнение
(частицы, остающиеся неизменными, исключаются).
84
Классификация электролитов
по степени диссоциации
Различные вещества диссоциируют на ионы в различной степени.
Например, степень диссоциации () уксусной кислоты равна 1,36 %, что
означает: из 10000 молекул на ионы распадаются 136. Классификация
электролитов по степени диссоциации показана в таблице 5.2.
Таблица 5.2
Классификация электролитов
Сильные электролиты
Электролиты, которые в водных
растворах полностью диссоциируют на ионы
Соли: NaCl, KBr, CsNO3, CsI
Сильные кислоты: HClO4, HClO3,
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI
Щелочи: LiOH, NaOH, KOH,
RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2,
Ba(OH)2
Слабые электролиты
Электролиты, которые в водных
растворах не полностью диссоциируют на ионы
Слабые кислоты: HClO2, HClO,
HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3,
H3PO4, H3PO3, H3BO3, CH3COOH,
H2S, HCN, HF
Слабые нерастворимые в воде основания:
Fe(OH)2,
Cu(OH)2,
Pb(OH)2 и др.
Слабое растворимое в воде основание: NH4OH
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных
гидроксидов и солей в водных растворах
Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуется
только один вид катионов – катион водорода Н+. Уравнения диссоциации кислот:
H3PO4
H+ + H2PO4–,
= 27 %
H2PO4–
H+ + HPO42–,
= 0,11 %
HPO42–
H+ + PO43–,
= 0,001 %
Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуется
только один вид анионов – гидроксид-анион ОН–:
Na+ + OH–
NaOH
85
Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и гидроксид-анионы:
Zn(OH)2
Zn+2 + 2OH–
H2ZnO2
2H+ + ZnO22–
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы
металла или гидроксокатионы и анионы кислотного остатка:
AlOHCl2
NaHCO3
K2SO4
AlOH2+ + 2Cl–
Na+ + HCO3–
2K + SO42–
5 . 4 . Ре а к ц и и и о н н о г о о бм е н а в в о д н ы х р а с т в о р а х
Реакции, происходящие в растворах электролитов, при которых не
меняются заряды ионов, называются ионообменными, или реакциями
обмена. Существует правило Бертолле, определяющее условие протекания ионообменных реакций: реакции обмена в растворах электролитов
возможны только тогда, когда в результате реакции образуется либо
твердое малорастворимое (следует ориентироваться на таблицу растворимости), либо газообразное, либо малодиссоциируемое вещество, т. е.
слабый электролит.
Примеры:
а) молекулярное уравнение
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
б) полное ионное уравнение
2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO42– = 2Na++ SO42– + 2H2O
в) сокращенное ионное уравнение
H+ + OH– = H2O
В приведенной реакции образовался слабый электролит – H2O, поэтому реакция возможна.
А вот реакция NaCl + KNO3 = KCl + NaNO3 не происходит.
Запишем ее в ионном виде:
Na+ + Cl– + K+ + NO3– = K+ + Cl– + Na+ + NO3–
Левая и правая части уравнения одинаковы. В растворе просто будут ионы Na+, K+, Cl–, NO3–.
86
Упражнения для самостоятельной работы
Упражнение 5.28
Написать уравнения реакций электролитической диссоциации следующих соединений:
Ca(NO3)2 –
нитрат кальция
NaHSO4 –
гидросульфат натрия
KH2PO4 –
дигидрофосфат калия
NH4Cl –
хлорид аммония
CH3COOК – ацетат калия
Na2SO4 –
сульфат натрия
Pb(NO3)2 –
нитрат свинца
Упражнение 5.29
Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:
CH3COONa + HCl
AgNO3 + NaCl
Pb(NO3)2 + H2SO4
K2CO3 + HCl
Na2S + H2SO4
FeCl3 + KOH
СuSO4 + NaNO3
Указать, какие реакции являются обратимыми.
Упражнение 5.30
Напишите уравнения диссоциации следующих веществ: 1) гидрат
высшего оксида 25-го элемента, 2) гидрат оксида 35-го элемента, 3) гидрат оксида 38-го элемента.
Упражнение 5.31
Ответить на вопрос: могут ли находиться в растворе одновременно
следующие ионы: Ag+ и NO3–, Ag+ и Cl–, Ba2+ и Cl–, Ba2+ и SO42– ?
Упражнение 5.32
Как практически осуществить процессы, представленные уравнениями:
а) NaCl
Na+ +Cl–;
б) HCl
H+ +Cl–;
в) H+ + OH– = H2O?
87
Упражнение 5.33
Составьте молекулярные уравнения к каждому из приведенных молекулярно-ионных уравнений:
а) NH4OH + H+ = NH4+ + H2O;
б) Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
5 . 5 . Д и с со ц и а ц и я в о д ы
Вода – слабый амфотерный электролит. Уравнение диссоциации
воды имеет вид:
Н+ + ОН–
Н2О
При 25 С концентрация ионов водорода [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде
называют ионным произведением воды:
Кw = [H+][OH–] = 1014.
Для измерения концентрации ионов водорода введена особая единица, называемая водородным показателем. Обозначается она рН и равна отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:
рН = lg[H+].
Для н е й т р а л ь н о г о р а с т в о р а :
[H+] = [OH–] = √1014 = 107 моль/л,
тогда рН = lg107 = 7.
Аналогично отрицательный десятичный логарифм концентрации
гидроксид-ионов называют гидроксильным показателем и обозначают
рОН.
Таким образом, через рН и рОН можно показать характер среды и
окраску и н д и к а т о р о в (веществ, которые изменяют свою окраску в
растворах щелочей и кислот, – метилоранжа, лакмуса, фенолфталеина)
(табл. 5.3).
88
Таблица 5.3
Переходы окраски индикаторов
Среда
Индикатор
Метилоранж
Лакмус
Фенолфталеин
нейтральная
[H+] =
= 107моль/л,
pH = 7
оранжевая
рН = 3,0–4,4
фиолетовая
рН = 5,0–8,0
кислая
[H+] >
> 107моль/л,
pH < 7
красная
рН = 1,0–3,0
красная
рН = 1,0–5,0
щелочная
[H+] <
< 107моль/л,
pH > 7
желтая
pH = 5,0–14,0
синяя
рН = 8,0–14,0
бесцветная
бесцветная
малиновая
рН = 9,0–14,0
Решение задач и выполнение упражнений
Задача 5.34
Концентрация ионов водорода в растворе равна 2,510–5 моль/л. Определить рН раствора.
Решение.
рН = lg(2,5 105) = 4,6.
Ответ: 4,6
Задача 5.35
Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 2 г гидроксида
натрия. Щелочь в растворе диссоциирует полностью.
Решение.
По формуле (1.1) определяем количество вещества NaOH:
m
2г
0,5 моль;
M 40 г/моль
рОН = lg0,05 = 1,3;
рН = 14 рОН = 12,7.
Ответ: 12,7
89
Задача 5.36
Определить рН раствора синильной кислоты HCN концентрацией
С = 0,01М, константа диссоциации которой К равна 4,9 10–10.
Решение.
Константа диссоциации (К) определяется произведением концентрации ионов в растворе слабого электролита и концентрации его недиссоциированной части.
У нас
H CN H ,
K HCN
HCN
2
C
т. к.
H CN ,
а HCN С ,
поскольку степень диссоциации 1.
Отсюда
[H ] KC .
(5.1)
Тогда [H ] KC 4,9 10 10 10 2 2,2 10 6 моль/л,
рН = – lg(2,2 10–6) = 5,65.
Ответ: 5,65
Задача 5.37
Определить молярную концентрацию серной кислоты в растворе,
если известно, что рН = 2,2.
Решение.
рН = lg[H+] = 2,2; [H+] = 6,3 103 моль/л;
С(H2SO4) = 3,15 103 моль/л, так как при диссоциации серной кислоты образуется удвоенное количество ионов водорода.
Ответ: 3,15 103
Упражнение 5.38 (для самостоятельной работы)
Заполнить следующую таблицу:
рН
2
4
6
+
[H ]
[OH]
Характер среды
90
8
10
5 . 6 . Ги д р ол и з сол е й
Электролитическая диссоциация происходит в результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами растворителя, когда
растворитель оказывает поляризующее и ионизирующее действие на
растворенное вещество. Но и частицы растворенного вещества могут
поляризовать молекулу растворителя, присоединяя к себе образующиеся
в результате ионы. Такое явление называется гидролизом.
Гидролиз соли – взаимодействие соли с водой, в результате которого имеет место связывание одного из ионов воды (или обоих) ионами
растворенного вещества с образованием малодиссоциированного продукта.
При гидролизе изменяется среда раствора. Среда раствора может
быть кислой, щелочной и нейтральной.
Раствор считается н е й т р а л ь н ы м , если в нем C(H+) = C(OH), C –
концентрация ионов, моль/л.
Раствор считается к и с л ы м , если в нем находится избыточное количество катионов водорода, т. е. C(H+) C(ОН).
Раствор считается щ е л о ч н ы м , если в нем находится избыточное
количество ионов ОН–, т. е. C(OH) C(Н+).
Существует четыре типа солей:
1. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом
сильной кислоты. Эти соли гидролизу не подвергаются (например, NaCl,
KNO3, CaCl2).
2. Соли, образованные катионом слабого основания и анионом
сильной кислоты. Например, CuCl2. Уравнения гидролиза записываются
в молекулярном, в ионно-молекулярном и в сокращенном ионномолекулярном виде:
CuCl2 + H2O
CuOHCl + HCl
2+
Cu + 2Cl + H2O
CuOH+ + 2Cl + H+
Cu2+ + H2O
CuOH+ + H+
В данном случае говорят, что гидролиз идет по катиону, так как катион взаимодействует с молекулой воды, присоединяя к себе ОН. Среда
раствора будет кислая.
3. Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой
кислоты. Например, Na2S.
Na2S + H2O
NaHS + NaOH
+
2
2Na + S + Н2O
2Na+ + HS + OH
S2 + H2O
HS + OH–
В данном случае идет гидролиз соли по аниону. Среда раствора будет щелочной.
91
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например, CH3COONH4. В данном случае необратимый гидролиз идет и по катиону и по аниону, в результате гидролиза будет образовываться слабая
кислота и слабое основание:
CH3COONH4 + H2O
CH3COО + NH4+ + H2O
CH3COONH4 + NH4OH
CH3COOH + NH4OH
Среда раствора зависит от степени гидролиза. Она будет близка к
нейтральной; если образуется более слабое основание, то раствор будет
слегка кислым; если более слабая кислота, то слегка щелочным.
Гидролиз является обратимой реакцией. Равновесие гидролиза, как
всех обратимых реакций, можно смещать, используя п р и н ц и п Л е
Ш а т е л ь е , суть которого сводится к следующему. Если изменить одно
из условий, при котором система находится в равновесии, например,
температуру, давление или концентрацию, то равновесие смещается в
направлении той реакции, которая противодействует произведенному
изменению.
Иногда необходимо или усилить гидролиз или его подавить. Разбавление раствора и повышение температуры усиливают гидролиз. Добавление некоторых веществ также может усиливать гидролиз.
Если к соли, которая гидролизуется по катиону, добавить соль, которая гидролизуется по аниону, произойдет взаимное усиление гидролиза, и гидролиз пройдет до конца, так как продукты гидролиза одной соли
будут смещать вправо равновесие реакции гидролиза другой соли, например:
2FeCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
2Fe3+ + 3S2 + 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3H2S
Соли слабых оснований и кислот (например, сульфид аммония и
карбонат аммония) практически гидролизуются полностью с образованием в растворе аммонийных буферов:
NH4HCO3 + NH4OH и NH4HS + NH4OH.
Ниже приведен алгоритм 4, позволяющий прогнозировать рН среды
и продукты реакции при гидролизе солей.
92
Алгоритм 4
Например, соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты и надо закончить схему и установить среду реакции:
Na2S + H2O
?
а) Установите, связывание каких ионов приведет к образованию малодиссоциированного продукта.
Мысленно можно представить, что связывание Na+ c одним из ионов воды (OH) не привело бы к выполнению данного условия. И наоборот, связывание сульфид-иона (S2) ионом водорода воды может привести к образованию малодиссоциированного продукта.
б) Запишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение образования малодиссоциированного продукта:
HS + OH
S2 + HОН
в) Присутствие в растворе избытка гидроксид-ионов относительно катионов гидроксония обусловливает щелочную среду реакции.
г) В молекулярном уравнении гидролиза следует указать продукты, которые получаются в результате связывания образовавшихся ионов с противоположно заряженными ионами, которые не
принимали участия, но присутствовали в растворе.
В растворе присутствуют катионы натрия, которые и приводят к
образованию следующих продуктов и щелочной среды:
Na2S + H2O
NaHS + NaOH
Упражнения для самостоятельной работы
Упражнение 5.39
Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза следующих солей: Na3PO4, ZnCl2, K2SO3, Al(NO3)3, NH4Cl,
CH3COONa. Какая среда в растворах указанных солей?
Упражнение 5.40
Можно ли с помощью фенолфталеина обнаружить гидролиз соли в
растворах следующих солей: K2S, CuSO4, Na3PO4, Na2CO3, KCN, NaHS?
93
Упражнение 5.41
Напишите по два примера уравнений в молекулярном виде к каждому ионному уравнению:
а) Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+;
б) NH4+ + H2O = NH4OH + H+;
в) Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+.
Упражнение 5.42
При сливании растворов сульфида натрия Na2S и хлорида хрома
CrCl3 образуется осадок гидроксида хрома Cr(OH)3. Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции его образования.
Упражнение 5.43
Напишите молекулярные уравнения, отвечающие приведенным
ионным реакциям:
а) CN + H2O = HCN + OH;
б) S2 + H2O = HS + OH;
в) CO32 + H2O = HCO3 + OH.
94
ТЕМА 6.
О К И СЛ И Т Е Л Ь Н О - В О С С ТА Н О В И Т Е Л Ь Н Ы Е
Р Е А К Ц И И . ЭЛ Е К Т Р ОХИ М И Я
6.1. Основные понят ия.
М ет о д ы р а с с т а н о в к и ко э ф ф и ц и е н т о в
Реакции, протекающие с изменением степени окисления, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим называются окислительно-восстановительными.
Окислительно-восстановительные реакции представляют единство
двух противоположных процессов окисления и восстановления.
Окислением называется процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Атомы, молекулы, ионы, присоединяющие электроны,
называются окислителями, например:
Al 0 3ē = Al3+
2Cl 2ē = Cl2
H2 2ē = 2H+
Восстановлением называется процесс присоединения электронов
атомом, молекулой или ионом. Атомы, молекулы, ионы, отдающие
электроны, называются восстановителями, например:
I2 + 2ē = 2I–
S + 2ē = S2
Fe3+ + 3ē = Fe0
Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях определяется двумя методами: методом электронного баланса и электронно-ионным (методом полуреакций).
Ниже в подразделах «Метод электронного баланса» и «Электронноионный метод» порядок последовательных действий, которые следует
выполнить, чтобы расставить коэффициенты в окислительновосстановительных реакциях, рассмотрен в упражнениях.
95
Метод электронного баланса
Упражнение 6.1
Составить уравнение электронного баланса и расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:
FeCl3 + KI FeCl2 + I2 + KCl.
Ответ.
1. Сначала определяем степени окисления элементов и какой элемент окислитель, какой восстановитель:
3
1
2
0
Fe Cl3 K I Fe Cl 2 I 2 KCl
Окислитель железо, восстановитель иод.
2. Определим, сколько электронов отдает восстановитель:
0
2I 2ē = I 2
3. Определим, сколько электронов принимает окислитель:
2
Fe+3 + ē = Fe
4. Подбираем коэффициенты для окислителя и восстановителя:
окисление
восстановление
1 2I 2ē = I20
2 Fe+3 + ē = Fe+2
восстановитель
окислитель
Для того, чтобы уравнять число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, следует первое уравнение умножить
на 1, второе умножить на 2.
5. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Из полученных уравнений электронного баланса следует, что для
восстановления двух молекул хлорида железа (III) необходимы две молекулы иодида калия.
96
Упражнение 6.2
Составить уравнение электронного баланса и расставить коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O.
Ответ.
1. Определяем степени окисления элементов и какой элемент
окислителем, какой восстановитель:
0
6
2
2
Cu H N O3 Cu (NO3 ) 2 N O H 2 O
2. Число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов можно установить, записав уравнение электронного баланса.
Чтобы степень окисления (с. о.) изменилась у меди от 0 до +2, следует
отдать два электрона, а для того, чтобы у азота с. о. была +2, следует
принять три электрона.
окисление
3 Cu0 2ē = Cu+2 восстановитель
восстановление 2 N+5 + 3ē = N+2 окислитель
3. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме, учитывая,
что кроме двух образовавшихся молекул NO при восстановлении двух
молекул азотной кислоты требуется еще шесть молекул кислоты, поскольку образуется три молекулы нитрата меди (в ее состав входят
шесть кислотных остатков).
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Из уравнения электронного баланса следует, что для восстановления двух молекул азотной кислоты до NO, необходимо затратить три
молекулы меди, а так как азотная кислота участвует в образовании соли
(с. о. при этом не изменяется), всего расходуется восемь молекул кислоты.
Электронно-ионный метод
(для реакций, протекающих в растворах)
Этот метод основан на составлении частных уравнений реакций
(п о л у р е а к ц и й ) восстановления иона (молекулы) окислителя и
окисления иона (молекулы) восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение. Полуреакции включают в себя ионы и
молекулы, в которых входят элементы, изменяющие степень окисления.
97
Упражнение 6.3
Расставить
коэффициенты
в
следующей
окислительновосстановительной реакции:
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.
Ответ.
1. Определяем заряды ионов, принимающих участие в окислительно-восстановительном процессе:
Cr2O72, SO32, Cr3+, SO42, H+
2. Составляем ионные схемы:
Cr2O72 + H+ Cr3+ + H2O
SO32 + H2O SO42 + H+
3. Расставляем коэффициенты в ионных схемах:
Cr2O72 + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O
SO32 + H2O = SO42 + 2H+
4. Указываем число отданных и присоединенных электронов:
Cr2O72 + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
SO32 + H2O 2ē = SO32 + 2H+
5. Подбираем коэффициенты для окислителя и восстановителя, исходя из того, что число электронов, отданных восстановителем, равно
числу электронов, принятых окислителем, и расставляем их в уравнении
реакции.
