МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
Бийский технологический институт (филиал)
федерального государственного бюджетного образовательного
учреждения высшего профессионального образования
«Алтайский государственный технический университет
им. И.И. Ползунова»
Т.И. Макрушина, А.Н. Паседкина, А.Л. Верещагин
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАНИЯ
Методические рекомендации к выполнению
контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов
специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки
151900.62,230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62, 240700.62,
270800.62 всех форм обучения
Бийск
Издательство Алтайского государственного технического университета
им. И.И. Ползунова
2013
УДК 546 (075.5)
Рецензент: Г.В.Багров, к.х.н., доцент БТИ АлтГТУ
Макрушина, Т.И.
Индивидуальные расчетные задания: методические рекомендации
к выполнению контрольных работ
по дисциплине «Химия» для
студентов специальностей
160700.65, 170100.65 и направлений
подготовки 151900.62, 230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62,
240700.62, 270800.62 всех форм обучения / Т.И. Макрушина, А.Н.
Паседкина, А.Л. Верещагин; Алт. гос.техн. ун-т,БТИ. – Бийск: Изд-во
Алт. гос. техн. ун-та, 2013. – 81 с.
Методические рекомендации содержат примеры решения задач,
контрольные задачи и правила их выбора по дисциплине Химия
УДК 546 (075.5)
Рассмотрены и одобрены
на заседании кафедры общей
химии и экспертизы товаров.
Протокол № от ..2013 г.
2
© Макрушина Т.И.,
Паседкина А.Н.,
Верещагин А.Л.,2013
© БТИ АлтГТУ, 2013
СОДЕРЖАНИЕ
Содержание
Введение
1 Строение вещества
1.1 Теоретическая часть
1.2 Примеры решения задач
1.3. Задачи индивидуального расчетного задания
2 Растворы и химическое равновесие
2.1 Теоретическая часть
2.2. Примеры решения задач
2.3. Задачи индивидуального расчетного задания
3 Химическая кинетика и термодинамика
3.1 Теоретическая часть
3.2 Примеры решения задач
3.3 Задачи индивидуального расчетного задания
4 Окислительно-восстановительные процессы
4.1 Теоретическая часть
4.2 Примеры решения задач
4.3 Задачи индивидуального расчетного задания
5 Правила выбора задач индивидуальных расчетных заданий
Литература
3
3
4
6
6
8
15
24
24
26
35
38
38
40
49
58
58
59
66
76
81
ВВЕДЕНИЕ
Химия − одна из важнейших и обширных областей
естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и
превращениях, происходящих в результате химических реакций, а
также фундаментальных законах, которым эти превращения
подчиняются. Химия является не только общетехнической, но и
общеобразовательной наукой. Поэтому инженер любой специальности
должен обладать достаточными знаниями в области химии.
В результате изучения дисциплины Химия студенты должны
прочно усвоить основные законы
химии и овладеть техникой
химических расчетов;
выработать
навыки самостоятельного
выполнения
решения
поставленных
задач.
Выполнение
индивидуальных заданий является одной из форм самостоятельной
работы студентов.
В данных методических рекомендациях студентами будут
освоены
следующие
общекультурные
и
профессиональные
компетенции:
100800«Товароведение» – владение культурой мышления,
способность к восприятию информации, обобщению, анализу,
постановке цели и выбору путей ее достижения (ОК-1); способность
применять знания в области естественно-научных и прикладных
инженерных дисциплин для организации торговых процессов (ПК-6);
151900«Конструкторско-технологическое
обеспечение
машиностроительных производств» – способность к саморазвитию,
повышению своей квалификации и мастерства (ОК-6);
160700«Проектирование авиационных и ракетных двигателей» –
творческое принятие основных законов естественно-научных
дисциплин в профессиональной деятельности, применение методов
математического анализа и моделирования, теоретического и
экспериментального исследования (ОК-10);
170100«Боеприпасы и взрыватели» – способность представить
адекватную современному уровню знаний научную картину мира на
основе знания основных положений, законов и методов естественных
наук и математики (ПК-7); способность выявить естественно-научную
сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной
деятельности, привлечь для их решения соответствующий физикоматематический аппарат (ПК-8);
151000«Технологические
машины
и
оборудование»
–
способность к целенаправленному применению базовых знаний в
4
области
математических,
естественных,
гуманитарных
и
экономических наук в профессиональной деятельности (ОК-9); умение
выбирать основные и вспомогательные материалы и способы
реализации основных технологических процессов, применять
прогрессивные методы эксплуатации технологического оборудования
при изготовлении изделий машиностроения (ОК-11); умение
применять современные методы для разработки малоотходных,
энергосберегающих и экологически чистых машин, приводов, систем,
различных
комплексов,
машиностроительных
технологий,
обеспечивающих безопасность жизнедеятельности людей и их защиту
от возможных последствий аварий, катастроф и стихийных бедствий,
умение применять способы рационального использования сырьевых,
энергетических и других видов ресурсов в машиностроении (ОК-12);
190600«Эксплуатация транспортно-технологических машин и
комплексов» – использование основных законов естественно-научных
дисциплин в профессиональной деятельности, применение методов
математического анализа и моделирования, теоретического и
экспериментального исследования (ОК-10); умение выбирать
материалы для применения при эксплуатации и ремонте транспортных
машин и транспортно-технологических комплексов различного
назначения с учетом влияния внешних факторов и требований
безопасной и эффективной эксплуатации и стоимости (ПК-10);
владение умением проводить измерительный эксперимент и оценивать
результаты измерений (ПК-20);
240700«Биотехнология» – стремление к саморазвитию,
повышению своей квалификации и мастерства, приобретение новых
знаний в области техники и технологии, математики, естественных,
гуманитарных, социальных и экономических наук (ОК-7); владение
планированием эксперимента, обработкой и представлением
полученных результатов (ПК-8);
270800«Строительство» – использование основных законов
естественно-научных дисциплин в профессиональной деятельности,
применение методов математического анализа и моделирования,
теоретического и экспериментального исследования (ПК-1).
5
1 Строение вещества
1.1 Теоретический часть
Закон эквивалентов
Эквивалент Э(X) – реальная или условная частица вещества X,
которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному
иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции
– одному электрону.
Фактор эквивалентности fэ(X) – число, обозначающее, какая
доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону
водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону
в данной окислительно-восстановительной реакции (Таблица 1).
Молярная масса эквивалента вещества Mэ(X) – масса одного
моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора
эквивалентности на молярную массу вещества X:
Mэ(X) = fэ(X) ∙ M(X).
(1.7)
Количество вещества эквивалента nэ(X) – количество вещества в
молях, в котором частицами являются эквиваленты. Его находят как
отношение массы вещества к молярной массе эквивалента вещества:
m
n э (X) 
.
(1.8)
M э (X)
Эквивалентный объем или объем моля эквивалента Vэ(X) – это
объем, который занимает один моль эквивалентов газообразного
вещества при нормальных условиях (н.у.).
В результате работ И. Рихтера был открыт закон эквивалентов
(1793 г.): все вещества реагируют друг с другом в количествах,
пропорциональных их эквивалентам.
Смысл этого закона заключается в том, что моль эквивалентов
одного вещества реагирует точно с молем эквивалентов другого
вещества, а n молей эквивалентов одного вещества с n молями
эквивалентов другого вещества.
Математически закон эквивалентов можно записать:
m
A  mB ,
(1.9)
M э (A) M э (B)
Таблица 1 – Формулы расчета фактора эквивалентности
6
Частица
Элемент
Простое
вещество
Оксид
Кислота
Основание
Соль
Частица
в
окислительновосстановительных
реакциях
Ион
Фактор эквивалентности
fЭ(В) = 1/В(Э),
где В(Э) – валентность
элемента
fЭ(В) = 1/n(Э)·В(Э),
где n(Э) – число атомов
элемента
(индекс
в
химической формуле),
В(Э)
–
валентность
элемента
fЭ(В) = 1/n(Э)∙В(Э),
где n(Э) – число атомов
элемента
(индекс
в
химической формуле оксида),
В(Э)
–
валентность
элемента
fЭ(В) = 1/n(Н+),
+
где n(H ) – число отданных в
ходе реакции ионов водорода
(основность кислоты)
fЭ(В) = 1/n(OН-),
где n(ОH–) – число отданных в
ходе реакции гидроксидионов
(кислотность
основания)
fЭ(В) = 1/n(Me)·В(Me)=
1/n(А)∙В(А),
где n(Ме) – число атомов
металла (индекс в химической
формуле соли),
В(Ме)
–
валентность
металла;
n(А)
–
число
кислотных остатков, В(А) –
валентность
кислотного
остатка
fЭ(В) = 1/𝑛𝑒 − ,
где 𝑛𝑒 − – число электронов,
участвующих в процессе
окисления
или
восстановления
fЭ(В) = 1/z,
где z – заряд иона
7
Примеры
Фактор эквивалентности
хрома в оксиде хрома (III)
𝐶𝑟2 𝑂3 : fЭ(𝐶𝑟𝐶𝑟2𝑂3 ) = 1/3
fЭ(H2) = 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;
fЭ(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6
fЭ(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6;
fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;
fЭ(H2O) = 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10
fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1
(основность равна 1)
или
fЭ(H2SO4) = 1/2
(основность равна 2)
fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1
(кислотность равна 1) или
fЭ(Cu(OH)2) = 1/2
(кислотность равна 2)
fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6
(расчет по металлу) или
fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6
(расчет по кислотному
остатку)
Fe2+ + 2e- → Fe0
fЭ(Fe2+) =1/2;
fЭ(SO42–) = 1/2

V
A  VB ,
(1.10)
Vэ (A) Vэ (B)

m
A  VB ,
(1.11)
M э (A) V  (B)
э
где m – массы веществ A и B;
M э ( A) , M э (B) – молярные массы эквивалентов веществ A и B;

, VB - объемы газов A и B при н.у.;
A
Vэ ( A) , Vэ (B) - эквивалентные объемы газов A и B при н.у..
V
Молярная масса эквивалента сложного вещества обладает
свойством аддитивности и равна сумме молярных масс
эквивалентных его составляющих частей [1]:
Mэ(AxBy) = Mэ(A) + Mэ(B)
(1.12)
1.2 Примеры решения задач
Пример 1. Определите значение формульного количества
вещества (моль) в оксиде хрома(III), затраченном на получение 21,4 г
хромита (III) натрия по реакции
Cr2O3 + Na2CO3 =2NaCrO2 + CO2
Рассчитайте также объем (л, н.у.) выделившегося газа.
Решение
n
0,2 моль
Дано:
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2
т (NaCrO2) = 21,4 г
1 моль
2 моль
1 моль
М(NaCrO2) =106,98 г/моль Находим формульное количество
VМ = 22,4 л/моль
хромита (III) натрия
n(NaCrO2) = 21,4/106,9 = 0,2 моль
Находим формульное количество оксида
Найти:
хрома (III)
п(Cr2O3)
п(Cr2O3) = п(NaCrO2) ν(Cr2O3) / ν(NaCrO2)
V(СО2)
= 0,2 · 1 / 2 = 0,1 моль;
Находим объем углекислого газа
V(CO2) = VМ · п(CO2) = VM · п(Cr2O3) ·
ν(CO2) / ν(Cr2O3) = 22,4 · 0,1 · 1 / 1 =
= 2,24 л
8
Ответ. В данной реакции участвует 0,1 моль Cr2O3 и образуется
2,24 л СО2
Пример 2. Рассчитайте объем (мл) воды, необходимый для
проведения реакции
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4
если имеется 99,85 г трикарбида тетраалюминия. Плотность воды
принять равной 0,9982 г/мл
Решение
Дано:
0,69 моль n
т(Al4C3)= 100 г
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4
ρ(H2O) = 1 г/мл
1 моль 12 моль
М(H2O) = 18 г/моль
Находим формульное количество Al4C3
n(Al4C3) = 100/144=0,69 моль
М(Al4C3)= 144 г/моль
Находим формульное количество воды
Найти:
п (H2O)= п(Al4C3)· ν(H2O) /ν(Al4C3) =
V(H2O)
= 0,69·12/1 = 8,28 моль
Рассчитываем объем воды
V(H2O) = m(H2O) / ρ( H2O) =
= п (H2O) · М(H2O) / ρ( H2O)=
= 8,28 · 18,02 / 0,9982 =
= 149 мл
Ответ. Для проведения данной реакции надо взять 149 мл Н2О
Пример 3. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его
гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла Мeq(Ме).
Решение
При решении задачи следует иметь в виду: а) молярная масса
эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов
металла и гидроксильной группы; б) молярная масса эквивалента соли
равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного
остатка. Вообще молярная масса эквивалента химического соединения
равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в
закон эквивалентов:
пэ(A) = пэ(В) = …= пэ(С) = пэ (D) = …
или
m (С )
m( D )
m ( А)
m( В )
М э ( A)
=
M э ( В)
=
9
М э (C )
=
М э ( D)
3,85 𝑀э (𝑀𝑒) + 62
=
1,60 𝑀э (𝑀𝑒) + 17
Получаем Мэ(Ме)=15 г/моль.
Ответ. Молярная масса эквивалента металла 15 г/моль.
Пример 4. В какой массе Ca(OH)2 содержится такое же
количество эквивалентов, сколько в 312 г Al(OH)3?
Решение
Молярная масса эквивалента равна Мэ(Al(OH)3) = М(Al(OH)3)/3 =
78/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Al(OH)3 содержится 312/26 =
12 моль эквивалентов. Молярная масса эквивалента Ca(OH) 2 равна
Мэ(Са(OH)2) = М(Са(OH)2)/2 = 37 г/моль. Отсюда 12 молей
эквивалентов составляют 37 г/моль · 12 моль = 444 г.
Ответ. В 444 г Ca(OH)2.
Пример 5. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного
металла требуется 2,24 л водорода, измеренного при нормальных
условиях (н.у.). Вычислить молярную массу эквивалента оксида
металла и молярную массу эквивалента металла. Чему равен
относительный атомный вес металла?
Решение
Дано
mмео = 7,09 г
VH02 = 2,24 л
По закону эквивалентов
вступающих в реакцию,
эквивалентам:
массы веществ,
пропорциональны
Найти:
Мэ мео
mмео/ Мэ меo = m (Н2) / M Э (H2 ) .
Мэ ме
Аr ме
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то,
как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см 3, л,
м 3).
Отношение m(Н2) / MЭ (H 2 ) заменяем равным ему отношением
объемов:
mмео/Мэ мео= VH02 / VэH0 2 ,
где VэH0 2 – эквивалентный объем водорода при н.у.;
10
Масса эквивалента водорода (1,008 г) равна половине его грамммолекулы (2,016 г), поэтому согласно следствию из закона Авогадро
(при н.у.):
VэH0 2 = 22,4/2 = 11,2 л .
Из формулы находим эквивалент оксида металла Мэ мео, г/моль :
7,09/Мэ мео=2,24/11,2 ,
Мэ мео=7,09 ∙ 11,2/2,24=35,45
По закону эквивалентов:
Мэ мео = Мэ ме+ Мэ о,
отсюда:
Мэ ме = Мэ мео - Мэ о = 35,45 - 8= 27,45 (г).
Молярную массу металла определяем из соотношения:
М = Мэ ме /f ,
где Мэ ме - молярная масса эквивалента металла, г/моль;
М – молярная масса металла, г/моль;
f – фактор эквивалентности.
f = 1/В,
где В – валентность металла.
М = Мэ ме/ f =27,45 ∙ 2 =54,9 (г/моль).
Следовательно, атомная масса металла Аr = 54,9 а.е.м.
Ответ. Мэ мео = 35,45 г/моль; М = 54,9 г/моль, Аr ме = 54,9 а.е.м.
Пример 6. Сколько металла, молярная масса эквивалента
которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см3 кислорода,
измеренного при нормальных условиях (н. у.).
Решение
11
Дано:
Мэ мео = 12,16 г/моль
Vº(О2) = 310 см3
Найти:
mме
Моль кислорода О2 (32 г) при н. у.
занимает объем 22,4 л, а объем моль-экв.
кислорода (8 г):
22,4/4 = 5,6 л = 5600 см3 .
По закону эквивалентов
mме/Мэ ме = V°(О2)/ V°э(О2);
mме/12,16 = 310/5600, откуда
mме/12,16 = 310/5600, откуда
mме=12,16 ∙ 310/5600 = 0,673 (г).
Ответ. Масса метала mме = 0,673 г.
Пример 7. Определите значение эквивалентного количества
вещества (моль) для окислителя в реакции между перманганатом калия
и иодидом калия в кислотной среде (Н2SO4), если в реакцию вступило
0,075 моль KI. Рассчитайте также формульное количество вещества
(моль) в образовавшемся диоде I2.
Решение
Дано:
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
n(KI)= 0,075 моль
2I  2e = I2
f(KI) = 1
По закону эквивалентов количество
f(I2) =1/ 2
эквивалентов окислителя равно количеству
Найти:
эквивалентов восстановителя. По
пэ(KMnO4)
уравнению
п(I2)
пэ (B) = п(В)/fЭ(В)
рассчитываем эквивалентное количество
окислителя
пэ(KMnO4) = пэ(KI) = п(KI)/ f(KI) =
= 0,075/1 = 0,075 моль;
Находим формульное количество диода
п(I2) = пэ(I2)· f(I2) = пэ(KI) ·f (I2)=
= 0,038моль
Ответ. В данной реакции участвует 0,075 моль KMnO4 (экв.) и
образуется 0,038 моль I2.
12
Пример 8. Рассчитайте массу (г) алюминия, вступившего в
реакцию с серной кислотой (разб.), если собрано 10,24 л газа (н.у.). В
решении используйте закон эквивалентов.
