Содержание
Введение
1
Периодический закон Д.И. Менделеева и строение атома
1.1 Периодический закон Д.И. Менделеева и его значение
1.2 Структура периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева
1.3 Строение атома
1.4 Состояние электрона в атоме. Квантовые числа
1.5 Электронная формула атома
1.6 Связь электронного строения атома с положением элемента в Периодической системе
1.7 Графические электронные формулы
1.8 Валентность. Основное и возбужденное состояние атома
1.9 Электронные формулы ионов
Задачи к контрольной работе №1
2
Химическая связь
2.1 Ковалентная связь
2.1.1
Гибридизация атомных орбиталей
2.2 Ионная связь
2.3 Металлическая связь
Задачи к контрольной работе №2
3
Химическая термодинамика
3.1 Предмет химической термодинамики
3.2 Параметры состояния. Термодинамические функции. Термодинамические процессы
3.3 Первый закон термодинамики
3.4 Закон Гесса. Следствия из закона Гесса
3.5 Второй закон термодинамики
3.5.1 Энтропия
3.5.2 Формулировки и математические выражения второго закона
термодинамики
3.5.3 Условия самопроизвольного протекания процессов
3.5.4 Факторы, определяющие направленность процессов
Задачи к контрольной работе №3
4
Химическая кинетика
4.1 Скорость химической реакции
4.2 Химическое равновесие
Задачи к контрольной работе №4
5
Растворы
5.1 Состав и приготовление растворов
Задачи к контрольной работе №5
5.2 Растворимость веществ. Насыщенные растворы
Задачи к контрольной работе №6
5.3 Физико-химические свойства растворов неэлектролитов
5.4 Слабые электролиты, константа и степень диссоциации
5.5 Физико-химические свойства растворов электролитов
Задачи к контрольной работе №7
5.6 Ионное произведение воды. Водородный показатель
5.7 Ионные уравнения реакции
5.8 Условия протекания реакций ионного обмена до конца
5.9 Гидролиз солей
5
6
6
6
7
7
10
11
12
13
14
15
18
18
21
28
28
30
32
32
32
33
34
37
37
37
38
39
42
45
45
47
49
51
51
56
57
63
65
70
71
73
75
79
79
80
3
5.10 Произведение растворимости. Условия образования осадка
Задачи к контрольной работе №8
Приложение 1
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Приложение 2
Термодинамические величины растворов некоторых веществ
Приложение 3
Относительная электроотрицательность атомов
Приложение 4
Криоскопические и эбуллиоскопические константы растворителей
Приложение 5
Произведение растворимости малорастворимых веществ при 250С
Приложение 6
Растворимость неорганических веществ в воде при комнатной температуре
Список литературы
81
84
87
88
90
90
90
91
93
4
ВВЕДЕНИЕ
Химия занимает важное место в системе подготовки специалистов для
различных областей промышленности. Задача дисциплины заключается не в
накоплении знаний о свойствах отдельных элементов или видов материалов, не
в запоминании соответствующих технологических процессов, а в умении правильно оценивать возможности использования и поведение различных веществ
в заданных условиях технологического процесса, а в дальнейшем – и при эксплуатации.
Главной целью дисциплины «Химия» в вузе является развитие способностей применять знания о строении, свойствах и превращениях веществ в области профессиональной деятельности.
Таким образом, задача подготовки по химии современного инженера заключается в развитии у него химического мышления, позволяющего сознательно решать частные задачи физико-химического направления.
В процессе изучения курса химии студент должен выполнить контрольные работы. К выполнению контрольных работ можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения типовых задач, приведенных в данном учебно-методическом пособии.
В учебно-методическом пособии приведены краткие сведения из теории,
решения типовых задач по химии и представлены варианты контрольных работ
по следующим темам:
− периодический закон Д.И. Менделеева и строение атомов;
− химическая связь;
− химическая термодинамика;
− химическая кинетика;
− состав и приготовление растворов;
− растворимость веществ, насыщенные растворы;
− физико-химические свойства растворов электролитов и неэлектролитов;
− определение рН среды растворов электролитов и неэлектролитов;
− ионные уравнения реакции;
− гидролиз солей;
− произведение растворимости, условия образования осадков.
В конце каждой темы приводится перечень знаний и умений, которые
должны освоить студенты.
Контрольная работа должна быть аккуратно выполнена; номера и условия
задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. Варианты
контрольных работ выдает преподаватель. Контрольная работа, выполненная
не по своему варианту, преподавателем не засчитывается. При выполнении индивидуальных заданий необходимо приводить весь ход решений и математические преобразования.
5
1 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
И СТРОЕНИЕ АТОМА
1.1
Периодический закон Д.И. Менделеева и его значение
В 1869 году был открыт периодический закон, который Д.И. Менделеев
сформулировал так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных
весов элементов».
Современная формулировка Периодического закона такова: «Свойства
химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов».
Графическим изображением периодического закона является Периодическая система элементов. Наибольшее распространение имеет короткая форма
периодической системы (приложение 1).
Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева оказали
большое влияние на развитие химии, благодаря им химия превратилась в единую, целостную науку. С открытием Периодического закона появилась возможность предвидеть и описывать новые элементы и их соединения.
1.2 Структура периодической системы химических элементов
Д.И. Менделеева
Рассмотрим структуру Периодической системы элементов. Каждый химический элемент занимает в таблице определенное положение. Все элементы
пронумерованы в порядке их последовательности. Эти номера называются порядковыми или атомными номерами элементов.
По горизонтали в таблице элементы образуют семь периодов. Периоды
обозначаются арабскими цифрами от 1 до 7.
Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке
возрастания, начинающейся щелочными металлами и заканчивающейся инертными (благородными) газами. Периоды 1, 2 и 3 состоят из одного ряда элементов и называются малыми, остальные периоды – большие.
В 6-м периоде в одной клетке должны находиться 15 элементов, которые
сходны по многим свойствам и называются лантаноидами. Аналогично в 7-м
периоде одна клетка должна включать элементы семейства актиноидов.
По вертикали в таблице расположено восемь групп (I−VIII).
Группа – вертикальный ряд элементов, которые находясь в высшей степени окисления, сходны по химическим свойствам. Группы обозначаются римскими цифрами. Каждая из этих групп состоит из двух подгрупп – главной и
побочной.
Подгруппа – это вертикальный ряд элементов, обладающих однотипным
электронным строением и являющихся химическими аналогами. Главные подгруппы называют группами А, побочные – группами Б.
6
1.3
Строение атома
Атом состоит из ядра, в котором сосредоточена основная масса атома, и
движущихся вокруг него электронов.
Атомное ядро заряжено положительно и состоит из протонов и нейтронов. Характеристики элементарных частиц приведены в таблице 1.
Таблица 1
Характеристики элементарных частиц
Название частицы
Протон
Нейтрон
Электрон
Символ
р
n
е̅
Заряд
Кулон (Кл)
Отн. единица
−19
1,6∙10
+1
0
0
−19
−6∙10
-1
Масса
кг
1,7∙10−27
1,7∙10−27
9,11∙10−31
а.е.м.
1
1
0,00055
N(p) = Z = Nпор.,
где N(p) – число протонов в ядре;
Z – заряд ядра;
Nпор. − порядковый номер элемента в периодической системе.
N(n) = A – N(p) = A – Z,
где N(n) – число нейтронов в ядре;
А – массовое число;
Атомы одного элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называются изотопами. Изотопы содержат одинаковое
число протонов и разное число нейтронов.
1.4 Состояние электрона в атоме. Квантовые числа
Электрон – от греч. electron (янтарь).
N(e̅) = N(p) = Nпор.,
где N(е̅) – число электронов в ядре.
В 1924 году Луи де Бройль установил двойственную природу электрона:
электрон – частица и волна. Движение электрона в атоме изучает квантовая механика. Согласно квантовомеханической теории электроны, двигаясь в атоме,
образуют электронное облако.
Электронное облако – это модель состояние электрона в атоме.
Пространство вблизи ядра, в котором вероятность нахождения велика
(≈90%), называется орбиталью. Это пространство ограничивается поверхностью, т.е. представляет собой объемную геометрическую фигуру.
Орбитали часто изображают квадратиком, который называется квантовой ячейкой:
Стрелка означает, что на орбитали находится электрон.
7
Пример 1. Каков состав изотопа 52
24?
Решение:
Число протонов, содержащихся в ядре, Z = 24. Так как сумма протонов и
нейтронов, содержащихся в ядре, равна 52, то число нейтронов равно 28. Электронная оболочка состоит из числа электронов, число которых равно числу
протонов, т.е. 28, так как атом нейтрален.
Энергетическое состояние электрона в атоме характеризуется набором
четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms (табл. 2).
Таблица 2
Квантовые числа
№
п/п
1
2
Название
квантового
числа
Главное
Символ
Какие значения
принимает
Что характеризует (определяет)
n
Энергию
энергетического
уровня (размер электронного
облака)
Орбитальное (побочное)
l
n=1, 2, 3,…,∞
n = Nпериода
Чем меньше n, тем больше
энергия взаимодействия электрона с ядром.
l = 0, 1, 2,…, (n-1),
где n – главное квантовое число.
Кроме числовых значений, l
имеет буквенные обозначения:
l
0 1 2 3 4
подs p d f
g
Энергию энергетического подуровня (форму электронного
облака)
Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень.
уровень
3
Магнитное
ml
ml = −l,…,0,…,+l,
всего (2l+1) значений (табл. 3)
Направленность
(ориентацию)
электронного облака в пространстве.
Пространственное расположение
электронных орбиталей представлено на рис. 1
4
Спиновое
ms
ms = +1/2
ms = −1/2
Собственный момент количества движения электрона в
атоме
Таблица 3
Число орбиталей с данным значением l
Орбитальное квантовое число
l
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
Магнитное квантовое число
ml
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3
Число орбиталей с данным значением l
2l + 1
1
3
5
7
8
Законы движения электронов в квантовой механике описывается уравнением Шредингера, которое играет в квантовой механике такую же роль, какую
законы Ньютона в классической механике. Поскольку электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, то его движение можно описать с помощью некой волновой функции ψ. Физический смысл волновой функции
ψ(х, у, z) заключается в том, что квадрат этой функции |ψ(х, у, z)|2 пропорционален вероятности нахождения электрона в точке пространства с координатами
х, у, z.
Рис. 1 Пространственное расположение электронных орбиталей
Пример 2. Найти число орбиталей для энергетического состояния 5f.
Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
Решение:
5f – пятый энергетический уровень, следовательно главное квантовое
число n = 5. подуровень f, следовательно побочное квантовое число l принимает значение 3. При l=3 магнитное квантовое число принимает значения: -3, -2, 1, 0, 1, 2, 3. Таким образом, число орбиталей равно 7. Каждая орбиталь может
содержать максимально 2 электрона. Максимальное число электронов, характеризующихся энергетическим состоянием 5f, равно 14.
Пример 3. Дано значение одного из четырех квантовых чисел, например,
n=5. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms.
Решение:
Для n=5 в таблицу 4 проставляем все возможные значения квантовых чисел. Орбитальное квантовое число может принимать значения 0,1,2,3,4; магнитное квантовое число -4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4; спиновое квантовое число -1/,2 и
−1/2.
9
Таблица 4
Значения квантовых чисел
n
5
l
0
1
2
3
4
ml
0
-1; +1
-2; -1; 0; 1; 2
-3; -2; -1; 0; 1; 2; 3
-4; -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3; 4
ms
+1/,2; −1/2
+1/,2; −1/2
+1/,2; −1/2
+1/,2; −1/2
+1/,2; −1/2
Пример 4. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4р?
Решение:
Подуровню 4р отвечает сумма n + l, равная 4+1=5. Такой же суммой n + l
характеризуются подуровни 3d (3+2=5) и 5s (5+0=5). Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n (n=3), чем состоянию 4р; поэтому подуровень 3d
будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. Следовательно, после заполнения 4р будет заполняться подуровень 5s, которому отвечает на единицу большее значение n (n=5).
Пример 5. Какой подуровень будет заполняться вслед за подуровнем 4s?
Решение:
Подуровню 4s соответствует сумма n+l=4+0=4. Такой же суммой n+l характеризуется подуровень 3р, но заполнение этого подуровня предшествует заполнению подуровня 4s, так как последнему отвечает большее значение главного квантового числа. Следовательно, после заполнения подуровня 4s будет
заполняться подуровень с суммой n+l=5, причем из всех возможных комбинаций n+l, соответствующих этой сумме (n=3, l=2; n=4, l=1; n=5, l=0) первой будет реализовываться комбинация с наименьшим значением главного квантового числа, т.е. вслед за подуровнем 4s будет заполняться подуровень 3d.
1.5
Электронная формула атома
Электронная формула показывает распределение электронов на орбиталях в атоме. Формирование электронной оболочки атома определяется некоторыми закономерностями. К ним относятся: принцип наименьшей энергии,
принцип Паули, правило Хунда и правило Клечковского.
ПРИНЦИП НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ.
Последовательность размещения электронов по уровням и подуровням
атома должна соответствовать наименьшей энергии электрона и атома в целом.
В этом случае устойчивость электронной системы будет максимальной и связь
электрона с ядром – наиболее прочной.
ПРИНЦИП ПАУЛИ.
В атоме не может быть двух электронов, для которых одинаковы значения всех четырех квантовых чисел. Поэтому на одной атомной орбитали могут
находиться не более двух электронов, отличающихся своими спинами
(ms=±1/2).
10
Принцип Паули определяет число электронов на энергетических уровнях
и подуровнях. Число электронов на энергетическом уровне N равно:
N = 2n2,
где n – главное квантовое число.
Отсюда следует, что на первом энергетическом уровне может находиться
2 электрона, на втором – 8 (2 на s- и 6 на р-подуровнях), на третьем – 18 (2 на s-,
6 на р- и 10 на d-подуровнях) и т.д.
ПРАВИЛО ХУНДА.
Электроны при данных значениях главного и орбитального квантовых
чисел стремятся расположиться в атоме так, чтобы суммарный спин был максимальным. Это означает, что в пределах данного подуровня атома электроны
заполняют максимальное количество орбиталей.
ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
Заполнение электронных подуровней с увеличением порядкового номера
атома элемента происходит от меньшего значения (n + l ) к большему значению
(n + l).
При равных значениях (n+l) заполняются сначала энергетические подуровни с меньшим значением n.
Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней
следующая:
1s→ 2s→2p→ 3s→3p→ 4s→ 3d→ 4p→5s→ 4d→5p→ 6s→ (5d1) → 4f →5d→ 6p
→7s→ (6d1) →5f→6d→7p.
Пользуясь этим правилом, можно предсказать электронные конфигурации для атомов еще не изученных элементов.
1.6
Связь электронного строения атома с положением элемента в
Периодической системе
По положению элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева
можно определить его электронную формулу. Для этого необходимо знать следующие закономерности.
1. Число энергетических уровней в атоме, на которых расположены электроны,
равно номеру периода.
2. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы Периодической системы.
У элементов главных подгрупп электроны внешнего энергетического уровня
являются валентными, т.е. они участвуют в химическом взаимодействии.
3. У элементов побочных подгрупп III – VII групп, а также у трех элементов
побочной подгруппы VIII группы (Fe, Ru, Os) общее число электронов на sподуровне внешнего энергетического уровня атома и d-подуровне предпоследнего уровня равно номеру группы.
У элементов побочных подгрупп валентными могут быть электроны внешнего энергетического уровня и d-подуровня предпоследнего уровня.
11
4. У элементов побочных подгрупп I и II групп d-подуровень предпоследнего
энергетического уровня завершен (d10), а на внешнем энергетическом уровне
число электронов равно номеру группы.
Пример 6. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 20, 21, 23 и 31.
Решение:
Принцип наименьшей энергии требует, чтобы электроны заселяли атомные орбитали в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях.
Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈
5f ≈ 6d < 7p
Тогда:
2 2
6 2
6 2
20Са − 1s 2s 2p 3s 3p 4s – s-элемент
2 2
6 2
6 2
1
21Sc – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d – d-элемент
2 2
6 2
6 2
3
23Mo − 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d − d-элемент
2 2
6 2
6 2
10
1
31 − 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p – p-элемент
1.7 Графические электронные формулы
Графические электронные формулы показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.
Пример 7. Нарисовать электронно-графические формулы атомов кальция, скандия, молибдена, галлия.
Решение:
2 2
6 2
6 2
20Са − 1s 2s 2p 3s 3p 4s
4s
3s
3p
2s
2p
1s
2 2
6 2
6 2
1
21Sc: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
4s
3s
3p
2s
2p
3d
1s
12
23Mo:
1s22s22p63s23p64s23d3
4s
3s
3p
2s
2p
3d
1s
2 2
6 2
6 2
10
1
31 : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
4s
4p
3s
3p
2s
2p
3d
1s
1.8
Валентность. Основное и возбужденное состояние атома
Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в
атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи
между атомами в молекулах соединений.
Основное состояние атома (состояние с минимальной энергией) характеризуется электронной конфигурацией атома, которая соответствует положению элемента в периодической системе.
Например, основное состояние атома хлора:
2
5
17С … 3s 3p
…
3s
3p
Валентность (В) хлора в основном состоянии равна единице, поскольку
атом имеет один неспаренный электрон.
Возбужденное состояние атома – это его новое энергетическое состояние
с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.
2
4
1
17Сl*… 3s 3p 3d – возбужденное состояние хлора
…
3s
В(Сl*) = III
2
3
2
17Сl**… 3s 3p 3d
3p
3d
13
…
3s
В(Сl**) = V
1
3
3
17Сl***… 3s 3p 3d
3p
3d
…
3s
3p
3d
В(Сl***) = VII.
Атомы фтора, кислорода и азота не могут иметь возбужденного состояния.
1.9
Электронные формулы ионов
Если атом отдает или принимает электроны, он превращается в ион.
Можно отобразить электронную формулу иона.
Пример 8. Написать электронную формулу иона Fe3.
Решение:
1. Напишем электронную формулу атома железа:
6 2
26Fe …3d 4s
2. Атом железа превращается в ион Fe3+, если отдает 3 электрона:
Fe − 3е̅ → Fe3+
В первую очередь атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня.
Fe3+… 3d5
Пример 9. Написать электронную формулу иона S2−.
Решение:
1. Напишем электронную формулу атома серы:
2
4
16S …3s 3p
2. Атом серы превращается в ион S2−, если принимает 2 электрона:
S + 2е̅ → S2−
S2− …3s23p6
Электронная конфигурация иона серы S2− аналогична электронной конфигурации атома аргона.
14
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №1
Вариант 1
1. Найти число орбиталей для энергетического состояния 2s. Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
2. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms для n=2.
3. Определить последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l=5.
4. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные
и объяснить причину невозможности их реализации: а) 1s3; б) 3s2; в) 2d3; г)
2р5; д) 3f4.
5. Напишите распределение электронов для атома брома в нормальном и возбужденном состоянии, определите валентные электроны. Сколько протонов
и нейтронов данного атома?
6. Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой:
а) 5s25p4
б) 3d54s1
Указать химические элементы.
7. Написать электронные формулы ионов: а) Sn2+, б) Mn2+, в) F−, г) O2−.
Вариант 2
1. Найти число орбиталей для энергетического состояния 3d. Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
2. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms для l=2.
3. Определить последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l=6.
4. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные
и объяснить причину невозможности их реализации: а) 5s4; б) 7s1; в) 3d11; г)
4р7; д) 2f2.
5. Напишите распределение электронов для атома молибдена в нормальном и
возбужденном состоянии, определите валентные электроны. Сколько протонов и нейтронов данного атома?
6. Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой:
а) 4s2
б) 3d104s2
Указать химические элементы.
7. Написать электронные формулы ионов: а) Sn4+, б) Cu2+, в) N3−, г) Cl−.
15
Вариант 3
1. Найти число орбиталей для энергетического состояния 4p. Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
2. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms для ml=2.
3. Определить последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l=6.
4. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные
и объяснить причину невозможности их реализации: а) 5f2; б) 3d11; в) 7s1; г)
2f1; д) 1p2.
5. Напишите распределение электронов для атома цинка в нормальном и возбужденном состоянии, определите валентные электроны. Сколько протонов
и нейтронов данного атома?
6. Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой:
а) 4s24p3
б) 3d104s1
Указать химические элементы.
7. Написать электронные формулы ионов: а) Сr3+, б) K+, в) I−, г) Se2−.
Вариант 4
1. Найти число орбиталей для энергетического состояния 3s. Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
2. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms для l=3.