1 Cr2O72 + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
3 SO32 + H2O 2ē = SO42– + 2H+
6. Подбираем остальные коэффициенты, учитывая ионы металлов,
кислотные остатки, водород и кислород:
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O
98
Типы окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три
типа.
1. М е ж м о л е к у л я р н ы е . К этому типу относятся реакции, в которых элемент-окислитель входит в состав молекулы одного вещества, а
элемент-восстановитель – в состав молекулы другого вещества. Перенос
электронов происходит между молекулами разных веществ. На приведенном выше примере бихромат калия содержит элемент-окислитель,
сульфит натрия – элемент-восстановитель.
2. В н у т р и м о л е к у л я р н ы е . Здесь окислитель и восстановитель
входят в состав молекулы одного и того же вещества, но являются разными элементами или же одним элементом, находящимся в разных степенях окисления, например:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2Cr+6 + 6ē = 2Cr3+, окислитель
2N–3 – 6ē = N20, восстановитель
3. Реакции с а м о о к и с л е н и я - с а м о в о с с т а н о в л е н и я (д и с п р о п о р ц и о н и р о в а н и я ). Окислителями и восстановителями в этих
реакциях являются атомы одного и того же вещества, имеющие одну и
ту же степень окисления, например:
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Cl0 – ē = Cl+1, восстановитель
Cl0 + ē = Cl–1, окислитель
Все свободные металлы будут восстановителями. Катионы металлов могут быть окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут
быть как окислителями, так и восстановителями (исключая F2 и инертные газы). Восстановительные свойства металлов зависят от силы окислителя. Например:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
99
В первой реакции железо окисляется до Fe3+, а во второй – до Fe2+
вследствие того, что Cl2 проявляет более сильные окислительные свойства, чем Н+ в хлороводородной кислоте.
Чтобы определить, окислителем или восстановителем будет сложное вещество, необходимо определить степени окисления элементов, его
составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления,
могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени
окисления, будут только окислителями: HNO3, KMnO4, H2SO4.
Если элемент имеет низшую степень окисления, то он может ее
только повышать, отдавая электроны, следовательно, вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления, будут восстановителями: NH3, H2S, HCl.
Соединения, в состав которых входят элементы в промежуточной
степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями, т. е. они проявляют окислительно-восстановительную двойственность: HNO2, Na2SO3, H2MnO3.
Упражнения для самостоятельной работы
Упражнение 6.4
Используя приведенные ниже схемы взаимодействия кислот с металлами, написать уравнения реакций:
Ag + H2SO4 (конц)
Ca + HNO3 (разб)
Ag + HNO3 (разб)
Fe + HNO3 (разб)
Cu + HNO3 (разб)
Mg + HNO3 (разб)
С + H2SO4 (конц)
Al + HNO3 (разб)
Zn + HNO3 (конц)
Mg + H2SO4 (конц)
Cu + H2SO4 (конц)
Zn + HNO3 (разб)
Cl2 + Ba(OH)2
C + HNO3 (конц)
Расставить коэффициенты методом электронного баланса, указать
окислитель и восстановитель.
Информация о взаимодействии кислот с металлами дана в таблице 6.1.
100
Таблица 6.1
Взаимодействие кислот с металлами
Кислота
HNO3 (конц.)
HNO3 (разб.)
H2SO4 (конц.)
Результат реакции
большинство металлов и неметаллов NO2
не взаимодействует Au, Pt
пассивирует Fe, Cr, Al
активные металлы NH3(NH4NO3), N2, N2O
малоактивные металлы и неметаллы NO
не взаимодействует Au, Pt
активные металлы H2S, S
малоактивные металлы и неметаллы SO2
не взаимодействует Au, Pt
пассивирует Fe, Cr, Al
6 . 2 . П р о г н о з и р о в а н и е п р о ду к т о в о к и с л и т ел ь н о в о с с т а н о в ит ел ь н ы х р е а к ци й
Алгоритм 5
1. Для
прогнозирования
продуктов
окислительновосстановительных реакций следует представить ряд всех теоретически
возможных значений степени окисления (с. о.).
2. Крайние значения степени окисления элемента однозначно определяют его функции как окислителя (значение находится справа) или
как восстановителя (значение находится слева).
3. Функции элементов с промежуточными значениями степени
окисления неоднозначны и взаимообусловлены, а также зависят от условий и характера среды (для установления возможности сложных реакций
следует
воспользоваться
значением
окислительновосстановительных потенцилов).
4. Затем следует указать направление процесса и число отданных
или присоединяемых электронов, подобрать коэффициенты для продуктов реакции так, чтобы суммы отданных и присоединенных электронов
были равны.
5. Записав все продукты реакции, надо расставить коэффициенты с
учетом образования других продуктов реакции.
Ниже на конкретных заданиях можно рассмотреть применение данного алгоритма.
101
Выполнение упражнений
Упражнение 6.5. Реакции диспропорционирования
Закончить уравнение реакции диспропорционирования и расставить
коэффициенты: НNO2 = ...
Ответ.
а) Рассмотрим все возможные значения степени окисления (с. о.)
азота и отметим степень окисления в исходном состоянии; значения с. о.
показаны над символами элементов (схема 6.1).
Схема 6.1
конфигурация внешнего э. у. 2s,2 2p3
-3
-2
NH3 NH2
NH2
-1
NH2 ОН
+1
0
N2
NO
2
+2
NO
+3
HNO2
+4
NO2
+5
HNO3
окислитель
восстановитель
б) Существующей лишь в растворе неустойчивой азотистой кислоте
соответствует значение степени окисления +3. Эта кислота при хранении диспропорционирует. Азот при этом проявляет свойства окислителя
и восстановителя, причем продукты окисления могут иметь значения
с. о. +4 и +5 (азотная кислота или диоксид азота в зависимости от условий).
в) Восстанавливаются соединения азота со значением степени
окисления +3 до NO (+2). Но продуктами восстановления при действии
сильных восстановителе могут быть соединения со значениями с. о. +1,
0, –1, –3.
Таким образом, ряд значений с. о. позволяет прогнозировать продукты восстановления (значения с. о. азота будут слева) и продукты
окисления (значения с. о. азота будут справа), схемы 6.2, 6.3. Необходимо согласовать эти сведения с условиями протекания процессов.
Схема 6.2
N
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5
– 2ē (HNO3)
+ 1ē (NO)
Схема 6.3
N
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5
– 1ē (NO2)
1
2
+ 1ē (NO)
102
1
2
Как следует из схемы 6.2, в реакцию вступают три моля азотистой
кислоты, образуются два моля NO, моль азотной кислоты. С учетом воды составляем окончательное уравнение реакции:
3НNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Исходя из схемы 6.3, в реакцию вступают два моля азотистой кислоты и образуются оксиды азота. С учетом воды составляем окончательное уравнение реакции:
2НNO2 = NO + NO2 + H2O
Упражнение 6.6. Реакции внутримолекулярного окисления–
восстановления
Закончить уравнения реакции и расставить коэффициенты:
NH4NO2 = ?
NH4NO3 = ?
Ответ.
Проведем прогнозирование продуктов реакции, схема 6.4, а, б:
Схема 6.4
а
б
N
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5
– 3ē (N2)
N
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5
+ 4ē (N2О)
1
+ 3ē (N2)
– 4ē (N2О)
1
1
1
Из схемы 6.4, а следует, что образуются молекула азота и молекулы
воды:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Во втором уравнении образуется оксид азота (I), образование продукта определяет условие, число отданных электронов равно числу присоединенных электронов атомами азота в данных молекулах:
NH4NO3 = N2О + 2H2O
Внутримолекулярные превращения нитратов металлических элементов зависят от природы металла.
103
Упражнение 6.7. Межмолекулярные реакции
Закончить уравнение реакции и расставить коэффициенты:
H2SO3 + H2S = ?
K2SO3 + KMnO4 + H2O = ?
Ответ.
Сопоставление двойственного характера серы со значением с. о. +4
показано на схеме 6.5.
Схема 6.5
а
–2
б
S
0 +2 +4 +6
+ 4ē (S)
– 2ē (S)
S
–2 0 +2 +4 +6
1
– 2ē
2
3
Mn
0 +2 +3 +4 +5 +6 +7
2
+ 3ē
На схеме 6.5 показано, что в присутствии сильного восстановителя
(сероводорода) восстановление серы +4 (сернистой кислоты) осуществляется до свободной серы, тогда как в присутствии сильного окислителя
(перманганат калия) сера со значением с. о. +4 окисляется до серы +6.
Во второй реакции, учитывая, что восстановление марганца осуществляется в нейтральной среде, продуктом восстановления будет диоксид
марганца. Коэффициенты для окислителя и восстановителя определены
по схеме 6.5, образование других продуктов реакции (КОН, воды) очевидно, окончательный вид уравнений показан ниже:
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
На схеме 6.6 показаны теоретически возможные значения степени
окисления хлора.
104
Схема 6.6
2
5
конфигурация внешнего э. у. 3s, 3p
-1
Cl
0
Cl
+3
HClO 2
+1
HClO
восстановитель
+5
HClO
+7
HClO
3
4
окислитель
Упражнение 6.8 (для самостоятельной работы)
Закончить уравнение и расставить коэффициенты: КОН + Сl2 = ?
Рекомендации. При выполнении задания следует учитывать, что
при диспропорционировании окисляется один атом хлора (с. о. = 0) с
образованием продукта окисления (см. справа, с. о. = +1). В присутствии
щелочи образуется соль хлорноватистой кислоты – гипохлорит калия.
Тогда как другой атом хлора восстанавливается (см. слева, с. о. = –1),
что соответствует хлорид-иону. Составьте схему и уравнение электронного баланса.
Упражнение 6.9 (для самостоятельной работы)
Закончить уравнение и расставить коэффициенты, учитывая, что
процесс окисления хлора может идти глубже (с. о. = +3): КОН + Сl2 = ?
Таким образом, более рациональным способом изучения окислительно-восстановительных реакций является способ, позволяющий рассматривать реакции определенного химического соединения не изолированно, а видеть все возможные продукты, которые могут образоваться
при определенных условиях процесса, с учетом влияния среды, природы
реагентов.
105
6 . 3 . Э л е кт р о х и м и я . Э л е кт р о х им и ч е с к и й р я д
н а п р я ж е н и я м ет а л л о в ,
с т а н д а рт н ы е эл е к т р о д н ы е п о т е н ц и а л ы
Н. Н. Бекетовым установлен ряд активности металлов по взаимному
вытеснению металлов. Этот ряд соответствует расположению металлов
в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов
металлов.
Механизм возникновения электродного потенциала
Одни металлы активно растворяются в воде, другие – крайне плохо,
причину этого объясняет электрохимия. Электрохимические реакции –
это гетерогенные процессы, протекающие на границе раздела фаз. Они
характеризуются переносом заряда через границу раздела фаз (твердое
вещество – жидкость).
Если погрузить металлическую пластинку в водный раствор соли
этого же металла (рис. 14а), положительные ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются (рис. 14б) и некоторое количество
ионов переходит в раствор (рис. 14в). В результате этого перехода на
пластинке образуется избыток электронов, она заряжается отрицательно
(рис. 14г).
На границе раздела фаз возникает двойной электрический слой (избыток электронов на поверхности металла и слой положительно заряженных ионов, которые притягиваются к ним из раствора).
C повышением температуры и концентрации соли гидратная оболочка ионов разрушается. Ионы металла отбирают у металлической пластинки электроны, образуя атомы металла, которые становятся частью
кристаллической решетки. Этот процесс приводит к снижению числа
электронов и возникновению на пластинке положительного заряда. Между металлическим электродом MeТВ и раствором устанавливается состояние равновесия:
MeТВ + nH2O – zē
Me(H2O)nZ+
Между металлом и раствором возникает р а з н о с т ь п о т е н ц и а л о в (вследствие нарушения электронейтральности). Величина скачка
потенциала зависит от природы металла, температуры и концентрации
раствора. Основные понятия электрохимии приведены ниже.
106
Понятие
Электрод
Электродный потенциал
Стандартный электродный потенциал
Стандартный электрод сравнения, потенциал которого равен нулю (водородный
электродный
потенциал)
Стандартные электродные потенциалы
металлов, Е0
Значения Е0 некоторых металлов
Гальванический элемент
ЭДС
(электродвижущая сила)
Расчет ЭДС
Практическое значение
стандартных
электродных потенциалов
Окислительная способность ионов металлов
Определение понятия
Система, состоящая из электрического проводника и
раствора электролита, в который он погружен
Характеризует состояние равновесия электродного
процесса, определяемого разностью потенциалов на
границе металл – раствор
Потенциал электрода, измеренного при стандартных
условиях: 25 С (298 К), 101325 Па, концентрация
раствора 1 моль/л
Водородный электрод (изготовлен из губчатой платины и погруженный в раствор серной кислоты с активностью Н+, равной 1 моль/л; через этот раствор
пропускают водород под давлением 101325 Па, который адсорбируется платиной)
Определяют по отношению к стандартному водородному электродному потенциалу
Na+ + 1ē = Na
–2,89 B
+2
Mg + 2ē = Mg
–2,34 B
+3
Al + 3ē = Al
–1,67 B
+2
Zn + 2ē = Zn
–0,76 В
Sn+2 + 2ē = Sn
–0,14 B
+2
Cu + 2ē = Cu
+0,34 B
Состоит из двух электрод-металлов, опущенных в
растворы солей этих металлов: катода, на котором
происходит восстановление и анода – окисление.
Окислитель пространственно отделен от восстановителя и получает электроны от него по металлическому проводнику. Перемещение ионов осуществляется через «электролитный мостик», содержащий
раствор KCl.
Соответствует Е0 для редокс-системы (Ме+n/Ме).
Окисленная форма записывается в левой части, восстановленная – справа, например, Zn+2/Zn
ЭДС = Е0 с более положительным значением и
–Е0 с менее положительным значением. Если получается положительное значение ЭДС, то реакция
возможна.
1. Металлы с большим отрицательным значением Е0
вытесняют из раствором металлы с менее отрицательным или положительным значением Е0
2. Чем больше отрицательное значение Е0, тем сильнее восстановительные свойства металла
Чем больше положительное значение Е0, тем сильнее окислительные свойства ионов металлов
107
На рис. 15 представлены гальванический элемент и электрохимический ряд напряжения металлов в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов, который соответствует ряду активности металлов Н. Н. Бекетова, составленному по взаимному вытеснению металлов из растворов их солей. Расчет ЭДС гальванического элемента, представленного на рис. 15, показывает положительное значение:
0,43 – (–0,77) = 1,1 В.
Выполнение упражнений
Упражнение 6.10
Возможна ли реакция: Н2 + Sn+2 = 2H+ + Sn?
Ответ.
В приложении 9 указаны значения стандартных электродных потенциалов. Следует составить редокс-систему для окисленных и восстановленных форм водорода и олова:
E0(Sn+2/Sn) = –0,14;
E0(H+1/ H2) = 0.
ЭДС = 0 – (–0,14) = 0,14, значение ЭДС положительно, реакция
возможна.
Упражнение 6.11
Будет ли олово растворяться в воде?
Значение редокс-системы для олова дано в задании 6.10, а концентрация ионов водорода в воде равна 10–7 моль/ л, это соответствует
E0(H+1/H2) = –0,41.
ЭДС = –0,41 – (–0,14) = –0,27, реакция невозможна.
6 . 4 . Н а п р а в л е н и е о к и с л и т ел ь н о в о с с т а н о в ит ел ь н ы х р е а к ци й
Стандартный электродный потенциал позволяет установить направление окислительно-восстановительных реакций. Величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует
свойства окислителя и восстановителям, эти величины указаны в справочных таблицах. Например, чем выше Е0, тем более сильным окислителем являются ионы в высшей степени окисления и чем ниже значение
Е0, тем более сильным восстановителем являются ионы в низшей степени окисления.
Более подробно направления реакций рассмотрены в нижеприведенных заданиях.
108
Выполнение упражнений
Упражнение 6.12
Возможна ли реакция и какие продукты могут образоваться в результате этой реакции, если перманганат калия в кислой среде восстанавливается до ионов Мn+2: NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = ?
Ответ.
Очевидно, что марганец является в данной реакции окислителем,
проявляя с. о. +7, и восстанавливается до Mn+2 (в присутствии серной
кислоты образование соли сульфата марганца очевидно). Азот, степень
окисления которого +3, проявляет в этой реакции восстановительные
свойства, окисляясь до нитрата (с. о. +5). Дополнительные множители,
при которых число отданных электронов равно числу присоединенных,
– 2 и 5 (согласно уравнению электронного баланса, схема 6.7).
Схема 6.7
N
–3 0 +1 +2 +3 +4 +5
5
– 2ē
0
Mn
+2 +3 +4 +5 +6 +7
2
+ 5ē
После расстановки коэффициентов 2 и 5 перед формулами надо определить, сколько следует взять молекул серной кислоты, которая участвует в образовании солей – сульфата калия и сульфата марганца, а затем, определив, сколько атомов водорода и кислорода в левой части
уравнения, поставить коэффициент перед молекулой воды:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + К2SO4 + 3H2О
О возможности реакции в заданном направлении можно сделать
вывод на основании расчета ЭДС (значения Е0 – из приложения 9).
Е0 (MnO–4 / Mn+2)= +1,51 В,
Е0 (NO–2 / NO3–) = –0,94 В,
ЭДС = 1,51 – 0,94 = 0,57 В.
Реакция возможна.
109
Упражнение 6.13
Закончить уравнение реакции, если Mn+7 восстанавливается до
MnO2:
K2SO3 + KMnO4 + H2O = ?
Ответ.
По схеме 6.8 очевидно, что в присутствии сильного окислителя
(перманганата калия) сера проявляет восстановительные свойства и изменяет значение степени окисления до +6, что приводит к образованию
сульфата калия. При этом в водном растворе перманганата калия присутствуют гидроксид-ионы, следовательно, образуется КОН. Коэффициенты перед окислителем и восстановителем находят по методу электронного баланса.
Схема 6.8
S
–2 0 +2 +4 +6
3
– 2ē
Mn
0 +2 +3 +4 +5 +6 +7
2
+ 3ē
Уравнение реакции:
3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
6 . 5 . Э л е кт р ол и з . Ко р р о з и я м ет а л л о в
Сущность электролиза.
