Химия. Многовариантные задания и примеры их решения

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Тихоокеанский государственный университет»
ХИМИЯ. МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАНИЯ
И ПРИМЕРЫ ИХ РЕШЕНИЯ
Учебное пособие
Утверждено
издателько-библиотечным советом университета
в качестве учебного пособия
Хабаровск
Издательство ТОГУ
2010
3
УДК 541. 8. 04 (076)
ББК
Р е ц е н з е н т ы:
кафедра естественно-научных дисциплин
Хабаровская государственная академия экономики и права
(завкафедрой профессор, доктор хим. наук В. Л. Бутуханов);
доцент кафедры химии, канд. техн. наук Т. А. Панченко
(Дальневосточный государственный гуманитарный университет)
Н а у ч н ы й р е д а к т о р : канд. хим. наук, доц. Л. А. Чекмарева
ХИМИЯ. МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАНИЯ
И ПРИМЕРЫ ИХ РЕШЕНИЯ
Панасюк Т. Б., Яргаева В. А.
Химия. Многовариантные задания и примеры их решения: Учебное
пособие /Панасюк Т. Б., Яргаева В. А.  Хабаровск: Изд-во Хабар. гос. ун-та,
2010.  166 с.
ISBN
В учебном пособии представлены многовариантные задания, примеры
решения типовых задач по 12 темам курса химии, тестовые задания для
самоконтроля по каждой теме и ответы к ним.
Пособие предназначено для студентов технических направлений и специальностей
ускоренной формы обучения, изучающих курс химии в высшем учебном заведении, а также
может быть рекомендовано для студентов нехимических специальностей вузов, изучающих
химию.
УДК 541. 8. 04 (076)
© Хабаровский государственный
университет, 2010
© Панасюк Т. Б., Яргаева В. А, 2010
4
ВВЕДЕНИЕ
В будущей практической деятельности инженеру любой технической
специальности придется иметь дело с самыми разнообразными химическими
процессами. Чтобы предсказывать важнейшие химические явления и управлять
ими, необходимо прочно усвоить основные химические закономерности и
овладеть техникой химических расчётов.
В настоящем пособии предлагаются многовариантные задания по 12
темам, охватывающим основные разделы
химии в соответствии с
образовательным стандартом для технических направлений и специальностей
вузов.
В каждой теме предлагаются примеры решения типовых задач и задания
для самоконтроля в тестовой форме, ответы на которые можно найти в
приложении.
Примеры решения задач изложены очень подробно. Это особенно важно
для студентов с минимальным исходным уровнем знаний по химии и с малым
числом учебных часов, отведённых на её изучение. Основные теоретические
закономерности, определения, формулы и уравнения, необходимые для решения
конкретной задачи выделены, поэтому в случае необходимости их легко
использовать для решения других задач по этой и другим темам. Для освоения
теоретического материала рекомендуется использовать учебную литературу по
химии для нехимических специальностей вузов [1-19].
Приложения настоящего пособия и рекомендуемая справочная литература
[20-25] содержат весь необходимый справочный материал для решения задач.
Многовариантные задания по всем предлагаемым темам используются в
учебном процессе на протяжении многих лет.
Темы 1, 4-6, 10, 11 написаны доц. В. А. Яргаевой, темы 2, 3, 7-9, 12 − доц.
Панасюк Т. Б.
Методические рекомендации студентам
Для самостоятельного решения предлагаемых многовариантных заданий
по каждой теме студентам предлагается следующий алгоритм:
1. Изучить лекционный материал, а так же теоретический материал,
изложенный в учебной литературе по химии [1-19].
2. Воспользоваться тестовыми заданиями для самоконтроля для
проверки усвоения теоретического материала.
3. Проверить степень усвоения материала, сверив свои ответы с
данными в прил. 1.
4. Познакомиться с решением типовых задач.
5. Приступить к решению заданий.
5
Тема 1. Характеристика элемента по его положению
в периодической системе элементов Д. И. Менделеева
Примеры решения задач
Пример 1.1.
Для элемента железа
укажите порядковый номер в
периодической системе элементов, атомную массу. Определите число
электронов, протонов, нейтронов в атоме элемента.
Решение. По положению железа в периодической системе элементов (прил. 1)
находим: порядковый номер 26, атомная масса железа Аr = 56 (округляем до
целого числа).
Порядковый номер элемента равен заряду ядра Z,
числу электронов nē, числу протонов nр
Отсюда, Z = 26, nē = 26 электронов, nр = 26 протонов.
Число нейтронов nn определяют по разнице между атомной массой
элемента и порядковым номером
Таким образом, nn = Ar – Z = 56 – 26 = 30 нейтронов.
Пример 1.2. Охарактеризуйте каждый из элементов: селен, калий, галлий,
марганец по его положению в периодической системе элементов. Укажите
номер периода, номер группы, подгруппу (главная или побочная), число
энергетических уровней, число электронов на внешнем уровне,
принадлежность к металлам или неметаллам, высшую степень окисления.
Составьте формулу высшего оксида элемента, определите его химический
характер (кислотно-основные свойства), составьте формулу соответствующего
гидроксида (гидрата оксида).
Решение.
Период – горизонтальный ряд элементов в периодической системе.
Номер периода для элемента равен числу энергетических уровней,
заполненных (заполняемых) электронами
Селен находится в 4 периоде (прил. 2), поэтому все электроны селена
расположены на 4-х энергетических уровнях.
Группа – вертикальный ряд элементов в периодической системе.
Группа делится на подгруппы.
Главная подгруппа (А) содержит элементы всех периодов.
6
Побочная подгруппа (В) содержит элементы только больших периодов
Селен находится в VI группе главной подгруппе (А).
Число электронов на внешнем уровне
для элементов главных подгрупп (А) совпадает с номером группы,
для элементов побочных подгрупп (В) равно 2 (реже 1)
У селена на внешнем уровне содержится 6 электронов.
Металлы – элементы, у которых на внешнем уровне находятся 1 – 2
электрона (реже 3 – 4 для элементов больших периодов),
у неметаллов на внешнем уровне находятся 3 – 8 электронов.
В побочных подгруппах находятся только металлы
Селен относится к неметаллам.
Степень окисления (с. о.) элемента в молекуле – формальный заряд,
вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из
ионов: положительно- и отрицательно заряженных частиц.
Степень окисления кислорода в оксидах и гидроксидах равна –2,
степень окисления водорода в гидроксидах – +1
Номер группы, как правило, определяет высшую степень окисления
элемента.
Не подчиняются правилу и имеют наиболее характерную степень
окисления: медь (+2), золото (+3), кислород (–2), фтор (-1), бром (+5),
железо (+3),
кобальт (+2), никель (+2) и др.
Высшая степень окисления селена равна +6, так как он находится в VI
группе.
Молекула – частица нейтральная, поэтому сумма степеней окисления всех
элементов, входящих в состав молекулы, равна 0
Отсюда, формула высшего оксида селена:
+6 –2
SeO3 .
Определяем правильность составления формулы оксида, суммируя
степени окисления всех элементов:
1(+6) + 3(–2) = 0,
так как эта сумма равна нулю, формула составлена верно.
7
Определим химический характер высшего оксида селена (прил. 2). SeO3
– кислотный оксид, так как селен является неметаллом и имеет степень
окисления +6. Поэтому гидроксид селена
– кислота. Формулу
соответствующей кислоты H2SeO4 можно построить, если добавить к формуле
оксида формулу молекулы воды следующим образом:
SeO3
+
H2
O
_______________
H2SeO4.
Аналогично даём характеристику элементам: K, Ga, Mn по их положению
в периодической системе элементов (прил. 2). Все полученные результаты
сводим в таблицу.
Характеристика элемента
K
Период
4
Число энергетических
4
уровней
Группа
I
Подгруппа
главная А
Число электронов
1
на внешнем уровне
Металл или неметалл
металл
Высшая с. о.
+1
Формула высшего оксида
К2 О
Химический
характер основный
оксида
Формула высшего
КОН
гидроксида
Ga
4
4
Se
4
4
Mn
4
4
III
главная А
3
VI
главная А
6
VII
побочная В
2
металл
+3
Ga2О3
амфотерный
неметалл
+6
SeO3
кислотный
металл
+7
Mn2О7
кислотный
Ga(ОН)3
Н3GaО3
НGaО2
H2SeO4
HMnO4
Оксид галлия Ga2О3 является амфотерным (прил. 3). Поэтому гидроксид
галлия – амфолит. Его формулу записывают как в виде основания Ga(ОН)3, так
и в виде кислоты Н3GaО3 или НGaО2 (см. пример 1.3).
Пример 1.3. Для амфотерного оксида MnO2 составьте формулу амфолита в
виде основания и кислоты.
Решение: Степень окисления марганца в оксиде равна +4, так как в формуле
оксида один атом марганца и два атома кислорода:
+4 –2
MnO2.
Определяем правильность определения степени окисления марганца:
1(+4) + 2(–2) = 0.
8
Оксид MnO2 действительно является амфотерным, так как Mn – металл в
степени окисления +4 (прил. 2).
Ему соответствует амфолит в виде основания:
+4
–2 +1
Mn(OH)4.
Определяем правильность составления формулы основания:
1(+4) + 4(–2 +1) = 0.
Формулу кислоты H4MnO4 или H2MnO3 можно получить из формулы
основания, если записать элементы в другом порядке. Формула основания
начинается с атомов металла, а кислоты – с атомов водорода:
Mn(OH)4 ≡ H4MnO4 ≡ H2MnO3 + Н2О.
Формулу кислоты можно получить другим способом (см. пример 1.2):
MnO2
+
H2
O
_______________
H2MnO3 .
H2MnO3 – мета форма кислоты (меньше воды); H4MnO4 – орто форма
кислоты (больше воды).
Многовариантные задания
Задание 1.1. Охарактеризуйте элементы по их положению в периодической
системе элементов (варианты задания в табл. 1.1).
1.1.1. Назовите элементы.
1.1.2. Укажите порядковый номер в периодической системе и атомную
массу;
1.1.3. Определите число элементарных частиц в атомах элементов:
– электронов;
– протонов;
– нейтронов.
1.1.4. Укажите положение элементов в периодической системе:
– номер периода;
– номер группы, подгруппу (главная или побочная).
1.1.5. Определите число электронов на внешнем уровне, принадлежность
элементов к металлам или неметаллам.
1.1.6. Определите высшую степень окисления элементов, составьте
формулы
высшего оксида, определите
химический характер оксида
(основный, амфотерный, кислотный).
1.1.7. Составьте формулы высшего гидроксида (основание или кислота).
Для амфолита – формулы основания и кислоты.
9
Таблица 1.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Элементы
B, Tc
Sc, As
Al, Mo
Ti, Ra
N, Ac
Li, V
Si, Cu
Na, Cr
P, La
Zn, Br
Cl, Y
Ba, W
Ge, Ag
Zr, In
Ca, Ta
Nb, Fr
Rb, Os
Sn, Ru
At, Hg
I, Au
Вариант
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Элементы
Sr, Sc
Cd, Sb
Bi, Со
Tl, Re
Ca, Ta
N, Мо
Na, Os
Sr, Cr
Br, Ac
Zr, I
Ti, Ba
Rb, W
Be, V
Fe, Cs
Ni, Te
Mg, Hf
La, Cl
Li, Au
P, Co
Sn, Hg
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. В периодической системе число электронов в атоме элемента определяет
параметр:
1. порядковый номер элемента; 2. атомная масса; 3. номер периода;
4. номер группы; 5. номер ряда.
2. Число энергетических уровней в атоме элемента в периодической системе
определяет характеристика:
1. порядковый номер элемента; 2. атомная масса; 3. номер периода;
4. номер группы; 5. номер ряда.
3. В периодической системе высшую степень окисления элемента
определяет величина:
1. порядковый номер элемента; 2. атомная масса; 3. номер периода;
4. номер группы; 5. номер ряда.
8
4. Только элементы одной подгруппы находятся в ряду:
1. Zn, Mn, Ga, Ag;
2. Te, Hf, Ca, Ta;
3. Al, Tl, In, Ga;
4. Mo, S, Cl, W;
5. Ti; V; Cr; Mn.
5. Только элементы одного периода находятся в ряду:
1. Zn, Mn, Ga, Ag;
2. Te, Hf, Ca, Ta;
3. Al, Tl, In, Ga;
4. Mo, S, Cl, W;
5. Ti; V; Cr; Mn.
6. Металлические (восстановительные свойства) элементов в ряду
Ba, Sr, Ca, Mg изменяются следующим образом:
1. увеличиваются; 2. уменьшаются; 3. проходят через минимум;
4. проходят через максимум; 5. не изменяются.
7. Неметаллические (окислительные свойства) элементов в ряду
Те, Sе, S, О изменяются следующим образом:
1. увеличиваются; 2. уменьшаются; 3. проходят через минимум;
4. проходят через максимум; 5. не изменяются.
8. Металлические (восстановительные свойства) элементов в ряду
Аl, Gа, In, Tl изменяются следующим образом:
1. увеличиваются; 2. уменьшаются; 3. проходят через минимум;
4. проходят через максимум; 5. практически не изменяются.
9. Неметаллические (окислительные свойства) элементов в ряду
Sb, As. P, N изменяются следующим образом:
1. проходят через минимум; 2. уменьшаются; 3. увеличиваются;
4. проходят через максимум; 5. практически не изменяются.
10. К металлам относится элемент, содержащий на внешнем уровне
электронов:
1. 8; 2. 7; 3. 6; 4. 5; 5. 1.
11. Наиболее ярко выраженными металлическими свойствами обладает
элемент:
1. цезий; 2. барий; 3. стронций; 4. галлий; 5. германий;
12. Наиболее ярко выраженными неметаллическими свойствами обладает
элемент:
1.мышьяк; 2. иод; 3. бром; 4. хлор; 5. германий.
13. Только металлы расположены в ряду:
1. Nb, Cd, Cu, K;
2. Cl, W, S, Sc;
4. N, Mo, Si, Cо;
5. P, Н, О, F.
9
3. B, Tc, At, Hg;
14. Только неметаллы расположены в ряду:
1. Nb, Cd, At, Hg;
2. Аl, W, S, Sе;
3. B, Tc, Cu, K;
4. N, Mo, Sс, Cо;
5. N, Н, О, F.
15. Высшая степень окисления + 5 характерна для элемента:
1. K;
2. S;
3. P; 4. Be; 5. Cl.
16. Для элемента с порядковым номером 38 высший оксид имеет формулу:
1. ЭO2; 2. ЭО; 3. Э2O3; 4. Э2O5; 5. Э2O7.
17. Высший оксид Э2О3 образует элемент группы:
1. I;
2. II;
3. V; 4. VI; 5. IV.
18. Высший оксид марганца имеет формулу:
1. MnO; 2. Mn2O3; 3. Mn2O5; 4. Mn2O7; 5. MnO2.
19. Высший гидроксид основание ЭОН образуют элементы группы:
1. VII; 2. I;
3. II;
4. III; 5. V.
20. Высший гидроксид кислоту Н3ЭО4 образуют элементы группы:
1. III; 2. V; 3. VI; 4. IV; 5. VI; 5. VIII.
21. Только основаниями являются высшие гидроксиды элементов ряда:
1. K, S, Br, Mg; 2. Mo, Tc, Sb, Br; 3. Fr, Na, K, Li;
4. C, N, O, I;
5. Rb, V, Br, Os.
22. Только кислотами являются высшие гидроксиды элементов ряда:
1. K, Se, Br, Mn; 2. Mo, As, S, I;
3. Sr, Ga, K, Si;
4. Ag, Y, O, W;
5. Pb, Rb, Cr, Ns.
23. Только амфолитами являются высшие гидроксиды элементов ряда:
1. Ca, Ta, Tl, Nb;
2. Pb, Be, Ga, Sn; 3. B, Tc La, Cl;
4. Mg, Ac, Li, Re; 5. Ac, Br, Ga, Ag.
24. Химический характер оксидов в ряду MgO, Al2O3, SiO2, P2O5 изменяется
следующим образом:
1. от основного к кислотному; 2. от кислотного к основному;
3. от амфотерного к кислотному; 4. от основного к амфотерному;
5. от кислотного к амфотерному.
25. Кислотный характер высших оксидов усиливается в ряду элементов:
1. Cl, S, P, Si; 2. Br, Se, As, Ge;
3. N, P, As, Sb;
4. At, I, Br, Cl; 5. B, Al, Ga, In.
10
Тема 2. Основные классы неорганических соединений
Примеры решения задач
Пример 2.1. Для приведенных соединений NO2, Mn(OH)3, H2Cr2О7, Al2(SO3)3,
(FeOH)2S определите степень окисления каждого элемента.
Решение. Степень окисления элементов в соединениях определяется исходя из
правил:
В оксидах, гидроксидах и солях степень окисления
водорода равна +1, кислорода равна –2.
Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.
Сумма степеней окисления всех элементов в соединениях равна нулю,
в ионах – заряду иона.
Постоянную степень окисления, равную номеру группы,
имеют атомы элементов групп
IА, IIА, IIВ (кроме ртути), IIIА (кроме таллия), IIIВ
+4 ‾2
В соединении NO2 на два атома кислорода приходится заряд – 4:
2(–2) = –4.
Степень окисления азота равна +4.
Проверяем правильность определения степени окисления азота в
соединении NO2:
2(–2) + 1(+4) = 0.
+3
-2 +1
В соединении Mn(OH)3 степень окисления одной гидроксильной группы
равна –1:
–2 +1 = –1,
а трех гидроксильных групп равна –3. Степень окисления марганца в
соединении Mn(OH)3 равна +3.
Проверяем правильность определения степени окисления марганца в
соединении Mn(OH)3:
1(+3) + 3(–2 +1) = 0.
+1 +6
‾2
В соединении H2Cr2O7 на два атома водорода приходится заряд + 2:
2(+1) = +2,
а на семь атомов кислорода приходится заряд – 14:
7(–2) = –14.
Определим степень окисления хрома (х) в соединении:
0 = 2(+1) + 2х + 7(–2), 2х = + 12; х = + 6.
Таким образом, степень окисления хрома в соединении H2Cr2O7 равна + 6.
11
Проверяем правильность определения степени окисления хрома в
соединении H2Cr2O7:
2(+1) + 2(+6) +7(–2) = 0.
В
соединении Al2(SO3)3 алюминий имеет постоянную степень
окисления +3, на два атома алюминия приходится заряд +6. Заряд кислотного
остатка равен – 2 (прил. 4), т. к. в сернистой кислоте
‾2
+1
содержится два атома водорода H2[SO3]. На два кислотных остатка приходится
заряд –6:
3(–2) = –6.
Степень окисления серы в кислотном остатке равна +4 и рассчитывается
либо из формулы кислотного остатка [SO3]−2:
–2 = х + 2(–3), х = +4,
либо из формулы кислоты:
0 = 2(+1) + х + 3( –2), х = +4.
Проверяем правильность определения степени окисления серы:
0 = 2(+3) + 3(+4) + 9(– 2).
Соединение (FeOH)2S содержит один кислотный остаток сероводородной
кислоты H2S (прил. 4). На два атома водорода приходится один кислотный
остаток, поэтому степень окисления серы равна –2:
+1
−2
H2[S].
На один кислотный остаток приходится два основных остатка, степень
окисления одного основного остатка равен + 1:
[(FeOH)] 2+1S-2.
Степень окисления гидроксогруппы (ОН –) равна –1, степень окисления
основного остатка FeOH равна +1, двух основных остатков равна +2.
Рассчитаем степень окисления железа (х):
+2 = 2х + 2(–1), х = + 2.
Степень окисления железа в соединении (FeOH)2S равна +2.
Проверяем правильность определения степени окисления железа:
0 = 2(+2) + (–2) + (+1) + (– 2).
Пример 2.2. Определите класс приведенных соединений: Cs2O, H3AsO4,
Fe(OH)2, CaCO3.
Решение.
Класс соединения определяется его составом и
порядком расположения его составных частей
Молекула Cs2O состоит из двух элементов, одним из которых является
кислород, следовательно, соединение Cs2O относится к классу оксидов.
В состав сложного вещества H3AsO4 входит атом водорода, способный
замещаться на атомы металла, H3AsO4 относится к классу кислот.
12
В состав сложного вещества Fe(OH)2 входит атом металла и две
гидроксильные группы, Fe(OH)2 относится к классу оснований.
В состав сложного вещества CaCO3 входит атом металла (основный
остаток) и кислотный остаток (прил. 3), CaCO3 относится к классу солей.
Пример 2.3.
назовите их.
Укажите тип каждой соли (CuOH)2CO3, KHSiO3, Na3AsO4 и
Решение.
Тип соли определяется составом основного и кислотного остатков.
Na3AsO4 – средняя соль, так как является продуктом полного замещения
атомов водорода в мышьяковой кислоте Н3AsO4 (прил. 3) атомами металла.
Название средней соли составляют из названия кислотного остатка и
названия основного остатка в родительном падеже
Кислотный остаток AsO 34 – арсенат (прил. 4). Название соли – арсенат
натрия.
Основные соли содержат две и более гидроксильных групп
в основном остатке, их образуют многокислотные основания.
Группа ОН −, входящая в состав основного остатка,
обозначается приставкой гидроксо(CuOH)2CO3 – основная соль, так как основной остаток (CuOH)+1
содержит одну гидроксогруппу. Кислотный остаток карбонат CO 32  – остаток
угольной кислоты H2CO3 (прил. 4). Название соли – карбонат гидроксомеди
(II), т.к. степень окисления меди +2.
Кислые соли содержат два и более атомов водорода в кислотном остатке,
их образуют многоосновные кислоты.
Атом водорода, входящий в состав кислотного остатка,
обозначается приставкой гидроKHSiO3 – кислая соль, кислотный остаток (HSiO 3 ) содержит один атом
водорода и называется гидросиликат (прил. 4). Название соли – гидросиликат
калия.
Пример 2.4. Назовите оксиды: SeO2, Tl2O, Fe2O3. Укажите их кислотноосновные свойства и подтвердите их химический характер уравнениями
соответствующих реакций.
13
Решение.
Названия оксидов составляют из слова «оксид» и названия химического
элемента в родительном падеже.
Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается
его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия.
В оксиде SeO2 степень окисления селена +4, название – оксид селена(IV).
Кислотным оксидам соответствуют кислоты
Селен является неметаллом, SeO2 – кислотным оксидом (прил. 3), ему
соответствует кислота Н2SeO3 (прил. 3) (SeO2 + H2O = Н2SeO3).
Кислотно-основные
свойства
оксидов
(химический
характер)
подтверждаются их взаимодействием с гидроксидами.
Кислотные оксиды реагируют с основаниями
с образованием соли и воды
Для SeO2:
+1 −2
SeO2 + 2KOH = K2SeO3 + H2O.
В оксиде Tl2O степень окисления таллия +1, таллий является металлом,
оксид таллия(I) – основным оксидом (прил. 2).
Основным оксидам соответствуют основания
Оксиду Tl2O соответствует основание TlOH.
Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды
Для Tl2O: Tl2O + H2SO4 = Tl2SO4 + H2O.
+3
−2
В оксиде
Fe2O3 степенью окисления железа +3, железо является
металлом, оксид железа(III) проявляет амфотерные свойства (прил. 3).
Амфотерным оксидам соответствуют основание и кислота
Амфотерному оксиду Fe2O3 соответствуют основание Fe(OH)3 и кислота
HFeO2 (H3FeO3).
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями (щелочами), с
образованием соли и воды
Взаимодействие с кислотой подтверждает основные свойства Fe2O3:
14
Fe2O3+ 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.
Взаимодействие с основанием (щелочью) подтверждает кислотные
свойства Fe2O3:
Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O.
Пример 2.5. По названию составьте формулы соединений: оксид фосфора(V),
вольфрамовая кислота, гидроксид германия(IV), бромид дигидроксохрома(III),
дигидрофосфат натрия.
Решение.
При составлении формул соединений следует помнить, что сумма
степеней окисления элементов в молекуле равна нулю (пример 1).
В оксиде фосфора(V) степень окисления фосфора +5 определяется
валентностью фосфора, указанной в скобках римской цифрой V, степень
окисления кислорода – 2. Формула оксида Р2О5.
Проверяем правильность составления формулы:
0 = 2(–5) + 5(–2).
Название кислородсодержащей кислоты
состоит из корня русского названия элемента
и окончания «-овая, -евая, -ая»,
если элемент находится в высшей степени окисления,
и окончания «-истая»,
если элемент находится в низшей степени окисления.
Название бескислородной кислоты
состоит из корня русского названия элемента
и слова вдород
В вольфрамовой кислоте степень окисления вольфрама +6 (высшая), так
как окончание названия кислоты «овая». Зная степени окисления элементов
получаем формулу кислоты:
+1 +6 –2
H2WO4.
Проверяем правильность составления формулы:
0 = 2(+1) + 1(+6) +4(–2).
В гидроксиде германия (IV) число гидроксогрупп определяется степенью
окисления германия + 4:
+4
-1
Ge[(OH)]4.
Проверяем правильность составления формулы:
0 = 1(+4) +4(+1) + 4(–2).
15
Названию кислотного остатка кислородсодержащей кислоты
для элемента в высшей степени окисления
соответствует суффикс «-ат»,
для элемента в низшей степени окисления – «-ит».
Названию кислотного остатка бескислородной кислоты
суффикс «-ид»
В бромиде дигидроксохрома(III): бромид (Br–1) – кислотный остаток
бромоводородной кислоты HBr (прил. 3). Основной остаток [Cr(OH)2]+ имеет
степень окисления +1, так как содержит две гидроксогруппы (дигидроксо) и
хром со степенью окисления +3:
+1 = +3 + 2 (–1).
Формула бромида дигидроксохрома(III): [Cr(OH)2]+1Br−1.
Проверяем правильность составления формулы:
0 = 1(+3) +2(–2) +2(+1) + 1(–1).
В дигидрофосфате натрия в составе кислотного остатка два атома
водорода (дигидро) и фосфор в высшей степени окисления +5 (PO 34 – фосфат).
Степень окисления кислотного остатка дигидрофосфата [H2PO4] −1 равна – 1:
–1 = 2 (+1) + (–3).
Формула дигидрофосфата натрия: Na[H2PO4]−1.
Проверяем правильность составления формулы:
0 = 1(+1) +2(+1) +1(+5) + 4(–2).
Пример 2.6. Составьте уравнения реакций, соответствующие данным
превращениям:
→ BeCl2 → Be(OH)2 → Na2BeO2
BeCO3 → BeO –
→ K2BeO2
Решение.
1. Карбонаты легко разлагаются при нагревании:
t
BeCO3 
BeO + CO2.