3. Определить последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l=6.
4. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные
и объяснить причину невозможности их реализации: а) 5s4; б) 7s1; в) 3d11; г)
4р7; д) 2f2.
5. Напишите распределение электронов для атома олова в нормальном и возбужденном состоянии, определите валентные электроны. Сколько протонов
и нейтронов данного атома?
6. Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой:
а) 3s2
б) 3d74s2
Указать химические элементы.
7. Написать электронные формулы ионов: а) H+, б) Ca2+, в) P3−, г) H−.
16
Вариант 5
1. Найти число орбиталей для энергетического состояния 4s. Определить максимальное число электронов, характеризующихся этим энергетическим состоянием.
2. Составьте таблицу значений четырех квантовых чисел: n, l, ml, ms для n=4.
3. Определить последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммой n+l=5.
4. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать невозможные
и объяснить причину невозможности их реализации: а) 1s2; б) 3f11; в) 5s1; г)
1р4; д) 2f10.
5. Напишите распределение электронов для атома кадмия в нормальном и возбужденном состоянии, определите валентные электроны. Сколько протонов
и нейтронов данного атома?
6. Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой:
а) 5s25p6
б) 3d54s2
Указать химические элементы.
7. Написать электронные формулы ионов: а) Li+, б) Fe2+, в) P3−, г) H−.
Завершив изучение периодической системы, студенты должны знать:
− формулировку Периодического закона;
− структуру периодической таблицы;
− связь между положением элемента в периодической таблице и электронным строением атома;
− физический смысл порядкового номера, номера периода и группы, в которой находится элемент;
− квантовые числа, их физический смысл;
− виды орбиталей, их геометрическую форму и ориентацию в пространстве;
− принципы наименьшей энергии и Паули, правила Хунда и Клечковского;
Уметь:
− с помощью квантовых чисел рассчитывать количество подуровней, орбиталей и электронов на данном уровне;
− составлять электронные и электронно-графические формулы элементов;
− определять положение элемента в периодической системе на основании
его электронной формулы;
− сопоставлять различные свойства элементов, руководствуясь их положением в периодической системе.
17
2 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные
атомы в молекулы, ионы, кристаллы.
Типы химической связи – ковалентная (неполярная или полярная), ионная, металлическая.
2.1 Ковалентная связь
Ковалентная связь - химическая связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов, перекрыванием электронных
облаков взаимодействующих атомов.
Ковалентная неполярная связь – химическая связь, которая образуется
между атомами с одинаковой электроотрицательностью (обычно при взаимодействии атомов одного вида. Пример: Н2, F2. O2. N2. As).
Ковалентная полярная связь – химическая связь, которая образуется
между атомами, электроотрицательности которых отличается, но незначительно (HF, HCl, NH3, H2O, CO2 и т.д.).
Электроотрицательность – способность элементов смещать к себе общую электронную пару, тем самым приобретая отрицательный заряд.
Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он
обобществленные электроны. Поэтому с ростом разности электроотрицательностей (Δχ) взаимодействующих атомов степень ионности связи возрастает.
В результате смещения электронной пары возникает диполь. Диполь –
система двух зарядов, равных по абсолютной величине, но противоположных
по знаку.
Пример: Нδ+− Fδ−.
Напряженность поля, создаваемая диполем, пропорциональна электрическому дипольному моменту диполя, представляющему собой произведение абсолютного значения заряда электрона q (1,60∙10−19 Кл) на расстояние l между
центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе (длиной диполя):
μ = q∙ l
Величина μ молекулы служит количественной мерой ее полярности и измеряется в Дебаях (D):
1D = 3,33∙10−30 Кл∙м.
Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в приложении 2.
Характеристики ковалентной связи: полярность, энергия связи, длина
связи, направленность, насыщаемость.
Известны два механизма образования общих электронных пар: обменный
и донорно-акцепторный.
ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ объясняет образование ковалентной химической связи участием в ней двух электронов с антипараллельными спинами (по
одному от каждого атома).
18
Пример 1. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы HF.
Решение:
1. Привести схему образования молекулы:
Н2 + F2 = 2HF
2. Написать электронные формулы атомов, участвующих в образовании молекулы:
2 2
5
9F: 1s 2s 2p
1
1H: 1s
3. Написать электронно-графические формулы этих атомов и указать на образование общих электронных пар волнистой чертой:
F
… 2s
2p
H
1s
4. Привести пространственную схему образования связей в молекуле HF. Из
рис. 2 видно, что электронные орбитали, участвующие в образовании связи,
перекрываются по линии, связывающей центры атомов. Такую связь называют сигма-связью и обозначают буквой σ. Она образуется при перекрывании орбиталей s – s (рис.3, а), p – p (рис.3, в), s – p (рис.3, б), d – d (рис.3, г),
p – d и т. д.
F
H
Рис. 2. Схема образования связей в молекуле HF
Рис. 3. Перекрывание электронных облаков при образовании ковалентной σ – связи
19
Пример 2. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы O2.
Решение:
1. Написать электронные формулы атомов, участвующих в образовании молекулы кислорода:
2 2
4
8О: 1s 2s 2p
2 2
4
8О: 1s 2s 2p
2. Написать электронно-графические формулы этих атомов и указать на образование общих электронных пар волнистой чертой:
О
… 2s
2p
О
… 2s
2p
3. Привести пространственную схему образования связей в молекуле О2
(рис.4). В молекуле О2 связь образуется за счет неспаренных рэлектронов. В молекуле кислорода, структурная формула которой О ═ О,
имеет место одна σ и одна π – связь. Двойная или кратная связь образована дополнительным перекрыванием только p – p облаков в плоскости,
перпендикулярной линии σ – связи, как показано на рис. 5. Такая связь
называется «пи» - связью (обозначается буквой «π»). π-связь могут образовывать орбитали: р – р (рис.5, а), d – p (рис.5, б), d – d (рис.5, в), p – d и
т. д.
π
π
Рис.4. Схема перекрывания облаков валентных электронов в молекуле О2
Рис. 5. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π – связей
20
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ предполагает образование ковалентной химической связи за счет неподеленной пары одного из связывающихся атомов и вакантной орбитали другого атома.
Пример 3. Какой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. Какие химические связи имеются в ионах: NH4+? Укажите
донор и акцептор.
Решение:
Химическая связь, образованная за счет пары электронов одного атома
(донора) и вакантной орбитали второго атома (акцептора), называется донорноакцепторной или донорно-акцепторным механизмом образования ковалентной
связи.
1. Привести схему образования иона:
NH3 + H+ = NH4+
2. Написать электронные формулы атомов азота, водорода и иона водорода:
2 2
3
7N: 1s 2s 2p
1
1H: 1s
+
0
1H : 1s
Молекула аммиака образуется по обменному механизму:
N
… 2s
H+
2p
H
1s
H
1s
H
1s
1s
При сближении молекулы аммиака и иона водорода неподеленная пара
электронов атома азота занимает вакантную орбиталь иона водорода. Это приводит к образованию общей электронной пары и, следовательно, к образованию
химической связи между ними.
В ионе NH4+ донором является атом азота, а акцептором – ион водорода
H+.
2.1.1 Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация орбиталей – это математическое описание явления, заключающегося в выравнивании энергий нескольких электронных подуровней и образовании за счет этого из всех различных участвующих в гибридизации орбиталей равного числа одинаковых гибридных орбиталей.
Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только "чистых" атомных орбиталей, но и "смешанных", так
называемых гибридных, атомных орбиталей. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и
21
образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии.
Число гибридных орбиталей (q) равно числу исходных.
В зависимости от вида и числа атомных орбиталей, вступающих в гибридизацию, различают несколько основных типов гибридизации. Каждому типу
гибридизации соответствует определенная структрура гибридных атомных орбиталей и молекул.
Если гибридные орбитали образуются в результате взаимодействия s- и pэлектронных орбиталей, то говорят об sp-гибридизации. Две гибридные spорбитали располагаются в поле ядра атома так, чтобы взаимодействие между
ними было минимальным, т.е. под углом 1800. Молекулы, имеющие в своем составе атомы с sp-гибридными орбиталями, имеют линейную структуру.
При взаимодействии одной s- и двух р-орбиталей имеет место sp2гибридизация. Образующиеся три гибридные sp2-орбитали располагаются в одной плоскости, угол между ними равен 1200.
sp3-Гибридизация возникает при взаимодействии одной s- и трех рорбиталей.
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
представлена в таблице 5.
Таблица 5
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип молекулы
Исходные орбитали атома А
Тип гибридизации
Число гибридных орбиталей
атома
АB2
AB3
AB4
s+p
s+p+p
s + p + p +p
sp
sp2
sp3
2
3
4
Пространствен
ная конфигурация
молекулы
Линейная
Треугольная
Тетраэдрическая
Схемы и некоторые типы гибридизации показаны на рис. 6, 7.
Рис. 6 Схема гибридизации
22
(s+p+p+p)-орбитали
Четыре sp3-орбитали
Рис. 7 Некоторые типы гибридизации валентных орбиталей
а – исходные орбитали; б – гибридные орбитали
Пример 4. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы ВеН2.
Решение:
1. Привести схему образования молекулы ВеН2.
Ве + Н2 = ВеН2
2. Написать структурную формулу молекулы ВеН2
Н
Ве Н
3. Составить электронные и электронно-графические формулы всех атомов и
определить валентные электроны.
2 2
4Ве: 1s 2s
1
1H: 1s
1
1H: 1s
Ве
… 2s
Н
1s
Н
1s
23
4. В невозбужденном (устойчивом) состоянии атом Ве не имеет неспаренных
электронов. Значит, он не может образовать ковалентную связь. Согласно
структурной формуле в молекуле ВеН2 атом Ве образует две равноценные
связи с двумя атомами Н. Увеличить число неспаренных электронов атом Ве
может, перейдя в возбужденное состояние Ве*.
2 1
1
4Ве*: 1s 2s 2р
Ве*
…
2s
2р
5. В образовании молекулы ВеН2 принимают участие s-орбитали атомов Н и sи р-орбитали атома Ве.
6. Так как все связи в молекуле ВеН2 равноценны, то, значит, в атоме Ве* имеет место sp-гибридизация его орбиталей. Две гибридных орбитали атома
Ве*, возникающих при смешении одной s- и одной р-орбитали, находятся в
одной плоскости под углом 1800.
7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле ВеН2 имеет вид
(рис.8):
Рис. 8 Схема образования химических связей в молекуле BeH2
Две гибридных орбитали атома Ве перекрываются с двумя s-орбиталями
атомов Н с образованием двух σ-связей.
Пример 5. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы ВCl3.
Решение:
1. Написать структурную формулу молекулы ВCl3.
Cl
B
Cl
Cl
2. Составить электронные и электронно-графические формулы всех атомов и
определить валентные электроны.
2 2
1
5В: 1s 2s 2p
2 2
6 2
5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
2 2
6 2
5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
2 2
6 2
5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
24
B
… 2s
2p
Cl
… 3s
3p
Cl
… 3s
3p
Cl
… 3s
3p
3. В невозбужденном (устойчивом) состоянии атом В имеет один неспаренный
электрон. Значит, он не может образовать одну ковалентную связь. Согласно структурной формуле в молекуле BCl3 атом В образует три равноценные
связи с тремя атомами хлора. Увеличить число неспаренных электронов
атом В может, перейдя в возбужденное состояние В*.
5В*:
1s22s12p2
В*
… 2s
2р
4. В образовании молекулы ВСl3 принимают участие p-орбитали атомов Cl и sи р-орбитали атома В.
5. Так как все связи в молекуле ВСl3 равноценны, то, значит, в атоме В* имеет
место sp2-гибридизация его орбиталей. Три гибридных орбитали атома В*,
возникающих при смешении одной s- и двух р-орбитали, находятся в одной
плоскости под углом 1200.
6. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле ВСl3 имеет вид
(рис.9):
Рис. 9 Схема образования химических связей в молекуле ВСl3
25
Три гибридных орбитали атома В перекрываются с тремя р-орбиталями
атомов Сl с образованием трех σ-связей.
Пример 6. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы CH4.
Решение:
1. Написать структурную формулу молекулы CH4.
Н
Н
С
Н
Н
2. Составить электронные и электронно-графические формулы всех атомов
и определить валентные электроны.
2 2
2
6С: 1s 2s 2p
1
1H: 1s
1
1H: 1s
1
1H: 1s
1
1H: 1s
С
… 2s
H
2p
H
1s
H
1s
H
1s
1s
3. В невозбужденном (устойчивом) состоянии атом С имеет два неспаренных
электрона. Значит, он не может образовать ковалентную связь. Согласно
структурной формуле в молекуле СН4 атом С образует четыре равноценные
связи с четырьмя атомами водорода. Увеличить число неспаренных электронов атом С может, перейдя в возбужденное состояние С*.
2 1
3
6С*: 1s 2s 2p
С*
… 2s
2р
4. В образовании молекулы СН4 принимают участие s-орбитали атомов H и s- и
р-орбитали атома C.
26
5. Так как все связи в молекуле СН4 равноценны, то, значит, в атоме C* имеет
место sp3-гибридизация его орбиталей. Четыре гибридных орбитали атома
С*, возникающих при смешении одной s- и трех р-орбитали, находятся в одной плоскости под углом 1090.
6. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле СН4 имеет вид
(рис.10):
Рис. 10 Схема образования химических связей в молекуле СН4
Четыре гибридных орбитали атома С перекрываются с четырьмя sорбиталями атомов Н с образованием четырех σ-связей.
Пример 7. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов
при образовании молекулы CО2.
Решение:
1. Написать структурную формулу молекулы CО2.
О=С=О
2. Составить электронные и электронно-графические формулы всех атомов и
определить валентные электроны.
2 2
2
6С: 1s 2s 2p
2 2
4
8О: 1s 2s 2p
2 2
4
8О: 1s 2s 2p
С
… 2s
2p
О
… 2s
2p
О
3. В невозбужденном (устойчивом) состоянии атом С имеет два неспаренных
электрона. Значит, он не может образовать ковалентную связь. Согласно
структурной формуле в молекуле СО2 атом С образует четыре связи с двумя
атомами кислорода. Увеличить число неспаренных электронов атом С может, перейдя в возбужденное состояние С*.
2 1
3
6С*: 1s 2s 2p
С*
… 2s
2р
27
4. Углерод связан с двумя атомами кислорода. Число σ-связей равно двум. Две
гибридные орбитали.
5. Тип гибридизации sp. Молекула СО2 линейна, т.е. σ-связи расположены под
углом 1800.
6. После образования σ-связей у атома углерода остались неиспользованными
два электрона и у каждого атома кислорода тоже по одному. Следовательно,
каждый атом кислорода связан с атомом углерода дополнительно π-связью.
7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле СО2 имеет вид
(рис.11):
Рис. 11 Схема образования химических связей в молекуле СО2
На приведенной схеме (рис. 11) sp-гибридные орбитали атома С и pzорбитали атомов О, образующие между собой σ-связи. – светлые, а рх- и руорбитали атомов С и О, образующие π-связи, − темные.
2.2 Ионная связь
Ионная связь – химическая связь, которая возникает, когда одни атомы
полностью отдают валентные электроны, а другие присоединяют. Ионная связь
возникает как результат электростатических сил притяжения между противоположно заряженными ионами. Ионная связь – предельный случай ковалентной
полярной связи.
Отличием ионной связи от ковалентной является ее ненаправленность и
ненасыщаемость. Типичные ионные соединения образуют металлы главных
подгрупп I и II групп с неметаллами главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: NaF. K2O, BaO, Rb2S, LiCl и др.
2.3 Металлическая связь
Металлическая химическая связь имеет место в простых веществах –
металлах. Это вид связи, образованный положительными ионами, находящимися в узлах кристаллической решетки металла, и общими электронами («электронным газом»). Специфичность этой связи в том, что она имеет общие признаки как с ковалентной связью (наличие общих электронов), так и с ионной
(наличие положительных ионов в кристалле металла). Атомы химических элементов – металлов, в силу особенностей своего строения, легко отдают внешние электроны, превращаясь в положительные ионы. Схема образования металлической связи выглядит следующим образом:
Мео − zе̅ = Me z+.
28
Кристаллические решетки металлов, состоящие из одинаковых ионов,
имеют очень плотную упаковку, а общие электроны, принадлежащие всему
кристаллу металла, обеспечивают такие физические свойства металлов, как
электро- и теплопроводность, ковкость и пластичность, хорошую отражательную способность.
Пример 8. Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2, ICl5, OF2.
Указать для каждой из них направление смешения общей электронной связи.
Решение:
Общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного элемента. Характер связи можно определить по разности значений ЭО
элементов.
Если ∆χ ≥ 2, то связь – ионная,
если 2 > ∆χ > 0 - ковалентная полярная,
если ∆χ =0 – ковалентная неполярная.
Отсюда:
N(3,0) – Cl(3,0) – ковалентная неполярная, смещения электронной пары
нет.
C(2,5) − S(2,5) - ковалентная неполярная, смещения электронной пары
нет.
I(2,5) – Cl(3,0) – ковалентная полярная, общая электронная пара смещена
в сторону хлора, I → Cl
O(3,5) – F(4,0), ковалентная полярная, общая электронная пара смещена в
сторону фтора, O → F
Пример 9. Используя значения относительной электроотрицательности
атомов, расположите соединения HF, HCl, HBr, HI в порядке возрастания ионности связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако
и почему?
Решение:
О степени ионности связи можно судить на основе разности относительных электрооитрицательностей атомов:
ОЭО: Н-2,1; F-4; Cl-3,0; Br-2,8; I-2,5.
Связь: HF
HCl
HBr
HI
∆ОЭО 1,9
0,9
0,7
0,4
Следовательно, в порядке возрастания ионности связей указанные молекулы можно расположить в ряд: HI – HBr – HCl – HF; электронная плотность
при образовании химической связи смещается к более электроотрицательному
атому. Поэтому в HF электронная плотность смещена к F; в HCl – к Cl; в HBr –
к Br; в HI – к I.
Пример 3. Длина диполя молекулы НСl равна 0,22∙10−8 см. Вычислите
электрический момент диполя.
Решение:
q = 1,60∙10−19 Кл; l = 2,2∙10−11 м;
μ = q∙ l = 1,60∙10−19 ∙2,2∙10−11 = 3,52∙10−30 Кл∙м = 3,52∙10−30/(3,33∙10−30) = 1,06 D
29
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №2
Вариант 1
1. Укажите типы химических связей в молекулах следующих соединений: NH3,
Cl2, CaF2, Ca.
2. Используя значения относительной электроотрицательности атомов, расположите соединения BeF2, MgF2, CaF2, BaF2 в порядке возрастания ионности
связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и
почему?
3. Как изменяется характер химической связи в ряду соединений элементов
третьего периода: NaCl-MgCl2-AlCl3-SiCl4-PCl5-SCl2-Cl2?
4. Почему молекула диоксида углерода неполярна, хотя связь углерод - кислород имеет электрический момент диполя 0,37∙10−30 Кл∙м?
5. Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов при образовании молекул: Cl2, HCl, CaF2
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
Вариант 2
Укажите типы химических связей в молекулах следующих соединений: HBr,
Br2, K2SO4.
Используя значения относительной электроотрицательности атомов, расположите соединения OF2, TeF2, SeF2, SF2в порядке возрастания ионности связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и почему?
Как изменяется характер химической связи в ряду соединений: KCl-CaCl2FeCl3-GeCl4-BrCl2?
В ряду галогеноводородов HCl, HBr, HI электрические моменты диполей
молекул равны 3,5∙10−30, 2,6∙10−30, 1,4∙10−30 Кл∙м соответственно. Как изменяется характер химической связи в этих молекулах?
Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов при образовании молекул: KCl, LiH, SiF4.
Вариант 3
Укажите типы химических связей в молекулах следующих соединений: NH3,
H2, ZnCl2.
Используя значения относительной электроотрицательности атомов, расположите соединения LiCl, NaCl, KCl, RbCl в порядке возрастания ионности
связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и
почему?
Как изменяется характер химической связи в соединениях с кислородом:
Li2O-BeO-B2O3-CO2-N2O5-Cl2O7?
Электрический момент диполя молекул сероводорода и диоксида серы равны 3,1∙10−30 и 2,0∙10−30 Кл∙м. Какая из этих молекул более полярна?
Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов при образовании молекул: H2O, I2, BCl3.
30
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
Вариант 4
Укажите типы химических связей в молекулах следующих соединений:
CuCl2, HCl, Cu.