Прогнозирование его продуктов
Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
При электролизе происходит превращение электрической энергии в
химическую.
Если через расплав или раствор электролита пропустить постоянный электрический ток, то катионы будут двигаться к отрицательно заряженному электроду (катоду), а анионы – к положительно заряженному
электроду (аноду). На аноде идет процесс окисления, а на катоде – восстановления.
110
Алгоритм 6. Прогнозирование продуктов электролиза
1. Необходимо ориентироваться на электрохимический ряд металлов, рассматривая, какой катион (металла или водород воды) будет
легче восстанавливаться на катоде.
а) Если катион электролита в ряду напряжений находится после водорода, то на катоде идет восстановление только ионов металла.
б) Если катион электролита в ряду напряжений находится до алюминия (включительно), то на катоде идет восстановление воды.
в) Если катион находится в ряду напряжений между алюминием и
водородом, то на катоде одновременно восстанавливаются ионы металла
и молекулы воды.
2. При рассмотрении способности восстановительной способности
анионов следует ориентироваться на следующий ряд, в котором показано уменьшение восстановительной активности анионов (если анод
нерастворимый): I–, Br–, S2–, Cl–, OH–, SO42–, NO3–, F–.
Анионы бескислородных кислот (I–, Br–, S2–, Cl–) окисляются на
аноде, тогда как при электролизе растворов солей кислородосодержащих кислот на аноде идет окисление воды с выделением кислорода
(анионы кислородосодержащих кислот и фторид-ион остаются в растворе).
Электрод, на котором происходит окисление анионов электролита,
называется анодом; электрод, на котором происходит восстановление
катионов электролита, называется катодом.
Рассмотрим, как протекает электролиз расплава KCl.
(–) Катод: K+ + ē = K0
2
–
(+) Анод: 2Cl – 2ē = Cl2 1
___________________________________________
2KCl 2K + Cl2
Если проводят электролиз раствора солей, то восстанавливаются
молекулы воды. На катоде будет выделяться водород, а в растворе останутся гидроксид-ионы:
(–) Kатод: 2H2O + 2ē = H2 + 2OH–
Рассмотрим, например, электролиз раствора CuSO4. В растворе:
Cu , SO42–, H2O.
2+
(–) Kатод: H2O, Cu2+; Cu2+ + 2ē = Cu0
2
2–
+
(+) Aнод: H2O, SO4 ; 2H2O – 4ē = O2 + 4H 1
_____________________________________________________________________________
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + H2SO4
111
Электролиз очень широко применяется в промышленности для получения металлов, щелочей, для нанесения металлических покрытий. С
помощью электролиза можно окислить вещества, которые окислить химическим способом невозможно, например, ионы F–.
Решение задач и выполнение упражнений
на электролиз
Упражнение 6.14
Рассмотреть, как протекает электролиз расплава Al2O3.
Ответ.
(–) Катод: Al3+ + 3ē = Al0
(+) Анод: O2– – 2ē = O0
2
3
________________________________________________
2Al2O3 4Al + 3O2
Упражнение 6.15
Рассмотреть, как протекает электролиз раствора нитрата ртути (II).
Ответ.
(–) Kатод: H2O, Hg2+; Hg2+ + 2ē = Hg0
2
–
+
(+) Aнод: H2O, NO3 ; 2H2O – 4ē = O2 + 4H 1
_____________________________________________________________________________
2Hg(NO3)2 + 2H2O = 2Hg + O2 + 4HNO3
Упражнение 6.16
Рассмотреть, как протекает электролиз раствора гидроксида калия
(II).
Ответ.
(–) Kатод: H2O, K+;
(+) Aнод: H2O, OH–
2H2O + 2ē = H2 + 2OH–
4OH– – 4ē = O2 + 2H2O
2
1
_____________________________________________________________________________________
4H2O + 4OH– = 2H2 + O2 + 4OH– + 2H2O
2H2O = 2H2 + O2
112
Задача 6.17
Составьте суммарное уравнение электролиза раствора нитрата натрия и вычислите объемы газов, выделившихся при электролизе 10%-го
раствора массой 250 г, если после электролиза раствора массовая доля
соли увеличилась вдвое.
Решение.
Суммарное уравнение электролиза раствора нитрата натрия:
2H2O = 2H2 + O2
1. m в-ва (NaNO3)= 0,1 250 = 25 г;
2. m р-ра (NaNO3) после электролиза равна 25 : 0,2 = 125 г (массовая
доля соли в растворе увеличилась вдвое).
3. Находим массу воды, которая вступала в реакцию:
m(H2O)= 250 – 125 = 125 г;
4. Находим число молей воды, вступивших в реакцию:
(H2O) = 125 : 18 = 6,94 молей.
5. Определяем объемы кислорода и водорода. По уравнению кислорода получается в два раза меньше, согласно суммарному уравнению
электролиза:
V(H2) = 6,94 22,4 = 155,5 л.
V(О2) = (6,94/2) 22,4 = 77,73 л.
Ответ: суммарная реакция 2H2O = 2H2 + O2,
выделилось 155,5 л водорода и 77,73 л кислорода
Задача 6.18
Составьте суммарное уравнение электролиза воды в присутствии
небольшого количества сульфата натрия и вычислите массу воды, подвергающуюся электролизу, и объемы получившихся газов, если в ходе
него образовались газообразные вещества общим объемом 33,6 л.
Решение.
Уравнение электролиза воды:
2H2O = 2H2 + O2
113
1. Находим число молей воды, вступивших в реакцию:
(H2O) = 3,36/22,4 = 1,5 моль.
2. Поскольку получается 3 объема газов количеством 1,5 моль, то на
1 объем приходится (1,5/3) 0,5 моля. Исходя из уравнения следует, что
получается 0,5 молей кислорода, 1 моль водорода, при этом подвергается электролизу 1 моль воды:
V(H2) = 1 22,4 = 22,4 л,
V(О2) = 0,5 22,4 = 11,2 л.
3. m(H2O) = 18 1 = 18 г.
Ответ: 2H2O = 2H2 + O2
m(H2O) = 18 г,
V(H2) = 22,4 л,
V(О2) = 11,2 л
Упражнение 6.19 (для самостоятельной работы)
Составьте уравнения электролиза водных растворов солей: K3PO4,
MnI2, SnCl2, ZnSO4.
Виды и скорость коррозии. Защита от коррозии
Коррозией называют разрушение металлов в результате химического или электрохимического воздействия окружающей среды. Скорость
коррозии выражают либо через потерю массы образца в единицу времени на единицу площади поверхности, либо через уменьшение толщины
металла в единицу времени.
По механизму коррозионного процесса различают химическую и
электрохимическую коррозию. Х и м и ч е с к а я к о р р о з и я характерна
для сред, не проводящих электрический ток. В процессе химической
коррозии происходит прямое взаимодействие металла с окислителем.
Э л е к т р о х и м и ч е с к а я к о р р о з и я возникает в средах, обладающих
ионной проводимостью. В этом случае процесс коррозии является анодным растворением металла под влиянием катодного восстановления
окислителя. Наиболее распространенными окислителями в коррозионном процессе служат ионы водорода и молекулы кислорода.
Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с выделением водорода, или коррозией с водородной деполяризацией. В наиболее простом виде электродные процессы могут быть представлены уравнениями:
114
Ме – ne– Men+
2H+ + 2ē H2 (в кислых растворах)
Коррозия с выделением водорода возможна, если потенциал водородного электрода положительнее потенциала металла. Скорость коррозии в этом случае определяется скоростью реакции выделения водорода,
зависящей от природы металла и вида поверхности, на которой выделяется водород. Скорость коррозии зависит также и от температуры раствора, с которым реагирует металл.
Коррозия с участием кислорода называется коррозией с поглощением кислорода, или кислородной деполяризацией. В наиболее простом виде электродные процессы могут быть представлены уравнениями:
Ме – ne– Men+
O2 + 2H2O + 4ē 4OH– (в нейтральных и щелочных растворах)
В некоторых случаях скорость коррозии лимитируется анодными
реакциями. Обычно это наблюдается у металлов, способных к пассивации, таких, как алюминий, хром, никель, тантал и др. Пассивностью металла называют состояние повышенной коррозионной устойчивости,
вызываемое торможением анодного процесса. Пассивация обычно обусловлена образованием на поверхности металла защитных пленок. Например, железо не разрушается в холодной концентрированной серной
кислоте благодаря образованию на его поверхности прочной оксидной
пленки. Если освободить железную тару от кислоты, то в присутствии
влаги и кислорода начинается разрушение металла по уравнениям:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
4FeSO4 + O2 + 2H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + 2H2O
В нейтральной среде происходит образование р ж а в ч и н ы :
4Fe + 4O2 + 2H2O = 2(Fe2O3 H2O)
Чтобы избежать разрушения металлических конструкций, не следует допускать контакта различных металлов в присутствии воздуха и влаги. При контактах металлов в присутствии электролита (раствор кислоты, соли, природной воды, даже влажного воздуха) образуются гальванические элементы, в которых разрушаются более активные металлы. К
с т и м у л я т о р а м к о р р о з и и относят кислород, кислоты, высокую
температуру, высокую концентрацию электролитов, присутствие ионов
Fe3+, Cl–, CN– и т. д.
115
Коррозионные свойства металла можно изменить путем л е г и р о в а н и я , т. е. введения в состав сплава компонента, который обеспечивает снижение скорости или даже предотвращение коррозии. Такими компонентами являются хром, титан, вольфрам и др. К эффективному способу снижения скорости коррозии металла относится нанесение на металл защитных покрытий: силикатных, лакокрасочных, катодных и
анодных металлических. Анодное покрытие – это покрытие защищаемого металла более активным металлом; катодное – наоборот. Например,
цинковое покрытие железа – анодное, медное покрытие железа – катодное.
Коррозию можно замедлить, воздействуя на коррозионную среду:
уменьшая концентрацию окислителя или вводя специальные и н г и б и т о р ы (вещества, замедляющие коррозию).
Упражнения для самостоятельной работы
на виды и скорость коррозии
Упражнение 6.20
На основе электрохимического ряда напряжения и значений стандартных электродных потенциалов, которые приведены в этом ряду, установите, какие процессы происходят на аноде (окисление) и что происходит на катоде при водородной деполяризации компонента среды при
контакте алюминия с медью в присутствии соляной кислоты.
Ответ:
– Анод
Al0 – 3ē = Al3+
+ Катодный участок – медь
2H+ + 2ē H2
Упражнение 6.21
Запишите схему микрогальванического при коррозии алюминия с
кислородной деполяризацией в нейтральной среде.
Ответ:
– Анод
Al0 – 3ē = Al3+
+ Катодный участок – медь
O2 + 4ē + 2H2O = 4OH–
116
ТЕМА 7.
С КО Р О С Т Ь Х И М И Ч Е С К И Х Р Е А К Ц И Й .
П О Н Я Т И Е О К АТА Л И З Е .
П О Н Я Т И Е О РА В Н О В Е С И И
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ РЕАКЦИЙ
7 . 1 . Х и м и ч е с к и е р е а к ц и и и и х к л а с с и ф и ка ц и я
Химические реакции могут протекать в различных системах. Система это совокупность веществ. Часть системы, характеризующаяся
одинаковым физико-химическим составом, которая отделена от других
частей поверхностью раздела, называется фазой. Системы, состоящие из
одной фазы, называются о д н о р о д н ы м и , или г о м о г е н н ы м и . Системы, состоящие из двух или нескольких фаз, называются н е о д н о р о д н ы м и , или г е т е р о г е н н ы м и .
Общая классификация химических реакций дана в таблице 7.1.
Таблица 7.1
Классификация химических реакций
Типы реакций
по признакам
Фазовый
Характеристика реакций
Гомогенные реакции это химические реакции,
протекающие в однородных системах.
Гетерогенные реакции это реакции, протекающие в разнородных системах.
Стехиометрический Простые реакции одностадийные, многостадийные реакции (последовательные, параллельные и т. д.).
Термодинамический Обратимые реакции реакции, которые протекают в прямом и обратном направлениях.
Необратимые реакции реакции, которые протекают только в одном направлении.
По использованию Каталитические реакции реакции, которые
катализатора
протекают с участием катализатора.
Некаталитические реакции реакции, при которых не используют катализаторы.
117
Окончание таблицы 7.1
Типы реакций
по признакам
По тепловому
эффекту
Характеристика реакций
Экзотермические реакции реакции, в результате которых теплота выделяется.
Эндотермические реакции реакции, в результате которых теплота поглощается.
По изменению
Окислительно-восстановительные – реакции,
степени окисления
протекающие с изменением степени окисления.
Другие группы реакций (ионные реакции обмена и др.) протекают без изменения степени
окисления.
По характеру изме- Реакции соединения реакции, в которые встунений в структур- пают два или больше простых или сложных веных единицах
щества, в результате чего образуется одно
сложное вещество. Реакции разложения реакции, в которые вступает одно сложное вещество, в результате чего образуются два или несколько простых или сложных веществ. Реакции
замещения реакции, в которые вступает простое и сложное вещество, в результате образуются новое простое и новое сложное вещество.
Реакции обмена реакции, при которых происходит обмен ионами.
7 . 2 . С ко р о с т ь х и м и ч е с к и х р е а к ц и й
Учение о скорости химических реакций называется к и н е т и к о й .
Скорость химических реакций это количество вещества, вступающего в реакцию или образующееся в результате реакции за единицу
времени в единице объема системы.
Отношение числа молей вещества к объему реакционной смеси
(/V) называется молярной концентрацией: C = /V и выражается в
моль/л.
Скорость гомогенной реакции – это изменение молярной концентрации одного из участвующих в реакции веществ в единицу времени,
моль/(л с):
v
C
.
t
Скорость гетерогенной реакции – это изменение количества вещества, участвующего в реакции, за единицу времени на единице поверхности раздела фаз (S), моль/(с м2):
118
v
.
t S
Факторы, от которых зависит скорость реакций, представлены в
таблице 7.2.
Таблица 7.2
Факторы, определяющие скорость реакции
Тип химических реакций
гомогенные
гетерогенные
природа реагирующих веществ природа реагирующих веществ,
концентрация веществ, температура, присутствие катализатора
температура
величина поверхности раздела фаз:
с увеличением поверхности раздела
фаз скорость увеличивается
присутствия катализатора
скорости подвода реагирующих веществ к поверхности раздела фаз
концентрация реагирующих ве- скорости отвода от поверхности разществ
дела фаз продуктов реакции
Например, медленно идет образование бромоводорода из простых
веществ, быстро реагируют HCl и КOH.
Зависимость скорости реакции от концентрации выражают з а к о н о м д е й с т в у ю щ и х м а с с : скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. При составлении кинетического уравнения реакции следует соблюдать закон
действующих масс, для простых реакций порядок реакции (показатель
степени над квадратными скобками справа) равен стехиометрическим
коэффициентам.
Например, составим кинетическое уравнение для реакции
2NO + O2 = 2NO2:
v = k[NO]2 [O2],
где [ ] означают концентрации реагирующих веществ, k к о н с т а н т а
с к о р о с т и – коэффициент пропорциональности, постоянная величина
при данной температуре. Если концентрация реагирующих веществ равна 1 моль/л, то она равна скорости реакции. Константа не зависит от
концентрации, а зависит от природы веществ и температуры. Концентрации твердых веществ не учитываются при составлении кинетических
уравнений.
119
Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на 10 С скорость
большинства реакций увеличивается в 2 – 4 раза. Температурный коэффициент () показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции
при повышении температуры на каждые 10.
Решение задач
Задача 7.1
Дана реакция: 2NO + O2 = NO2. Вычислить начальную и текущую
скорость реакции, когда концентрация оксида азота (II) уменьшилась на
0,2 моль/л. Константа скорости и исходные концентрации равны:
k = 0,9 л2/(моль2с), [NO] = 1,6 моль/л, [O2] = 0,8 моль/л.
Решение.
Начальная скорость реакции v0 = k [NO]2 [O2] = 0,9 1,62 0,8 =
= 1,84. Текущая концентрация оксида азота (II) равна 1,4, поскольку исходная концентрация уменьшилась на 0,2. Тогда, исходя из уравнения
реакции, концентрация кислорода уменьшилась на 0,1 моль/л.
Текущая скорость реакции:
vт = k [NO]2 [O2] = 0,9 (1,6 0,2)2 (0,8 0,1) = 1,24 моль/(л с).
Ответ: начальная скорость реакции 1,84 моль/(л с),
текущая скорость реакции 1,24 моль/(л с)
Задача 7.2
Как изменяется скорость реакции 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O, если
увеличить давление в 2 раза?
Решение.
На основании уравнения реакции составляем кинетическое уравнение до уменьшения давления в системе:
v1 = k [NН3]4 [O2]5.
При увеличении давления в два раза объем уменьшается во столько
же раз. Концентрация реагирующих веществ возрастает также в два
раза. Кинетическое уравнение при этом принимает вид:
v2 = k (2 [NН3]4) (2 [О2])5 = k(512) [NН3]4 [О2]5.
Ответ: скорость реакции возрастет в 512 раз.
120
Задача 7.3 (для самостоятельной работы)
При 200 С реакция закончилась через 32 минуты. Через сколько
минут закончится реакция при 250 С, если температурный коэффициент = 4?
Рекомендации. Учитывайте, что в реакции могут участвовать только молекулы (называемые активными), энергия которых больше средней
энергии молекул на какую-то определенную величину. Эта избыточная
энергия (энергия активации) затрачивается на ослабление химических
связей. При повышении температуры увеличивается число активных
молекул, и скорость реакции увеличивается.
Задача 7.4
Как изменится скорость реакции при понижении температуры с
50 С до 10 С, если температурный коэффициент = 3?
Решение.
Обозначим скорость при начальной температуре через vT1, а при
конечной через vT2. Тогда:
vT2 = vT1(T2–T1)/10; vT2/vT1 = 3(10–50)/10 = 3–4 = 1/81.
Ответ: скорость реакции уменьшится в 81 раз.
Влияние катализатора на химические процессы
Катализатором называют вещество, которое увеличивает скорость
реакции, но при этом не расходуется.
Катализ это явление изменения скорости реакции в присутствии
катализатора.