2. BeO – амфотерный оксид (прил. 2), поэтому взаимодействует с
кислотами и основаниями с образованием соли и воды:
ВеО + 2HCl = BeCl2 + H2O;
ВеО + 2KOH = K2BeO2 + H2O.
3. Малорастворимые гидроксиды образуются при взаимодействии
растворимой соли со щелочами:
ВеCl2 + 2NaOH = Be(OH)2↓ + 2NaCl.
4. Амфолит Ве(ОH)2 взаимодействует с избытком щелочи с образованием
соли и воды (прил. 3):
Ве(ОH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O.
16
Многовариантные задания
Задание 2.1. Для приведенных веществ (варианты задания в табл. 2. 1):
2.1.1. Определите класс и тип соединения;
2.1.2. Определите степень окисления каждого элемента в соединениях;
2.1.3. Назовите соединения;
2.1.4. Подтвердите химический характер оксидов и гидроксидов
(составьте уравнения реакций солеобразования).
Образец оформления ответа к заданию 2.1:
Вещество,
с.о. элементов
+2 −2
BaS
+2 -2 +1 +4 -2
(MnOH)2CO3
+1 +1 +3 -2
NaH2AsO3
+2 -2
CaO
+1 -2 +1
RbOH
+1 +7 -2
НMnO4
Класс и тип
соединения
Соль, средняя
Соль, основная
Название
сульфид бария
Соль, кислая
карбонат гидроксомеди
(II)
дигидроарсенит натрия
Оксид, основной
оксид кальция
Гидроксид
основной
(основание)
Гидроксид
кислотный
(кислота)
гидроксид рубидия
Уравнение реакций кислотноосновного взаимодействия
−
−
−
CaO + 2HCI = CaCI2 + H2O
RbOH + НMnO4 = RbMnO4 + H2O
марганцевая кислота
Таблица 2.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
Формулы веществ
Sn(NO3)2, CaHPO4, KClO4, Cr(OH)2Cl, Ni(OH)2, Zn(OH)2, H3AsO3, SrO, CO2
PbCrO4, KHSO3, Al(OH)2Cl, HNO2, Cu(OH)2, BeO, Rb2O, SiO2
K2Cr2O7, Ca(H2AsO4)2, (FeOH)2SO3, Mn(OH)2, H2SiO3, Be(OH)2, Bi2O3, Cl2O5
AlOHCl2, Mg(HCO3)2, Na2ZnO2, H2CrO4, Pb(OH)4, Fe(OH)2, As2O5, NiO
AgNO3, Fe2(HPO4)3, Al(OH)2ClO4, Cr(OH)2, Bi(OH)3, H2SeO4, MgO, Mn2O7
K2CrO4, NaHCO3, (CuOH)2SO4, Ba(OH)2, ZrO2, HClO3, Ni2O3, Cs2O
CdSO4, LiHS, (MgOH)2SO4, RbOH, Sn(OH)2, H2GeO3, CaO, CrO3
CdSO3, Na2O, K2HAsO4, CuOHNO3, Cd(OH)2, MnO2, H3BO3
PbS, NaH2AsO4, (MgOH)3PO4, Cr(OH)3, HgO, H2WO4, NaOH, Br2O5
HNO3, CuSO4, Ca(HCO3)2, Cr(OH)3, Fe2O3, [Al(OH)2]2SO3, CaO
MnSO4, Al(OH)2NO3, Cu(HSO3)2, H2CrO4, BaO, Ca(OH)2, TiO2
(ZnOH)2SO3, NaHCO3, CaS, H3AsO4, K2O, Mg(OH)2, Al2O3
K2S, Al(OH)2Cl, H3BO3, Mg(HCO3)2, Ba(OH)2, MnO2, Cl2O5
Fe2(SO4)3, KH2PO4, HNO3, (CaOH)NO2, Cu(OH)2, MnO3, Li2O
KI, (PbOH)2CO3, HNO2, Mg(HSO4)2, KOH, WO3, Be(OH)2
CuOHCl, Fe(NO3)3, Ca(OH)2, Na2HPO4, H2SO3, FeO, PbO2
17
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
Вариант
32
33
34
35
36
37
38
39
40
MgHPO4, (CuOH)2CO3, FeSO4, H3AsO3, Cr2O3, Hg(OH)2, CrO3
KHSO3,(CaOH)2S, (Cu(NO3)2, Mn2O7, NaOH, H3PO4, PbO
К2SO3, Cu(HSiO3)2, Al(OH)2NO3, Cr(OH)3, CaO, HMnO4, PbO
CuSO4, Ba(H2PO3)2, FeOHSO4, Mg(OH)2, Cr2O3, H2SO3, Na2O
Ba(NO2)2, K2HPO4, CrOH(ClO4)2, NaOH, ZnO, H2SeO4, MgO
MgSO3, Fe(HS)3, CdOHCl, Co(OH)2, TiO2, H3PO3, SO3
AgNO3, Ti(HCO3)2, AlOH(AlO2)2, Mn(OH)3, SnO2, H2CrO4, CrO
Li2CO3, KHS, [Cr(OH)2]2SO4, Pb(OH)2, K2O, H2SeO4, CO2
NiCl2, Ca(HSeO3)2, (CoOH)3PO4, Al(OH)3, FeO, H2WO4, Cl2O3
Mn(NO3)2, MgHAsO4, (SrOH)3PO3, AgOH, PbO, H2TeO3, Cl2O5
NiCO3, NaHSiO3, PbOHCl3, Sn(OH)2, SiO2, H3BO3, NiO
MgCl2, Al(HSO4)3, ZnOHNO3, Ti(OH)2, B2O3, HClO3, Ag2O
Ca3(PO4)2, Ni(HS)2, [Fe(OH)2]2CO3, TlOH, As2O3, H2MnO4, GeO2
BaCO3, Cd(HSO4)2, MnOHCl, Co(OH)2, N2O5, H2CrO4, PbO
MgCrO4, Pb(HSO3)2, Fe(OH)2I, Pb(OH)4, V2O5, H2MoO4, HgO
Окончание табл. 2.1
Формулы веществ
Cd(NO3)2, Ca(H2PO4)2, BaOHNO3, Pb(OH)2, SO2, H2SeO4, CrO
HgS, KHSO3, Cr(OH)2Cl, Ni(OH)2, As2O5, Rb2O, H2SiO3
ZnSO3, Mg(HCO3)2, BeOHNO3, Tl(OH)3, I2O5, HIO, K2O
CuS; Mg(H2PO4)2; CuOHCl; Ca(OH)2; H2CO3; SO3; MgO
Ca(NO3)2; Al(HSO4)2; H3PO4; Cl2O7; NiO; Fe(OH)3
ZnCl2, NaHCO3, [H(OH)2]S, Ca(OH)2, H2SO3, Al(OH)3, HgO, V2O5
Ni(NO3)2, Ca(H2PO4)2, AlOHS, H3PO3, Cu(OH), Ag2O, ZnO, CO2
CaSO4, (CuOH)2CO3, NaH2PO4, HMnO4, BeO, Cd(OH)2, WO3, Li2O
BaS, (MnOH)2CO3, NaH2AsO3, H3PO3, CaO, Mg(OH)2, FeO3, GeO2
Задание 2.2. Составьте формулы соединений по названию.
Таблица 2.2
Вариант
1
2
3
4
Названия веществ
Перманганат калия, сульфат гидроксомагния, дигидрофосфат
железа (III), гидроксид таллия (I), cурьмяная кислота, оксид
алюминия, оксид вольфрама (VI).
Молибдат аммония, гидросульфат цинка, нитрат гидроксокадмия,
гидроксид золота (III), оксид магния, оксид брома (V), селенистая
кислота.
Бромид кальция, гидросульфат кадмия, хлорид дигидроксохрома
(III), гидроксид ниобия (II), германиевая кислота, оксид теллура
(VI), оксид индия.
Сульфат марганца, дигидроарсенат железа (II), гидроксид цинка,
хлорид гидроксотитана (II), мышьяковая кислота, оксид таллия (I),
оксид ванадия (V).
18
5
6
7
8
9
Хлорид золота, гидроарсенат натрия, сульфат гидроксостронция,
оксид кобальта (III), оксид рубидия, гидроксид железа (II),
марганцовистая кислота.
Сульфат железа (II), нитрат гидроксомарганца, гидросульфит
натрия, оксид водорода, оксид марганца (IV), оловянная кислота,
гидроксид кальция.
Гидросиликат
натрия,
гидроксид
лантана,
нитрат
дигидроксовисмута, оксид натрия, оксид кремния (IV), бромная
кислота, хромат бария, гидроксид сурьмы (III).
Гидрохромат натрия, гидроксид молибдена (II), сульфат
гидроксобария, оксид селена (IV),оксид лития, селенистая кислота,
гидроксид хрома (III).
Карбонат стронция, гидросульфид ртути (II), оксид мышьяка (V),
оксид алюминия, хлорид дигидроксожелеза (III), гидроксид
магния, марганцевая кислота.
Продолжение табл. 2.2
Вариант
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Названия веществ
Сульфит натрия, гидрофосфат калия, нитрат гидроксоцинка,
гидроксид алюминия, азотная кислота, оксид бария, оксид
марганца (VI).
Нитрат меди, гидрокарбонат магния, хлорид гидроксоалюминия,
гидроксид кальция, мышьяковая кислота, оксид калия, оксид
хрома (III).
Фосфат
кальция,
гидрокарбонат
магния,
хлорид
дигидроксовисмута, гидроксид марганца (II), оксид серы (VI),
оксид хрома (III), хромовая кислота.
Гидрофосфат натрия, карбонат гидроксомагния, сульфид свинца,
железная кислота, гидроксид кальция, оксид брома, оксид олова
(IV).
Силикат магния, гидросульфид натрия, нитрат гидроксобария,
сернистая кислота, оксид циркония (IV), гидроксид висмута (III),
оксид меди (I).
Хлорид железа (II), нитрат гидроксомагния, гидрокарбонат хрома
(III), бромная кислота, оксид свинца (II), гидроксид железа (II),
оксид лития.
Гидросульфит
кальция,
сульфид
меди
(II),
карбонат
гидроксоцинка, оксид висмута (V), оксид натрия, гидроксид хрома
(III).
Нитрат хрома (III), хлорид гидроксомагния, оксид свинца (IV),
гидросульфит кальция, оловянная кислота, гидроксид бериллия,
оксид хрома (VI).
Гидросульфат алюминия, фосфат хрома (III), оксид селена (VI),
гидроксид берилия, хлористая кислота, оксид никеля (II), нитрат
19
19
20
21
22
23
Вариант
24
25
26
27
28
29
30
31
32
гидроксокобальта.
Cульфид кальция, гидрокарбонат меди, нитрат гидроксохрома
(III), гидроксид кальция, серная кислота, оксид фосфора (III), оксид
калия
Нитрат бария, дигидрофосфат алюминия, карбонат гидроксомеди,
гидроксид железа (III), молибденовая кислота, оксид натрия, оксид
серы (IV)
Силикат калия, дигидрофосфат железа
(III), нитрат
гидроксокальция, гидроксид калия, мышьяковистая кислота, оксид
таллия (I), оксид висмута (V)
Бромат натрия, дигидроарсенат калия, хлорид гидроксомагния,
гидроксид хрома (III), хромовая кислота, оксид кремния (IV),
оксид железа (II)
Фосфат кальция, дигидроарсенат натрия, силикат гидроксохрома
(II), гидроксид галлия (III), ниобиевая кислота, оксид сурьмы (V),
оксид ртути (II)
Продолжение табл. 2.2
Названия веществ
Перманганат
калия,
гидросульфат
алюминия,
карбонат
гидроксомагния, гидроксид бериллия, сурьмяная кислота, оксид
висмута (III), оксид хлора (V).
Нитрат
магния,
гидросиликат
меди
(II),
фосфит
дигидроксоалюминия, гидроксид бария, сероводородная кислота,
оксид хрома (III), оксид йода (VII).
Сульфид калия, гидрокарбонат кадмия, сульфат гидроксоникеля,
гидроксид стронция, свинцовая кислота, оксид серебра, оксид
марганца (IV).
Нитрат железа
(III), гидросульфат меди
(II), фосфат
гидроксомагния, хромовая кислота, гидроксид бериллия, оксид
таллия (I), оксид мышьяка (V).
Сульфат кальция, гидрофосфат олова (II), сульфид гидроксобария,
гидроксид таллия (III), селеновая кислота, оксид вольфрама (VI),
оксид кальция.
Фосфит
меди
(I),
гидросиликат
натрия,
сульфит
дигидроксоалюминия, гидроксид скандия, азотная кислота, оксид
рения (VII), оксид алюминия.
Силикат магния, дигидрофосфат никеля (II), нитрат гидроксомеди
(II), гидроксид железа (III), селеновая кислота, оксид рубидия,
оксид серы (IV)
Перхлорат калия, гидрофосфат свинца
(II), сульфид
гидроксокальция, гидроксид титана (IV), свинцовая кислота, оксид
кремния (IV), оксид никеля (III).
Хлорат магния, гидросульфат кобальта, сульфит гидроксомагния,
гидроксид бария, кремниевая кислота, оксид хрома (II), оксид йода
20
33
34
35
36
37
Вариант
38
39
40
(V).
Гипохлорит натрия, гидрофосфат калия, нитрат гидроксоцинка,
гидроксид марганца (III), иодноватая кислота, оксид бора, оксид
теллура (VI).
Хлорид кальция, гидросульфид свинца
(II), фосфат
гидроксокадмия, гидроксид ртути, висмутовая кислота, оксид
молибдена (VI), оксид цинка.
Сульфат
цинка,
дигидрофосфат
алюминия,
хлорид
гидроксомагния, титановая кислота, гидроксид магния, оксид
бария, оксид серы (IV).
Нитрат бария, гидросульфит ртути (II), фосфат гидроксобериллия,
гидроксид алюминия, селенистая кислота, оксид цинка, оксид
фосфора (V).
Хлорид магния, сульфат гидроксомеди (II), дигидрофосфат калия,
гидроксид железа (II), висмутовая кислота, оксид кобальта (II),
оксид серы(IV)
Окончание табл. 2.2
Названия веществ
Карбонат
меди
(II),
гидрофосфат
кальция,
сульфит
дигидроксожелеза (III), гидроксид бария, цинковая кислота, оксид
калия, оксид железа(III)
Нитрат железа (II), сульфат гидроксоникеля, дигидрофосфат
кальция, титановая кислота, гидроксид калия, оксид бора, оксид
фосфора (III)
Фосфат магния, карбонат гидроксомеди (II), гидроксиликат
алюминия, гидроксид кобальта, угольная кислота, оксид
титана(IV), оксид марганца (III)
Задание 2.3. Напишите уравнения реакций(варианты задания в табл. 2.3) для
всех превращений ().
Таблица 2.3
Вариант
1
2
3
4
5
Схемы процесса
MgO  MgSO4  Mg(OH)2  MgO  Mg(NO3)2
ZnSO4
ZnO  ZnCl2  Zn(OH)2
Na2ZnO2
Cr2(SO4)3
Cr2O3  CrCl3  Cr(OH)3
NaCrO2
Al2O3  Al(OH)3  KAlO2
K2SnO2
SnO  SnCl2  Sn(OH)2
Sn(NO3)2
21
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
Вариант
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
CuO  Cu(OH)2  CuO
Fe2O3  Fe(OH)3  Fe2O3
CaO  Ca(OH)2  CaCO3  Ca(HCO3)2
BeO  Be(OH)2  K2BeO2
PbO  Pb(OH)2  Na2PbO2
CuO  CuCl2  Cu(OH)2  CuOHNO3
Al2O3  Al2(SO4)3  Al(OH)3  Al(OH)2Cl
MgO
MgO Mg(OH)2
MgCl2
TiO2  Ti(OH)4  Na2TiO3
t
 CuO  Cu(OH)2  CuCl2
(CuOH)2CO3 
MgO  Mg(OH)2  MgCO3  Mg(HCO3)2
NiCO3  NiO  Ni(OH)2
0
Продолжение табл. 2.3
Схемы процесса
MnO2  MnCl4 Mn(OH)4  Na2MnO3
t
 CuO  CuSO4  Cu(OH)2  Cu(NO3)2
(CuOH)2CO3 
t
CoCO3  CoO  CoCl2  CoOHCl  Co(OH)2
CO2  H2CO3  CaCO3  Ca(HCO3)2  CaCl2
Al(NO3)3
Al2O3  AlCl3  Al(OH)3
NaAlO2
MgO  Mg(OH)2  MgO  MgCl2  MgS
CuSO4  (CuOH)2SO4
CuO
Cu(OH)2
ZnO  ZnSO4  ZnCO3  ZnO  K2ZnO2
H2CrO4  Na2CrO4  Ag2CrO4
CrO3
K2CrO4
Be(NO3)3
BeO  BeSO4  Be(OH)2
Na2BeO2
NaCrO2
Cr2O3  Cr2(SO4)3  Cr(OH)3
CrCl3
(CuOH)2SO4
CuO  CuSO4
Cu(OH)2  CuCl2
CoO  CoSO4  (CoOH)2SO4  Co(OH)2  CoCl2
0
0
22
31
NaFeO2
Fe2O3  FeCl3  Fe(OH)3
36
37
Fe2(SO4)3
MgCO3  MgO  MgCl2 Mg(OH)2  MgO
K2SnO2
SnO  SnCl2  Sn(OH)2
Sn(NO3)2
Na2CO3  H2CO3  Ca(HCO3)2
CO2
NaHCO3
CuSO4
Cu
Cu(OH)2
(CuOH)2SO4
CoO  Co(OH)2  CoOHCl  CoCl2
CoO  Co(OH)2  CoOHCl  CoCl2
Вариант
38
39
40
Схемы процесса
CdO  CdCl2  CdOHCl  Cd(OH)2
SO2  SO3  Na2SO4  NaHSO4
CaCO3  CaO  CaSO4  CaCl2  Ca(OH)2
32
33
34
35
Окончание табл. 2.3
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Только кислотные оксиды находятся в ряду веществ:
1. K2O, CrO3, PbO;
2. P2O5, MnO, GeO2; 3. Na2O, SO2, BaO;
4. SO3, SiO2, N2O5;
5. SnO2, BaO, SeO3.
2. Только основные оксиды находятся в ряду веществ:
1. Na2O, BaO, Tl2O; 2. CO2, BeO, BaO;
3. WO3, Mn2O5, MgO;
4. Cs2O, CrO3, MnO2; 5. CuO, Br2O5, Li2O.
3. Только амфотерные оксиды находятся в ряду веществ:
1. Li2O, CaO, Tl2O3; 2. SnO, GeO2, Cr2O3;
3. WO3, Mn2O7, MoO3;
4. Cs2O, CrO, MnO3; 5. Cu2O, Br2O3, La2O3.
4. Средняя (нормальная соль) находится в ряду веществ:
1. Mn2O5, NaOH, HBr; 2. H2SO4, CrO3, Ве(ОH)2; 3. Na3PO4, BaO, H2S;
4. NiOHCl, CO2, H2O; 5. KHSO3, HNO3, Cs2O.
5. Кислой солью является вещество:
1. MoO3; 2. Na2SO3; 3. H2CrO4; 4. (FeOH)2SO4; 5. Ca(HSiO3)2.
23
6. Основная соль находится в ряду веществ:
1. Mn2O5, NaOH, KBr; 2. NaHSO3, CrO3, Ве(ОH)2; 3. Na3PO4, BaO, H2S;
4. BaO, H2S, NiOHCl; 5. Mn2O5, NaOH, KHSO3, H2S, Br2O5.
7. Кислые соли могут быть получены из всех кислот ряда:
1. H2S, HCl, H3PO4;
2. HI, H2CO3, H2S; 3. HNO3, HBr, H2SO3;
4. H2S, H2SO3, H3PO4; 5. HCl, HMnO4, H2SiO3.
8. Основная соль может быть получена из гидроксида:
1. Cr(OH)3; 2. HCl; 3. TlOH; 4. KOH; 5. CsOH.
9. Дигидрофосфату кальция соответствует формула:
1. СаНРО4; 2. Са(Н2РО4)2; 3. СаОНРО4; 4. (СаОН)3РО4; 5. Са3(РО4)2.
10. Карбонату гидроксомеди соответствует формула:
1. СuCO3; 2. Cu(HCO3)2; 3. CuHCO3; 4. CuOHCO3; 5. (CuOH)2CO3.
11. Веществу NaHS соответствует класс соединения и название
1. средняя соль, сульфид натрия; 2. кислая соль, гидросульфид натрия;
3. кислая соль, сульфид натрия; 4. кислая соль, гидросульфит натрия;
5. основная соль, сульфид гидроксонатрия.
12. Оксиду Cr2O3 соответствует химический характер и название:
1. кислотный оксид; оксид хрома (V);
2. амфотерный оксид; оксид хрома (III);
3. основный оксид; оксид хрома (II);
4. амфотерный оксид; оксид хрома (II);
5. кислотный оксид; оксид хрома (VI).
13. Хлорид натрия можно получить из кислоты:
1. HCIO; 2. HCl; 3. HClO3; 4. HClO4; 5. HClO2.
14. С водным раствором гидроксида калия реагирует соединение:
1. NaCl; 2. CaO; 3. ZnO; 4. LiOH; 5. Ni(OH)2.
15. Взаимодействие возможно между веществами:
1. СаО и К2О; 2. NaOH и Al(OH)3; 3. H2SO4 и СО2; 4. HI и SO2; 5. NO и СО.
16. C серной кислотой реагирует вещество:
1. оксид фосфора (V); 2. азотная кислота; 3. гидроксид меди (II);
4. оксид мышьяка (III); 3. оксид хлора (VII).
17. Амфотерность гидроксида марганца (IV) доказывается взаимодействием с
обоими веществами:
24
1. HCl и NaOH;
2. H2SO4 и СО2; 3. Li2O и CaO;
4. HMnO4 и H2SiO3; 5. TlOH и KOH.
18. Гидроксид хрома (Ш) можно получить при взаимодействии веществ:
1. CrO3 + NaOH  ; 2. CrCl3 + NaOH  ; 3. Cr2O3 + NaOH  ;
4. CrCl2 + NaOH  ; 5. CrCl3 + H2О  .
19. Гидросульфит калия образуется при взаимодействии растворов двух
веществ:
1. H2SO4 (изб) и КОН; 2. H2SO4 и КОН; 3. H2SO3 и КОН;
4. H2SO3(изб) и КОН; 5. H2S и КОН.
20. В цепи превращений ZnO→ ZnCl2 → Х→ Na2ZnO2 неизвестное Х – это
вещество:
1. NaOH; 2. Zn(OН)2; 3. Na2O; 4. ZnO; 5. NaCl.
21. В цепи превращений Х → FeCl3 → Fe(ОН)3 → FeОНSO4 в качестве Х
может быть вещество:
1. FeО; 2. Cl2О; 3. Fe2О3 ; 4. Fe(ОН)2; 5. НСlO4.
22. Взаимодействие возможно между веществами:
1. оксидом меди (I) и гидроксидом натрия;
2. хромовой кислотой и осидом серы (IV);
3. оксидом лития и гидроксидом бария;
4. мышьяковой кислотой и оксидом фосфора (V);
5. гидроксидом бария и серной кислотой.
23. Не реагируют между собой вещества:
1. хлорид алюминия и гидроксид калия;
2. серная кислота и оксид магния;
3. гидроксид цинка и гидроксид натрия;
4. оксид углерода (IV) и оксид марганца (VII);
5. сульфат меди и гидроксид натрия.
24. Кислотные свойства хромовой кислоты подтверждаются в реакции:
1. Н2CrO4 + 2КОН = К2CrO4 + 2Н2О; 2. Н2CrO4 + СаСl2 = СаCrO4  + 2НСl;
3. Н2CrO4 + MnCl2 = MnCrO4  + 2HCl; 4. Н2CrO4 + ZnI2 = СаCrO4  + 2HI;
5. Н2CrO4 + 2NaCl = Na2CrO4 + 2HCl.
25. Основные свойства гидроксида алюминия (III) подтверждаются в реакции:
1. Al(OH)3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O; 2. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;
3. Al(OH)3 + Na3PO4 = AlPO4+ 3NaOH; 4. Al(OH)3 + 3KOH = Na3AlO3 + 3H2O;
5. 2Al(OH)3 + 3Na2SiO3 = Al2(SiO3)3 + 6NaOH.
25
Тема 3. Основные понятия химии
Примеры решения задач
Пример 3.1. Для приведенных структурных (формульных ФЕ) единиц N2, HCI,
AI2(SO4)3, Fe3+, SO42–:
− Определите тип вещества (простое или сложное) и тип иона (катион или
анион);
− Вычислите молярную массу вещества и иона.
Решение.
Простые вещества состоят из атомов одного элемента,
сложные вещества – из атомов разных элементов
N2 – простое вещество, молекула состоит из атомов одного элемента
(азота).
Относительные атомные массы элементов (атомные массы) Ar приведены
в периодической системе Д. И. Менделеева (прил. 2).
Молекулярная масса N2:
Мr(N2) = 2 Аr = 2 · 14 = 28.
Молярная масса азота:
М(N2) = 28 г/моль.
HCI – сложное вещество, состоит из атомов разных элементов (водорода
и хлора).
Относительная молекулярная масса (молекулярная масса) сложного
вещества В Мr (В) равна сумме атомных масс всех атомов, входящих в
состав молекулы (иона)
Молекулярная масса HCI равна:
Мr(HCI) = Аr(H) + Аr(CI) = 1 + 35,5 = 36,5.
Молярная масса M(В) – масса одного моля вещества В,
численно равна относительной массе атома, молекулы, иона и др.
M(В) измеряется в г/моль
Молярная масса HCI:
М(HCI) = 36,5 г/моль.
Al2(SO4)3 – сложное вещество, состоит из двух атомов алюминия, трех
атомов серы и двенадцати атомов кислорода. Молекулярная масса AI2(SO4)3
равна:
Мr(AI2(SO4)3) = 2 · Аr(Al) + 3 · Аr(S) + 12 Аr(O) =
= 2 · 27 + 3 · 32 + 12·16 = 342.
26
Молярная масса Al2(SO4)3: М (Al2(SO4)3) = 342 г/моль.
SO42–– заряженная частица.
Анион – отрицательно заряженный ион,
катион – положительно заряженный ион
SO42–– анион (отрицательно заряженный ион). Молекулярная масса
иона Мr(SO42–) равна сумме атомной массы серы и четырех атомных масс
кислорода:
Мr(SO42–) = Аr(S) + 4Аr(O) = 32 + 4 ·16 = 96.
Молярная масса иона SO42–:
М(SO42–) = 96 г/моль.
Fe3+ – катион (положительно заряженный ион). Молекулярная масса иона
3+
Fe равна атомной массе железа, Мr (Fe3+) = 56.
Молярная масса катиона Fe3+:
М(Fe3+) = 56 г/моль.
Пример 3.2. Определите количество моль молекул гидроксида натрия в 8 г
NaOH.
Решение. Единицей измерения количества вещества n является моль.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных
(формульных) единиц (атомов, молекул, ионов и др.), сколько атомов
содержится в 12 г углерода-12 ( 12C)
При использовании термина моль следует указывать тип структурной
единицы. По условию задачи необходимо определить «моль молекул» NaOH.
Количество вещества n(В) можно рассчитать по формуле:
n(В) = m(B) / M(B), моль.
m(B) – масса вещества B, г;
M(B) – молярная масса вещества B, г/моль
Определим молярную массу NaOH:
М(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль.
Количество моль молекул NaOH в 8 г NaOH:
n(NaOH) = m(NaOH) / M(NaOH) = 8 /40 = 0,2 моль молекул.
Пример 3.3. Определите массу 5 моль молекул CO2.
Решение. Выразим массу вещества m(B) из формулы, связывающей массу,
молярную массу и количество вещества В (пример 2):
m(B ) = n (В) · M(B), г
27
Определим молярную массу CO2:
М(CO2) = 12 + 2 · 16 = 44 г/моль.
Масса 5 моль молекул CO2:
m(CO2)= n(CO2) · M(CO2) = 5 · 44 = 220 г.
Пример 3.4. Определите число молекул в 128 г SO2.
Решение.
1 моль вещества содержит 6,02 · 10 23 структурных единиц
NA = 6,02 · 10 23моль −1 (число Авогадро)
Для определения числа структурных единиц N(В) необходимо знать
количество вещества n(В):
n(B) = N(В) / NA
Находим количество вещества n(SO2) по заданной массе, для чего
определим молярную массу SO2:
М(SO2) = 32 + 2 · 16 = 64 г/моль.
Количество вещества в 128 г SO2:
n (SO2) = m(SO2) / M(SO2) = 128/64 = 2 моль.
Определим число молекул SO2 в двух моль SO2:
N(SO2) = n(SO2) · NA =2 · 6,02 · 1023 = 12,04 · 1023 = 1,2 · 1024 молекул.
Пример 3.5. Определите количество вещества, содержащее 3,01 · 1025 молекул
воды.
Решение. Количество вещества молекул воды рассчитаем по формуле (см.
пример 4):
n(H2O)= N(H2O) / NA = 3, 01 · 1025 /6,02 · 1023 = 50 моль.
Пример 3.6. Определите абсолютную массу атома фосфора, молекулы
фосфорной кислоты.
Решение. Абсолютную массу одного атома (молекулы) mа(м)(В) можно
рассчитать, определив массу одного моля атомов (молярную массу) и зная
число атомов (молекул) в одном моле вещества (число Авогадро).
mа (м) = M(B)/ NA .
mа (м) (В) измеряется в г
Молярная масса фосфора М(P) = 31 г/моль. Молярная масса фосфорной
кислоты М(H3PO4) = 3 · 1 + 31 + 4 · 16 = 98 г/моль.
28
Определим абсолютные массы атома фосфора и молекулы фосфорной
кислоты:
mа(P) = M(P)/ NA = 31 /6,02 · 1023 = 5,15 · 10
, г;
mм(H3PO4) = M(H3PO4)/ NA = 98 /6,02 · 1023 = 16,28 · 10 −23 = 1,63 · 10 −22 г.
Пример 3.7. Определите, какой объем занимают 0,2 моль любого газа при
нормальных условиях (н. у.), и сколько молекул газа содержится в этом
количестве вещества.
Решение. Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа при одинаковых
условиях занимает один и тот же объем.
Один моль любого газа при н. у. занимает объем 22,4 л.
Vм = 22,4 л/моль – молярный объем.
Нормальные условия (н. у.): Т = 273 К, Р = 105 Па
Количество газа n(В) связано с
соотношением:
объемом газа V(В) при н.у.
n (В) = V(В) / Vм ,
В – газообразное вещество
Определим объем 0,2 моль любого газа В:
V(В) = n (В) · Vм =0, 2 · 22,4 = 4,48 л.
Определим число молекул газа N(B) в 0,2 моль любого газа В:
N(B) = n (В) · NA = 0, 2 · 6,02 · 1023 = 1,2 · 1023 молекул.
Пример 3.8. Определите число молекул, содержащееся в 1 м3 газа.
Решение: В 1м3 газа содержится 1000 л. Количество вещества в 1000 л газа:
n (В) = V(В) / Vм =1000/22,4 =4,45моль
Определим число молекул газа:
N(B) = n (В) · NA = 4,45 · 6,02 · 1023 = 2,67 · 1024 молекул.
Для газов количество вещества можно рассчитать по формулам:
(В) = m(B) / M(B) = N(В) / NA = V(В) / Vм
Пример 3.9. Для элементов меди и хлора в хлориде меди(II) и соединений:
серной кислоты, гидроксида кальция, сульфата железа(III) определите
эквиваленты, эквивалентные числа и молярные массы эквивалентов.
Решение.
29
Молярная масса эквивалентов вещества Mэк (В) –
масса одного моля эквивалентов вещества.
Mэк(В) = M(В)/ Z,
Z – эквивалентное число (число эквивалентности).
Mэк (В) измеряется в г/моль
Эквивалентное число Z зависит от природы вещества и типа реакции, в
которой оно участвует.
Для элемента в соединении эквивалентное число Z
равно валентности элемента
Валентность элемента, как правило, совпадает со степенью окисления
(без учета знака). Определим эквивалентное число и молярные массы
эквивалентов меди и хлора в хлориде меди(II):
+2
−1
в CuCI2 Z(Cu) = 2, Z(CI) = 1.
Mэк (Cu) = M (Cu)/ Z = 64 / 2 = 32 г/моль,
Mэк (CI) = M (CI)/ Z =35,5 / 1 = 35,5 г/моль,
Для кислоты максимальное эквивалентное число Z
равно числу атомов водорода в кислоте (основности кислоты)
Определим эквивалентное число и молярную массу эквивалентов серной
кислоты. H2SO4 – двухосновная кислота, содержит 2 атома водорода,
способных замещаться на металл в реакциях кислотно-основного
взаимодействия, поэтому Z (H2SO4) = 2.
Молярная масса эквивалентов серной кислоты:
Mэк (H2SO4) = M (H2SO4)/ Z = 98 / 2 = 49 г/моль.
Для основания максимальное эквивалентное число Z
равно числу гидроксильных групп (кислотности основания)
В молекуле гидроксида кальция Ca(OH)2 содержится 2 гидроксильных
группы, способных замещаться на кислотный остаток в реакциях кислотноосновного взаимодействия, поэтому Z (Ca(OH)2) = 2.
Молярная масса эквивалентов гидроксида кальция Mэк (Ca(OH)2):
Mэк (Ca(OH)2) = M(Ca(OH)2)/ Z = 74 /2= 37 г/моль.
Для средней соли эквивалентное число Z
равно произведению валентности (степени окисления) металла
на число атомов металлов