Используя значения относительной электроотрицательности атомов, расположите соединения SnCl4, SbCl3, TeCl2, ICl в порядке возрастания ионности
связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и
почему?
В каких фторидах связь элемент-фтор будет носить ионный характер: NaFAlF3-CF4-BaF2-NF3-F2O?
Электрический момент диполя молекул метана, аммиака, воды и хлороводорода равны 0;4,7∙10−30; 6,1∙10−30; 3,5∙10−30 Кл∙м. Какая из этих молекул более
полярна?
Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов при образовании молекул: O2, LiF, MgF2.
Вариант 5
Укажите типы химических связей в молекулах следующих соединений:
MgH2, Mg, H2, CO2.
Используя значения относительной электроотрицательности атомов, расположите соединения Ta2O5, Nb2O5, As2O5, P2O5 в порядке возрастания ионности связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако
и почему?
В каких хлоридах связь элемент-хлор будет носить ионный характер: NaCl,
CCl4, Cl2O, MgCl2, HCl?
Какой способ образования ковалентной связи называют донорноакцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4−? Укажите донор и акцептор.
Приведите схему перекрывания электронных облаков атомов при образовании молекул: N2, N2O3, MgH.
Завершив изучение темы «Химическая связь» студент должен знать:
− квантово-механическое объяснение возникновения ковалентной связи;
− понятия: длина и энергия связи, валентный угол;
− два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорноакцепторный;
− типы гибридизации атомных орбиталей и геометрическая форма молекул;
− основные особенности ковалентной, ионной и металлической связи.
Уметь:
− строить схемы образования различных молекул с позиции метода валентных связей;
− определять валентные возможности атомов в основном и возбужденном
состояниях;
− предсказывать геометрическую конфигурацию молекул;
− рассчитывать полярность связей и полярность молекул.
31
3 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
3.1 Предмет химической термодинамики
Применение различных законов термодинамики к химическим и физикохимическим процессам является предметом химической термодинамики. Химическая термодинамика изучает превращения энергии при химических реакциях и способность химических систем совершать полезную работу.
Один из разделов химической термодинамики составляет термохимия,
изучающая переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим, а также возможность, направление и глубину осуществления
химических и фазовых процессов в данных условиях. Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему.
Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни
веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная
система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов,
исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен – система открытая.
Термохимия занимается изучением тепловых эффектов реакций. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж.
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением
энергии. Если энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, то такие
реакции записываются посредством уравнений химической реакций с указанием тепловых эффектов, при этом необходимо указывать фазовый состав реагирующих веществ.
Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими.
3.2 Параметры состояния. Термодинамические функции. Термодинамические процессы
Величины, которые характеризуют состояние системы и могут быть
непосредственно измерены, называются термодинамическими параметрами
состояния. Основными параметрами состояния являются: давление Р, объем V,
температура Т, концентрация с.
Кроме параметров состояния в термодинамике используются термодинамические функции. К ним относятся: внутренняя энергия U, теплота Q, механическая работа А, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса G.
Всякое изменение системы, связанное с изменением хотя бы одного термодинамического параметра, называется термодинамическим процессом.
В зависимости от условий, при которых протекает процесс, он может
быть:
1. Изохорным, т.е. протекающим при постоянном объеме системы (V = const).
32
2.
3.
4.
5.
6.
Изобарным – при постоянном давлении (Р = const).
Изотермически – протекающим при постоянной температуре (Т = const).
Изохорно-изотермическим (V = const, Т = const).
Изобарно-изотермическим (Р = const, Т = const).
Адиабатным, т.е. когда система не отдает теплоту в окружающую среду и не
получает из окружающей среды (Q = 0).
3.3 Первый закон термодинамики
Теплота, поглощаемая системой, расходуется на увеличение внутренней
энергии и на совершаемую системой механическую работу.
Q = ∆U + A
Если работа сводится к расширению или сжатию газа, то
QР = ∆U + Р∆V
Применение первого закона термодинамики к различным процессам.
При изохорном процессе ∆V = 0 уравнение первого начала термодинамики имеет вид:
QV = ∆U
Для изохорных процессов количество теплоты также не зависит от пути
перехода и определяется только начальным и конечным состоянием системы.
При адиабатном процессе, когда Q = 0, первый закон термодинамики
принимает вид:
A = –ΔU
В адиабатном процессе механическая работа может совершаться только
за счет убыли внутренней энергии системы.
При изотермическом процессе внутренняя энергия системы – величина
постоянная, ∆U = 0. Тогда уравнение первого закона:
Q=A
Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная теплота расходуется только на совершаемую системой механическую работу.
В химии чаще всего рассматривают изобарные процессы (P = const), и
тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или
энтальпией процесса:
QP = ∆H
ΔH = ΔU + PΔV
Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль)
измеряется в кДж∙моль–1.
В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH< 0), а
поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу,
ΔH > 0.
33
Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через запятую в кДж и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ.
Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных
состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное.
Например, при взаимодействии газообразных H2 и Cl2 образуются два
моля газообразного HCl. Термохимическое уравнение записывается так:
При взаимодействии газообразных H2 и O2 образующаяся H2O может
находиться в трех агрегатных состояниях, что скажется на изменении энтальпии:
Н2(г) + 1/2О2(г) = 2Н2О(г)
∆Н0 = −286,8 кДж
Н2(г) + 1/2О2(г) = 2Н2О(ж)
∆Н0 = −241,83 кДж
Приведенные энтальпии образования (реакций) отнесены к стандартным
условиям температуры и давления (T = 298 K, P = 101,325 кПа). Стандартное
состояние термодинамической функции, например, энтальпии, обозначается
нижним и верхним индексами:ΔΗ0298 нижний индекс обычно опускают: ΔΗ0.
Стандартная энтальпия образования ΔΗ0обр – тепловой эффект реакции
образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих,
находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Энтальпия образования
простых веществ принята равной нулю.
Пользуясь табличными значениями ΔΗ0обр, ΔΗ0сгор, можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений.
3.4 Закон Гесса. Следствия из закона Гесса
Закон Гесса (1841 г.):
«Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути, по которому
она протекает, а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции».
Из закона Гесса вытекают следующие следствия:
1. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.
ΔH = ΣΔHобр.конечн – ΣΔHобр.нач
2. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания начальных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
ΔH = ΣΔHсгор.нач – ΣΔHсгор.конечн
3. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей Eсв исходных и
конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.
34
В ходе химической реакции энергия затрачивается на разрушение связей
в исходных веществах (ΣEисх) и выделяется при образовании продуктов реакции
(–ΣEпрод).
Отсюда:
ΔH° = ΣEисх – ΣEпрод
Следовательно, экзотермический эффект реакции свидетельствует о том,
что образуются соединения с более прочными связями, чем исходные. В случае
эндотермической реакции, наоборот, прочнее исходные вещества.
4. Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции
разложения его до исходных веществ с обратным знаком.
ΔHобр = –ΔHразл
5. Энтальпия гидратации равна разности энтальпий растворения безводной соли ΔHраств б/с и кристаллогидрата ΔHраств крист.
Закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как
с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические
функции относятся к одинаковым условиям.
Пример 1. Реакция горения протекает по уравнению
СН4(г)+2О2 (г)=СО2(г)+2Н2О(ж)+890,31 кДж
Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 л (н.у.) углеводорода?
Решение:
В данном термохимическом уравнении 890,31 кДж – тепловой эффект реакции окисления 1 моля (22.4 л) газообразного метана (СН4). 100 л газа в нор100
мальных условиях соответствует
= 4,46 молям газа, следовательно, при
22,4
сгорании 100 л газа выделится 890,31∙4,46=3970,78 кДж тепла.
Пример 2. Рассчитайте изменение внутренней энергии (∆U) в химической реакции:
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)
Решение:
4NH3(г) +
5O2(г) =
4NO(г) +
6H2O(г)
n, моль
4
5
4
6
∆Н0298,
кДж/моль
−46
0
90
−242
∆Н0298 реагентов и продуктов реакции находим из таблицы приложения 1.
∆Uх.р.=∆Нх.р.− ∆nRT,
1. По закону Гесса определяем энтальпию химической реакции
0
0
0
.∆Нх.р=4.∆Н NO+6 ∆Н воды −4∆ 3
.∆Нх.р=4∙90+6∙(−242)−4∙(−46)=−904 кДж
35
2. ∆n=прод− исх =(4+6)−(4+5)=1,
где n – число молей газообразных веществ
R=8,31∙10−3 кДж/моль∙К; Т=298 К
3. Определяем изменение внутренней энергии химической реакции
∆Uх.р.= .=∆Нх.р.−∆nRT = −904−8,31∙10−3∙298=−907 кДж
Пример 3. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (∆Н0 = −393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения реакции:
С(графит) + 2N2O(г) = CO2 (г) + 2N2 (г); ∆Н0 = −557,5 кДж (1)
вычислите теплоту образования 2N2O(г).
Решение:
Обозначим через х теплоту образования N2O(г) и запишем термохимическое уравнение реакции образования N2O из простых веществ:
N2(г) + 1/2О2(г) = N2O(г); ∆Н01 = х кДж (2)
Запишем также термохимическое уравнение реакции образования СО2(г)
из простых веществ:
С(графит) + О2(г) = СО2(г); ∆Н02 = −393,5 кДж (3)
Из уравнений реакций (2) и (3) можно получить уравнение реакции (1).
Для этого умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из
уравнения (3). Имеем:
С(графит) + 2N2O(г) = CO2 (г) + 2N2 (г); ∆Н0 = (−393,5−2∙х) кДж.
Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: −393,5−2∙х = −557,5.
Отсюда х = 82 кДж/моль
Пример 4. Рассчитайте энтальпию образования жидкого сероуглерода
(СS2) по следующим данным:
S(ромб)+O2(г)=SO2(г)
∆H1=−296,9 кДж
СS2(ж)+3О2(г)=СО2(г)+2SO2(г)
∆H2=−1109 кДж
С(граф)+О2(г)=СО2(г)
∆H3=−393,5 кДж
Решение:
Составим термохимическое уравнение образования СS2(ж):
С(граф)+2S(ромб)=СS2(ж); ∆Hх.р.
Для определения ∆H производим соответствующие алгебраические действия с термохимическими уравнениями, чтобы получить искомое:
2 S(ромб)+O2(г)=SO2(г); ∆H1=−296,9 кДж
1 С(граф)+О2(г)=СО2(г); ∆H3=−393,5 кДж
−1 СS2(ж)+3О2(г)=СО2(г)+2SO2(г); ∆H2=−1109 кДж
36
2S(ромб) + 3О2(г) + С(граф) − 3О2(г) − СS2(ж) = 2SO2(г) + СО2(г) − СО2(г) − 2SO2(г)=
=2∆H1 + ∆H3 − ∆H2
2S(ромб) +C(граф) = CS2(ж)+2∆H1+∆H3−∆H2
∆Hх.р.= −2∆H1−∆H3+∆H2=−121,7 кДж/моль
3.5 Второй закон термодинамики
3.5.1 Энтропия
Изменение энтальпии системы не может служить единственным критерием самопроизвольного осуществления химической реакции, поскольку многие
эндотермические процессы протекают самопроизвольно.
Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит
мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).
Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность
состояния (беспорядок) системы W. Поскольку число частиц в системе велико
(число Авогадро NA = 6,02∙1023), то энтропия пропорциональна натуральному
логарифму термодинамической вероятности состояния системы W:
S = R · ln W
Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой
постоянной R и равна Дж∙моль–1∙K–1.
Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии)
плавления: ΔSпл = ΔHпл/Tпл
Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии:
3.5.2 Формулировки и математические выражения второго закона
термодинамики
Второй закон термодинамики определяет направление самопроизвольного протекания процессов и закономерности химического равновесия.
Существует несколько формулировок второго закона термодинамики.
Согласно Р. Клаузиусу:
Теплота не может переходить сама собой от тела менее нагретого к
телу более нагретому.
Формулировка Кельвина:
Невозможно превратить в механическую работу теплот какого-либо
тела, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения этого тела.
Математическое выражение второго закона термодинамики:
δS≥δQ/Т
37
В этом уравнении знак неравенства относится к необратимым самопроизвольным процессам, а знак равенства – к обратимым процессам.
3.5.3 Условия самопроизвольного протекания процессов
1.
Процессы в изолированной системе
В изолированных системах самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.
dS>0
Когда энтропия достигнет максимального для данных условий значения,
в системе установится состояние равновесия (dS=0).
2. Процессы при постоянных объеме и температуре
Введем новую термодинамическую функцию F, называемую изохорноизотермическим потенциалом или свободной энергией Гельмгольца:
∆F = ∆U − T∙∆S,
где ∆F – энергия Гельмгольца реакции при стандартных условиях;
∆U – изменение внутренней энергии системы при стандартных условиях;
∆S – изменение энтропии в результате реакции при стандартных условиях;
Т – температура, при которой происходит реакция, К.
\При постоянных объеме и температуре самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением F.
dF<0
Достижение некоторого минимального при данных условиях значения F
является условием равновесия.
dF=0
3. Процессы при постоянных давлении и температуре
Введем новую термодинамическую функцию G, называемую изобарноизотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса:
∆G = ∆H − T∙∆S,
где ∆G – энергия Гиббса реакции при стандартных условиях;
∆Н – изменение энтальпии в результате реакции при стандартных условиях;
При постоянных давлении и температуре самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением G.
dG<0
Таким образом, условиями самопроизвольного протекания процессов являются:
dS>0 – в изолированной системе;
dF<0 – в изохорно-изотермическом процессе;
dG<0 – в изобарно-изотермическом процессе.
38
3.5.4 Факторы, определяющие направленность процессов
Первый фактор – энергетический.
Самопроизвольному протеканию реакции способствует ее экзотермичность.
Второй фактор – структурный.
Самопроизвольному протеканию процесса способствует увеличение
неупорядоченности в системе. В зависимости от соотношения величин ∆Н и
Т∙∆S возможны следующие случаи:
Случай 1. ∆Н<0, ∆S>0. Оба фактора благоприятны и независимо от величин ∆Н, ∆S и Т процесс протекает в прямом направлении.
Случай 2. ∆Н>0, ∆S<0, т.е. оба фактрора неблагоприятны. Независимо от
абсолютных величин ∆Н, ∆S и Т процесс может протекать только в обратном
направлении.
Случай 3. ∆Н>0, ∆S>0. Реакция будет протекать в прямом направлении
только, если благоприятный фактор будет превышать неблагоприятный, т.е. если | ∙ ∆|>|∆|. Следовательно, самопроизвольному протеканию реакции
должно способствовать повышение температуры.
Случай 4. ∆Н<0, ∆S<0. В данном случае условие самопроизвольного течения реакции: |∆|>| ∙ ∆|. Такие реакции протекают обычно при низких
температурах.
Пример 5. Вычислите ΔG0298 для следующих реакций:
а) 2 NaF(к) + Cl2 (г) = 2 NaCl (к) + F2 (г)
б) PbO2 (к) + 2Zn(к) = Pb (к) + 2ZnО (к)
Сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакций.
Решение:
Если ΔG0< 0, то химические реакции могут протекать самопроизвольно.
Свободная энергия Гиббса в стандартных условиях ΔG0 для простых веществ
равна 0.
∆ G 0р = ∑ ∆ G 0прод − ∑∆ G 0исход
а) ΔG0298 = 2∙ ΔG0298 (NaCl (к)) − 2∙ ΔG0298 (NaF (к)) = 2∙(−284,03) – 2∙(−541,0)
= +313,94 кДж
б) ΔG0298 = 2∙ ΔG0298 (ZnО(к)) − 2∙ ΔG0298(PbO2(к)) = 2∙(−318,2) – 2∙(−219,0) =
−417,4 кДж
Следовательно, реакция:
а) не возможна;
б) возможна.
Пример 6. Реакция протекает по уравнению:
ZnO (к) + CO (г) = Zn (к) + CO2 (г)
Вычислите ∆G этой реакции, используя табличные значения ∆ Н 0298 и
∆ S0298, и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.
Решение:
1. По следствию из закона Гесса определим ∆ Н 0р и ∆ S0р:
39
∆ Н 0р = ∑ ∆ Н 0прод − ∑∆ Н 0исход
∆ Н 0р = (∆ Н 0 Zn + ∆ Н 0 CO2 ) − (∆ Н 0 ZnO + ∆ Н 0 CO) =
(0 + (− 393,51)) – (− 349,0 + (−110,5)) = + 65,99 кДж
∆ S0р = ∑ S 0прод − ∑ S 0исход
∆ S0р = (41,59 + 213,6) − (43,5 + 197,4) = 14,29 Дж/ К
2. Определим свободную энергию Гиббса ∆G298 по второму закону термодинамики:
∆G298 = ∆ Н 0298 − Т ∙∆ S 0298 = 65,99 – 298∙14,29/1000 = + 61,73 кДж
Ответ: ∆Gреакц > 0 , следовательно, при стандартных условиях реакция протекать не будет.
Пример 7. Установить, возможно ли при температурах 298 и 2500К восстановление диоксида титана до свободного металла по схеме:
TiO2(к) + 2C(графит) = Ti(к) + 2CO(г).
0
Зависимостью ∆Н и ∆S0 от температуры пренебречь.
Решение:
В таблице приложении 1 находим ∆G0298 обр, ∆Н0298 обр. и ∆S0298 обр. для
TiO2(к), С(графит), Ti(к) и CO (г).
TiO2 (к) + 2С(графит) = Ti(к) +
2CO (г)
n, моль
1
2
1
2
∆G0298,
кДж/моль
−888,6
0
0
−137,1
∆Н0298,
кДж/моль
−943,9
0
0
−110,5
∆S0298,
Дж/(моль∙К)
50,3
5,7
30,6
197,5
1. По закону Гесса определяем свободную энергию Гиббса:
∆G0298 = ∑∆G0298 прод. − ∑∆G0298 исх. веществ = ∆G0298 (Ti(к)) + 2∙∆G0298(СО(г)) −
∆G0298 (TiO2 (к)) + 2∙∆G0298 (С(графит))
∆G0298 = −137,1∙2−(−888,6) = 614,4 кДж
Поскольку G0298 > 0, восстановление TiO2 при 298К невозможно.
2. По следствию из закона Гесса определяем ∆Н0 и ∆S0
∆ Н0 = ∑ ∆ Н 0прод − ∑∆ Н 0исход
∆ Н0 = ∆ Н0(Ti(к)) + 2∙∆ Н0(CO (г)) − ∆ Н0(TiO2 (к)) − ∆ Н0(С(графит))
∆ Н0 = 2∙(−110,5) – (−943,9) = 722,9 кДж
∆ S0 = ∑ ∆ S 0прод − ∑∆ S 0исход
∆ S0 = ∆ S0(Ti(к)) + 2∙∆ S0(CO (г)) − ∆ S0(TiO2 (к)) − ∆ S0(С(графит))
∆ S0 = 30,6 + 2∙197,5 – 50,3 − 2∙5,7 = 363,9 Дж/К
3. Определим ∆G02500
∆G02500 = ∆Н0 − Т∙∆S0
∆G02500 = 722,9 − 2500∙363,9/1000 = −186,9 кДж
40
Так как ∆G02500 < 0, следовательно, восстановление TiO2 графитом при
2500К возможно.
Пример 8. Вычислите ∆Н298 (кДж), ∆S298 (Дж/К), ∆G298 (кДж) для следующей реакции:
2СО(г)+2Н2(г)=СН4(г)+СО2(г)
Возможна ли реакция при Р=1 атм и Т=298К? Вычислите температуру
равновесия реакции и константы равновесия при 298 и 1000К.
Решение:
2СО(г)
n, моль
+
2Н2(г)
=
СН4(г)
+
СО2(г)
2
2
1
1
∆Н0298,
кДж/моль
−110,5
0
−74,85
396,3
∆S0298,
Дж/моль∙К
197,4
130,6
186,19
213,6
1. По закону Гесса определяем ∆Н298, ∆S298
∆Н298=∆Н0СН4 +∆Н0СО2 − 2 ∙ ∆Н0СО
∆Н298=−74,85−396,3−2∙(−110,5)=−250,15 кДж
0
0
0
∆S298=∆СН
+∆СО
− 2 ∙ ∆СО
− 2 ∙ ∆2
4
2
∆S298=186,19+213,6−2∙197,4−2∙130,6=−256,21 Дж/К
2. Определяем ∆G298 по второму закону термодинамики:
∆G298=∆Н298−Т∙∆S298
∆G298=−250,15−298∙(−256,21)∙10−3=−173,8кДж
Так как ∆G298=−173,8 кДж (<0), следовательно, реакция при 298К термодинамически вероятна.