Виды катализа:
а) г е т е р о г е н н ы й (гидрирование бензола, этилена в присутствии
никеля, образование аммиака из азота и водорода в присутствии железа);
б) г о м о г е н н ы й (разложение водного раствора пероксида водорода в присутствии ионов переходных металлов, присутствующих в растворе).
121
7 . 3 . Х и м и ч е с ко е р а в н о в е с и е
Понятие химического равновесия.
Принцип Ле Шателье
Состояние обратимой реакции, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Химическое равновесие является подвижным, направление смещения равновесия определяется п р и н ц и п о м Л е Ш а т е л ь е (1884 г.):
если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какоелибо внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону уменьшения этого воздействия.
В таблице 7.3 показаны типы воздействия на систему и соответствующие им направления смещения химического равновесия.
Таблица 7.3
Направление смещения равновесия
Направление смещения
равновесия
Влияние концентрации реаги- Равновесие смещается вправо (рерующих веществ: увеличение акции при которой исходные веконцентрации исходных веществ щества расходуются)
Из реакционной системы выво- Равновесие смещается вправо, в
дится один из продуктов реакции сторону образования этого вещества
Влияние температуры
При нагревании системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону
экзотермической реакции
Тип воздействия
Решение задач
Задача 7.5
Дана реакция: N2 (г) + 3H2 (г)
2NН3. Во сколько раз возрастет
скорость реакции при повышении давления в 3 раза? В скобках указано
агрегатное состояние вещества: г – газообразное.
Решение.
При повышении давления в три раза реакция смещается в сторону
уменьшения объема, т. е. образования аммиака. С уменьшением объема
концентрация возрастает также в три раза.
v = k [N2] [Н2]3 = k (3[N2]) (3[Н2])3 = 81k [N2] [Н2]3.
Ответ: скорость реакции возрастает в 81 раз.
122
Задача 7.6
В какую сторону сместится равновесие реакции при: а) увеличении
температуры, б) увеличении давления для следующей реакции:
2P (т) + Cl2 (г)
2PCl3 (г) + 574 кДж/моль?
В скобках указано агрегатное состояние вещества: т – твердое, г –
газообразное.
Решение.
По принципу Ле Шателье, увеличение температуры экзотермической реакции смещает равновесие в сторону реакции, в которой тепло
поглощается. Увеличение давления приводит к уменьшению объем газообразных веществ.
Ответ: а) в сторону реакции, при которой теплота поглощается, т. е. влево;
б) в сторону реакции, протекающей с уменьшением объема, т. е. влево
Задача 7.7
Концентрацию какого хлорида фосфора следует уменьшить, чтобы
повысить выход продукта: PCl5 (г) = Cl2(г) + PCl3 (г)?
В скобках указано агрегатное состояние вещества: г – газообразное.
Решение.
По принципу Ле Шателье, для повышения выхода надо удалять из
сферы реакции один из продуктов.
Ответ: следует уменьшить концентрацию PCl3.
7 . 4 . Те п л о в ы е э ф ф е к т ы р е а к ц и й
Раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты, называется
термохимией. Для экзотермических реакций Q > 0 (Q количество теплоты), для эндотермических Q < 0.
В термохимическом уравнении тепловой эффект реакции относится
к мольным количества веществ и продуктов реакцию.
Ниже рассматриваются задачи на вычисление тепловых эффектов
реакции.
123
Решение задач
Задача 7.8
Какое количество теплоты (Q) выделится при сгорании метана объемом 4,48 л (н. у.): CН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 878 кДж/моль?
Решение.
Термохимическое уравнение показывает, что при сгорании моля
метана образуется 878 кДж. Необходимо определить количество молей
метана в заданном объеме.
1. (CН4) = 4,48/22,4 = 0,2 моль.
2. Q = 0,2 моль 878 кДж/моль = 175,6 кДж.
Ответ: 175,6 кДж
Задача 7.9
При сгорании магния массой 1 г выделилось 25,05 кДж теплоты.
Какое количество теплоты выделится при образовании оксида магния
количеством вещества 1 моль?
Решение.
Уравнение реакции:
Mg + 0,5O2 = MgO
Определяем, какому количеству вещества соответствует масса магния 1 г:
(Mg) = 1/24 моль, M(Mg) = 24 г/моль, m(Mg) = 1 г.
Из уравнения следует, что оксида магния образовалось такое же количество. Тогда Q = 25,05 : 1/24 = 601,2 кДж.
Ответ: выделилось 601,2 кДж теплоты
124
ТЕМА 8.
М Е ТА Л Л Ы . Н Е М Е ТА Л Л Ы
8 . 1 . К л а с с и ф и ка ц и я п р о с т ы х в е щ е с т в .
П ол ож е н и е м е т а л л о в и н е м ет а л л о в
в п е р и о д и ч е с ко й с и с т ем е Д . И . М е н д ел е е в а
Все простые вещества подразделяются на м е т а л л ы и н е м е т а л л ы . Их классификация основана на различии в физических и химических свойствах. В простых веществах реализуются металлическая и ковалентные типы связей.
При подразделении простых веществ на металлы и неметаллы следует учитывать, по каким именно свойствам осуществляется эта классификация. Так, медь, серебро, золото по физическим свойствам (высокая
электропроводность) являются типичными металлами, а по химической
активности к типичным металлам не относятся. Деление веществ на металлы и неметаллы осуществляется на основе различий в строении их
атомов.
В таблице 8.1 показано, к каким семействам периодической системы относятся металлы и неметаллы, положения элементов в периодической системе в зависимости от того, какой заполняется слой (внешний
или предвнешний).
Таблица 8.1
Положение простых веществ в периодической системе
Д. И. Менделеева
Металлы: на внешнем электрон- Неметаллы: у большинства внешном слое 1–3 электрона
нем электронном слое 4–8 электронов
s*-, d-, f-элементы
Большинство р-элементов***
Некоторые р-элементы**
Благородные газы
* Кроме Н, Нe.
** Например, Sn, Pb, Bi, Pо.
*** Элементы Al, Ti, Ge, Ga, Sb, As, Te обладают двойственным характером, в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы, в
других как неметаллы.
125
8.2. Физические и химичес кие свойства
м ет а л л о в
Физические и химические свойства металлов рассмотрены в таблице 8.2. Физические свойства присущи макроскопическим количествам
вещества, тогда как химические определяются атомами, молекулами.
Таблица 8.2
Физические и химические свойства металлов
Физические свойства
Твердые вещества (исключение Hg)
Металлический блеск
Пластичность, упругость, твердость (К мягкий,
а Cr твердый)
Электропроводность, теплопроводность
Плотность ((Li) = 0,59 г/см3, (Os) = 22,48 г/см3)
и температура плавления (tпл(Hg) = 38,9 С,
tпл(W) = 3380 С) изменяются в широких пределах
Отношение к магнитным полям: ф е р р о м а г н е т и к и
(Fe, Ni, Co) способны намагничиваться, п а р а м а г н е т и к и (Cr, Al, Ni, почти все лантаноиды) имеют слабую
способность к намагничиванию, д и а м а г н е т и к и
(Cu, Bi, Sn) не притягиваются к магниту
Химические
свойства
Взаимодействуют
с неметаллами, кислотами, солями,
водой
В образующихся соединениях металлы проявляют только положительные значения степени окисления. Реакции металлов с кислотами
рассмотрены ранее. Во всех реакциях металлы отдают электроны. Их
восстановительные свойства различны и характеризуются положением в
электрохимическом ряду напряжений металлов.
Как рассмотрено в теме 6, если металл опущен в раствор его соли,
то на границе металл раствор возникает двойной электрический слой
разность потенциалов. Эту систему называют э л е к т р о д н ы м п о т е н ц и а л о м , обозначая Е0 с т а н д а р т н ы й э л е к т р о д н ы й п о т е н ц и а л с и с т е м ы Ме/Ме+n (C = 1 моль/л, 25 С).
Измеряя разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения (водородный электродный потенциал которого Е0 =
= 0), Н. Н. Бекетов составил ряд стандартных электродных потенциалов
в порядке уменьшения отрицательных значений. Чем больше отрицательное значение стандартного электродного потенциала, тем активнее
металл. О возможности и направлении окислительно-восстановительных
реакций (с учетом значений Е0) информация дана в теме 6.
126
Задачи и упражнения по химическим свойствам металлов приведены в разделе «Задачи и упражнения для самостоятельной работы и рекомендации к ним».
8 . 3 . С п о со б ы п олу ч е н и я м е т а л л о в .
Н а хож д е н и е м е т а л л о в в п р и р о д е
1. В свободном состоянии встречаются серебро, золото, ртуть, платина и другие металлы.
2. Большинство металлов встречаются в природе в виде соединений: оксид и сульфид меди (I), сульфид ртути, хлориды калия, натрия,
магния, карбонат кальция, карбонат магния, сульфат кальция.
3. Получают металлы в процессе восстановления их ионов (металлургический процесс):
а) п и р о м е т а л л у р г и я (действие высоких температур)
FeO + C = Fe + CO
Fe2O3 + 4CO = 3Fe + 4CO2
Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
WO3 + 3H2 = W + 3H2
б) активные металлы (щелочные и щелочноземельные) получают
э л е к т р о л и з о м (тема 6),
в) г и д р о м е т а л л у р г и я (растворение в кислоте природного соединения металла и вытеснение его из соли более активным металлом).
Например, карбонатные руды растворяют в серной кислоте и вытесняют
медь железом из раствора сульфата меди (II).
8 . 4 . С п л а в ы и и х п р и м е н е н и е в т ех н и ке
Сплавы вещества, проявляющие металлические свойства, состоящие из двух и более элементов, одним из которых обязательно является
металл.
Их получение основано на способности металлов в расплавленном
состоянии растворяться и смешиваться друг с другом. Например, есть
сплавы Au Ag, Ni Co, Ca Ni. Платина и палладий образуют твердые
растворы с железом, медью (в узлах решетки находятся различные атомы). При взаимном растворении металлов могут образоваться интерметаллические соединения, в которых проявляется не характерная для
взаимодействующих элементов валентность (Cu3Zn).
127
Применение сплавов в технике основано на получении материалов
с заранее заданными свойствами, более прочных, химически устойчивых
и т. д. Широко применяются сплавы: с т а л ь (сплав железа с углеродом),
л а т у н ь (сплав меди с цинком), б р о н з а (сплав меди с оловом),
д у р а л ю м и н (сплав алюминия с медью, с добавками марганца и магния).
8 . 5 . О б щ а я х а р а кт е р и с т и ка н ем ет а л л о в
Положение металлов в периодической системе рассмотрено в таблице 8.1. Элементы неметаллы образуют простые вещества, которые при
обычных условиях существуют в различных агрегатных состояниях.
Неметаллы проявляют свойства как окислителя, так и восстановителя,
таблица 8.3. В таблице 8.4 предложено самостоятельно закончить реакций неметаллов со сложными веществами.
Таблица 8.3
Соединения неметаллов в реакциях с простыми веществами
Неметаллы как окислители
С металлами образуют соединения:
Ca3N2, NaCl, MgS, FeCl3, Na3P,
Al3C4, CaC2
С водородом образуют соединения:
HCl, NH3, H2Se, PH3, SiH4, CH4, HBr,
H2S
C другими неметаллами образуют
соединения: P2S3, PCl3, CS2
Неметаллы как восстановители
С кислородом образуют оксиды:
SO2, NO, CO2, Cl2O5
С другими неметаллами образуют галогениды: SCl2, SF6
Таблица 8.4
Свойства неметаллов. Реакции со сложными веществами
Неметаллы как окислители
В реакциях диспропорционирования
S + NaOH = ?
Cl2 + H2O = ?
Cl2 + NaOH = ?
Cl2 + KOH (при нагревании) = ?
128
Неметаллы как восстановители
S + H2SO4 конц =
S + HNO3 разб =
S + HNO3 конц =
C + H2SO4 разб =
Упражнения для самостоятельной работы
Упражнение 8.1
Написать уравнения реакций взаимодействия неметаллов с простыми и сложными веществами, указать степень окисления исходных веществ и продуктов, расставить коэффициенты. Назвать полученные вещества.
Упражнение 8.2
Закончить уравнения реакций, приведенных в таблице 8.4 (обратите
внимание на рекомендации по прогнозированию продуктов реакций).
Рекомендации. При прогнозировании продуктов реакций со сложными веществами обратитесь к методике, рассмотренной в теме 6.
Предлагаемый способ прогнозирования продуктов реакции рассмотрим
на примере взаимодействия неметаллов с кислотами.
Например, серная кислота – сильный окислитель, в которой сера
имеет значение степени окисления +6. Как может осуществляться восстановление серы в серной кислоте и окисление свободной серы c образованием устойчивых соединений, показано на схеме 8.1.
Схема 8.1
S
–2 0 +2 +4 +6
+ 2ē
S+4
4ē
S+4
2 окислитель (восстанавливается)
1 восстановитель (окисляется)
Коэффициенты после черты 1 и 2 соответственно. Образуется три
моля диоксида серы (с. о. = +4), подсчет молей образовавшейся воды не
представляет затруднений, если обратить внимание на число атомов водорода в серной кислоте.
Продукты реакции взаимодействия серы с азотной кислотой зависят
от концентрации кислоты. Для разбавленной кислоты процесс восстановления азота со значением степени окисления +5 идет глубже (до NO),
тогда как для концентрированной кислоты – до NO2 (схема 8.2).
129
Схема 8.2
N
3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5
+ 3ē
NO
4 окислитель (восстанавливается)
S
2 0 +2 +4 +6
4ē
S+4
3 восстановитель (окисляется)
Коэффициенты перед окислителем и восстановителем найдены,
продуктами реакции являются оксид азота (II) и диоксид серы (IV).
Кроме того, образуется вода, и подсчет остальных коэффициентов не
представляет затруднения. Аналогично составьте схемы и расставьте коэффициенты для других реакций.
В процессе диспропорционирования серы и хлора, если эти элементы играют роль окислителя, то продукты окисления легко предсказать
(с. о. = –2 и –1 соответственно). Если же эти элементы играют роль восстановителя, то образуются продукты окисления с промежуточными положительными значениями степени окисления (сульфит и для хлора –
гипохлорит, хлорит или хлорат в зависимости от условий), взаимодействие Cl2 + KOH рассмотрено на схеме 8.3.
Схема 8.3
Cl
1 0 +1 +3 +5 +7
+ 1ē
Cl1
5 окислитель (восстанавливается)
5ē
Cl+5
1 восстановитель (окисляется)
Продуктами реакции (Cl2 + KOH) являются хлорид (KCl), хлорат
калия (KClO3) и вода. Всего в реакции, как следует из схемы 8.3, участвуют три моля Cl2. Когда прогнозирование продуктов окислительновосстановительных реакций будет представлять затруднение, надо использовать значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для редокс-систем (окислительно-восстановительных систем)
(приложение 9) и составить уравнения реакции.
130
131
8 . 6 . Х и м и я эл ем е н т о в . М е т а л л ы
132
133
134
Азот и его соединения
8 . 7 . Х и м и я н ем е т а л л о в
135
136
137
138
139
140
Сера и ее соединения. Кислород
141
142
Галогены и их соединения
143
З А Д АЧ И И У П РА ЖН Е Н И Я
Д Л Я СА М О С Т ОЯ Т Е Л Ь Н О Й РА Б О Т Ы
И Р Е КО М Е Н Д А Ц И И К Н И М
При решении задач следует использовать информацию раздела
«Приложения». Ответы на задачи даны в следующем разделе.
1 . О с н о в н ы е з а ко н ы и п о н я т ия х и м и и
1. Вычислить массовую долю более тяжелого газа в смеси, состоящей из хлороводорода и бромоводорода и имеющей плотность 3,139 г/л
при 110 кПа и –20 С.
По формуле (1.9) рассчитываем Мср, приняв объемную долю бромоводорода за х, а хлороводорода за (1 х). Затем находим массовую долю
бромоводорода:
(HBr)
M (HBr) (HBr)
.
М ср
2. Смешали 9 объемов неона и 1 объем азота. Во сколько раз изменится плотность смеси, если увеличить объемную долю азота в 9 раз?
Находим суммарный объем, который составляет Vсум = 1VN2 + 9VNe =
= 10V; объемные доли газов соответственно равны их молярным долям:
для азота 0,1 и неона 0,9. Рассчитываем Мср (1). При увеличении объемной доли азота в 9 раз объемная доля его составит 0,9. Тогда объемная
доля неона уменьшится. Затем рассчитываем Мср (2) и находим отношение Мср (2) к Мср (1).
3. При сжигании фосфора получен оксид с содержанием фосфора
56,3 %. Плотность паров его по воздуху составляет 3,793. Установить
формулу полученного оксида фосфора.
Пример решения подобной задачи есть в теме 1.
144
4. Какой объем кислорода был израсходован на сжигание 1000 л
смеси, содержащей 75 % метана (по объему), 15 % этана и остальное
этилена?
Объемы каждого из газов составляют: метан 750 л; этан 150 л и
этилен 100 л. Согласно уравнениям реакций:
СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
C2H6 + 3,5O2 = 2CO2 + 3H2O
C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O
находим количество кислорода исходя из количеств метана, этана и этилена по формулам:
V
750
, где (СН 4 )
33,48 моль;
Vm
22,4
(С 2 Н 6 )
150
100
6,70 моль; ν(С 2 Н 4 )
4,46 моль.
22,4
22,4
Отсюда суммарное количество кислорода составляет
ν(O 2 ) 33,48 2 6,70 3,5 4,46 3 103,79 моль.
Затем рассчитываем объем кислорода.
5. Рассчитайте теоретически необходимый объем воздуха (н. у.) для
полного сжигания 5,24 г смеси этанола с бензолом, взятых в отношении
4 : 1.
Запишем уравнения реакций:
C6H6 + 7,5O2 = 6CO2 + 3H2O
C2H6O + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
Находим массы этанола и бензола: m(C2H6О) = 5,24 0,8 = 4,192 г,
где 0,8 – массовая доля этанола в смеси; m(С6Н6) = 5,24 4,192 = 1,048 г.
Находим количества этанола, бензола и кислорода, а также объем кислорода. Для нахождения объема воздуха выполняем расчет с учетом
содержания кислорода в воздухе 21 %: Vвозд = VО2 : 0,21.