Решение
Дано:
Al – 3e = Al3+
V(H2) = 10,24 л
2H+ + 2e = H2
М(Al) = 27 г/моль
По закону эквивалентов пeq(Al) = пeq(H2).
VМ = 22,4 л/моль
Массу алюминия можно рассчитать по
f(H2) = 1/2
уравнению
т(B) = пэ(B) · Мэq(B);
т(Al) = ?
т(Al) = пэ(Al) · Мэ(Al) =
=пэ(H2) · Мэ(Аl)
Рассчитываем количество эквивалентов
водорода
пэ(H2) = V(H2) / Vэ(H2) = 10,24/{1/2·22,4} =
= 0,91 моль
Рассчитываем молярную массу эквивалента
алюминия
Мэ(Al) = f(Al)·M(Al) = 1/3·27 г/моль
=г/моль
Находим массу алюминия
т(Al) = 0,91·9 = 8,2 г.
Ответ. В данную реакцию вступило 8,2 г Аl.
Пример 9. Дайте общую характеристику элемента с порядковым
номером 33. Укажите его основные химические свойства.
Решение
Дано:
Элемент с порядковым Элемент мышьяк (порядковый номер 33)
номером 33
находится в четвертом периоде, в главной
подгруппе V группы, его относительная
Найти:
атомная масса 75. Ядро атома состоит из 33
указать его основные
протонов и 42 нейтронов. Электроны (их
химические свойства.
33) расположены вокруг ядра на четырех
энергетических уровнях. Мышьяк – рэлемент,
его
электронная
формула
1s22s22p63s23p63d104s24p3. Наличие пяти
электронов на внешнем энергетическом
уровне атома мышьяка указывает на то, что
мышьяк – неметалл. Однако он обладает
13
слабо
выраженными
металлическими
свойствами, поскольку в группе сверху вниз
происходит ослабление неметаллических
свойств.
Высшая
степень
окисления
аммиака +5. Формула высшего оксида
As2O5, а газообразного соединения с
водородом AsH3.
Пример 10. Электрический момент связи Н-С равен 1,336∙10-30
Кл∙м. Электронная длина связи Н-С составляет 0,109 нм. Чему равен
частичный эффективный заряд Нδ+ и Сδ-?
Решение
Дано:
μ н – с = 1,336 ∙ 10-30 Кл ∙м ;
l= 0,109 нм
Найти:
δ+ Н δ+
δ–
С δ-
μ = δ∙1 или
δ = μ/l=1,336 ∙10-30/ (0,109∙10-9)=1,23∙10-20 Кл.
Следовательно, эффективный заряд
водорода Н δ+ равен :
δ+ =1,23∙10-20/(1,6∙10-19) = 0,077 от заряда
электрона;
Следовательно, эффективный заряд
углерода С δ- равен:
δ- = 1,23 ∙ 10-20/(1,6 ∙ 10-19) = 0,077 от заряда
электрона.
Ответ. δ+ = 0,077, Н 0,077+ ; δ - = 0,077, С 0,077-.
Пример 11. Как изменяется прочность связи Н—Э в ряду:
Н2О – Н2S-Н2Sе – Н2Те?
Решение
Дано:
Н2О–Н2S−Н2Sе−Н2Те
Найти:
Как изменится
прочность связи в
данном ряду?
В указанном ряду размеры валентных
электронных облаков элементов (О, S, Se,
Те)
возрастают,
что
приводит
к
уменьшению степени их перекрывания с
электронным облаком атома водорода и к
возрастающему
удалению
области
перекрывания от ядра
14
атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление
притяжения ядер взаимодействующих атомов в области перекрывания
электронных облаков, т. е. ослабление связи. К этому же результату
приводит возрастающее экранирование ядер рассматриваемых
элементов в ряду О−S−Se−Те вследствие увеличения числа
промежуточных электронных слоев. Таким образом, при переходе от
кислорода к теллуру прочность связи Н−Э уменьшается.
Ответ. Прочность связи в ряду Н2О−Н2S−Н2Sе−Н2Те
уменьшается.
1.3 Задачи индивидуального расчетного задания
Основные законы химии
1. В стратосфере на высоте 20-30 км находится слой озона O3,
защищающий Землю от мощного ультрафиолетового излучения
Солнца. Если бы не «озоновый экран» в атмосфере, то фотоны с
большой энергией достигли бы поверхности Земли и уничтожили на
ней все живое. Подсчитано, что в среднем на каждого жителя Москвы
в воздушном пространстве над городом (вплоть до верхней границы
стратосферы) приходится по 150 моль озона. Сколько молекул O 3 и
какая масса озона приходится в среднем на одного москвича? Ответ:
N(O3) = 9,03 . 1025, m(O3) = 7,2 кг.
2. В школьном химическом кабинете пролили на пол немного
соляной кислоты, и к концу урока она полностью испарилась. Хотя
хлороводород сильно токсичен и при вдыхании оказывает
раздражающее действие, ученики не почувствовали никакого
постороннего запаха. Много ли молекул HCl оказалось в воздухе, если
масса хлороводорода, перешедшего в газообразное состояние, равна 1
г? Ответ: N(HCl) = 1,65 . 1022.
3. Масса 200 см3 ацетилена при нормальных условиях равна
0,232 г. Определите молярную массу ацетилена. Ответ: 26,0 г/моль.
4. При производстве серы автоклавным методом неизбежно
выделяется около 3 кг сероводорода на каждую тонну получаемой
серы. Сероводород - чрезвычайно ядовитый газ, вызывающий
головокружение, тошноту и рвоту, а при вдыхании в большом
количестве - поражение мышцы сердца и судороги, вплоть до
смертельного исхода. Какой объем сероводорода (при н.у.) выделится
при получении 125 т серы на химзаводе? Ответ: 247 м 3 H2S
5. Грузовой автомобиль загрязняет воздух вредными выбросами:
на каждые 10 км пути с его выхлопными газами в атмосферу попадает
15
700 г монооксида углерода и 70 г монооксида азота. Каким будет
объем (при н.у.) этих вредных веществ при перевозке груза на
расстояние 250 км четырьмя автомобилями? Ответ: 56 м 3 CO и 5,2 м3
NO.
6. Природный газ (метан CH4) не имеет никакого запаха. Чтобы
легче обнаруживать его утечку из бытовых нагревательных приборов и
газопроводов, к нему добавляют немного фосфина PH3, запах которого
("запах газа") ощущается, если в 10 м3 природного газа находится всего
0,01 мл фосфина. Рассчитайте число молекул фосфина в 0,01 мл (н.у.)
этого газа. Ответ: 2,69 . 1017 молекул PH3.
7. Оконные стекла и дверцы вытяжных шкафов в химической
лаборатории часто бывают покрыты белым налетом, состоящим из
кристаллов хлорида аммония. Причина этого явления - постоянное
присутствие в воздухе лабораторий аммиака и хлороводорода.
Рассчитайте количество и объем (при н.у.) этих газов, если
образовалось 5 г хлорида аммония. Ответ: 0,093 моль (2,09 л) NH 3 и
0,093 моль (2,09 л) HCl.
8. Природный газ содержит главным образом метан CH4, но в нем
присутствуют и примеси, например, ядовитый сероводород H 2S - до 50
г на 1 кг метана. Чтобы удалить примесь сероводорода, можно
провести его окисление перманганатом калия в кислой среде до серы.
Рассчитайте количество серы, которую можно таким образом выделить
из 1 т природного газа. Определите также, какая масса серной кислоты
может быть получена, если всю выделенную серу направить в цех
производства H2SO4. Ответ: 50 кг серы и 153 кг H2SO4.
9. Толщи известняка на земной поверхности и под землей
медленно "размываются" под действием почвенных вод, где растворен
диоксид углерода. Какую массу карбоната кальция CaCO 3 может
перевести в растворимый гидрокарбонат кальция состава Ca(HCO 3)2
вода, в которой растворено 10 моль CO2? Практический выход для
реакции химического растворения считайте равным 90%. Ответ: 900 г
CaCO3.
10. Предельно допустимая среднесуточная концентрация
монооксида углерода в воздухе составляет 3,0 мг/м3. Простейший
газоанализатор, позволяющий определить наличие в воздухе ядовитой
примеси СО, содержит белый порошок оксида иода(V), нанесенный на
пемзу и помещенный в стеклянную трубочку. При взаимодействии I 2O5
c CO идет окислительно-восстановительная реакция с выделением
иода, который окрашивает содержимое трубочки в черный цвет. Какое
количество монооксида углерода вызовет выделение 0,1 г иода в
трубке газоанализатора? Какой объем воздуха (при н.у.), содержащего
16
3,0 мг/м3 CO, надо будет пропустить через трубку, чтобы в ней
выделилось 0,1 г иода? Ответ: 0,0020 моль CO; 18 м3 воздуха.
11. Коррозия железа на воздухе в присутствии большого
количества воды приводит к образованию метагидроксида железа
состава FeO(OH). Рассчитайте, какая масса железа подверглась
коррозии, если количество полученного в результате этого процесса
FeO(OH) составило 11,5 моль. Определите также объем (при н.у.)
кислорода, участвовавшего в реакции. Ответ: 644 г железа,193,2 л O 2.
12. При выпечке печенья в качестве разрыхлителя теста
используют пищевую соду (гидрокарбонат натрия) с добавкой
уксусной кислоты. Эта смесь при нагревании разлагается, выделяя
углекислый газ. Рассчитайте объем (при н.у.) CO2, который выделится
при использовании 1 чайной ложки (5 г) NaHCO3 и избытка CH3COOH.
Ответ: 1,33 л CO2.
13. Взаимодействие минерала магнетита (оксида железа состава
Fe3O4) с монооксидом углерода CO приводит к получению железа и
выделению углекислого газа CO2. В результате реакции было выделено
65,3 кг железа. Рассчитайте практический выход железа, если масса
исходного магнетита составляла 110 кг. Определите объем (при н.у.)
полученного газа. Ответ: Практический выход 82%.
14. Жженую известь, применяемую в строительстве, получают
прокаливанием известняка. Определите массовую долю основного
вещества (карбоната кальция) в известняке, если прокаливание его
образца массой 5,0 кг привело к выделению 1,0 м 3 углекислого газа
(при н.у.). Ответ: 0,893, или 89,3% карбоната кальция в известняке.
15. Карл-Вильгельм Шееле в 1774 году получил кислород
термическим разложением перманганата калия KMnO4. Помимо
кислорода, при этом получаются оксид марганца(IV) и манганат калия
K2MnO4. Кислород, выделенный при разложении 33,5 г перманганата
калия, использовали для сжигания серы и при этом получили 2,1 л (при
н.у.) диоксида серы SO2. Определите практический выход кислорода
при разложении перманганата калия. Рассчитайте массу серы,
затраченной на сжигание. Ответ: Практический выход 88,4%, масса
серы 3,0 г.
16. Разбитый термометр, в котором было 20,5 г ртути, выбросили
в пруд. Прошло 4 месяца, и вследствие сложных биохимических
процессов около 5% этого опасного металла перешло в раствор в виде
солей ртути(II) типа нитрата ртути(II) Hg(NO 3)2. Определите
количество и массу катионов ртути(II) в пруду. Определите,
представляет ли опасность прудовая вода, если объем воды в пруду 80
м3, а санитарная норма предусматривает содержание не более чем 0,01
17
г Hg2+ в 1 м3. Ответ: 0,051 моль (1,025 г) Hg2+; вода опасна для
здоровья, так как в ней содержится 0,013 г/м3 Hg2+ (выше нормы).
17. В какой массе NaOH содержится такое же количество
эквивалентов, сколько в 140 г КОН? Ответ: 100 г.
18. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ: 32,5
г/моль
19. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ:
9 г/моль.
20. Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода?
Вычислите молярную массу эквивалента металла, если на
восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 дм 3 водорода
(н. у.). Ответ: 32,68 г/моль.
21. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г
металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его
оксида. Чему равна молярная и атомная массы этого металла? Ответ:
23 г/моль.
22. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида.
Вычислите молярную массу эквивалента этого металла. Ответ: 103,6
г/моль.
23. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось
21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его
оксида. Чему равна молярная и атомная массы металла? Ответ:
55,8 г/моль.
24. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с
кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите молярную,
атомную массы и молярную массу эквивалента металла. Ответ: 9
г/моль.
25. Исходя из молярной массы углерода и воды, определите
абсолютную массу атома углерода и молекулы воды в граммах.
Ответ: 2,0 · 10-23 г; 3,0 · 10-23 г.
26. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты
израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислите число эквивалентности,
молярную массу эквивалента и основность H3PO4 в этой реакции. На
основании расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль; 49
г/моль; 2.
27. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO4
израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите число эквивалентности,
молярную массу эквивалента и основность кислоты. На основании
расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль; 41 г/моль; 2.
18
28. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла.
Определить молярную массу эквивалента металла. Ответ: 9,01 г/моль.
29. Вычислите молярную массу двухвалентного металла и
определите, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л
кислорода (н.у.). Ответ: 137,4; Ва.
30. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г
серы. Найдите молярные массы эквивалентов брома и металла, зная,
что молярная масса эквивалента серы равна 16,0 г/моль. Ответ: 79,9
г/моль; 9,0 г/моль.
31. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной
кислоты. Определите молярную массу эквивалента металла и объем
выделившегося водорода (н.у.). Ответ: 56,0 г/моль; 3,36 л.
32. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты
одинаковые количества водорода. Вычислите молярную массу
эквивалента цинка, зная, что молярная масса эквивалента кальция
равна 20,0 г/моль. Ответ: 32,6 г/моль.
33. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида
натрия. Определите молярную массу эквивалента кислоты.
Ответ: 49,0 г/моль.
34. 0,376 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили
0,468 л водорода (н.у.). Определите эквивалентный объем водорода,
зная, что молярная масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.
Ответ: 11,2 л/моль.
Периодический закон
35. Исходя из положения германия и технеция в периодической
системе, составьте формулы мета- и ортогерманиевой кислот, и оксида
технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите
формулы этих соединений графически.
36. Атомы каких элементов четвертого периода периодической
системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления
Э2О7? Какой из них дает газообразное соединение с водородом?
Составьте формулы кислот, отвечающих этим oксидам и изобразите их
графически.
37. Исходя из положения германия, молибдена и рения в
периодической системе, составьте фoрмулы водородного соединения
германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их
высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений
графически,
19
38. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно
выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в
периоде и в группе периодической системы с увеличением
порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома
соответствующего элемента.
39. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов
третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей
степени окисления. Как изменяется кислотно-основный характер этих
соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения
реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.
40. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или
мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами?
Какой из этих элементов образует газообразное соединение с
водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных
элементов?
41. Марганец образует соединения, в которых он проявляет
степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и
гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите
уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца
(IV).
42. У какого элемента четвертого периода — хрома или селена —
сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов
образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте
строением атомов хрома и селена.
43. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот
и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с
данными элементами в этой степени окисления. Как называются
соответствующие соединения?
44. У какого из р-элементов пятой группы периодической
системы − фосфора или сурьмы − сильнее выражены неметаллические
свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более
сильный восстановитель? Ответ мотивируй строением атома этих
элементов.
45. Исходя из положения металла в периодической системе
Д.И. Менделеева, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из
двух гидроксидов более сильное основание: Ва(ОН) 2 или Mg(ОН)2;
Са(ОН) 2 или Fе(ОН)3; Cd(OH)2 или Sr(OH)2 и поясните почему?
46. Исходя из степени окисления атомов соответствующих
элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух
гидроксидов является более сильным основанием: СuОН или Сu(ОН)2;
20
Fe(OH)2 или Fе(ОН)3; Sn(OH)2 или Sn(OH)4? Напишите уравнения
реакции, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II).
47. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор,
сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с
данными элементами в этой степени окисления. Как называются
соответствующие соединения?
48. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют
кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы
соединений данных элементов, отвечающих этим степеням.
49. Хром образует соединения, в которых он проявляет степени
окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов,
отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций,
доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).
50. Атомные массы элементов в периодической системе
непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел
изменяются периодически. Чем это можно объяснить? Дайте,
мотивированный ответ.
51. Какова современная формулировка периодического закона?
Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт,
теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем,
иодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?
52. Какую низшую и высшую степень окисления проявляют
углерод, фосфор, сера и иод? Почему? Составьте формулы соединений
данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
53. Почему у элемента VII группы — марганца преобладают
металлические свойства, тогда как стоящие в той же группе галогены
являются типичными неметаллами? Дать ответ, исходя из строения
атомов указанных элементов.
54. Как изменяются валентные возможности и координационные
числа элементов главных подгрупп с ростом заряда ядер их атомов?
Разобрать на примере элементов VI группы. Написать формулы
серной, селеновой и теллуровой кислот.
55. Как изменяется устойчивость высших оксидов и гидроксидов
в главных и побочных подгруппах с ростом заряда ядер атомов
элемента? Ответ подтвердить примерами.
56. Чем объясняется отличие свойств элементов второго периода
от свойств их электронных аналогов в последующих периодах? Ответ
мотивировать примерами.
57. Чем отличаются s-электроны, расположенные на различных
уровнях? Чем отличаются p-электроны друг от друга и от s-электронов
в пределах одного и того же уровня? Приведите примеры.
21
58. Пользуясь периодической системой элементов, напишите
формулы: высших оксидов хрома, марганца, и олова; б) кислот,
соответствующих этим оксидам; в) оксида, гидроксида и нитрата
стронция.
59. Атомы каких элементов четвертого периода периодической
системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления
Э2О5? Какой из них дает газообразное соединение с водородом?
Составьте формулы кислот, отвечающих этим oксидам и изобразите их
графически?