3. Определим температуру равновесия реакции
Температура равновесия реакции – это температура, когда ∆G0Т = 0
∆
−250,15
Tравн. = = −
= 976К
−3
∆
−256,21∙10
4. Определяем константу равновесия при температуре 298К
К
298
∆0
2,3∙∙К
−
173,8
2,3∙298∙8,31∙10−3
= 10
= 10
= 1030,5
Большое значение К298равн. свидетельствует о том, что в стандартных условиях (Р = 1 атм. и Т = 298К) идет практически только прямая реакция.
5. Определяем константу равновесия при температуре 1000К
равн.
К1000равн.
=
∆0 − ∆

−
−
−250,15−1000∙(−256,21)∙10−3
8,31∙10−3 ∙103
=
= e−0,72 = 0,48
Следовательно, при Т = 1000К в равновесной смеси преобладают исходные вещества.
Ответ: ∆Н0298 = −250,15 кДж; ∆S0298 = −256,21 Дж/К; ∆G0298 = −173,8 кДж;
Tравн. = 976К; К298равн.= 1030,5; К1000равн. = 0,48
К1000равн
41
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №3
Вариант 1
1. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 литров углеводорода.
Реакция горения протекает по уравнению:
С6Н8(г) + 8О2(г) = 6СО2 (г) + 4Н2О (ж) + 2331,97 кДж.
2. Рассчитайте изменение внутренней энергии (кДж) в химической реакции:
2Сl2(г)+2H2O (г) = 4HCl (г)+O2(г).
3. Рассчитайте тепловой эффект реакции:
CH4(г) + Cl2(г) = CH3Cl(г) + HCl(г),
если известны тепловые эффекты реакций:
CH4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж)
∆Н10=−892,0 кДж
2СН3Сl(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж) + 2НСl(г)
∆Н20=−1374 кДж
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж)
∆Н30=−571,7 кДж
Н2(г) + Сl2(г) = 2НCl(г)
∆Н40=−814 кДж
4. Вычислите ∆G0 реакции димеризации диоксида азота при стандартных условиях и 1000С. Сделайте вывод о направлении процесса 2NO2(г) → N2O4(г) при
этой температуре.
5. Вычислите ∆Н0298 (кДж/моль), ∆S0298 (Дж/моль∙К), ∆G0298 (кДж/моль) для
следующей реакции:
СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2 (г).
Возможна ли реакция при Р= 1 атм и Т=298 К?
Определите температуру равновесия реакции и константы равновесия при
298 и 1000К. О чем свидетельствуют значения Травн и Кравн?
Вариант 2
1. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 литров углеводорода.
Реакция горения протекает по уравнению:
С6Н14(г) + 9,5О2(г) = 6СО2 (г) + 7Н2О (ж) + 3414,22 кДж.
2. Рассчитайте изменение внутренней энергии (кДж) в химической реакции:
СО2 (г) +С (к) = 2СО (к).
3. Рассчитайте тепловой эффект реакции:
2С(графит) + 3Н2(г) = С2Н6(г),
если известны тепловые эффекты реакций:
С2Н6(г) + 3,5О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж)
∆Н10=−1559,87 кДж
С(графит) + О2(г) = 2СО2(г)
∆Н20=−393,51 кДж
Н2(г) + О2(г) = Н2О(ж)
∆Н30=−285,84 кДж
4. Вычислите ∆G0 реакции Cu2S(к) + 2Cu2O(к) → 6Cu(к) + SO2(к) при стандартных
условиях и при 5000С. Возможно ли протекание процесса при этих температурах?
5. Вычислите ∆Н0298 (кДж/моль), ∆S0298 (Дж/моль∙К), ∆G0298 (кДж/моль) для
следующей реакции:
2СН3ОН(ж) + 3О2(г) = 4Н2О(ж) + 2СО2 (г)
Возможна ли реакция при Р= 1 атм и Т=298 К?
42
Определите температуру равновесия реакции и константы равновесия при
298 и 1000К. О чем свидетельствуют значения Травн и Кравн?
Вариант 3
1. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 литров углеводорода.
Реакция горения протекает по уравнению:
С6Н6(г) + 7,5О2(г) = 6СО2 (г) + 3Н2О (ж) + 2120,98 кДж.
2. Рассчитайте изменение внутренней энергии (кДж) в химической реакции:
2СО (г) + 2Н2 (г) = СН4 (г) + СО2 (г).
3. Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих
термохимических уравнений:
Сa(к) + 0,5О2(г) = СаО(к)
∆Н10=−635,60 кДж
Н2(г) + 0,5О2(г) = Н2О(ж)
∆Н20=−285,84 кДж
СаО(к) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(к)
∆Н30=−65,06 кДж
4. Вычислите ∆G0 реакции Pb(к) + СuO(к) → PbO(к) + Сu(к) при стандартных
условиях и 10000С. В каком направлении протекает реакция при 10000С?
5. Вычислите ∆Н0298 (кДж/моль), ∆S0298 (Дж/моль∙К), ∆G0298 (кДж/моль) для
следующей реакции:
4НСl(г) + О2(г) = 2Сl2(г) + 2Н2О(г)
Возможна ли реакция при Р= 1 атм и Т=298 К?
Определите температуру равновесия реакции и константы равновесия при
298 и 1000К. О чем свидетельствуют значения Травн и Кравн?
Вариант 4
1. Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 литров углеводорода.
Реакция горения протекает по уравнению:
С5Н10(г) + 7,5О2(г) = 5СО2 (г) + 5Н2О (ж) + 3319,51 кДж
2. Рассчитайте изменение внутренней энергии (кДж) в химической реакции:
2SО2 (г) + O2 (г) = 2SО3 (г).
3. Определите энтальпию образования диборана B2H6(г) при T = 298К из следующих данных:
B2H6(г) + 3O2(г) = B2O3(тв) + 3H2O(г)
2B(тв) + 3/2 O2(г) = B2O3(тв)
H2(г) + 1/2 O2(г) = H2O(г)
∆H10=−2035,6 кДж/моль
∆H20=−1273,5 кДж/моль
∆H30 = −241.8 кДж/моль
4. Вычислите ∆G0 реакции ZnO(к) + CO(г) → Zn(к) + СО2 (г) при 800К. В каком
направлении протекает реакция при стандартных условиях?
5. Вычислите ∆Н0298 (кДж/моль), ∆S0298 (Дж/моль∙К), ∆G0298 (кДж/моль) для
следующей реакции:
СаСО3(к) + НСl(ж) = СаСl2(ж) + СО2(г) + Н2О(ж)
Возможна ли реакция при Р= 1 атм и Т=298 К?
43
Определите температуру равновесия реакции и константы равновесия при
298 и 1000К. О чем свидетельствуют значения Травн и Кравн?
1.
2.
3.
4.
5.
Вариант 5
Вычислите, сколько тепла выделится при сгорании 100 литров углеводорода.
Реакция горения протекает по уравнению:
С4Н6(г) + 5,5О2(г) = 4СО2 (г) + 3Н2О (ж) + 2543,46 кДж.
Рассчитайте изменение внутренней энергии (кДж) в химической реакции:
2CH4(г) = C2H4 (г) + 2H2 (г)
Рассчитайте энтальпию образования N2O5(г) при T = 298 К на основании
следующих данных:
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
∆H10 = -114,2 кДж/моль
4NO2(г) + O2(г) = 2N2O5(г)
∆H20 = -110,2 кДж/моль
N2(г) + O2(г) = 2NO(г)
∆H30 = 182,6 кДж/моль
Вычислите ∆G0 реакции СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(г) при стандартных условиях.
Определите возможность ее протекания при 1000К.
Вычислите ∆Н0298 (кДж/моль), ∆S0298 (Дж/моль∙К), ∆G0298 (кДж/моль) для
следующей реакции:
FeO (к) + Н2(г) = Fe(к) + Н2О(г)
Возможна ли реакция при Р= 1 атм и Т=298 К?
Определите температуру равновесия реакции и константы равновесия при
298 и 1000К. О чем свидетельствуют значения Травн и Кравн?
Изучив тему «Химическая термодинамика» студент должен знать:
− основные термодинамические функции: теплоту, работу, внутреннюю
энергию, энтальпию, энтропию, изобарно-изотермический и изохорноизотермический потенциалы;
− сущность первого закона термодинамики, его математическое выражение и применение к различным процессам;
− причины возникновения тепловых эффектов, сущность закона Гесса и
следствий из него, тепловые эффекты различных процессов
− сущность и математическое выражение второго закона термодинамики;
− сущность энтропии и ее статистическую природу;
− как использовать второй закон термодинамики для предсказания возможности самопроизвольных процессов в изолированной системе, изобарноизотермических и изохорно-изотермических.
Уметь рассчитывать:
− тепловые эффекты реакций при стандартных условиях и при любой заданной температуре;
− изменение энтропии при изменении температуры, при фазовых переходах, в результате химической реакции;
− изменение свободной энергии Гиббса при заданной температуре.
44
4 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
4.1 Скорость химической реакции
Химическая кинетика - наука о механизмах и скоростях химических реакций.
Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
1) природа реагирующих веществ;
2) концентрация реагирующих веществ;
3) температура;
4) давление (для газов);
5) присутствие катализатора.
6) поверхность контакта реагирующих веществ (для гетерогенных реакций).
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
выражается законом действующих масс: скорость реакции пропорциональна
произведению молярных концентраций всех реагентов, в степенях, равным
стехиометрическим коэффициентам
В общем виде для гомогенной реакции:
аА + вВ = dD + fF
υ = k[A]a ∙[В]в, (1)
где [A] и [В] – концентрации вещества А и В, моль/л;
а и в − стехиометрические коэффициенты;
k − коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, зависит от природы реагирующих веществ, температуры.
В уравнении (1) входят концентрации жидких и газообразных веществ и
не входят концентрации твердых веществ.
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется
правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10° скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4раза.
2 −1
2 =1 ∙ 10
где γ – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз изменится скорость химической реакции при повышении температуры на 100С;
t2 и t1 – конечная и начальная температуры;
2 и 1 − скорости при соответствующих температурах.
Пример 1. Написать выражения закона действующих масс для реакций:
а) 2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)
б) СaCO3(тв) = CaO(тв) + СО2(г)
45
Решение:
а) υ=k∙([NO])2∙[Cl2]
б) Так как CaCO3 – твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, выражение будет иметь вид:
υ=k
Пример 2. Как изменится скорость реакции
4НС1(г) + О2(г) = 2С12(г) + 2Н2О(г),
если: а) увеличить концентрацию хлороводорода в 3 раза;
б) увеличить давление в системе в 2 раза?
Решение:
Скорость данной реакции, согласно закону действующих масс, описывается уравнением:
υ1=k∙([HCl])4∙[O2]
a). После увеличения концентрации НС1 в 3 раза, скорость реакции будет
равна:
υ2=k∙(3[HCl])4∙[O2]=81∙k∙([HCl])4∙[O2]
Следовательно, при увеличении концентрации в 3 раза скорость реакции
возрастет в 81 раз.
б). Увеличение давления в 2 раза равноценно увеличению концентрации
всех газообразных веществ в такое же число раз. Поэтому изменение скорости
реакции равно:
υ3=k∙(2[HCl])4∙2([O2])=32∙k∙([HCl])4∙[O2]
Следовательно, при увеличении давления в 2 раза, скорость данной реакции увеличивается в 32 раза.
Пример 3. Как изменится скорость химической реакции при повышении
температуры с 20 до 60°С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Решение:
получим:
Используя уравнение Вант Гоффа 2 =1 ∙
2 −1
10
60−20
2 =1 ∙2 10 =1 ∙ 24=16∙1
Таким образом, при повышении температуры с 20 до 60°С скорость химической реакции возрастает в 16 раз.
Пример 4. Некоторая реакция при температуре 200С завершается в течение 10 часов. Температурный коэффициент γ=2. Сколько времени потребуется
для окончания этой реакции при 1000С?
Решение:
1. По уравнению Вант Гоффа определим, во сколько раз изменится скорость
химической реакции при повышении температуры с 20 до 1000С.
2 =1 ∙2
100−20
10
=1 ∙ 28=256∙1
2. Время, необходимое для завершения этой реакции, составляет:
600 минут
= 2,3 минуты или 138 секунд.
256
46
4.2 Химическое равновесие
Химическое равновесие – состояние системы, при которой скорость
прямой реакции равно скорости обратной.
Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:
1)
концентрация веществ;
2)
температура;
3)
давление (для газов).
1. Влияние концентрации
Повышение концентрации одного из реагентов смещает равновесие в
сторону прямой реакции, понижение концентрации одного из реагентов смещает равновесие в сторону обратной реакции.
2. Влияние температуры
При повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Экзотермическая реакция – реакция, идущая с выделением теплоты
(∆H<0); эндотермическая – с поглощением теплоты (∆H>0).
3. Влияние давления
Повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема
реагирующей системы (в сторону меньшего числа частиц); понижение давления смещает равновесие в сторону увеличения объема реагирующей системы (в
сторону большего числа частиц). Если число молей продуктов реакции равно
число молей исходных веществ, то изменение давления не влияет на положение
химического равновесия.
Пример 1. Указать влияние различных факторов на смещение химического равновесия для реакции:
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), ∆Н<0 – экзотермическая реакция
Решение:
а) повышение концентрации водорода или азота смещает химическое
равновесие в сторону образования аммиака;
б) понижение концентрации водорода или азота – равновесие смещается
влево;
в) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. влево;
г) при понижении равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, т.е. вправо;
д) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего
числа молей газообразных веществ в системе, т.е. вправо;
е) при понижении давления равновесие смещается в сторону большего
числа молей газообразных веществ в системе, т.е. влево.
В случае обратимой химической реакции
А+В↔С+D
47
Зависимость скоростей прямой (υ→) и обратной (υ←) реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:
υ→ = k→[A][B];
υ← = k←[С][D].
В состоянии химического равновесия υ→ = υ←, т.е. k→[A][B] = k←[С][D].
Отсюда:
[][]
k→/ k← = [][] = К,
где К – константа равновесия реакции.
Концентрации, входящие в выражении константы равновесия, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия – постоянная при
данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными
концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т.е.
тем больше выход ее продуктов.
В химической термодинамике доказывается, что для общего случая химической реакции
аА + bB + … ↔ cC + dD + …
справедливо аналогичное выражение для константы равновесия реакции:
[С] [] …
К = [] [] .
…
В выражении константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ
остаются постоянными. Катализатор не влияет на значение константы равновесия. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакции.
Пример 2. В системе А(г) + 2В(г) = С(г) равновесные концентрации равны:
[A]=0,06 моль/л; [B]=0,12 моль/л; [C]=0,216 моль/л.
Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ
А и В.
Решение:
1. Константа равновесия равна
[]
k=[]∙[]2
k=0,216/0,06∙0,122=2,5
2. Согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 моля В образуется 1 моль С.
Так как по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля
вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,216∙2=0,432
моля В.
Таким образом, исходные концентрации равны:
[A0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;
[B0] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.
48
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №4
Вариант 1
1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+В→А 2 В, если концентрацию
вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2
раза?
2. Как изменится скорость реакции 2NO (г.)+О 2 (г.)→2NO 2 (г.), если: а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) повысить концентрацию NO в 3 раза?
3. Две реакции протекают при 25 0 С с одинаковой скоростью. Температурный
коэффициент скорости первой реакции равен 2,0, а второй – 2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95 0 С.
4. Как изменится скорость химической реакции при увеличении температуры
от 50 до 90 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
5. В какую сторону сместится равновесие в системе 2А(газ)+В(газ)  2С(газ.), 
Н<0, если а) увеличить давление; б) уменьшить концентрацию вещества А?
Вариант 2
1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+В→А 2 В, если концентрацию вещества А увеличить в 4 раза, а концентрацию вещества В уменьшить
в 3 раза?
2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 0 С скорость реакции возрастает в 15,6 раза?
3. Как изменится скорость химической реакции при уменьшении температуры
от 80 до 20 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 3?
4. В какую сторону сместится равновесие в системе А(газ)+В(газ)  2С(газ.),  Н<0,
если а) увеличить концентрацию вещества А; б) уменьшить давление?
5. При состоянии равновесия в системе
 Н 0 =−92,4 кДж
N 2 (г.)+3Н 2 (г.)  2NH 3 (г.);
концентрации участвующих веществ равны: [N 2 ]=3 моль/л; [Н 2 ]=9 моль/л;
[NH 3 ]=4 моль/л. Определить: а) исходные концентрации Н 2 и N 2 ; б) в каком
направлении сместится равновесие с ростом температуры; в) в каком
направлении сместится равновесие, если уменьшить объем реакционного
сосуда?
Вариант 3
1. Во сколько раз изменится скорость реакции А+2В→АВ2, если концентрацию
вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 4
раза?
2. Как изменится скорость химической реакции при уменьшении температуры
от 50 до 20 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 4?
3. Указать, каким образом можно сместить равновесие реакции вправо
СО 2 (газ)+С(тв.)  2СО(газ),  Н<0
4. В каком направлении сместится равновесие
2CO (газ)+O 2 (газ)  2СO 2 (газ);  Н 0 =−566 кДж
а) при понижении температуры;
49
б) при повышении давления?
5. Равновесие в системе Н 2 (газ)+I 2 (газ)  2HI (газ) установилось при следующих концентрациях: [Н 2 ]=0,025 моль/л; [I 2 ]=0,005 моль/л; [НI]=0,09 моль/л.
Определить исходные концентрации иода и водорода.
Вариант 4
1. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А+В→А2В, если концентрацию
вещества А уменьшить в 4 раза, а концентрацию вещества В увеличить в 2
раза?
2. Как изменится скорость химической реакции при уменьшении температуры
от 40 до 200С, если температурный коэффициент реакции равен 3?
3. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 0 С скорость реакции возрастает в 15,6 раза?
4. В какую сторону сместится равновесие в системе 2А(тв.)+В(газ)  2С(газ.), 
Н>0, если а) уменьшить температуру; б) увеличить давление?
5. При 120 0 С некоторая реакция заканчивается за 15 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 3, рассчитать, через какое
время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 150 0 С; б) при 50 0 С.
Вариант 5
1. Во сколько раз изменится скорость реакции А+2В→АВ2, если концентрацию
вещества А увеличить в 4 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2
раза?
2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 40 0 С скорость реакции возрастает в 81 раза?
3. Как изменится скорость химической реакции при уменьшении температуры
от 50 до 20 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 4?
4. В каком направлении сместится равновесие
2Н 2 (газ)+О 2 (газ)  2Н 2 О (газ),  Н 0 =−483,6 кДж
а) при повышении давления;
б) при повышении температуры.
5. Найти значение константы скорости реакции А+В→АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,07 и 0,04 моль/л, скорость реакции равна 5,6∙10 5 моль/(л∙мин).
Изучив тему «Химическая кинетика» студент должен знать:
− понятия о средней и мгновенной скорости реакции;
− методы изучения скорости реакции;
− зависимость скорости реакции от температуры;
− понятие и катализе и виды катализа: гомогенный, гетерогенный.
Уметь:
− определять по кинетической кривой мгновенную скорость реакции;
− рассчитывать по уравнению Аррениуса константу скорости реакции.
50
5 РАСТВОРЫ
5.1 Состав и приготовление растворов
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или в определенном объеме раствора или растворителя.
Таблица 6
Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
1. 1. Массовая доля
р.в.
р.в.
ω=
∙100% =
∙, %
р−ра
р.в +р−ля
где mр.в. – масса растворенного вещества, г
mр-ра – масса раствора, г
mр-ля – масса растворителя, г
2. 2. Молярная доля растворенного вещества
р.в.
Χр.в.=
,
р.в +р−ля
где р.в. − количество моль растворенного
вещества;
р−ля - количество моль растворителя.
Определение
Отношение массы растворенного вещества к массе раствора
Отношение количества растворенного вещества к общему
количеству растворенного вещества и растворителя
3. 3. Молярная концентрация раствора или Отношение количества расмолярность (СМ или М)
творенного вещества к объему
р.в.
3
раствора
СМ =
, моль/л или моль/дм ,
р−ра
Пример: 1,5М или СМ=1,5
где р.в. - количество молей растворенномоль/л
го вещества
Vр-ра – объем раствора, л или дм3
4. 4. Моляльная концентрация или моляльность Отношение количества раср.в.