145
6. Сколько кубических метров водяного газа (Н2, СО) можно получить при 127 С и 84,04 кПа из 1 т угля, содержащего 4 % примесей?
Находим массу и количество углерода.
Исходя из уравнения реакции С + Н2О = СО + Н2 рассчитать количество водяного газа, учитывая, из 1 моль углерода образуется 2 моль
водяного газа (1 моль СО и 1 моль Н2). После чего находим его объем.
7. Из 1 кг мрамора, содержащего 90 % карбоната кальция, было получено 136,5 л СО2 (н. у.). Найти выход углекислого газа.
Сначала определяем массу карбоната кальция в мраморе, затем количество карбоната кальция, количество углекислого газа исходя из
уравнения реакции СаСО3 = СаО + СО2. Находим теоретически возможный объем углекислого газа.
mпрак
Выход определяют
100 .
mтеор
8. Во сколько раз хлор тяжелее воздуха?
Для решения следует применить определения относительной плотности газа по воздуху.
9. Какова масса 1 л фтора (н. у.)?
Для решения задачи надо использовать формулы темы 1.
10. Рассчитайте массу фосфида кальция, в котором содержится
столько же атомов фосфора, сколько их в 1,42 г оксида фосфора (V). Какое количество атомов фосфора содержится в этой массе оксида фосфора?
Находим количество вещества оксида фосфора (V):
1,42 г
0,01 моль .
142 г/моль
Так как на 1 моль Са3Р2 приходится 2 моль фосфора, как и в Р2О5,
масса фосфида кальция будет соответственно равна:
m = 0,01 моль 182 г/моль = 1,82 г.
146
Количество вещества Са3Р2 равно 0,01 моль, а количество моль
атомов фосфора составляет 0,02 моль. Таким образом, исходя из формулы (1.2) находим количество атомов:
N = 0,02 6,02 1023 = 1,204 1022 атомов.
11. В некоторой порции пентагидрата сульфата меди содержится
0,25 моль Н2О. Вычислить массу этой порции кристаллогидрата.
Находим по формуле кристаллогидрата сульфата меди CuSO45H2O,
что на 1 моль сульфата меди приходится 5 моль воды. Следовательно, на
0,25 моль воды сульфата меди приходится 0,05 моль.
М(CuSO45H2O) = 250 г/моль, отсюда масса равна:
m(CuSO45H2O) = 250 г/моль 0,05 моль = 1,25 г.
12. Массовая доля цинка в сплаве с железом составляет 85 %. Какой
объем (н. у.) водорода выделится при взаимодействии 14 г сплава с избытком хлористоводородной кислоты?
Вычисляем массы цинка и железа в 14 г сплава:
m(Zn) = 14 0,85 = 11,9 г,
m(Fe) = 14 0,15 = 2,1 г
и находим количества веществ цинка и железа:
(Zn) = 11,9 г : 65 г/моль = 0,183 моль;
(Fe) = 2,1 г : 56 г/моль = 0,0375 моль;
(Н2) = 0,183 + 0,0375 = 0,2205 моль.
По уравнениям реакции:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
находим объем водорода.
13. В 1 кг раствора находится смесь нитрата калия, хлорида аммония и фосфата натрия общей массой 70 г. При обработке 100 г такого
раствора разбавленным раствором щелочи выделилось 448 мл газа
(н. у.). При обработке 10 г исходного раствора избытком нитрата серебра выделилось 1,544 г осадка. Вычислить массовые доли этих солей в
исходном растворе.
147
При взаимодействии исходного раствора со щелочью хлорид аммония реагирует по следующей реакции:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O,
в результате которой выделяется газ – аммиак. Находим количество аммиака по формуле (1.5):
NH 3
0,448 л
0,02 моль;
22,4 л/моль
NH 4 Cl 0,02 моль;
mNH 4 Cl 0,02 моль 53,5 г/моль 1,07 г.
На 1 кг раствора приходится 10,7 г NH4Cl. Рассчитываем массовую
долю хлорида аммония:
10,7 г
mвещества
100 1,07 %.
100, (NH 4 Cl)
1000 г(раствора)
mраствора
При обработке нитратом серебра протекают следующие реакции:
NH4Cl + AgNO3 = NH4NO3 + AgCl
Na3PO4 + 3AgNO3 = 3NaNO3 + Ag3PO4
Количество вещества хлорида аммония в 10 г исходного раствора
составляет 0,002 моль. Такое же количество хлорида серебра образуется
(0,002 моль), и это составляет массу: m(AgCl) = 0,002 моль 143 г/моль =
= 0,286 г.
Масса фосфата серебра равна: m(Ag3PO4)=1,544 0,286 = 1,258 г.
Находим количество вещества фосфата серебра:
(Ag 3 PO 4 )
1,258 г
0,003 моль;
419 г/моль
(Na 3 PO 3 ) 0,003 моль;
m(Na 3 PO 4 ) 0,003 моль 164 г/моль 0,492 г.
148
На 1 кг раствора масса фосфата натрия составляет 49,2 г, находим
его массовую долю:
(Na 3 PO 4 )
49,2 г
100 4,92 %.
1000 г(раствора)
Вычисляем массу нитрата калия:
m(KNO3) = 70 (49,2 + 10,7) = 10,1 г,
находим массовую долю по формуле (1.8).
14. При обработке смеси фосфида магния и фосфида бария разбавленной серной кислотой выделился газ объемом 1,792 л (н. у.) и образовался осадок массой 6,99 г. Вычислить количества этих фосфидов в смеси.
При обработке фосфидов разбавленной серной кислотой протекают
следующие реакции:
Mg3P2 + 3H2SO4 = 3MgSO4 + 2PH3 (1)
Ba3P2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2PH3 (2)
Вначале определяем количество вещества сульфата:
(BaSO 4 )
νРН 3
6,99 г
0,03 моль;
233 г/моль
0,03 2
0,02 моль.
3
По уравнению (2) объем фосфина составляет:
V(PH3) = 0,02 моль 22,4 л/моль = 0,448 л.
Объем фосфина по уравнению (1) равен:
V(PH3) = 1,792 0,448 = 1,344 л.
Вычисляем количество веществ фосфина и фосфидов в смеси:
149
(PH 3 )
1,344 л
0,06 моль;
22,4 л/моль
ν(Mg 3 P2 ) 0,06 : 2 0,03 моль;
ν(Ba 3P2 ) 0,02 : 2 0,01 моль.
15. Смешали 2,5 л оксида серы (IV) и 5,5 л сероводорода. Объемы
обоих газов были измерены при 100 С и 95,0 кПа. Вычислить массы образовавшихся твердых веществ.
Сероводород и оксид серы (IV) взаимодействуют между собой по
уравнению:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Находим количества веществ газов и серы, выпавшей в осадок:
PV 0,95 10 5 5,5 10 3
(Н 2S)
0,17 моль;
RT
8,314 373
(SO 2 )
PV 0,95 10 5 2,5 10 3
0,08 моль;
RT
8,314 373
(S) 2(H 2S) (SO 2 ) 0,17 2 0,08 0,42 моль.
Рассчитываем массу серы.
16. При окислении 16,6 г сульфита щелочного металла избытком
KMnO4 в нейтральной среде образовалось 6,09 г осадка. Установить, какой металл был в составе сульфита.
Реакция окисления сульфита щелочного металла перманганатом калия в нейтральной среде протекает по следующему уравнению:
3Me2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Me2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
В осадок выпадает диоксид марганца, поэтому сначала определяем
количество вещества диоксида марганца. Затем находим количество ве150
щества сульфита щелочного металла по уравнению реакции и наконец
определяем молярную массу сульфита металла и металла:
ν(MnO)
6,09 г
0,07 моль;
86,9 г/моль
ν(Me 2SO 3 ) 0,07 1,5 0,105 моль;
М (Me 2SO 3 )
М Ме
16,6 г
158,1 г/моль;
0,105 моль
158,1 80
39 г/моль.
2
80 г/моль – молярная масса сульфит-иона SO32.
М(Ме) = 39 г/моль – определите, какому веществу соответствует.
17. Газообразный оксид серы при 60 С и 90 кПа имеет плотность
2,08 г/л. Установить его формулу.
Для решения задачи воспользуйтесь формулами темы 1.
2 . П е р и о д и ч е с ка я с и с т ем а . С т р о е н и е а т ом а
При работе над вопросами этой темы воспользуйтесь материалом темы 2.
18. Элемент образует высший оксид состава ЭО3. С водородом этот
элемент образует летучее соединение, массовая доля водорода в котором
составляет 5,88 %. Рассчитайте относительную массу элемента и назовите его.
19. Какой элемент пятого периода периодической системы
Д. И. Менделеева является наиболее типичным неметаллом? Почему?
20. Почему щелочные металлы являются типичными металлами, а
галогены – типичными неметаллами?
151
21. Почему галогены – фтор, хлор, бром, астат – обладают сходными свойствами?
22. Сколько неспаренных электронов имеет атом азота?
23. Какой элемент 6 периода является самым активным неметаллом,
какой элемент VI группы является самым активным неметаллом и какой
элемент 5 периода является самым активным металлом?
24. В каких группах все элементы металлы?
25. По положению элемента в периодической системе определите,
какой элемент является более электроотрицательным:
а) иод или бром;
б) фосфор или висмут;
в) олово или иод.
26. Сколько неспаренных электронов находится на внешнем энергетическом уровне в атоме фосфора, назовите квантовые числа этих электронов, рис. 4.
27. По какому принципу осуществляется заполнение электронных
орбиталей атомов?
28. Почему число неспаренных электронов в атоме фосфора может
быть 1, 3, 5, т. е. равно нечетным числам от 1 до 5 (5 – номер группы, в
которой он находится), а число неспаренных электронов у атома хлора
может быть равно 1, 3, 5, 7 (7 – номер группы, в которой он находится)?
29. Какой порядковый номер имеет элемент с электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня 7s 2 5f 146d 6 ?
30. В какой группе будет находиться элемент со следующей электронной конфигурацией внешнего уровня: 7s 2 5f 146d 10?
152
31. У какого элемента электроны внешнего энергетического уровня
можно охарактеризовать следующими квантовыми числами (см. табл.
ниже)?
Электроны
Квантовые
числа
n
l
ml
ms
1
3
0
0
+1/2
2
3
0
0
+1/2
3
3
1
–1
+1/2
32. Как изменяется способность принимать электроны в следующем
ряду: O, S, Se, Te?
33. Сравните, где более сильное основание:
а) гидроксид натрия или гидроксид цезия;
б) гидроксид магния или гидроксид бария.
34. Почему снижается прочность следующих водородных соединений: NH3, PH3, SbH3, BiH3?
35. Напишите формулы водородных соединений р-элементов второго периода.
36. Напишите оксиды хрома со значение степени окисления +2, +3, +6
и гидроксиды с этими значениями степеней окисления соответствующего
характера.
Рекомендации к составлению формул кислотных гидроксидов
Формулы кислот элементов 3–4 периодов можно вывести по алгоритму НхЭОy, где х – число атомов водорода, которое получается по известной формуле 8 – N (N – номер группы). Далее для значения степени
окисления +6 находим y (y = x + n/2, n – степень окисления).
37. Почему кислоты р-элементов второго периода существуют
только в метаформе, а для кислот пятого периода характерны гидратированные формы?
153
38. Составьте формулы ортотеллуровой и ортоиодной кислот.
Рекомендации к составлению формул ортокислот 5 периода
С увеличением радиуса центрального атома возрастает возможность гидратации кислот. Воспользуемся видоизмененным алгоритмом
Нх + hЭОy, где х – число атомов водорода, а h – число атомов водорода в
молекулах воды, участвующих в образовании ортоформы кислоты (для
мезоформы оно равно 2, а для ортоформы равно 4). Далее для значений
степени окисления +6 и +7 соответственно находим y = [(x + h)+ n]/2.
Структурные формулы этих кислот:
НО
Н
O
HO
HO
Te
HO
O
НО
ортотеллуровая
кислота
O
O
O
I
HO
HO
OH
Te
OH
O
ОН
ортойодная
кислота
O
OH
HO
I
HO
ОН
мезойодная
кислота
Te
O
HO H
HO
O
HO H
O
ОН
HO
HO
I
O
метайодная
кислота
HO
ОН
ОН
Н
метателлуровая
кислота
HO
ОН
Te
HO
HO
ОН
HO
+ 2HO
I
O
2
H IO6
5
OH
O
154
3 . Х и м и ч е с ка я с в я з ь . С т р о е н и е в е щ е с т в а .
В а л е н т н ы е в о зм ож н о с т и а т ом о в .
Ги б р и д и з а ц и я э л е к т р о н н ы х о р б ит а л е й
39. Установите типы химических связей в соединениях Н3РО4,
КН2РО4, Р2О5, HNO3, Al(NO3)3, графические формулы которых показаны
на рисунках ниже.
Рекомендации к составлению графических формул солей и кислот
Графическая формула кислородосодержащей кислоты записывается
так, чтобы атомы водорода соединялись с центральным атомом через
атомы кислорода, тогда соли кислот можно рассматривать как продукты
замещения атомов водорода на атом металла (с учетом валентности металла), а оксиды можно получить удаляя молекулы воды.
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Н
O
Р
Р
O
O
Н
O
Н
O
К
O
O
O
O
Р
- 2 Н2О
Р
Р
O
O Р
O
O
Аналогично следует представить графическую формулу азотной
кислоты и ее соли:
155
O
H
O
N
O
H
O
N
O
H
O
N
O
O
O
O
O
Fe
N
N
O
O
O
O
O
O
H
N
O
O
N
O
O
Al(NO3)3 получается замещением этих трех атомов на атом алюминия.
При установлении типа химической связи обратите внимание на
различную электроотрицательность атомов.
40. Рассмотрите тип гибридизации в молекуле азотной кислоты
(рис. ниже). Стрелкой в молекуле показана высоко полярная донорноакцепторная связь (донор – атом азота, акцептор – атом кислорода;
предполагается, что в атоме кислорода высвобождается вакантная орбиталь).
H
O
O
H
N
O
N
O
O
O
Схема -связей представлена тремя гибридными sp2-орбиталями,
одна из которых содержит неподеленную пару электронов. Эта орбиталь
перекрывается с р-орбиталью атома кислорода. Ниже представлена схема -связей, которая образована перекрыванием р-орбиталей атома азота
и кислорода:
+
или Н–О–N=О
О–
O
H
O
N
O
156
В алгоритме 1 а + [(N – а) – k]/2 для соединений с донорноакцепторными связями надо учитывать, что от атома донора электрон
переходит на орбиталь атома акцептора. Поэтому получается дробное
число: 3 + [(5 – 3) – 1]/2 = 3,5 (таким образом, связь образуется за счет
неподеленной пары донора, атома азота, при этом предполагается, что
один электрон переходит на вакантную орбиталь акцептора, ОЭП).
Объясните причину сильно выраженных кислотных свойств азотной кислоты и ее окислительных свойств.
41. Рассмотрите образование донорно-акцепторных связей в ионах
NH4 и РО4+.
+
По алгоритму 1 находим: 4 + [(5 – 4)]/2 = 4,5. Центральные атомы
находятся в sp3-гибридном состоянии, одна из связей N–H и Р–О образована по донорно-акцепторному механизму за счет электронов атомадонора.
При вычислении числа гибридных орбиталей центрального атома –
акцептора электронов получается также дробное число, но со знаком
минус.
Определите валентность азота в этом соединении и напишите графические формулы этих ионов.
42. Рассмотрите вид гибридизации в молекуле азотистой кислоты
НNO2.
Число гибридных орбиталей = а + [(N – a) – k]/2, где а = 2 (азот связан с двумя атомами кислорода), N – номер группы, в которой находится
азот, k = 1 (число электронов, которые участвуют в образовании связи). Следовательно, 2 + [(5 – 2) – 1]/2 = 3.
Две гибридные орбитали участвуют в образовании связи с кислородом, а одна sp2-гибридная орбиталь содержит неподеленную пару электронов. Однако для азотистой кислоты существуют две таутомерные
формы, которые объясняют свойства азотистой кислоты и ее солей. Ниже представлены таутомерные формы азотистой кислоты и схема связей в этих ее формах.
157
H
N
O
H
O
N
.O
...
..
O
H
H
O
N
N
O
O
..
O
Используйте изложенную выше информацию для объяснения различия в свойствах нитритов, например, нитрита натрия и нитрита свинца, дайте характеристику связям:
Na
O
N
Pb
O
.O
...
N ..
O
Какой из этих нитритов является более устойчивым?
43. Напишите графические формулы серной кислоты и сульфата
железа (III), хлорной кислоты и оксида хлора (VII), воспользуйтесь рекомендациями задачи 39. Определите валентность серы и хлора в этих
соединениях.
Поскольку по формуле х = 8 – N можно узнать число электронов,
которые присоединяют р-элементы от других атомов (– с. о.) и число
атомов водорода в кислородосодержащих кислотах 3–4 периодов, а также число мостиковых связей между структурными единицами вещества,
дайте объяснение, почему оксид хлора (VII) – газ, а оксид серы (VI) дает
различные модификации, приводящие к цепной структуре (SO3)n.
На основе информации о строении определите вид гибридизации по
алгоритму 2 и число мостиковых связей Cl2O7 и SO3, составьте графические формулы этих соединений.
Число гибридных орбиталей равно 3 + [(7 – 3) – 2]/2 = 4 в первом
соединении и 3 + [(6 – 3) – 3]/2 = 3 во втором соединении. Число мостиковых связей (8 – 7) для оксида хлора (VII) равно 1, и он существует
только в газообразном состоянии, легко реагируя с водой с образованием хлорной кислоты.
158
Возможность образования двух мостиковых связей (8 – 6) обусловливает существование этого соединения в виде различных модификаций: трехмерных молекул (SO3)3 или зигзагообразных цепей за счет полимеризации путем разрыва -связи:
O
O
S
O
O
S
O
O
O
O
S
O
S
O
O
Поскольку число мостиковых связей не должно превышать 8 – N,
для кремния возможно образование различного числа связей с другими
структурными единицами, но их максимальное число будет не более четырех. Рассмотрите вид гибридизации в SiO2 и установите, за счет разрыва каких связей в нем возможно образование различных модификаций
диоксида кремния. Почему структурной единицей подавляющего большинства соединений кремния со значением степени окисления +4 являются тетраэдры? Ниже показан один из способов сочетания друг с другом SiO4-тетраэдров в кристаллической решетке кремнезема. Установите
число мостиковых связей между тетраэдрами в нем.