60. В чем проявляется диагональное сходство элементов? Какие
причины его вызывают? Сравнить свойства бериллия, магния и
алюминия. Привести электронно-графические формулы.
61. Каковы общие закономерности изменения физических и
химических свойств простых веществ, образуемых элементами
главных подгрупп периодической системы элементов: а) в периоде; б)
в группе? Ответ мотивировать примерами.
62. Как изменяются кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов
с ростом заряда их ядер: а) в пределах периода: б) в пределах группы.
Ответ мотивировать примерами ?
63. Почему изменение свойств элементов в больших периодах от
щелочного металла к благородному газу происходит значительно
медленнее, чем в малых периодах? Ответ мотивировать примерами.
64. С каким элементом более сходен молибден по свойствам — с
селеном или с хромом? Чем это объясняется? Привести электроннографическую формулу молибдена.
Химическая связь
65. Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное
строение молекулы ВеCl2 и тетраэдрическое СН 4?
66. Длина диполя молекулы HF l = 0,4 ∙ 10-10 м. Электрический
момент диполя 1,98D. Чему равен частичный эффективный заряд Н δ+ и
Fδ?
67. Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение
молекулы H2S и линейное молекулы СО2?
68. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы Не2
и молекулярного иона Не2+ по методу молекулярных орбиталей (МО).
Как метод МО объясняет устойчивость иона Нe2+ и невозможность
существования молекулы Не2?
22
69. Какую химическую связь называют водородной? Между
молекулами каких веществ она образуется? Почему Н20 и HF, имея
меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких
температурах, чем их аналоги?
70. Могут ли существовать молекулы Li2 и Ве2 и каковы
кратности их связей? Ответ мотивируйте составлением энергетических
диаграмм.
71. Сравнить кратности связей и магнитные свойства молекулы
В2 и молекулярного иона В2+. Составить энергетические диаграммы.
72. Составить энергетическую диаграмму по методу
молекулярных орбиталей (МО) частиц NO+, NO и NO- и сравнить их
кратность и энергию связей.
73. Сравнить кратность, энергию связей и магнитные свойства
частиц СО+, СО и СО-. Составить энергетические диаграммы.
74. Составить энергетическую диаграмму атомных орбиталей
(АО) и МО молекулы LiH. Какие орбитали в ней являются
связывающими, а какие - разрыхляющие? Рассчитать кратность связи.
75. Энергия диссоциации озона по схеме О3 = О2 + О составляет
100 кДж/моль. Вычислить энергию этой связи в электронвольтах на
связь. Составить структурную формулу молекулы озона и указать виды
связей.
76. Вычислить разность относительных электроотрицательностей
следующих пар атомов: Са – Cl, Ga – Cl и С – Cl. Какая из этих связей
характеризуется наибольшим процентом ионности?
77. Вычислить разность относительных электроотрицательностей
обеих связей в молекуле HOCl и определить, какая из них
характеризуется большим процентом ионности. Поясните почему?
78. Определить характер связей в кристаллических структурах
твердых веществ: KF, ВаСl2, сера, иод, карбид кремния. Какими
свойствами обладают данные твердые вещества?
79. Определить характер связей в молекулах SCl4, SiCl4, ClF3 и IBr
и указать для каждой из них направление смещения электронной
плотности связи. Расположить молекулы в ряд в порядке увеличения
полярности связи. Какими свойствами обладают данные соединения?
80. Определить характер связей в кристаллах MgS, ZnSe и InSb. В
каком случае связь имеет более полярный характер? Какими
свойствами обладают данные соединения?
81.
Сопоставить
разность
относительных
электроотрицательностей в гидридах щелочных металлов от лития к
23
цезию. Как меняется характер связи и с чем это связано? Привести
пример строения гидрида щелочного металла по методу молекулярных
орбиталей.
82.
Руководствуясь
разностью
относительных
электроотрицательностей связи Э – О, определить, как меняется
характер связи в оксидах элементов третьего периода периодической
системы Д. И. Менделеева.
83. Длина диполя связи Н – О l = 0,315 ∙ 10-10 м, электрический
момент диполя 1,4 D. Чему равен частичный эффективный заряд Н δ+ и
Oδ-?
84. Укажите механизм образования связей в ионе гидроксония.
Какую валентность имеет кислород в этом ионе?
85. Какие связи называют водородными, какова их прочность по
сравнению с другими типами связей? При какой температуре
разрушаются водородные связи в воде и при какой температуре
разрываются связи между атомами водорода и кислорода в воде?
86. Определите валентность криптона и ксенона по методу
валентных связей.
87. В какой из молекул – H2S, H2Se или Н2Те – и почему угол
между валентными связями больше отклоняется от 90°?
88. Как и почему изменяется величина угла в вершинах пирамидальных молекул ЭН3 при переходе от РН3 к SbH3?
89. Какова пространственная структура молекул СО2 и CS2,
моменты электрического диполя которых равны нулю?
90. Можно ли предположить, что молекула SО2 обладает
линейной структурой, учитывая ее полярный характер ( =5,ЗЗ 10-30
Кл ∙ м)? Поясните.
91. Какие электроны атома ртути участвуют в возникновении
гибридных орбиталей, предшествующем образованию неполярных
молекул галогенидов двухвалентной ртути? Назвать тип гибридизации.
92. На основании чего можно сделать выбор между плоскостной
и пирамидальной моделью при определении пространственной
структуры молекул BF3 и NF3?
93. Какой тип гибридизации орбиталей атома кремния
предшествует образованию молекул SiH4 и тетрагалогенидов кремния?
Какова их пространственная структура?
94. Определить характер связей в пространственных решетках
кристаллического кремния и германия, имеющих алмазоподобную
24
структуру. Обладают ли эти тела металлической проводимостью?
2 РАСТВОРЫ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
2.1 Теоретическая часть
Общие свойства растворов
Общие (коллигативные) свойства растворов – это такие свойства,
которые не зависят от природы растворённых веществ, а зависят от
количества растворенного вещества.
Закон Рауля:
понижение давления насыщенного пара растворителя над
раствором пропорционально мольной доле растворённого нелетучего
вещества:
0
0
(2.1)
p  p  p  p  ,
A
где
A
A
A
x
p 0A
и p A – давление насыщенного пара растворителя над чистым
растворителем и над раствором, Па,
х – мольная доля.
Первое следствие из закона Рауля: повышение температуры
кипения tкип пропорционально моляльной концентрации раствора:
tкип = КэСm ,
(2.2)
где Кэ – эбулископическая постоянная растворителя, кг∙K /моль;
Сm – моляльная концентрация раствора, моль/1000 г .
Второе следствие из закона Рауля: понижение температуры
замерзания tзам пропорционально моляльной концентрации раствора:
tк = КкСm ,
(2.3)
где Кк – криоскопическая постоянная, кг∙K /моль.
Величины Кк и Кэ – зависят от природы растворителя и
определяются экспериментально.
Осмос – диффузия молекул растворителя из растворов через
полупроницаемую перегородку, разделяющую раствор и чистый
растворитель, или два раствора различной концентрации.
25
Согласно Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно
равно тому газовому давлению, которое имело бы растворённое
вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же
объёме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление)
обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно
записать в виде [2]:
π = СМ.R.Т,
(2.4)
где π – осмотическое давление, Па,
СМ – молярная концентрация, моль/л,
Т – температура, К.
2.1 Примеры решения задач
Пример 1. Вычислите: а) массовую долю в процентах (ω %) б)
молярную концентрацию (См); в) молярную концентрацию эквивалента
вещества (СN); г) моляльную концентрации (Сm) раствора фосфорной
кислоты Н3Р04, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см 3
воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр (Т) этого
раствора?
Решение
Дано:
m(Н3РО4) = 18 г ,
а) концентрация массовая доля в
V(Н2О) = 282 см3 ,
процентах показывает число граммов
ρ = 1,031 г/см3
(единиц массы) вещества, содержащееся
Найти:
в 100 г (единиц массы) раствора.
ω%, См, СN,Сm , Т
Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса
полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно:
300 — 18
100 — ω (%) ,
откуда
ω (%) = 100∙18/300 = 6 (%).
б) мольно-объемная концентрация, или молярная концентрация,
показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л
26
раствора. Масса 1 л раствора V∙ρ = 1000 ∙ 1,031 = 1031 г. Составляем
пропорцию:
300 — 18
1031 — х ,
х = 1031∙18/300 = 61,86 (г).
Молярную концентрацию раствора получим делением числа
граммов Н3Р04 в 1 л раствора на молекулярную массу Н3РО4:
См= 61,86/97,99 = 0,63 М .
в) молярная концентрация эквивалента вещества, или
нормальность, показывает число моль эквивалентов растворенного
вещества, содержащихся в 1 л раствора. Так как 1 моль-эквивалент Н
3РО4 = М/3 = 97,99/3 = 32,66 г, то:
СN = 61,86/32,66 = 1,89 н .
г) мольно-весовая концентрация, или моляльность, показывает
число грамм-молекул растворенного вещества, содержащихся в 1000 г
растворителя. Массу Н3РО 4 в 1000 г растворителя находим из
соотношения:
282 — 18
1000 — х
х = 1000∙18/282 = 68,83 (г).
Отсюда:
Сm = 63,83/97,99 = 0,65 (моль/1000 г)
д)
титром
раствора
называется
количество
граммов
растворенного вещества в 1 см3 (мл) раствора. Так как в 1 л раствора
содержится 61,86 г кислоты, то:
Т = 61,86/1000 = 0,06186 (г/см3).
Зная нормальность раствора и молярную массу эквивалента
растворенного вещества, титр легко найти по формуле:
27
Т = Сн ∙ Мэ(х) /1000.
Ответ. ω %= 6%, См=0,63 М; Сm = 0,65 моль/1000 г, Т = 0,06186
г/см3 [3].
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты
израсходовано 25 см3 6,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность
раствора кислоты?
Решение
Так как вещества взаимодействуют между
Дано:
собой в эквивалентных количествах, то
V1 = 50 см3 ,
растворы равной нормальности реагируют в
равных
объемах.
Объемы
растворов
V2 = 25 см3 ,
реагирующих
веществ
обратно
СN2 = 6,5 н
пропорциональны их нормальностям, т. е.:
Найти:
СN1
V1/ V2= СN2/ СN1, или V1 ∙ CN1= V2 ∙ СN2;
50 ∙ СN1 = 25 ∙ 0,5, откуда СN1 = 25∙0,5/50 = 0,25 (н) .
Ответ. СN1 = 0,25 н .
Пример 3. К 1 л 10%-ного раствора КОН (ρ1 = 1,092 г/см3)
прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (ρ2 = 1,045 г/см3). Объем смеси
довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного
раствора.
Решение
Дано:
V1 = 1 л ,
ω1% = 10 % ,
ρ1 = 1,092 г/см3 ,
V2 = 0.5 л ,
ω2% = 5 % ,
ρ2 = 1,045 г/ см3 ,
Масса одного литра 10%-ного раствора
КОН 1092 г. В этом растворе содержится
КОН
1092∙10/100 = 109,2 г .
28
V3 = 2л
Найти: СМ
Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045∙0,5 = 522,5 г. В растворе
содержится КОН:
522,5∙5/100 = 26,125 г .
В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН
составляет 109,2 +26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого
раствора:
См= 135,325/2∙56,1 = 1,2 М,
где 56,1 - молярная масса КОН.
Ответ. См = 1,2 М.
Пример 4. Рассчитайте, сколько нужно взять граммов
безводной соли K2CrO4 и какой объем воды для приготовления
300 мл 6 % раствора K2CrO4 (6% (K2CrO4) = 1,048 г/см3).
Решение
Находим массу 300 мл 6 % раствора
K2CrO4
Дано:
mр-ра = Vр-ра · ρр-ра = 300×1,048 = 314,4 г
ωB = 0,06 K2CrO4
Масса растворенного вещества равна
Vр-ра=300 мл
произведению массы раствора на
ρр-ра = 1,048 г/см3
массовую долю растворенного вещества.
ρводы ≈ 1 г/см3
Находим массу безводной соли K2CrO4
Найти:
mB = ωB · mр-ра = 0,06×314,4 = 18,86 г
mB
Находим массу воды
Vводы
mводы = mр-ра - mB = 314,4 – 18,86 = 295,54 г
Vводы= mводы/ ρводы = 295,45 мл.
Ответ. Масса соли равна 18,86, объем воды 295,45 мл.
Пример 5. Определите массу (г) кристаллогидрата сульфата меди
состава CuSO4 . 5H2O и объем (мл) воды, необходимые для
приготовления 150 мл 10%-ного раствора при комнатной температуре
(р-ра = 1,11 г/см3).
29
Если для приготовления раствора используют не безводное
вещество, а его кристаллогидрат В . nH2O, то следует учитывать при
расчетах воду, которая входит в состав кристаллогидрата (кр). Массу
кристаллогидрата mкр определяют по формуле
mкр =mB · М кр/ МB,
(2.3)
где Мкр – молярная масса кристаллогидрата;
mB − расчетная масса вещества в растворе заданного состава.
Определение массы воды mводы, которую необходимо добавить к
рассчитанной массе кристаллогидрата для получения раствора
заданного состава с массой m(р), проводят по формуле mводы= m(р) - mкр.
Решение
Находим массу раствора
Дано:
Vр-ра= 150 мл
mр-ра = Vр-ра · ρр-ра=150 × 1,11 = 166,5 г
ω(CuSO4) = 0,1
Рассчитываем массу кристаллогидрата
Мкр = 250 г/моль
mкр = mВ(CuSO4) · М кр / М(CuSO4) =
М(CuSO4) = 160 г/моль = ω(CuSO4) · mр-ра · Мкр/ М(CuSO4) =
ρр-ра = 1,11 г/см3
= 0,1·166,5·250 / 160 = 26,02 г
ρводы ≈ 1 г/см3
Определяем объем воды
Найти:
Vводы = mводы /ρводы =
m кр
= (mр-ра - mкр)/ρводы = (166,5 - 26,02) / 1 =
Vводы
= 140,48 мл
Ответ. Для приготовления раствора CuSO4 надо взять 26,02 г
кристаллогидрата состава CuSO4 . 5H2O и 140,48 мл воды.
Пример 6. Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой
1,84 г/см3, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора?
Решение
Дано:
Молярная масса эквивалента H2SO4 == М/2
ω1% = 96%
= 98,08/ 2 = 49,04 г. Для приготовления 3 л
ρ = 1,84 г/см3
0,4 н раствора требуется 49,04 ∙ 0,4 ∙ 3 =
V2 = 3 л
58,848 г H 2S04. Масса 1 см3 96 %-ной
СN = 0,4 н
кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится
Н2SO4:
Найти:
V1
1,84 ∙ 96/100 = 1,766 г .
Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять
этой кислоты:
30
58,848 /1,766 = 33,32 (см3) .
Ответ. V1 = 33.32 см3.
Пример 7. Определите водородный показатель рН в 0,006М
растворе серной кислоты при 25 С.
Решение
Дано:
Полная диссоциация серной кислоты:
сB = 0,006 моль/л
H2SO4 = SO42– + 2H+, pH<7
Из одного моля серной кислоты образуется два
Найти:
моля ионов водорода, поэтому [H+] = 2·сB
рН
pH = –lg[H+] = –lg(2·сB) = –lg(2·0,006) = 1,92
Ответ. 0,006М раствор H2SO4 имеет рН 1,92.
Пример 8. Определите концентрацию (моль/л) ионов H+ в
растворе, если pH среды равен 12,7.
Решение
По определению pH = –lg[H+]. Поэтому [H+] = 10–pH.
Следовательно, в данном случае [H+] = 10–12,7 = 2·10–13.
Ответ. 2·10–13 моль/л
Пример 9.
Найдите степень диссоциации сероводородной
кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если Kа(I) = 1,110–7.
Решение
По первой ступени сероводородная кислота диссоциирует
следующим образом: H2S  H+ + HS. Так как константа диссоциации
H2S очень мала, можно использовать упрощенное выражение закона
разбавления Оствальда (4).
Отсюда  = (Kа(I) /С)1/2 = (1,110–7 / 0,1)1/2  1,0510–3 или 0,105%.
Ответ.  = 0,015%.
Пример 10. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды,
кристаллизируется при температуре минус 0,279 oС. Вычислить
молекулярную массу глицерина.
Дано:
m = 11,04 г,
mр-ля = 800 г,
Решение
Для
воды
криоскопическая
и
эбулиоскопическая постоянные соответственно
31
tк. = - 0,279 oС.
Найти:
М
равны 1,86 кг∙K /моль и 0,52 кг∙K /моль.
Температура кристаллизации чистой воды 0 OС,
следовательно,
понижение
температуры
кристаллизации:
Δtк = 0 - (- 0,279) = 0,279 (oС).
Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г
воды,
m/mр-ря = 11,04 ∙ 1000/800 = 13,8 .
Подставляем в уравнение данные,
М = Кк ∙ m/(mр-ря ∙Δt) ,
вычисляем молекулярную массу глицерина:
М = 1,86 ∙ 13,8/0,279 = 92 (г/моль).
Ответ. М = 92 г/моль.
Пример 11. Вычислить температуры кристаллизации и кипения
2%-го водного раствора глюкозы С6Н12О6.
Решение
Для воды криоскопическая и эбулиоскопическая
Дано:
постоянные соответственно равны 1,86 кг∙K /моль и
ω% = 2 %
0,52 кг∙K /моль.
глюкоза
Понижение температуры кристаллизации 2%- го
С6Н12О6.
раствора:
Найти:
Δtк = 1.86 ∙ 2 1000/(180 ∙ 98) = 0.21 ( oС).
tкип.
tк.
Вода кристаллизируется при температуре 0 oС следовательно,
температура кристаллизации раствора tк. = -0,21 0С.