творенного вещества к массе
Х=
, моль/кг
р−ля
растворителя
5. 5. Титр
Отношение массы растворенр.в.
ного вещества к объему расТ=
, г/мл
р−ра
твора
51
Пример 1. В 220 г воды растворили 30 г поваренной соли. Вычислить
массовую долю NaCl в растворе.
Решение:
Дано: mр-ля (Н2О) = 220 г 1. Определим массу раствора
mр.в. (NaCl) = 30 г
mр−ра = mр.в (NaCl) + mр−ля (H2O)
Найти: ωр.в. (NaCl)
mр−ра = 30г + 220г = 250 г
2. Определим массовую долю NaCl в растворе
mр.в. (NaCl)
ωр.в. (NaCl)=
ωр.в. (NaCl)=
mр−ра
30г
250г
Ответ: ωр.в. (NaCl) = 12%
∙100%
∙100% = 12%
Пример 2. Определить массу NaCl, которую надо растворить в воде,
чтобы получить 100 мл раствора с массовой долей NaCl 20%. Плотность раствора ρ=1,15 г/мл.
Решение:
Дано: Vр-ра = 100 мл
1. Определим массу раствора
ωр.в. (NaCl) = 20%
mр−ра = Vр-ра ∙ ρр-ра
ρр-ра = 1,15 г/мл
mр-ра = 100 мл∙1,15г/мл = 115 г
2. Определим массу растворенного вещества
Найти: mр.в. (NaCl)
NaCl в растворе
mр.в. (NaCl) = mр-ра ∙ ωр.в. (NaCl)
mр.в. (NaCl) = 115 г ∙ 0,2 = 23 г
Ответ: mр.в. (NaCl) = 23 г
Пример 3. Рассчитайте массу глауберовой соли Na2SO4∙10H2O, которую
надо взять для приготовления 300 г раствора с массовой долей сульфата натрия
8%.
Решение:
Дано:
mр-ра = 300 г
1. Определим массу растворенного вещества
ω (Na2SO4) = 8%
Na2SO4
mр.в. (Na2SO4)=mр-ра∙ω(Na2SO4)
Найти: mр.в.
mр.в.(Na2SO4)=300 г∙0,08=24 г
(Na2SO4∙10H2O)
2. Определим количество моль Na2SO4
24 г
ν(Na2SO4)=m(Na2SO4)/M(Na2SO4)=
=
142 г/моль
=0,169 моль
3. ν(Na2SO4)= ν(Na2SO4∙10H2O)=0,169 моль
4. Определим массу глауберовой соли
m(Na2SO4∙10H2O)=ν(Na2SO4∙10H2O)∙
M (Na2SO4∙10H2O)
m(Na2SO4∙10H2O)=0,169моль∙322 г/моль=54 г
Ответ: m(Na2SO4∙10H2O)=54 г
52
Пример 4. В 44,1 г воды растворили 2 г гидроксида натрия. Рассчитайте
молярную долю NaOH.
Решение:
Дано: mр-ля (Н2О)= 44,1 г 1. Найдем количества моль NaOH и Н2О, которые
mр.в. (NaOH) = 2 г
надо взять для приготовления раствора
m (NaOH)
ν (NaOH)=
M (NaOH)
Найти: χ (NaОН)
2г
ν (NaOH)=
=0,05 моль
40 г/моль
ν (Н2О)=m (H2O)/M (H2O)
44,1 г
ν (Н2О)=
=2,45 моль
18 г/моль
2. Определим молярную долю растворенного вещества NaOH
χ (NaOH)=
χ (NaOH)=
νр.в. (NaOH)
νр.в. (NaOH)+νр−ля
0,05 моль
0,05 моль+2,45 моль
0,02
Ответ: χ (NaОН) = 0,02
Пример 5. Определите массу нитрата натрия, которая требуется для приготовления 2 л децимолярного раствора.
Решение:
Дано: Vр-ра = 2 л
1. Найдем необходимое количество вещества
0,1М или
NaNO3
СМ = 0,1 моль/л
ν(NaNO3)=СМ(NaNO3)∙Vр-ра
ν(NaNO3)=0,1 моль/л∙2 л=0,2 моль
2. Определим массу нитрата натрия
Найти: mр.в. (NaNO3)
mр.в.(NaNO3)= ν(NaNO3)∙М(NaNO3)
mр.в.(NaNO3)=0,2 моль∙85 г/моль=17 г
Ответ: mр.в.(NaNO3)=17 г
Пример 6. Определить моляльную концентрацию раствора, приготовленного из 4 г KOH и 200 г Н2О.
53
Дано:
mр.в.(КОН) = 4 г
mр-ля(Н2О) = 200 г
Найти: Х
Решение:
1. Определим количество моль растворенного
вещества KOH
m (КОН)
νр.в(КОН)=
νр.в(КОН)=
М (КОН)
4г
56 г/моль
=0,07 моль
2. Определим моляльную концентрацию раствора
раств.вещества
Х=
Х=
растворителя
0,07 моль
0,2 кг
=0,35 моль/кг
Ответ: Х=0,35 моль/кг
Пример 7. Определите массовую долю раствора нитрата серебра, полученного смешением растворов нитрата серебра массами 150 г и 250 г с массовыми долями 20% и 40% соответственно.
Решение:
Дано: m1р-ра(NaNO3) = 150 г Используя правило смешения получим:
m2р-ра(NaNO3) = 250 г ω1∙m1+ ω2∙m2 = ω3∙m3
ω1 = 20%
20%∙150 г+40%∙250 г=(150+250) г∙ ω3
ω2 = 40%
ω3=32,5%
Найти: ω3
Ответ: ω3=32,5%
Пример 8. Из раствора сахара с массовой долей 15 % выпарили воду массой 60 г, в результате образовался раствор сахара с массовой долей 18 %. Определите массу исходного раствора сахара.
Дано:
mр-ля(H2O) = 60 г
ω1 = 15%
ω2 = 18%
Найти: m1р-ра
Решение:
1. Пусть масса исходного раствора - х г, тогда
из условия задачи следует, что масса сахара в исходном растворе составит 0,15∙х г.
После выпаривания масса раствора составит (х − 60) г, а масса сахара в этом растворе составит 0,18∙(х − 60) г. Отсюда:
0,15∙х = 0,18∙(х − 60)
х = 360 г.
Ответ: Масса исходного раствора сахара 360 г.
54
Пример 9. Определить, какой объем 20%-ого раствора поваренной соли
надо взять для приготовления 150 г раствора NaCl с массовой долей 8%. Плотность раствора равна 1,148 г/мл.
Решение:
Дано: m 8%-ого р-ра = 150 г
1. Определим массу соли NaCl, содержащуюω2 = 8%
ся в 150 г 8-ого раствора
ω∙mр−ра
ω1 = 20%
mр.в (NaCl)=
100%
ρ1р-ра = 1,148 г/мл
8%∙150г
mр.в. (NaCl)=
=12 г
Найти: V20%-ого р-ра
100%
2. Определим массу 20%-ого раствора NaCl
mр-ра(NaCl)=
mр.в. (NaCl)∙100%
ω
12г∙100%
mр-ра(NaCl)=
= 60 г
20%
3. Определим объем 20%-ого раствора NaCl
m(NaCl)
V20% р-ра (NaCl)=
V(NaCl) =
60 г
1,148 г/мл
ρ
= 52,26 мл
Ответ: Для приготовления 8%-ого раствора NaCl массой 150 г необходимо 52,26 мл 20%-ого раствора NaCl и 90 мл воды.
Пример 10. Определить, какой объем 10% -ого раствора поваренной соли
надо взять, чтобы приготовить 100 мл децимолярного раствора NaCl. Плотность раствора равна 1,071 г/мл.
Решение:
Дано: V р-ра = 100 мл
1. Найдем количество моль вещества NaCl
0,1М
или
ν(NaCl)= СМ∙Vр-ра
СМ=0,1моль/л
ν(NaCl)=0,1∙0,1=0,01 моль
ω1 = 10%
2. Определим массу поваренной соли
ρр-ра = 1,071 г/мл
m (NaCl)= ν (NaCl)∙M (NaCl)
m (NaCl)=0,01 моль∙58 г/моль=0,58 г
Найти: V10%-ого р-ра
3. Определим массу децимолярного раствора
NaCl
m (NaCl)
mр-ра=
mр-ра=
ω (NaCl)
0,58 г
0,1
=5,8 г
4. Определим объем 10%-ого раствора NaCl
mр−ра (NaCl)
Vр-ра (NaCl)=
Vр-ра (NaCl)=
ρ (NaCl)
5,8 г
=5,42 мл
1,071 г/мл
Ответ: Для приготовления 100 мл децимолярного NaCl из 10%-ого раствора необходимо взять 5,42 мл 10%-ого раствора NaCl.
55
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №5
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
Вариант №1
Сколько граммов сульфата натрия необходимо для приготовления 5 л
8%-ого раствора, если плотность раствора 1,075 г/мл.
В 250 г воды растворили 50 г кристаллогидрата FeSO4∙7H2O. Вычислите
массовую долю безводной соли в растворе.
Определить массовую долю NaOH в растворе, полученном смешением
300 г 25%-ого и 400 г 40%-ого по массе растворов этого вещества.
Определите массу хлорида натрия, которая требуется для приготовления
200 мл сантимолярного раствора.
Определите молярность 15%-ого раствора H2SO4, если плотность его равна 1,105 г/мл.
Вариант №2
Сколько граммов гидроксида натрия необходимо для приготовления 1 л
10%-ого раствора с плотностью 1,07 г/мл.
Сколько граммов Na2SO4∙10H2O надо растворить в 800 г воды чтобы получить 10%-ный по массе раствор Na2SO4.
Какую массу 20%-ого раствора КОН надо добавить к 1 кг 50%-ого его
раствора, чтобы получить 25%-ный раствор?
Определить массовую долю NaСl в растворе, полученном смешением
200 г 15%-ого и 400 г 50%-ого по массе растворов этого вещества.
Вычислить массовую долю NaOH 9,28М раствора NaOH, если плотность
раствора равна 1,310 г/мл.
Вариант №3
Найти массовую долю, молярную долю и моляльную концентрацию глюкозы в растворе, содержащем 280 г воды и 40 г глюкозы.
Какую массу раствора с массовой долей КОН 20% надо прибавить к 250 г
раствора с массовой долей КОН 90%, чтобы получить раствор с массовой
долей КОН 50%?
Какой объем воды надо прилить к 200 мл 55%-ого раствора H2SO4 (плотностью 1,45 г/мл) для приготовления 2М раствора H2SO4.
Для приготовления 5%-ого раствора MgSO4 взяли 400 г MgSO4∙7Н2О.
Найти массу полученного раствора.
Определить, какой объем 10% -ого раствора поваренной соли надо взять,
чтобы приготовить 2 л миллимолярного раствора NaCl. Плотность раствора равна 1,071 г/мл.
Вариант №4
Найти массу нитрата натрия, необходимого для приготовления 300 мл
0,2М раствора.
Какой объем 6М раствора HCl нужно взять для приготовления 25 мл
2,5М раствора HCl.
Сколько молей MgSO4∙7Н2О надо прибавить к 100 молям воды для получения 10%-ого раствора MgSO4.
56
4. Из раствора поваренной соли с массовой долей 20 % выпарили воду массой 35 г, в результате образовался раствор поваренной соли с массовой
долей 25%. Определите массу исходного раствора поваренной соли.
5. Определить, какой объем 20%-ого раствора поваренной соли надо взять
для приготовления 1 кг раствора NaCl с массовой долей 8%. Плотность
раствора равна 1,148 г/мл.
Вариант №5
1. Сколько граммов нитрата натрия необходимо для приготовления 1,6 кг
10%-ого раствора?
2. Определить массовую долю СuSO4 в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса СuSO4∙5Н2О в 450 г воды.
3. Определить массовую долю КOH в растворе, полученном смешением
500 г 15%-ого и 400 г 10%-ого по массе растворов этого вещества.
4. Плотность 40%-ого раствора азотной кислоты равна 1,25 г/мл. Рассчитать
молярность этого раствора.
5. Из 5 л 50%-ого раствора КОН плотностью 1,54 г/мл надо приготовить
раствор с массовой доле КОН 18%. Какой объем воды нужен для этого?
5.2 Растворимость веществ. Насыщенные растворы
Растворимость – количество вещества, которое может раствориться при
данной температуре в определенном количестве растворителя. Растворимость
вещества (S) определяется концентрацией его насыщенного раствора.
Таким образом:
1. Концентрация вещества в насыщенном растворе равна его растворимости.
2. Концентрация ненасыщенного раствора меньше величины растворимости.
3. Концентрация перенасыщенного раствора больше растворимости.
Растворимость твердых веществ и жидкостей выражают значением коэффициента растворимости KS, т.е. массой вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.
р.в.
KS =
р−ля
Растворимость газов характеризуют коэффициентом абсорбции, который
выражает объем газа, растворяющегося в одном объеме растворителя с образованием насыщенного раствора.
Согласно закону Генри:
масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.
С = k∙p,
где с − массовая концентрация газа в насыщенном растворе;
k − коэффициент пропорциональности или константа Генри;
p − парциальное давление.
57
Из закона Генри следует, что объем растворяющегося газа (а значит, и коэффициент абсорбции) не зависит при данной температуре от парциального
давления газа.
Пример 1. Коэффициент растворимости сульфата меди в воде при 20 0С
равен 17,2 г на 100 г воды. Определите массовую долю CuSO4 в насыщенном
водном растворе при 200С.
Дано: mр.в. (CuSO4) = 17,2 г
Решение:
mр-ля (Н2O) = 100 г
Найти: ω (CuSO4)
1. Определим массу раствора CuSO4
mр-ра = mр.в. + mр-ля
mр-ра = 17,2 г + 100 г = 117,2 г
2. Определим массовую долю CuSO4 в насыщенном водном растворе при 200С.
mр.в.
ω (CuSO4) =
∙100%
ω (CuSO4) =
mр−ра
17,2 г
117,2 г
∙100% = 14,7 %
Ответ: ω (CuSO4) = 14,7 %
Пример 2. Вычислите растворимость BaCl2 в воде при 00С, если при этой
температуре в 13,1 г раствора содержится 3,1 г хлорида бария.
Дано:
mр.в. (BaCl2) = 3,1 г
mр-ра = 13,1 г
T = 00С
Решение:
Растворимость выражают массой вещества (г),
которое можно растворить в 100 г растворителя
при данной температуре.
1. Определим массу растворителя (воды)
mр-ля = mр-ра − mр.в.
mр-ля = 13,1 г – 3,1 г = 10 г
Таким образом, в 10 г растворителя при 00С
содержится 3,1 г BaCl2, тогда в 100 г растворителя содержится х г BaCl2
2. Определим растворимость BaCl2 в воде при
00С
100 г ∙3,1 г
х=
= 31 г
10 г
Найти: S при T = 0 С
Ответ: Растворимость BaCl2 в воде при 00С равна 31 г.
Определение массы растворенного вещества, выделяющегося при кристаллизации раствора
0
58
Пример 3. Растворимость AlCl3 при 00С равна 44,9 г, а при 800С – 48,6 г.
Какова масса соли, выпадающей в осадок, если 540 г раствора хлорида алюминия охладить от 800С до 00С.
Решение:
1. Определим массу раствора AlCl3 при 800С:
mр-ра = mр.в. + mр-ля
mр-ра = 100 г + 48,6 г = 148,6 г
2. Определим массу раствора AlCl3 при 00С:
mр-ра = 100 г + 44,9 г = 144,9 г
3. Определим массу AlCl3, который выпадет в осадок при охлаждении 148,6 г
раствора AlCl3
m(AlCl3) = 148,6 г – 144,9 г = 3,7 г
Таким образом, при охлаждении 148,6 г раствора AlCl3 в осадок выпадает
3,7 г AlCl3, а при охлаждении 540 г раствора AlCl3 выпадает х г AlCl3
4. Определим массу AlCl3, выпадающую в осадок, если охладить 540 г раствора хлорида алюминия от 800С до 00С
540 г ∙3,7 г
х=
= 13,4 г
148,6 г
Ответ: Масса AlCl3, выпадающая в осадок при охлаждении 540 г раствора
хлорида алюминия от 800С до 00С равна 13,4 г.
Определение массы газа в растворе по его растворимости
Пример 4. Сколько соляной кислоты растворится в 100 л воды при температуре равной 400С и давлении 98625 Па, если растворимость соляной кислоты при этой температуре (и давлении 1,0133∙105 Па) составляет 386 м3 на 1 м3
воды (1000 л воды).
Решение:
1.
Определяем объем соляной кислоты, содержащегося в 100 л воды при
400С и давлении 1,0133∙105 Па
1000 л Н2О – 386 м3 HCl
100 л Н2О – х м3 HCl
100∙386
х=
=38,6 м3
1000
2.
По уравнению Клайперона – Менделеева определим массу HCl:
∙∙ 98625∙38,6∙36,46
m=
=
=53,4 кг
∙
8,3144∙1000∙313
Ответ: В 100 л воды при температуре равной 400С и давлении 98625 Па
растворится 53,4 кг соляной кислоты.
Определение массовой доли газообразного вещества по коэффициенту
абсорбции газа.
Пример 5. Коэффициент абсорбции аммиака при 00С и р=1,0133∙105 Па
равен 1300. Вычислите массовую долю (%) NH3 в растворе.
Решение:
1.
Определим массу 1300 м3 (1,3∙106 л) аммиака, содержащегося в 1 м3 воды; М (NH3)=17,03 г/моль
59
г
∙ 17,03моль∙1,3∙1000000 л
m(NH3)= =

22,4 л/моль
2.
= 988,35 кг
Определим массовую долю (%) NH3 в растворе
Принимая массу 1 м3 воды за 1000 кг, находим, что в 1988,35 кг раствора
содержится 988,35 кг аммиака. Тогда в 100 кг раствора содержится х кг
аммиака.
100∙988,35
х=
= 49,7 кг NH3
1988,35
Ответ: Массовая доля аммиака в растворе составляет 49,7 кг.
Пример 6. При 600С насыщенный раствор KNO3 содержит 52,4 % соли.
Рассчитайте коэффициент растворимости соли при этой температуре.
Решение:
1. В 100 г раствора содержится 52,4 г соли, т.е.
mр-ля = mр-ра − mр.в
mр-ля = 100 г – 52,4 г = 47,6
2. Определим коэффициент растворимости из пропорции:
На 47,6 г воды приходится 52,4 г KNO3.
На 100 г воды приходится х г KNO3.
100 г ∙52,4 г
х=
= 110 г
47,6 г
Ответ: Растворимость KNO3 при 600С составляет 110 г в 100 г воды.
Пример 7. При охлаждении насыщенного при 1000С раствора до 140С
выкристаллизовалась соль массой 112 г. Сколько было взято воды и соли для
перекристаллизации, если растворимость соли при 1000С равна 52,7 г, а при
140С – 7,9 г.
Решение:
1. Определим массу воды для перекристаллизации из пропорции.
С учетом растворимости соли при 1000С и 140С при охлаждении насыщенного раствора выкристаллизовывается 52,7 г – 7,9 г = 44,8 г / 100 г воды.
Следовательно: 44,8 г соли содержится в 100 г воды.
112 г соли содержится в х г воды.
х=
112 г ∙100 г
44,8 г
= 250 г
2. Определим массу соли для перекристаллизации из пропорции.
При растворении 52,7 г при 1000С и последующем охлаждении до 140С выкристаллизовывалось 44,8 г соли.
Следовательно: при растворении 52,7 г соли при 1000С и охлаждении до
140С выкристаллизовывается 44,8 г соли.
При растворении y г соли при 1000С и охлаждении до 140С выкристаллизовывается 112 г соли.
52,7 г ∙112 г
y=
= 131,75 г
44,8 г
Ответ: Масса воды и соли соответственно равна 250 г и 131,75 г.
60
Пример 8. Растворимость бромида аммония при 300С равна 81,8 г. При
охлаждении насыщенного при 300С раствора массой 300 г до 00С выпадает осадок массой 36,8 г. Определите растворимость соли при 00С.
Решение:
1.
Масса раствора бромида аммония при 300С с учетом растворимости равна:
mр-ра = mр.в. + mр-ля
mр-ра = 81,8+100=181,8 г
Т.е. mр-ра =181,8 г содержит 81,7 г NH4Br
mр-ра = 300 г содержит х г NH4Br.
Тогда масса соли в растворе массой 300 г будет:
300∙81,8
х=
=134,98,
181,8
2.