В молекуле сульфата железа(III) Fe2(SO4)3 степень окисления железа
равна +3, число атомов железа равно двум, Z (Fe2(SO4)3) = 2 · 3 = 6.
30
Молярная масса эквивалентов сульфата железа (III):
Mэк (Fe2(SO4)3) = M(Fe2(SO4)3 )/ Z = 350 /6= 58,33 г/моль.
Пример 3.10. Рассчитайте молярные массы эквивалентов серной кислоты и
гидроксида алюминия в реакциях, которые выражаются уравнениями:
1. H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
2. H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
3. AI(OH)3 + HCI = AI(OH)2CI + H2O
4. AI(OH)3 + 3HCI = AICI3 + 3H2O
Решение. Эквивалентное число Z для соединения зависит от типа реакции, в
которой оно участвует.
Эквивалентное число Z для кислоты (основания) равно
числу замещаемых ионов водорода (гидроксильных групп)
В реакции 1 замещается 2 атома водорода в серной кислоте, Z(H2SO4) =
2; в реакции 2 замещается 1 атом водорода, Z(H2SO4) = 1.
Молярная масса эквивалентов серной кислоты Mэк (H2SO4) для этих
реакций:
Mэк (H2SO4) = M(H2SO4)/ 2 = 98 / 2 = 49 г/моль;
Mэк (H2SO4) = M(H2SO4)/ 1 = 98 / 1 = 98 г/моль.
В реакции 3 замещается 1 гидроксильная группа, Z(AI(OH)3) = 1, в
реакции 4 замещается 3 гидроксильные группы Z (AI(OH)3) = 3.
Молярная масса эквивалентов гидроксида алюминия Mэк (AI(OH)3) для
этих реакций:
Mэк (AI(OH)3) = M(AI(OH)3)/ Z =78/1 = 78 г/моль;
Mэк (AI(OH)3) = M(AI(OH)3)/ Z =78/3 = 26 г/моль.
Многовариантные задания
Задание 3.1.
рассчитайте:
Для вещества В массой m(В), г (варианты заданий в табл. 3.1)
3.1.1. Молекулярную массу вещества Мr (В);
3.1.2. молярную массу вещества М (В), г/моль;
3.1.3. молярную массу эквивалентов вещества Мэк (В), г/моль;
3.1.4. абсолютную массу молекулы mм, г;
3.1.5. количество вещества молекул n(В), моль;
3.1.6. количество вещества эквивалентов nэк(В), моль;
3.1.7. число молекул вещества N(В).
31
Таблица 3.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Вещество В
Н3РО4
KOH
CrCI3
K2CO3
Cd(OH)2
CaCO3
SnCI2
NaH2PO4
NaOH
Al2(SO3)3
KBr
Mg(OH)2
HNО3
MnSO4
KOH
Mn3(PO4)2
Cr(OH)3
CaCI2
Na3РО4
H2SO4
m (В), г
4,9
22,4
317,0
45,54
18,72
30,0
41,8
41,3
160,0
102,9
4,2
34,8
126,0
60,4
168,0
88,75
25,75
55,5
49,2
392,0
Вариант
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Вещество В
Ca(NO3)2
Cr2(SO4)3
H2MoO4
Fe2(SO4)3
Mn(OH)2
H2CO3
Ni(OH)2
CoSO4
K2CrO4
H2SnO3
Cr(OH)2
Na2S
Zn(NO3)2
HClO4
H2SiO3
H3PO3
Nа2SO4
Al(OH)3
Cu(NO3)2
NaHCO3
m (В), г
24,6
39,2
16,2
80,0
26,7
12,4
32,55
69,75
29,1
42,25
43,0
14,04
75,6
70,35
15,6
12,3
14,2
50,7
65,8
13,9
Задание 3.2. В варианте задания (табл. 2) для газа приведена одна известная
величина: масса вещества, m(В) г, число молекул вещества N(В), количество
вещества n(В), моль; объем вещества V (В), л. Определите все остальные
неизвестные величины.
Таблица 3.2
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Вещество(В)
NO
HCl
C3H8
CO2
C2H2
H2S
CO
N2
HF
COCl2
C2H4
C5H12
N2O
m(В), г
15,0
N, молекул
n(В), моль
V (В), л
2,0
3,01 ∙ 1021
22,0
4,0
11,2
1,5 ∙ 1022
0,25
40,0
1,5∙ 1024
44,8
10,8
5,6
32
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Cl2
C3H6
CH4
NO
H2O
C3H6
SO3
F2
SiF4
C4H10
NO2
HI
PH3
B2H6
C2H6
C4H8
SO2
O3
NF3
B2H6
Cl2О
ClО2
CН2О
CF4
SF6
SiН4
HCN
240,0
24
6,02∙ 10
32,0
5,0
36,0
112,0
3,01∙ 1024
67, 2
4,0
1,5∙ 1021
92,0
0,5
56,0
26
3,01∙ 10
60,0
4,48
1,0
3, 0
12, 04 ∙ 1023
0,01
21,75
5,6
0,2
1,8 ∙ 1023
14,2
4,48
1,5
Задание 3.3. Определите эквивалентное число и рассчитайте молярные массы
эквивалентов исходных веществ, участвующих в реакциях (варианты заданий в
табл. 3.3).
Таблица 3.3
Вариант
1
2
3
4
5
Уравнение реакции
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
Fe(OH)3 + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + HNO3 = CuOHNO3 + H2O
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
33
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
H2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2H2O
H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
Fe(OH)2 + HCl = FeOHCl + H2O
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + 2H2O
Ba(OH)2+ H2SO4 = BaSO4 + 2H2O
Cd(OH)2 + H2SO4 = (CdOH)2SO4 + H2O
Cd(OH)2 + H2SO4 = CdSO4 + 2H2O
Fe(OH)3 + 2HNO3 = Fe(OH)(NO3)2 + 2H2O
Zn(OH)2 + H2S = (ZnOH)2S + H2O
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Ba(OH)2 + HNO3 = BaOHNO3 + H2O
Ba(OH)2 +2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
Zn(OH)2 + H2S = ZnS + 2H2O
Cd(OH)2 + H2SO3 = (CdOH)2SO3 + H2O
Cо(OH)2 + H2S = CоS + 2H2O
Cо(OH)2 + H2S = (CоOH)2S + H2O
Fe(OH)3 + 2HCl = FeOHCl2 +2H2O
Hg(OH )2 +2 HNO3 = Hg (NO3)2 + 2H2O
H3 AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O
Fe(OH)2 + 2HNO3 = FeOHNO3 + H2O
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
Н2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2O
CоCl2 + KOH = CоOHCl + KCl
2 Al(OH)3 + 3Н3PO4 = Al2(НPO4)3 + 6H2O
3Cr(OH)2 + 2Н3PO4 = Cr3(PO4)2 + 6H2O
CuOHNO3 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
Fe(OH)2 + 2HNO3 = Fe(NO3)2 + 2H2O
CaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3 )2
2H3PO4 + Ba(OH)2 = Ba(H2PO4)2 +2H2O
TI(OH)3 + 3HCl = TICl3 +3H2O
Fe(OH)3 + 2HCl = FeOHCl2 + H2O
Cr(OH)3 + Н3PO4 = CrPO4 + 3 H2O
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2
H2 SnO2 + 2NaOH = Na2SnO2 + 2H2O
2NiSO4 + 2KOH = (NiOH)2SO4 + K2SO4
NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2 + K2SO4
Н2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2O
Pb(OH)2 + НСI = PbОНСI + H2O
Mn(OH)3 + 2HCl = MnOHCl2 + 2H2O
Mn(OH)3 + 3HCl = MnCl3 + 3H2O
H2CrO4 + NaOH = NaHCrO4 + Н2O
Ni(OH)2 + Н2S = NiS + 2 Н2O
34
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Hg(OH )2 + HNO3 = Hg OHNO3 + H2O
Hg(OH )2 +2HNO3 = Hg(NO3)2 + 2H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
H2SO4 + KOH = KНSO4 + H2O
H2BeO2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3Н3PO4 = Al(Н2PO4)3 + 3H2O
Sn(OH)4 + 2Н2SO4 = Sn(SO4)2 + 2H2O
Sn(OH)4 + Н2SO4 = Sn(OH)2SO4 + 2H2O
Н2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2O
Н2SiO3 + NaOH = NaHSiO3 +H2O
2Cr(OH)3 + 3Н3PO4 = Cr2(НPO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + Н3PO4 = CrPO4 + 3H2O
Sn(OH)2 +2HNO3 = Sn(NO3)2 + 2H2O
Sn(OH)2 + HNO3 = SnOH(NO3) + H2O
TI(OH)3 + 2HCl = TIOHCl2 + 2H2O
TI(OH)3 + HCl = TI(OH)2Cl + H2O
Pb(OH)4 + 2Н2SO4 = Pb(SO4)2 + 2H2O
Pb(OH)4 + Н2SO4 = Pb(OH)2SO4 + 2H2O
TIOH+ HCl = TICl + H2O
TIOH + Н2SO4 = TIHSO4+ H2O
Cr(OH)3 + 3Н3PO4 = Cr(Н2PO4)3 + 3H2O
TI(OH)3 + 3HCl = TICl3 + 3H2O
Fe(OH)2 + 2HNO3 = Fe(NO3)2 + 2H2O
Fe(OH)2 + HNO3 = FeOHNO3 + H2O
Mn(OH)2+ 2HCl = MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)2 + HCl = MnОНCl + H2O
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Количество вещества измеряется в единицах:
1. г; 2. кг; 3. молекула; 4. м3; 5. моль.
2. Молярная масса (г/моль) сернистой кислоты равна величине:
1. 98;
2. 34; 2. 82;
4. 49; 5. 41.
3. Моль атомов водорода имеет массу:
1. 2 г; 2. 1 г; 3. 0,5 г; 4. 1 кг; 5. 2 кг.
4. Объём 1 моль молекул хлора при Т = 273 К и р = 101325 Па равен
величине:
1. 11,2 л; 2. 22,4 мл; 3. 22,4 л; 4. 44,8 л; 5. 224 л.
35
5. В 3 моль азота содержится молекул:
1. 6,02·1023; 2. 1,806·1024; 3. 3,01·1023; 4. 1,204·1022; 5. 6,02·1022.
6. Объём 0,5 моль молекул кислорода при н. у. равен величине:
1. 22,4 л; 2. 44,8 л; 3. 5,6 л; 4. 11,2 л; 5. 22,4 мл.
7. 200 г молекул водорода составляют количество вещества:
1. 5 моль; 2. 10 моль; 3. 100 моль; 4. 50 моль; 5. 1 моль.
8. 6,02·1024 молекул воды содержится в количестве вещества:
1. 10 моль; 2. 1 моль; 3. 5 моль; 4. 100 моль; 5. 2 моль.
9. При н. у. 440 г оксида углерода (IV) занимают объём (л):
1. 10; 2. 22,4; 3. 11,2; 4. 224; 5. 112.
10. В 1,7 г NH3 содержится молекул:
1. 6,02·1022; 2. 1,204·1022; 3. 6,02·1023; 4. 6,02·1024; 5. 1,806·1022.
11. Самое малое количество вещества составляет 100 г оксида:
1. NO; 2. SO; 3. CO; 4. CrO; 5. MnО.
12. Самое большой объём при н. у. занимает масса (г) газа:
1. 40 г Н2; 2. 140 г N2 ; 3. 160 г О2 ; 4. 213 г Сl2; 5. 380 г F2.
13. Самое большое число молекул содержится в 10 г вещества:
1. Н2S; 2. Н2SО3; 3. Н2SО4; 4. SО3; 5. SО2.
14. Одинаковое количество вещества составляют массы двух соединений:
1. 2 г Н2 и 64 г SО2; 2. 1 г Н2 и 64 г SО2; 3. 2 г Н2 и 32 г SО2;
4. 0,5 г Н2 и 64 г SО2; 5. 0,5 г Н2 и 32 г SО2.
15. Одинаковые объёмы при н. у. занимают массы двух веществ:
1. 1,8 г Н2О и 1,6 г О2; 2. 3,6 г Н2О и 1,6 г О2; 3. 0,9 г Н2О и 1,6 г О2;
4. 1,8 г Н2О и 3,2 г О2; 5. 0,9 г Н2О и 3,2 г О2.
16. Одинаковое число молекул содержится в массах двух веществ:
1. 365 г НСl и 16 г СН4; 2. 3,65 г НСl и 16 г СН4; 3. 365 г НСl и 1,6 г СН4;
4. 36,5 г НСl и 16 г СН4; 5. 365 г НСl и 160 г СН4.
17. Число эквивалентности марганца равно 3 в соединении:
1. МnO; 2. KMnO4; 3. МnO2; 4. Мn(OН)3; 5 Н2MnO4.
18. Число эквивалентности хлора в соединении НСlО4 равно величине:
1. 3;
2. 5;
3. 7;
4. 1;
5. 4.
36
19. Эквивалент железа равен 1/2 атома в соединении:
1. Fe(OH)3; 2. Na2FeO4; 3. Fe3O4; 4. FeO; 5. FeОOH.
20. Молярная масса эквивалентов (г/моль) серы в соединении Н2SО3 равна
величине:
1. 32;
2. 16;
3. 8;
4. 4; 5. 5,3.
21. Эквивалент фосфорной кислоты в реакции
Н3РО4 + 2NаОН = Nа2НРО4 + 2Н2О составляет часть молекулы:
1.
1
;
2
2.
1
; 3. 1;
3
4.
1
;
5
5.
1
.
10
22. В реакции Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3Н2О молярная масса эквивалентов
гидроксида хрома (III) (Мr(Cr(OH)3) = 103) рассчитывается по математическому
выражению:
1.
103
103
; 2.
; 3. 103 3 ;
5
2
4.
103
;
3
5. 103 .
23. Число эквивалентности соли Fe2(SO4)3 равно величине:
1. 2;
2. 3;
3. 1;
4. 5; 5. 6.
24. В реакции 2Аl + 6НI = 2АlI3 + 3Н2 1 моль эквивалентов алюминия
реагирует с количеством эквивалентов кислоты НI:
1. 3;
2. 1;
3. 6;
4. 2; 5. 8.
25. Без остатка реагируют между собой массы водорода и кислорода:
1. 1 г Н2 и 16 г О2; 2. 2 г Н2 и 32 г О2; 3. 1 г Н2 и 8 г О2;
4. 1 г Н2 и 32 г О2; 5. 2 г Н2 и 8 г О2.
Тема 4. Термодинамическая характеристика
химической реакции
Примеры решения задач
Пример 4.1. В системе протекает реакция:
2NO2(г) = 2NO(г) + O2(г).
Дайте термодинамическую характеристику реакции, качественно оценив
изменение энтальпии химической реакции Hr, изменение энтропии
химической реакции Sr, изменение энергии Гиббса химической реакции
Gr. Определите, является ли данная реакция обратимой.
Решение. Определим знак изменения энтальпии химической реакции Hr.
37
Н – тепловой эффект процесса (химической реакции)
H < 0 – экзотермическая реакция (теплота выделяется)
H > 0 – эндотермическая реакция (теплота поглощается)
Для некоторых типов реакций можно качественно оценить знак Н.
С выделением теплоты (H < 0) протекают
– реакции горения ( взаимодействие веществ с кислородом),
например, C2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г);
– реакции соединения (образование сложных веществ из простых),
например, 2C(графит) + 3H2(г) = C2H6(г);
С поглощением теплоты (H > 0) протекают
– реакции разложения (образование простых или менее сложных веществ
из более сложных), например, NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г)
Дадим термодинамическую характеристику реакции по знаку изменения
энтальпии химической реакции Hr.
Данная реакция относится к реакциям разложения, так как из более
сложного вещества NO2 образовались менее сложные вещества NO и O2,
Hr > 0, реакция эндотермическая, протекает с поглощением теплоты.
Определим знак изменения энтропии химической реакции Sr.
S характеризует неупорядоченность системы (мера беспорядка).
S > 0 – беспорядок в системе увеличивается;
S < 0 – беспорядок в системе уменьшается;
S ≈ 0 – беспорядок в системе не изменяется
Знак изменения энтропии Sr в реакции можно качественно оценить по
изменению числа молекул газов и фазовым превращениям в системе в
результате протекания процесса.
S > 0, если число молекул газов увеличивается;
S < 0, если число молекул газов уменьшается;
S ≈ 0, если число молекул газов не изменяется
Дадим термодинамическую характеристику реакции по знаку изменения
энтропии химической реакции Sr.
В данной реакции из 2 молекул газов (2 молекулы NO2) образуется 3
молекулы газов (2 молекулы NО и 1 молекула О2). Число молекул газов
увеличивается, Sr > 0, реакция протекает с увеличением беспорядка
(система становится менее упорядоченной).
38
Определим знак изменения энергии Гиббса химической реакции Gr.
G – критерий самопроизвольного протекания процесса
(Т = const, Р = const).
G < 0 – процесс возможен, протекает прямая реакция();
G > 0 – процесс не возможен, протекает обратная реакция();
G = 0 – химическое равновесие в системе
Знак изменения энергии Гиббса G можно качественно оценить по
уравнению Гиббса.
G = H – TS (уравнение Гиббса),
H – энтальпийный фактор; TS – энтропийный фактор.
Условно можно считать, что H и S не зависят от температуры. Знак G
зависит от знаков H, S и температуры.
При низких температурах (Т 0)
G ≈ H, знак G определяется энтальпийным фактором;
При высоких температурах (Т∞)
G ≈ – TS, знак G определяется энтропийным фактором
Дадим термодинамическую характеристику реакции по знаку изменения
энергии Гиббса химической реакции Gr.
Используя уравнение Гиббса и знаки Hr и Sr (Hr > 0 и Sr > 0),
определим знаки G 0r при высоких и низких температурах.
T  0 (при низких температурах) знак Gr определяется энтальпийным
фактором: знаком Hr Gr > 0, протекает обратная реакция;
T   (при высоких температурах) знак Gr определяется энтропийным
фактором: знаком – TSr Gr < 0, протекает прямая реакция.
Определим, является ли данная реакция обратимой.
Результаты анализа уравнения Гиббса показывают, что Gr для данной
реакции в зависимости от температуры может изменять знак на
противоположный. Следовательно, реакция может протекать как в прямом,
так и в обратном направлении, следовательно, является обратимой.
Пример 4.2. В системе протекает реакция
C2H5ОН(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(г).
Дайте термодинамическую характеристику реакции при стандартных
условиях, используя стандартные термодинамические свойства веществ, на
основании количественных расчётов: рассчитайте величины и проанализируйте
знаки энтальпии химической реакции H 0r , энтропии химической реакции S0r ,
39
энергии Гиббса химической реакции G 0r . Определите, является ли данная
реакция обратимой.
Решение.
Стандартные термодинамические условия: Т = 298 К; Р = 105 Па
Выпишем из справочной таблицы (прил. 5 или [25]) стандартные
термодинамические свойства всех участвующих в реакции веществ:
стандартную энтальпию образования H 0f (298), абсолютную стандартную
энтропию S0(298), стандартную энергию Гиббса образования G 0f (298) и
представим в виде таблицы.
Термодинамические
свойства веществ
H 0f (298), кДж/моль
S0(298), Дж/(моль·К)
G 0f (298), кДж/моль
С2Н5ОН(г)
О2(г)
СО2(г)
Н2O(г)
–234,80
281,38
–167,96
0
205,01
0
–393,51
213,66
–394,37
–241,81
188,72
–228,61
Рассчитаем энтальпию химической реакции H 0r (тепловой эффект
химической реакции), используя следствие из закона Гесса.
H 0r = i H i0 (прод) – i H i0 (исх),
прод – продукты реакции; исх – исходные вещества;
i – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции
Исходные вещества в данной реакции – C2H5ОН(г) и О2(г); продукты
реакции – СО2(г) и Н2О(г).
Учитывая значения H 0f (298) и стехиометрические коэффициенты для
всех веществ, участвующих в реакции, получаем:
H 0r = (2H0(СО2) + 3H0(Н2О)) – (H0(С2Н5ОН) + 3H0(О2)) =
(2·(–393,51) + 3(–241,81)) – ((–234,80) + 3·0) = – 1277,62 кДж.
0
H r < 0, реакция протекает с выделением теплоты, т. е. является
экзотермической. Действительно, данная реакция относится к реакциям
горения (взаимодействие с кислородом), всегда протекает с выделением
теплоты (является экзотермической).
Рассчитаем энтропию химической реакции S0r , используя значения
S0(298) для всех веществ, участвующих в реакции.
Значения S0r и G 0r можно рассчитать по уравнению, аналогичному
уравнению для расчёта H 0r
40
S0r = ∑ ν i S i0 (прод) – ∑ ν i S i0 (исх);
G 0r = ∑ ν i  Gi0 (прод) – ∑ ν i  Gi0 (исх)
S0r = (2S0(СО2) + 3S0(Н2О)) – (S0(С2Н5ОН) + 3S0(О2)) = (2·213,66 +
3·188,72) – (281,38 + 3·205,01) = 96,95 Дж/К = 0,09695 кДж/К.
Так как S0r > 0, реакция протекает с увеличением беспорядка в системе
(неупорядоченность системы увеличивается). Действительно, в данной
реакции из 4 молекул газов (1 молекулы С2Н5ОН и 3 молекул О2) образуется 5
молекул газов (2 молекулы СО2 и 3 молекулы Н2О), поэтому реакция протекает
с увеличением беспорядка в системе.
Рассчитаем изменение энергии Гиббса химической реакции G 0r ,
используя значения G 0f (298) для всех участвующих в реакции веществ:
G 0r = (2G0(СО2) + 3G0(Н2О)) – (G0(С2Н5ОН) + 3G0(О2)) =
= (2·(–394,37) + 3(–228,61)) – ((–167,96) + 3·0) = –1306,61 кДж.
G 0r можно рассчитать по уравнению Гиббса:
G 0r = H 0r – Т S0r = –127,62 – 298(–0,09695) = –1306,51кДж.
Величины G0r(298), рассчитанные двумя способами, как правило,
практически совпадают, если расчёты верны.
Так как G 0r < 0, при стандартных условиях реакция самопроизвольно
протекает в прямом направлении.
Определим, является ли данная реакция обратимой.
Используя уравнение Гиббса и знаки Hr и Sr (Hr < 0 и Sr > 0),
определим знаки G 0r при высоких и низких температурах и направление
протекания реакции (см. пример 1).
T  0 Gr < 0, протекает прямая реакция;
T   Gr < 0, протекает прямая реакция.
Так как при любых температурах данная реакция протекает только в
прямом направлении, следовательно, является необратимой.
Пример 4.3. В системе протекает реакция
FeS2 (к )  5 2 O2 (г)  FeO(к )  2SO2 (г) ,
для которой при 298 К H 0r = – 681,25 кДж; S0r = – 8,64 Дж/К. Определите,
реакция обратима или необратима. Рассчитайте равновесную температуру, если
она обратима. Схематически изобразите зависимость энергии Гиббса реакции
от температуры.
Решение.
Для оценки обратимости исследуемой реакции необходимо
определить, может ли она протекать в прямом и обратном направлении, то есть
41
необходимо выяснить, может ли Gr при различных температурах (низких и
высоких) изменять знак на противоположный (см. пример 4.1).
Математический анализ уравнения Гиббса позволяет сделать следующие
выводы.
Если знаки H и S одинаковы (> 0 или < 0), то G при T  0 (низкие
температуры) и T   (высокие температуры) изменяет знак.
Если знаки H и S противоположны, то при любых температурах
знак G одинаков (либо > 0, либо < 0)
По условию задачи H 0r < 0 и S0r < 0, то есть данная реакция является
экзотермической и протекает с уменьшением беспорядка в системе,
действительно, из 2,5 молекул газов (5/2 молекул O2 )образуется 2 молекулы
газов (2 молекулы SO2). Так как знаки H 0r и S0r одинаковы, то Gr при
различных температурах (низких и высоких) может изменять знак на
противоположный.
при T  0 G 0r < 0, протекает прямая реакция,
а при T   G 0r > 0, протекает обратная реакция.
Так как данная реакция может протекать как в прямом, так и в
обратном направлении, то является обратимой.
В состоянии равновесия G = 0, из уравнения Гиббса 0 = Н – Тр S,
Тр = Н / S,
Тр – равновесная температура
H 0r и
Рассчитаем равновесную температуру Тр, для этого выразим величины
S0r в одинаковых единицах (кДж):
Тр = H 0r / S0r = – 681,25/ – 8,64 ∙10–3 = 78848 К.
Реально достижимой является температура, не выше 3000 К.
Рассчитанная равновесная температура очень высока, поэтому практически не
реализуема, то есть реально данная реакция может протекать только в прямом
направлении.
Используя данные анализа уравнения Гиббса и величину равновесной
температуры, схематически изобразим график зависимости энергии Гиббса
реакции от температуры (рис. 1).
G r
G  0
Т, К
0
298
78848
42
G  0
Рис. 1. Зависимость энергии Гиббса химической реакции
от температуры
Следовательно, при T  78848 К самопроизвольно протекает прямая
реакция, а при T  78848 К самопроизвольно протекает обратная реакция.
Многовариантные задания
Задание 4.1. Дайте термодинамическую характеристику реакции (варианты
задания в табл. 4.1) на основании качественной оценки знаков Hr, Sr, Gr.
4.1.1. Определите знак энтальпии химической реакции Hr ( > 0 или < 0),
определив тип реакции: горения, соединения или разложения.
Если тип реакции трудно отнести к указанным выше, выпишите из
справочных таблиц (прил. 5, [25]) стандартные энтальпии образования
H 0f (298) веществ, участвующих в реакции, и сделайте расчёт H 0r , используя
следствие из закона Гесса.
По знаку Hr, определите, является реакция экзотермической или
эндотермической, выделяется
или поглощается теплота в результате
протекания реакции.
4.1.2. Определите знак энтропии химической реакции Sr (> 0 или < 0),
по изменению (уменьшению или увеличению)
числа молекул газов в
результате протекания реакции.
По знаку Sr определите, как изменяется беспорядок в системе в
результате протекания реакции.
4.1.3. Определите знаки энергии Гиббса химической реакции Gr при
низких температурах ( T  0 ) и при высоких температурах ( T   ),
проведя анализ уравнения Гиббса G = H – TS и допуская, что Hr и Sr не
зависят от температуры.
По знаку G 0r определите направление протекания реакции (прямая или
обратная) при низких и высоких температурах. Сделайте вывод об обратимости
процесса.
Задание 4.2. Дайте термодинамическую характеристику реакции (варианты
задания в табл. 4.1) на основании количественных расчётов H 0r , S0r , G 0r .
4.2.1. Выпишите из справочных таблиц (прил. 5, [25])) стандартные
термодинамические свойства: H 0f (298), S0(298), G 0f (298) всех веществ,
участвующих в реакции.
43
4.2.2. Охарактеризуйте процесс по величине стандартной энтальпии
химической реакции H 0r :
− Рассчитайте стандартную энтальпию химической реакции H 0r .
− Определите, является реакция экзо- или эндотермической, выделяется
или поглощается теплота в результате протекания реакции.
4.2.3. Охарактеризуйте процесс по величине стандартной энтропии
химической реакции S0r :
− Рассчитайте стандартную энтропию химической реакции S0r по
абсолютным стандартным энтропиям веществ S0(298).
− Объясните изменение энтропии S0r (< 0; > 0; = 0), проведя анализ
агрегатного состояния всех участвующих в реакции веществ и сравнив число
газообразных молекул исходных веществ и продуктов реакции.
4.2.4. Охарактеризуйте процесс по величине энергии Гиббса химической
реакции G 0r :
− Рассчитайте стандартную энергию Гиббса G 0r :
а) по стандартным энергиям Гиббса образования веществ G 0f (298);
б) по уравнению Гиббса G = H – TS.
Сравните полученные величины. Укажите направление протекания реакции
при 298 К.
− Определите знаки энергии Гиббса химической реакции G 0r и
направление протекания реакции (прямая или обратная) при низких
температурах ( T  0 ) и при высоких температурах ( T   ). Для этого
проведите анализ уравнения Гиббса, допуская, что H 0r и S0r не зависят от
температуры.
4.2.5. Сделайте вывод об обратимости процесса. Для обратимой реакции
рассчитайте равновесную температуру Тр.
4.2.6. Изобразите схематически график зависимости G r от температуры,
используя результаты анализа уравнения Гиббса.
4.2.7. Укажите для обратимой реакции при каких температурах, больших
или меньших равновесной Тр, самопроизвольно протекает прямая реакция, а
при каких – обратная.
Таблица 4.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
Реакция
aА + вВ = сС + dD
4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г)
NH4Cl(к) = NH3(г) + HCl(г)
CO2(г) + 3H2(г) = CH3OH(г) + H2O(г)
Mg(OH)2(к) = MgO(к) + H2О (г)
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г)
S2(г) + 4H2O(г) = 2SO2(г) + 4H2(г)
44
Т, К