Повышения температуры кипения 2%-ного раствора С6Н12О6:
Δtкип = 0,52 ∙ 2 ∙ 1000/(180 ∙ 98) = 0,06 ( oС).
Вода кипит при температуре 100 0С, следовательно, температура
кипения этого раствора tкип = 100+ 0,06 = 100,06 oС.
Ответ. tкип. = 100,06 oС, tк = - 0,21 oС.
Пример 12. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты
С6Н5СООН в 100 г сероуглерода, кипит при температуре 46,529 oС.
32
o
Температура
кипения
сероуглерода
46,3
С.
Вычислить
эбуллиоскопическую константу сероуглерода.
Решение
Дано:
Повышение температуры кипения:
m = 1.22 г,
Δtкип = 46,529- 46,3 = 0,229 (oС).
m1 = 100 г,
tкип. =46,529 oС,
Один моль бензойной кислоты 122 г/моль. Из
tкип.1 = 46,3 oС.
формулы находим эбуллиоскопическую константу:
Кэ = Δt∙ Сm = 0.229 ∙ 122∙100/1,22∙1000 =
Найти:
= 2,29 (кг∙K /моль) .
Кэ
Ответ. Кэ = 2,29 кг∙K /моль.
Пример 13. Вычислить процентную концентрацию водного
раствора мочевины (NH2)2CO, зная, что температура кристаллизации
этого раствора равна минус 0,465 oС.
Решение
Температура
кристаллизации чистой
Дано:
o
воды
0
С,
следовательно,
Δt = (-0,465)
tк(NH2)2CO) = - 0.465 oC
= 0,465 oC. Зная, что молярная масса
мочевины 60 г/моль, находим массу m
(г)
растворенного
вещества,
приходящуюся на 1000 г воды
Найти:
ω%
m/m1 = Δtк ∙M /Kк = 0.465 ∙ 60/1,86 = 15 .
Общий вес раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет
1000+15=1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе
находим из соотношения:
В 1015 г раствора- 15 г вещества ;
В100 г раствора – х г вещества ;
х =1,48 % .
Ответ. ω% = 1,48 % .
33
Пример 14. Произведение растворимости MgS при 25 оС равно
2,010–15. Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов
0,004 н. раствора Mg(NO3)2 и 0,0006 н. раствора Na2S? Степени
диссоциации этих электролитов принять равными 1.
Решение
Считаем, что при смешении равных объемов растворов двух
солей объем суммарного раствора увеличился вдвое. Следовательно,
концентрации обеих солей уменьшились в два раза. Поэтому
СN(Mg(NO3)2) = 0,002 моль-экв/л, а СN(Na2S) = 0,0003 моль-экв/л. Для
определения
концентрации
ионов
необходимо
молярную
концентрацию
эквивалента
перевести
в
молярную
концентрацию:СМ(Mg(NO3)2) = СN · fэ = 0,002/2 = 0,001=10–3моль/л,
СМ(Na2S)= СN · fэ = 0,003/2 = 0,00015 = 1,510–4 моль/л.
В соответствии с уравнением диссоциации Mg(NO 3)2 =
Mg2++2NO3, концентрация СМ(Mg2+) = 10–3моль/л. Концентрация
СМ(S2)=1,510–4моль/л, согласно уравнению диссоциации Na2S =
2Na++S2. Так как ПР(MgS) = Mg2+S2 = 210–15, то произведение
концентраций СМ(Mg2+)СМ(S2) = 10–3  1,510–4 = 1,510–7 > ПР, поэтому
осадок MgS будет выпадать.
Ответ. Осадок MgS будет выпадать.
Пример 15.
Вычислить константу гидролиза Kг, степень
гидролиза г и рН 0,1 М раствора NH4Cl. Константа диссоциации
слабого основания KО(NH4OH) = 1,7710–5.
Решение
Соль NH4Cl (слабого основания и сильной кислоты) подвергается
гидролизу по катиону: NH4+ + H2O  NH4OH + H+. Находим значение
константы гидролиза:
Kг = KВ/KО(NH4OH) = 10–14/(1,7710–5) 5,5610–10.
Так как значение Kг мало, то г << 1. Тогда: г = (Kг/С)1/ 2=
(5,5610–10 / 0,1)1/2  7,4610–5. Следовательно, концентрация ионов
[H+] = г C = 7,4610–5  0,1 = 7,4610–6
и
рН = –lg[H+] = –lg (7,4610–6)  5,13.
Ответ. Kг5,5610–10, г 7,4610–5, рН 5,13.
Пример 16. Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1М
растворе и pН раствора.
Решение
Дано:
Уравнение гидролиза:
С = 0,1 М СН3СООК
СН3СОО- + Н2О ↔СН3СООН + ОН- ;
34
Кг = Кв / Кк =
Найти: степень гидролиза
β и рН раствора
10 /(1,8 ∙ 10-5) = 5,56 ∙ 10-10 ;
-14
теперь найдем степень гидролиза:
β = √ Кг/С = √5,56 ∙10-10/0,1 = 7,5∙10-5
[ОН-] = β С = 7,5 ∙10-5 ∙ 0,1 = 7,5 ∙10-6 ;
следовательно:
pОН = - lg [ОН- ] = -lg(7,5∙10-6) = 5,12 ;
отсюда:
pН = 14 – pОН =14 – 5,12 = 8,88 ;
Ответ. Степень гидролиза β =7,5∙10-5, pН = 8,88 .
2.3 Задачи индивидуального расчетного задания
Способы выражения состава растворов
95. Вычислите молярную концентрацию и молярную
концентрацию эквивалента 20%-ного раствора хлорида кальция
плотностью 1,178 г/см3. Ответ: 2,1М; 4,2н.
96. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH
плотностью 1,328 г/см3? К одному литру этого раствора прибавили 5
дм3 воды. Вычислите массовую долю полученного раствора. Ответ:
9,96н.; 6,3%.
97. К 3 дм3 10%-ного раствора HNO3 прибавили 5 дм3 2%-ного
раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см 3. Вычислите массовую
долю и молярную концентрацию полученного раствора, объем
которого равен 8 дм3. Ответ: 5,0 %; 0,82М.
98. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов и
молярную концентрацию 20,8%-ного раствора HNO3 плотностью 1,12
г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 дм3 этого раствора?
Ответ: 3,70М; 4,17н.; 931,8 г.
99.
Вычислите
молярную
концентрацию,
молярную
концентрацию эквивалентов и моляльную концентрацию 16%-ного
раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/см 3. Ответ:1,38М; 4,14
н.; 1,43М.
35
100. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75
см3 0,3н. раствора H2SO4 прибавить 125 см3 0,2н. раствора KOH?
Ответ: 0,14г KOH.
101. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в
100 см3 раствора AgNO3, потребовалось 50 см3 0,2н. раствора HCl.
Какова нормальность раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в
осадок? Ответ: 0,1н.; 1,433 г.
102. Какой объем 20,01 %-ного раствора HCl (пл 1,100 г/см3)
требуется для приготовления 1 дм3 10,17 %-ного раствора (пл.
1,050г/см3)?
Ответ: 485,38 см3.
103. Смешали 10 см3 10 %-ного раствора HNO3 и 100 см3 30%ного раствора HNO3. Вычислите массовую долю полученного
раствора.
Ответ: 28,38 %.
104. Какой объем 50%-ного раствора KOH требуется для
приготовления 3 дм3 6%-ного раствора (пл. 1,048 г/см3)
Ответ: 245,5 см3.
Общие свойства растворов
105. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола,
кристаллизуется при 5,296 оС. Температура кристаллизации бензола
5,5оС. Криоскопическая константа 5,1о. Вычислите молярную массу
растворенного вещества. Ответ: 128 г/моль.
106. Вычислите массовую долю водного раствора сахара
C12H22О11, зная, что температура кристаллизации раствора –0,93 оС.
Криоскопическая константа воды 1,86о. Ответ: 14,6 %.
107. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины
(NH2)2CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая
константа воды 1,86о. Ответ: –1,03 оС.
108. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры C10H16O в 100 г
бензола, кипит при 80,714 оС. Температура кипения бензола 80,2 оС.
Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола. Ответ: 2,57 о.
109. Вычислите массовую долю водного раствора глицерина
C3H5(OH)3, зная, что этот раствор кипит при 100,39 оС.
Эбуллиоскопическая константа воды 0,52о. Ответ: 6,45%.
110. Вычислите молярную массу неэлектролита, зная, что
раствор, содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды,
кристаллизуется при –0,279 оС. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: 60 г/моль.
36
111. Вычислите температуру кипения 6 %-ного раствора
нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,2 оС.
Эбуллиоскопическая константа его 2,57 оС. Ответ: 81,25 оС.
112. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300
г воды, кристаллизуется при –0,465 оС. Вычислите молярную массу
растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 о.
Ответ: 342 г/моль.
113. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты,
зная, что раствор, содержащий 4,25 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной
кислоты, кристаллизуется при 15,718 оС. Температура кристаллизации
уксусной кислоты 16,05 оС. Ответ: 3,9о.
114. При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура
кипения его повысилась на 0,81 оС. Сколько атомов содержит молекула
серы в этом растворе. Эбуллиоскопическая константа бензола 2,57 о.
Ответ: 8.
Слабые и сильные электролиты
115. Укажите реакцию среды и найдите концентрацию [Н+] и
[ОН-]-ионов в растворах, для которых рН равен:
а) 1,6; б) 10,5.
116. Вычислите рН растворов, в которых концентрация [Н+]ионов равна (моль/дм3):
а) 2,0∙10-7 ; б) 8,1∙10-3 ; в) 2,7∙10-10 .
117. Вычислите молярную концентрацию слабой одноосновной
кислоты в растворе, если:
а) рН = 4, α = 0,01; б) рН = 3, α = 1 %; в) pH = 6, α = 0,001.
118. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором
степень диссоциации кислоты равна 0,042.
119. Вычислите рН следующих растворов слабых электролитов:
а) 0,02 М NH4OH; б) 0,1 М HCN;
в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH3COOH.
120. Чему равна молярная концентрация раствора уксусной
кислоты, рН которой равен 5,2?
121. Найдите степень диссоциации (%) и [Н+] 0,1 М раствора
СН3СООН, если константа диссоциации уксусной кислоты равна
1,8∙10-5.
122. Вычислите [Н+] и рН 0,01 М и 0,05 н растворов H 2SO4.
29. Вычислите [Н+] и рН раствора H2SO4с массовой долей
кислоты 0,5 % (ρ = 1,00 г/см3).
37
123. Вычислите pH раствора гидроксида калия, если в 2 дм3
раствора содержится 1,12 г КОН.
124. Вычислите [H+] и pH 0,5 М раствора гидроксида аммония.
Константа диссоциации K (NH4OH) = 1,76∙10-5.
125. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 500
см3 0,02 М CH3COOH с равным объемом 0,2 М CH3COOK.
126. Вычислите молярную концентрацию раствора HCOOH,
имеющего pH = 3.
Гидролиз солей
127. Укажите, какие из приведенных ниже солей подвергаются
гидролизу, напишите сокращенные ионно-молекулярные уравнения,
укажите реакцию среды:
1) CuCl2, BaCl2, Ca(CH3COO)2, 6) MnCl2, (NH4)2CO3, NaHCO3,
Pb(NO3)2
Sr(NO3)2
2) NaClO4, (NH4)2SO4, (NH4)2S, 7) Rb2S, KNO2, Li2SO4, Na2HPO4
KCN
8) Mg(CH3COO)2, SnCl2, NH4NO3,
3) Na3AsO4, CoSO4, AlCl3, CaSO4 CsCl
4) CrCl3, K2SO4, Na2S, Zn(NO3)2
9)
NaHS,
Li2SO3,
Rb2SO4,
5) KI; NH4Br; Na3PO4; ZnSO4
Bi(NO3)3
10) BaS; Al2(SO4)3; HgCl2;
Cr(NO3)3.
128. Вычислите константу гидролиза Kг, степень гидролиза г и
рН:
1) 0,2 М раствора НСООК; 6) 0,06 М раствора Рb(NO3)2 по I
2) 0,001 М раствора KF;
ступени;
3) 0,1 М раствора Na2S;
7) 1 М раствора ZnSO4 по I ступени;
4) 0,01 М раствора К2СО3;
8) 0,01 М раствора K2SO3 по I ступени;
5) 0,01 М раствора KNO2;
9) 0,2 М раствора Na2CO3 по I ступени;
10) 0,01 М раствора К2С2О4 по I
ступени.
3 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И
ТЕРМОДИНАМИКА
3.1 Теоретическая часть
Химическая кинетика равновесие
38
Химической кинетикой называется учение о скорости и
механизмах химических реакций, закономерностях их развития во
времени.
При постоянной температуре скорость химической реакции
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, возведенных в некоторых степенях:
А+В+2D = F+L

= k∙CA∙CB ∙ CD 2 ,
(3.1)
где k − коэффициент пропорциональности, называемый константой
скорости данной реакции.
Первая попытка учесть влияние температуры на скорость
химических реакций сделана Вант-Гоффом, сформулировавшим
следующее эмпирическое правило.
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа
скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 − 4
раза.
Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость
или константа скорости при повышении температуры на 10 градусов,
есть температурный коэффициент скорости реакции γ. Математически
правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:
2 / 1  k2 / k1   (t
2
 t1 ) / 10
,
(3.2)
где  − температурный коэффициент скорости химической реакции;
k1, k2 – константы скорости реакции при соответствующих
температурах;
t1, t2 – температуры реакций.
Более точно зависимость скорости реакции от температуры
описывает уравнение Аррениуса:
k  Ae  Eа / RT ,
(3.3)
где A − стерический фактор, который определяет вероятность
активного столкновения;
Ea – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная;
T – температура реакции.
39
Величина Ea характеризует природу реагирующих веществ и
определяется экспериментально из зависимости k = f(T). Записав
уравнение (1.6) в логарифмическом виде и решая его для констант при
двух температурах, находим Ea:
ln(k2 / k1 )  (T2  T1 )  E a / RT2  T1 ,
Ea  ( RT1  T2  ln( kT2 / kT1 )) /(T2  T1 ) .
(3.4)
В соответствии с законом действующих масс состояние
равновесной химической системы характеризуется константой
равновесия, представляющей собой отношение констант скоростей
прямой (k1) и обратной (k2) реакций [4].
[𝐶]𝑐 ∙[𝐷]𝑑
𝑘
𝐾 = 𝑘1 = [𝐴]𝑎∙[𝐵]𝑏 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 = 𝑓(𝑇) ,
(3.5)
2
где а = νа , b = νb, c = νc , d = νd .
3.2 Примеры решения задач
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции
N2(г)+3Н2(г)↔ 2NH3(г), если давление в системе увеличить в 2 раза?
Решение
Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно
уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации
реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону
действующих масс, начальная скорость реакции равна υн = k∙[N2]∙[H2]3.
После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода
увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна υк = k∙2[N2]∙23[H2]3
= k∙16[N2]∙[H2]3. Отношение υк./υн показывает, как изменится скорость
реакции после изменения давления. Следовательно, υк/υн =
k∙16[N2]∙[H2]3/k∙[N2]∙[H2]3=16.
Ответ. Cкорость реакции увеличится в 16 раз.
Пример 2. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной
реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) ↔2SO3(г), если объем газовой смеси
уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие
системы?
Решение
Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а,
[O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс, скорости и прямой
и обратной реакций до изменения объема
40
υпр = k·а2·b ; υобр = k1·с2
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза
концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза:
[SO2] = 3a, [O2] = 3b, [SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости υ'
прямой и обратной реакций: υ'пр = k·(3a)2·(3b) = 27·k·a2·b; υ'обр= k1·(3с)2
= 9·k1·с2. Отсюда
𝜐′пр 𝑘 · (3𝑎)2 · (3𝑏)
υ′обр 𝑘 · (3с)2
=
=
27;
=
= 9.
𝜐пр
𝑘 · 𝑎2 · 𝑏
υобр
𝑘 · с2
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз,
обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось
сторону образования SO3.
Ответ. Скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз,
обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось
сторону образования SO3.
а
в
а
в
Пример 3. В реакции С(т)+2H2(г) ↔ CH4(г) концентрацию
водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции?
Решение
Согласно закону действующих масс, начальная скорость реакции
равна υн=k∙[H2]2. После уменьшения концентрации водорода в 3 раза
скорость станет равна υк=k∙(1/3)2[H2]2 =1/9k[H2]2. После изменения
концентрации водорода скорость изменится следующим образом:
υк/υн=1/9k[H2]2/k[H2]2=1/9.
Ответ. Скорость реакции уменьшится в 9 раз.
Прмер 4. Во сколько раз возрастет скорость реакции при
повышении температуры с 10 до 30 oС (γ = 3)?
Решение
При увеличении температуры с 10 до 30 oС скорость реакции в
соответствии с правилом Вант-Гоффа возрастает:
υ2/υ1=γ(t2-t1)/10, где t2=30 oC, t1=10 oC, а υ2 и υ1 – скорости реакции
при данных температурах. Получаем υ2/υ1=3(30–10)/10=32=9, т.е. скорость
реакции увеличится в 9 раз.
Ответ. Скорость реакции увеличится в 9 раз.
Пример 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость
реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от
30 до 70 oС, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение
41
Зависимость скорости химической реакции от температуры
определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
𝜐𝑇2 = υT1 · 𝛾
𝑇2 −𝑇1
10
;
𝑇2 −𝑇1
70−30
𝑣𝑇2
= 𝛾 10 = 2 10 = 24 = 16.
𝑣𝑇1
Следовательно, скорость реакции при температуре 70 oС больше
скорости реакции при температуре 30 oС в 16 раз.