А масса воды mр-ля = mр-ра − mр.в.
mр-ля=300 − 134,98=165,02 г
Так как при охлаждении 300 г раствора до 00С по условию задачи выпадает соль массой 36,8 г, то в растворе останется NH4Br массой
134,98−36,8=98,18 г.
Т.е. в воде массой 165,02 г содержится 98,18 г NH4Br,
в воде массой 100 г содержится у г NH4Br
100∙98,18
у=
=59,5 г / 100 г воды.
165,02
Ответ: Растворимость соли NH4Br при 00С содержится 59,5 г / 100 г
воды.
Пример 9. Сколько нитрата калия выпадет в осадок при охлаждении
насыщенного при 600С раствора массой 200 г до 00С, если растворимость соли
при этих температурах составляет 110 г и 15 г соответственно.
Решение:
1.
mр-ра = mр.в. + mр-ля=110+100=210 г
т.е. в 210 г раствора содержится 110 г КNO3
в 200 г раствора содержится х г КNO3
200∙110
х г (КNO3)=
=104,76 г
210
и вода массой (200−104,76)=95,24 г
2.
При охлаждении этого раствора до 00С с учетом растворимости
15 г (КNO3) содержится в 100 г растворителя (воды)
у г (КNO3) содержится в 95,24 г растворителя (воды)
15∙95,24
у г (КNO3)=
=14,29 г
100
3.
Таким образом, при охлаждении раствора массой 200 г от 600С до 00С
выпадает в осадок нитрат калия массой 104,76−14,29=90,47 г.
Пример 10. Сколько граммов нитрата серебра выпадет в осадок из
насыщенного при температуре 800С раствора массой 10 г при охлаждении его
до 200С. Растворимость AgNO3 составляет 635 г при 800С и 228 г при 200С.
61
1.
2.
3.
Решение:
р.в.
ω=
∙100%=
р−ра

=
635
+100 635+100
∙100%=86,4%
mр. в.=ω∙mр-ра=0,864∙10=8,64
При охлаждении выпало х г AgNO3. Тогда масса конечного раствора равна (100−х) г, а массовая доля соли в охлажденном растворе равна:
(8,64−х)

228
ω (AgNO3)=
=
=
100−х +100 328
х=5,54 г
Ответ: 5,54 г нитрата серебра выпадет в осадок из насыщенного раствора
при охлаждении от 800С до 200С.
Определение состава газовой смеси по растворимости газов
Пример 11. Газовая смесь, содержащая 21% кислорода и 79% азота, пропущена через воду при 00С и давлении 1,0133∙105 Па.
Вычислите объемные доли газовой смеси, растворенной в воде, если растворимость кислорода и азота в воде ри этой температуре и давлении соответственно
равна 0,048 и 0,0236 м3 на 1 м3 воды.
Решение:
Согласно закону Генри растворимость газа в воде пропорциональна его парциальному давлению в смеси.
1.
Определим парциальное давление газов в смеси:
РО2 =1,0133∙105∙0,21=0,2128∙105 Па
Р2 =1,0133∙105∙0,79=0,8005∙105 Па
2.
Учитывая парциальные давления, определяем растворимость газов:
SO2 =
SN2 =
0,048∙0,2128∙105
=0,0104 м3
1,0133∙105
0,0236∙0,8005∙105
1,0133∙105
=0,0189 м3
Общий объем азота и кислорода: 0,0189+0,0104=0,0293 м3.
Тогда объемная доля газов в смеси составит (%):
0,0104∙100
φО2 =
=35,49
0,0293
φN2 =100−35,49=64,51
Пример 12. Какая масса кристаллогидрата Na2CO3∙10H2O выпадет в осадок при охлаждении насыщенного при 600С раствора карбоната натрия массой
500 г до 00С, если растворимость при этих температурах составляет 31,6 и 6,75
г на 100 г раствора соответственно.
Решение:
Na2CO3+10H2O→Na2CO3∙10H2O
М (Na2CO3)=106 г/моль
М (H2O)=18 г/моль
М (Na2CO3∙10H2O)=286 г/моль
Пусть масса кристаллогидрата Na2CO3∙10H2O равна х г.
62
Из условия задачи: при 600С в растворе массой 100 г содержится Na2CO3 массой 31,6 г или в воде массой (100−31,6)=68,4 г.
При 600С 100 г раствора содержит 31,6 г Na2CO3
500 г раствора содержит у г Na2CO3
Тогда в растворе массой 500 г будет содержаться
500∙31,6
у=
=158 г Na2CO3
100
и вода массой (500-158)=342 г
Из уравнения реакции следует, что для образования кристаллогидрата массой
х г потребуется Na2CO3 массой z г и вода массой
ν∙M (H2 O)∙z m(H2 O)∙m(Na2 CO3 ) 10∙18∙z
=
=
= 1,698−z г
M(Na2 CO3 )
M(Na2 CO3 )
106
При охлаждении до 00С, имеем:
В 93,25 Н2О растворяется 6,75 г Na2CO3
В (342−1,698∙z) г Н2О растворяется (158−z) г Na2CO3
или 6,75∙(342−1,698∙ z) = 93,25 ∙ (158 − z)
z=151,92 г карбоната натрия
По реакции из Na2CO3 массой 151,92 г образуется кристаллогидрат массой
151,92∙286
=409,88 г
106
Ответ: При охлаждении насыщенного при 600С раствора карбоната натрия массой 500 г до 00С в осадок выпадет 409,88 г кристаллогидрата Na2CO3∙10H2O.
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №6
1.
2.
3.
4.
5.
Вариант 1
При некоторой температуре в 1 кг насыщенного водного раствора
нитрата калия содержится 450 г этого вещества. Определить растворимость соли при этой температуре.
Коэффициент абсорбции углекислого газа СО2 в воде равен 1,713.
Определить массу газа, которая растворяется в 5 л воды при 00С и
давлении 20,3*105 Па.
Определить массу иодида калия, которая выкристаллизуется при
охлаждении 438 г насыщенного при t 80О С раствора до t 20О С (растворимость иодида калия при t 80О С – 192 г, а при t 20О С – 144 г на
100 г воды).
При охлаждении насыщенного при 100°С раствора NaNO3 до 20°C
выделилась соль массой 120 г. Сколько соли и воды было взято для
перекристаллизации, если растворимость NaNO3 при указанных температурах составляет 176 г и 88 г соответственно?
При охлаждении раствора сульфата меди(II) от 70°С до 0°С выделился
кристаллогидрат (CuSO4•5H2O) массой 150 г. Какую массу раствора
соли надо взять для перекристаллизации, если растворимость CuSO4
при этих температурах составляет 31,4 г и 12,9 г соответственно.
63
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
Вариант 2
При нормальных условиях в 1 л спирта плотностью 0,8
г/см3растворили 10 л газообразного сероводорода. Определить массовую долю Н2S в полученном растворе.
Вычислите растворимость нитрата бария Ba(NO3)2 в воде при 200С,
если в 545 г раствора содержится 45 г этой соли.
Растворимость KNO3 при З5°С составляет 55 г. Какую массу соли следует взять для приготовления насыщенного при этой температуре раствора массой 60 г?
Сколько KCl выпадет в осадок при охлаждении насыщенного при 800С
раствора массой 604,4 г до 20°С, если растворимость при этих температурах составляет 51,1 г и 34,0 г соответственно.
Сколько кристаллогидрата MgSO4•6H2O выпадет при охлаждении
насыщенного при 80°С раствора MgSO4 массой 1642 г до 200C, если
растворимость при этих температурах составляет 64,2 г и 44,5 г соответственно?
Вариант 3
Растворимость в воде сульфата цинка при 300С составляет 61,3 г.
Сколько воды необходимо для растворения при этой температуре 1 кг
этой соли.
При некоторой температуре был растворен NH4Cl массой 300 г в воде
массой 500 г. Вычислите массу хлорида аммония, которая выделится
из раствора при охлаждении его до 50 °С. Растворимость NH4Cl при
50 °С составляет 50 г.
При нормальных условиях в 1 л воды растворили 2,91 л сероводорода.
Вычислите массовую долю полученного раствора.
При охлаждении насыщенного при 900С водного раствора до 250С выкристаллизовалась 200 г соли. Какую массу воды и соли надо взять,
если растворимость соли при 900С и 250С соответственно составляет
42,7 и 6,9 г?
Сколько кристаллогидрата СuSO4•5Н2О выпадает в осадок при охлаждении насыщенного при 90°С раствора массой 200 г до 30°С, если
растворимость при этих температурах составляет 40 г и 20 г/100 г раствора соответственно?
Вариант 4
Определить растворимость хлорида бария в воде при 00С, если при
этой температуре в 13,1 г раствора содержится 3,1 г BaCl2.
Растворимость СuSO4 при 20 и 1000С равна соответственно 20,2 и 77 г.
Какая масса сульфата меди выпадет в осадок, если охладить 825 г раствора от 100 до 200С?
В насыщенном при 90°С растворе K2Cr2O7 массовая доля соли составляет 45,2 %. Какова растворимость дихромата калия при данной температуре?
Растворимость диоксида углерода в воде при 00С и давлении
64
5.
1.
2.
3.
4.
1,0133*105 Па равна 1,713 м3 на 1 м3 воды. Какова масса СО2, содержащегося в 25 л Н2О, при этой температуре и давлении 0,745∙105 Па?
Определите массу медного купороса, который может быть получен из
насыщенного при некоторой температуре раствора CuS04 массой 300 г,
если растворимость CuS04 составляет 20 г/100 г раствора.
Вариант 5
В 100 г воды при температуре 60О С растворяется 110 г нитрата калия,
образуя насыщенный раствор. Какова массовая доля нитрата калия в таком растворе?
Растворимость KMnO4 при 200С составляет 6,3 г на 100 г воды. Определите массовую долю KMnO4 в растворе.
При некоторой температуре в 1 кг водного раствора нитрата калия содержится 450 г вещества. Сколько соли выделится при охлаждении этого
раствора до 25 0С, если растворимость KNO3 при этой температуре составляет 56% от массы воды?
Сколько AgNO3 выпадет в осадок при охлаждении насыщенного при
60°С раствора массой 2,5 кг до 10 °С, если растворимость при этих температурах составляет 525 г и 170 г соответственно.
5.3 Физико-химические свойства растворов неэлектролитов
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от
числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.
К молекулярно – кинетическим свойствам растворов относится непрерывное тепловое (броуновское) движение молекул растворителя. По этой
причине отдельные молекулы способны вырываться из жидкости и переходить в газообразную фазу (испаряться). Этот процесс является обратимым:
часть молекул растворителя переходит обратно в жидкость (конденсируется).
Давление пара растворителя над раствором, соответствующее состоянию
равновесия, когда скорости процессов испарения и конденсации равны, называется давлением насыщенного пара жидкости (Ро). Значения Ро чистых растворителей в зависимости от температуры приведены в справочных таблицах.
Если в растворителе растворено твердое нелетучее вещество, то его давлением пара над раствором можно пренебречь. Молекулы растворенного вещества
препятствуют улетучиванию молекул растворителя из раствора, поэтому давление насыщенного пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым
растворителем (при одинаковой температуре).
Для растворов справедлив закон Р. Рауля: относительное понижение
давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.
Математическое выражение закона Рауля можно записать следующим
65
образом:
Р0 − Рр−ра
Р
где Р0
0
=
∆Р
Р
0
= χ р.в. =
νр.в.
νр.в. + νр−ля
χ р.в.
− давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем;
− парциальное давление насыщенного пара растворителя над
раствором;
− мольная доля растворенного вещества;
νр.в.
− количество моль растворенного вещества;
Рр-ра
νр−ля − количество моль растворителя.
Поскольку давление пара зависит от температуры, из закона Рауля вытекают два важных следствия:
- понижение температуры замерзания раствора относительно чистого растворителя пропорционально моляльной концентрации растворенного
вещества;
- повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым
растворителем пропорционально моляльной концентрации растворенного
вещества.
Количественные расчеты температур замерзания и кипения растворов
проводятся по формулам:
∆Тзам. = То зам. – Тр-ра зам. = Ккр. ∙ Х = Ккр.∙ νр.в / m р-ля
∆Ткип. = Тр-ра кип. – Токип. = Кэб. ∙Х = Кэб..∙ νр.в / m р-ля
где
То зам.
− температура замерзания чистого растворителя;
Тр-ра зам
− температура замерзания раствора;
Токип.
− температура кипения чистого растворителя;
Тр-ра кип. − температура кипения раствора;
Ккр
Кэб.
Х
− криоскопическая константа чистого растворителя, соответствующая ∆Тзам. (понижению температуры замерзания раствора) при концентрации растворенного вещества в нем,
равной 1 моль/кг;
− эбуллиоскопическая константа чистого растворителя, соответствующая ∆Ткип. (повышению температуры кипения раствора) при концентрации растворенного вещества, равной
также1 моль/ кг;
− моляльная концентрация растворенного вещества;
66
− масса растворителя, кг.
m р-ля
Значения криоскопических и эбуллиоскопических постоянных приведены в таблице приложения 4.
Пример 1. Навеска вещества массой 12,42 г растворена в 500 см3 воды.
Давление пара полученного раствора при 200С равно 3732,7 Па. Давление пара воды при той же температуре равно 3742 Па. Рассчитайте молярную массу
растворенного вещества.
Решение:
1. Пользуясь законом Рауля
∆Р
Р0
=
Р0 − Рр−ра
Р
0
=
νр.в.
νр−ля
и учитывая условия задачи,
получим: ∆Р=Р0 – Рр-ра = 3742 − 3732,7 = 9,3 Па.
2. ν р-ля (H2O)=m(H2O)/M(H2O)=500cм3∙1г/см3/18 г/моль = 27,78 моль
3. Выразим ν р.в. из закона Рауля
νр.в.
9,3
=
3742
27,78
9,3∙27,78
Следовательно ν р.в.=
=0,069 моль
4. М=
mр.в.
Vр.в.
=
12,42 г
0,069 моль
3742
= 180 г/моль
Ответ: молекулярная масса растворенного вещества равна 180 г/моль.
Пример 2. При 250С давление насыщенного пара воды составляет 3,166
кПа (23,75 мм рт. ст.). Определите при той же температуре давление насыщенного пара над 5% водным раствором карбамида СО(NH)2.
Решение:
1.
Согласно закону Рауля Р1=χ1∙Р0,
где Р1 – давление насыщенного пара над раствором нелетучего вещества
в растворителе;
Р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем;
χ1
2.
– мольная доля растворителя (воды).
найдем мольную долю растворителя (воды) χ1.
В 100 г раствора содержится 5 г карбамида (М(СО(NH)2)=60 г/моль)
и 95 г воды (М(Н2О)=18 г/моль).
Тогда ν (СО(NH)2) = m/М = 5/60 = 0,083 моль
ν (Н2О) = m/М=95/18=5,278 моль
Находим мольную долю воды χ1:
χ1= ν (Н2О)/ ν (Н2О)+ ν (СО(NH)2)=5,278/5,278+0,083=0,985
Таким образом Р1=0,985∙3,166=3,119 кПа (или 23,31 мм рт. ст.).
Ответ: Давление насыщенного пара над 5% водным раствором карбамида составляет 3,119 кПа.
67
Пример 3. Рассчитайте, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы С6Н12О6.
Решение:
1.
Определим моляльность раствора:
νр.в.
mр.в.
моль
Х=
=
∶ mр−ля = 0,0012∙1000 = 1,2
mр−ля
2.
Мр.в.
1 кг воды
∆Ткрист=Ккр. воды∙Х=1,86∙1,2=2,23 С
Следовательно, раствор будет кристаллизоваться при температуре равной −2,230С.
Ответ: Раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы С6Н12О6 должен
кристаллизоваться при температуре −2,230С.
0
Пример 4. Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36,860С, тогда как чистый эфир кипит при 35,60С.
Определить молекулярную массу растворенного вещества.
Решение:
1.
∆Ткип.=Ткипр-ра – Ткипр-ля=36,86 − 35,6=1,260С
2.
Из уравнению ∆Ткип=Кэб.∙Х выразим Х:
1,26
Х= =0,624 моль на 1000 г эфира.
2,02
Поскольку из условия задачи в 100 г растворителя содержится 8 г вещества, следовательно в 1000 г растворителя будет содержаться 80 г вещества. Так как эта масса (80 г) соответствует 0,624 моль, то

80
М= =
= 128,2 г/моль

0,624
Ответ: Молекулярная масса растворенного вещества равна 128,2 г/моль.
Осмотическое давление
Если система, разделенная мембраной, представляет собой растворы, в
которых через мембрану способны проходить только молекулы растворителя,
то свойства ее будут определяться разностью мольных долей (концентраций)
растворителя по обе стороны мембраны.
Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в
частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое
им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Представим, что сосуд с двумя горлами для залива раствора разделен
мембраной (рис. 12). В каждую часть сосуда зальем растворы, отличающиеся
только концентрацией. Поскольку мольные доли растворителя по обе стороны мембраны не совпадают, то стремление их к выравниванию приведет к
переходу части растворителя в ту часть сосуда, где концентрация растворенного вещества больше. Увеличение количества растворителя эквивалентно
возрастанию давления, и если мембрана способна к деформации, она изогнется в сторону с меньшей концентрацией растворенного вещества (рис. 12 а).
Если мембрана жесткая, то в отсеке с большей концентрацией количество растворителя будет возрастать до тех пор, пока гидростатическое давление h (рис.12 б) не станет равным осмотическому давлению и не прекратит
68
осмос.
а)
б)
Рис. 12
Схема разности осмотических давлений при χ1 < χ2
при эластичной (а) и жесткой (б) мембранах
Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить,
чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации.
Величину осмотического давления можно рассчитать по уравнению
Вант-Гоффа
р.в.
π = Cм∙R∙T =
∙ R∙ T,
р−ра
где π
− осмотическое давление;
Cм
− молярная концентрация раствора;
R
− универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/К∙моль или R
= 0,083∙105 Па∙дм3/К∙моль
− температура, К
Т
Vр−ра − объем раствора, л.
Измерение осмотического давления раствора используется для определения молекулярных масс даже разбавленных растворов, что позволяет оценивать молекулярные массы растворимых высокомолекулярных соединений,
в частности, биополимеров.
Используя уравнение Вант-Гоффа можно вычислить молекулярные
массы растворенных веществ:
m∙R∙T
М=
.
π∙V
где m
− масса растворенного вещества, г;
V
− объем раствора, л.
Пример 5. Определить молекулярную массу неэлектролита, если его
навеска массой 17,64 была растворена в воде и объем раствора доведен до
1000 см3. Измеренное осмотическое давление раствора оказалось равным
2,38∙105 Па при 200С.
Решение:
∙∙ ∙∙
Из уравнения Вант – Гоффа π=
=
выразим молекулярную массу не
∙
69
электролита
∙∙
17,64∙8,31∙293
M=
=
=180,3∙10-3 кг/моль или 180,3 г/моль.
5
−3
∙
2,38∙10 ∙10
Ответ: Молекулярная масса неэлектролита составляет 180,3 г/моль.
5.4 Слабые электролиты, константа и степень диссоциации
При растворении в воде или других растворителях электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т.е. распадаются на положительно и
отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы. В растворах слабых
электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие
СН3СООН ↔ Н+ + СН3СОО−,
константа диссоциации которого связана с концентрациями соответствующих
частиц соотношением:
К=
[Н+ ]∙[СН3 СНОО− ]
[СН3 СООН]
Степень диссоциации α электролита называется доля его молекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.
Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):
К = α2∙СM/(1−α),
где СM − молярная концентрация электролита, моль/л.
Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:
К = α2∙СM,
Откуда
α = √К/С .
Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна α, то
концентрации ионов А+ и Х− в растворе одинаковы и составляют:
[А+] = [Х−] = α∙СM.
Подставив значение α из предыдущего соотношения, находим:
[А+] = [Х−] = СM∙√К/С = √К ∙ С .
Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой К, а показателем константы диссоциации рК, который
определяется соотношением
рК = −lgК.
С возрастанием К, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК
уменьшается; следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота.
Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1М растворе
равна 1,32∙10−2. Найти константу диссоциации кислоты и значение рК.
70
Решение:
1.
Определим константу диссоциации К из закона разбавления Оствальда
К = α2∙СM/(1−α)
К = (1,32∙10−2)2∙0,1/(1 – 0,0132) = 1,77∙10−5
2.
Определим показатель константы диссоциации рК
рК = −lg(1,77∙10−5) = 5 – lg1,77 = 5 – 0,25 = 4,75
Пример 2. Константа диссоциации синильной кислоты равна 7,9∙10 −10.