20
30
30
50
20
50
4,0
3,5
4,0
2,5
3,4
2,2
7
8
9
Вариант
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
SO2(г) + Cl2(г) = SO2Cl2(г)
CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г)
COCl2(г) = CO(г) + Cl2(г)
Реакция
aА + вВ = сС + dD
CO2(г) + H2(г) = CO(г) + H2O(ж)
CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(г)
2CO2(г) = 2CO(г) + O2(г)
C2H6(г) = C2H4(г) + H2(г)
C6H6(г) + 3H2(г) = C6H12(г)
C2H2(г) + 2H2(г) = C2H6(г)
C(графит) + CO2(г) = 2CO(г)
C2H5OH(ж) = C2H4(г) + H2O(г)
2N2O4(г) + O2(г) = 2N2O5(г)
3C2H4(г) = C6H6(г) + 3H2(г)
2ZnS(к) + 3O2(г) = 2ZnO(к) + 2SO2(г)
Al2(SO4)3(к) = Al2O3(к) + 3SO3(г)
H2(г) + Br2(ж) = 2HBr(г)
CuCl2(к) +H2O(г) = CuO(к) + 2HCl(г)
MgCO3(к) = MgO(к) + CO2(г)
MnO2(к) + 2C(графит) = 2CO(г) + Mn(к)
2K(к) + 2H2O(ж) = 2KOH(к) + H2(г)
2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г)
2NaNO3(к) = 2NaNO2(к) + O2(г)
PCl5(к) + H2O(г) = POCl3(ж) + 2HCl(г)
2NO2(г) + O3(г) = O2(г) + N2O5(г)
2CO(г) + SO2(г) = S(ромб) + 2CO2(г)
NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г)
H2S(г) + СО2(г) = H2O(ж) + СOS(г)
CS2(ж) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO2(г)
2N2O4(г) + O2(г) = 2N2O5(г)
2Fe(OH)3(к) = Fe2O3(к) + 3H2O(г)
2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)
2H2O(г) + C(графит) = CO2(г) + 2H2(г)
C(графит) + H2O(г) = CO(г) + H2(г)
CH4(г) + 2H2S(г) = CS2(ж) + 4H2(г)
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
45
60
2,0
40
3,0
50
2,1
Окончание табл. 4.1
Т, К

60
20
30
40
20
40
50
30
20
40
50
20
20
30
40
40
50
30
60
20
20
30
40
30
40
30
20
20
30
30
20
2,0
3,9
2,3
3,3
3,0
2,6
2,2
2,1
3,3
2,5
2,0
4,0
3,8
4,0
3,6
2,0
2,2
3,6
2,0
3,7
3,9
2,3
3,3
2,8
2,6
2,1
3,3
3,6
2,4
3,2
3,4
1. Гетерогенной является система:
1. 2H2 O(г)  2H2 (г)  O2 (г) ; 2. H2SO4 (р)  2NaOH(р)  Na2SO4 (р)  2H2O(р) ;
3. CO2 (г)  C(гр)  2CO(г) ; 4. 2NO(г)  O2 (г)  2NO2 (г) ;
5. CH4 (г)  2O2 (г)  CO2 (г)  2H2 O(г) .
2. Гомогенной является система:
1. ZnO( к)  CO(г)  Zn( к)  CO2 (г) ; 2. CO(г)  H2 O(ж )  CO2 (г)  H2 (г) ;
3. Ca(OH)2 (к )  CaO(к )  H2 O(ж ) ; 4. PCl5 (г)  PCl3 (г)  Cl 2 (г) ;
5. C2 H5OH(ж )  C2 H4 (г)  H2 O(ж ) .
3. Для процесса C2 H5OH  3O2  2CO2  3H2O справедливо утверждение:
1.
2.
3.
4.
5.
H  0 ; эндотермический; температура в системе понижается;
H  0 ; экзотермический; температура в системе повышается;
H  0 ; экзотермический; температура в системе повышается;
H  0 ; экзотермический; температура в системе понижается;
H  0 ; экзотермический; температура постоянная.
4. Тепловой эффект реакции A  2В  2C  Д рассчитывается по формуле:



1.  H   H ; 2.  H  H 0f (A )  2H 0f (B)  2H 0f (C)  H 0f (Д ) ;



3.  H    H ; 4. Δ H  2 ΔH0f (C)  ΔH0f ( Д )  ΔH 0f (A)  2 ΔH0f (B) ;

5.  H  H0f (A)  2H0f ( B)  2H 0f (C)  H 0f (Д) .
5. В ряду веществ S (ромб.)  SO 2 (г)  SO 3 (г) энтропия изменяется следующим
образом:
1. проходит через максимум; 2. увеличивается; 3. уменьшается;
4. проходит через минимум; 5. не изменяется.
6. Энтропия уменьшается в процессе:
1. возгонки льда; 2. плавления льда; 3. растворения CO2 в воде;
4. растворения KCl в воде; 5. нагревания воды.
7. Энтропия увеличивается в результате протекания реакции:
1. MgO(к )  CO2 (г)  MgCO3 (к ) ; 2. 2H2 (г)  O2 (г)  2H2 O(г) ;
3. NH3 (г)  HCl(г)  NH4 Cl(к ) ; 4. 2CO(г)  C(графит )  CO2 (г) ;
5. Na2 CO3 (к )  2HCl(р)  2NaCl(р)  CO2 (г)  H2 O(ж ) .
8. Критерием самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе
является изменение функции:
1. S  0 ; 2. H  0 ; 3. G  0 ; 4. G  0 ; 5. S  0 .
9. Процесс протекает самопроизвольно при любых температурах при
46
изменении функций:
1. H  0 ; S  0 ; 2. H  0 ; S  0 ; 3. H  0 ; S  0 ;
4. H  0 ; S  0 ; 5. H  0 ; S  0 .
10. Процесс протекает самопроизвольно при низких температурах при
изменении функций:
1. H  0 ; S  0 ; 2. H  0 ; S  0 ; 3. H  0 ; S  0 ;
4. H  0 ; S  0 ; 5. H  0 ; S  0 .
11. Обратимому протеканию процесса соответствует графическая
зависимость:
1. G
2. G
T
3. G
T
T
4. G
5. G
T
T
12. Нельзя получить CaO(к ) при низких температурах по реакции
CaCO3 (к )  CaO(к )  CO2 (г) , потому что справедливо утверждение:
1. H  0 ; 2. S  0 ; 3. G  0 ; 4. G  0 ; 5. H  0 .
13. Часть пространства, обладающая одинаковыми физическими и
химическими свойствами и отделенная от других частей видимой
поверхностью раздела, имеет название:
1. компонент; 2. система; в) фаза; 3. процесс; 4. окружающая среда.
14. Общий запас энергии системы при p = const характеризует функция:
1. H ; 2. S ; 3. G ; 4. U ; 5. W .
15. Гомогенной является система:
1. ZnO( к)  CO(г)  Zn( к)  CO2 (г) ; 2. CO(г)  H2 O(ж )  CO2 (г)  H2 (г) ;
3. Ca(OH)2 (к )  CaO(к )  H2 O(ж ) ; 4. PCl5 (г)  PCl3 (г)  Cl 2 (г) ;
5. C2 H5OH(ж )  C2 H4 (г)  H2 O(ж ) .
16. Стандартная энтальпия образования равна нулю для каждого из веществ в
47
ряду:
1. H 2 , O2 , Cu ; 3. H 2 O , CO2 , CuO ; 2. S , SO2 , O2 ;
4. Ca , H 2 , CaH 2 ; 5. Al , O2 , Al2O3 .
17. Самым неэффективным топливом в реактивном двигателе может быть газ:
H 0 (сгорания, 298), кДж/моль
1. метан CH 4 (г)
2. этанол C2 H5OH(г)
3. этан C2 H 6 (г)
4. ацетилен C2 H2 (г)
5. этилен C2 H 4 (г)
-890,31
-1370,68
-1559,88
-1299,63
-1410,97
18. Для реакции 2NH3 (г)  N2 (г)  3H2 (г) справедливо утверждение:
1. H  0 ; экзотермическая; температура в системе постоянная;
2. H  0 ; экзотермическая; температура в системе повышается;
3. H  0 ; эндотермическая; температура в системе понижается;
4. H  0 ; экзотермическая; температура в системе постоянная;
5. H  0 ; эндотермическая; температура в системе понижается.
19. В ряду веществ Cu(к )  SO2 ( г)  CuSO4 (к) энтропия изменяется
определенным образом:
1. повышается; 2. проходит через максимум; 3. понижается;
4. проходит через минимум; 5. не изменяется.
20. Энтропия практически не изменяется при протекании реакции:
1. 2NaNO3 (к)  2NaNO2 (к)  O2 (г) ; 2. 2SO3 (г)  2SO2 (г)  O2 (г) ;
3. Ag(к )  FeCl 3 (р)  AgCl (к )  FeCl 2 (p) ; 4. N2 O4 (г)  2NO2 (г) ;
5. 2H2 (г)  CO(г)  CH3OH(г) .
21. Энтропия увеличивается в процессе:
1. охлаждения воды; 2. конденсации пара; 3. возгонки йода.
4. кристаллизации сахара из сиропа; 5. замерзания воды;
22.Самым непрочным в предложенном ряду солей является карбонат:
G0f (298) , кДж/моль
-1132,77
1. BaCO3 (к )
-1128,35
2. CaCO3 (к )
-665,09
3. FeCO3 (к )
-1012,15
4. MgCO3 (к )
-1048,20
5. Na 2CO3 (к )
23. Процесс протекает самопроизвольно при низких температурах при
48
изменениях функций:
1. H  0 ; S  0 ; 2. H  0 ; S  0 ; 3. H  0 ; S  0 .;
4. H  0 ; S  0 ; 5. H  0 ; S  0 .
24. Реакция Zn(к )  2HCl(р)  ZnCl 2 (р)  H2 (г) протекает самопроизвольно, если
выполняется условие:
1. H  0 ; 2. S  0 ; 3. H  0 ; 4. G  0 ; 5. G  0 .
25. Процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении при любых
температурах, если ему соответствует графическая зависимость:
1. G
2. G
3. G
Т
4. G
Т
Т
5. G
Т
Т
Тема 5. Кинетическая характеристика химической реакции
Примеры решения задач
Пример 5.1. В системе протекает химическая реакция
1) N2 (г)  3H2 (г)  2NH3 (г) ;
2) FeS2 (к)  5 / 2O2 (г)  FeO(к)  2SO2 (г) .
Определите тип реакции: гомогенная или гетерогенная. Напишите выражение
для скорости химической реакции в соответствии с законом действующих
масс (кинетическое уравнение реакции).
Решение.
Гомогенной является реакция, в которой все реагирующие вещества
находятся в одной фазе (газовой или жидкой).
Гетерогенной является реакция, в которой реагирующие вещества
находятся в разных фазах, например, твёрдой и жидкой, твёрдой и
газообразной, жидкой и твёрдой, твёрдой и твёрдой
49
В первой реакции реагирующие вещества: N2, H2 находятся в одной фазе
(газообразной), поэтому реакция является гомогенной.
Вторая реакция является гетерогенной, так как реагирующие вещества
находятся в разных фазах: в кристаллической (твердой) – FeS2, в газообразной –
O2.
Зависимость скорости реакции υ от концентрации реагирующих веществ
С при Т = const определяется законом действующих масс (ЗДМ).
Выражение для скорости гомогенной реакции, например, аА + вВ = dD
в соответствии с ЗДМ (кинетическое уравнение реакции) имеет вид
υ = k Са(A) ∙ Св(B),
k – константа скорости химической реакции;
а, в – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции
Для первой реакции (гомогенной) запишем выражение для скорости:
υ = k C N  C 3H .
В выражение скорости реакции включаем концентрации всех
реагирующих веществ. В соответствии с уравнением реакции
стехиометрический коэффициент для азота равен 1, а для водорода – 3.
2
2
В кинетическое уравнение (ЗДМ) гетерогенной химической реакции не
включают концентрацию твердых веществ (или жидких, если все
остальные вещества – газы)
Кинетическое уравнение второй реакции (гетерогенной) имеет вид:
υ = k.
В выражение скорости реакции включаем только концентрацию
газообразного O2, так как FeS2 – кристаллическое (твёрдое вещество).
Пример 5.2. В системе при Т = const протекает обратимая химическая реакция
N2(г) + 3H2(г)  2NH3(г) .
Определите, как изменится скорость прямой реакции, если: 1) увеличить
концентрацию водорода в 3 раза; 2) увеличить давление в системе в 2 раза.
Решение. Выражение для скорости прямой гомогенной химической реакции в
соответствии с ЗДМ имеет вид (см. пример 5.1):


  k CN 2  C3H 2 .
Обозначим CN  a ; CH  в , тогда
2
2


  k aв3 .
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ,
температуры, наличия катализатора,
но не зависит от концентрации реагирующих веществ
1) При увеличении концентрации водорода в 2 раза выражение
50
для скорости будет иметь вид:




1  k a  (2в)  8 k aв ; отсюда,
3
3

1



8 k aв3

k ав3
 8.
Следовательно, скорость реакции увеличится в 8 раз.
2) Для реакции с участием газообразных веществ зависимость скорости
реакции от давления аналогична зависимости скорости реакции от
концентрации. При увеличении давления в системе в 2 раза во столько же раз
уменьшится объём (PV = const) и, соответственно, увеличится концентрация
каждого из реагирующих газообразных веществ. Кинетическое уравнение
реакции будет иметь вид:




2  k 2a  (2в)  16aв k ; отсюда,
3
3
2




16 k aв3

k ав3
 16 .
Таким образом, скорость реакции увеличится в 16 раз.
Пример 5.3. Определите, как изменится скорость химической реакции при
увеличении температуры на 30 К, если температурный коэффициент реакции
равен 2,5.
Решение. Зависимость скорости реакции υ от температуры Т определяется
правилом Вант-Гоффа.
υ 2  υ1 γ (T 2  T 1) / 10 ; γ  2  4 ( правило Вант-Гоффа),
γ – температурный коэффициент реакции
В соответствии с правилом Вант-Гоффа при увеличении температуры ΔТ
на 30 К при   2,5:

2

1

T2  T1
10
T
30
  10  2,510  2,53  15,6 .
Скорость реакции увеличится в 15,6 раза.
Пример 5.4. В системе протекает обратимая химическая реакция
H2(г) + I2(к)  2HI(г).
Напишите выражение для константы химического равновесия.
Решение. Обратимая химическая реакция протекает в прямом или обратном
направлении до состояния химического равновесия.
Химическое равновесие наступает в системе, если достигаются условия:


   (скорости прямой и обратной реакции равны) – кинетическое;
G = 0 (при Т = const и Р = const) – термодинамическое;
Ci = const (концентрации веществ постоянны) – концентрационное
51
Закон действующих масс применяется и для обратимых химических
реакций в виде выражения для константы химического равновесия К.
Для обратимой гомогенной химической реакции аА + вВ  dD + qQ
К = Сd(D) ∙C q(Q)/ Са(A) ∙ Св(B),
C – равновесная концентрация каждого вещества
Запишем выражение для константы химического равновесия:
К=
C 2HI
.
C H2
В соответствии с ЗДМ в выражение константы химического равновесия не
включили концентрацию кристаллического (твёрдого) I2.
Пример 5.5. В системе протекает обратимая химическая реакция
Fe3O4 (к)  4H2 (г)  3Fe (к)  4H2O (г) , Hr > 0.
Предскажите, как следует изменить: 1) температуру; 2) давление;
3) концентрацию исходных веществ и продуктов реакции, чтобы сместить
химическое равновесие в сторону прямой реакции (повысить выход продуктов
реакции).
Решение. Состояние химического равновесия в системе сохраняется до тех пор,
пока остаются неизменными внешние условия (температура, давление и
концентрация каждого из реагирующих веществ). Если же какое либо из
условий изменить, то в системе происходит смещение равновесия: начинает
протекать прямая или обратная реакция.
Направление смещения химического равновесия определяет принцип Ле
Шателье.
Принцип Ле Шателье (принцип смещения химического равновесия):
если на равновесную систему воздействовать, то равновесие смещается в
направлении той реакции, которая ослабляет внешнее воздействие
(противодействует воздействию)
Определяем тип воздействия на систему для смещения равновесия в
сторону прямой реакции (повышения выхода продуктов реакции).
1) Влияние температуры.
Смещение равновесия при изменении температуры определяется знаком
теплового эффекта химической реакции Hr .
При повышении температуры равновесие смещается в сторону
эндотермической реакции Hr > 0, реакции с поглощением теплоты
(температура в системе будет понижаться).
52
При понижении температуры равновесие смещается в сторону
экзотермической реакции Hr < 0, реакции с выделением теплоты
(температура в системе будет повышаться)
По условию задачи для прямой реакции Hr > 0, она является
эндотермической (теплота поглощается). Чтобы сместить равновесие в сторону
прямой реакции, температуру следует повысить.
2) Влияние давления.
Смещение равновесия при изменении давления зависит от числа молекул
газообразных исходных веществ и газообразных продуктов реакции.
При повышении давления равновесие смещается в направлении
реакции, протекающей с уменьшением числа молекул газов
(давление в системе будет уменьшаться).
При понижении давления равновесие смещается в направлении
реакции, протекающей с увеличением числа молекул газов
(давление в системе будет увеличиваться).
Давление не влияет на состояние равновесия, если при протекании
реакции число молекул газа не изменяется
Реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ
(4 молекулы газа H2 для исходных веществ и 4 молекулы газа H2O для
продуктов реакции), поэтому давление в системе практически не изменяется.
Изменение давления не смещает химическое равновесие и не влияет на выход
продуктов реакции.
3) Влияние концентрации.
Для смещения равновесия можно изменять концентрацию, как исходных
веществ, так и продуктов реакции.
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие
смещается в направлении прямой реакции
(концентрация исходных веществ будет уменьшаться).
При уменьшении концентрации исходных веществ равновесие
смещается в направлении обратной реакции
(концентрация исходных веществ будет увеличиваться).
Для продуктов реакции – влияние обратное.
Чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (повысить выход
продуктов реакции), концентрацию исходного реагирующего газообразного H2
следует увеличить, а концентрацию газообразного продукта реакции H2O
следует уменьшить.
Концентрация твёрдых веществ (жидких, если остальные вещества
газы) не влияет на смещение химического равновесия
53
Концентрация кристаллических (твердых) Fe3O4 и Fe не оказывает
влияния на состояние химического равновесия и выход продуктов реакции.
Многовариантные задания
Задание 5.1. Дайте кинетическую характеристику реакции (варианты задания в
табл. 4.1), используя данные термодинамической характеристики (результаты
выполнения задания).
5.1.1. Определите тип прямой и обратной реакции по фазовому
состоянию реагирующих веществ (гомогенная или гетерогенная).
5.1.2. Напишите выражения для скорости прямой реакции и обратной,
(если реакция обратима), в соответствии с законом действующих масс
(кинетические уравнения реакций).
5.1.3. Рассчитайте, как изменится (во сколько раз увеличится, уменьшится
или не изменится) скорость прямой реакции (или обратной, если реакция
необратима и протекает только в обратном направлении) при увеличении:
– концентрации первого из реагирующих веществ А (или D) в три раза;
– давления в системе в два раза;
– температуры на  Т К при заданном γ (варианты заданий в табл. 4.1).
Задание 5.2. Для обратимой химической реакции охарактеризуйте состояние
химического равновесия и возможность его смещения
(используйте результаты выполнения задания 5.1).
5.2.1. Напишите выражение для константы химического равновесия.
5.2.2. Укажите, как следует изменить:
– температуру;
– давление;
– концентрацию исходных веществ;
– концентрацию продуктов реакции,
чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (повысить выход
продуктов реакции).
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Для реакции CS2 ( ж )  3O2 (г)  CO2 (г)  2SO2 (г) выражение закона
действующих масс имеет вид:








1.   k ; 2.   kC3O ; 3.   kCCS  C3O ; 4.   k CCO  CSO ; 5.   k CCS .
2
2
2
2
2
2. Зависимость скорости реакции от температуры описывается
закономерностью:
1. принципом Ле-Шателье;
2. правилом Вант-Гоффа;
54
2
3. законом действующих масс; 4. законом сохранения энергии;
5. законом эквивалентов.
3. При увеличении концентрации реагирующих веществ в 4 раза в системе:
MgCO3 (к )  2HCl (р)  MgCl 2 (р)  H2 O(ж )  CO2 (г) скорость реакции:
1. увеличится в 4 раза; 2. не изменится; 3. увеличится в 64 раза;
4. увеличится в 12 раз; 5. увеличится в 16 раз.
4. При увеличении температуры на 40 К при   2 скорость реакции
изменится следующим образом:
1. не изменится; 2. увеличится в 8 раз; 3. увеличится в 2 раза;
4. увеличится в 16 раз; 5. уменьшится в 16 раз.
5. При увеличении давления в системе 2ZnS(к )  3O2 (г)  2ZnO(к )  2SO2 (г) в
2 раза скорость прямой реакции изменится следующим образом:
1. увеличится в 8 раз; 2. не изменится; 03. увеличится в 16 раз;
4. увеличится в 32 раза; 5. уменьшится в 2 раза.
6. Термодинамическим признаком равновесия является изменение функции:
1. S  0 ; 2. G  0 ; 3. H  0 ; 4. H  0 ; 5. G  0 .
7. Кинетическим признаком равновесия является выражение:








1.    ; 2.    ; 3.    ; 4.   const ; 5.   const .
8. Критериями химического равновесия являются все три признака:








1. G  0 ;    ; Ci  const ; 2. G  0 ;    ; Ci  const ;
3. G  0 ;    ; Ci  const ; 4. G  0 ;    ; Ci  const ;


5. G  0 ;    ; Ci  const .
9. Для обратимой химической реакции CO(г)  1 2 O2 (г)  CO2 (г) ,
H 0r (298)   283 кДж / моль ; S0r (298)  86,41 Дж / (моль  K) равновесная
температура равна величине:
1. 196,59 К; 2. 369 К; 3. 300 К; 4. 3275 К; 5. 3,275 К.
10. При повышении температуры равновесие в системе
NH3 (г)  HCl (г)  NH 4 Cl (к ) смещается в направлении:
1. прямой реакции, т. к. H  0 ; 2. прямой реакции, т. к. H  0 ;
3. обратной реакции, т. к. H  0 ; 4. обратной реакции, т. к. H  0 ;
5. обратной реакции, т. к. H  0 .
11. Изменение давления практически не влияет на смещение равновесия
55
реакции:
1. H2 (г)  I2 (г)  2HI(г) ;
2. 2CO(г)  O2 (г)  2CO2 (г) ;
3. CaCO3 (к)  CaO(к)  CO2 (г) ; 4. 2NH3 (г)  N2 (г)  3H2 (г) ;
5. NH3 (г)  H2O( ж )  NH4OH(р) .
12. Равновесие смещается вправо при повышении давления и температуры в
системе:
1. 2NO2 (г)  N2 O4 (г) ; H  0 ;
2. CO(г)  Cl2 (г)  COCl2 (г) ; H  0 ;
3. MgCO3 ( к)  MgO( к)  CO2 (г) ; H  0 ;
4. FeO(к )  CO(г)  Fe(к )  CO2 (г) ; H  0 ;
5. H2 (г)  Cl 2 (г)  2HCl(г) ; H  0 .
13. Максимальный выход продукта в реакции 2H2 (г)  O2 (г)  2H2 O(г) , H  0
соответствует условиям:
1. высокое давление; высокая температура;
2. высокое давление; низкая температура;
3. низкое давление; высокая температура;
4. низкое давление; низкая температура;
5. давление и температура не влияют на процесс.
14. Кинетическим признаком равновесия является утверждение:








1.    ; 2.    ; 3.    ; 5.   const ; 6.   const .
15. Для обратимой химической реакции NH4 NO3 (к )  N2 O(г)  2H2 O(г)
выражение закона действующих масс имеет вид:
1. K 
C NH 4 NO 3
C N 2 O  C 2H 2 O
; 2. K  2CH O ; 3. K 
2
4. K  CN O  C2H O ; 5. K  CNH NO
2
2
C N 2 O  C 2H 2 O
4
3
C NH 4 NO 3
;
.
16. При понижении температуры равновесие в системе
MgCO3 (к )  MgO(к )  CO2 (г) смещается в направлении:
1. прямой реакции, т.к. H  0 ; 2. прямой реакции, т.к. H  0 ;
3. обратной реакции, т. к. S  0 ; 4. прямой реакции, т.к. S  0 ;
5. обратной реакции, т. к. H  0 .
17. Равновесие реакции 2CO2 (г)  2CO(г)  O2 (г) , H  0 смещается вправо
при изменении двух факторов:
1. повышения температуры; понижения давления;
2. понижения температуры; повышения давления;
3. повышения температуры; повышения давления;
4. понижения температуры; понижения давления;
56
5. температура и давление не смещают равновесие.
18. Каталитический синтез аммиака из азота и водорода с порядком реакции
5 2 описывается кинетическим уравнением:









1.   k CH  C3N ; 2.   k C3H ; 3.   kCN ; 4.   C3H2  CN ; 5.   k C3N .
2
2
2
2
2
2
2
19. На константу скорости гетерогенной реакции не влияет фактор:
1. температура;
2. природа реагирующих веществ;
3. поверхность твердого реагирующего вещества;
4. концентрация реагирующих веществ;
5. катализатор.
20. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
описывается закономерностью:
1. уравнением Аррениуса; 2. правилом Вант-Гоффа;
3. законом действующих масс; 4. законом сохранения энергии;
5. законом эквивалентов.
21. При понижении концентрации вещества A в 8 раз и повышении
концентрации вещества B в 2 раза не изменится скорость реакции:
1. A  B  C  Д ; 2. A  2B  C  3Д ; 3. 2A  B  2C  Д ;
4. 3A  B  C  3Д ; 5. A  3B  C  Д .
22. Скорость реакции понижается в 81 раз при уменьшении температуры на
40 К, если  равен величине:
1. 12; 2. 4; 3. 3; 4. 20,25; 5. 9.
23. При уменьшении давления в системе в 2 раза скорость реакции
Ca(OH)2 (р)  2HCl (р)  CaCl 2 (р)  2H2 O(ж ) изменяется следующим образом:
1. уменьшается в 8 раз; 2. уменьшается в 2 раза;
3. практически не изменяется; 4. уменьшается в 4 раза;
5. увеличивается в 8 раз.
24. Для обратимой химической реакции FeO(к )  CO(г)  Fe(к )  CO2 (г)
выражение для константы равновесия имеет вид:
1. K 
C Fe  CCO 2
C FeO  C CO
C
; 2. K  CO ; 3. K 
;
C Fe  C CO 2
CCO 2
C FeO  CCO
4. K 
CCO 2
1
; 5. K 
.
CCO
CFeO ( к )  CCO ( г )
25. Для обратимой химической реакции CO(г)  1 2 O2 (г)  CO2 (г) ,
57
H 0r (298)   283 кДж / моль ; S0r (298)  86,41 Дж / (моль  K) равновесная
температура равна величине:
1. 196,59 К; 2. 369 К; 3. 300 К; 4 . 3275 К; 5. 3,275 К.
Тема 6. Способы выражения состава раствора
Примеры решения задач
Пример 6.1. В 10 л воды растворили 500 г соли NaCl. Определите массовую
долю соли в растворе.
Решение.
Массовая доля вещества В в растворе (В) – это отношение массы
растворенного вещества m(B) к массе раствора mp
(В) =
m( B)
m( B)
m( B)


,
mp
m( H 2 O)  m( B) V p  
m(Н2О) –масса воды, г; V p – объем раствора, мл (см 3) ;
3
 − плотность раствора, г/см .
Выражают  (В) в долях или % (умножением на 100)
Определим массу 10 л воды, учитывая, что плотность воды  (Н2О) равна
1 г/см (мл), а в 1 л содержится 1000 мл:
3
m(Н2О) = V(Н2О) ∙  (Н2О) = 10 ∙ 1000 ∙1 = 10000 г.
Определим массу полученного раствора:
mр = m(NaCl) + m(Н2О) = 500 + 10000 = 10500 г.
Рассчитаем массовую долю (%) соли в растворе:
m(NaCl) 100 500 100

( NaCl) =
 4,76 %.
m
10500
p
Пример 6.2. Определите массу KOH и объём воды, необходимые для
приготовления 250 г водного раствора щёлочи KOH с массовой долей 15 %.
Решение. Рассчитаем массу щёлочи KOH, необходимую для приготовления
250 г раствора (см. пример 6.1.):
m(КOH) = ( КОН) ∙ mp/100 = 15 ∙ 250/100 = 37,5 г.
Рассчитаем массу воды:
m(Н2О) = mр − m(КОН) = 250 − 37,5 = 212,5 г.
Определим объём воды:
V(Н2О) = m(Н2О)/  (Н2О) = 212,5/1 = 212,5 мл.
58
Пример 6.3. Определите, какой объем исходного водного раствора кислоты
H2SO4 с массовой долей 50% и плотностью 1,395 г/см3 необходимо взять для
приготовления 500 мл разбавленного раствора с массовой долей 4 % и
плотностью 1,025 г/см3.
Решение. Если состав раствора выражен через массовую долю, то количество
вещества n(В) с молярной массой М(В) в объёме раствора Vр с плотностью ρ
определяется по формуле:
n(В) = (В) · ρ ·10 ·Vр / М(В).
Количество вещества в исходном растворе и полученном из него более
разбавленном (концентрированном) растворе одно и тоже. Поэтому для
расчётов, необходимых при разбавлении (концентрировании) растворов,
используют следующее соотношение.
Массовая доля ’(В), объём V’р и плотность ρ ’ исходного раствора
вещества В и полученного из него раствора ((В), Vр, ρ ) при разбавлении
(концентрировании) связаны уравнением
’(В) ∙ V’р ∙ ρ ’ = (В) ∙ Vр ∙ ρ
Определим объём V’р исходного более концентрированного раствора
H2SO4:
V’р = ( H2SO4) · Vр · ρ /’ (H2SO4) · ρ ’ = 4 · 500 · 1,025/50 · 1,395 = 29,39 мл.
Пример 6.4. В 500 мл водного раствора содержится 5 г гидроксида натрия.
Определите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов,
моляльную концентрацию, молярную долю и титр NaOH в этом растворе.
Решение.
Молярная концентрация (молярность) вещества В в растворе См(В)
– это отношение количества вещества n(B) к объему раствора Vp(л)
См(В) =
n( B )
m( B)

,
Vp
M ( B)  V p
m(B) – масса вещества В, г;
М(В) – молярная масса вещества В, г/моль.
Выражают См(В) в моль/л
Определим молярную массу гидроксида натрия:
М(NaOH) = 23 + 16 + 1= 40 г/моль.
Объём раствора переведём в л:
Vр = 500 мл = 0,5 л.
Определим молярную концентрацию NaOH в растворе:
59
См(NaOH) =
m(NaOH)
5

 0,25 моль/л.
M(NaOH)  V 40  0,5
p
Молярная концентрация эквивалентов (нормальность) вещества В в
растворе Сэк(В) – это отношение количества вещества моль эквивалентов
nэк(B) к объему раствора Vp(л)
Сэк(В) =
nэк ( B)
m( B )

,
Vp
M эк ( B)  V p
Мэк(В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль.
Выражают См(В) в моль/л
Нормальность и молярность раствора связаны соотношением.
Сэк(В) = z·См(В)
z – эквивалентное число
Эквивалентное число z для NaOH равно 1 (см. пример 3.9). Определим
молярную концентрацию эквивалентов NaOH в растворе:
Сэк(NaOH) = 1 · См(NaOH) = 0,25 моль/л.
Моляльная концентрация (моляльность) вещества В в растворе, Сm (B)
– это отношение количества о вещества n(В)
к массе растворителя ms (кг)
Сm(B) =
n( B )
m( B )
.

ms
M ( B )  ms
Выражают Сm (B) в моль/кг Н2О, если растворитель – Н2О
Исследуемый раствор можно считать разбавленным и принять плотность
раствора равной плотности воды (см. пример 6.1.). Определим массу воды в
растворе в кг:
m(Н2О) = mр − m(NaОН) = Vр ∙  (Н2О) − m(NaОН) = 500 ∙ 1 − 5 = 0,495 кг.
Определим моляльную концентрацию NaОН в растворе:
n(NaOH)
m(NaOH)
5


Сm(NaOH) =
= 0,253 моль/кг Н2О.
m
M(NaOH)  m
40  0,495
H 2O
H 2O
Титр Т(В) – это отношение массы вещества В (г)
к объёму раствора (мл)
Т(В) =
m( B )
.
Vp
Выражают Т(В) в г/мл
Определим титр NaOH в растворе:
m(NaOH)
5

 0,01 г/мл.
Т(NaOH) =
V
500
p
60
Молярная доля x(В) – это отношение количества вещества В
к сумме количеств всех веществ в растворе
x(В) =
n(B)
.
n(B)  n(H 2 O)
Выражают x(В) в долях или % (умножением на 100)
Рассчитаем количества NaOH и Н2О (см. пример 3.2):
m(NaOH) 5
m(H O) 495

 0,125 моль; n(Н2О) =

 27,5моль.
n(NaOH) =
M(NaOH) 40
M(H O) 18
Определим молярную долю NaOH в растворе:
n(NaOH)
0,125
x(NaOH) =
= 0,0045 (0,45 %).