Ответ. Скорость реакции увеличится в 16 раз.
Пример 6. Равновесие реакции 2H2(г)+O2(г) ↔ 2H2O(г) ; ∆H<0
смещается вправо: 1) при уменьшении давления; 2) при увеличении
давления?
Решение
Все вещества в системе – газы. В соответствии с принципом Ле
Шателье, повышение давления приводит к смещению равновесия в
сторону реакции, приводящей к меньшему количеству молей газов, т.е.
в сторону образования Н2О. Следовательно, повышение давления в
системе смещает равновесие реакции вправо.
Ответ. Повышение давления в системе смещает равновесие
реакции вправо.
Пример 7. В какую сторону сместится равновесие реакции
2SO2(г)+O2(г)↔ 2SO3(г); ∆H<0 при повышении температуры?
Решение
Поскольку ∆H<0, теплота выделяется в ходе
которая является экзотермической. Обратная
эндотермической. Повышение температуры всегда
протеканию реакции с поглощением теплоты,
сместится в сторону исходных веществ.
Ответ. Равновесие сместится влево.
прямой реакции,
реакция будет
благоприятствует
т.е. равновесие
Пример 8. Определите константу равновесия реакции
NOCl2(г)+NO(г) ↔ 2NOCl(г), если при некоторой температуре
равновесные концентрации веществ составляют [NOCl2]=0,05;
[NO]=0,55; [NOCl]=0,08 моль/л.
Решение
42
Константа равновесия обратимой химической реакции равна
отношению произведения равновесных концентраций продуктов к
произведению равновесных концентраций исходных веществ.
Значение каждой из концентраций должно быть возведено в степень,
равную стехиометрическому коэффициенту перед соответствующим
веществом в уравнении реакции. Поэтому
[NOCL]2
2 ]·[NO]
𝐾 = [NOCL
0,082
= 0,05·0.55 = 0,233.
Ответ. 0,233.
Пример 9. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида
фосфора протекает по уравнению:
РСl5(г)↔ РСl3(г)+Сl2(г);
∆Н = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в)
концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции
– разложения РСl5?
Решение
Смещением, или сдвигом химического равновесия, называют
изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в
результате изменения одного из условий реакции. Направление, в
котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле
Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (∆Н >
0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно
повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl5
ведет к увеличению объема газообразных веществ (из одной молекулы
газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения
равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в)
смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как
увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации
PCl3 или Cl2.
Пример 10. Один моль аммиака поместили в сосуд объемом 20 л
и нагрели до 600 oC. Давление в сосуде оказалось равным 435 кПа.
Рассчитайте степень разложения аммиака.
Решение
2NH3(г) ↔ N2(г)+3Н2(г)
Количество (моль) газов после реакции:
PV/RT = 435∙20/(8,31∙873) = 1,20 моль.
43
Если разложилось х моль аммиака, то схема разложения:
осталось NH3 (1-х); получилось N2 (х/2) + H2 (3х/2)
Из уравнения: 1,20 моль = (1-x) + x/2 + 3x/2 = 1+x
получим x = 0,2 моль.
Ответ. Степень разложения аммиака 20 %.
Пример 11. Константа равновесия реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3
равна 0,1 (при 400 oС). Равновесные концентрации [Н2] = 0,2 моль/л и
[NН3] = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную
концентрации азота.
Решение
Записываем выражение для константы равновесия К:
K = ([NH3]2/ ([N2]∙[H2]3)
Подставляем в выражение для К данные задачи:
0,1 = (0,082/ ([N2]∙0,23)
Отсюда рассчитываем равновесную концентрацию
[N2] = 8 моль / л
Далее находим начальную концентрацию азота, учитывая, что из
одного моль азота согласно уравнению реакции образуется 2 моль
аммиака, т.е. для получения 0,08 моль аммиака требуется 0,04 моль
азота. Таким образом, начальная концентрация азота
[N2] = 8 + 0,04 =8,04 моль/л.
Ответ. Равновесная концентрация азота 8 моль/л, начальная –
8,04 моль/л.
Пример 12. Некоторая реакция при 0 oС протекает практически
до конца за 4,5 часа (∼16384 с = 214 с). При какой температуре реакция
пройдет практически до конца в 1 с (температурный коэффициент
скорости равен 2).
Решение
Подставляем данные задачи в формулу (3.2):
υ 2 /υ1  214  2t 2 /10
находим t2/10 = 14. Отсюда: t2 = 140 oС.
Ответ. t2 = 140 oС.
Пример 13. Во сколько раз увеличится скорость реакции,
протекающей при 300 К, если энергию активации уменьшить на 7
кДж/моль.
Решение
44
Воспользуемся уравнением (1.6). Запишем его для двух скоростей
реакций при двух разных энергиях активации, отличающихся на
7 кДж, и поделим одно на другое:
k2 / k1  Ae Eа 2 / RT / Ae Ea1 / RT  e Ea1  Ea 2 / RT  2,722,81  16,6.
Ответ. В 16,6 раза.
Пример 14. При 37 oС реакция заканчивается за 150 с, а при
47 C − за 75 с. Вычислить энергию активации.
Решение
Найдем энергию активации по формуле (1.7).
Ea  (8,31 310  320  ln(150 / 75)) /(320  310) = 57,1 кДж / моль.
Ответ. 57,1 кДж / моль.
o
Пример 15. Константа равновесия гомогенной системы
СО (г) + Н 20 (г) ↔ СО2 (г) + Н2 (г)
при 850 °С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при
равновесии, если исходные концентрации:
[СО]исх= 3 моль/л, [Н2О] исх = 2 моль/л .
Дано:
СО(г)+ Н2 О ↔СО2(г)+ Н2(г),
Кравн = 1,
t = 850 oС,
[СО]исх. = 3 моль/л,
[Н2 О]исх. = 2 моль/л
Решение:
При равновесии скорости
прямой и обратной реакции
равны, а отношение констант
этих скоростей есть тоже
величина
постоянная
и
называется
константой
равновесия данной системы:
Найти: [СО]равн. [Н2 О]равн.
[СО2]равн. [Н2 ]равн.
v пр= k1[СО] [Н2О];
v обр= k2[СО2] [Н2];
Кравн= k1/k2 = [СО2] [Н2]/[СО] [Н2О].
В условии задачи даны исходные концентрации, в то время как в
выражение Кравн входят только равновесные концентрации всех
веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия
концентрация [СО 2 ] равн. = х моль/л. Согласно уравнению число молей
образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. Столько же
молей (х моль/л) СО и Н2 О расходуется для образования по х молей
СО2 и Н2.
45
Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ
будут:
[С02]равн.= [Н2]равн. = х моль/л;
[С0]равн.= (3 —х) моль/л;
[Н2О] равн = (2 – Х ) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и
исходные концентрации всех веществ:
1= х2/ (3-х) (2 – х );
х2= 6 -2х -3х +х2; 5х= 6, х= 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[С02]равн. == 1,2 моль/л;
[Н2]равн.= 1,2 моль/л;
[CO ]равн. = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2О]равн = 2 -1,2 = 0,8 моль/л.
Ответ. [СО2 ]равн.= 1,2 моль/л, [Н2]равн. = 1,2 моль /л, [CO ]равн. =
1,8 моль/л; [Н2О]равн = 0,8 моль/л.
Пример 16. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида
фосфора протекает по уравнению:
РСl5 (г) = РСl3 (г) + Сl2 (г); ΔН0 = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции
разложения PCl5?
Дано:
Решение:
РСl5 (г) = РСl3 (г) + Сl2 (г)
Найти:
как
изменить
t,
p,
концентрацию,
чтобы
сместить
равновесие
в сторону прямой
реакции?
Смещением
или
сдвигом
химического
равновесия
называют
изменение
равновесных
концентраций
реагирующих
веществ
в
результате изменения одного
из условий реакции.
Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по
принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РСl5
эндотермическая (ΔН > 0), то для смещения равновесия в сторону
прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной
системе разложение PCl5 ведет к увеличению объема (из одной
молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для
смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить
46
давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно
достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением
концентрации PCl3 или Cl2.
Ответ. Для смещения равновесия в сторону прямой реакции
необходимо повысить температуру, уменьшить давление и увеличить
концентрацию PCl5 или уменьшить концентрации PCl3 или Cl2..
Пример 17. Реакция горения этана выражается термохимическим
уравнением С2Н6 (г) + 7 1/2 О2(г) = 2СО2 (г) + 3 Н2О(ж);
ΔН = - 1559,87 кДж. Вычислить теплоту образования этана, если
известны теплоты образования С02(г) и H2O(ж).
Дано:
С2Н6 (г) + 71/2 О2→2 СО2
+ 3Н2О;
ΔН. = - 1559,87 кДж
Найти: ΔН (С2Н6(г)) - ?
Решение:
Нужно вычислить тепловой эффект
реакции
образования
этана
С2Н6,
термохимическое
уравнение которой
имеет вид:
2С (граф) + ЗН2 (г) == С 2Н6 (г);
a) С 2H6 (г) + 3 1/2 О2 (г) =2СО2 (г) + ЗН 2О (ж); ΔН=-1559,87 кДж;
б) С (граф) + О 2(г) = СО2 (г); ΔН =. -393,51 кДж;
в) Н2 (г) + 1/2О2 (r) = Н2О (ж); ΔН= -285,84 кДж.
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями
можно оперировать так же, как и с алгебраическими.
Для получения искомого результата следует уравнение (б)
умножить на 2, уравнение (в) − на 3, а затем сумму этих уравнений
вычесть из уравнения (а):
С2H6 + 7 1/2 О2 - 2С - 2О2 - ЗН2 - 3/2О2= 2CO2+ 3Н2О - 2СО2 -3Н2О; ΔН =1559,87 + 787,02 + 857,52;
С2Н6 = 2С + ЗН2; ΔН = + 84,67 кДж.
Так как теплота образования равна теплоте разложения с
обратным знаком, то ΔНобр (С2Н6)(г) = -84,67 кДж. К тому же результату
придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:
ΔН= 2ΔН(CO2) + ЗΔН (H2O)-ΔН0(С2Н6) - 7 1/2ΔН(O2).
Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно
приняты равными нулю,
ΔН(С2Н6)= 2ΔН(CO2) + 3ΔН(H2O) - ΔН;
ΔН(С2Н6)= 2 (-393,51) + 3 (-285,84) +1559,87 = -84,67;
Ответ. ΔН(С2Н6(г)) = - 84,67 кДж.
47
Пример 18. Реакция горения этилового спирта выражается
термохимическим уравнением:
С2 Н5ОН (ж) + ЗО2 (г) = 2СО2 (г) + ЗН2О (ж); ΔН = ?
Вычислить тепловой эффект реакции, если известно, что мольная
теплота парообразования С2Н5ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны
теплоты образования: С2Н5ОН (г); С02(г); Н2О (ж).
Дано:
С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2 (г)
+ 3Н2О(ж),
ΔНпарооб =42,36 кДж
Найти:
ΔН
Решение:
Для определения ΔН реакции
необходимо
знать
теплоту
образования
С2Н5ОН(ж).
Последнюю находим из данных
задачи:
С2 Н5ОН (ж)= С2Н5ОН (г); ΔНпарооб= +42,36 кДж ;
+ 42,36 = -235,31 –ΔН (С2 Н5ОН (ж)).
ΔНС2Н5ОН (ж) = -235,31-42,36 = -277,67 кДж.
Вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:
ΔН = 2·(-393,51) + 3·(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.
Ответ. ΔН = -1366,87 кДж.
Пример 19. Растворение моля безводной соды Na2СО3 в
достаточно большом количестве воды сопровождается выделением
25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата Na
2СО3∙10 Н2О поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислить теплоту
гидратации Na 2СО3 (теплоту образования кристаллогидрата).
Дано:
ΔН = - 25,1 кДж ,
ΔН(Na2CO3 aq) = 66,94 кДж
Найти:
ΔН (Nа 2СОз·10H2O) = ?
Решение
Составляем
термохимические
уравнения соответствующих реакций:
a) Na2CO3 + aq = Na2CO3•aq; ΔН= 25,10 кДж;
б) Nа2СО3∙10Н2О + аq =Na2СОз aq;
ΔН(Na2CO3 aq) = + 66,94кДж.
Вычитая уравнение (б) из уравнения (а), получаем ответ:
Nа2СОз + 10H2O = Nа 2СОз·10H2O;
ΔН (Nа 2СОз•10H2O) = -92,04 кДж,
т.е. при образовании Na2CO3 ∙10Н 2О выделяется 92,04 кДж
теплоты.
48
Ответ. Теплота образования кристаллогидрата Na2CO3∙10Н2О
равна -92,04 кДж.
Пример 20. Рассчитайте изменение энергии Гиббса при
превращении 1 моль переохлажденной воды при температуре минус
10 С и давлении 1 атм. в лед. Считайте постоянными в интервале
температур от минус 10 до 0 С энтропию кристаллизации Sкрист и
энтальпию кристаллизации Нкрист,. Энтальпия плавления Нпл= 6
кДж/моль [6].
Дано::
Решение
ΔНпл. = 6 кДж/моль,
ΔG = ΔH – TΔS;
t1 = - 100С,
ΔHкрис.= - ΔHпл. ;
t2 = 00С
ΔSкрист. = ΔHкрист./T крист. ;
Найти: ΔG
ΔG =-6+263(6/273) = -0,2 кДж/моль.
Ответ. ΔG = - 0,2 кДж/моль.
Пример 21. Не производя вычислений, определить знак
изменения энтропии в следующих реакциях:
NH4NO3 (к) = N2O (г) + 2Н2О (г),
2Н2 (г) + 02 (г) = 2Н20 (г),
2Н2 (г) + 02 (г) = 2Н20 (ж).
Дано:
NH4NO3 (к) == N2O (г.) +
2Н2О (г);
2Н2 (г) + 02 (г) = 2Н20 (г);
2Н2 (г) + 02 (г) = 2Н20 (ж)
Найти: знак изменения
энтропии в реакциях?
(1)
(2)
(3)
Решение:
В реакции (1) 1 моль вещества в
кристаллическом состоянии образует 3
моля газов, следовательно, ∆S1 > 0. В
реакциях (2) и (3) уменьшается как общее
число молей, так и число молей
газообразных веществ, так что ∆S2 < 0 и
∆Sз <. 0. При этом ∆Sз имеет более
отрицательное значение, чем ∆S2, так как
S (Н20 (ж)) < S (Н20 (г)) .
Ответ. ∆S1 > 0, ∆S2 < 0 и ∆Sз < 0.
3.3 Задачи индивидуального расчетного задания
Химическая кинетика и равновесие
49
129. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
а) S(к) + O2 = SO2(г);
б) 2SO2(г) + О2 = 2SO3(г).
Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из
систем уменьшить в четыре раза?
130. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной
системы: N2+3H2↔2NH3. Как изменится скорость прямой реакции –
образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три
раза?
131. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации
исходных веществ до начала реакции были: С𝑁2 = 0,049 моль/л;
С𝑂2 =0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент,
когда [NO] = 0,005 моль/л.
Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [O2]= 0,0075 моль/л.
132. Реакция идет по уравнению N2+3H2=2NH3. Концентрации
участвующих в ней веществ были: С𝑁2 = 0,80 моль/л; С𝐻2 = 1,5 моль/л;
С𝑁𝐻3 = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака,
когда [N2] = 0,5 моль/л.
Ответ: [NH3] = 0,70 моль/л; [H2] = 0,60 моль/л.
133. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа
скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16.
Исходные концентрации реагирующих веществ: С𝐻2 =0,04 моль/л;
С𝐼2 =0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость,
когда [H2] = 0,03 моль/л.
Ответ: 3,2 · 10-4; 1,92 · 10-4.
134. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции,
протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80
о
С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.
135. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, при повышении температуры на 60 оС, если температурный
коэффициент скорости данной реакции 2?
136. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в
газовой фазе, при понижении температуры на 300 oС, если
температурный коэффициент скорости данной реакции 2?
137. В гомогенной системе СО + Cl2 ↔ COCl2 равновесные
концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl 2] = 0,3
моль/л; [COCl2] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия
системы и исходные концентрации хлора и СО.
Ответ: К = 20; С𝐶𝑙2 = 1,5 моль/л; С𝐶𝑂 = 1,4 моль/л.
138. В гомогенной системе А + 2В С равновесные концентрации
реагирующих газов: [A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216
50
моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные
концентрации веществ А и В.
Ответ: К = 250; С𝐴 = 0,276 моль/л; С𝐵 = 0,552 моль/л.
139. В гомогенной газовой системе А + B↔C + D равновесие
установилось при концентрациях: [B] = 0,05 моль/л и [C] = 0,02 моль/л.
Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные
концентрации веществ А и В.
Ответ: С𝐴 = 0,22 моль/л; С𝐵 =0,07 моль/л.
140. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей
по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5 · 10-4. Начальная концентрация
N2O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее
скорость, когда разложится 50% N2O.
Ответ: 1,8 ·10-2; 4,5 · 10-3.
141. Напишите выражение для константы равновесия
гетерогенной системы СО2 + С ↔ 2СО. Как изменится скорость
прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО2 уменьшить
в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход
СО?
142. Напишите выражение для константы равновесия
гетерогенной системы С + Н2О(г) ↔ СО + Н2. Как следует изменить
концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону
обратной реакции – образования водяных паров?
143. Равновесие гомогенной системы: 4НСl(г) + О2 ↔ 2Н2О(г) +
2Cl2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих
веществ: [H2O] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л;
[O2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода
и кислорода.
Ответ: [HCl]исх = 0,48 моль/л; [O2]исх = 0,39 моль/л.
144. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы:
CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г)+H2(г), если равновесные концентрации
реагирующих веществ: [CO] = 0,004 моль/л; [H2O] = 0,064 моль/л;
[CO2] = =0,016 моль/л; [H2] = 0,016 моль/л. Чему равны исходные
концентрации воды и СО? Ответ: К = 1; = 0,08 моль/л; =0,02 моль/л.
145. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г)
↔ СО2 + Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите
равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные
концентрации: СCO= 0,10 моль/л; 𝐶𝐻2𝑂 = 0,40 моль/л.
Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л.; [H2O] =
=0,32 моль/л.
146. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2↔2NH3
при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации
51
водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л.
Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.
Ответ: [N2] = 8 моль/л; 𝐶𝑁2 = 8,04 моль/л.
147. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы:
2NO + O2 ↔ 2NO2 установилось при следующих концентрациях
реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1
моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию
NO и О2.
Ответ: К = 2,5; 𝐶𝑁𝑂 = 0,3 моль/л; 𝐶𝑂2 = 0,15 моль/л.
148. Почему при изменении давления смещается равновесие
системы: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2
↔2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и
обратной реакции в этих системах до, и после изменения давления.
Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных
систем.
149. Исходные концентрации в гомогенной системе:
2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л.
Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления
равновесия прореагировало 20 % NO.
Ответ: 0,416.
150. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В↔А2В,
если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию
вещества В уменьшить в два раза?
Ответ: возрастает в 2 раза.
151. Через некоторое время после начала реакции 3A + B↔2C + D
концентрации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л;
[С] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?
Ответ: СА = 0,042 моль/л; СВ = 0,014 моль/л.
152. В системе СО + Cl2↔СОCl2 концентрацию СО увеличили от
0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во
сколько раз возросла скорость прямой реакции?
Ответ: в 12 раз.
153. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + О2(г) ↔2NO2(г),
если:
а) увеличить давление в системе в 3 раза;
б) уменьшить объём системы в 3 раза;
в) повысить концентрацию NO в 3 раза?
Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой
реакции до и после изменения условий.
52
154. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции,
если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции
возрастает в 15,6 раза?
Ответ: 2,5.
155. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции
равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если
повысить температуру на 25 градусов?
Ответ: в 8 раз.
156. Равновесие в системе Н2(г) + I2(г) ↔ 2 НI(г) установилось
при следующих концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л;
[HI] = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и
водорода.
Ответ: 𝐶𝐻2 = 0,07 моль/л; 𝐶𝐼2 = 0,05 моль/л.
157. В каком направлении сместятся равновесия:
2СО(г) + О2(г) ↔ 2СО2(г); ∆fН = - 566 кДж;
N2(г) + О2(г) ↔ 2NО(г); ∆fН = 180 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
158. Как повлияет на равновесие следующих реакций:
2Н2(г) + О2(г)↔2Н2О(г); ∆fН = – 483,6 кДж;
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г); ∆fН =179 кДж
а) повышение давления; б) повышение температуры?
159. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих
веществ и давления можно сместить вправо равновесие реакции
СО2(г) + С(графит) ↔2СО(г).
160. В загрязненном воздухе содержится примесь CO, которая
образуется при неполном сгорании твердого топлива и при работе
двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно
окисляется кислородом воздуха до диоксида углерода. При
определенных условиях скорость такой реакции составляет 0,05 моль /
(л . с), а концентрация CO2 становится равной 0,2 моль/л. Рассчитайте
концентрацию CO2 через 10 с после указанного момента.
Ответ: 0,7 моль/л.
161. Один из важных видов сырья для органического синтеза –
«водяной газ», смесь водорода и монооксида углерода, которая
получается при пропускании водяного пара через башни, наполненные
раскаленным углем. Водяной газ служит для получения метанола,
формальдегида и других химических продуктов. Рассчитайте значение
константы скорости реакции получения водяного газа, если при
концентрации H2O, равной 0,03 моль/л, скорость реакции составляет
6,1 . 10--5 моль / (л . с).
Ответ: 2,0 . 10-3 с-1.
53
162. Атмосферные загрязнения постепенно уничтожают
защитный озоновый слой Земли. В реакциях разложения озона
участвуют многие газы, но прежде всего оксиды азота. Взаимодействие
монооксида азота с озоном приводит к образованию дикислорода и
диоксида азота. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 25 с
после начала реакции молярная концентрация озона была 0,8 моль/л, а
через 55 с (от начала реакции) стала равна 0,02 моль/л.
Ответ: 0,026 моль/(л . с).
163. На больших высотах солнечное излучение вызывает
диссоциацию молекул кислорода на атомы. Столкновение атомов
кислорода и молекул дикислорода приводит к образованию озона, слой
которого защищает Землю от коротковолнового излучения Солнца,
смертельно опасного для живых организмов. Определите скорость
этой реакции, если через 1 мин после ее начала концентрация озона
была равна 0,024 моль/л, а через 2 мин после этого момента − 0,064
моль/л.
Ответ: 6,7 . 10-4 моль/(л . с).
164. Причиной образования опасного для здоровья тумана –
«смога» − считают большое количество выхлопных газов автомобилей
при высокой влажности воздуха. Помимо озона, в смоге присутствует
ядовитый диоксид азота, который получается по реакции монооксида
азота с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции,
если через 5 минут после ее начала концентрация диоксида азота стала
равна 0,05 моль / л, а через 20 минут − 0,08 моль / л.
Ответ: 3,3 . 10-5 моль/(л . с).
165. Энергия активации реакции разложения иодида водорода
при использовании катализатора платины уменьшается с 168 до
59 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции при 500 К?
166. Скорость реакции окисления SO2 при температуре 710 К под
действием промотора возрастает в 500 раз. Если считать уменьшение
энергии активации основной причиной ускорения реакции, то
насколько уменьшится энергия активации?
167. Одной из реакций, протекающих на катализаторе
нейтрализаторов выхлопных газов, может быть взаимодействие CO с
NO2: CO + NO2 = CO2 + NO. Если при замене катализатора энергия
активации при температуре 700 К снизилась на 92 кДж/моль , то во
сколько раз возросла скорость реакции?
Термохимические расчеты
54
168. Вычислите количество теплоты, которое выделится при
восстановлении Fе203 металлическим алюминием, если было получено
335,1 г железа.
169. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при
взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Напишите
термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив
ее тепловой эффект.
170.Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида
железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических
уравнений:
FеО(к)+СO(г) = Fе(к)+СO2(г); ∆ H = -13,18 кДж;
СO(г) + 0,5О2(г) = CO2(г);
∆ Н = -283,0 кДж;
Н2(г)+ 0,5О2(г) = Н2О(г);
∆ Н = -241,83 кДж.
171. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида
углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите
термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислите
ее тепловой эффект.
172. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г)
и водородом, в результате которой образуются СН 4(г) и Н2О(г).
Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено
67,2 л метана в пересчете на нормальные условия?
173. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
NO? Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих
термохимических уравнений:
4NН3+5O2 (г)=4NO(г)+6Н2О(ж); ∆Н = –1168,80 кДж;
4NН3+3O2(г)=2N2(г)+6Н2 О(ж); ∆Н = –1530,28 кДж.
174. Кристаллический хлорид аммония образуется при
взаимодействии газообразных аммиака и хлороводорода. Напишите
термохимическое уравнение этой реакции, предварительно вычислив
ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было
израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия?
175. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования
метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих
термохимических уравнений:
а) Н2(г) + 0,5О2 = Н2О(ж);
∆Н = –285,84 кДж;
б) С(графит) + О2(г) = СО2 (г);
∆Н = –393,51 кДж;
в) СН4 (г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж); ∆Н = –890,31 кДж.
Энтропия. Энергия Гиббса
176. Вычислите изменение энтропии в реакциях:
а) Н2О(ж) + О3 Н2О2(ж) + О2;
55
б) СН4 + ЗСО2  4СО + 2Н2О(г).
2. Вычислите ∆G° образования СН4, С2Н4 и NH3, исходя из
значений ∆Н°обр и изменения энтропии ∆S°. Полученные величины
сравните с данными, приведенными в таблице.
177. Вычислите ∆G° следующих реакций и определите, в каком
направлении они будут протекать, если все вещества взяты при
стандартных условиях:
а) 2N2O + О2 ↔ 4NO;
б) N2O + NO ↔ NO2 + N2.
178. Стандартное изменение энергии Гиббса реакции H2 – Сl 2=
2НСl при 3500 К равно (-226768) Дж. В каком направлении пойдет
реакция при этой температуре и давлении 20 атм., если смешать по
0,5 моля H2 и Cl2 и 29 молей HCl?
179. Определите стандартную энтропию реакции сгорания
метана, используя табличные данные.
180. Определите знак энтропии реакции, протекающей в
нейтрализаторах автомобилей: СО + ½ О2 = СО2 без проведения
расчетов. Поясните.
181. Рассчитайте энтропийный фактор реакции сгорания метана
до водяного пара и диоксида углерода в стандартном состоянии
реагентов при 298 К и сравните его с энтальпийным фактором при этих
же условиях.
182. При сгорании топлива, содержащего серу, образуется
диоксид серы. Возможно ли самопроизвольное окисление диоксида
серы до SO3 при стандартных состояниях SO2 и SO3 и при температуре
298 К. Ответ подтвердите расчетом.
183. Возможно ли самопроизвольное окисление азота по
уравнению: ½ N2 + O2 = NO2 при стандартных состояниях N2, O2 и
NO2 при 298 К и других температурах? Ответ подтвердите расчетом.
184.
Рассчитайте
S0298
по
таблицам
стандартных
термодинамических величин для реакции С(графит) + СО2 = 2СО.
185. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса
образования метана, этилена и аммиака, исходя из табличных значений
изменения стандартных значений энтальпии и энтропии. Полученные
значения сравнить с табличными данными изменения энергии Гиббса.
186. Для каких оксидов принципиально осуществима реакйия
восстановления водородом в стандартных условиях:
а) Rb2O ∆G° = -291 кДж/моль;
б) СuO ∆G° = -129 кДж/моль.
187. Пользуясь значениями G0298
образования отдельных
соединений, вычислить G0298 реакций:
56
а) COCl2 = CO + Cl2;
б) SO2 + NO2 = SO3(г) + NO.
и определите возможно ли их осуществление в стандартных условиях.
188. Пользуясь табличными данными , вычислить стандартное
изменение энтропии в реакциях:
а) H2S + Cl2 = 2HCl + S(г);
б) SO3 (г) = SO2 + 1/2 O2.
189. Рассчитайте энергию Гиббса химической реакции синтеза
аммиака ½ N2 + 3/2 H2 = NH3 при 298 К и равновесных концентрациях
N2 = 0,5 моль/л, H2 = 0,5 моль/л, NH3 = 2 моль/л.
190.Укажите области температур, при которых реакция
CH3OH(ж) = СO + 2H2 может самопроизвольно проходить в прямом
направлении, принимая, что реагенты находятся в стандартных
состояниях и значения H0 и S0 не зависят от температуры.
191. Можно ли предсказать влияние температуры на направление
реакции, если известна ее энтальпия. Ответ подтвердите на примере
какой-либо реакции.
192. Вычислите G0298. для следующих реакций:
а) 2NaF(к)+С12(г)=2NаС1(к)+F2 (г);
б) РЬО2(к)+2Zn(к)=Рb(к)+2ZnO(к).
Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить РbО 2
цинком по реакции (б).
193. Восстановление Fe3О4 оксидом углерода идет по уравнению
Fe3О4(к)+СО(г)=3FеО(к)+СО2(г).
Вычислите G0298 и сделайте вывод о возможности
самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных
условиях. Чему равно S0298 в этом процессе?
194. Реакция горения ацетилена идет по уравнению
С2Н2 (г)+2,5О2(г)=2СО2(г)+Н2О(ж).
Bычислите  G0298,  S0298. Объясните уменьшение энтропии в
результате этой реакции.
195. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах:
а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите S0298 для
каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении
энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.
196. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях
невозможна экзотермическая реакция:
Н2(г)+СО2(г)=СО(г)+Н2О(ж); ∆Н = -2,85 кДж.
Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные
энтропии соответствующих веществ, определите G0298 этой реакции.
57
197. Прямая или обратная реакция будет протекать при
стандартных условиях в системе 2NO(г) + О2(г)2NO2(г)? Ответ
мотивируйте, вычислив G0298 прямой реакции.
199. Исходя из значений стандартных теплот образования и
абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ.
Вычислите  G0298 реакции, протекающей по уравнению: NH3
(г)+HCl(г)=NH4Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях
идти самопроизвольно?
200. При какой температуре наступит равновесие системы:
СО(г) + 2Н2
3ОН(ж); ∆Н = -128,05 кДж.
201. При какой температуре наступит равновесие системы:
СН4(г)+СО 2(г) = 2СО(г)+2Н2(г); ∆Н = 247,37 кДж.
202. На основании стандартных теплот образования и
абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ
вычислите
G0298
реакции,
протекающей
по
уравнению
4NH3(г)+5О2(г)=4NO(г)+6Н2О(г). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
203. На основании стандартных теплот образования и
абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ
вычислите
G0298
реакции,
протекающей
по
уравнению
СО2(г)+4Н2(г)=СН4 (г)+2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
204. Вычислите  H0, S0 и G0T реакции, протекающей по
уравнению Fе2O3 (к)+3H2(г)=2Fe(к)+3H2O(г). Возможна ли реакция
восстановления Fе2O3 водородом при 500 и 2000 К?
205. Какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 — можно
получить при взаимодействии соответствующих оксидов с СО 2 ? Какая
реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив G0298
реакций.
4 ОКИЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
4.1 Теоретическая часть
Электрохимическими называют процессы непосредственного
превращения химической энергии в электрическую и обратно.
Различают две группы: процессы превращения химической энергии в
электрическую; процессы превращения электрической энергии в
химическую.
58
Электродные потенциалы и электродвижущая сила
Количественной мерой окислительной способности окислителя (и
одновременно восстановительной способности его восстановленной
формы) является электрический потенциал электрода Е (электродный
потенциал), на котором одновременно и с равными скоростями
протекают полуреакция его восстановления и обратная ей полуреакция
окисления соответствующей восстановленной формы.
В результате изучения потенциалов различных электродных
процессов установлено, что их величины зависят от следующих трех
параметров:
1) от природы веществ-участников электродного процесса;
2) от концентраций (активностей) этих веществ (или ионов);
3) от температуры системы.
Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е = Е°298 + 0,059 / z ∙ lg(Cок. / С восст.) ,
(4.1)
где Cок, С восст – концентрации окисленной и восстановленной формы
вещества.
ЭДС гальванического элемента определяется как разность
потенциалов восстановления электродов, причем от большего
потенциала отнимают меньший:
Э.Д.С. = ΔE = Е1 (катода) - Е2 (анода).
(4.2)
Электролиз
Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс,
который протекает на электродах при прохождении постоянного
электрического тока через растворы или расплавы электролитов.
Законы электролиза (М. Фарадей):
1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества
пропорционально количеству протекшего через раствор электричества
и практически не зависит от других факторов.
2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из
различных химических соединений эквивалентные количества
веществ.
3. Для выделения из раствора электролита одного граммэквивалента любого вещества нужно пропустить через раствор
96500 кулонов электричества.
m(x) = ((I ∙ τ) / F) ∙ (M(x) / n) ,
(4.3)
59
где m(x) - количество восстановленного или окисленного вещества, г;
I - сила пропускаемого тока , а;
τ - время электролиза, с;
M(x) - молярная масса, г/моль;
n - число приобретенных или отданных в окислительновосстановительных реакциях электронов;
F = 96500 Кл - постоянная Фарадея [5].
4.2 Примеры решения задач
Пример 1. Исходя из степени окисления (n) азота, серы и
марганца в соединениях NH3, HNO2, НNО3, H2S, Н2SО3, H2SO4, МnО2,
KMnO4 определите, какие из них могут быть только восстановителями,
только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и
восстановительные свойства.
Дано:
Решение
NH3, HNO3, HNO2, H2S,
Степень окисления n(N) в
H2SO4,
H2SO3,
MnO2, указанных
соединениях
KMnO4
соответственно равна: (-3) – низшая,
Найти:
(+3) – промежуточная, (+5) – высшая;
Окислители
Восстановители
n(S) соответственно равна: (-2) – низшая, (+4) – промежуточная,
(+6) – высшая;
n(Мn) соответственно равна: (+4) – промежуточная, (+7) –
высшая;
Отсюда можно сделать вывод:
32NН3 , H 2S - только восстановители,
5+
6+
7+
НNО3 , H 2SO4, KMnO4 - только окислители,
3+
4+ 4+
'
HNO2 H 2SO3, МnО2 - окислители и восстановители.
Ответ. NН3 , H 2S - только восстановители, НNО3 , H 2SO4,
KMnO4 − только окислители, HNO2 H2SO3, MnO2 – окислители и
восстановители.
60
Пример
2.
Могут
ли
происходить
окислительновосстановительные реакции между веществами: a) H 2S и HI; б) Н2 Sи
Н 2S03 ; в) H.2SO3 и HClO4?
Дано:
а) Н2S и HI,
б) H2S и Н2SO3,
в)H2SO3 и HСlO4
Найти:
Могут ли происходить
реакции.
Решение
а) Определяем степень окисления:
n(S) в H 2S (-2); n(I) в HI (-1). Так как
и сера, и иод имеют свою низшую
степень окисления, то оба взятых
вещества
проявляют
только
восстановительные
свойства
и
взаимодействовать друг с другом не
могут.
б) n(S) в H 2S (-2) – низшая,
n(S) в Н.2 SО3 ( +4) – промежуточная.
n(С1) в HClO4 (+7) – высшая.