Найти степень диссоциации HCN в 0,001М растворе.
Решение:
Поскольку константа диссоциации HCN очень мала, то для расчета
можно пользоваться приближенной формулой:
−3
α = √К/С = √7,9 ∙ 10−10/10 = 8,9∙10−4.
Пример 3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1М растворе
хлорноватистой кислоты HOCl (К = 5∙10−8).
Решение:
1.
Определим степень диссоциации HOCl:
α = √К/С = √5 ∙ 10−8 /0,1 = 7∙10−4
2.
Определим концентрацию ионов водорода в 0,1М растворе хлорноватистой кислоты HOCl
[Н+] = α∙СM = 7∙10−4∙0,1 = 7∙10−5 моль/л
5.5 Физико-химические свойства растворов электролитов
Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц
растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому
свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), такие как понижение давления
пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания,
осмотическое давление, проявляются в растворах электролитов в большей
степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Формула
для вычисления понижения давления ∆Р пара растворителя имеет вид:
∆Р = Р0∙
р.в.
р−ля +∙р.в.
,
где i − изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.
Аналогично понижение температуры кристаллизации ∆Ткрист. и повышение температуры кипения ∆Ткип. раствора электролита находят по формулам:
∆Ткрист.= i∙Ккр.∙Х; ∆Ткип = i∙Кэб.∙Х.
Для вычисления осмотического давления раствора электролита используют формулу:
π = i∙СM∙R∙T
Изотонический коэффициент i может быть вычислен как отношение
71
∆Р, ∆Ткрист., ∆Ткип., π, найденных на опыте, к тем же величинам, вычисленным
без учета диссоциации электролита (∆Рвыч., ∆Ткрист.выч., ∆Ткип. выч., πвыч.):
i=
∆Р
=
∆Рвыч.
∆Ткрист.
∆Ткрист.выч.
=
∆Ткип.
∆Ткип.выч.
=
π
πвыч.
Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита α соотношением:
i = 1 + α∙(k – 1) или α = (i – 1)/(k – 1),
где k − число ионов, на которые распадаются при диссоциации молекула
электролита.
Пример 1. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды,
кристаллизуется при −0,230С. Определить кажущуюся степень диссоциации
хлорида цинка.
Решение:
1.
Найдем моляльную концентрацию Х соли в растворе:
р.в.
р.в.
0,85∙1000
Х=
=
=
=0,050 моль на 1000 г воды.
Мр.в. ∙р−ля
р−ля
2.
3.
Определим понижение Ткрист без учета диссоциации электролита
(Ккриос.(Н2О)=1,86)
∆Ткрист.=Ккр.∙Х=1,86∙0,05=0,0930С
Из формулы ∆Ткрист=i∙Ккр.∙Х (для электролитов) определяем изотонический коэффициент i:
i=
4.
136,3∙125
∆Ткрист (эксперим.)
∆Ткрист без учета дис эл−та
=
0,23
0,093
= 2,47
Найдем кажущуюся степень диссоциации соли из соотношения:
(−1)
α=
,
(−1)
ZnCl2→Zn +2Cl , т.е. k=3
(2,47−1)
Таким образом α =
=0,735
2+
-
(3−1)
Пример 7. При растворении гидроксида натрия массой 12 г в воде массой 100 г температура кипения повысилась на 2,650С. Определите степень
диссоциации (%) гидроксида натрия.
Решение:
1.
Для сильных электролитов из формулы
∆Ткип=i∙Кэб.∙Х
выразим изотонический коэффициент
i=
∆Ткип
Кэб ∙Х
2.
=
∆Ткип р.в.
:
Кэб р−ля
=
∆Ткип
Кэб
:
р.в.
Мр.в. ∙р−ля
∆Ткип ∙Мр.в. ∙р−ля
=
Кэб ∙р.в.
=
2,65∙40∙100
0,52∙12∙1000
=1,7
Определим степень диссоциации (%) гидроксида натрия
α=
(−1) 1,7−1
=
(−1)
2−1
=0,70=70%
72
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №7
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
Вариант 1
Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется
при − 0,2790С. Вычислить молярную массу глицерина.
Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С6Н5СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,5290С. Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.
Вычислить осмотическое давление раствора, содержащего в 1,4 л 63 г
глюкозы С6Н12О6 при 00С.
Рассчитать молекулярную массу неэлектролита, если 28,5 г его при растворении в 785 г воды понижают давление пара над раствором на 52,37
Па при 400С. Давление насыщенного пара воды при 400С 7375,9 Па.
Рассчитать давление пара над раствором мочевины (NH2)2CO c массовой долей 10% при температуре 1000С, если давление пара воды при
этой температуре составляет 1,01∙105 Па.
Вариант 2
Вычислить процентную концентрацию водного раствора мочевины
(NH2)2CO, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна
−0,4650С.
В радиатор автомобиля залили раствор, приготовленный из 2 кг этилового спирта С2Н5ОН и 8 кг воды. Определите температуру замерзания
раствора.
Давление пара воды при 500С равно 12334 Па. Вычислите давление пара над раствором, содержащим 50 г этиленгликоля С2Н4(ОН)2 в 900 г
воды.
Рассчитайте молекулярную массу растворенного вещества – неэлектролита, если осмотическое давление его раствора, содержащего в 5 л 2,5 г
вещества, равно 0,23∙105 Па при 200С.
Раствор, содержащий 2,1 г КОН в 250 г воды, замерзает при −0,519 0С.
Найти изотонический коэффициент раствора.
Вариант 3
При 0 С осмотическое давление раствора сахара С12Н22О11 равно
3,55∙105 Па. Какая масса сахара растворена в 1 л раствора?
Давление пара чистой воды при 313 К равно 7,38∙10 3 Па. Вычислите
при этой температуре давление пара воды над раствором глицерина,
содержащим 9,2 г его в 360 г воды.
Рассчитать молекулярную массу неэлектролита, если его навеска массой 21,63 г была растворена в воде и объем раствора доведен до 1000
см3. Измеренное осмотическое давление раствора оказалось равным
2,73∙105 Па при 200С.
При растворении гидроксида калия массой 20 г в воде массой 100 г
0
73
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
температура кипения повысилась на 2,560С. Определите степень диссоциации (%) гидроксида калия.
Раствор, содержащий 0,89 г хлорида меди в 150 г воды, кристаллизуется при −0,250С. Определите кажущуюся степень диссоциации CuCl2.
Вариант 4
Чему равно осмотическое давление 0,5М раствора глюкозы С6Н12О6 при
250С?
При 315К давление насыщенного пара над водой равно 8,2 кПа. На
сколько понизится давление пара при указанной температуре, если в
540 г воды растворить 36 г глюкозы С6Н12О6?
В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового
спирта (ρ=0,8 г/мл). При какой наинизшей температуре можно после
этого оставлять автомобиль на открытом воздухе, не опасаясь, что вода
в радиаторе замерзнет?
При растворении 13 г неэлектролита в 400 г диэтилового эфира
(С2Н5)2О температура кипения повысилась на 0,453 К. Определить молекулярную массу растворенного вещества.
Раствор KCl, моляльность которого равна 1 моль/кг, замерзает при
−3,36 °С. Определите изотонический коэффициент и степень диссоциации (%).
Вариант 5
Сколько молей неэлектролита должен содержать 1 л раствора, чтобы
его осмотическое давление при 00С было равно 2,27 кПа.
Давление водяного пара при 70 0С равно 31,173 кПа. Найдите понижение давления пара для раствора глюкозы с массовой долей 11,86 %.
Вычислите мольную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий этот неэлектролит массой 2,25 г в воде массой 250,00 г, кристаллизуется при температуре −0,279 °С.
Сколько мочевины ((NH2)2CO) следует растворить в воде массой 250 г,
чтобы температура кипения повысилась на 0,26°?
Чему равен изотонический коэффициент 0,1 н раствора сульфата цинка,
если экспериментально найденная степень диссоциации равна 40 %.
74
5.6 Ионное произведение воды. Водородный показатель
В водных растворах веществ растворителем является вода. Н2О – слабый электролит, диссоциация молекул которой на ионы Н2О ↔ Н+ + ОН−
описывается (при 25оС) константой диссоциации:
kg 
[ H  ] p [OH  ] p
[ H 2 O] p
 2  10 16
Молярная концентрация недиссоциированных молекул воды рассчитывается
по формуле:

(Н2 О)
1000 г/л
[H2O]p = СН2О = в−ва =
: V(H2O) = ρ(H2O)/M(H2O) =
= 55
р−ра
М (Н2 О)
18 г/моль
моль/л.
Подставляя эту величину в уравнение для kg, получаем выражение:
[H+]p[OH−]p = 210−1655 = 10−14,
которое можно прочитать так: в чистой воде и в водном растворе произведение концентраций ионов Н+ и ОН− является постоянной величиной при данной температуре и называется оно ионным произведением воды (К(Н2О)).
При 25оС К(Н2О) = 10−14, откуда [H+][OH−] = 10−14 и [H+] = [OH−] =
10−7 (моль/л). Такие растворы называют нейтральными.
Величину десятичного логарифма молярной концентрации ионов водорода, взятую с обратным знаком, т. е. (−lg [H+]), называют водородным показателем раствора и обозначают «рН». Таким образом, если рН = − lg [H+], то
логарифмированием выражения для К(Н2О) , получаем:
рН + рОН = 14.
В нейтральных растворах рН = рОН = 7, в кислых растворах рН<7
([H ]>10−7 моль/л), а
в щелочных − рН>7. Сказанное можно проиллюстрировать схемой:
+
кислая среда
щелочная среда
рН
0
7
14
Протекание химических реакций в растворах зависит от реакции среды,
поэтому водородный показатель – важнейшая характеристика, которую надо
контролировать.
Простейший способ контроля – применение индикаторов – веществ,
окраска которых зависит от величины рН раствора. Каждый индикатор «ра75
ботает» в своем интервале рН, что видно из представленной ниже таблицы 7.
Таблица 7
Индикатор
Фенолфталеин
Метиловый оранжевый
Лакмус
Универсальный индикатор
Область перехода окрас- Изменение окраски
ки, рН
8,0 – 10,0
бесцветная − малиновая
3,0 – 4,5
красная – желтая
5,5 – 7,0
Красная – синяя
1,0 – 12,0
красная – синяя
Индикаторы – это слабые электролиты (органические кислоты и основания), молекулы которых окрашены, в отличие от их ионов, в другой цвет. В
их растворах устанавливается равновесие:
H Ind ↔ H+ + IndВ кислом растворе окрашенные ионы кислотного остатка Ind− связываются с
ионами Н+ и образуют молекулы НInd, окрашенный в другой цвет, а в щелочном растворе концентрация [H+] уменьшается, равновесие смещается вправо,
и окраска меняется, соответствуя ионной форме Ind− .
Пример 1. Определить рН раствора, если концентрация ионов водорода
в растворе равна 4∙10-3моль/дм3.
Решение:
1.
Определим рН раствора
рН=−lg[H+]
рН=− lg 4∙10−3= − lg4 − lg10−3=3− lg4=3 − 0,6=2,4
Пример 2. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, рН
которого равен 4,60
Решение:
1.
Определим концентрацию ионов водорода в растворе
−lg[H+]=4,60
[H+]=2,5∙10−5моль/дм3
Пример 3. Вычислите рН раствора соляной кислоты концентрации
0,001 моль/л.
Решение:
Так как [H+] = c(HCl), то
рН=−lgc(HCl)= − lg10−3=3
Пример 4. Вычислите рН раствора гидроксида калия, концентрация которого с=0,015 моль/л.
Решение:
1.
Определим рН раствора гидроксида калия
рН = 14 – рОН = 14 + lgс(КОН) = 14 + lg0,012 = 14 − 1,92 = 12,1
76
Пример 5. Определите водородный показатель раствора, в 1 дм3 которого содержится гидроксид натрия массой 0,1 г. Диссоциация щелочи считать
полной.
Решение:
1.
Определим количество NaOH в 1 дм3 раствора
() 0,1
ν=
= =2,5∙10−3моль/ дм3
() 40
2.
3.
Учитывая полную диссоциацию
[OH−]=2,5∙10−3моль/ дм3
рОН= −lg (2,5∙10−3)=3− lg2,5=3 − 0,4=2,6
Определим водородный показатель раствора
рН=14 − рОН=14 − 2,6=11,4
Пример 6. Рассчитайте водородный показатель раствора уксусной кислоты концентрации 0,01 моль/ дм3, степень диссоциации которой равна 4,2 %.
Решение:
1.
Определим концентрацию ионов водорода по формуле для слабых
электролитов: [Н+]=α∙СМ=0,042∙0,01=4,2∙10−4
2.
Определим водородный показатель раствора уксусной кислоты концентрации
рН= − lg(4,2∙10−4)=4 − lg4,2=4 − 0,6=3,4
Пример 7. Определите степень диссоциации (%) и [Н+] по первой ступени диссоциации 0,1М раствора Н2S, если константа диссоциации Н2S по
первой ступени равна 6∙10−8.
Решение:
1.
Первая ступень диссоциации Н2S→Н++(НS)−
Вторая ступень диссоциации (НS)−→ Н++S2−
2.
Определяем степень диссоциации
К
6∙10−8
С
0,1
α=√ =√
3.
=√60 ∙ 10−8 =7,8∙10−4 или 7,8∙10−2 %
Найдем концентрацию ионов водорода [Н+]
[Н+]=√К ∙ С =√6 ∙ 10−8 ∙ 0,1 = 7,8∙10−5 моль/ дм3
Пример 8. Определите концентрацию ионов [Н+] и рН 0,5М раствора
пропионовой кислоты С2Н5СООН. (Кдисс=1,4∙10−5).
1.
2.
Решение:
Пропионовая кислота С2Н5СООН − слабая кислота, поэтому используем формулу [Н+]=√К ∙ С
[Н+]=√1,4 ∙ 10−5 0,5=√0,7 ∙ 10−5 =2,6∙10−35 моль/ дм3
Определим рН 0,5М раствора пропионовой кислоты С2Н5СООН
77
рН= − lg[H+] = − lg(2,6∙10−3) = 3 − lg2,6 = 2,58
Пример 9. Смешали два раствора соляной кислоты: 50 мл с концентрацией 0,2 моль/л и 300 мл с концентрацией 0,02 моль/л. Вычислить рН полученного раствора.
1.
Решение:
Определим концентрацию полученного раствора
моль
моль
∙0,05л+0,02
∙0,3л
С ∙  ∙ 0,2
л
Сраствора=
= 1 1+ 2 2= л
=
р−ра
1 +2
0,35 л
р.в.
2.
0,046 моль/л
Вычислим рН раствора
рН= − lg0,046 = 1,3
Пример 10. Вычислить рН раствора, полученного смешением равных
объемов растворов с(HCl)=0,015 моль/л и с(NaOH)=0,03 моль/л.
Решение:
1.
Запишем уравнения реакции
HCl+NaOH→NaCl+H2O
2.
Так как в избытке NaOH, следовательно, после протекания реакции
нейтрализации среда раствора будет щелочной. Определим концентрацию NaOH после завершения реакции:
 0,03∙−0,015∙
0,015∙
с(NaOH)= =
=
=0,0075 моль/л

2
2
3.
Вычислить рН раствора
рН=14 – ОН = 14+lg[OH−]=14 + lg0,0075=11,9
Пример 11. Определите рН 0,17Н уксусной кислоты, константа диссоциации которой равна 1,78∙10-5.
Решение:
1.
Определим степень диссоциации
α=√
2.
3.
Кдисс
С
=√
1,78∙10−5
0,17
=√10−4 = 10−2
Определяем концентрацию ионов водорода
[H+] = α∙с = 10−2∙0,17 = 0,17∙10−2 моль/л
Определяем водородный показатель раствора уксусной кислоты
рН = −lg[H+] = −lg (0,17∙10−2)=2 − lg0,17 = 2,77
5.7 Ионные уравнения реакции
78
Высокую скорость многих химических реакций в растворах электролитов можно объяснить тем, что они протекают не между молекулами, а между
ионами. Для выявления сущности таких реакций их удобнее записывать не в
молекулярном, а в ионно-молекулярном виде (табл. 8).
Таблица 8
Составление ионного уравнения
Правила составления ионного уравнения реакции
1. Записать уравнение реакции в молекулярном виде
2. По таблице растворимости (приложение 6) определить растворимость
веществ
3. Записать уравнения диссоциации
исходных веществ и продуктов реакции
Пример
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
р
р
н
р
BaCl2 → Ba+2 + 2Cl−
Na2SO4 → 2Na+ + SO42−
2NaCl → 2Na+ + 2Cl−
4. Составить полное ионное уравнение Ba+2 + 2Cl− + 2Na+ + SO42−→ BaSO4 + 2Na+ +
реакции
2Cl−
5. Найти одинаковые ионы в левой и Ba+2 + 2Cl− + 2Na++ SO42−→ BaSO4 + 2Na+ +
правой частях, сократить их и запи- 2Cl−
сать сокращенное ионное уравнение Ba+2 + SO42−→ BaSO4
реакции
5.8 Условия протекания реакций ионного обмена до конца
Реакции ионного обмена идут до конца только в трех случаях:
1.
Если образуется осадок:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
р
р
н
р
+2
−
Сu + 2OH → Cu(OH)2
2.
Если выделяется газ:
Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S
р
р
р
г
−2
+
S + 2H → H2S
3.
Если образуется слабый электролит (малодиссоциирующее вещество):
СH3COONa + HCl → СH3COOH + NaCl
р
р слабый электролит
р
−
+
СH3COO + H → СH3COOH
При отсутствии ионов, которые образуют осадок, газ или слабый электролит, реакция является обратимой (точнее, нет реакции, идущей до конца):
5.9 Гидролиз солей
79
Гидролиз – реакция обменного разложения соли водой, в результате которого образуется слабый электролит.
Приведем возможные случай гидролиза солей в зависимости от их состава.
1 случай. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной
кислотой
а) Приведем диссоциацию соли NH4Cl
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl−
Полные ионные и молекулярные уравнения:
NH4+ + Cl− + HOH ↔ NH4OH + H+ + Cl−
NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl
б) Приведем диссоциацию соли ZnCl2
ZnCl2 ↔ Zn+2 + 2Cl−
Полные ионные и молекулярные уравнения:
Zn+2 + 2Cl− + HOH ↔ [ZnOH]+ + H+ + 2Cl−
ZnCl2 + H2O ↔ ZnOHCl + HCl
В растворе в обоих случаях – (а) и (б) – накапливаются ионы Н+, значит,
среда кислая, рН < 7.
Гидролиз ведет к образованию слабого основания (или основной соли),
растворы таких солей проявляют кислую реакции.
2 случай. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой
кислотой
а) Приведем диссоциацию соли CH3COONa
CH3COONa ↔ CH3COO− + Na+
Полные ионные и молекулярные уравнения:
CH3COO− + Na+ + HOH ↔ CH3COOH + Na+ + OH−
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
б) Приведем диссоциацию соли K2CO3
K2CO3 ↔ 2K+ + CO32−
Полные ионные и молекулярные уравнения:
2K+ + CO32− + HOH ↔ HCO3− + 2K+ + OH−
K2CO3 + HOH ↔ KHCO3 + KOH
В обоих случаях – (а) и (б) – накапливаются ионы ОН−, значит среда
щелочная, рН > 7. Гидролиз ведет к образованию слабой кислоты (или кислой
соли), растворы таких солей проявляют щелочную реакцию.
3 случай. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой
кислотой
a) Приведем диссоциацию соли CH3COONH4
CH3COONH4 ↔ CH3COO− + NH4+
Полные ионные и молекулярные уравнения:
CH3COO− + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
α=1,3%
α=1,3%
80
Так как α (CH3COOH) = α (NH4OH), то среда нейтральная, рН = 7.
б) Приведем диссоциацию соли NH4NO2
NH4NO2 ↔ NH4+ + NO2−
Полные ионные и молекулярные уравнения:
NH4+ + NO2− + HOH ↔ NH4OH + HNO2
NH4NO2 + HOH ↔ NH4OH + HNO2
α=1,3% α=6,4%
Так как α (HNO2) > α (NH4OH), то среда слабокислая, рН < 7.
в) Гидролиз некоторых солей может идти до конца
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
В этом случае образуются нерастворимое вещество и газ, которые уходят из сферы химической реакции, поэтому реакция практически необратима,
а значит, такие соли невозможно получить в растворе.
4 случай. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.