n(NaOH)  n(H O) 0,125  27,5
2
2
2
Пример 6. 5. Дан водный раствор H2SO4 с массовой долей 60 % и плотностью
1,498 г/см3. Выразите его состав через молярность, нормальность и
моляльность.
Решение. Если известна массовая доля вещества В в растворе (см. пример
6.1.), то по ней могут быть рассчитаны молярная концентрация (молярность),
молярная концентрация эквивалентов (нормальность) и моляльная
концентрация (моляльность) этого вещества в растворе (см. пример 6.4.,
прил. 6).
Молярность и массовая доля вещества В в растворе связаны соотношением
См(В) =
ω( В)  ρ  10
М(В)
Рассчитаем молярность H2SO4 в растворе с массовой долей 60 %,
учитывая, что М(H2SO4) = 98 г/моль:
ω(H SO )  ρ10 60 1,498 10
См(H2SO4) =
=
 9,17 моль/л.
М(H SO )
98
Определим нормальность H2SO4 по её молярности, учитывая, что
z(H2SO4) = 2 (см. примеры 3.9.; 6.4.):
Сэк (H2SO4) = z(H2SO4) ∙ См (H2SO4) = 2 ∙ 9,17 = 18,34 моль/л.
2
4
2
4
Моляльность и массовая доля вещества В в растворе связаны
соотношением
ω(B)1000
Сm =
M(B)(100  ω(B))
Определим моляльность H2SO4 в растворе с массовой долей 60 %:
ω(H SO ) 1000
60 1000
Сm(H2SO4) =
=
= 15,31 моль/кг Н2О.
M(H SO )(100  ω(H SO )) 98(100  60)
2
2
4
4
2
4
61
Пример 6.6. Раствор кислоты H2SO4 нейтрализуют раствором щёлочи КОН.
Определите, какой объем 0,8 М раствора щелочи КОН необходим для полного
взаимодействия КОН с кислотой, содержащейся в 40 мл 0,13 М раствора
кислоты H2SO4.
Решение. Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют в эквивалентных
соотношениях.
Для реакции, протекающей в растворе между веществами 1 и 2,
закон эквивалентов можно представить в виде уравнения
Vр(1) ∙ Сэк(2) = Vр(2) ∙ Сэк(2)
Для реагирующих кислоты H2SO4 и щелочи КОH закон эквивалентов
можно записать в виде:
V(H2SO4) ∙ Сэк(H2SO4) = V(KOH) ∙ Сэк(КОН).
Для определения объёма щелочи необходимо знать молярную
концентрацию эквивалентов (нормальность) растворов H2SO4 и КОН.
Молярные концентрации эквивалентов реагирующих веществ определим
по заданным в условии задачи молярным концентрациям, принимая z(H2SO4)
= 2, а z(KOH) = 1 (см. примеры 3... и 6.4.):
Сэк(H2SO4) = z(H2SO4) ∙ См(H2SO4) = 2 ∙ 0,13 = 0,26 моль/л;
Сэк(КОН) = z(KOH) ∙ См(КОН) = 1 ∙ 0,8 = 0,8 моль/л.
Определяем объем раствора КОН, необходимый для полной
нейтрализации H2SO4 в 40 мл раствора:
V(H 2 SO 4 )  C эк (H 2 SO 4 ) 40  0,26
V(KOH) =
=
 13 мл.
0,8
C эк (КОН )
Многовариантные задания
Задание 6.1. Необходимо приготовить водный раствор с массовой долей
вещества В в растворе (В) (варианты задания в табл. 6.1). Определите
необходимый для этого объём воды V(H2O) и по двум известным величинам
рассчитайте неизвестную величину Х: (В) – массовую долю вещества В в
растворе (%), m(B) – массу растворённого вещества В (г) или mp – массу
раствора (г). Определите титр и молярную долю вещества В в растворе
(прил. 6).
Таблица 6.1
Вариант
1
2
3
4
5
Вещество В
KNO3
H2SO4
NaCl
K3PO4
HСlO4
(В), %
5
10
Х
25
7
62
mp, г
Х
200
250
Х
800
m(B), г
15
Х
70
20
Х
Вариант
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Вещество В
CH3COONa
NaOH
KCl
NH4NO3
Na2CO3
Cu(NO3)2
H2SO4
MgCl2
Na3PO4
KСlO4
CH3COOH
K2SO4
NaOH
NH4Cl
K2CO3
NaNO3
H2SO4
MnCl2
H3PO4
NaСlO4
CH3COOK
Ba(OH)2
LiOH
NH4Cl
K2CO3
Mg(NO3)2
H2SO4
CaCl2
Na3PO4
HСlO4
CH3COOK
RbOH
Na2SO3
NH4OH
Li2CO3
(В), %
Х
18
20
Х
50
10
Х
35
28
Х
15
30
Х
5
18
Х
48
25
Х
16
16
Х
32
20
Х
34
70
23
Х
17
28
13
47
Х
14
mp, г
150
Х
300
500
Х
700
400
Х
900
580
Х
450
750
Х
800
560
Х
600
950
Х
560
280
680
Х
490
670
Х
345
740
Х
560
250
Х
740
430
Окончание табл. 6.1
m(B), г
5
35
Х
18
28
Х
10
45
Х
8
55
Х
15
60
Х
28
58
Х
75
65
Х
5
Х
74
98
Х
55
62
25
45
28
Х
75
14
Х
Задание 6.2. Выразите состав раствора вещества В с заданной массовой долей
(В) и плотностью  через молярную концентрацию, молярную концентрацию
эквивалентов и моляльную концентрацию (варианты задания в табл. 6.2).
63
Таблица 6.2
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
(В), %
9,26
92,00
8,49
97,00
16,00
23,00
10,00
50,50
11,00
17,70
66,97
54,00
26,20
42,00
31,00
8,00
39,00
6,00
30,00
11,60
45,27
10,56
40,00
4,00
63,00
98,00
52,05
32,00
21,50
4,5
22,38
67,35
10,52
54,14
30,45
22,00
38,56
41,03
4,76
16,03
Вещество В
HNO3
H2SO4
HCl
H3PO4
HСlO4
CH3COOH
KOH
NaOH
NH4OH
Na2CO3
HNO3
H2SO4
HCl
H3PO4
HСlO4
CH3COOH
KOH
NaOH
NH4OH
Na2CO3
HNO3
H2SO4
HCl
H3PO4
HСlO4
CH3COOH
KOH
NaOH
NH4OH
Na2CO3
HNO3
H2SO4
HCl
H3PO4
HСlO4
CH3COOH
KOH
NaOH
NH4OH
Na2CO3
64
 , г/см3
1,050
1,824
1,040
1,831
1,100
1,030
1,090
1,530
0,954
1,190
1,400
1,435
1,130
1,270
1,215
1,010
1,385
1,065
0,892
1,120
1,280
1,070
1,198
1,020
1,580
1,055
1,535
1,349
0,918
1,045
1,130
1,580
1,050
1,370
1,210
1,029
1,380
1,440
0,978
1,170
Задание 6.3. Дан раствор вещества В с массовой долей (В) и плотностью
  (варианты задания в табл. 6.3). Определите, какой объем V (мл) этого
раствора необходимо взять для приготовления V (мл) более разбавленного
раствора с массовой долей (В) и плотностью  .
Таблица 6.3
Вариант
В
(В), %
  , г/см3
V, мл
(В), %
  ,г/см3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
H2SO4
KOH
HCl
NaOH
HNO3
CH3COOH
H3PO4
HСlO4
Na2CO3
KOH
HNO3
CH3COOH
H2SO4
NaOH
Na2CO3
HCl
KOH
H3PO4
H2SO4
HNO3
NaOH
CH3COOH
KOH
HNO3
H2SO4
HCl
Na2CO3
CH3COOH
H2SO4
HCl
KOH
HNO3
H2SO4
HCl
Na2CO3
60,17
4,03
40,00
30,20
19,09
40,20
75,76
25,57
15,60
6,20
60,67
80,00
35,00
50,50
16,03
30,14
5,12
53,00
25,84
40,58
40,00
36,20
4,58
85,50
40,82
13,50
13,90
53,40
70,39
35,20
30,68
98,00
27,10
30,14
13,00
1,500
1,035
1,198
1,330
1,460
1,050
1,580
1,170
1,165
1,055
1,370
1,070
1,260
1,530
1,170
1,150
1,045
1,36
1,185
1,250
1,430
1,045
1,040
1,470
1,310
1,065
1,145
1,060
1,415
1,175
1,295
1,505
1,195
1,160
1,135
750
1 000
800
500
650
1 500
900
1 400
1 300
550
700
1 200
950
800
1 000
1 500
950
850
700
1 100
700
1 200
1 400
600
650
1 050
800
950
850
1 200
650
510
730
840
1 350
14,04
0,743
15,48
1,94
22,38
23,10
48,37
10,83
5,95
2,93
11,81
36,20
6,237
17,35
9,75
5,408
3,48
12,33
5,493
22,38
19,62
1,200
0,197
49,21
20,73
3,374
1,14
19,20
8,415
8,490
10,49
39,00
4,746
10,52
4,50
1,095
1,005
1,075
1,020
1,130
1,030
1,390
1,065
1,060
1,025
1,065
1,045
1,040
1,119
1,100
1,025
1,030
1,075
1,035
1,130
1,215
1,000
1,000
1,305
1,145
1,015
1,010
1,025
1,055
1,040
1,095
1,240
1,030
1,050
1,045
65
Вариант
36
37
38
39
40
В
CH3COOH
H2SO4
HCl
KOH
HNO3
(В), %
95,40
55,45
35,20
50,80
93,50
  , г/см
1,060
1,450
1,175
1,520
1,490
3
V, мл
670
200
340
920
460
Окончание табл. 6.3
  ,г/см3
(В), %
15.40
1,020
35,01
1,260
26,20
1,130
10,49
1,095
50,00
1,310
Задание 6.4. Раствор кислоты В нейтрализуют раствором щёлочи А
(варианты задания в табл. х). Определите неизвестную величину Х, если к
раствору кислоты В объемом V(B) и с молярной концентрацией См(В)
потребовалось добавить раствор щелочи А объемом V(A) и с молярной
концентрацией См(А).
Таблица 6.4
Вариант
Кислота В
V(B), мл
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
H3PO4
CH3COOH
HCl
H2SO4
H3PO4
CH3COOH
HCl
H2SO4
H3PO4
250
X
100
50
X
300
150
200
80
100
X
350
150
X
200
40
X
150
250
100
X
50
70
150
X
200
100
См(В),
моль/л
Х
0,2
X
0,3
0,5
0,1
X
0,5
0,4
X
0,05
0,15
X
0,25
Х
0,50
0,05
0,35
X
0,15
0,18
0,45
X
0,80
0,30
X
0,55
66
Щелочь А
V(A), мл
Ва(OH)2
NaOH
Са(OH)2
NаOH
Sr(OH)2
NaOH
Ba(OH)2
NаOH
Ca(OH)2
NaOH
Sr(OH)2
NаOH
Ba(OH)2
NaOH
Sr(OH)2
NаOH
Ba(OH)2
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
NaOH
KOH
Sr(OH)2
Ca(OH)2
NaOH
KOH
500
50
300
X
200
150
700
X
200
500
100
X
550
150
200
X
300
450
500
X
600
80
180
X
800
200
X
См(А),
моль/л
0,2
0,80
0,03
0,05
0,10
X
0,05
0,80
X
0,25
0,25
0,50
0,45
0,27
0,60
0,35
0,40
X
0,80
0,035
0,05
X
0,40
0,25
0,01
X
0,08
Вариант
Кислота В
V(B), мл
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
CH3COOH
HCl
H2SO4
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3PO4
HCl
H2SO4
H3PO4
X
350
150
105
X
550
180
X
575
400
X
950
125
См(В),
моль/л
0,12
X
0,60
X
0,03
0,05
X
0,38
0,24
0,52
0,25
0,25
X
Окончание табл. 6.3
См(А),
Щелочь А V(A), мл
моль/л
Ba(OH)2
400
0,45
Ca(OH)2
150
0,05
NaOH
X
0,27
NaOH
230
0,12
Sr(OH)2
200
0,05
NаOH
X
0,14
Ba(OH)2
150
0,11
NaOH
850
0,06
Sr(OH)2
255
Х
NаOH
X
0,15
Ba(OH)2
660
0,23
NaOH
150
X
KOH
3950
0,18
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Массовая доля вещества в растворе измеряется в единицах:
1. г; 2. моль/л; 3. %; 4. г/л; 5. г/моль.
2. В единицах моль/л измеряется концентрация раствора:
1. массовая доля; 2. моляльная; 3. титр; 4. молярная; 5. нормальная.
3. Титр измеряется в единицах:
1. г; 2. моль/л; 3. %; 4. г/мл;
5. г/моль.
4. В единицах моль/(кг Н2О) измеряется концентрация раствора:
1. молярная доля; 2. моляльная; 3. нормальная; 4. молярная;
5. титр.
5. Молярная концентрация эквивалентов измеряется в единицах:
1. г/моль; 2. моль экв/л; 3. %; 4. г/л; 5. моль/л.
6. В 100 г 10 % − го раствора H2SO4 содержится масса (г) кислоты:
1. 10; 2. 20; 3. 1; 4. 5; 5. 100.
7. Массовая доля соли в растворе, 200 г которого содержат 5 г КСl, равна
величине:
1. 5; 2. 0,025; 3. 0,25; 4. 2,5; 5. 40.
67
8. Молярная концентрация H2SO4 в растворе, содержащем 980 г H2SO4 в 1 л
раствора, равна величине (моль/л):
1. 5; 2. 25; 3. 1;
4. 10; 5. 0,5.
9. Для приготовления 10 л 1 М раствора NaCl необходима масса соли (г):
1. 5,85; 2. 585; 3. 510; 4. 250; 5. 258.
10. Молярная концентрация эквивалентов 2 М раствора Ba(OH)2 равна
величине (моль/л):
1. 1; 2. 20; 3. 4; 4. 5; 5. 2.
11. 40 % − ый раствор щёлочи, содержащий 25 г NaOH, имеет массу (г):
1. 6,25; 2. 625; 3. 250; 4. 400; 5. 62,5.
12. Титр раствора, в 2 л которого содержится 50 г кислоты, равен
величине (г/мл):
1. 0,2; 2. 0,25; 3. 25; 3. 3,5;
4. 5; 5. 0,025.
13. Для приготовления 1кг 5% -го раствора соли необходима масса (г)
воды:
1. 950; 2. 1000; 3. 500; 4. 900; 5. 550.
14. Молярная концентрация эквивалентов HCl в растворе, содержащем
0,5 моль в 5 л, равна величине (моль экв/л):
1. 1; 2. 0,1; 3. 5; 4. 0,5; 5. 10.
15. В 2 л раствора Na2CO3 с молярностью, равной 0,5 моль/л, содержится
количество соли (моль):
1. 0,5; 2. 0,1; 3. 0,25; 4. 0,025; 5. 0, 05.
16. Для приготовления 10 л 0,25 М раствора KCl необходимо количество
соли (моль):
1. 10;
2. 5; 3. 25; 4. 0,25; 5. 2,5.
17. 500 г щёлочи с титром 0,1 г/мл содержится в объёме (л):
1. 1;
2. 10; 3. 15;
4. 0,5;
5. 5.
18. Молярная концентрация эквивалентов кислоты в растворе, 10 л
которого содержат 5 моль H3PO4, равна величине (моль/л):
1. 1,5; 2. 0,5; 3. 0,25; 4. 2,5; 5. 0,17.
19. Для приготовления 1 л 0,1 М раствора гидроксида натрия, необходима
масса (г) NаОН:
1. 4;
2. 40;
3. 10; 4. 5; 5. 2,5.
68
20. Молярная концентрация эквивалентов в 0,03 М растворе HNO3 равна
величине (моль экв/л):
1. 0,03; 2. 0,01; 3. 0,06; 4. 0,09; 5. 0,05.
21. Массовая доля соли в растворе, содержащем 450 г воды и 50 г соли,
равна величине (%):
1. 5; 2. 25; 3. 10;
4. 15; 5. 45.
22. В растворе одной концентрации нормальность не равна молярности
для кислоты:
1. HCl; 2. HNO3; 3. HClO4; 4. H2SO3; 5. CH3COOH.
23. В растворе одной концентрации нормальность не равна молярности
для основания:
1. Ba(OH)2; 2. NaOH; 3. KOH; 4. NH4OH; 5. LiOH.
24. Масса 5 − % раствора, содержащего 500 г кислоты, равна величине (кг):
1. 10; 2. 5;
3. 2,5; 4. 1; 5.
25. Для приготовления 200 г раствора соли с массовой долей 10 %
необходимы массы (г) соли и воды:
1. 40 и 160; 2. 10 и 190; 3. 20 и 180; 4. 50 и 150.
Тема 7. Растворы электролитов
Примеры решения задач
Пример 7.1. Для каждого из приведенных электролитов: Ba(OH)2, H2SiO3,
MgCl2, (CaOH)2SO3, Zn(H2PO4)2 определите тип электролита (сильный или
слабый), составьте уравнения электролитической диссоциации, запишите
выражение константы диссоциации для одного из слабых электролитов.
Решение. Определим тип каждого из электролитов (прил. 7, 8).
К сильным электролитам относятся основание Ba(OH)2 и соли: средняя
соль, MgCl2, основная соль (CaOH)2SO3 и кислая соль Zn(H2PO4)2.
В водных растворах сильные электролиты диссоциируют практически
необратимо, в одну ступень
В уравнениях электролитической диссоциации сильных электролитов
необратимость процесса указывается знаком = или → :
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2 OH –;
MgCl2 = Mg2+ + 2Cl –;
69
(MgOH)2SO3 = 2 MgOH+ + SO32–;
Zn(H2PO4)2 = Zn2+ + 2 H2PO4– .
К слабым электролитам относятся кислота H2SiO3, ионы: MgOH+, H2PO4–.
Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато, состояние
равновесия характеризуется константой диссоциации
В уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов
обратимость процесса указывается знаком ↔.
Кремниевая кислота является двухосновной, диссоциирует
в две
ступени, равновесие в каждой из них характеризуется константой диссоциации
К1, К2, соответственно.
Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой частиуравнения
диссоциации должна быть одинаковой
1 ступень: H2SiO3 ↔ H+ + HSiO3– K1, H2SiO3 = [H+]·[ HSiO3–] / [H2SiO3];
2 ступень: HSiO3– ↔ H+ + SiO32– K2, HSiO3– = [H+]·[ HSiO3–]/ [SiO32–].
Ион MgOH+ является основным остатком и диссоциирует как основание:
MgOH + ↔ Mg 2+ + OH –.
Ион H2PO4 является кислотным остатком и диссоциирует, как слабая кислота,
в две ступени:
1 ступень:
H2PO4– ↔ H+ + HPO42–
2 ступень:
HPO42– ↔ H+ + PO43–.
–
Пример 7.2. Смешали растворы: нитрата железа (III) и гидроксида аммония;
карбоната магния и хлороводородной кислоты; сульфата натрия и гидроксида
калия. Определите, будет ли протекать реакция между указанными веществами.
Составьте соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.
В растворах электролитов реакция обмена протекает и является
практически необратимой, если образуются
осадок, слабый электролит или выделяется газ
Определим возможность протекания реакции между нитратом железа
(III) и гидроксидом аммония. Запишем молекулярное уравнение реакции:
Fe(NO3)3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 +3NH4NO3.
70
Определим растворимость каждого вещества, используя таблицу
растворимости (прил. 9), а также силу каждого электролита (прил. 7,8).
Соли Fe(NO3)3 и NH4NO3 являются растворимыми (р) сильными (с)
электролитами, NH4OH – растворимый (р) слабый (сл)электролит, Fe(OH)3 –
практически нерастворимый (нр) слабый (сл) электролит.
В уравнении реакции практически нерастворимые вещества изображают
, газообразные вещества – ↑
Fe(NO3)3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 +3NH4NO3 .
р
р
нр
р
с
сл
сл
с
Так как в результате взаимодействия образуется практически
нерастворимый слабый электролит Fe(OH)3, реакция обмена между данными
веществами протекает необратимо.
В ионно-молекулярных уравнениях виде ионов записывают растворимые
сильные электролиты,
в виде молекул – слабые электролиты, практически нерастворимые
(малорастворимые) и газообразные вещества
Составим полное ионно-молекулярное уравнение реакции, в котором в
молекулярной форме запишем слабый электролит NH4OH практически
нерастворимый слабый электролит Fe(OH)3:
Fe3+ + 3NO3−+ 3NH4OH = Fe(OH)3  +3NH4 + + 3NO3−
Исключим одинаковые ионы NO3- в левой и правой части уравнения и
получим краткое ионно-молекулярное уравнение реакции:
Fe3+ + 3NH4OH = Fe(OH)3  +3NH4 +.
Аналогично определим возможность протекания реакции между
карбонатом магния и хлороводородной кислотой. Запишем молекулярное
уравнение реакции между веществами, определим растворимость веществ
(прил. 9) и силу электролитов (прил. 7, 8):
MgCО3 + 2НСI = MgCl2 + Н2О + CО2↑
нр
р
р
р
с
с
с
сл
Угольная кислота является неустойчивой и в момент образования
распадается на воду и газообразный оксид углерода (IV).
Так как в результате взаимодействия образуется очень слабый
электролит Н2О и выделяется газ CО2, реакция между данными веществами
протекает необратимо.
Простые вещества и оксиды не являются электролитами
71
Составим полное ионно-молекулярное уравнение реакции, в котором в
виде молекул запишем малорастворимый MgCО3, очень слабый электролит
Н2О и газообразный CО2, который является неэлектролитом:
MgCО3 + 2Н+ + 2 СI− = Mg2+ + 2Cl− + Н2О + CО2↑
Исключим одинаковые ионы СI− и получим краткое ионно-молекулярное
уравнение реакции:
MgCО3 + 2Н+ = Mg2+ + Н2О + CО2↑
Определим возможность протекания реакции между сульфатом натрия и
гидроксидом калия. Запишем молекулярное уравнение реакции между
веществами, определим растворимость веществ (прил. 9) и силу электролитов
(прил. 7, 8):
Na2SO4 +2 KOH = K2SO4+2NaOH.
Все приведенные вещества растворимы в воде и являются сильными
электролитами, в растворе образуется смесь ионов, состав исходных веществ не
изменяется. Реакция является обратимой.
2Na+ + SO42‾ + 2K+ +2 OH‾ ↔ 2K+ + SO42‾ + 2Na+ + 2OH‾.
Задание 7.1. Для приведенных водных растворов электролитов (варианты
задания в табл. 7.1):
7.1.1. Определите класс соединения; для солей − тип соли (кислая,
средняя, основная).
7.1.2. Укажите сильные и слабые электролиты.
7.1.3. Напишите уравнения электролитической диссоциации.
7.1.4. Для одного из слабых электролитов напишите выражение для
константы диссоциации по каждой ступени.
Таблица 7.1
Вариант
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
H2SO4
Cu(OH)2
HCl
Ca(OH)2
HNO2
HNO3
NaOH
Fe(OH)2
H3PO4
H2SO3
HBr
Zn(OH)2
HCN
HF
H2S
NH4OH
HClO4
Cr(OH)3
HClO2
Ba(OH)2
Mn(OH)2
H2S
CH3COOH
KOH
Mg(OH)2
Ni(OH)3
H2SO4
Cr(OH)2
Cd(OH)2
LiOH
Электролиты
(CuOH)2SO4
CrOHCl2
MnOHNO3
ZnOHNO3
PbOHNO3
AlOHSO4
BiOH(NO3)2
Fe(OH)2Cl
(MgOH)2SO4
CuOHNO3
Cr(OH)2NO2
(CaOH)2SO3
Al(OH)2Cl
MnOHBr
(SnOH)2SO4
72
NaHSiO3
NaHCO3
K2HPO4
NaHS
NaH2PO4
KHSO3
KHSiO3
NH4HSO4
NaHSO3
Ca(HCO3)2
MgHPO4
Ba(HS)2
NH4HCO3
CaHPO4
Ba(HCO3)2
NaCl
Na2SO4
Ca(NO3)2
K2CrO4
AgNO3
CuCl2
NiSO4
Pb(NO3)2
KCl
Na2CrO4
MnCl2
Fe(NO3)3
CuSO4
Na2CO3
KBr
Окончание табл. 7.1
Вариант
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
H2SO3
H3BO3
H2SiO3
CH3COOH
Cu(OH)2
HMnO4
HCl
H2CO3
H3PO4
HBr
HNO2
Ba(OH)2
FeOHCl
(NH4)2CO3
Fe(OH)2
Ni(OH)2
NaMnO4
Cr(OH)2
Pb(CH3COO)2
H2SO3
Mg(CH3COO)2
Pb(OH)2
HClO2
CoF2
(NH4)2S
Fe(OH)2
NaOH
NH4OH
Ni(OH)2
HJ
Fe(OH)3
Sn(OH)2
Ba(OH)2
KOH
Cu(OH)2
Ca(OH)2
H2S
(MgOH)2SO3
MnOHF
K2CrO4
CH3COOH
Ni(OH)2
(NH4)2SO3
Ti(OH)2
KCN
(MgOH)2SO4
H2CrO4
NiSO4
HClO3
Cd(OH)2
Электролиты
Bi(OH)2NO3
CdOHCl
(CuOH)2CO3
CrOH(NO3)2
(FeOH)2SO4
(Al(OH)2)NO3
(CuOH)Cl
(MnOH)2SO4
(MgOH)NO3
(Al(OH)2)2SO4
NiSO4
Al(OH)2Cl
H3AsO4
RbOH
CrOH(NO3)2
NaHSO3
HCN
(CuOH)2SO4
KHS
PbOHNO3
HClO
(NH4)3PO4
CrOHBr2
Cr(OH)2Cl
Zn(H2PO4)2
KHSO4
Al(HCO3)3
NH4HSO3
Ca(H2PO4)2
Mg(HS)2
KHSiO3
NaHSO3
Ba(HCO3)2
Al(HCO3)3
K2HPO4
CoOHNO3
KNO3
TlOH
H2SiO3
NaHSO4
MnCl2
ZnOHNO3
HNO3
(MnOH)2S
Ca(OH)2
Cr(OH)3
NiF2
Mg(HCO3)2
NaHSiO3
PbOHNO3
Na2S
CuBr2
Zn(NO3)2
MgSO4
K2SO3
MgS
Co(NO3)2
ZnCl2
K2S
BaCl2
NaH2PO4
Fe(HSO4)3
Ni(NO3)2
NaHSO3
HMnO4
(FeOH)2SO4
Cr(HSO4)3
NaHCO3
H2SO4
Zn(H2PO4)2
K2HPO4
(MgOH)2SO3
HJ
Ba(OH)2
HClO4
Задание 7.2. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах
напишите уравнения реакций между веществами (варианты задания в табл. 7.2).
Определите, какие реакции протекают необратимо и обратимо, объясните
почему.
Таблица 7.2
Вариант
Взаимодействующие вещества
1
а) гидроксид цинка и серная кислота;
б) нитрат серебра и хлорид железа (III)
2
а) сульфид натрия и сульфат меди;
б) сульфит калия и хлороводородная кислота
3
а) гидроксид алюминия и гидроксид калия;
б) нитрат бария и сульфат калия
4
а) карбонат железа (II) и хлороводородная кислота;
б) сульфат меди и гидроксид натрия
73
Продолжение табл. 7.2
Вариант
Взаимодействующие вещества
5
а) гидроксид магния и азотная кислота;
б) хлорид цинка и сульфид калия
6
а) нитрат свинца и йодид натрия;
б) силикат натрия и серная кислота
7
а) гидроксид хрома (III) и гидроксид калия;
б) сульфид натрия и сульфат железа
8
а) нитрат меди и гидроксид бария;
б) карбонат кальция и хлороводородная кислота
9
а) гидроксид желаза (III) и азотная кислота;
б) хлорид марганца (II) и карбонат натрия
10
а) сульфат хрома (III) и фосфат натрия;
б) сульфит калия и хлороводородная кислота
11
а) гидроксид олова (II) и гидроксид натрия;
б) нитрат серебра и бромид железа (III)
12
а) сульфат никеля (II) и гидроксид калия;
б) сульфат меди (II) и азотная кислота
13
а) гидроксид алюминия и серная кислота;
б) хлорид ртути (II) и йодид калия
14
а) нитрат свинца (II) и йодид натрия;
б) карбонат марганца (II) и хлороводородная кислота
15
а) гидроксид свинца и гидроксид калия;
б) хлорид бария и сульфат лития
16
а) хлорид марганца (II) и гидроксид бария;
б) карбонат натрия и азотная кислота
17
а) гидроксид хрома (III) и азотная кислота;
б) хлорид цинка и гидроксид калия
18
а) нитрат серебра и бромидкалия;
б) сульфат цинка и гидроксид натрия
19
а) гидроксид цинка и гидроксид натрия;
б) хлорид бария и карбонат натрия
20
а) хлорид меди (II) и гидроксид натрия;
б) карбонат бария и азотная кислота
21
а) гидроксид марганца (II) и серная кислота;
б) нитрат серебра и йодид калия
22
а) бромид меди (II) и сульфид кальция;
б) карбонат кобальта (II) и серная кислота
23
а) нитрат свинца (II) и гидроксид натрия;
б) хлорид никеля (II) и сероводородная кислота
24
а) гидроксид никеля (II) и бромоводородной кислотой;
б) хлорид кальция и карбонат калия
25
а) гидроксид никеля (II) и бромоводородная кислота;
б) хлорид кальция и карбонат калия
74
Окончание табл. 7.2
Вариант
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Взаимодействующие вещества
а) нитрат кальция и карбонат калия;
б) азотная кислота и гидроксид бария
а) нитрит бария и сульфат калия;
б) гидроксид натрия и нитрат железа (II)
а) хлороводородная кислота и карбонат натрия;
б) хлорид железа (III) и гидроксид калия
а) гидроксид натрия и сернистая кислота;
б) сульфат натрия и хлорид бария
а) хлорид алюминия и нитрат серебра;
б) сульфид натрия и хлороводородная кислота
а) гидроксид хрома (II) и азотная кислота;
б) нитрат свинца (II) и сульфат калия
а) карбонат магния и азотная кислота;
б) хлорид железа (III) и гидроксид калия
а) хлорид цинка и сульфид натрия;
б) силикат натрия и хлороводородная кислота
а) сульфат железа (II) и фосфат калия;
б) сульфид свинца(II) и азотная кислота
а) гидроксид меди (II) и серная кислота;
б) силикат калия и хлороводородной кислотой
а) карбонат калия и сульфат меди (II);
б) гидроксид меди (II) и хлороводородная кислота
а) гидроксид талия (I) и серная кислота;
б) нитрат цинка и гидроксид натрия
а) карбонат цинка и серная кислота;
б) гидроксид олова (II) и гидроксид натрия
а) хлорид кальция и карбонат калия;
б) гидроксид железа (II) и азотная кислота
а) гидроксид магния и хлороводородная кислота;
б) сульфат железа (II) и сульфидом калия
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Только электролиты расположены в ряду веществ:
1. H2S, AgNO3, CaО; 2. HCl, Ag2О, Al2(SO4)3; 3. MgJ2, Fe2(SO4)3, H2SO4;
4. HgO, Ti(OH)2, CuSO4; 5. MgSO4, Zn(NO3)2, P2O5.
75
2. Слабым электролитом является кислота:
1. HCl; 2. H2SO4; 3. H2S; 4. НNO3;
5. H2СrO4.
3. Только сильные электролиты расположены в ряду оснований:
1. КОН, Cu(OH)2, Mn(OH)2;
2. NaОН, Ca(OH)2, Ba(OH)2;
3. RbОН, Co(OH)2, Mg(OH)2; 4. LiОН, Fe(OH)2, Ni(OH)2;
5. NH4ОН, Cd(OH)2, Zn(OH)2.
4. Слабым является электролит со степенью диссоциации:
1. 1 %; 2. 50 %; 3. 100 %; 4. 0 %; 5. 80 %.
5. При диссоциации Al2(SO4)3 образуются ионы:
1. Al3+ + Al(SO4)33-;
2. Al23+ + (SO4)33-;
3+
6+
24. 2Al + 3S + 3O4 ; 5. Al2SO44+ + (SO4)24-.
3. 2Al3+ + 3SO42-;
6. Диссоциации H3PO4 по первой ступени соответствует уравнение:
1. H3PO4 ⇄ H3+ + PO4-;
2. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-;
3. H3PO4 ⇄ 3H+ + PO434. H3PO4 ⇄ 2H+ + HPO42- ;
+
25. H3PO4 ⇄ 2H + HPO4 .
7. В ионно-молекулярном уравнении оба вещества записывают в виде
молекул:
1. LiОН, Cu(OH)2;
2. Cu(OH)2, BaSO4;
3. MgSO4, Ba(OH)2;
4. H2SO4, H2O;
5. СН3СООNa, H3PO4.
8. Молекулярному уравнению Н2S + MnCl2 = MnS  +2HCl соответствует
ионно-молекулярное уравнение:
1. Н2S + MnCl2 = MnS  +2H+ + 2Cl-;
2. S2- + MnCl2 = MnS  + 2H+ ;
3. 2Н+ + S2- + MnCl2 = MnS  + 2HCl;
4. Н2S + Mn2+ = MnS  + 2H+
22+
5. S + Mn = MnS  .
9. Ионно-молекулярному уравнению Pb2+ + 2Cl- = PbCl2  соответствует
молекулярное уравнение:
1. Pb(ОН)2 + 2НCl = PbCl2  + 2Н2О; 2. Pb(NO3)2 + 2НCl = PbCl2  + 2НNО3;
3. PbSО4 + 2НCl = PbCl2  + Н2SO4; 4. PbCО3 + 2НCl = PbCl2  + Н2CO3;
5. PbI2 + 2НCl = PbCl2  + 2НI.
10. Выражение константы диссоциации гидроксида магния по I ступени
1. К b 
[ Mg(OH) 2 ]
;
[ Mg 2  ]  [OH  ]2
2. К b 
[ MgOH  ]  [OH  ]
;
[ Mg(OH ) 2 ]
4. К b 
[ MgOH  ]  [OH  ]
;
[ Mg(OH ) 2 ]
5. К b 
[ MgOH  ]
[ Mg 2  ]  [OH  ]
2
76
3. К b 
[ Mg 2  ]  [ MgOH  ]
;
[ Mg(OH ) 2 ]
11. Молекулярное уравнение для реакции Ba2+ + S2- = BaS имеет вид
1. Ba(OH)2 + Na2S = BaS + 2NaOH;
2) Ba(OH)2 + H2S = BaS + 2H2O;
3) BaSO4 + Na2S = BaS + Na2SO4;
4) BaSO4 + H2S = BaS + H2SO4;
5) BaCO3 +H2S = BaS + H2CO3
12. Наиболее сильным основанием является
1. NH4OH;
4. Ca(OH)2;
2. NaOH;
5. RbOH
3. KOH;
13. Степень диссоциации электролита увеличивается только в ряду
1. Ca(OH)2, Al(OH)3, Fе (OH)2;
4. NaOH, Cr(OH)2, Zn(OH)2;
2. Mg(OH)2, CsOH, Cu(OH)2;
5. LiOH, Pb(OH)2, Mn(OH)2
3. Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2;
14. Уменьшение степени диссоциации кислот наблюдается в ряду
1. H3PO4, H2SiO3,
HNO3;
4. HCOOH, H2CO3, HBr;
2. HCl, CH3COOH, H2SO3;
5. HClO4,
H2S,
HJ
3. HNO2, HF,
H2SO4;
15. Самый сильный электролит в ряду щелочей
1. LiOH;
2. KOH;
3. CsOH;
4. NaOH;
5. RbOH
16.
Концентрация ионов Н+ (моль/л) в 0,01 М растворе H2SO4 при полной ее
диссоциации равна
1. 2;
2. 210- 1;
3. 110-2;
4. 210-2;
5. 310-1
17. Равновесие реакции NHOH = NH4+ + OH - смещается в сторону ионной
формы при введении
1. NaCl;
2. Ca(NO3)2;
3. HNO3;
4. NH4Cl;
5. H2SO4
18. Равновесие реакции NHOH = NH4+ + OH - смещается в сторону
молекулярной формы при введении
1. NaCl;
2. Ca(NO3)2;
3. NaNO3;
4. HCl;
5. Na2SO4
19. Необратимо протекает реакция между
1. CuSO4 и HCl;
2. NaOH и HCl;
3. Na2SO4 и KCl;
4. NaNO3 и KOH;
5. CrCl3 и Na2SO4
77
20. Концентрация ионов Н+ (моль/л) в 0,01 М растворе НCl при полной ее
диссоциации равна
1. 2;
2. 210- 1;
3. 110-2;
4. 210-2;
5) 310-1
21. Степень электролитической диссоциации азотистой кислоты
510-4) в ее 0,05 М растворе равна
1. 10-1;
2. 10-2;
3. 1;
4. 10-4;
5. 10-5
(Kа(HNO2) 
22. Для раствора, рОН которого равен 9, концентрация ионов Н+ будет равна
1. 10-2;
2. 10-9 ;
3. 10-5;
4. 10-7;
5. 10-8
23. Молекулярное уравнение для реакции Ba2+ + CO32- = BaCO3 имеет вид
1. Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaOH;
2. Ba(OH)2 + H2CO3 = BaCO3 + 2H2O;
3. BaSO4 + Na2CO3 = BaCO3 + Na2SO4;
4. BaSO4 + H2CO3 = BaCO3 + H2SO4;
5. BaCO3 +H2SO4 = BaSO4 + H2CO3
24. К ионному уравнению Н+ + ОН− = Н2О приводит взаимодействие водных
растворов веществ
1) NH4OH и HCl;
4) NaOH и HCl;
2) NH4OH и CaCl2 ;
5) NaOH и H3PO4
3) Ca(OH)2 и H2SO4;
25. Константе диссоциации фосфорной кислоты по II ступени соответствует
выражение
1. К а 
[ H  ]  [ H 2 PO 4 ]
;
[ H 3 PO 4 ]
4. К a 
[3H  ]  [ PO 34 ]
;
[ H 3 PO 4 ]
[ H  ]  [ HPO 24  ]
;
[ H 2 PO 4 ]
5. К a 
[ H  ]  [ PO 34 ]
[ H 3 PO 4 ]
2. К a 
3. К a 
[ H  ]  [ PO 34 ]
;
[ HPO 24  ]
Тема 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
Примеры решения задач
Пример 8.1.
Для 0,01 М раствора гидроксида натрия рассчитайте
концентрацию ионов водорода H+, рН, рOН раствора. Определите окраску
важнейших индикаторов в этом растворе.
78
Решение. Концентрацию ионов водорода H+ в растворе гидроксида натрия с
молярной
концентрацией 0,01 (10−2)
моль/л рассчитаем из ионного
произведения воды (Кв ).
Кв – ионное произведение воды. В водном растворе любого электролита
Кв = [H+] · [OH −] = 10 − 14 моль²/л²
Концентрация ионов водорода H+ равна:
[H+] = Кв / [OH −] = 10 −14/ 10 − 2 = 10 −10 моль/л.
Рассчитаем рН раствора.
рН – водородный показатель
рН = – lg [H +]
pH = – lg [H+] = – lg 10 −10 = 10.
Рассчитаем рOН раствора.
рОН – гидроксильный показатель
рОН = – lg [ОH −]
рOН = – lg [OH −] = – lg 10−10 = 10.
рOН раствора можно рассчитать другим способом.
рН + рОН = 14
рOН = 14 – рН =14 – 2 =10.
Величина рН используется для характеристики реакции среды: кислая,
щелочная и нейтральная.
В кислых растворах [H +] >[OH −], pH < 7,
в щелочных растворах [H +] > [OH −] pH > 7,
в нейтральных растворах [H +] ≈ [OH −] pH ≈ 7
Водные растворы электролитов в зависимости от реакции среды при
добавлении индикаторов приобретают определенную окраску. Окраска
важнейших индикаторов в различных средах приведена в прил. 10.
Фенолфталеиновый в щелочах малиновый!
В кислой среде лакмус и метилоранж окрашивают раствор
79
в красный цвет
В щелочной среде (pH = 10) при добавлении фенолфталеина окраска
раствора изменяется с бесцветной на малиновую, лакмуса – с фиолетовой на
синюю, метилоранжа – не изменяется.
Пример 8.2. Для солей: NaNO2, CH3COONH4, Al(NO3)3 (при нагревании),
Al2S3, K2SO4 составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза. Определите тип гидролиза, реакцию среды, рН раствора. Укажите
изменение окраски раствора соли при добавлении важнейших индикаторов.
Решение.
Гидролиз солей – обменное взаимодействие ионов
соли с молекулами воды
Соли являются продуктами взаимодействия кислот (сильных или слабых
электролитов) и оснований (сильных или слабых электролитов).
Типы гидролиза
– гидролиз по катиону (соль слабого основания);
– гидролиз по аниону (соль слабой кислоты);
– гидролиз по катиону и аниону
(соль слабого основания и слабой кислоты)
В водном растворе соль NaNO2 диссоциирует по уравнению:
NaNO2 = Na+ + NO2−.
Соль NaNO2 образована катионом Na+ сильного основания NaОН
и
анионом NO2− слабой кислоты) НNO2 (прил. 7, 8). Гидролиз протекает по
аниону. Анион NO2− взаимодействуют с катионами водорода H + в молекуле
воды.
Гидролиз, как правило, является обратимым процессом (↔)
Уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:
NO2− + Н—ОН ↔ CH3COOH + OH −.
В результате гидролиза в растворе образуются в избытке гидроксильные
ионы, поэтому среда щелочная, pH > 7. Фенолфталеин окрашивает раствор
соли в малиновый цвет, при добавлении метилоранжа и лакмуса окраска
раствора не изменяется.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:
NaNO2 + Н—ОН ↔ НNO2 + NaОН.
В водном растворе соль CH3COONH4 диссоциирует по уравнению:
CH3COONH4 = NH4+ + CH3COO −.
80
Соль CH3COONH4 образована катионом NH4+ слабого основания NH4ОН
и анионом CH3COO− слабой кислоты CH3COOН (прил. 7, 8). Гидролиз
протекает по катиону и аниону.
Уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:
CH3COO −+ NH4+ + Н—ОН ↔ CH3COOH + NH4OH.
Гидролиз таких солей протекает более глубоко, поскольку в результате
его образуются и слабое основание, и слабая кислота.
Реакция среды в этом случае зависит от силы основания и кислоты, т. е. от
величины их констант диссоциации (K).
Если K(основания) > K(кислоты), то среда слабощелочная,
если K(основания) < K(кислоты), то среда слабокислая, pH < 7
pH > 7;
Кислота и основание, образующие соль CH3COONH4, равны по силе
K(NH4OH) ≈ K(CH3COOH), поэтому реакция среды будет близка к
нейтральной, pH ≈ 7.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:
CH3COONH4 + H2O  CH3COOH + NH4OH.
Окраска
водного
раствора соли CH3COONH4
при добавлении
индикаторов не изменяется.
В водном растворе соль Al(NO3)3 диссоциирует по уравнению:
Al(NO3)3 = Al3+ + 3 NO3−.
Соль Al(NO3)3 образована катионом Al3+ слабого основания Al(ОН)3 и
анионом NO3− сильной кислоты НNO3 (прил. 7, 8). Гидролиз протекает по
катиону.
Гидролиз солей, образованных многозарядными ионами протекает
ступенчато с образованием основных солей (гидролиз по катиону)
и кислых солей ( гидролиз по аниону)
При обычных условиях (низких температурах и концентрациях
растворов)
гидролиз
протекает
только
по
первой
ступени.
Уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме по 1 ступени:
Al3+ + Н—ОН ↔ [Al(OH)]2+ + H +.
В результате гидролиза в растворе образуются в избытке ионы водорода
H+, поэтому среда кислая, pH < 7. При добавлении лакмуса и метилоранжа
раствор окрашивается в красный цвет, при добавлении фенолфталеина –
окраска раствора не изменяется.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме по 1 ступени:
Al(NO3)3 + Н—ОН ↔ Al(OH)(NO3)2 + HNO3.
Более полному гидролизу способствует повышение температуры и
разбавление раствора
81
Поскольку заряд иона алюминия 3+ (Al3+), то возможно протекание
гидролиза по второй и третьей ступеням.
Уравнения гидролиза в ионно-молекулярной и молекулярной форме по 2
ступени:
[Al(OH)]2+ + Н—ОН ↔ [Al(OH)2]+ + H +
Al(OH)(NO3)2 + Н—ОН ↔ Al(OH)2(NO3) + HNO3
Уравнения гидролиза в ионно-молекулярной и молекулярной форме по 3
ступени:
[Al(OH)2]+ + Н—ОН ↔ Al(OH)3 + H +
Al(OH)2(NO3) + Н—ОН ↔ Al(OH)3↓ + HNO3.
Соль Al2S3 образована катионом Al3+ очень слабого основания Al(ОН)3 и
анионом S2− очень слабой летучей кислоты H2S (прил. 7, 8).
Необратимый (полный) гидролиз протекает в одну ступень при
взаимодействии солей очень слабых оснований (Al3+, Cr3+, Fe3+)
с солями слабых летучих кислот (S2-, CO32-, отчасти SO32-).
В таблице растворимости
для необратимо гидролизующихся солей стоит прочерк
Уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме:
2Al3+ + 3S2− = 2Al(OH)3 + 3H2S↑.
Уравнение гидролиза в молекулярной форме:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S↑.
В водном растворе соль K2SO4 диссоциирует по уравнению:
K2SO4 = 2 K+ + SO42−
Соль K2SO4 образована катионом K+ сильного основания KОН
анионом SO42−сильной кислоты Н2SO4.
и
гидролизу не подвергаются
− соли, образованные катионом сильного основания и
анионом сильной кислоты,
реакция среды нейтральная, pH ≈ 7.
− практически нерастворимые соли из-за очень низкой
концентрации ионов в растворах
таких
Реакция среды в растворе K2SO4 нейтральная, pH ≈ 7. Водные растворы
солей при добавлении индикаторов окраску не меняют.
Пример 8.3. Смешали растворы двух солей: хлорид хрома(III) и сульфид
калия; нитрат меди(II) и карбонат натрия. Составьте ионно-молекулярные и
молекулярные уравнения реакций взаимодействия.
Решение. Соль хлорид хрома(III) СrС13 образована слабым основанием
82
Сr(OH)3 и сильной кислотой HCI (прил. 7, 8). Соль сульфид калия K2S
образована сильным основанием KOH и слабой кислотой H2S. В водном
растворе между солями:
1) Возможна реакция обмена с образованием двух других солей:
2СrС13 + 3K2S = Cr2S3 + 6KCl;
2) Возможна реакция необратимого гидролиза:
2CrCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 6 KCl+ 3H2S↑.
Если образующиеся карбонаты, сульфиты и сульфиды менее растворимы,
чем соответствующие гидроксиды,
то протекает реакция обмена
Соль KCl образована сильным основанием KOH и сильной кислотой HCI,
гидролизу не подвергается; соль Cr2S3 образована очень слабым основанием
Сr(OH)3 и слабой летучей кислотой H2S – подвергается необратимому
гидролизу с образованием соответствующего малорастворимого основания и
слабой летучей кислоты (прил. 7-9):
Cr2S3 + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3H2S↑.
Поэтому в любом случае при взаимодействия растворов этих двух солей
образуется мало растворимый гидроксид Cr(OH)3 и летучая кислота H2S.
Уравнение необратимого гидролиза в ионно-молекулярной форме:
2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S↑.
Соль нитрат меди(II) Cu(NO3)2 образована слабым основанием Cu(OH)2 и
сильной кислотой HNO3. Соль карбонат натрия Na2CO3 образована сильным
основанием
NaOH
и
слабой
кислотой
H2CO3.
Реакции взаимодействия солей двухвалентных катионов
(кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов щелочных
металлов (Na+, K+ и др.) сопровождаются образованием осадков менее
растворимых основных солей (карбонатов гидроксометаллов)
Уравнение необратимого гидролиза в молекулярной форме:
2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 4NaNO3 + CO2↑.
Уравнение необратимого гидролиза в ионно-молекулярной форме:
2Cu2+ + 2CO32- + H2O= (CuOH)2CO3 + CO2↑.
Пример 8.4. В растворе гидролизующейся соли цинка установилось
равновесие: Zn2+ + H2O ↔ ZnOH+ + H+. Как изменится состояние равновесия в
системе при: 1) добавлении H2SO4, 2) добавлении KOH, 3) нагревании
раствора?
Решение. Смещение равновесия подчиняется принципу Ле Шателье (см.
пример 5.5.).
83
Добавляемые вещества H2SO4 и KOH являются сильными электролитами
и в растворе находятся в виде ионов, которые могут, как непосредственно
влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих
в обратимой реакции.
Диссоциация H2SO4 в растворе протекает по уравнению:
H2SO4 = 2H+ + SO42– .
В водном растворе соли цинка реакция среды кислая, поэтому увеличение
концентрации продуктов реакции (ионов водорода H+) по принципу Ле
Шателье приведет к смещению равновесия в растворе в сторону исходных
веществ, гидролиз уменьшается.
Диссоциация KOH в растворе протекает по уравнению:
KOH = K+ + OH– .
Гидроксид-ионы щелочи KOH связывают ионы водорода в слабо
диссоциирующее вещество – воду по уравнению:
H+ + OH– = H2O.
Уменьшение концентрации ионов водорода приведет по принципу
Ле Шателье к смещению равновесия в системе в сторону продуктов реакции.
Гидролиз усиливается.
Реакция гидролиза протекает с поглощением теплоты, т. е. является
эндотермической реакцией. По принципу Ле Шателье, повышение температуры
приведет к смещению равновесия в сторону уменьшения температуры, т.е. в
сторону продуктов реакции. Гидролиз усиливается.
Многовриантные задания
Задание 8.1. Для водного раствора электролита (варианты задания в табл. 8.1)
приведена одна известная величина: концентрация ионов H+ С(H+), моль/л,
ионов OH− С(OH−), моль/л; водородный показатель рН или гидроксильный
показатель рОН. Определите все остальные неизвестные величины. Укажите
окраску водного раствора электролита при добавлении важнейших
индикаторов: 1) лакмуса, 2) фенолфталеина, 3) метилоранжа.
Таблица 8.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
С(H+), моль/л
10-5
С(OH−),моль/л
рН
рОН
3
10-5
4
10
-2
5
10
-2
9
10
-3
9
84
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
Вариант
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
10-5
6
10-1
2
10-11
3
10-4
7
10
-4
5
10
-6
4
10-6
С(H+), моль/л
10-7
С(OH−),моль/л
2
11
Окончание табл. 8.1
рН
рОН
1
10-1
8
10-8
10-9
13
3
10-5
7
11
10-8
12
10-11
6
Задание 8.2. 1. Для водных при стандартной температуре растворов солей
(варианта задания в табл. 8.2):
8.2.1. Определите возможность протекания гидролиза;
8.2.2. Укажите тип гидролиза;
8.2.3. Определите реакцию среды;
8.2.4. Укажите рН раствора; окраску раствора при добавлении каждого из
индикаторов: фенолфталеина, метилоранжа и лакмуса.
2. Для одной из гидролизующихся солей укажите направление смещения
равновесия при добавлении: 1) кислоты, 2) щелочи, 3) при охлаждении.
85
Таблица 8.2
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
NaCl
K2CO3
AlCl3
Na2SO4
Na3PO4
Mg(NO3)2
KMnO4
NH4Cl
FeSO4
KNO3
Zn(NO3)2
K2SiO3
Ba(NO3)2
Cr2(SO4)3
CaS
Ca(NO3)2
CuCl2
K2S
NaNO3
NH4NO3
K2CO3
KBr
ZnCl2
AgNO3
CaI2
KNO2
Mn(NO3)2
Rb2SiO3
BaI2
LiCN
KClO2
KMnO4
Mg(NO3)2
Ca(CN)2
Na2CO3
Tl2SO4
Rb2SO4
Водные растворы солей
Cu(NO3)2
CaCl2
KCN
(NH4)2S
KCl
Ba(CN)2
NiSO4
Mn(NO3)2
Na2S
KNO2
Na3PO4
MgSO4
Na2SO3
BaI2
CH3COONH4
Mg(CN)2
(NH4)3PO4
Ba(NO3)2
K3PO4
Ca(NO2)2
Cu(NO3)2
NiSO4
K2SO3
BaCl2
MnBr2
NiCl2
KCl
BeSO4
K2CO3
KBr
Co(NO3)2
Na2S
BaCl2
FeCl3
ZnBr2
K3PO4
Sn(NO3)2
86
BaS
ZnSO4
Ca(NO3)2
Na2SiO3
CrCl2
Na2SO4
Na2SO3
NaNO3
BaCl2
Cr2(SO4)3
KCl
NaBr
CoI2
CH3COONa
MnCl2
Cr2S3
KNO3
ZnSO4
Fe2S3
CaBr2
Na2SO4
Al(CH3COO)3
K2SO4
MnSO4
Pb(NO3)2
RbNO3
Na2SO3
Ca(NO3)2
FeCl2
ZnSO4
Na2SO4
CoSO4
K2S
KClO4
K3PO4
Mn(NO3)2
K2S
38
39
40
Cr2(SO4)3
MnCl2
K2SO4
Na2S
CaCl2
Al(NO3)3
Задания для самоконтроля
CH3COONa
K3PO3
Na3BO3
Выберите правильный ответ
1. Гидролизу не подвергается соль:
1. Na2SO4; 2. FeCl3; 3. Na2S; 4. K2CO3; 5. СuCl2.
2. Среда щелочная в растворах солей:
1. Na2СO3; 2. Al2(SO4)3; 3. K2SO4; 4. NaCl; 5. FeCl2.
3. Лакмус изменит окраску на розовую в растворе соли:
1. Pb(NO3)2; 2. K2SO4; 3. KCl; 4. K2CO3; 5. NaNO3.
4. Гидролизу подвергается соль:
1. К2SO4; 2. FeCl2; 3. NaNO3; 4. NaCl; 5. NaNO3.
5. Нейтральная среда в растворе соли:
1. СuCl2; 2. NaNO3; 3. Na2CO3; 4. NaF; 5. Pb(NO3)2 .
6. Метилоранж изменяет окраску на красную в растворе соли:
1. Na2СO3; 2. NaNO3; 3. CuCl2; 4. Na2S; 5. К2SO4.
7. рН 0,001 н раствора серной кислоты равен
1. ln 10-3; 2. -ln 10-3;
3. lg 10-3; 4. -lg 10-3;
5. 14 + lg 10-3
8. Реакцию среды рН<7 имеет раствор соли
1. K3PO4;
2. Na2SO4;
3. MgSO4 ; 4. K2SO4;
5. NaCl
9. Реакцию среды рН>7 имеет раствор соли
1. FeSO4;
4. Na2CO3;
2. NaNO3;
5. NH4Cl
3. MgCl2;
10. Слабощелочную реакцию при растворении в воде дает вещество
1. NH3;
2. CO2;
3. SO3;
4. H2S;
5. Na2O
11. Гидролизу по катиону подвергаются обе соли
1. NH4NO3, BeSO4;
4. Co(NO3)2, Na3PO4;
2. BaBr2,
Ca(CN)2;
5. NiSO4, NaJ
3. MgCl2,
Li2SO4;
12. Основная соль является продуктом гидролиза соли
87
1. Na3PO4;
2. K2CO3;
3. ZnCl2;
4. NaCl;
13. Кислая соль является продуктом гидролиза соли
1. NaClO4;
2. CuSO4;
3. KNO3;
4. Na2CO3;
5. Ca(NO3)2
5. MgSO4
14. К усилению гидролиза соли Na2S приводит
1. повышение температуры;
4. понижение температуры;
2. добавление KOH;
5. добавление NaCl
3. увеличение концентрации Na2S;
15. Уменьшение гидролиза соли CuSO4 вызывает
1. повышение температуры;
4. разбавление раствора;
2. увеличение концентрации CuSO4;
5. добавление NaOH
3. добавление KNO3;
16. По формуле