В случае б) и в) могут происходить реакции между веществами.
Н2SО3, в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
Ответ. а) реакция не происходят; б),в) реакции происходят.
Пример 3. Закончите следующее уравнение химической реакции
H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
Укажите условия проведения реакции. В окислительновосстановительной реакции приведите схемы электронно-ионного
баланса.
Решение
1. Записываем две неполные полуреакций содержащие только
окислитель и его восстановленную форму в которую он перешел в
результате реакции и восстановитель и его окисленную форму. Для
этого необходимо
• правильно определить окислитель и восстановитель,
• знать, какие продукты образуются в результате окисления и
восстановления в различных средах.
В данном случае окислитель – дихромат-ион. В кислой среде он
восстанавливается до катиона Cr+3.
Восстановителем является пероксид водорода, при его окислении
выделяется молекулярный кислород.
Cr2O72- → Cr+3
H2O2 → O2
2. Подводим материальный баланс.
а) уравниваем все элементы, кроме кислорода и водорода:
61
Cr2O72- → 2Cr+3
H2 O2 → O2
б) уравниваем атомы кислорода и водорода. В кислой среде это
осуществляется с помощью Н+ и H2O:
Cr2O72- + 14H+ → 2Cr+3 + 7H2O
H2O2 → O2 + 2H+
3. Уравниваем суммарный заряд слева и справа с помощью
прибавления или вычитания электронов в левой части уравнения, т. е.
подводим зарядовый баланс:
Cr2O72- + 14H+ +6e = 2Cr+3 + 7H2O
H2O2 – 2e = O2 + 2H+
4. К полуреакциям подбираем коэффициенты так, чтобы число
отданных и принятых электронов было бы одинаковым:
Cr2O72- + 14H+ +6e = 2Cr+3 + 7H2O
H2O2 – 2e = O2 + 2H+
5. Складываем полуреакции с учетом подобранных в предыдущем
пункте коэффициентов:
Cr2O72- + 14H+ + 3H2O2 = 3O2 + 6H+ + 2Cr+3 + 7H2O
6. Сокращаем подобные члены (в данном случае это катионы
водорода):
Cr2O72- + 8H+ + 3H2O2 = 3O2 + 2Cr+3 + 7H2O
7. К каждому иону в левой части уравнения подбираем
противоионы в нужном количестве, исходя из того, какие исходные
вещества были даны. Точно такие же противоионы и в точно таком же
количестве добавляем в правую часть уравнения
Cr2O72- + 8H+ + 3H2O2 = 3O2 + 2Cr+3 + 7H2O
2K+
4SO422K+
4SO428. Соединяем ионы в молекулы. В левой части исходя из данных
исходных веществ. В правой части, прежде всего, соединяем те
противоионы,
которые
образуют
малодиссоциирующее
или
малорастворимые электролиты. Остальные – в произвольном порядке:
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2O2 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4
Пример 4. Составьте уравнение окислительно-восстановительной
реакции, идущей по схеме
КМnO4 + Н 3РО3 + H 2SO4 → MnSO4 +Н3РO4 +K2SO4 +H2O.
Дано:
КМnO4 + Н 3РО3 + H 2SO4 →
Решение:
Вычисляем, как изменяют свою
62
MnSO4+Н3РO4 +K2SO4 +H2O
степень
окисления
элементы,
Найти: коэффициенты уравнения входящие в уравнение.
реакции
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и
продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции:
КМnO4 + Н3РО3 + H2SO4 →MnSO4+Н3РO4 +K2SO4 +H2O
сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов
уравнения.
Коэффициенты определяют методом электронного баланса при
помощи электронных уравнений окисления и восстановления.
Находим окислители и восстановители реакции и отражаем это в
электронных уравнениях:
Восстановитель 5 Р3+—2е = Р5+
процесс окисления;
окислитель
2 Mn + 5e- = Мп2+ процесс восстановления.
Общее число "электронов, отданных восстановителем, должно
быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.
Общим наименьшим кратным для отданных и принятых электронов
является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2
для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2
получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его
окисления.
Коэффициенты перед веществами, атомы которых не
меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение
реакции будет иметь вид
2KMпО4 + 5Н3РО3 + 3H2SO4 =2MnSO4+ 5Н3РO4+ K2SO4 + ЗН2О.
Ответ: 2KMпО4 + 5Н3РО3 + 3H2SO4 = 2MnSO4+ 5Н3РO4+ K2SO4 + ЗН2О.
7+
Пример 5. Гальванический элемент состоит из металлического
цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического
свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислить
Э.Д.С. элемента, написать уравнения электродных процессов,
составить схему элемента.
Дано:
раствор
нитрата
цинка 0,1 М,
раствор
нитрата
свинца 0,02 М
Найти:
Э.Д.С.
Решение
EZn = - 0,76 + 0,059/2 lg0.1 = -0.79В;
EPb = -0.13 + 0.059/2lg0.02 = - 0.18В .
Находим э.д.с. элемента:
ΔE = EPb - EZn = -0.18-(-0.79) = 0.61В.
Схема имеет вид:
Zn│Zn(NO3)2(0.1M)││Pb(NO3)2(0.02M)│Pb+
63
Ответ. Э.Д.С. = 0,61 В,
Zn│Zn(NO3)2(0.1M)││Pb(NO3)2(0.02M)│Pb+
Пример 6. Определить Э.Д.С. гальванического элемента:
Ag│AgNO3(0.001M)││AgNO3(0.1M)│Ag
В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней
цепи при работе этого элемента?
Дано:
Решение
Ag│AgNO3(0.001M)
Стандартный электродный потенциал системы
││AgNO3(0.1M)│Ag Ag+/Ag равен 0,80 В. Обозначив потенциал
левого электрода через φ1, а правого через φ2,
Найти:
находим:
В
каком Е1= 0,80 + 0,059 lg0.001= 0.62 В;
направлении будут Е2 = 0,80 + 0,059 lg0,1 = 0,74 В.
перемещаться
Вычисляем Э.Д.С. элемента:
электроны
во ΔE = Е2 – Е1 = 0.74 – 0.62 = 0.12 В.
внешней цепи?
Ответ. Электроны будут перемещаться во внешней цепи от
левого электрода к правому.
Пример 7. Определите массу серебра, выделившегося при
электролизе водного раствора AgNO3 с нерастворимым анодом, если
время электролиза 25 мин, сила тока 3 А, а выход по току 95 %.
Дано:
t = 25 мин,
I = 3А,
η = 95 %
Найти:
mAg
Решение
При электролизе водного раствора
AgNO3
на
электродах
протекают
процессы:
Катод – Ag+ + е- =. Аg0
Аноде – 2Н 20 - 4е- =02 + 4Н+
Суммарное уравнение реакции:
4AgNO3 + 2Н 20 = 4Ag+ О2 + 4HNO3.
По первому закону Фарадея:
m = Мэ∙I ∙ τ / F.
Подставив в это уравнение известные величины:
Мэ = 108 г/моль, I = 3А, τ = 25 ∙ 60 с, F = 96500 Кл,
получим теоретическое значение массы вещества:
mтеор. = 108 ∙ 3 ∙ 25 ∙ 60/96500 = 5,036 (г).
Практическое значение составит: mAg = 5,036 • 0,95 = 4,8 (г).
64
Ответ. mAg = 4.8 г.
Пример 8. Определите время, необходимое для получения 100 г
металлического натрия при электролизе расплава хлорида натрия, если
сила тока 2000 А, а выход по току 50 %. Сколько литров хлора при
этом выделится?
Решение
Дано:
При электролизе расплава хлорида
mNa = 100 г,
Натрия на электродах протекают
I = 2000 A,
процессы:
η =50%
Катод – Na+ + е- = Na°
Найти:
Анод – 2С1-+2е-= Cl2
V(Cl2), τ
Суммарное уравнение реакции:
2NaCl = 2Na + Cl2 .
Молярная масса эквивалента натрия равена 23 г/моль.экв.
Эквивалентный объем хлора 11,2 л. Время, необходимое для
получения 100 г металлического натрия, определяем по формуле:
τ = (m·2219·F/(Mэ ∙ I)) η =
(100∙96500/23∙2000)∙0,50 = 419,5 с = 7 (мин).
Объем хлора:
V(Cl2) = 11,2 ∙ 100/23= 48,6 (л).
Ответ. V(Cl2)= 48.6 л.
Пример 9. Хром находится в контакте с медью. Какой из
металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов
попадает в кислую среду (НСl) ? Дайте схему образующегося при этом
гальванического элемента.
Решение
Дано:
Сr, Cu,
среда кислая HCl
Найти:
схему гальванического
элемента.
Исходя из положения металлов в ряду
стандартных электродных потенциалов,
находим, что хром более активный металл
(E0(Cr3+/Cr)= -0.744 В) и в образующейся
гальванической паре будет анодом ;
медь – катодом (E0 (Cu2+/Cu0) = 0,337 В
65
Хромовый анод растворяется; а на медном катоде выделяется
водород. Схема работающего гальванического элемента:
(-)2Cr/Cr3+|| HCl (Cu)3H2/6H+ (+) .
Cледовательно, окисляется хром.
Ответ. (-)2Cr/Cr3+|| HCl (Cu)3H2/6H+ (+) .
Пример 10. Вычисление массы металла, окисляющегося при
коррозии.
При нарушении целостности поверхностного слоя медного
покрытия на алюминии будет происходит коррозия вследствие работы
гальванопары:
(-)2Al/2Al3+|| H2SO4 (Cu)3H2/6H+(+) .
За 45 с работы этой гальванопары на катоде выделилось 0,09 л
водорода. Какая масса алюминия растворилась за это время, и какую
силу тока дает эта гальванопара?
Дано:
Al, Cu
τ = 45 c
Найти: mAl- ? I - ?
Решение
Максимальная сила тока, даваемая
гальваническим элементом, определяется
следующими соотношенияе м:
I = m F /Mэ ,
где I – сила тока, А;
m – масса растворившегося за 1 с более активного электрода
или выделившегося за 1с вещества на катоде;
F – постоянная Фарадея;
Мэ – молярная масса эквивалента элемента, из которого сделан
более активный электрод, или элемента, выделяющегося на катоде.
За 1 с на катоде выделяется 0,09:45 = 0,002 (л) Н2
Гальванический элемент дает ток силой
I = 0,002∙96500/11,2 = 17,2 (А).
Молярная масса эквивалента алюминия равна 9 г/моль.
За 45 с работы гальванопары алюминия растворилось:
mA1 = 9∙17,2∙45/96500 = 0,072 (г).
Ответ. I = 17,2 А, mA1 = 0,072 г.
4.3 Задачи индивидуального расчетного задания
Окислительно-восстановительные реакции
66
206. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl,
HClO3, HClO4, определите, какое из них является только окислителем,
только восстановителем и какое из них может проявлять как
окислительные, так и восстановительные свойства. Объясните почему
соединение отнесли к данной группе? На основании электронных
уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по
схеме:
KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O
207. Реакции выражаются схемами
Р + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество
окисляется, какое – восстанавливается.
208. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс
– окисление или восстановление – происходит при следующих
превращениях:As3- → As5+; N3+ → N3-; S2- → S0.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты
в уравнении реакции, идущей по схеме:
Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
209. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3,
Н3РО4, Н3РО3, определите, какое из них является только окислителем,
только восстановителем и какое может проявлять как окислительные,
так и восстановительные свойства. Объясните, почему соединение
отнесли к данной группе? На основании электронных уравнений
расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS + HNO3 → S + Pb(NO3)2 + NO + H2O
210. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс
– окисление или восстановление – происходит при следующих
превращениях:
Mn6+ → Mn2+; Cl5+ → Cl-; N3- → N5+
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты
в уравнении реакции, идущей по схеме:
Сu2O + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
211. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в
соединениях K2Cr2O7, KI и H2SO3, определите, какое из них является
только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять
как окислительные, так и восстановительные свойства. Объясните,
почему соединение отнесли к данной группе? На основании
67
электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, идущей по схеме:
NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
212. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) HCl и
H2Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте
коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
213. Могут ли происходить окислительно-восстановительные
реакции между веществами: а) PH3 и HBr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3
и H2S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте
коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
AsH3 + HNO3→H3AsO4 + NO2 + H2O
214. Установите, какие из реакций являются окислительновосстановительными и укажите для них окислитель, восстановитель и
среду:
а) 2 Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O;
б) 2 Ag + 2 H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2 H2O.
215. В следующих реакциях найдите элементы, повышающие и
понижающие свою степень окисления:
H2S + HClO = S + HCl + H2O;
6 KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5 KCl + 3 H2O;
Укажите тип окисления–восстановления (межмолекулярный,
внутримолекулярный, дисмутация, конмутация).
Электродные потенциалы и электродвижущая сила
216. В два сосуда с голубым раствором медного купороса
поместили: в первый цинковую пластинку, а во второй серебряную. В
каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте
электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
217. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса
цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuS0 4; б)
MgS04; в) Pb(NO3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные
уравнения соответствующих реакций.
218. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/л) потенциал
цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного
электродного потенциал ?
219. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса
кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами:
68
a) AgNO3; б) ZnSO4; в) NiS04? Почему? Составьте электронные и
молекулярные уравнения соответствующих реакций.
220. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал
1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn2+ (моль/л).
221. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3
составил 95 % от значения его стандартного электродного потенциала.
Чему равна концентрация ионов Ag+ (моль/л)?
222. Составьте схему, напишите электронные уравнения
электродных процессов, и вычислите Э.Д.С. медно-кадмиевого
гальванического элемента, в котором [Cd2+] = 0.8 моль/л, а [Cu2+ ] =
0.01моль/л.
223. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых медь была бы катодом, а в другом - анодом. Напишите для
каждого из этих элементов электронные уравнения реакций,
протекающих на катоде и на аноде.
224. При какой концентрации ионов Сu2+ (моль/л) значение
потенциала медного электрода становится равным стандартному
потенциалу водородного электрода?
225.
Какой
гальванический
элемент
называют
концентрационным? Составьте схему, напишите электронные
уравнения электродных процессов и вычислите Э.Д.С. гальванического
элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в
0,01 н., а второй в 0,1 н. растворы AgNO3.
226. При каком условии будет работать гальванический элемент,
электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте
схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и
вычислите Э.Д.С. гальванического элемента, в котором один
никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же
электрод - в 0,01 М растворе сульфата никеля.
227. Составьте схему, напишите электронные уравнения
электродных процессов и вычислите Э.Д.С. гальванического элемента,
состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы
своих солей с концентрацией [Pb2+] = [Mg2+] = 0,01 моль/л. Изменится
ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов
увеличить в одинаковое число раз?
228. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном иэ
которых никель является катодом, а в другом - анодом. Напишите для
каждого из этих элементов электронные уравнения реакций,
протекающих на катоде и на аноде.
229. Железная и серебряная пластины соединены внешним
проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему
69
данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения
процессов, происходящих на аноде и на катоде.
230. Составьте схему, напишите электронные уравнения
электродных процессов и вычислите Э.Д.С. гальванического элемента,
состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих
солей с концентрацией [Mg2+] = [Cd2+] = 1 моль/л. Изменится ли
значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01
моль/л?
231. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из
пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите
электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде.
Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (+2) (моль/л),
чтобы Э.Д.С. элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,001 моль/л?
232. Составьте схему гальванического элемента, в основе
которого лежит реакция, протекающая по уравнению Ni + Pb(N0 3)2 =
Ni(NO3)2+ Pb. Напишите электронные уравнения анодного и катодного
процессов. Вычислите Э.Д.С .этого элемента, если [Ni2+] = 0,01 моль/л.
[Pb2+] = 0,0001 моль/л.
233. Железная пластинка погружена в раствор CuSO4. После
окончания реакции масса пластинки увеличилась на 2 грамма. Найти
массу выделившейся из раствора меди.
234. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых медь служила бы катодом, а в другом - анодом. Написать
уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и
вычислить значение стандартных Э.Д.С..
235. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней
цепи
следующих
гальванических
элементов:
а)
Mg│Mg2+││Pb2+│Pb;
б)
Pb│Pb2+││Cu2+│Cu;
в) Cu │Cu2+││Ag+│Ag,
если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет
растворяться в каждом из этих случаев?
236. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода,
погруженного в 1М раствор AgNO3, и стандартного водородного
электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной
реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его Э.Д.С. ?
237. Э.Д.С. гальванического элемента, состоящего из
стандартного водородного электрода и свинцового электрода,
погруженного в 1 М раствор соли свинца , равна 126 мВ. При
замыкании элемента электроны во внешней цепи перемещаются от
свинцового к водородному электроду. Чему равен потенциал
70
свинцового электрода? Составить схему элемента. Какие процессы
протекают на его электродах?
238. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его
соли при концентрациях иона Mg2+ 0,1, 0,01 и 0,001 моль/л.
239.
Вычислить
потенциал
водородного
электрода,
погруженного: в чистую воду; в раствор с рН=3,5; в раствор с рН=10,7.
240. Потенциал водородного электрода в некотором водном
растворе равен 118 мВ. Вычислить активность ионов Н + в этом
растворе.
241. Вычислить потенциал свинцового электрода в насыщенном
растворе PbBr2, если [Br-] = 1 моль/л, а ПРPbBr2= 9,1 . 10-6.
242. Э.Д.С. элемента, состоящего из медного и свинцового
электродов, погруженных в 1 М растворы солей этих металлов, равен
0,47 В. Изменится ли э.д.с., если взять 0,001 М растворы? Ответ
обосновать.
243. Можно ли составить такой гальванический элемент, во
внешней цепи которого электроны перемещались бы от электрода с
более положительным стандартным потенциалом к электроду с более
отрицательным стандартным потенциалом? Дать объяснение.