5.10 Произведение растворимости. Условия образования осадков
В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например:
BaSO4 ↔ Ba2++ SO42осадок →раствор
Поскольку в растворах электролитов состояние ионов определяется их
активностями (а), то константа равновесия последнего процесса выразится
следующим уравнением:
K = a(Ва2+)∙а(SO42−)/a(ВаSO4).
Знаменатель этой дроби, т.е. активность твердого сульфата бария, есть
величина постоянная, тогда произведение K∙a(BaSO4), тоже является при
данной температуре константой. Отсюда следует, что произведение активностей ионов Ba2+ и SO42− тоже представляет собой постоянную величину,
называемую произведением растворимости и обозначаемую ПР:
a(Ba2+)∙а(SO42−) = ПР(BaSO4).
Произведение растворимости - это произведение активностей ионов
малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. При данной температуре эта величина постоянная.
Если электролит мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора
близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для
ПР можно заменить произведением их концентраций. Так, ионная сила
насыщенного раствора BaSO4 имеет порядок 10−5 и произведение растворимости BaSO4 может быть записано в следующей форме:
ПР(BaSO4) = [Ba2+][SO42−].
В общем виде для электролита типа AmBn:
ПР = [An+]m ∙[Bm−]n
81
Растворимость S труднорастворимого электролита АnBm определяется соотношением:
SAnBm =
n+m
√
ПР
nn ∙mm
Зная ПК (произведение концентрации ионов в степенях, равным коэффициентам для системы в неравновесном состоянии) и сравнив его с ПР,
можно установить, раствориться или выпадет осадок при данной температуре.
1. Если ПК=ПР, то ∆G = 0 – система находится в состоянии равновесия
(раствор насыщенный).
2. Если ПК<ПР, то ∆G < 0 – протекает процесс растворения осадка, т.е.
осадка нет.
3. Если ПК>ПР, то ∆G > 0 – возможен обратный процесс – выпадение
осадка.
Пример 1. Растворимость гидроксида магния Mg(OH)2 при 18°С равна
1,7∙10 моль/л. Найдите произведение растворимости Мg(OH)2 при этой температуре.
Решение:
При растворении каждого моля Mg(OH)2 в раствор переходит 1 моль
ионов Mg2+ и вдвое больше ионов OH− . Следовательно, в насыщенном растворе Mg(OH)2:
[Mg2+ ] = 1,7∙10−4 моль/л; [OH−] = 3,4∙10−4 моль/л.
Откуда:
ПР(Mg(OH)2) = [Mg2+ ][OH−]2 = 1,7∙10-4∙(3,4∙10-4)2 =1,96∙10−11.
−4
Пример 2. Произведение растворимости иодида свинца при 20°С равно
8∙10 Вычислите растворимость соли (моль/л и г/л) при указанной температуре.
Решение:
Обозначим искомую растворимость через х (моль/л). Тогда в насыщенном растворе PbI2 содержится х моль/л ионов Pb2+ и 2х моль/л ионов I−. Откуда:
ПР(PbI2) = [Pb2+][I−]2 = х∙(2х)2 = 4∙х3,
3 ПР
3 8∙10−9
х= √ PbI2⁄4= √
=1,3∙10−3 моль/л
4
Поскольку мольная масса РbI2 равна 461 г/моль, то растворимость PbI2,
выраженная в г/л, составит 1,3∙10−3∙461 = 0,6 г/л.
−9
Пример 3. Вычислите растворимость Pb3(PO4)2 и выразите ее в моль/л и
г/л, если ПР[Pb3(PO4)2] = 1,50∙10−32.
Решение:
Pb3(PO4)2 ↔ 3Pb2+ + 2PO43−.
82
ПР[Pb3(PO4)2] = [Pb2+]3∙[PO43−]2.
Растворимость малорастворимого вещества состава АаВb равна:
а+в
S= √
ПР Аа Вв
аа ∙вв
тогда растворимость Pb3(PO4)2 составит:
S=
3+2
√
ПР(Pb3 (PO4 )2
33 ∙22
5
=√
1,5∙10−32 5
108
=√1,38 ∙ 10−34 =1,68∙10−7моль/л.
Чтобы выразить растворимость в г/л следует полученную величину
(моль/л) умножить на мольную массу Pb3(PO4)2, т.е. на 811 г/моль. Тогда растворимость Pb3(PO4)2 составит: 1,68∙10−7∙811=1,37∙10−4 г/л.
Пример 4. Может ли образоваться осадок Mg(OH)2, если смешать равные объемы 0,5 М раствора MgCl2 и 0,1 М раствора NaOH?
Решение:
При сливании двух равных объемов суммарный объем раствора увеличится вдвое, а концентрация уменьшится вдвое, то есть концентрация раствора MgCl2 будет равной 0,5/2 = 0,25 моль/л, а концентрация NaOH − равной
0,1/2 = 0,05 моль/л.
Mg2+ + 2ОH− ↔ Mg(OH)2;
ПР[Mg(OH)2] = [Mg2+][OH−]2 = 5,00∙10−12
Находим произведение концентраций ионов [Mg2+]∙[OH−]2 = 0,25∙0,052
=6,25∙10−4. Сопоставляя полученную величину 6,25∙10−4 с табличным значением ПР = 5,00∙10−12, находим, что рассчитанное произведение концентраций
ионов превышает ПР[Mg(OH)2], т. е. раствор пересыщен и осадок должен образоваться.
Пример 5. Вычислите растворимость PbSO4 и выразите ее в моль/л и
г/л, если ПР(PbSO4) = 2,20∙10−8.
Решение:
PbSO4 ↔ Pb2+ + SO4−2
ПР(PbSO4) = [Pb2+][SO4−2] = 2,2∙10−8.
Растворимость PbSO4 = [Pb2+] = [SO4−2] = √ПР (PbSO4 ) = √2,28 ∙ 10−8 =
1,48∙10−4 моль/k.
M(PbSO4) = 303 г/моль. Растворимость PbSO4 составит:
1,48∙10−4∙303 = 4,48∙10−2 г/л.
ЗАДАЧИ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ №8
83
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
Вариант 1
Концентрация ионов водорода в растворе равна 4∙10−3 моль/л.
Определить рН раствора.
Написать молекулярное и кратное ионное уравнение реакций:
Pb(NO3)2 + KI →
K2CO3 + HCl →
AlBr3 + AgNO3 →
Укажите признаки протекания реакций до конца.
Вычислить рН 0,01М раствора уксусной кислоты СН3ООН, если
константа диссоциации равна 1,75∙10−5.
Какие из перечисленных солей: NaCN, KNO3, KClO, AlCl3 подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения
реакций гидролиза.
Выпадет ли осадок BaSO4, если к 100 см3 0,2 М раствора H2SO4 добавить такой же объём 0,4 М раствора BaCl2?
Вариант 2
Определить концентрацию ионов водорода в растворе, рН которого равен 4,6.
Написать молекулярное и кратное ионное уравнение реакций:
Na2S + H2SO4 →
FeS + HCl →
NH4Cl + Ca(OH)2 →
Укажите признаки протекания реакций до конца.
Вычислить рН 0,2М раствора муравьиной кислоты НСООН, если
константа диссоциации равна 1,8∙10−4.
Какие из перечисленных солей при гидролизе дают кислую среду:
Na3PO4, CH3COONH4, NaClO4Составьте молекулярные и ионные
уравнения реакций гидролиза.
При комнатной температуре растворимость PbI2 и Ca3(PO4)2 соответственно равна 6,5∙10−4 моль/л и 1,7∙10−3 г/л. Определите произведение растворимости этих солей.
Вариант 3
Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен 10,8.
Написать молекулярное и кратное ионное уравнение реакций:
HCl + Ba(OH)2 →
Fe(OH)3 + HNO3 →
Na2CO3 + HCl →
Укажите признаки протекания реакций до конца.
Константа диссоциации синильной кислоты HCN равна 7,9∙10−10.
Определите рН 0,001М раствора HCN.
Какие из перечисленных солей при гидролизе дают щелочную среду: K2S, CaCl2, FeCl3, BaCl2. Составьте молекулярные и ионные
уравнения реакций гидролиза.
84
5.
1.
2.
3.
4.
5.
1.
2.
3.
4.
5.
Может ли образоваться осадок Mg(OH)2, если смешать равные
объемы 0,1 М раствора MgCl2 и 0,5 М раствора NaOH?
Вариант 4
Вычислите рН раствора, в котором концентрация ионов водорода
равна 8,1∙10−3 моль/л.
Написать молекулярное и кратное ионное уравнение реакций:
NaHCO3 + HCl →
Zn(NO3)2 + KOH →
Ca(OH)2 + CO2 →
Укажите признаки протекания реакций до конца.
Чему равна молярная концентрация водного раствора уксусной
кислоты СН3СООН, если рН его равен 5,2, а константа диссоциации кислоты 1,75∙10−5?
Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: K2S, KCl,
NH4Cl, MgSO4. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
Насыщенный раствор MgCО3 содержит 3,16∙10−3 моль/л ионов
Mg2+. Чему равно произведение растворимости карбоната магния?
Вариант 5
Найдите молярную концентрацию ионов ОН− в водном растворе,
если молярная концентрация Н+ равна 10−3 моль/л.
Написать молекулярное и кратное ионное уравнение реакций:
FeCl3 + KOH →
BaCl2 + H2SO4 →
AgNO3 + CaCl2 →
Укажите признаки протекания реакций до конца.
Константа диссоциации масляной кислоты С3Н7СООН равна
1,5∙10−5. Определить рН 0,005М раствора.
Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: ZnBr2,
CuSO4, (NH4)2S, Na3PO4. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
Вычислите молярные концентрации ионов Pb2+ и I− в насыщенном
растворе иодида свинца.
Изучив тему «Растворы» студент должен знать:
85
− понятия о растворе и его составе;
− способы выражения количественного состава растворов;
− понятие об электролитах и неэлектролитах;
− свойства растворов электролитов и неэлектролитов;
− понятие о рН среды в водных растворах;
− правила составления ионно-молекулярных уравнений;
− условия протекания реакций ионного обмена в растворах;
− типы солей, подвергающихся гидролизу;
− понятия о растворимости и произведение растворимости;
− закономерности образования и растворения осадков.
Уметь:
− производить расчеты состава растворов;
− переходить от одной концентрации раствора к другой;
− рассчитывать давление пара над раствором заданной концентрации,
температуры замерзания и кипения растворов электролитов и неэлектролитов, осмотическое давление;
− рассчитывать молекулярную массу растворенного вещества по любому из заданных коллигативных свойств;
− рассчитать рН и рОН в растворах кислот и оснований;
− определять характер среды;
− составлять полные и сокращенные ионные уравнения химических реакций между электролитами в растворе;
− рассчитывать концентрацию ионов в насыщенных растворах малорастворимых веществ;
− предсказывать возможность образования осадка малорастворимого
соединения в заданных условиях.
Приложение 1
86
Приложение 2
87
Термодинамические величины некоторых веществ
Вещества
O2 (г)
Н2 (г)
Н2О (г)
Н2О (ж)
Н2О2 (ж)
Н2S (г)
Н3РО4 (ж)
НBr (г)
HCl (г)
С (графит)
С (алмаз)
С2Н4 (г)
С3Н8 (г)
СН4 (г)
С2Н2 (г)
СН3ОН (ж)
С2Н3ОН (ж)
СН3СООН (ж)
С6Н12О6 (глюкоза)
СО (г)
СО2 (г)
СОСl2 (г)
СS2 (ж)
S (ромб.)
SO2 (г)
SO3 (г)
Fe (к)
FeО(к)
Fe2О3 (к)
FeСl2 (к)
FeСl3 (к)
Fe(OH)3 (к)
FeSO4 (к)
FeСO3 (к)
Al (к)
Al2O3 (к)
Al(OH)3 (к)
NO (г)
N2O (г)
NO2 (г)
N2O4 (г)
N2 (г)
∆Н0298, кДж/моль
0
0
-241,8
-285,8
-187,8
-20,2
-1271,9
-36,2
-92,3
0
1,9
52,3
-104,0
-74,9
226,8
-238,7
-227,6
-484,9
∆S0298, Дж/моль∙K
205
130,5
188,7
70,1
109,6
205,6
200,8
198,5
186,8
5,7
2,4
219,4
270,0
186,2
200,3
126,7
160,7
159,8
∆G0298, кДж/моль
0
0
-228,6
-237,3
-120,4
-33,0
-1147,3
-53,2
-95,2
0
2,9
68,1
-23,5
-50,8
209,2
-166,31
-174,8
-392,5
-1273,0
-
-919,5
-110,5
-393,5
-223,0
87,8
0
-296,9
-395,8
0
-264,8
-822,2
-341,0
-405,0
-824,3
-922,6
-744,8
0
-1676,0
-1275,7
90,3
82,0
33,5
9,6
0
197,5
213,7
289,2
63,6
31,88
248,1
256,7
27,15
60,8
87,4
119,7
130,1
96,2
107,5
92,9
28,31
50,9
71,1
210,6
219,9
240,2
303,0
191,5
-137,1
-394,4
-210,5
151,0
0
-300,2
-371,2
0
-244,3
-740,3
-302,0
-336,6
-694,5
-829,7
-637,9
0
-1582,0
-1139,7
86,6
104,1
51,5
98,4
0
NH3 (г)
-46,2
192,6
-16,7
NH4Сl (к)
-315,4
94,6
-343,6
NH4ОН (ж)
-366,7
179,9
-263,8
88
NH4NO3 (к)
-365,4
151,0
-183,8
Cu (к)
0
33,3
0
CuO (к)
-162,0
42,6
-129,9
Cu2O (к)
-167,4
93,9
-146,4
Cu2S (к)
-82,0
119,2
-86,2
Cu(OH)2 (к)
-443,9
79,50
-356,90
Ca (к)
0
41,62
0
CaO (к)
-635,5
39,7
-604,2
CaCO3 (к)
-1207,0
88,7
-1127,7
Ca(OH)2 (к)
-986,6
76,1
-896,8
CaSO4 (к)
-1424,0
106,7
-1320,3
Mg (к)
0
32,55
0
MgO (к)
-601,8
26,9
-569,6
Mg(OH)2 (к)
-924,66
63,14
-833,7
MgCO3 (к)
-1096,21
65,69
-1029,3
Zn (к)
0
41,59
0
ZnO (к)
-350,6
43,6
-320,7
ZnS (к)
-201,0
57,7
-198,3
ZnSO4 (к)
-978,2
124,6
-871,8
SnO2 (к)
-580,8
52,3
-519,3
Cr (к)
0
23,76
0
Cr2O3 (к)
-1440,6
81,2
-1050,0
NiO (к)
-239,7
38,0
-211,6
Cl2 (г)
0
222,9
0
НСl (г)
-92,3
186,8
-95,2
Br2 (г)
30,9
245,4
3,14
I2 (г)
62,2
260,6
19,4
I2 (к)
0
116,7
0
Hg (к)
0
76,1
0
PbS (к)
-94,3
91,2
-92,7
PbSO4 (к)
-918,1
147,3
-811,2
P (красн)
-18,4
22,8
-13,8
Р2О5 (к)
-1492
114,5
-1348,8
NaHCO3 (к)
-977,4
102,1
Na2CO3∙10H2O
-4077
2172
Na2S2O3
-1117
NaOH (к)
-426,6
64,2
-377,0
89
Na2CO3 (к)
-1129
136,0
-1047,7
Na2SiO3 (к)
-1518
113,8
-1426,7
Ti (k)
0
30,6
0
TiCl4 (ж)
-804,2
252,4
-737,4
TiО2 (к)
-943,9
50,3
-888,6
SiH4 (г)
34,7
204,6
57,2
SiО2 (кварц)
-910,9
41,8
-856,7
WO3 (к)
-842,7
75,9
-763,9
Приложение 3
Относительная электроотрицательность атомов
H
2,1
Li
0,98
Na
0,9
K
0,9
Rb
0,8
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
B
2,0
Al
1,6
Ga
1,8
In
1,5
C
2,5
Si
1,9
Ge
2,0
Sn
1,7
N
3,0
P
2,2
As
2,1
Sb
1,8
O
3,5
S
2,6
Se
2,5
Te
2,1
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
Приложение 4
Криоскопические и эбуллиоскопические константы растворителей
Растворитель
Вода
бензол
хлороформ
Кк
1,85
5,1
4,9
Кэ
0,516
2,57
3,88
Tпл., 0С
0
5,4
-63,2
Ткип., 0С
100
80,2
61,2
Приложение 5
Произведение растворимости малорастворимых веществ при 250С
Соединение
Ag2CO3
Ag2CrO4
AgCl
BaCO3
BaSO4
BaCrO4
ПР
6,2∙10−12
1,1∙10−12
1,8∙10−10
4,9∙10−9
1,8∙10−10
2,0∙10−10
Соединение
CaCO3
CaCrO4
CaC2O4
CaSO4
Ca3(PO4)2
Mg(OH)2
ПР
4,8∙10−9
7,0∙10−9
2,6∙10−9
9,1∙10−6
2,0∙10−29
5,0∙10−12
Соединение
PbI2
PbCl2
PbCrO4
PbSO4
Pb3(PO4)2
SrSO4
ПР
1,1∙10−9
1,7∙10−5
1,8∙10−14
2,2∙10−8
7,9∙10−43
3,2∙10−7
90
Приложение 6
Растворимость неорганических веществ в воде при комнатной температуре
Ионы
BR-
CH3COO-
CN-
CO32-
Cl-
F*
I-
NO3-
OH-
PO43-
S2-
SO42-
SO32-
Ag+
Н
М
Н
Н
Н
Р
Н
Р
-
Н
Н
М
Н
3+
Р
+
?
-
Р
М
Р
Р
Н
Н
+
Р
-
2+
Р
Р
Р
Н
Р
М
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Н
Be2+
Р
+
?
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Н
+
Р
Н
3+
Bi
+
+
-
-
+
Н
Н
+
Н
Н
Н
+
Н
Ca2+
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
М
Н
Р
М
Н
Cd2+
Р
Р
М
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
2+
Р
Р
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Cr3+
Р
+
Н
-
Р
М
Н
Р
Н
Н
Н
Р
-
+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
2+
Cu
Р
Р
Н
Н
Р
Р
-
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Fe2+
Р
Р
Н
Н
Р
М
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
3+
Р
-
Н
-
Р
Н
-
Р
Н
Н
+
Р
-
H+
Р
∞
∞
М
Р
Р
Р
∞
∞
Р
М
∞
Р
Hg2+
Al
Ba
Co
Cs
Fe
М
Р
Р
-
Р
+
Н
+
-
Н
Н
+
Н
+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Li+
K
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
М
Р
Р
Р
2+
Р
Р
Р
М
Р
М
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
2+
Р
Р
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
NH4+
Mg
Mn
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
-
Р
Р
+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Ni+
Р
Р
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Pb2+
М
Р
Н
Н
М
М
М
Р
Н
Р
Н
Н
Н
Na
91
Rb+
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Р
Р
Р
Sn2+
+
+
-
-
+
Р
М
+
Н
Н
Н
+
-
2+
Р
Р
Р
Н
Р
Н
Р
Р
М
Н
Р
Н
Н
Tl+
М
Р
Р
Р
М
Р
Н
Р
Р
Н
Н
М
Н
Р
Р
Н
Н
Р
М
Р
Р
Н
Н
Н
Р
Н
Sr
2+
Zn
Обозначение:р – хорошо растворимый, м – малорастворимый, н – практически нерастворимый + - полностью реагирует с водой, “-“ - не существует
92
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1.
2.
3.
4.
5.
6.
1.
2.
3.
4.
Основная литература:
Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия. 1986. – 747 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для
вузов. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.
Киреева Н.К., Бусыгина Г.И. Организация учебных занятий и самостоятельной работы по химии. – Н.Новгород: ВГИПА, 2003. – 100 с.
Романцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. –
М.: Высш. шк., 1991. – 288 с.
Задачник по химии /Н.А. Амирханова, Л.С. Беляева. – Уфа, 2002. – 112 с.
Сборник задач и упражнений по химии с решением типовых и усложненных задач: Практикум. Москва: "Изд-во Машиностроение- 1", 2002. 166 с.
Дополнительная литература:
Гельфман М.И. Химия: Учебник. – СПб.: Издательство «Лань», 2008. –
480 с.
Сборник задач по химии для студентов нехимических специальностей. –
Краматорск: ДГМА, 2003. – 106 с.
Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. Пособие. – М.: Высш.шк., 2007. – 255 с.
Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, химических реакциях. – СПб.: Издательство «Лань», 2003. – 288 с.
93