К
С( B)
рассчитывается
1. константа гидролиза;
2. концентрация ионов водорода;
3. концентрация гидроксид-ионов;
4. водородный показатель;
5. степень диссоциации
17. Концентрация ионов ОН - в растворе с рН = 8 будет
1. -lg 10-8; 2. lg 10-6;
3. 10-8;
4. ln 10-8;
5. 10-6
18. Уравнение реакции PO43- + HOH = HPO42- + OH- относится к гидролизу соли
1. K2HPO4; 2. KH2PO4; 3. Na3PO4; 4. Na3PO3; 5. Ca(H2PO4)2
19. рН среды при приливании избытка кислоты к раствору щелочи
1. возрастает с 7 до 8;
4. уменьшается с 10 до 4;
2. возрастает с 3 до 8;
5. не изменяется
3. уменьшается с 7 до 6;
20.
Продуктом гидролиза Cr2(SO4)3 при комнатной температуре является
1. Cr(OH)3; 2. Cr(HSO4)3; 3. CrOHSO4; 4. [Cr(OH)2]2SO4; 5. Cr2(SO4)3
21. Концентрация ионов Н+ (моль/л) в 0,01 М растворе НCl при полной ее
диссоциации равна
1. 2;
2. 210- 1;
3. 110-2;
4. 210-2;
5. 310-1
22. Лакмус окрашивается в красный цвет в растворах обоих электролитов:
1. HCl, LiОН;
2. Ba(OH)2, H2SO4;
3. H2S, КОН;
4. НNO3, NH4ОН;
5. H2СO3, НI.
23. Фенолфталеин окрашивает раствор в малиновый цвет, если рН раствора
равен величине:
88
1. 2;
2. 5;
3. 10;
4. 7;
5. 1.
24. При рН = 9 концентрация (моль/л) ионов ОН- рассчитывается по
математическому выражению:
1. [ОН-] = 10-(14 – 9);
2. [ОН-] = 10-9;
3. [ОН-] = 10(14 – 9);
4. [ОН-] = 109;
5. [ОН-] = 10-14.
25. Для раствора с рОН, равным 10, концентрация (моль/л) ионов Н+ равна
величине:
1. 10-2;
2. 10-4; 3. 10-10; 4. 10-14;
5. 10-7.
89
ТЕМА 9. Окислительно-восстановительные реакции
Примеры решения задач
Пример 9.1. Определите, какая
окислительно-восстановительной:
из
приведенных
реакций
является
1) 2 Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
2) MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2 H2O
Решение.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в
которых происходит изменение степени окисления атомов элементов,
входящих в состав реагирующих веществ
Определим степени окисления атомов элементов, входящих в состав
реагирующих веществ в первой реакции (см. пример 3. ….).
+1
+6 -2
+1 +6 -2
+1 +6
-2
+1 +6 -2
+1 -2
2 Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O.
Как видно, степень окисления каждого из атомов элементов осталась без
изменения, данная реакция не является окислительно-восстановительной.
Определим степени окисления атомов элементов, входящих в состав
реагирующих веществ во второй реакции.
+4 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1 -2
MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2 H2O.
Степень окисления изменилась у атома марганца от +4 до +2 и у атома
хлора от −1 до 0, данная реакция является окислительно-восстановительной.
Пример 9.2. Укажите, какие из приведенных процессов являются
процессами окисления, а какие – процессами восстановления в схемах:
1) SO2 → S2– ; 2) ClO– → Cl– ; 3) CrO2– →CrO42– .
Решение.
Окисление − процесс отдачи электронов, приводящий
к повышению степени окисления элементов.
Восстановление − процесс присоединения электронов, приводящий
к понижению степени окисления элементов
Для запоминания процессов окисления-восстановления используют
мнемоническое правило – слова начинаются с одинаковых букв.
Отдать – Окислиться.
Взять - Восстановиться
90
Определим степени окисления атомов элементов в молекулах и ионах,
участвующих в процессах:
+4
+1
+3
+6
1) SO2 → S 2– ; 2) ClO – → Cl – ; 3) CrO2– →CrO4 2– .
У атома серы степень окисления понизилась от +4 до −2, у атома хлора
также степень окисления понизилась от +1 до −1, следовательно, это процессы
восстановления.
У атома хрома степень окисления повысилась от +3 до + 6,
следовательно, это процесс окисления.
Запишем электронные уравнения процессов:
1) S4+ + 6e- → S2–; 2) Cl+ + 2e- →Cl–; 3) Сr3+ – 3e- → Cr6+.
Пример 9.3. Для приведенных ниже соединений: SO2, H2SO4, H2S, S
определите, какие из них могут быть только окислителями, только
восстановителями, а какие – окислителями и восстановителями (проявлять
окислительно-восстановительную двойственность).
Решение.
Соединения, содержащие атомы элементов в высшей степени окисления,
могут быть только окислителями.
Соединения, содержащие атомы элементов в низшей степени окисления –
только восстановителями.
Соединения, содержащие атомы элементов в промежуточной степени
окисления, могут быть и окислителями и восстановителями,
в зависимости от второго вещества в реакции
Определим степени окисления атома серы в соединениях:
+4
+6
-2
0
SO2, H2SO4, H2S, S.
В соединении H2SO4 атом серы проявляет высшую степень окисления
+6, которая совпадает с номером группы (см. пример 1.2), следовательно, атом
серы может принимать электроны и является только окислителем.
Низшая степень окисления у атомов металлов равна 0,
для неметаллов – (n – 8), где n – номер группы в периодической системе,
и не может быть по абсолютной величине больше четырех
В соединении H2S атом серы проявляет низшую степень окисления −2,
следовательно, может отдавать электроны и является только восстановителем.
В соединениях S и SO2 атом серы проявляет промежуточные степени
окисления 0 и +4 , соответственно, следовательно, может выполнять роль как
окислителя, так и восстановителя в зависимости от второго вещества в
реакции, т. е. проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
91
Пример 9.4. Возможна ли окислительно-восстановительная реакция между
веществами: NaNO2 и KMnO4, Na2SO3 и HCl, H2SO4 и K2Cr2O7.
Решение.
Окислительно-восстановительная реакция возможна между веществами,
одно из которых содержит атом элемента, способный повысить степень
окисления, а другое – понизить степень окисления
Определим степень окисления атомов элементов для веществ в каждой
паре:
-3 +1
+1 +7 -2
+1 +4 -2
+1 -1
+1+6 -2
+1 +6 -2
NН3 и KMnO4, Na2SO3 и HCl, H2SO4 и K2Cr2O7.
В первой паре атом азота имеет низшую степень окисления −3, может
только повысить степень окисления, атом марганца имеет высшую степень
окисления +7, , следовательно, реакция окисления-восстановления между
NaNO2 и KMnO4 возможна.
Во второй паре атом серы имеет промежуточную степень окисления +4,
может повысить до +6 или понизить до −2, атом хлора имеет низшую степень
окисления –1, может только повысить степень окисления, поэтому реакция
окисления-восстановления между Na2SO3 и HCl возможна.
В третьей паре атомы серы (+6) и атома хрома (+6) имеют высшую
степень окисления, могут только оба понизить степень окисления, поэтому
реакция окисления-восстановления между H2SO4 и K2Cr2O7 невозможна.
Пример 9.5. Для окислительно-восстановительной реакции, протекающей по
схеме
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите, какой
процесс является окислением, какой – восстановлением, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем.
Решение. Одним из методов подбора коэффициентов в окислительновосстановительных реакциях является метод электронного баланса,
основанный на том, что:
Число электронов, отданных восстановителем,
равно числу электронов, принятых окислителем
Подбор коэффициентов проводят по следующему алгоритму:
1. Определите степени окисления атомов всех элементов:
+1 +7 -2
+1 -1
+1 -1
+2 -1
0
+1 -2
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
2. Выделите (подчеркните) элементы, изменившие степени окисления:
92
+7
-1
+2
0
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
3. Определите, какой из атомов понижает, а какой – повышает степень
окисления: понижает степень окисления атом марганца от +7 до +2, повышает –
атом хлора от −1 до 0.
4. Определите число электронов, принятых и отданных атомами этих
элементов. Напишите электронные уравнения процессов:
+7
+2
Mn +5е = Mn
-1
0
2Cl – 2е = Cl2
В электронных уравнениях процессов знак стрелки →
можно заменить на знак равенства =
4. Уравняйте число принятых и отданных электронов, определив таким
образом коэффициенты в уравнении реакции перед соединениями, в которых
присутствуют атомы элементов, изменившие степень окисления:
+7
+2
Mn +5е = Mn
-1
2
0
2Cl – 2е = Cl2
+7
5
-1
0
+2
2Mn+ 10Cl = 2Mn+ 5Cl2.
6. Укажите тип каждого процесса: окисление или восстановление, тип
каждого вещества: окислитель или восстановитель:
+7
окислитель
-1
восстановитель
+2
Mn +5е = Mn
2
0
2Cl – 2е = Cl2
5
процесс восстановления
(восстановление)
процесс окисления
(окисление)
Вещество KMnO4 (Mn+7) – окислитель, вещество HCl (Cl−1) –
восстановитель.
5. Подберите коэффициенты для всех остальных участников реакции
следующим образом:
Уравняйте: число атомов металлов, число кислотных остатков;
или число кислотных остатков, число атомов металлов;
число атомов водорода и
проверьте правильность подобранных коэффициентов
по числу атомов кислорода в исходных и конечных веществах
93
Уравняем число атомов металла (калия) и число кислотных остатков
(Cl ):
2KMnO4 + 16HCl →2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
Уравняем число атомов водорода:
2KMnO4 + 16HCl →2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H2O
Проверим правильность подобранных коэффициентов по числу атомов
кислорода в исходных и конечных веществах (проверим баланс по числу
атомов кислорода):
8 атомов О = 8 атомов О.
Коэффициенты в уравнении подобраны верно.
−1
Пример 9.6. Проклассифицируйте каждой из приведенных окислительновосстановительных реакций, уравняйте их методом электронного баланса:
Н2S + Cl2 → S + 2HCl;
KCIO3 → KCI + O2;
Cl2 + H2O → HClO + HCl;
K2MnO4 + MnSO4 → MnO2 + K2SO4
Решение. Окислительно-восстановительные реакции
делятся на четыре
основных
типа:
межмолекулярные,
внутримолекулярные,
реакции
диспропорционирования
(самоокисления-самовосстановления)
и
синпропорционирования.
Межмолекулярные – ОВР, в которых и окислитель,
и восстановитель находятся в молекулах разных веществ.
Внутримолекулярные – ОВР, в которых и окислитель, и восстановитель
находятся в молекуле одного и того же вещества.
Диспропорционирования – ОВР, в которых и окислителем, и
восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в
промежуточной степени окисления.
Синпропорционирования – ОВР, в которых окислитель и восстановитель
(атомы одного и того же элемента разных реагентов)
образуют продукт с одинаковой степенью окисления
Определим степени окисления атомов элементов во всех веществах:
+1 -2
0
0
+1 -1
Н2S + Cl2 → S + HCl;
+1 +5 -2
+1 -1
0
KCIO3 → KCI + O2;
0
+1 -2
+1 +1 -2
+1 -1
Cl2 + H2O → HClO + HCl;
+1 +6
-2
+2 +6 -2
+4
-2
+1 +6 -2
K2MnO4 + MnSO4 → MnO2 + K2SO4
94
0
-2
В реакции Н2S + Cl2 = S + 2HCl окислитель Cl и восстановитель S
находятся в разных молекулах, данная реакция относится к межмолекулярным
окислительно-восстановительным реакциям.
Подберем коэффициенты методом электронного баланса:
-2
0
восстановитель
S – 2е → S
окислитель
Cl2 + 2е → 2Cl
0
1
-1
1
процесс окисления
(окисление)
процесс восстановления
(восстановление)
Н2S + Cl2 = S + 2HCl.
+5
В реакции KCIO3 → KCI + O2 окислителем является CI, восстановителем
-2
O, которые находятся в одной и той же молекуле KCIO3, данная реакция
относится к внутримолекулярным окислительно-восстановительным реакциям.
Подберем коэффициенты методом электронного баланса:
-2
0
восстановитель
2О – 4е → О2
окислитель
Cl + 6е → Cl
+5
процесс окисления
(окисление)
2 процесс восстановления
(восстановление)
3
-1
2KCIO3 = 2KCI + 3O2.
В реакции Cl2 + H2O = HClO + HCl окислителем и восстановителем
является молекула Cl2, данная реакция относится к реакциям
диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).
Подберем коэффициенты методом электронного баланса:
0
+1
восстановитель
Cl – е → Cl
окислитель
Cl + е → Cl
0
-1
процесс окисления
(окисление)
1 процесс восстановления
(восстановление)
1
Два атома Cl образуют молекулу Cl2:
Cl2 + H2O = HClO + HCl.
+6
В реакции K2MnO4 + MnSO4 → MnO2 + K2SO4 окислителем является Mn ,
95
+2
восстановителем Mn. Окислитель и восстановитель образуют продукт MnO2 с
+4
одинаковой степенью окисления Mn; данная реакция относится к реакциям
синпропорционирования.
Подберем коэффициенты методом электронного баланса:
+6
окислитель
Mn + 2е → Mn
+2
окислитель
+4
+4
Mn – 2е → Mn
процесс восстановления
(восстановление)
1 процесс окисления
(окисление)
1
Коэффициент при MnO2 в данном случае суммируется:
K2MnO4 + MnSO4 = 2MnO2 + K2SO4.
Многовариантные задания
Задание 9.1. Из предложенных схем реакций (вариант задания в табл. 9.1)
определите, какие реакции являются окислительно-восстановительными.
Уравняйте их методом электронного баланса. Укажите, какой процесс является
окислением, какой – восстановлением, какое вещество является окислителем,
какое – восстановителем. Определите тип ОВР.
Таблица 9.1
Вариант
Схема реакции
1
AgBr + Na2S2O3  Na[Ag(S2O3)2] + NaBr
K2S + KMnO4 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + S + H2O
Zn + NaOН + H2O  Na2[Zn(OН)4] + H2
2
AgNO3 + NaOH  Ag2O + H2O +NaNO3
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4  Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Ge + HNO3  H2GeO3 + NO2 + H2O
3
Au(OH)3 + HCl  AuCl3 +H2O
NaBiO3 + Na2SO3 + H2SO4 Bi2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2S + H2O
4
Au(OH)3 + NaOH  Na[Au(OH)4]
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  MnSO4 + Fe2(SO3) +K2SO4 + H2O
Ge + NaOH + H2O2  Na2[Ge(OH)6]
5
ZnSO4 + H2O  (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Na2S + K2Cr2O7 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 +H2O
V + HNO3  HVO3 + NO + H2O
96
Продолжение табл. 9.1
Вариант
Схема реакции
6
Zn(OH)2 + NaOH  Na2[Zn(OH)4]
K2SO3 + KMnO4 + H2O  K2SO4 + MnO2 + KOH
Pt + HNO3 + HCl  H2[PtCl6] + NO + H2O
7
Zn(OH)2 + NH3  [Zn(NH3)6](OH)2
H2S + Cl2 + H2O  H2SO4 + HCl
Zn + H2SO4  SO2 + ZnSO4 + H2O
8
ZnO + HCl  ZnCl2 + H2O
KI + KIO3 + H2SO4  K2SO4 + I2 + H2O
Ca + HNO3  Ca(NO3)2 + N2O + H2O
9
ZnO + NaOH + H2O  Na2[Zn(OH)4]
Cl2 + KOH  KCl + KClO3 + H2O
Ag + HNO3  NO2 + AgNO3 + H2O
10
Zn(OH)2 + HCl  ZnCl2 + H2O
S + KOH  K2S + K2SO3 + H2O
Au + H2SeO4  Au2(SeO4)3 + SeO2 + H2O
11
Hg2(NO3)2 NaOH  Hg2O + NaNO3 + H2O
KMnO4 + MnSO4 + H2O  MnO2 + K2SO4 + H2SO4
Ge + HNO3 + HCl  GeCl4 + NO + H2O
12
Hg(NO3)2 + NaOH  HgO + NaOH + H2O
NO2 + KOH  KNO + KNO3 + H2O
Fe + HNO3 Fe(NO3 )3 + NO + H2O
13
HgI2 + KI  K2[HgI4]
K2MnO4 + H2SO4  KMnO4 + MnO2 + K2SO4 + H2O
Mo + HNO3  H2MoO4 + NO2 + H2O
14
SiO2 + K2CO3  K4SiO4 + CO2
I2 + Br2 + H2O  HBr + HIO3
W + HNO3 + HF  H2[WF8] + NO + H2O
15
Li3N + H2O  LiOH + NH3
Cl2 + FeCl3 + NaOH  Na2FeO4 + NaCl + H2O
Zn + NaVO3 + HCl  VCl3 + ZnCl2 + NaCl + H2O
16
Al2S3 + H2O  Al(OH)3 + H2S
Br2 + KCrO2 + KOH  KBr + K2CrO4 + H2O
Cr + H2SO4  Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O
17
Al2O3 + Na2CO3  NaAlO2 + CO2
KMnO4 + HCl  Cl2 + KCl + MnCl2 +H2O
Ca + HNO3  NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O
18
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + HF
PbO2 + HCl  Cl2 + PbCl2 + H2O
Nb + HNO3 + HF  H2[NbF7] + NO + H2O
97
Продолжение табл. 9.1
Вариант
Схема реакции
19
CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + H2C2
KClO3 + HCl  Cl2 + KCl + H2O
Sn + HNO3  H2SnO3 + NO2 + H2O
20
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O
KBr + KMnO4 + H2SO4  Br2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O
21
Ba(OH)2 + SO2  BaSO3 + H2O
NaI + K2Cr2O7 + HCl  I2 + CrCl3 + NaCl + KCl + H2O
Ti + NaOH + H2O  Na2TiO3 + H2
22
Ba(OH)2 + HNO3  Ba(NO3) 2 + H2O
K2Cr2O7 + HCl  Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
Zr + HNO3 + HCl  ZrCl4 + NO + H2O
23
Co(OH)2 + SO3  (CoOH)2SO4 + H2O
Na2S + H2SO4  S + SO2 + Na2SO4 + H2O
Au + HNO3 + HCl  H[AuCl4] + NO + H2O
24
Cr(OH)3 + HCl  CrCl3 + H2O
Na2S + H2SO4  SO2 + Na2SO4 + H2O
Fe + HNO3  Fe(NO3)3 + NO2 + H2O
25
NaOH + H3PO4  NaH2PO4 + H2O
H2SeO3 + SO2 + H2O  H2SO4 + Se
Sn + KOH + H2O  H2 + K2[Sn(OH)4]
26
NaOH + H3PO4  Na2HPO4 + H2O
H2O2 + KI + H2SO4  I2 + K2SO4 + H2O
Pb + H2SO4  Pb(HSO4)2 + SO2 + H2O
27
NaOH + H3PO4  Na3PO4 + H2O
Se + NaOH  Na2Se + Na2SeO3 + H2O)
Ti + H2SO4  Ti2 (SO4)3 + SO2 + H2O
28
Ca(OH)2 + H2SO4  Ca(HSO4)2 + H2O
SO2 + KMnO4 + H2O  MnSO4 + K2SO4 + H2SO4
Cu + HNO3  NO + Cu(NO3)2 + H2O
29
KOH + SO2  K2SO3 + H2O
H2SeO3 + HClO3  H2SeO4 + HCl
Zn + KOH + H2O + KNO2  NH3 + K2[Zn(OH)4]
30
Cu(OH)2 + CO2  (CuOH)2CO3 + H2O
H2SeO4 + HCl  SeO2 + Cl2 + H2O
Sn + HNO3  Sn(NO3)4 + NO2 + H2O
31
Sr(OH)2 + H3PO4  Sr(H2PO4)2 + H2O
SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Al + KNO3 + KOH + H2O  NO + K3[Al(OH)6]
98
Окончание табл. 9.1
Вариант
Схема реакции
32
NiO + SO2 + H2O  (NiOH)2SO3
NaCrO2 + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + H2O
Zn + H2SeO4  ZnSeO4 + SeO2 + H2O
33
Co(OH)2 + SO2  CoSO3 + H2O
H2SO4 + KI  I2 + H2S + K2SO4 + H2O
Hg + H2SO4  HgSO4 + SO2 + H2O
34
K2Cr2O7 + KOH  K2CrO4 + H2O
H2O2 + KMnO4 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
Ti + NH3 + H2O  H2TiO3 + HNO3
35
AgNO3 + NaOH  Ag2O + H2O + NaNO3
FeSO4 + NO2 + H2O  FeOHSO4 + NO
Re + H2O2 + NH3  (NH4)2ReO4 + H2O
36
Na2CrO4 + H2SO4  Na2SO4 + Na2Cr2O7 + H2O
NO + CrCl2 + HCl  N2 + CrCl3 + H2O
Ge + KClO + KOH  K2GeO3 + KCl + H2O
37
ZnS + HCl  ZnCl2 + H2S
NaBiO3 + HCl  BiCl3 + Cl2 + NaCl + H2O
Al + KMnO4 + H2SO4 Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
38
SrCl2 + Na2SO4  NaCl + SrSO4
C2H2 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Na + K2[ZrF6]  Zr + NaF + KF
39
CuCl2 + BaS  CuS + BaCl2
GeH4 + AgNO3 + H2O  Ag + HNO3 + H2GeO3
Cu + O2 + NaOH + H2O  Na2[Cu(OH)4]
40
AgNO3 + (NH4)2S  Ag2S + NH4NO3
Na2SnO2 + Bi(OH)3 + H2O  Bi + Na2[Sn(OH)6]
Fe + H2SO4  Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O
Задание 9.2. Для процесса (варианты задания табл. 9.2):
9.2.1. Определите степени окисления элементов в частицах;
9.2.2. Напишите электронное уравнение;
9.2.3. Определите, окислителем или восстановителем является исходная
частица.
99
Таблица 9.2
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Схема процесса
MnO2  Mn2+
SeO4 2–  H2SeO3
HNO2  NO
CrO42–  CrO2–
ClO –  Cl –
MnO4–  MnO2
NO3–  NO
JO3–  J–
SO42–  S
ClO4–  Cl –
NO3–  NH3
JO3–  J2
NO3–  NO2–
HOCl  Cl–
PbO2  Pb2+
SO42–  H2S
NO3–  NO2–
MnO2  Mn2+
BrO3–  Br2
SO42–  SO2
Вариант
Схема процесса
2–
21
H C2O4  CO2
22
ClO3–  ClO2–
23
HNO2  N2O
24
SO42–  SO32–
25
BrO3–  BrO–
26
JO3–  J2
27
MnO2  Mn2+
28
N2  NH4+
29
NO  NH4+
30
VO2+  V 3+
31
ReO4–  ReO2
32
Fe3+  FeO
33
Cr2O72–  Cr 3+
34
N2O  N2
35
VO2+  VO2+
36
BaO2  Ba2+
37
BrO3–  Br2
38
BrO3–  BrO –
39
[Zn(OH)4]2–  Zn
40
FeO42–  FeO2–
Задание 9.3.
Охарактеризуйте вещества 1 и 2 по их способности к
окислительно-восстановительному взаимодействию (варианты задания в табл.
9.3):
9.3.1. Определите степени окисления элементов в веществах 1 и 2;
9.3.2. Определите роль каждого вещества (только окислитель, только
восстановитель, проявляет свойства и окислителя, и восстановителя);
9.3.2.
Определите
возможность
протекания
окислительновосстановительной реакции между веществами 1 и 2.
Таблица 9.3
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
Вещество 1
KMnO4
KMnO4
KNO3
KNO2
KJO3
HCI
KBr
KJ
Вещество 2
FeSO4
Fe2(SO4)3
KMnO4
KMnO4
KJ
HCIO3
KMnO4
KNO2
Вариант
21
22
23
24
25
26
27
28
100
Вещество 1
KMnO4
MnSO4
Na2Cr2O4
KMnO4
H2S
NaCrO2
AsH3
J2
Вещество 2
KNO3
H3PO4
Br2
H3PO3
CI2
Br2
HNO3
Cr2
Вариант
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Вещество 1
H2S
NH3
HNO3
MnO2
H3PO4
KBr
P
H2S
K2Cr2O7
P
KMnO4
H2SO3
Вещество 2
H2SO3
HNO2
H2S
Na2SO3
NO
KBrO3
HCIO3
HJ
HCI
HJO3
H2S
HCIO4
Вариант
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Окончание табл. 9.3
Вещество 1
Вещество 2
FeSO4
K2Cr2O7
Fe2(SO4)3
K2Cr2O7
MnSO4
PbO2
HNO3
Zn
PbS
HNO3
Cr2O3
KCIO3
CrCI3
H2O2
Cu2O
HNO3
S
KOH
Na2SO3
O2
CI2
KOH
Ca
HNO3
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Степень окисления равна нулю у всех элементов в ряду веществ:
1. H2O, H2; 2. H2O2, Cl2; 3. O2, S; 4. HI, I2; 5. Co, CoSO4.
2. Постоянную степень окисления в соединениях имеют все элементы ряда:
1. S, Mn, Na; 2. Li, K, Cs; 3. Cl, Ti, Ba; 4. W, Sb, Sn; 5. Mo, Cr, Ca.
3. Степень окисления марганца равна + 7 в соединении:
1. MnO2; 2. KMnO4; 3. Mn(OH)2; 4. Na2MnO4; 5. Mn2O3.
4. В K2Cr2O7 степень окисления хрома равна величине:
1. + 2;
2. 0;
3. + 6;
4. + 3;
5. – 2.
5. Степень окисления серы равна + 6 в каждом соединении ряда:
1. SO3, Н2SO4; 2. Н2S, SO3; 3. Na2SO3, Н2SO4; 4. BaS, SO2; 5. S, SO2.
6. В ионе BiO+ степень окисления висмута равна величине:
1. + 2;
2. – 3;
3. 0;
4. + 3;
5. + 5.
7. Окислительно-восстановительной является реакция:
1. НClO4 + КОН = КClO4 + Н2О; 2. Н2CrO4 + СаСl2 = СаCrO4  + 2НСl;
3. Н2CrO4 + Ba(OH)2 = MnCrO4  + 2H2O; 4. Н2SO4 + Zn = ZnSO4  + H2;
5. Н2SO3 + 2NaOH = Na2SO3 + 2H2O.
8. Не является окислительно-восстановительной реакция:
101
1. Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3FeO3 + 3H2O; 2. Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
3. 2FeCl3 + 2NaI = 2FeCl2 + 2NaCl + I2; 4. 2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr;
5. 2SO2 + O2 = 2SO3 + 3H2O;
9. Только окислителем является соединение:
1. H2SO4; 2. FeO; 3. H2S; 4. SeO2;
5. KI.
10. Как окислителем, так и восстановителем является вещество:
1. Na2CrO4; 2. H2O2; 3. HNO3; 4. Al; 5. NH3.
11. Только восстановителем является соединение:
1. H2SеO4; 2. Cr2O3; 3. H2O2; 4. TiO2;
5. NaBr.
12. Только окислителями являются оба вещества:
1. FeCl3, KCl;
2. KMnO4, H2Se;
3. HNO3, H2SO3;
4. K2CrO4, H2SO4; 5. NH3, HNO2.
13. Хлор является только восстановителем в соединении:
1. HClO3; 2. Cl2O3; 3. KClO4; 4. HCl; 5. Cl2.
14. Процессу окисления соответствует электронное уравнение:
1. Аl – 3ē = Al+3;
2. Mn+4 + 2ē = Mn+2;
3. Mo+2 + 2ē = Mo0;
+6
-2
+3
+2
4. S + 8ē = S ;
5. Fe + 1ē = Fe .
15. Процессу восстановления соответствует электронное уравнение:
1. N+2 – 3ē = N+5;
2. Ti+4 – 2ē = Ti+2;
3. Mn+2 + 2ē = Mn0;
+4
+6
+2
+4
4. Se – 2ē = S ;
5. C –2ē = C .
16. Процессу восстановления соответствует превращение:
1. Br+3  Br+5; 2. N-3  N+5; 3. 2O-2  O20; 4. Cu0  Cu+2; 5. W+4  W0.
17. Процессу окисления соответствует превращение:
1. Сr+3  Cr+2; 2. I-1  I+5; 3. O-1  O-2; 4. Pb+4  Pb+2; 5. Pb+5  Sb+3.
18. Азот окисляется в превращении:
1. N+3  N+5; 2. N+5  N-3; 3. N+4  N0; 4. N0  N-3; 5. N+4  N0.
19. Марганец восстанавливается в превращении:
1. KMnO4  MnO2; 2. K2MnO4  KMnO4; 3. MnO  MnO2;
4. Mn  MnO2;
5. MnSO4  Mn(SO4)2.
20. Число электронов, передаваемых в превращении S-2  S+6, равно величине:
1. 2;
2. 4; 3. 6; 4. 3;
5. 8.
21. В полуреакции CrO42- + 8Н+ + хē  Cr3+ + 4Н2О х равно величине:
102
1. 2;
2. 4;
3. 8;
4. 6;
5. 3.
22. В реакции KMnO4 + К2SO3 + H2SO4  MnSO4 + К2SO4 + H2O коэффициент
перед К2SO3 равен величине:
1. 2;
2. 3; 3. 5;
4. 1; 5. 7.
23. Окислительно-восстановительная реакция возможна между веществами:
1. PH3 и NH3; 2. HCl и NaOH; 3. H2S и HBr; 4. Al и H2SO4; 5. KI и AgNO3.
24. Пероксид водорода является окислителем в реакции c веществом:
1. KMnO4; 2. KI; 3. K2CrO4; 4. HNO3; 5. FeCl3.
25. Сульфит калия является восстановителем в реакции:
1. K2SO3 + NaMnO4 + Н2SO4  К2 SO4 + MnSO4 + Н2О;
2. K2SO3 + 2HСl  H2SO3 + 2KСl ; 3. K2SO3 + H2O  KHSO3 + KOH ;
4. K2SO3  K2O + SO2;
5. K2SO3 + CaCl2  CaSO3 + KСl .
Тема 10. Электродные потенциалы металлов.
Гальванические элементы
Примеры решения задач
Пример 10.1. Цинковую пластину поместили в 0,001 М раствор хлорида
цинка. Определите равновесный потенциал цинкового электрода при 298 К.
Изменится ли потенциал электрода, если увеличить концентрацию хлорида
цинка в растворе в 10 раз?
Решение.
Электродом называют систему, состоящую из электронного
проводника (металл, графит и др.), находящегося в контакте с ионным
проводником (раствор электролита)
При погружении металла в раствор электролита происходит сложное
взаимодействие металла с компонентами раствора (электродная реакция),
которое приводит к установлению равновесия и возникновению электродного
потенциала.
Равновесным электродным потенциалом металла ЕМеn+/ Ме называют
потенциал, возникающий на электроде в условиях равновесия
электродной реакции:
Ме ⇄ Меn+ + nē
103
Для Zn в растворе ZnCl2
устанавливается равновесие:
протекает электродная реакция, в которой
Zn ⇄ Zn2+ + 2ē.
Величина равновесного электродного потенциала металла зависит от
природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Эта
зависимость выражается уравнением Нернста.
Уравнение Нернста для металлического электрода при 298 К
0,059
ЕМеn+/ Ме = E0Меn+/ Ме +
lg[Mеn+],
n
E0Меn+/ Ме – стандартный электродный потенциал, В;
n – число электронов в электродной реакции;
[Mеn+] – концентрация ионов металла, моль/л
Величины стандартных электродных потенциалов металлов измерены
относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого
условно принят равным нулю Е 02Н  / Н = 0.
2
Стандартным электродным потенциалом металлического электрода
E0Меn+/ Ме называют потенциал этого электрода в растворе собственных
ионов с концентрацией, равной 1 моль/л, измеренный при 298 К
Величина стандартного электродного потенциала цинкового электрода –
справочная величина: E0Zn2+/ Zn = –0,763 В (прил. 11).
Рассчитаем равновесный потенциал цинкового электрода по уравнению
Нернста, число электронов в электродной реакции n = 2:
0,059
ЕZn2+/ Zn = E0Zn2+/ Zn +
lg[Zn2+].
2
Концентрация ионов Zn2+ в растворе равна молярной концентрации соли
ZnCl2, так как соль является сильным электролитом:
[Zn2+] = [ZnCl2] = 0,001 = 10–3 моль/л.
0,059
lg10–3 = –0,8515 В.
2
При увеличении концентрации ZnCl2 в растворе в 10 раз во столько же раз
увеличится концентрация ионов Zn2+ и станет равной 10–2 моль/л. Равновесный
потенциал цинкового электрода увеличится:
ЕZn2+/ Zn = –0,763 +
ЕZn2+/ Zn = –0,763 +
Пример 10.2.
электролитов:
0,059
lg10–2 = –0,822 В.
2
Пластину из кадмия
поместили в водные растворы
Bi(NO3)3,
Al2(SO4)3,
HCl.
Определите
возможность
104
взаимодействия кадмия с каждым из предложенных электролитов. Напишите
молекулярные и электронные уравнения соответствующих реакций.
Решение. Восстановительную способность металла в водных растворах
электролитов определяет величина его стандартного электродного потенциала
(прил. 11). Чем меньше величина электродного потенциала металла, тем выше
его химическая активность, т. е. восстановительная способность.
Металл с меньшим значением электродного потенциала (более активный)
способен вытеснять металл с большим значением электродного
потенциала (менее активный) из раствора его соли
Стандартные электродные потенциалы кадмия, висмута и алюминия
(прил. 11) равны, соответственно: E0Cd2+/ Cd = 0, 403 B;
Е0Bi3+/ Bi = 0,215 В; Е0Al3+/ Al = 1,70 В. Так как электродный потенциал кадмия
больше, чем у алюминия, но меньше, чем у висмута, то кадмий не будет
реагировать с Al2(SO4)3, но будет реагировать с Bi(NO3)3 .
Запишем уравнения соответствующих реакций:
Cd + Al2(SO4)3 
3Cd + 2Bi(NO3)3 = 3Cd (NO3)2 + 2Bi
3 Cd0 – 2ē = Cd 2+ окисление
2 Bi 2+ + 3ē = Bi0 восстановление
Стандартный потенциал водородного электрода условно принят равным
нулю Е 02Н  / Н = 0 (см. пример 10.1.).
2
Металл с отрицательным значением стандартного электродного
потенциала способен вытеснять водород из кислот, окисляющих
катионом водорода (практически все кислоты, кроме Н2SO4 (конц), НNO3)
Так как электродный потенциал кадмия меньше нуля, то кадмий будет
реагировать с HCl, при этом образуется соль и выделяется водород.
Cd + 2HCl = CdCl2 + Н2
Cd0 – 2ē = Cd 2+ окисление
2Н+ + 2ē = Н20 восстановление
Пример 10.3. Магниевая и никелевая пластины погружены в разбавленный
раствор серной кислоты. Определите, какой металл является катодом, какой –
анодом в образуемом гальваническом элементе, составьте схему элемента.
Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение
токообразующей реакции, протекающей в элементе. Укажите направление
движения электронов во внешней цепи.
105
Решение.
Два металла в контакте, помещённые в раствор электролита,
образуют электрохимическую систему из двух электродов: анода и катода,
которую называют гальваническим элементом.
В гальваническом элементе
анод А – электрод с меньшим значением электродного потенциала;
на аноде протекает процесс окисления; анод заряжен отрицательно;
катод К – электрод с большим значением электродного потенциала;
на катоде протекает процесс восстановления;
катод заряжен положительно
Стандартные электродные потенциалы магния и никеля (прил. 11) равны,
соответственно: E0Mg2+/ Mg = 2,37 B; Е0Ni2+/ Ni = 0,25 В. Так как магний имеет
меньшее значение электродного потенциала, чем никель, он является анодом,
никель  катодом в гальваническом элементе.
При схематической записи гальванического элемента границу раздела
между металлом (электронным проводником) и раствором электролита
(ионным проводником) обозначают одной вертикальной чертой.
В схеме гальванического элемента слева помещают анод, справа  катод
Схема гальванического элемента из магниевого и никелевого электродов
с раствором одного электролита Н2SO4:
A() Mg | Н2SO4 | Ni (+)K
или
A() Mg | Н+ | Ni (+)K
Запишем электронные уравнения электродных процессов и уравнение
токообразующей реакции.
Токообразующая реакция  суммарная химическая окислительновосстановительная реакция, протекающая в гальваническом элементе
A(): Mg0  2ē = Mg2+ окисление
K(+): 2Н+ + 2ē = H02 восстановление
____________________
Токообразующая реакция: Mg0 +2Н+ = Mg2+ + Н02.
В молекулярной форме токообразующая реакция имеет вид
Mg0 + Н2SO4 = MgSO4 + H2 .
Во внешней цепи электроны будут переходить от анода к катоду, то есть
от магниевого электрода к никелевому.
Анодный процесс
Катодный процесс
Пример 10.4. Гальванический элемент состоит из кобальтовой пластины в 1 М
растворе нитрата кобальта и серебряной пластины в 0,1 М растворе нитрата
106
серебра. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных
процессов и токообразующей реакции, вычислите ЭДС гальванического
элемента.
Решение. Стандартные электродные потенциалы кобальта и серебра (прил. 11)
равны, соответственно: E0Cо2+/ Cо = 0,277 B; Е0Аg+/ Ag = +0,80 В. Так как
кобальт имеет меньшее значение электродного потенциала, чем серебро, он
является анодом, серебро  катодом в гальваническом элементе (см. пример
10.3.).
Составляем схему гальванического элемента с растворами двух
электролитов Со(NO3)2 и AgNO3. При схематической записи границу раздела
между двумя растворами электролитов (ионными проводниками) обозначают
двумя вертикальными чертами.
A() Cо | Со(NO3)2 || AgNO3  Ag (+)K или A() Cо | Со2+ || Ag+  Ag (+)K
Запишем электронные уравнения анодного и катодного процессов и
уравнение токообразующей реакции (см. пример 10.3.)
A(): Cо0  2ē = Cо2+ 1 окисление.
K(+): Ag+ + ē = Ag0 2 восстановление
______________________
Cо0 + 2Ag+ = Со2+ + 2Аg0
или Cо0 + 2AgNO3 = Cо(NO3)2 + 2Ag0.
Для расчёта ЭДС (электродвижущей силы) гальванического элемента
необходимы величины равновесных электродных потенциалов анода и катода.
ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных электродных
потенциалов катода ЕК (Е+ ) и анода ЕА(Е)
ЭДС = ЕК  ЕА = Е+  Е
Определим равновесные электродные потенциалы кобальтового и
серебряного электродов по уравнению Нернста при заданных концентрациях
ионов металлов (см. пример 10.1.):
[Co2+] = [Со(NO3)2] = 1 моль/л; [Ag+] = [AgNO3] = 0,1 = 10–1 моль/л.
0,059
0,059
ЕСо2+/Со = E0Со2+/ Со+
lg[Со2+] = 0,277 +
lg1 = 0,277 В;
2
2
Равновесный потенциал кобальтового электрода равен его стандартному
потенциалу.
0,059
0,059
EAg+/Ag = E0 Ag+/Ag +
lg[Ag+] = 0,80 +
lg10–1 = 0,859 В.
1
1
Рассчитаем ЭДС гальванического элемента:
ЭДС = ЕК  ЕА = EAg+/Ag  ЕСо2+/Со = 0,859  (0,277) = 1,136 В.
107
Многовариантные задания
Задание 10.1. Металл поместили в водный раствор каждого из электролитов
(варианты задания в табл. 10.1). Используя величины стандартных электродных
потенциалов металлов и водородного электрода, определите возможность
взаимодействия металла с электролитами. Напишите молекулярные и
электронные уравнения соответствующих реакций.
Таблица 10.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
Металл
Al
Sn
Cd
Ti
Mg
Bi
Zn
Fe
Cu
Ni
Ag
Co
Fe
Pb
Cr
Sn
Cd
Ti
Mg
Mn
Ag
Co
Fe
Pb
Cr
Мn
Sn
Ni
Cd
Ti
Mg
Fe
Pb
Cr
Водные растворы электролитов
HCl; Co(NO3)2; CaCl2
Сu(NO3)2; TiCl2; H2S
Hg(NO3)2; MnCl2; CuSO4
FeSO4; CuCl2; Mg(NO3)2
ВаCl2; AgNO3; Cr2(SO4)3
H2SO4(p); Hg(NO3)2; AuCl3
FeSO4; H2SO4(р); NaCI
Hg(NO3)2; AlCl3; H2SO4 (р)
Cr2 (SO4)3; Hg(NO3)2; AgNO3
Hg(NO3)2; CoSO4; HCl
AuCl3; Hg(NO3)2; ZnSO4
H2S; AgNO3; CaCl2
Hg(NO3)2; MgCl2; CuSO4
MgCl2; Fe2(SO4)3; H2SO4(р)
Mn(NO3)2; Pb(CH3COO)2; HCl
Н2SO4(р); FeCl2; Рb(NO3)2
Hg(NO3)2; Na2SO4; HCl
MgCl2; Pb(NO3)2; ZnSO4
HCl; Ва(NO3)2; Al2(SO4)3
Hg(NO3)2; TiCl2; CuSO4
AuCl3; Sn(NO3)2; HCl
CuCl2; Al2(SO4)3 ; H2S
Hg(NO3)2; CrCl3; CuSO4
AgNO3; H2SO4 (р); NaCI
Hg(NO3)2; AlCl3; CuSO4
MgCl2; Sn(NO3)2; HCl
HCl; AgNO3; Al2(SO4)3
Hg(NO3)2; ZnCl2 ; CuSO4
MgCl2; Fe2(SO4)3; H2SO4(р)
Mg(NO3)2; Pb(CH3COO)2; HCl
Рb(NO3)2; FeSO4; ВаCl2
MgSO4; Zn(NO3)2 ; H3PO4
Bi(NO3)3; HCl; Al2(SO4)3
AlCl3; Co(NO3)2; NiSO4
108
Вариант
35
36
37
38
39
40
Окончание табл.10.1
Водные растворы электролитов
Pb(CH3COO)2; MgCl2; FеSO4
AgNO3; NаCl; HCl
Hg(NO3)2; AlCl3; H2SO4(р)
Cr2(SO4)3; Ni(NO3)2; АuCl3
CuCl2; Fe2(SO4)3; Sn(NO3)2
NiSO4; Mg(NO3)2; HCl
Металл
Co
Fe
Pb
Ag
Co
Мn
Задание 10.2. Гальванический элемент составлен из пластин двух металлов
Ме(1) и Ме(2), погруженных в растворы собственных солей соль(1) и соль(2) с
молярной концентрацией СМ(1) и СМ(2), соответственно (варианты задания в
табл. 10.2):
10.1.1. Определите, какой металлический электрод является катодом,
какой – анодом.
10.1.2. Составьте схему гальванического элемента.
10.1.3. Напишите электронные уравнения электродных процессов.
10.1.4. Составьте уравнение токообразующей реакции.
10.1.5. Рассчитайте величины равновесных потенциалов электродов.
10.1.6. Вычислите значение ЭДС гальванического элемента.
10.1.7. Укажите направление движения электронов во внешней цепи.
Таблица 10.2
Вариант
Ме(1)
Ме(2)
Соль(1)
Соль(2)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Co
Cu
Hg
Cr
Cu
Pb
Cr
Fe
Ag
Cr
Al
Cu
Fe
Zn
Cu
Ni
Fe
Fe
Cu
Sn
Pb
Fe
Mn
Fe
Cu
Mg
Fe
Al
Co
Pb
Zn
Ag
Ni
Al
Cu
Ag
CuCl2
CuSO4
Hg(NO3)2
CrCl3
Cu(NO3)2
Pb(NO3)2
CrSO4
Fe(NO3)2
AgNO3
Cr2(SO4)3
AlCl3
Cu(NO3)2
FeCl2
Zn(NO3)2
CuSO4
NiCl2
FeCl3
Fe(NO3)2
CoCl2
SnSO4
Pb(NO3)2
FeCl3
Mn(NO3)2
Fe(NO3)2
CuSO4
Mg(NO3)2
Fe(NO3)2
Al2(SO4)3
CoCl2
Pb(NO3)2
ZnCl2
AgNO3
NiSO4
AlCl3
CuCl2
AgNO3
109
СМ(1),
моль/л
1
0,1
0,01
0,1
0,01
0,1
0,01
1
0,01
0,001
0,1
0,1
0,1
1
0,001
1
1
0,1
СМ(2),
моль/л
0,1
0,01
1
0,001
0,1
1
0,01
0,1
1
0,01
0,1
0,001
1
0,1
0,01
0,01
0,001
0,01
Вариант
Ме(1)
Ме(2)
Соль(1)
Соль(2)
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Cr
Ni
Co
Ag
Ag
Pb
Cr
Fe
Ag
Cr
Al
Ni
Fe
Al
Cr
Co
Fe
Sn
Ag
Cr
Fe
Mn
Zn
Cu
Ni
Ti
Co
Fe
Cu
Mg
Fe
Al
Co
Cr
Ag
Co
Fe
Cu
Ti
Cu
Co
Al
Cu
Mg
CrCl2
NiSO4
CoSO4
AgNO3
AgNO3
Pb(NO3)2
CrSO4
FeCl3
AgNO3
Cr2(SO4)3
AlCl3
NiSO4
Fe(NO3)2
AlCl3
CrCl3
CuCl2
FeCl3
Sn(NO3)2
AgNO3
Cr(NO3)3
Fe2(SO4)3
Mn(NO3)2
ZnCl2
CuSO4
NiSO4
TiCl2
CoSO4
Fe(NO3)2
Cu SO4
MgCl2
Fe(NO3)2
Al2(SO4)3
CoCl2
Cr2(SO4)3
AgNO3
CoCl2
FeCl3
CoCl2
TiCl2
Cu(NO3)2
Co(NO3)2
Al(NO3)3
CuSO4
Mg(NO3)2
Окончание табл.10.2
СМ(1),
СМ(2),
моль/л
моль/л
0,01
0,1
0,1
0,01
0,001
0,1
0,001
0,1
0,001
0,1
0,1
1
0,01
0,1
1
0,01
0,01
1
0,1
0,001
0,001
0,1
0,01
1
0,1
0,01
0,1
0,1
0,1
0,001
1
0,1
0,1
0,01
0,001
1
0,001
0,1
0,01
1
1
0,001
0,001
0,1
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Самым активным является металл с величиной стандартного электродного
потенциала (В):
1. +0,34; 2. +1,20; 3. 0,76; 4. 0,25; 5. 0,44.
2. Не вытесняет водород из раствора НСl металл с электродным
потенциалом:
1. 0,13 В; 2. 1,18 В; 3. 0,91 В; 4. +0,80 В; 5. 1,66.
3. Не взаимодействует с водой металл:
1. Ag; 2. Мn; 3. Ti; 4. Fe; 5. Cd.
4. Вытесняет кобальт из раствора CоSO4 металл:
1. Мg; 2. Ni; 3. Sn; 4. Cu; 5. Hg.
110
5. Никель вытесняет металл из раствора соли:
1. FеSO4; 2. Mg(NO3)2; 3. Pb(NO3)2; 4. AlCl3; 5. Cr2(SO4)3.
6. Отсутствует взаимодействие между сульфатом меди и металлом:
1. Со; 2. Mn; 3. Ni; 4. Pb; 5. Ag.
7. С H2SO4(р) не взаимодействует металл:
1. Ni; 2. Ca; 3. Mn; 4. Hg;
5. Sr.
8. Не вытесняет водород из раствора хлороводородной кислоты металл:
1. Bi; 2. Sn; 3. Ti; 4. Be;
5. Co.
9. Уравнение для расчета электродного потенциала меди
в растворе CuSO4 имеет вид:
1) E  E 0 
0,059
lg[Cu 2  ] ;
1
0,059
lg[Cu  ] ;
2
0,059
3) Е  Е 0 
lg[Cu 2  ] ;
2
2) Е  Е 0 
4) Е  Е 0 
0,590
lg[Cu  ] ;
2
5) Е  Е 0 
0,590
ln[Cu 2  ]
2
10. Электрохимическая коррозия протекает при контакте фаз
1) железо — сухой воздух;
4) натрий — сухой воздух;
2) золото — пары иода;
5) бронза — влажный воздух
3) цинк — расплав серы;
11. Стандартная ЭДС гальванического элемента Mg / MgSO4 // FeSO4 / Fe
равна в вольтах
1) 1,5;
2) 1,923;
3) 2,5;
4) 0,45;
5) 0,82
12. Железо разрушается в коррозионном гальваническом элементе
1) Fe - Mg;
2) Fe - Al;
3) Fe - Ti;
4) Fe - Ag;
5) Fe - Mn
13. Для электрода Cd в 0,1 М растворе CdSO4 уравнение Нернста для расчёта
потенциала электрода имеет вид:
1. E = E0 + (0,059/1) lg[10–2];
2. E = E0 + (0,059/1) lg[10];
3. E = E0 + (0,059/2)lg[10–1];
4. E = E0  (0,059/2)lg[10–2];
5. E = E0 + (0,059/2)lg[10–2].
14. Максимальный электродный потенциал возникает при погружении серебра
в раствор с концентрацией ионов Ag+, равной величине (моль/л):
1. 0,1; 2. 10; 3. 1; 4. 0,01; 5. 0,0001.
15. Равновесный потенциал оловянного электрода равен стандартному
111
потенциалу при концентрации ионов Sn2+, равной величине (моль/л):
1. 0,1; 2. 1; 3. 10; 4. 0,001; 5. 0,0001.
16. Анодом для железного электрода может служить электрод из металла:
1. Pb; 2. Ni; 3. Mg; 4. Ag; 5. Co.
17. Катодом для никелевого электрода может служить электрод из металла:
1. Cd; 2. Fe; 3. Mn; 4. Al; 5. Sn.
18. В гальваническом элементе Pb | Pb(NO3)2 || Zn(NO3)2  Zn на катоде
протекает процесс:
1. Pb – 2ē = Pb2+; 2. Pb2+ + 2ē = Pb; 3. Zn2+ + 2ē = Zn;
4. Zn – 2ē = Zn2+; 5. 2NO3 – 2ē = 2NO2 + O2.
19. В гальваническом элементе Mg | Mg2+ || Al3+ | Al на аноде протекает
процесс:
1. Мg – 2ē = Mg2+; 2. Al3+ + 3ē = Al; 3. 2H+ + 2ē = H2;
4. Al – 3ē = Al3+; 5. Mg2+ + 2ē = Mg.
20. В гальваническом элементе Ni | HCl  Zn на катоде
протекает процесс:
1. Ni – 2ē = Ni2+; 2. Ni2+ + 2ē = Ni; 3. Zn2+ + 2ē = Zn;
4. Zn – 2ē = Zn2+; 5. 2H+ + 2ē = H2.
21. ЭДС гальванического элемента Mn | Mn2+ || Hg2+  Hg раcсчитывают по
формуле:
1. ЭДС = EMn2+/ Mn – EHg2+/ Hg; 2. ЭДС = EMn2+/ Mn + EHg2+/ Hg;
3. ЭДС = EHg2+/ Hg – EMn2+/ Mn;
4. ЭДС = EMn2+/ Mn · EHg2+/ Hg;
2+
2+
5. ЭДС = EHg / Hg : EMn / Mn.
22. ЭДС гальванического элемента, составленного из медного (E0Cu2+/ Cu =
+0, 34 B) и оловянного (E0Sn2+/ Sn = 0, 136 B) электродов, равен величине:
1. 0,246; 2. 0,104; 3. 2,50; 4. 0,476; 5. 0,046.
23. Для гальванического элемента Fe | Fe 3+ || Bi3+ | Bi формула для расчета
ЭДС имеет вид:
1. ЭДС = EFe2+/ Fe  EBi3+/ Bi; 2. ЭДС = EFe2+/ Fe + EBi3+/ Bi;
3. ЭДС = EFe2+/ Fe / EBi3+/ Bi;
4. ЭДС = EBi3+/ Bi  EFe2+/ Fe;
2+
3+
5. ЭДС = EFe / Fe · EBi / Bi.
24. Для гальванического элемента Sn | HBr  Ag токообразующей является
реакция:
1. Sn + 2AgBr = SnBr2 + 2Ag; 2. SnBr2 + 2Ag = Sn + 2AgBr;
3. 2HBr + 2Ag = 2AgBr + H2; 4. 2HBr = Br2 + H2;
5. Sn + 2HBr = SnBr2 + H2.
112
25. Токообразующая реакция
Fe + NiCl2 = FeCl2 + Ni протекает в
гальваническом элементе:
1. Ni | FeCl3 || NiCl2| Fe; 2. Ni | HCl  Fe; 3. Ni | FeCl3 || NiCl3 | Fe;
4. Fe | FeCl2 || NiCl2| Ni; 5. Fe | HCl  Ni.
Тема 11. Коррозия металлов
Примеры решения задач
Пример 11.1. Металлическая конструкция, в которой в контакте находятся
цинк и свинец, эксплуатируется в коррозионных средах: 1) в природной воде с
растворённым газом CO2; 2) во влажном атмосферном воздухе. Определите,
какой из металлов будет коррозировать. Для каждой коррозионной среды
определите тип коррозии, если коррозия  электрохимическая, тип
деполяризации,
составьте
схему
образующегося
коррозионного
гальванического элемента, напишите электронные уравнения анодного и
катодного процессов, уравнение токообразующей реакции, укажите состав
продуктов коррозии.
Решение.
Коррозия  самопроизвольное разрушение металла в результате его физикохимического взаимодействия с агрессивной внешней (коррозионной) средой
По механизму протекания коррозионного процесса, зависящего от типа
внешней среды, с которой взаимодействует металл, выделяют химическую и
электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия протекает в средах, не проводящих
электрический ток (в газах и парах при высокой температуре;
в неэлектролитах: органических жидкостях и др.).
Электрохимическая коррозия протекает в средах, имеющих ионную
проводимость (в электролитах: растворах солей, кислот, щелочей,
морской воде; в атмосфере любого влажного газа; в почве)
Два металла цинк и свинец в контакте, находящиеся в указанных
коррозионных средах, имеющих ионную проводимость,
образуют
гальванопару (гальванический элемент с раствором одного электролита),
подвергаются электрохимической коррозии.
113
Электрохимическая коррозия  совокупность двух процессов:
 анодного (окисление более активного металла в гальванопаре)
А: Ме  nē → Меn+;
 катодного (восстановление компонента среды деполяризатора H+ или O2)
Коррозия с водородной деполяризацией (в кислой среде)
К: 2H+ + 2ē = H20 рН < 7
Коррозия с кислородной деполяризацией (в нейтральной и щелочной)
К: O2 + 4ē + 2H2O = 4OH рН ≥ 7
Сравним стандартные электродные потенциалы цинка и свинца
(прил. 11): Е0Zn2+/ Zn = 0,76 В, E0Pb2+/ Pb = 0,12 B). Анодом в данном
гальваническом элементе является цинк, т. к. имеет меньшее значение
электродного потенциала, и поэтому как более активный металл будет
коррозировать (окисляться). Катодом является свинец.
Составим схемы коррозионных гальванических элементов с раствором
одноного электролита и рассмотрим сущность протекающих в них
электрохимических процессов в каждой из коррозионных сред (см. пример
10.3).
1) В природной воде с растворённым оксидом углерода(IV) образуется
электролит угольная кислота:
СO2 + H2O = H2СOз.
Реакция среды кислая рН < 7. В этом случае протекает коррозия с водородной
деполяризацией (деполяризаторами являются ионы Н+). Схема гальванического
элемента:
А () Zn | H2СO3 | Рb (+) К
А (): Zn 0 – 2ē = Zn 2+ окисление
К (+): 2H+ + 2ē = H20 восстановление
___________________________________
Zn0 + 2H+ = Zn 2+ + H20
0
или
Zn + H2СO3 = ZnСO3 + H20 токообразующая реакция.
Продуктами коррозии в данной среде являются практически
нерастворимая соль ZnСO3 (прил. табл. хх) и газ H2.
2) Во влажном атмосферном воздухе (как правило, нейтральная среда,
рН  7)
протекает
коррозия
с
кислородной
деполяризацией
(деполяризаторами являются молекулы O2 с участием молекул Н2О). Схема
гальванического элемента:
А () Zn | O2, Н2О | Рb (+) К
А (): Zn0 – 2ē = Zn2+
окисление
К (+): O2 + 4ē + 2H2O = 4OH восстановление
____________________________________________________
Zn0 + O2 + 2H2O = Zn2+ + 4OH
114
или
Zn0 + O2 + 2H2O = Zn(OH)2 токообразующая реакция.
Продуктом коррозии будет практически нерастворимый гидроксид
Zn(OH)2.
Пример 11.2. Рассмотрите сущность процессов, протекающих при коррозии
технического железа в морской воде. Определите тип коррозии, тип
деполяризации, составьте схему коррозионного гальванического элемента,
напишите электронные уравнения электродных процессов, уравнение
токообразующей реакции, укажите состав продуктов коррозии.
Решение. Основным компонентом морской воды является соль NaCl, поэтому
морская вода обладает ионной проводимостью, реакция среды практически
нейтральная, рН  7. Коррозия любого металла, в том числе и железа, в
морской
воде протекает по механизму электрохимической коррозии с
кислородной деполяризацией (см. пример 11.1.).
Техническое железо содержит в своём составе примеси металлов
различной активности и соединения железа с неметаллами, наиболее важным
из которых является карбид железа Fe3С. Так как карбид железа и примеси ряда
металлов менее активны, чем железо, то на поверхности технического железа
образуется множество гальванических микроэлементов, в которых анодом
является железо, а катодом  карбид железа, менее активный металл или
любой электронный проводник. Схема одного из коррозионных гальванических
элементов:
А () Fe | O2, Н2О | Fe3С (+) К
А (): Fe0 – 2ē = Fe2+
окисление