244. Гальванический элемент составлен из стандартного
цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор,
содержащий ионы Cr3+. При какой концентрации ионов Cr3+ Э.Д.С.
этого элемента будет равна нулю?
245. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов
будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадет в
кислую среду (НСl)? Приведите схему образующегося при этом
гальванического элемента и рассчитайте его Э.Д.С. для стандартных
условий.
Электролиз
246. Электролиз раствора К2SО4 проводили при силе тока 5 А в
течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих нa электродах. Какая масса воды при этом разложилась
и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
247. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч
при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла.
Вычислите эквивалентную массу металла.
248. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168
см3 газа (н.у.). Составьте электронные уравнения процессов,
71
происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди
выделилась на катоде.
249. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при
силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась,
и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
250. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе
тока 2 А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на
катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде?
251. Электролиз раствора сульфата некоторого металла
проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на
катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу
металла.
252. На сколько уменьшится масса серебряного анода, если
электролиз раствора AgNO3 проводить при силе тока 2А в течение 38
мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на графитовых электродах.
253. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5
ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте
уравнения электродных процессов и вычислите силу тока.
254. Электролиз раствора CuSO4 проводили с медным анодом в
течение 4 ч при силе тока 50 А, при этом выделилось 224 г меди.
Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества
к теоретически возможной). Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного
анодов.
255. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в
течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества,
выделившегося на катоде и аноде?
256. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на угольных электродах при электролизе раствора AgNO 3. Если
электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается
на 5,4 г. Определите расход электричества при этом.
257. Электролиз раствора CuS04 проводили в течение 15 мин при
силе тока 2,5 А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные
уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и
угольного анодов. Вычислите выход по току (отношение массы
выделившегося вещества к теоретически возможной).
72
258. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных
растворов NaCI и КОН. Сколько литров(н.у.) газа выделится на аноде
при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в
течение 30 мин при силе тока 0,5 А?
259. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на графитовых электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса
вещества выделится на катоде и аноде, если электролиз проводить в
течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А?
260. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на угольных электродах при электролизе раствора CuCl2. Вычислите
массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл
газа (н.у.).
261. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока
1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла.
Вычислите атомную массу металла.
262. При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединенных
последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось
0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на
анодах?
263. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на угольных электродах при электролизе раствора Na2SO4. Вычислите
массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется
1,12 л газа (н.у.). Какая масса H2SO4 образуется при этом возле анода?
264. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434
Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса
эквивалента кадмия?
265. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока,
если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько
литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде?
266. Составить уравнения процессов, протекающих при
электролизе расплавов NaOH и NiCl2 с инертными электродами.
267. Составить схемы электролиза водных растворов H2SO4,
CuCl2, Pb(NO3)2 с платиновыми электродами.
268. Написать уравнения электродных процессов, протекающих
при электролизе водных растворов BaCl2 и Pb(NO3)2 с угольными
электродами.
269. Написать уравнения электродных процессов, протекающих
при электролизе водных растворов FeCl3 и Ca(NO3)2 с инертным
анодом.
73
270. Составить схемы электролиза водного раствора хлорида
цинка, если: а) анод цинковый; б) анод угольный.
271. Составить схемы электролиза водного раствора сульфата
меди, если а) анод медный; б) анод угольный.
272. В какой последовательности будут выделяться металлы при
электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации
сульфатов никеля, серебра, меди?
273. Раствор содержит ионы Fe2+, Ag+, Bi3+ и Pb2+ в одинаковой
концентрации. В какой последовательности эти ионы будут выделяться
при электролизе, если напряжение достаточно для выделения любого
металла?
274. Составить схему процессов, происходящих на медных
электродах при электролизе водного раствора KNO3.
275. Имеется раствор, содержащий KCl и Cu(NO3)2. Составить
схему процессов, происходящих на медных электродах при
электролизе данного водного раствора.
Коррозия металлов
276. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при
нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной
(соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
277. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии
пары «магний – никель». Какие продукты коррозии образуются в
первом и во втором случаях?
278. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили
цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую
медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит
интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения
соответствующих процессов.
279. Почему химически чистое железо более стойко против
коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии
технического железа во влажном воздухе и в кислой среде.
280. Какое покрытие металла называется анодным и какое –
катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для
анодного и катодного покрытий железа. Составьте электронные
74
уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при
коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и в кислой
среде.
281. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при
нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной
(соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
283. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при
нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной
(соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
284. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом,
другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих
пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих
пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
285. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной
защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или
хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов атмосферной коррозии. Каков состав продуктов
коррозии?
286. Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из
чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со
временем почти прекращается. Однако, если цинковой палочкой
прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается
бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом
растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов.
287. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор
сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные
уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие
процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их
соединить проводником?
288. Как влияет среда на скорость коррозии железа и цинка?
Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов атмосферной коррозии этих металлов.
75
290. В раствор электролита, содержащего растворенный
кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку,
частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка
проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов.
291. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии
пары «алюминий – железо». Какие продукты коррозии образуются в
первом и во втором случаях?
292. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого
слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов
коррозии?
293. Какие металлы (Fе, Ag, Ca) будут разрушаться в атмосфере
влажного воздуха, насыщенного диоксидом углерода? Ответ дайте на
основании вычисления изменения энергии Гиббса ∆G0298 соответствующих процессов.
294. Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет
подвергаться коррозии, если эти металлы попадут в кислотную среду?
Составьте схему гальванического элемента, образующегося при этом.
Подсчитайте ЭДС и ∆G0298 этого элемента для стандартных условий.
295. Какой металл может служить протектором при защите
железа от коррозии в водном растворе с рН=10 в контакте с воздухом.
Напишите уравнения реакций протекающих процессов.
296. В чем заключается сущность протекторной защиты металлов
от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в
электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте
уравнение анодного и катодного процессов.
297. Приведите примеры катодных и анодных покрытий для
кобальта. Составьте уравнения катодных и анодных процессов во
влажном воздухе и в растворе солей при нарушении целостности
покрытия.
298. К какому типу покрытий относятся олово на стали и на
меди? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии
луженых стали и меди при нейтральной реакции среды и температуре
298 К? Напишите уравнения катодных и анодных процессов.
299. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих
при катодной защите стальных труб.
300. Объясните, почему в атмосферных условиях цинк
корродирует, а золото нет. Подтвердите это расчетами.
76
5 ПРАВИЛА ВЫБОРА ЗАДАЧ ИНДИВИДУАЛЬНЫХ
РАСЧЕТНЫХ ЗАДАНИЙ
Вариант индивидуального задания соответствует
двум
последним цифрам зачетной книжки. Номера задач выбираются из
таблицы 2
Таблица 2 – Индивидуальные задания
№ варианта
00
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
№ задачи
1,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 276,275,300
2,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,
217,247,244,277,299
3,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 273,278,298,130
4,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
5,31,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,271,280,295
1,16,35,65,95,105,115,127(1),129,156,168,176,191,206,
216,246,261,276,291
2,17,36,66,96,106,116,127(2),130,157,169,177,192,207,
217,247,262,277,292
3,18,37,67,97,107.117,127(3),131,158,170,178,193,208,
218,248,263,278,293
4,19,38,68,98,108,118,127(4),132,159,171,179,194,209,
219,249,264,279,294
5,20,39,69,99,109,119,127(5),133,160,172,180,195,210,
220,250,265,280,295
6,21,40,70,100,110,120,127(6),134,161,173,181,196,211,
221, 251,266,281,296
7,22,41,71,101,111,121,127(7),135,162,174,182,197,212,
222, 252,267,282,297
8,23,42,72,102,112,122,127(8),136,163,175,183,198,213,
223, 253,268,283,298
9,24,43,73,103,113,123,127(9),137,164,176,184,199,214,
224, 254,269,284,299
10,25,44,74,104,114,124,127(10),138,165,177,185,200,
215,225, 255,270,284,300
77
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
11,26,45,75,105,115,125,128(1),139,166,178,186,201,216,
226, 256,271,284,291
12,27,46,76,106,116,126,128(2),140,167,179,187,202,217,
227, 257,272,285,292
13,28,47,77,107,117,115,128(3),141,168,180.188,203,218,
228, 258,273,286,293
14,29,48,78,108,118,116,128(4),142,169,181,189,204,219,
229, 259,274,287,294
15,30,49,79,109,119,117,128(5),143,170,182,190,205,220,
230, 260,275,288,295
16,31,50,80,95,110,120,118,128(6),144,156,168,176,191,
206, 221, 231,261,291
17,32,51,81,96,111,121,119,128(7),145,157,169,177,192,2
07,222,231,262,291
18,33,52,82,97,112,122,120,128(8),146,158,170,178,193,
208, 223,232,263,292
19,34,53,83,98,113,123,121,128(9),147,159,171,179,194,
209, 224,233,264,294
20,35,53,84,99,114,124,125,128(10),148,160,172,180,195,
210, 225,234,265,295
21,36,54,85,100,115,125,126,127(1),149,161,173,181,196,
211, 226, 235,266,295
22,37,55,86,101,116,106,115,127(2),150,162,174,182,197,
212, 227,236,267,296
1,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 276,275,300
2,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,
217,247,244,277,299
3,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 273,278,298,130
4,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
5,31,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,271,280,295
1,16,35,65,95,105,115,127(1),129,156,168,176,191,206,
216,246,261,276,291
2,17,36,66,96,106,116,127(2),130,157,169,177,192,207,
217,247,262,277,292
20,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 255,275,300
78
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
21,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,
217,247,244,256,299
23,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 273,257,298,130
24,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
25,28,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,260,280,295
21,26,35,65,95,105,115,127(1),129,156,168,176,191,206,
216,246,261,276,291
22,27,36,66,96,106,116,127(2),130,157,169,177,192,207,
217,247,262,277,292
23,28,37,67,97,107.117,127(3),131,158,170,178,193,208,
218,248,263,278,293
24,29,38,68,98,108,118,127(4),132,159,171,179,194,209,
219,249,264,279,294
25,30,39,69,99,109,119,127(5),133,160,172,180,195,210,
220,250,265,280,295
26,31,40,70,100,110,120,127(6),134,161,173,181,196,211,
221, 251,266,281,296
37,40,41,71,101,111,121,127(7),135,162,174,182,197,212,
222, 252,267,282,297
18,33,42,72,102,112,122,127(8),136,163,175,183,198,213,
223, 253,268,283,298
19,24,43,73,103,113,123,127(9),137,164,176,184,199,214,
224, 254,269,284,299
11,25,44,74,104,114,124,127(10),138,165,177,185,200,21
5,225, 255,270,284,300
15,26,45,75,105,115,125,128(1),139,166,178,186,201,216,
226, 256,271,284,291
14,27,46,76,106,116,126,128(2),140,167,179,187,202,217,
227, 257,272,275,292
13,28,47,77,107,117,115,128(3),141,168,180.188,203,218,
228, 258,273,276,293
24,29,48,78,108,118,116,128(4),142,169,181,189,204,219,
229, 259,274,287,294
25,30,49,79,109,119,117,128(5),143,170,182,190,205,220,
230, 260,275,288,295
26,31,50,80,95,110,120,118,128(6),144,156,168,176,191,
206, 221, 231,261,291
79
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
27,32,51,81,96,111,121,119,128(7),145,157,169,177,192,
207,222,231,262,291
28,33,52,82,97,112,122,120,128(8),146,158,170,178,193,
208, 223,232,263,292
29,34,53,83,98,113,123,121,128(9),147,159,171,179,194,
209, 224,233,264,294
20,35,53,84,99,114,124,125,128(10),148,160,172,180,195,
210, 225,234,265,295
21,36,54,85,100,115,125,126,127(1),149,161,173,181,196,
211, 226, 245,266,295
22,37,55,86,101,116,106,115,127(2),150,162,174,182,197,
212, 227,246,267,296
11,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 256,275,300
12,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,2
17,247,254,277,299
13,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 263,278,298,130
14,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
5,31,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,261,280,295
11,16,35,65,95,105,115,127(1),129,156,168,176,191,206,2
16,246,271,276,291
2,17,36,66,96,106,116,127(2),130,157,169,177,192,207,
217,247,252,277,292
1,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 276,275,300
2,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,
217,247,244,277,299
3,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 273,278,298,130
4,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
5,31,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,271,280,295
1,16,35,65,95,105,115,127(1),129,156,168,176,191,206,
216,246,261,276,291
2,17,36,66,96,106,116,127(2),130,157,169,177,192,207,
217,247,262,277,292
80
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
3,18,37,67,97,107.117,127(3),131,158,170,178,193,208,
218,248,263,278,293
4,19,38,68,98,108,118,127(4),132,159,171,179,194,209,
219,249,264,279,294
5,20,39,69,99,109,119,127(5),133,160,172,180,195,210,22
0,250,265,280,295
6,21,40,70,100,110,120,127(6),134,161,173,181,196,211,
221, 251,266,281,296
7,22,41,71,101,111,121,127(7),135,162,174,182,197,212,2
22, 252,267,282,297
8,23,42,72,102,112,122,127(8),136,163,175,183,198,213,
223, 253,268,283,298
9,24,43,73,103,113,123,127(9),137,164,176,184,199,214,2
24, 254,269,284,299
10,25,44,74,104,114,124,127(10),138,165,177,185,200,
215,225, 255,270,284,300
11,26,45,75,105,115,125,128(1),139,166,178,186,201,216,
226, 256,271,284,291
12,27,46,76,106,116,126,128(2),140,167,179,187,202,217,
227, 257,272,285,292
13,28,47,77,107,117,115,128(3),141,168,180.188,203,218,
228, 258,273,286,293
14,29,48,78,108,118,116,128(4),142,169,181,189,204,219,
229, 259,274,287,294
15,30,49,79,109,119,117,128(5),143,170,182,190,205,220,
230, 260,275,288,295
16,31,50,80,95,110,120,118,128(6),144,156,168,176,191,
206, 221, 231,261,291
17,32,51,81,96,111,121,119,128(7),145,157,169,177,192,
207,222,231,262,291
18,33,52,82,97,112,122,120,128(8),146,158,170,178,193,
208, 223,232,263,292
19,34,53,83,98,113,123,121,128(9),147,159,171,179,194,
209, 224,233,264,294
20,35,53,84,99,114,124,125,128(10),148,160,172,180,195,
210, 225,234,265,295
21,36,54,85,100,115,125,126,127(1),149,161,173,181,196,
211, 226, 235,266,295
22,37,55,86,101,116,106,115,127(2),150,162,174,182,197,
212, 227,236,267,296
81
95
96
97
98
99
1,34,35,65,95,105,115,127(1),129,167,168,176,205,206,
216, 246, 276,275,300
2,33,36,66,96,106,116,127(2),130,166,169,177,204,207,
217,247,244,277,299
3,37,67,97,107,117,127(3),131,165,170,178,203,208,218,
248, 273,278,298,130
4,32,38,68,98,108,118,127(4),132,164,171,179,202,209,
219,249,272,279,297
5,31,39,69,99,109,119,127(5),133,163,172,180,201,210,
220,250,271,280,295
ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин, Н.В. Общая химия /Н.В. Коровин. М.: Высш.
шк.,2003. – 203 с.
2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное
пособие для вузов /Н.Л. Глинка, Х.М. Рубина; под ред. В.А.
Рабиновича. − Л.: Химия, 1985. – 103с.
3. Васильева, З.Г. Лабораторный практикум по общей химии /З.Г.
Васильева [и др.]. − М.: Химия, 1969. − 304с.
4. Глинка, Н.Л. Общая химия /Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 2003. –
704с.
5. Некрасов, Б.В. Учебник по общей химии / Б.В. Некрасов. − М.:
Химия, 1981. – 560с.
6. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии
/ Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова. – М.: Высшая школа,
1980. – 228 с.
82
Учебное издание
Макрушина Татьяна Ивановна
Паседкина Анна Николаевна
Верещагин Александр Леонидович
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Методические рекомендации к выполнению
контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов
специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки
151900.62,230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62, 240700.62,
270800.62 всех форм обучения
Редактор
Технический редактор
Подписано в печать
Формат 60×84 1/16
Усл. п.л2,56. Уч.-изд. л. 2,75.
Печать – ризография, множительно-копировальный
аппарат «RIZO EZ300»
Тираж экз. Заказ 2012-18
Издательство Алтайского государственного
технического университета
656038, г. Барнаул, пр-т Ленина, 46
Оригинал-макет подготовлен ИИО БТИ АлтГТУ
83
Отпечатано в ИИО БТИ АлтГТУ
659305, г. Бийск, ул. Трофимова, 27
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
Бийский технологический институт (филиал)
федерального государственного бюджетного образовательного
учреждения высшего профессионального образования
«Алтайский государственный технический университет
им. И.И. Ползунова»
Т.И. Макрушина, А.Н. Паседкина, А.Л. Верещагин
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАНИЯ
Методические рекомендации к выполнению
контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов
специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки
151900.62,230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62, 240700.62,
270800.62 всех форм обучения
……………………………………………………Т.И. Макрушина
…………………………………………………….А.Н. Паседкина
…………………………………………………….А.Л. Верещагин
Зав. кафедрой……………………...…………....А.Л. Верещагин
Председатель ФК МКО………………..………В.В. Еремина
Нормоконтролер………………............……….Е.А. Морозова
Зав. библиотекой……………………….……….О.В. Перышкина
Редактор…………………….…………………...
Первый зам. директора по УР…………..… ….В.А. Харитонов
Бийск
Издательство Алтайского государственного технического
84
университета им. И.И. Ползунова
2013
85