Si
O
O
O
Si O
Si
O
Si
O
Si
O
O
Si O
Si
44. Напишите графическую формулу ортокремневой кислоты и
продукта ее полимеризации, содержащего группировки –О Si (ОН)2– .
Число атомов водорода определите по формуле 8 – N, где N – номер
группы.
45. На основании графической формулы Р2О5 по алгоритму 2 следует, что фосфор находится в sp2-гибридном состоянии. Однако в его летучей модификации в узлах кристаллической решетки содержатся молекулы Р4Н10, которые образованы за счет разрыва одной -связи Р=О. Установите, в каком состоянии гибридизации находится фосфор в этих
структурах.
159
46. Сколько мостиковых связей образуют тетраэдры РО4 в полимерных модификациях Р2О5?
При составлении графических формул кислородосодержащих кислот следует учитывать основность (число атомов водорода) кислоты,
определяемую числом подвижных атомов водорода. Составьте графические формулы кислот фосфора, в которых значение степени окисления
равно нечетным числам от 1 до 5.
Число атомов водорода определите как 8 – N, где N = 5. Формулы
вывести по алгоритму НхРОy. При этом учитывайте основность кислот:
одноосновная, двухосновная и трехосновная Н[PO2H2], H2[PO2H], H3PO4,
соответственно.
4 . К л а с с ы н е о р г а н и ч е с к и х со ед и н е н и й
47. Составить все возможные формулы кислородосодержащих кислот для йода и фосфора.
Для выполнения задания используйте таблицу 4.3.
48. Составьте графические формулы следующих солей: Al2S3,
AlOHCl2, Al(OH)2Cl, Al2(SO4)3, FeHPO4, BaSO3, Mg2(OH)2CO3.
49. Напишите уравнения реакций образования кислых солей:
KOH + H2SO3 =
KOH + H3PO3 =
Ca(OH)2 + H3PO4 =
NaOH + H2S =
KOH + CO2 =
Ba(OH)2 + H2SO4 =
50. Напишите уравнения реакций образования основных солей:
Al(OH)3 + HNO3 =
Bi(OH)3 + HNO3 =
Mg(OH)2 + HCl =
Fe(OH)3 + H2SO4 =
Cu(OH)2 + HNO3 =
Al(OH)3 + H2SO4 =
51. Переведите в средние следующие соли: NaHCO3, ZnOHCl,
Bi(OH)2NO3, Ca(HCO3)2, Mg(HSO3)2. Напишите уравнения реакций.
52. Могут ли одновременно находиться в растворе следующие вещества: CuSO4 и BaCl2, Ca(OH)2 и CO2, KOH и H3PO4, KNO3 и CaCl2,
NaOH и Na2HPO4, MgOHCl и KOH? Ответ поясните.
160
53. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:
Zn ZnSO4 Zn(OH)2 ZnCl2 ZnCO3 ZnO Na2ZnO2.
54. Какие оксиды можно получить при разложении следующих веществ: Fe(OH)3, Pb(NO3)2, H2SiO3, H2SO4?
55. Укажите заряд кислотных остатков, входящих в состав следующих солей: Al2S3, KMnO4, AlPO4, Fe(NO3)3, Ca(H2PO4)2, K2Cr2O7.
56. Составьте графические формулы кальциевых солей фосфористой кислоты.
5 . Ра с т в о р ы
57. Из насыщенного при 60 С раствора нитрата калия при охлаждении до 10 С выкристаллизовалось 3 кг соли. Сколько килограммов
воды и соли было в исходном растворе? Растворимость KNO3 при
60 С – 1100 г/л; при 20 С – 150 г/л.
58. Сколько граммов воды потребуется для получения насыщенного
при 10 С раствора нитрата серебра, если имеется 255 г соли?
59. К 3 кг насыщенного при 40 С раствора нитрата калия добавили
2 кг воды. При какой температуре полученный раствор будет насыщенным?
60. Определите массовую долю (в %) аммиака в растворе, полученном при растворении 112 л аммиака (н. у.) в 315 мл воды.
61. К 300 мл 40%-го раствора HNO3 ( = 1,25 г/мл) прилили 125 мл
воды. Определите массовую долю (в %) азотной кислоты в полученном
растворе.
62. 300 г раствора HCl нейтрализованы гидроксидом натрия. Раствор образовавшегося хлорида натрия выпарен, масса сухой соли оказалась равной 117 г. Определите массовую долю (в %) HCl в растворе.
161
63. Какой объем 37%-го раствора хлористоводородной кислоты
( = 1,19 г/мл) потребуется для приготовления 1,5 л 0,2М раствора?
64. 50 г раствора серной кислоты при взаимодействии с избытком
хлорида бария в растворе дали в осадке 23,3 г сульфата бария. Определите массовую долю (в %) серной кислоты в растворе.
65. Хлороводород, полученный при действии избытка серной кислоты на 29,25 г хлорида натрия, пропущен через 250 мл 2,5М раствора
гидроксида натрия. Какую реакцию на лакмус покажет полученный раствор? Сколько граммов соли образуется?
66. К 10 мл раствора серной кислоты прилили 18 мл раствора КОН
концентрацией 0,1 моль/л. Для достижения нейтральной реакции пришлось прилить еще 4 мл хлористоводородной кислоты концентрацией
0,1 моль/л. Сколько граммов серной кислоты содержалось в 1 мл испытуемого раствора?
67. 1 л 10%-го раствора КОН ( = 1,09 г/мл) смешали с 0,5 л 10%-го
раствора HCl ( = 1,05 г/мл). Определите массовые доли (в %) веществ,
содержащихся в полученном растворе. Рассчитайте их молярные концентрации в растворе.
68. В 1 л раствора содержится 1 моль хлорида кальция, степень диссоциации которого 75 %. Сколько граммов электролита диссоциировано
на ионы?
69. Сколько частиц (ионов и недиссоциированных молекул) содержится в 0,01М растворе гидроксида аммония, константа диссоциации
которого 1,77 105?
70. Определите молярную концентрацию хлорида меди (II), в котором концентрация ионов хлора равна 0,8 моль/л.
71. Определите рН 1М раствора азотной кислоты, в котором степень
диссоциации кислоты равна 0,82.
162
72. Определите рН 0,74%-го раствора гидроксида кальция Са(ОН)2,
считая диссоциацию полной. Плотность раствора 1,00 г/см3.
73. Какова масса накипи, которая образуется в паровом котле объемом 1 м3, если концентрация Са2+ 600 мг/л?
74. Для перевода в среднюю соль 288 г хлорида гидроксожелеза
(III) обработали 36,5%-й хлористоводородной кислотой ( = 1,185 г/см3).
Сколько миллилитров кислоты потребовалось?
75. Смешали 115 г гидросульфата аммония с массовой долей 10 % и
50 г раствора аммиака с массовой долей 8,4 %. Определите массовую
долю соли в полученном растворе.
76. К 150 мл 10,6%-го раствора хлорида кальция плотностью
1,05 г/см3 добавили 30 мл 38,55%-го раствора карбоната натрия плотностью 1,1 г/см3. Определить массовую долю (в %) хлорида натрия в растворе после отделения осадка.
6 . Э л е кт р ох и м и я .
О к и с л и т ел ь н о - в о с с т а н о в ит ел ь н ы е р е а к ц и и .
Э л е кт р о х и м и ч е с к и й р я д н а п р я ж е н и я м ет а л л о в .
Э л е кт р ол и з . Ко р р о з и я м ет а л л о в
I. Окислительно-восстановительные реакции.
Прогнозирование продуктов реакции
Рекомендации
Ниже на рисунке рассмотрены соединения галогенов и указаны
значения электродных потенциалов для редокс-систем (окислительной и
восстановительной формы элемента). Приведены некоторые окислительно-восстановительные реакции и рассчитаны значения ЭДС.
163
0,40
CI
-
CI2
1,36
Br
HCIO3
HCIO 4
HBrO3
Br2 HBrO
0,50
0,45
I2
0,54
HCIO2
0,45
1,09
I-
HCIO
HIO
HIO3
HIO4
0,21
77. Установите окислители и восстановители в нижеперечисленных
реакциях, рассчитайте ЭДС для реакции 4, выписав из приложения 10
значения стандартных электродных потенциалов для редокс-системы
С2/ClO3. Рассчитайте ЭДС для реакции 5. Выше указаны значения стандартных электродных потенциалов для редокс-систем С2/Cl– и I2/I–.
1) Cl2 + H2O = HCl + HClO
2) 5Cl2 + Br2 + 12КОН =
= 10КCl + 2КBrO3 + 6Н2О
3) Cl2 + 2КОН = КCl + КClO + Н2О
(пропуская хлор в охлажденный раствор
щелочи)
4) 3Cl2 + 6КОН = 5КCl + КClO3 + 3Н2О
(при нагревании до 100 С)
5) 2КI + Cl2 = 2KCl + I2
ЭДС = 1,36 – 0,40 = 0,96 В
ЭДС = 1,36 – 0,45 = 0,91 В
ЭДС = 1,36 – 0,40 = 0,96 В
Обратите внимание, что окисление хлора возможно до HClO, НClO3
при соответствующих условиях (HClO2 – неустойчивая хлористая кислота, диспропорционирует). Кроме того, окисление до НClO4 не осуществляется (проведите расчет ЭДС).
Вследствие уменьшения устойчивости ионов в ряду СlO–, ClO2–,
ClO3–, ClO4– уменьшается окислительная активность, и ClO4– не проявляет окислительной способности.
Рассмотрите возможность окисления иодид иона в KI не только
хлором, как это рассмотрено выше, но и HClO, КClO3. Причем если в
первом случае реакция идет в присутствии воды, то следует учитывать,
что во втором случае реакция возможна только в кислой среде. Если
восстановление соединений хлора протекает однозначно до значения
с. о. = –1, то есть варианты при окислении иодид-иона в зависимости от
природы окислителя и от условий реакции.
164
78. Используя значения стандартных электродных потенциалов
(приложение 10), закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
1. KI + HClO = ?
2. KI + КClO3 + H2SO4 = ?
3. KCl + HClO = ?
4. KI + Cl2 = ?
5. KCl + KClO3 + H2SO4 = ?
Обратите внимание на факторы, влияющие на окислительную способность галогенов, и закончите уравнения реакций.
Факторы
Окислительная способность
кислая > нейтральная
фтор > хлор > бром > иод
Среда
Электроотрицательность галогена
Степень окисления в соединениях
хлора
+1, +3, +5, +7
II. Электрохимический ряд напряжения металлов.
Электролиз. Коррозия металлов
Рекомендации
Сущностью процессов, протекающих на электродах, является разрядка ионов, анионы отдают электроны, а катионы их присоединяют
(значения степени окисления при этом равно нулю).
Ниже приведена общая схема микрогальванических элементов по
коррозии металлов:
3+
( - A ) AI/AI
(катодный участок - медь) О /ОН (+К)
2
Стрелками показан переход электронов от анода к катоду, на котором осуществляется процесс восстановления компонентов среды.
На рисунке ниже представлена схема коррозии стали в растворе
серной кислоты с водородной деполяризацией:
165
2+
Fe
Fe - e
+
раствор 2 - H
_ SO4
e
H+
H
2
примесь
катод
Отличие процессов электрохимической коррозии от процессов в
гальваническом элементе:
1. Отсутствие внешней цепи. Электроны в процессе коррозии не
выходят из подвергающегося коррозии металла, а двигаются внутри него. Химическая энергия реакции окисления металла передается не в виде
работы, а в виде теплоты.
2. Катодные и анодные участки имеют очень малые размеры (микрокатоды и микроаноды). Коррозионный элемент в отличие от гальванического элемента является короткозамкнутым элементом.
79. Рассмотрите процессы, протекающие на электродах (с инертным
анодом) расплава и раствора сульфата калия.
а) Расплав сульфата калия
(–) Kатод: Na+ + ē = Na
(+) Анод: 2SO42– – 4ē = 2SO3 + O2
4
1
Суммарное уравнение: 4Na+ + 2SO42– = 4Na + 2SO3 + O2
б) Раствор сульфата калия
Из алгоритма 5 (тема 6) следует, что восстановление катионов калия невозможно, не происходит и окисления сульфат-иона.
(–) Kатод: 2H2O + 2ē = H2 + 2OH–
(+) Анод: 2H2O – 4ē = 4H+ + O2
Суммарное уравнение: 2H2O = 2H2 + O2
80. Рассмотрите процессы электролиза водного раствора гидроксида калия, если Е0(К+/К) = –2,93, Е0(Н+/Н2) = –0,41 при рН = 10 и учитывая, что окислительная способность катионов возрастает с увеличением
стандартного электродного потенциала. Покажите процесс, который
осуществляется на катоде и напишите суммарное уравнение реакции.
(+) Анод: 4ОН 4ē = 2Н2О + O2
166
81. Напишите схему процесса электролиза расплава КОН и суммарную реакцию, если на катоде идет восстановление ионов калия, а на
аноде – процесс, рассмотренный в задании 80.
82. Напишите катодные и анодные процессы электролиза водного
раствора хлорида меди.
Информация о разрядке ионов – алгоритм 5, тема 6.
83. Какие процессы осуществляются при электролизе водного раствора нитрата никеля?
Алгоритм 4, пункт в. Суммарная реакция в таких случаях не записывается.
84. Расскажите, какие процессы протекают при электролизе водных
растворов сульфата цинка, олова, железа, учитывая, что большая часть
электричества расходуется на восстановление ионов металла.
85. Почему после электролиза нейтрального раствора хлорида калия
раствор приобретает щелочную реакцию? Ответ подтвердить ионноэлектронными уравнениями, протекающими на электродах.
86. Какое вещество останется в растворе после окончания выделения никеля в процессе электролиза раствора NiSO4?
87. В раствор хлорида никеля (II) погрузили стальное изделие и
угольный стержень. К каким полюсам аккумулятора надо присоединить
эти предметы, чтобы стальное изделие покрылось слоем никеля? Ответ
подтвердить ионно-электронными уравнениями, протекающими на
электродах.
88. При электролизе раствора сульфата серебра выделилось 11,2 л
газа. Сколько образовалось серебра?
89. Какой металл будет выделяться в первую очередь при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации соли никеля,
железа и меди?
167
90. Для электрохимической очистки меди в качестве активного анода взята металлическая медь. Электроды опущены в подкисленный раствор сульфата меди. Составьте электронно-ионные уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде.
91. Какое вещество выделится на катоде при электролизе растворов
следующих солей: K2SO4, NaCl, ZnCl2, AlCl3, Mg(NO3)2, Fe2(SO4)3?
92. Приведите примеры солей, при электролизе растворов которых
на катоде выделяются совместно как металл, так и водород.
93. Элемент, анодом которого является цинк, дает ток силой 268 А
в течение 12 мин. Сколько моль эквивалентов цинка при этом израсходовано?
94. Для получения 50 л хлора при электролизе водного раствора
хлорида магния через раствор пропустили ток силой 1,34 А. Определите
выход по току.
95. Какое количество электричества потребуется для электролитического получения: а) 1 л водорода, б) 1 л кислорода?
96. Какой массы должна быть цинковая пластинка, чтобы обеспечить работу гальванического элемента, дающего ток силой 3 А в течение
30 мин?
97. При электролизе водного раствора нитрата никеля на катоде выделилось 59 г металла. Определите объем газа (н. у.), выделившегося на
аноде. Какова массовая доля (в %) полученной кислоты, если ее объем
166 мл, а плотность 1,4 г/см3?
98. К раствору, полученному после полного электролиза 200 г
16,6%-го раствора иодида калия, прибавлено 50 г 19,6%-й фосфорной
кислоты. Определите формулу полученной соли.
99. При рафинировании меди (электролиз раствора CuSO4 с растворимым медным анодом) током силой 50 А в течение 4 ч выделяется
224 г меди. Определите выход по току.
168
100. Анодное окисление сульфата хрома (III) протекает по уравнению Cr2(SO4)3 + 4H2O + 1/2O2 = H2Cr2O7 + 3H2SO4. Сколько ампер-часов
(А ч) электричества потребуется для получения таким путем 1 кг дихромовой кислоты при выходе по току 45 %? 1 А ч = 3600 Кл.
101. Для получения 1 м3 хлора при электролизе водного раствора
хлорида магния было пропущено через раствор 2432 А ч электричества. Вычислите выход по току. Приведите полную схему электролиза
раствора MgCl2 с применением графитовых электродов.
102. При электролизе соли некоторого металла за 2 ч 24 мин 45 с
при силе тока 8 А на катоде выделилось 6,48 г этого металла. Вычислите
молярную массу эквивалента этого металла.
103. Никелевое изделие покрыто серебром. Какой из металлов будет окисляться при коррозии в случае разрушения поверхности покрытия? Дайте схему образующегося при этом гальванического элемента,
помня, что коррозия протекает во влажном воздухе, содержащем СО2.
104. Железо находится в контакте с цинком в сернокислой среде.
Какой из металлов будет разрушаться при этих условиях? Ответ мотивируйте расчетом ЭДС процесса коррозии образующегося гальванического элемента. Представьте схему микрогальванического элемента коррозии и напишите уравнение анодного и катодного процессов.
105. Приведите примеры металлических и неметаллических защитных покрытий.
106. К катодным покрытиям относятся покрытия, потенциалы которых в данной среде имеют более положительные значения, чем основной металл, для анодных покрытий – наоборот. К каким покрытиям стали относятся медь, никель, серебро, цинк, магний?
169
7 . С ко р о с т ь х и м и ч е с к и х р е а к ц и й
107. Фотохимическое разложение газообразного бромоводорода
идет по стехиометрическому уравнению 2НBr H2 + Br2. Что можно
сказать о кинетике этой реакции?
Стехиометрическое уравнение не дает информацию о том, как протекает реакция. Можно лишь получить на основании этого уравнения
информацию о суммировании элементарных стадий реакции. Механизм
данной реакции:
HBr + h H + Br
H + HBr H2 +Br
2Br Br2
108. Удачным примером соответствия кинетического и стехиометрического уравнений является реакция взаимодействия галогенов с водородом. Напишите кинетические уравнения взаимодействия иода с водородом и брома с водородом. На основании кинетического уравнения
определите порядок реакции.
Порядок реакции – это показатель степени при концентрации, например, в реакции А + 2В = продукты скорость реакции прямо пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, а именно v = k [А][В]2.
Общий порядок реакции равен трем. Напишите аналогично уравнения
скорости и определите порядок этих реакций.
109. Установите молекулярность реакции I2 = I + I
Механизм реакций, по которому реагенты превращаются в продукты, состоит из параллельных или последовательных стадий (элементарных реакций). Они характеризуются числом участвующих в них молекул – молекулярностью. Реакции бывают мономолекулярные (в элементарной стадии участвует одна частица), бимолекулярные (в элементарной стадии должно произойти столкновение двух частиц). Редко обнаруживаются тримолекулярные реакции.
110. Фотохимические реакции могут протекать по свободнорадикальному механизму. Рассмотрите дальнейшие элементарные стадии
процесса фотохимического хлорирования метана:
Cl – Cl 2C l
CH4 + C l C Н 3 + HCl
Здесь радикалами являются C l и C Н 3 – частицы с неспаренными электронами.
170
8 . М ет а л л ы и н ем е т а л л ы
111. Напишите взаимодействие CuO с серной кислотой и затем вытеснение меди из раствора сульфата меди железом.
112. Напишите реакции взаимодействия натрия и кальция с кислородом, серой, хлором, водородом, разложение гидрида кальция и натрия
с водой с образованием соответствующего гидроксида и водорода. Напишите реакции взаимодействия натрия и кальция со сложными веществами – водой и разбавленными кислотами (серной, соляной).
113. Какую реакцию среды показывают растворы солей щелочных и
щелочноземельных металлов, образованные слабыми кислотами? Рассмотрите на примере карбонатов этих металлов реакции гидролиза. Почему хлорид натрия и нитрат кальция гидролизу не подвергаются?
114. Даны соединения – алкилсульфонат (С17Н35SO3)2Mg и стеарат
натрия С17Н35СООNa. Кальциевые и магниевые соли стеаратов при растворении в жесткой воде, содержащей ионы кальция и магния, плохо
растворяются, тогда как эти соли алкилсульфонатов хорошо растворимы. Что обусловливает хорошие моющие свойства последних? Напишите реакции образования стеарата кальция и магния в сокращенном ионном виде.
115. Напишите реакции по устранению временной жесткости, обусловленной наличием гидрокарбонатов магния и кальция в воде, кипячением. Какие соединения этих металлов переходят при этом в раствор?
116. Установите тип жесткости и способ ее устранения:
?
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2 + 2CO2
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 + 2Ca (OH)2 =
= 2CaCO3 + 2H2O + Mg(OH)2
?
Mg Cl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4
MgSO4 + Na2CO3 =
= MgCO3 + Na2SO4
171
117. Общая жесткость воды включает постоянную (обусловлена наличием в воде сульфатов и хлоридов магния и кальция), которую нельзя
устранить кипячением, для устранения этих ионов применяют известково-содовый способ, и временную жесткость (обусловлена присутствие
гидрокарбонатов магния и кальция). Жесткость устраняется выпадением
в осадок карбонатов кальция и гидроксид магния. Напишите сокращенные ионные уравнения устранения жесткости (см. задание 116).
118. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 324 г 10%го раствора гидрокарбоната кальция, чтобы получить карбонат кальция?
119. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с кислородом, серой, бромом, азотом и углеродом, разбавленными серной и
соляной кислотами, реакцию алюминия с водой (после удаления оксидной пленки) с образованием соответствующего гидроксида металла и
водорода, а также с разбавленной азотной кислотой с образованием монооксида азота.
120. Осуществить превращения:
a) Al AlCl3 Al(OH)3 Al2O3 NaAlO2,
б) Al Al2O3 Al(OH)3 Al2(SO4)3 BaSO4,
в) Al Al(OH)3 Na[Al(OH)4].
121. 10 г смеси меди и алюминия обработали 219 г 10%-го раствора
хлороводородной кислоты с образованием водорода (н. у.). Такой же
объем водорода выделился при обработке 10 г смеси магния и алюминия. Определить содержание алюминия (в %) в смеси магния и алюминия.
Ниже приведены данные о взаимодействии алюминия и его соединений с водой, гидроксидами, кислотами. Выберите соответствующие
данной задаче уравнения реакций:
Реакции алюминия
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
2Al + 2NaOH + 2H2O =
= 2NaAlO2 + 3H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Реакции соединений алюминия
2Al + 2NaOH + 2H2O =
= 2NaAlO2 + 3H2
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
или более реальный процесс
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
тетрагидроксоалюминат натрия
172
122. Напишите уравнения реакции взаимодействия железа с хлором, кислородом, серой. Как называется соединение, которое образуется
при контакте железа с влажным воздухом (4Fe + 3O2 + 6H2О =
= 4Fe(OH)3)? Напишите реакцию этого соединения с гидроксидом.
123. Напишите уравнения реакции взаимодействия железа с водой
при высокой температуре с образованием оксида (II, III) и водорода, с
разбавленной и концентрированной (при нагревании) серной кислотой и
разбавленной азотной кислотой (до NO).
124. Осуществить превращения: FeSO4 Fe(OH)2 FeO
FeSO4 Fe2SO4. В качестве окислителя для последней реакции можно взять KMnO4 в кислой среде.
125. Осуществить превращения: Fe2O3 Fe2(SO4)3 Fe(OH)3
Fe2O3 FeCl3 FeCl2. В качестве восстановителя в последней реакции можно взять иодид калия.
При
расстановке
коэффициентов
в
окислительновосстановительных реакциях можно воспользоваться методикой прогнозирования продуктов реакции, тема 6, алгоритм 4.
126. Из какого природного соединения в промышленности получают алюминий электролизом в расплаве криолита 3NaFAlF3? Природные
соединения: алюмосиликат Na2OAl2O32SiO2, боксит Al2O3nН2О, корунд Al2O3.
127. Рассчитать процентное содержание алюминия в квасцах
KAl(SO4)2 12H2O (используются в медицине) и Al2(SO4)3 18H2O.
128. Определите массу раствора с массовой долей серной кислоты
80 %, который получается из 1 кг пирита, содержащего 40 % примесей.
129. Из 33 кг фосфорита кальция получено 19,6 кг фосфорной кислоты. Определите массовую долю фосфата кальция в природном фосфорите.
173
О Т В Е Т Ы К З А Д АЧ А М РАЗД Е Л А
« З А Д АЧ И И У П РА Ж Н Е Н И Я
Д Л Я СА М О С Т ОЯ Т Е Л Ь Н О Й
РА Б О Т Ы И Р Е КО М Е Н Д А Ц И И К Н И М »
1. (HCl) = 26 %, (HBr) = 74 %
2. в 2,08 раза
3. Р2О3
4. 11,07 м3
5. 39,9 л
6. 6343,7 м3
7. 67,7 %
8. 2,45 раза
9. 1,7 г
10. 1,82 г Cа3Р2; 1,204 1022 атомов Р
11. 1,25 г
12. 4,94 л
13. (NH4Cl) = 1,07 %, (Na3PO4) =
= 4,92 %, (KNO3) = 1,01 %
14. (Mg3P2) = 0,03 моль,
(Ba3P2) = 0,01 моль
15. 13,44 г S
16. калий
17. SO2
18. 32
57. 3,2 кг воды; 3,5 кг соли
58. 159 г
59. 20 С
60. 21,2 %
61. 30 %
62. 24,3 %
63. 24,8 мл
64. 19,6 %
174
65. 29,25 г, лакмус синий
66. 0,00686 г
67. КОН 1,78 %; 0,334 моль/л
KCl 6,6 %; 0,9 моль/л
68. 8,3 г
69. 6,3 1021
70. 0,4 моль/л
71. 0,09
72. 13,3
73. 1,5 кг
74. 170 мл
75. 8 %
76. 7,9 %
88. 216 г
93. 2 моль
94. 89,2 %
96. 1,83 г
97. 11,2 л О2; 54,2 % HNO3
98. К2НРО4
99. 93,8 %
100. 328 Ач
101. 9838 %
102. 9 г/моль
118. 14,8 г
121. 54 %
128. 1960 кг
129. 93,9 %
З А К Л ЮЧ Е Н И Е
Химия находится в непрерывном развитии. Кроме того, материальную базу для практического осуществления научно-технического прогресса в подавляющем большинстве обеспечивает также химия.
Перед химиками стоит задача огромной важности – снизить отходность различных производств, защитить окружающую среду от загрязнений, т. е. создать экологически совместимую промышленность. Химия
обладает уникальной возможностью превратить практически любые выбросы (транспорта, металлургии, химической и пищевой промышленности, промышленности строительных материалов) в безвредные или даже
полезные вещества.
Сегодня химия открывает перед производством, культурой, бытом
перспективу замены материалов и методов их обработки новыми материалами и новыми методами.
175
П О СЛ Е СЛ О В И Е
При изучении курса химии следует исходить из того, что информацию о химических соединениях можно получить на основании строения
атомов, используя иллюстрации или компьютерные модели их строения
в основном и возбужденном состоянии, гибридизации электронных орбиталей, алгоритмы, позволяющие прогнозировать формы соединений и
пространственное строение молекул. Познавая таким образом химию
элементов, можно охватить гораздо больше информации, чем при ее получении «готовом виде».
Предложенный метод получения информации о продуктах реакций
на основе строения атома, важнейших химических понятий (степень
окисления, формах химических соединений им соответствующих, восстановление, окисление и т. д.) следует применять в ходе самостоятельной умственной деятельности. Понять, усвоить и применять на практике
эти знания можно только таким образом.
Более глубокое рассмотрение ряда теоретических вопросов по
сравнению с программой общеобразовательной школы позволяет слушателям подготовительного отделения преодолеть барьер между химией, изучаемой в школе и в вузе.
Материал практического пособия будет полезен и для студентов
первых курсов различных нехимических специальностей, которые не
сдают химию на вступительных экзаменах, поскольку он – основа для
получения представлений об объекте их будущей профессиональной
деятельности и обеспечивает межпредметную связь с физикой, сопротивлением материалов, электротехникой, строительными материалами,
экологией и т. д.
176
Б И БЛ И О Г РАФ И Ч Е С К И Й С П И С О К
И С П ОЛ ЬЗ О ВА Н Н О Й И Р Е КО М Е Н Д У Е М О Й
Л И Т Е РАТ У Р Ы
1. А х м е т о в , Н . С . Неорганическая химия [Текст] / Н. С. Ахметов. – М. : Высш. шк., 1975. – 606 с.
2. В о л о в и ч , П . Готовимся к экзамену по химии [Текст] / П. Волович, М. Бровко. – М., 2001. – 260 с.
3. Г е л ь ф м а н , М . И . Химия для высшей школы [Текст] /
М. И. Гельфман, Ю. П. Юстратов. – СПб., 2001. – 472 с.
4. Е г о р о в а , А . С . Химия [Текст] : пособие-репетитор для поступающих в вузы / А. С. Егорова. – Ростов н/Д, 2000. – 767 с.
5. З а й ц е в , О . С . Методика обучения химии [Текст] / О. С. Зайцев. – М. : Владос, 1999. – 384 с.
6. З а й ц е в , О . С . Современный курс химии [Текст] / О. С. Зайцев.
– М. : ЭНАС, 2002. – 416 с.
7. К о р о в и н , Н . В . Общая химия [Текст] / Н. В. Коровин. – М. :
Высш. шк., 1998. – 557 с.
8. Н е к р а с о в , В . В . Основы общей химии [Текст] / В. В. Некрасов. – М. : Химия, 1973. – 656 с.
9. П у з ы р е в , С . А . Пособие по химии для поступающих в вузы
[Текст] / С. А. Пузырев, В. А. Пупков. – М. : Высш. шк., 1999. –
369 с.
10. Р е м и , Г . Неорганическая химия [Текст] / Г. Реми. – М. : Мир,
1972. – Т. 1. – 774 с.
11. Р е м и , Г . Неорганическая химия [Текст] / Г. Реми. – М. : Мир,
1972. – Т. 2. – 824 с.
12. Р и п а н , Р . Неорганическая химия [Текст] / Р. Рипан, И. Четяну.
– М. : Мир, 1972. – Т. 1. – 427 с.
13. Р и п а н , Р . Неорганическая химия [Текст] / Р. Рипан, И. Четяну. –
М. : Мир, 1972. – Т. 2. – 860 с.
14. У г а й , Я . А . Общая и неорганическая химия [Текст] /
Я. А. Угай. – М. : Высш. шк., 2000. – 370 с.
15. Ф е д о р о в а , Э . И . Алгоритмизация и динамическая визуализация в интенсивной технологии обучения [Текст] / Э. И. Федорова,
П. А. Цильке, Р. В. Пестряков // Педагогический менеджмент и
прогрессивные технологии в образовании : сб. матер. VIII Междунар. науч.-метод. конф. Ч. 2. – Пенза, 2001. – С. 85 – 87.
16. Ф е д о р о в а , Э . И . Общие формы моно- и поликислот химических элементов IV–VII Периодической таблицы Д. И. Менделеева
[Текст] : метод. указ. / Э. И. Федорова. – СПб., 1996. – 23 с.
17. Х о м ч е н к о , И . Г . Общая химия [Текст] / И. Г. Хомченко. – М. :
Новая волна : ОНИКС, 2001. – 463 с.
177
П Р И Л О ЖЕ Н И Я
П Р И Л О Ж Е Н И Е 1 . Н Е КО Т О Р Ы Е Е Д И Н И Ц Ы
М Е Ж Д У Н А Р ОД Н О Й С И С Т Е М Ы ( С И )
Единица
название
Основные единицы
Длина
метр
Масса
килограмм
Время
секунда
Сила электрического тока
ампер
Температура
кельвин
Количество вещества
моль
Производные единицы
Объем
кубический метр
килограмм на кубический
Плотность
метр
Сила, вес
ньютон
Давление
паскаль
Энергия, работа, количество
джоуль
теплоты
Мощность
ватт
Количество электричества
кулон
Электрическое напряжение вольт
Величина
178
обозначение
м
кг
с
А
К
моль
м3
кг/м3
Н
Па
Дж
Вт
Кл
В
ПРИЛОЖЕНИЕ 2. СО ОТН ОШЕНИЯ
М Е Ж Д У Н Е КО Т О Р Ы М И В Н Е С И С Т Е М Н Ы М И
ЕДИНИЦАМИ И ЕДИНИЦАМИ СИ
Величина
Длина
Единица (обозначение)
Нанометр (нм)
Атмосфера физическая (атм)
Давление
Миллиметр ртутного столба
(мм рт. ст.)
Энергия, работа, Электоронвольт (эВ)
количество тепло- Калория (кал)
ты
Килокалория (ккал)
Дипольный
моДебай (D)
мент
Эквивалент в СИ
1 10–9 м
1,01325 105 Па
133,322 Па
1,60219 10–19 Дж
4,1868 Дж
4186,8 Дж
3,33 10–30 Кл м
П Р И Л О Ж Е Н И Е 3 . РАСЧ Е Т Н Ы Е Ф О Р М УЛ Ы
Назначение
Единицы
Математическое выражение
формулы
измерения
Количество вещемоль
m
, где m – масса вещества;
ства,
M
М – молярная масса; или
V
, где V – объем газа;
Vm
Vm – молярный объем при н. у.
(22,4 л)
Число частиц, N
ст. ед./моль
N = NA, где – число моль,
NA – число Авогадро,
NA = 6,02 1023 структурных единиц/моль
Относительная
D = M1/M2, где M1 и M2 – молярплотность, D
ные массы первого и второго газов
%
mэлемента
Массовая доля,
100
mсоединения
179
Окончание приложения 3
Назначение
Единицы
Математическое выражение
формулы
измерения
Средняя моляр- М ср М 1 1 М 2 2 ... М n n , г/моль
ная масса, Мср
где М , (i = 1, 2, …, n) молярные
i
i
массы и объемные доли каждого
компонента
Выход продукmпракт
%
100
та,
mтеор
Объединенный
p0V0 pV
газовый закон
T0
T
Клапейрона
Уравнение Менm
рV
RT , где p – давление,
делеева – КлаM
пейрона
V объем, Т абсолютная температура и m масса газа, M его молекулярная масса, m/M = – число молей, R молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж моль1 К1
Эквивалент*
Для простых веществ эквивалент =
Аr/ В, где Аr – относительная
атомная масса, В – валентность
Молярная масса Мэ = fЭКВ М, где fЭКВ – фактор экви- г/моль
эквивалентов,
валентности**, М – молярная масса
Мэ
вещества
Закон
эквива- ЭКВ (1) = ЭКВ (2), где ЭКВ – число
лентов
эквивалентов; ЭКВ = m/Mэ,
m1/Mэ1 = m2/МЭ2
* Это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или каким-либо другим способом эквивалентна
одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону
в окислительно-восстановительных реакциях.
** fЭКВ – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной
реакции или одному электрону – в данной окислительновосстановительной реакции. Во всех случаях:
fЭКВ (кислоты) = 1/основность;
fЭКВ (основания) = 1/кислотность;
fЭКВ (соли) = 1/(число катионов валентность);
fЭКВ (окислителя) = 1/число принятых электронов;
fЭКВ (восстановителя) = 1/число отданных электронов.
180
П Р И Л О Ж Е Н И Е 4 . С П О С О Б Ы В Ы РА ЖЕ Н И Я
КО Н Ц Е Н Т РА Ц И И РАС Т В О Р О В
Понятие
mвещества
100
mраствора
Молярная
концентраm
C
=
/V;
C
ция, С
MV
Молярная концентрация CЭ = ЭКВ/V;
эквивалентов, СЭ
m
CЭ
M ЭV
Массовая доля,
Единица
измерения
Формула
%
моль/л
моль/л
П Р И Л О Ж Е Н И Е 5 . В З А И М Н Ы Е П Е Р Е ХОД Ы
РАЗЛ И Ч Н Ы Х С П О С О Б О В В Ы РА ЖЕ Н И Я
КО Н Ц Е Н Т РА Ц И И РАС Т В О Р О В
Заданная концентрация
Исходная
концентрация
Массовая
доля
Молярная
концентрация
10
г/на 100 г расC
твора
M
Молярная концен- С М
моль/л
трация, С
10
Молярная конценСЭ М Э
трация эквивален-
С = СЭ fЭКВ
10
тов, СЭ
Массовая доля,
Здесь – плотность раствора, г/мл.
181
Молярная
концентрация
эквивалентов
10
CЭ
MЭ
СЭ = С/fЭКВ
моль/л
П Р И Л О Ж Е Н И Е 6 . П Р И М Е Н Е Н И Е З А КО Н А
Д Е Й С Т ВУ Ю Щ И Х М АС С К Н Е КО Т О Р Ы М
РЕАКЦИЯМ ДИССОЦИАЦИИ
Диссоциирующее
соединение
Константа
равновесия
Уравнение реакции
+
–
+
Название
константы
–
Вода
2H2O <=> H3O + OH
Слабая
кислота
HmA <=> mH+ +Am–
KА =
[H ]m [ Am ]
[H m A]
Слабое
основание
M(OH)n <=> Mn+ +
+ nOH–
KВ =
[ M n ][OH ]n
[ M (OH) n ]
Малорастворимое
соединение
MmAn <=> mMn+ + nAm–
ПР = [ M n ]m [ A m ]n
KW = [H3O ][OH ]
Ионное
произведение воды
Константа
кислотной
диссоциации
Константа
основной
диссоциации
Произведение растворимости
П Р И Л О Ж Е Н И Е 7 . КОЛ И Ч Е С Т В Е Н Н Ы Е
Х А РА К Т Е Р И С Т И К И Г И Д Р ОЛ И З А
Показатели
Константа
гидролиза,
KГИДР
Степень гидролиза,
hГИДР
Концентрация
ионов гидроксония,
[H3O+]–
Концентрация
гидроксидионов, [OH–]
слабой кислотой
и сильным
основанием
KW
K КИСЛ
Соль, образованная
слабым основанием и сильной кислотой
KW
K ОСН
слабой кислотой
и слабым
основанием
KW
K КИСЛ К ОСН
К ГИДР
К ГИДР
К ГИДР
С СОЛИ
С СОЛИ
С СОЛИ
K W K КИСЛ
С СОЛИ
К ГИДР ССОЛИ
K W К КИСЛ
К ОСН
К ГИДР ССОЛИ
K W К ОСН
С СОЛИ
K W К ОСН
К КИСЛ
182
П Р И Л О Ж Е Н И Е 8 . КО Н С ТА Н Т Ы
Д И С С О Ц И А Ц И И К Д СЛ А Б Ы Х К И СЛ О Т
И О С Н О ВА Н И Й П Р И 2 5 С
Кислоты
Название
Фтороводородная
HF
Хлорноватистая
HClO
Бромноватистая
HBrO
Сероводородная
H2S
КД
Название
K1 = 6,7 104
K1 = 1,0 108
2
Сернистая H2SO3
Фосфорная H3PO4
K1 = 1,1 102
K2 = 2,0 107
K3 = 3,6 1012
Циановодородная
HCN
K1 = 4,0 1010
Угольная H2CO3
K1 = 4,4 107
K2 = 5,6 1011
K1 = 2,0 109
K1 = 1,1 107
K2 = 1,0 1014
КД
K1 = 1,7 10
K2 = 1,0 107
Муравьиная
HCOOH
Уксусная
Азотистая HNO2
K1 = 5,0 104
CH3COOH
Основания
Гидроксид железа
Анилин C6H5NH2
K1 = 3,8 1010
(II) Fe(OH)2
Гидроксид железа
Гидразин N2H4H2O K1 = 1,7 106
(III) Fe(OH)3
Гидроксид аммоГидроксид
меди
K1 = 1,8 105
ния NH4OH
Cu(OH)2
Гидроксид алюмиГидроксид свинца
K3 = 1,38 109
ния Al(OH)3
Pb(OH)2
Гидроксид цинка
K2 = 1,5 109 Вода H2O
Zn(OH)2
K1 = 1,77 104
K1 = 1,8 105
K2 = 1,3 104
K3 = 1,35 1012
K2 = 3,4 107
K2 = 3 108
K1 = 1,8 1016
Примечание. K1, К2 и К3 – константы диссоциации соответственно I,
II и III ступеней.
183
П Р И Л О Ж Е Н И Е 9 . С ТА Н Д А Р Т Н Ы Е
ЭЛ Е К Т Р ОД Н Ы Е П О Т Е Н Ц И А Л Ы ( Т = 2 9 8 К )
Электрод
Li+/Li
+
Электродная
реакция
Li+ + ē = Li
+
K +ē=K
K /K
2+
2+
Ba + 2ē = Ba
Ba /Ba
Е0 , В
Электрод
–3,045
Fe2+/Fe
–2,925
2+
Электродная
реакция
2+
Sn + 2ē = Sn
2+
Sn /Sn
–0,136
+ 2ē = Pb
–0,126
3+
Fe + 3ē = Fe
–0,036
+
Pb
2+
Е0 , В
–2,906
Pb /Pb
Ca + 2ē = Ca
–2,866
3+
Fe /Fe
2H + 2ē = H2
+0,000
Na+/Na
Na+ + ē = Na
2,714
2H+/H2
+0,337
Mg2+/Mg
Mg2+ + 2ē = Mg
–2,363
Cu2+/Cu
Al3+/Al
Al3+ + 3ē = Al
–1,662
O2/OH–
Cu2+ + 2ē = Cu
1/2O2 + H2O +
+ 2ē = 2OH–
Ag+ + ē = Ag
Mn2+/Mn
Mn2+ + 2ē = Mn
–1,180
Ag+/Ag
Br2 + 2ē = 2Br–
+1,065
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2ē = Zn
–0,763
Br2/2Br–
Cl2 + 2ē = 2Cl–
+1,359
F2/2F–
Fe2+ + 2ē = Fe
–0,440
Cl2/2Cl–
F2 + 2ē = 2F–
+2,866
2+
Ca /Ca
2+
+0,401
+0,799
П Р И Л О Ж Е Н И Е 1 0 . С ТА Н Д А Р Т Н Ы Е
О К И СЛ И Т Е Л Ь Н О - В О С С ТА Н О В И Т Е Л Ь Н Ы Е
ПОТЕНЦИАЛЫ (Т = 298 К)
Электрод
Sn4+/Sn2+
SO42–/H2S
Электродная реакция
Sn4+ + 2ē = Sn2+
SO42+ 10H+ + 8ē = H2S + 4H2O
Е0, В
+0,150
+0,303
I2/2I–
I2 + 2ē = 2I–
+0,536
Fe3+/Fe2+
Fe3+ + ē = Fe2+
+0,771
NO3–/NO2–
NO3+ 2H+ + 2ē = NO2+ H2O
+0,940
ClO4–/ClO3–
ClO4 + 2H+ + 2ē = ClO3 + H2O
+1,190
Cr2O72–/Cr3+
MnO4–
/Mn2+
PbO2/PbSO4
S2O82–
/SO42–
Cr2O72 + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
+1,330
MnO4 + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
+1,510
PbO2 + 4H+ + SO42 +2ē = PbSO4 + 2H2O
+1,685
S2O82 + 2ē = 2SO42
+2,010
184
185
П Р И Л ОЖ Е Н И Е 11 . П Е Р И ОД И Ч Е С К А Я С И С Т Е М А Д . И . М Е Н Д Е Л Е Е ВА
П Р И Л О Ж Е Н И Е 1 2 . Ф И З И КО - ХИ М И Ч Е С К И Е
П О С Т ОЯ Н Н Ы Е
Атомная единица массы (а. е. м.)
Масса покоя электрона
Масса покоя протона
Масса покоя нейтрона
Элементарный электрический заряд
Радиус атомной орбитали 1s
(радиус Бора)
Масса атома изотопа Н1
Масса атома изотопа Н2 (D)
Постоянная Авогадро (число Авогадро)
m 1,6605402 1027 кг
mе = 9,1093897 1031 кг
mр = 1,6726231 1027 кг
mn = 1,6749286 1027 кг
е = 1,60217733 1019 Кл
а0 = 5,2917706 1011 м
1,673559 1027 кг
3,344548 1027 кг
NA =
= 6,0221367 1023 моль–1
6,02 1023 формульных
единиц
Нормальные (физические) условия (н. у.):
давление p0 = 1,01325 105 Па
температура Т0 = 273,15 К или 0 оС
Молярный объем идеального газа при н. у. Vm = 22,4 л/моль
186
ОГЛАВЛЕНИЕ
ПРЕДИСЛОВИЕ .................................................................................. 3
ВВЕДЕНИЕ .......................................................................................... 5
ТЕМА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ................ 6
1.1. Атомно-молекулярное учение и современные
представления о строении вещества ....................................................... 6
1.2. Основные законы и понятия химии.......................................... 7
Основные законы.......................................................................... 7
Основные понятия химии ............................................................ 8
1.3. Решение задач ............................................................................ 9
Моль. Молярная масса ................................................................. 9
Молярный объем ........................................................................ 10
Вывод химических формул........................................................ 14
Газовые смеси ............................................................................. 18
ТЕМА 2. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ............................................................. 20
2.1. Формулировка периодического закона.
Формы периодической системы ............................................................ 20
2.2. Строение атома и его электронной оболочки ....................... 22
2.3. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.
Значение периодического закона и периодической системы
Д. И. Менделеева.................................................................................... 27
Важнейшие свойства элементов и их изменение в малых
и больших периодах и группах.......................................................... 27
Значение периодического закона .............................................. 29
2.4. Решение задач и выполнение упражнений ............................ 30
Строение атома ........................................................................... 30
Периодичность изменения свойств химических элементов ... 31
ТЕМА 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ВАЛЕНТНЫЕ
ВОЗМОЖНОСТИ АТОМОВ. ГИБРИДИЗАЦИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ
ОРБИТАЛЕЙ В АТОМЕ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА.............................. 40
3.1. Химическая связь..................................................................... 40
3.2. Валентные возможности атомов. Гибридизация
электронных орбиталей ......................................................................... 41
Валентность ................................................................................ 41
Гибридизация электронных облаков ......................................... 43
Примеры видов гибридизации................................................... 44
3.3. Донорно-акцепторные взаимодействия между атомами...... 45
3.4. Алгоритмизация пространственной ориентации
электронных орбиталей ......................................................................... 47
187
3.5. Межмолекулярные взаимодействия ....................................... 48
Типы кристаллических решеток ................................................ 49
Виды кристаллов ........................................................................ 50
3.6. Выполнение упражнений ........................................................ 52
3.7. Изменение пространственной структуры
и способности к гибридизации в периодической системе
химических элементов ........................................................................... 54
ТЕМА 4. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ .......................................................................................... 56
4.1. Классификация неорганических соединений ........................ 56
Оксиды ........................................................................................ 56
4.2. Гидроксиды.............................................................................. 58
Кислоты....................................................................................... 59
Методические рекомендации по прогнозированию формул
кислородосодержащих кислот на основе периодической системы
Д. И. Менделеева................................................................................ 60
Основания ................................................................................... 64
4.3. Соли.......................................................................................... 65
4.4. Генетическая связь между классами неорганических
соединений ............................................................................................. 66
4.5. Упражнения для самостоятельной работы............................. 67
ТЕМА 5. РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ
ДИССОЦИАЦИЯ....................................................................................... 69
5.1. Растворы. Классификация растворов. Растворимость.......... 69
5.2. Решение задач.......................................................................... 70
Растворимость ............................................................................ 70
Массовая доля компонента раствора......................................... 71
Молярная концентрация ............................................................ 81
5.3. Электролитическая диссоциация............................................ 83
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1887 г.) ........................................................................ 83
Механизм диссоциации электролитов в водных растворах.... 84
Классификация электролитов по степени диссоциации ......... 85
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов
и солей в водных растворах ............................................................... 85
5.4. Реакции ионного обмена в водных растворах ....................... 86
Упражнения для самостоятельной работы ............................... 87
5.5. Диссоциация воды ................................................................... 88
Решение задач и выполнение упражнений ............................... 89
5.6. Гидролиз солей ........................................................................ 91
Упражнения для самостоятельной работы ............................... 93
188
ТЕМА 6. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ................................................................. 95
6.1. Основные понятия. Методы расстановки коэффициентов .. 95
Метод электронного баланса ..................................................... 96
Электронно-ионный метод
(для реакций, протекающих в растворах) ......................................... 97
Типы окислительно-восстановительных реакций .................... 99
Упражнения для самостоятельной работы.............................. 100
6.2. Прогнозирование продуктов окислительновосстановительных реакций ................................................................ 101
Выполнение упражнений ......................................................... 102
6.3. Электрохимия. Электрохимический ряд напряжения
металлов, стандартные электродные потенциалы............................. 106
Механизм возникновения электродного потенциала ............. 106
Выполнение упражнений ......................................................... 108
6.4. Направление окислительно-восстановительных реакций... 108
Выполнение упражнений ......................................................... 109
6.5. Электролиз. Коррозия металлов ........................................... 110
Сущность электролиза. Прогнозирование его продуктов...... 110
Решение задач и выполнение упражнений на электролиз .... 112
Виды и скорость коррозии. Защита от коррозии .................... 114
Упражнения для самостоятельной работы на виды
и скорость коррозии ......................................................................... 116
ТЕМА 7. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ПОНЯТИЕ О КАТАЛИЗЕ. ПОНЯТИЕ О РАВНОВЕСИИ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ РЕАКЦИЙ .... 117
7.1. Химические реакции и их классификация ........................... 117
7.2. Скорость химических реакций.............................................. 118
Решение задач........................................................................... 120
Влияние катализатора на химические процессы .................... 121
7.3. Химическое равновесие ........................................................ 122
Понятие химического равновесия. Принцип Ле Шателье .... 122
Решение задач........................................................................... 122
7.4. Тепловые эффекты реакций .................................................. 123
Решение задач........................................................................... 124
ТЕМА 8. МЕТАЛЛЫ. НЕМЕТАЛЛЫ............................................. 125
8.1. Классификация простых веществ. Положение металлов
и неметаллов в периодической системе Д. И. Менделеева............... 125
8.2. Физические и химические свойства металлов ..................... 126
8.3. Способы получения металлов. Нахождение металлов
в природе............................................................................................... 127
8.4. Сплавы и их применение в технике...................................... 127
8.5. Общая характеристика неметаллов ...................................... 128
189
Упражнения для самостоятельной работы ............................. 129
8.6. Химия элементов. Металлы .................................................. 131
8.7. Химия неметаллов ............................................................... 1344
Азот и его соединения............................................................ 1344
Углерод, кремний и их соединения .........Ошибка! Закладка не
определена.6
Фосфор и его соединения. Ошибка! Закладка не определена.8
Сера и ее соединения. Кислород ........................................... 1400
Галогены и их соединения ..................................................... 1422
ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ
РАБОТЫ И РЕКОМЕНДАЦИИ К НИМ ............................................... 144
1. Основные законы и понятия химии......................................... 144
2. Периодическая система. Строение атома ............................... 151
3. Химическая связь. Строение вещества. Валентные
возможности атомов. Гибридизация электронных орбиталей ......... 155
4. Классы неорганических соединений ....................................... 160
5. Растворы.................................................................................... 161
6. Электрохимия. Окислительно-восстановительные реакции.
Электрохимический ряд напряжения металлов. Электролиз. Коррозия
металлов................................................................................................ 163
I. Окислительно-восстановительные реакции. Прогнозирование
продуктов реакции ........................................................................... 163
II. Электрохимический ряд напряжения металлов. Электролиз.
Коррозия металлов ........................................................................... 165
7. Скорость химических реакций ................................................ 170
8. Металлы и неметаллы .............................................................. 171
ОТВЕТЫ К ЗАДАЧАМ РАЗДЕЛА
«ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
И РЕКОМЕНДАЦИИ К НИМ» ............................................................... 174
ЗАКЛЮЧЕНИЕ ................................................................................ 175
ПОСЛЕСЛОВИЕ .............................................................................. 176
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ И
РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ.................................................... 177
ПРИЛОЖЕНИЯ Приложение 1. Некоторые единицы
международной системы (СИ) ................................................................ 178
Приложение 2. Соотношения между некоторыми
внесистемными единицами и единицами СИ......................................... 179
190
Приложение 3. Расчетные формулы ............................................... 179
Приложение 4. Способы выражения концентрации растворов .... 181
Приложение 5. Взаимные переходы различных способов
выражения концентрации растворов ...................................................... 181
Приложение 6. Применение закона действующих масс к некоторым
реакциям диссоциации............................................................................. 182
Приложение 7. Количественные характеристики гидролиза........ 182
Приложение 8. Константы диссоциации КД слабых кислот и
оснований при 25 С ................................................................................ 183
Приложение 9. Стандартные электродные потенциалы
(Т = 298 К)................................................................................................. 184
Приложение 10. Стандартные окислительно-восстановительные
потенциалы (Т = 298 К)............................................................................ 184
Приложение 11. Периодическая система Д. И. Менделеева ......... 185
Приложение 12. Физико-химические постоянные ........................ 186
191
Учебное издание
Федорова Эльвира Ильинична,
Никулина Людмила Алексеевна
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Практическое пособие для слушателей подготовительных курсов
и подготовительных отделений и студентов первых курсов нехимических
специальностей заочной формы обучения
Оригинал-макет подготовлен в редакционно-издательском отделе
Сыктывкарского лесного института.
Редактор, компьютерная верстка – В. Н. Столыпко
Корректор – С. В. Сердитова
_______________________________________________________________________________
Сыктывкарский лесной институт (филиал) Санкт-Петербургской государственной
лесотехнической академии им. С. М. Кирова (СЛИ СПбГЛТА)
167982, г. Сыктывкар, ул. Ленина, 39
E-mail: institut@sfi.komi.com
www.sli.komi.com
_______________________________________________________________________________
Редакционно-издательский отдел СЛИ СПбГЛТА.
Подписано в печать 17.04.06. Бумага офсетная. Формат 60 х 90 1/16. Печать офсетная.
Гарнитура Times New Roman. Усл. печ. л. 12,0 + 0,9 (вкл.). Уч.-изд. л. 9,3. Тираж 100.
Заказ №
.
_______________________________________________________________________________
Отпечатано в типографии СЛИ СПбГЛТА
167982, г. Сыктывкар, ул. Ленина, 39
192