К (+): O2 + 4ē + 2H2O = 4OH восстановление
____________________________________________________
2Fe0 + O2 + 2H2O = Fe2+ + 4OH
или
2Fe0 + O2 + 2H2O = Fe(OH)2 – токообразующая реакция.
Первичным продуктом коррозии является практически нерастворимый
гидроксид Fe(OH)2.
Затем под действием влаги и кислорода воздуха протекают следующие
процессы:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Fe(OH)3 = FeОOH + H2O
FeОOH – конечный продукт коррозии железа, который называют ржавчиной.
Пример 11.3. Для защиты от коррозии свинцового кабеля использовали
покрытия из металлов: Zn, Bi, Сu, Mn. Определите, какие из металлов
являются анодными, а какие – катодными покрытиями для свинца, какие
покрытия более надёжно защитят его от коррозии при нарушении покрытия.
115
Решение.
Анодным является покрытие из более активного метала, чем
защищаемый от коррозии металл. Катодным – из менее активного
Сравним величины стандартных электродных потенциалов металловпокрытий и свинца (прил. 11 ): E0Pb2+/ Pb = 0,12 B; Е0Мn2+/ Мn =  1,18 В;
Е0Zn2+/ Zn =  0,76 В; Е0Cu2+/ Cu = 0,34; В; E0Bi3+/ Bi = 0,215 B. Цинк и марганец
имеют меньшее значение электродного потенциала, чем у свинца, поэтому как
более активные металлы являются для него анодными покрытиями. Медь и
висмут имеют большие значения электродного потенциала, чем у свинца,
поэтому как менее активные металлы являются для него катодными
покрытиями.
При нарушении покрытия более надёжно защитит свинец от коррозии
анодное покрытие из цинка или марганца, так как в этом случае коррозировать
(окисляться) будет именно металлы покрытия: цинка или марганец, а не сам
свинец.
Многовариантные задания
Задание 11.1. Металлическая конструкция, в которой в контакте находятся
два металла, эксплуатируется в коррозионной среде (варианты задания в табл.
11.1).
11.1.1. Определите тип коррозии по механизму её протекания.
11.1.2. Определите, какой из металлов будет коррозировать (прил. 11).
11.1.3. Определите реакцию коррозионной среды (кислая, нейтральная
или щелочная) и тип деполяризации (водородная или
кислородная) для электрохимической коррозии.
11.1.4. Составьте схему коррозионного гальванического элемента.
11.1.5. Напишите электронные уравнения электродных процессов.
11.1.6. Напишите токообразующую реакцию, протекающую в элементе.
11.1.7. Укажите состав продуктов коррозии.
Таблица 11.1
Вариант
1
2
Металлы
Cd – W
Fe – Ni
3
4
Co – Mn
Cr – Fe
5
6
7
Ni – Au
Sn – Pt
Zn – Cu
Коррозионная среда
Влажный воздух, содержащий газ SO2
Природная вода, содержащая
растворенный кислород
Морская вода
Техническая вода, содержащая
растворённый NаОН
Влажный воздух, содержащий газ СO2
Морская вода
Почвенная вода
116
Вариант
8
Металлы
Pb – V
9
V – Bi
10
11
12
13
Sb – Al
Mn – Pb
Bi – Ti
Zr – Sn
14
15
Cu – Zr
Ti – Ni
16
Ag – Mg
17
18
19
20
Al – Co
Pt – Al
Mg – Cd
Au – Mn
21
W – Fe
22
Cd – V
23
24
25
Fe – Ag
Co – Cr
Cr – Cu
26
27
Ni – Zn
Sn – Cd
28
29
30
Zn – Au
Pb – Al
V – Bi
31
32
Sb – Ni
Mn – Sb
33
34
Bi – Fe
Zr – Co
35
36
Cu – Ti
Ti – In
Продолжение табл. 11.1
Коррозионная среда
Техническая вода, содержащая
растворённый Ca(OH)2
Техническая вода, содержащая
растворённый КОН
Влажный воздух, содержащий газ SО3
Влажный воздух, содержащий газ Н2S
Морская вода
Техническая вода, содержащая
растворённую Н2SО4
Влажный воздух, содержащий газ Н2S
Природная вода, содержащая
растворенный газ СO2
Почвенная вода, содержащая
растворённый кислород
Морская вода
Влажный воздух, содержащий газ НСl
Влажный атмосферный воздух
Техническая вода, содержащая
растворённый КСl
Техническая вода, содержащая
растворённую Н2SО4
Вода, содержащая растворенный
кислород
Морская вода
Почвенная вода
Техническая вода, содержащая
растворённую HCl
Влажный воздух, содержащий газ Н2S
Техническая вода, содержащая
растворённую CH3COOH
Влажный воздух, содержащий газ SO2
Почвенная вода
Техническая вода, содержащая
растворённый Ca(OH)2
Морская вода
Вода, содержащая растворённый
кислород
Морская вода
Техническая вода, содержащая
растворённый KOH
Влажный атмосферный воздух
Почвенная вода
117
Вариант
37
38
39
40
Металлы
Ag – Mg
Al – Pb
Pt – Mn
Mg – Cd
Окончание табл. 11.1
Коррозионная среда
Влажный воздух, содержащий газ Н2S
Почвенная вода
Морская вода
Техническая вода, содержащая
растворённую CH3COOH
Задание 11.2. Для защиты металлической конструкции от коррозии в среде с
определённой величиной рН предлагаются металлы – покрытия (варианты
задания в табл. 11.2).
11.2.1. Укажите, какие из металлов являются анодными, а какие –
катодными покрытиями для металла конструкции (прил. 11).
11.2.2. Напишите схему коррозионного гальванического элемента,
составленного из металла конструкции и одного из металлов – покрытий в
заданной коррозионной среде.
11.2.3. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов, протекающих в элементе, и токообразующей реакции.
11.2.4. Укажите состав продуктов коррозии.
Таблица 11.2
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
Металл
конструкции
Mg
Cu
Zn
Co
Sn
Mn
Cd
Fе
Cd
Co
Cr
Fе
Ni
Mn
Fе
Сu
Sn
Cu
Cd
Металлы – покрытия
Be, Сu, Ag, Pb
Ag, Ni, Sn, Mn
Cr, Al, Ni, Ti
Sn, Pt, Mo, Be
Cd, Be, Cu, Zn
Fe, W, Mg, Sn
Ti, Pb, Zn, Ni,
Pb, Ti, Co, Au
Be, Сu, Ag, Mn
Al, Be, Au, Cd
Zn, Bi, Pt, Al,
Ti, Au, Cd, Cr
Co, Fe, Cu, Bi
Al, Pb, Sn, W
Mn, Bi, Ni, Pt
Al, Fe, Co, Pt
Cu, Ag, Zn, Mo
Pb, Mn, Ti, Cu
Al, Pt, Ni, Cr
118
рН
коррозионной среды
4
7
3
8
5
9
4
10
2
8
3
8
5
9
2
4
10
2
8
Вариант
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Металл
конструкции
Zn
Co
Fе
Cu
Ni
Рb
Co
Fе
Mn
Cd
Co
Sn
Mn
Cd
Fе
Сu
Sn
Cu
Mg
Mn
Zn
Металлы – покрытия
Mn, Co, Bi, Zn
Cr, Al, Ni, Pb
Sn, Pt, Mo, Ag,
Cd, Be, Pt, Al
Fe, W, Pt, Be
Ti, Pb, Ni, Bi
Pb, Ti, Co, Fe
Zn, Mo, Cu, Au
Cu, Cr, Al, Ti
Zn, Mo, Cr, W
Fe, Ni, Pb, Cd,
Ti, Pb, Ni, Сu
Pb, Ti, Co, Bi,
Мn, Mo, Cu, Al
Zn, Pt, Fe, Zn
Ti, Au, Cd, Ni
Co, Fe, Cu, Pb
Be, Сu, Ag, Zn
Al, Be, Au, Cr
Zn, Bi, Mg, Ni
Fe, W, Pt, Мn
Окончание табл. 11.2
рН
коррозионной среды
3
7
4
7
3
8
5
9
2
4
10
5
9
2
4
10
2
8
3
7
4
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Химическая коррозия металлов протекает в среде:
1. влажный воздух; 2. морская вода;
3. раствор НСl;
4. сухой воздух;
5. раствор КОН.
2. Электрохимическая коррозия металлов протекает в среде:
1. расплав серы; 2. пары иода; 3. нефть; 4. раствор Н2SО4; 5. сухой воздух.
3. В коррозионной гальвано – паре для меди анодом является металл:
1. Pt;
2. Au; 3. Ag; 4. Bi; 5. Sn.
4. В коррозионной гальвано – паре для кадмия катодом является металл:
1. Mg; 2. Mn; 3. Fe;
4. Ni; 5. Al.
119
5. Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией протекает в
среде с рН:
1. 3;
2. 7;
3. 8;
4. 9;
5. 10.
6. Электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией протекает в
среде с рН:
1. 3;
2. 5;
3. 8;
4. 2;
5. 4.
7. На аноде в коррозионном гальваническом элементе Zn | HCl | Pb протекает
процесс:
1. Pb – 2ē = Pb2+; 2. Pb2+ + 2ē = Pb; 3. 2H+ + 2ē = H2;
4. Zn – 2ē = Zn2+; 5. 2Cl- – 2ē = Cl2.
8. На катоде в коррозионном гальваническом элементе Мn | HCl | Со
протекает процесс:
1. Со – 2ē = Со 2+; 2. Со 2+ + 2ē = Со; 3. 2H+ + 2ē = H2;
4. Мn – 2ē = Мn 2+; 5. 2Cl- – 2ē = Cl2.
9. На катоде в коррозионном гальваническом элементе Al | H2О, О2 | Сu
протекает процесс:
1. Сu – 2ē = Сu 2+; 2. O2 + 4ē + 2H2O = 4OH; 3. 2H+ + 2ē = H2;
4. Al3+ + 3ē = Al ;
5. Сu2+ + 2ē = Сu.
10. При коррозии железа в морской воде деполяризаторами являются частицы:
1. Na+; 2.Cl- ; 3. H+; 4. Н2О; 5. О2.
11. При коррозии марганца во влажном воздухе, содержащем газ Н2S,
деполяризаторами являются частицы:
1. ОН-; 2. S2- ; 3. H+; 4. Н2О; 5. О2.
12. Железо подвергается коррозии в контакте с металлом:
1. Al; 2. Cr; 3. Mn; 4. Ag; 5. Ti.
13. Щелочная среда является наиболее агрессивной для коррозии металла:
1. Al; 2. Fe; 3. Co; 4. Pt; 5. Ni.
14. Вещество, замедляющее коррозию металлов, имеет название:
1. протектор; 2. активатор; 3. модификатор; 4. ингибитор; 5. катализатор.
15. Усиливают коррозию металлов оба фактора:
1. увеличение температуры; введение ингибиторов коррозии;
2. уменьшение температуры; введение активаторов коррозии;
3. уменьшение рН среды; пассивация металла;
4. снижение концентрации кислорода в среде; уменьшение температуры;
5. увеличение температуры; снижение рН среды.
120
16. Уменьшают коррозию металлов оба фактора:
1. увеличение температуры; пассивация металла;
2. уменьшение рН среды; введение активаторов коррозии;
3. введение ингибиторов коррозии; уменьшение рН среды;
4. снижение концентрации кислорода в среде; уменьшение температуры;
5. увеличение температуры; увеличение концентрации кислорода в среде.
17. Катодным покрытием для кадмия является металл:
1. Mg; 2. Mn; 3. Fe;
4. Вi; 5. Al.
18. Анодным покрытием для железа является металл:
1. Сu;
2. Ti; 3. Ag;
4. Bi; 5. Sn.
19. К электрохимическим методам защиты металлов от коррозии относят
метод:
1. покрытие эмалью; 2. удаление активаторов коррозии;
3. покрытие металлом; 4. катодная защита;
5. введение ингибиторов коррозии.
20. Для защиты стали от коррозии используют протектор из металла:
1. Сa; 2. Zn; 3. Cu; 4. Pb; 5. Cd.
21. Для защиты железа от коррозии самым надёжным в случае его нарушения
является покрытие из металла:
1. Аl; 2. Sn; 3. Ni; 4. Ag; 5. Au.
22. Для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля
целесообразней выбрать
1) цинк;
2) магний;
3) кадмий;
4) марганец; 5) железо
23. К электрохимическим методам защиты металлов от коррозии относят
оба метода:
1.протекторная защита и покрытие эмалью;
2. удаление активаторов коррозии и покрытие металлом;
3. катодная защита и введение ингибиторов коррозии;
4. электрохимический дренаж и покрытие краской;
5. катодная защита и протекторная защита.
24. Для снижения агрессивности коррозионной водной среды
эффективными являются оба метода:
1. добавление кислоты; удаление кислорода;
2. добавление хлорид-ионов; удаление кислоты;
3. введение кислорода; удаление кислоты;
4. добавление хлорид-ионов; удаление кислорода;
5. добавление органических аминов; удаление кислорода.
121
25. При нарушении покрытия наиболее эффективно защищает сталь от
коррозии покрытие из материала:
1. эмали; 2. лака; 3. меди; 4. алюминия; 5. оксида металла.
Тема 12. Электролиз водных растворов электролитов
Примеры решения задач
Пример 12.1. Для водных растворов приведенных электролитов KOH, NiSO4,
AI(NO3)3 составьте уравнения процессов, протекающих на угольных электродах
при электролизе.
Решение. При пропускании электрического тока через водные растворы
электролитов на электродах протекают окислительно-восстановительные
процессы (электролиз).
Электролиз—окислительно-восстановительный процесс, протекающий на
электродах при прохождении электрического тока через раствор или
расплав электролита.
При электролизе на аноде А(+) протекает процесс окисления,
на катоде К(−) протекает процесс восстановления
Процессы на электродах зависят от величин стандартных электродных
потенциалов окислителя и восстановителя.
Процесс окисления на аноде зависит от материала электрода и природы
аниона.
Анод нерастворимый (инертный)
– изготовлен из угля, графита, платины, золота и др.
На аноде окисляются восстановители с наименьшим значением Е0:
1) анионы бескислородных кислот (кроме F −)
I−, Br−, S−2, CI−;
2) молекулы воды (в нейтральных и кислых средах pH ≤ 7)
2H2O – 4e = O2 + 4H+ или
ионы OH− в щелочной среде (pH > 7)
4OH− – 4e = O2 + 2H2O .
Анионы кислородных кислот не окисляются в водных растворах
Процесс восстановления на катоде зависит от положения металла в ряду
напряжений, но не зависит от материала электрода.
122
На катоде восстанавливаются окислители с наибольшим значением Е0:
1) катионы металлов от Au3+ до H
Men+ + ne = Me0;
2) катионы металлов от Ti2+ до H одновременно
с молекулами воды (в нейтральных и щелочных средах pH ≥ 7):
Men+ + ne = Me0
2H2O + 2e = H 2 + 2OH− или
ионы H+ в кислой среде (pH <7 )
2H+ + 2e = H2;
3) молекулы воды (pH ≥ 7) или ионы H+ (pH <7 ).
Катионы металлов от Li+ до Ti2+ в водных растворах
не восстанавливаются
В водном растворе KOH диссоциирует на ионы:
KOH = K+ + OH−.
При пропускании постоянного тока наблюдается направленное движение
ионов.
Анионы движутся к аноду, катионы – к катоду
К аноду А(+) движутся анионы OH−, к катоду К(−) катионы K+.
На аноде в щелочной среде окисляются ионы OH−, на катоде
восстанавливаются молекулы воды, так как калий в ряду напряжений
располагается между литием и титаном:
на аноде А(+) : 4OH− – 4e = O2 + 2H2O;
на катоде К(−): 2H2O + 2e = H 2 + 2OH−.
В водном растворе NiSO4 диссоциирует на ионы:
NiSO4 = Ni2+ + SO42−.
На аноде окисляются молекулы воды, так ион SO42− относится к
кислородным ионам, на катоде одновременно восстанавливаются катионы Ni2+
и молекулы воды:
на аноде А(+) : 2H2O – 4e = O2 + 4H+;
на катоде К(−): Ni2+ + 2e = Ni0
2H2O + 2e = H 2 + 2OH−.
В водном растворе AI(NO3)3 диссоциирует на ионы:
AI(NO3)3 = AI3+ + 3NO3−.
На аноде окисляются молекулы воды, так ион NO3− относится к
кислородным ионам, на катоде одновременно восстанавливаются молекулы
воды, так как алюминий располагается в ряду напряжений между литием и
титаном:
на аноде А(+) : 2H2O – 4e = O2 + 4H+;
на катоде К(−): 2H2O + 2e = H 2 + 2OH−.
123
Пример 12.2. Для водного раствора CuCI2 составьте уравнения процессов,
протекающих на медных электродах.
Решение. Процесс окисления зависит от материала анода.
Анод растворимый
– изготовлен из металла, окисляющегося в процессе электролиза:
Me0 − ne = Me n+
В водном растворе CuCI2 диссоциирует на ионы:
CuCI2 = Cu2+ + 2CI−.
Материал анода изготовлен из металлической меди, поэтому на аноде
протекает процесс окисления металла (меди), на катоде восстанавливаются
ионы меди:
на аноде А(+) : Cu0 – 2e = Cu2+;
на катоде К(−): Cu2+ + 2e = Cu0.
Пример 12.3. На электрохимическое рафинирование в водном растворе NiSO4
поступил черновой никель, содержащий примеси цинка и меди. Составьте
уравнения процессов, протекающих на электродах.
Решение.
Рафинирование − очистка металлов от примесей.
Анодом является очищаемый металл
Черновой никель (очищаемый металл) содержит примеси цинка и меди.
Сравним значения стандартных электродных потенциалов этих металлов:
Е0Zn2+/Zn = 0,76 В, E0Ni2+/Ni = 0,24 B, Е0Cu2+ /Cu = +0,33 В.
Так как Е0Zn2+/Zn < E0Ni2+/Ni < Е0Cu2+ /Cu , то при рафинировании в первую
очередь будут окисляться примеси цинка, затем очищаемого металла. На катоде
будут восстанавливаться молекулы воды одновременно с катионами никеля,
концентрация которых намного больше, чем ионов цинка за счет растворения
анода:
на аноде А(+) : Zn0 – 2e = Zn2+
Ni0– 2e = Ni 2+;
на катоде К(−): Ni2+ + 2e = Ni0
2H2O + 2e = H2 + 2OH−.
Пример 12.4.
Определите последовательность восстановления катионов
металлов в водном растворе, содержащем смесь катионов Fe2+, Bi3+, Al3+, Ag+.
Решение. При прочих равных условиях последовательность восстановления
катионов металлов зависит от величины стандартного электродного потенциала
металла. Сравним значения Е0 для металлов, указанных в задании (прил. ююю):
Е0 Fe 2+/Fe = 0,44 В; E0 Bi 3+/Bi = +0,215 В; E0 Al 3+/Al = −1,662 В;
124
Е0 Ag+/Ag = +0,799 В.
По алгебраической величине Е0 катионы металлов можно расположить в
ряд: Е0 Ag+/Ag > E0 Bi 3+/Bi > Е0 Fe 2+/Fe > E0 Al 3+/Al, поэтому последовательность
восстановления катионов будет следующая:
на катоде К(−): Ag+ + e = Ag0;
Bi3+ + 3e = Bi0;
Fe2+ + 2e = Fe0.
3+
Ионы Al в водном растворе не восстанавливаются.
Пример 12.5. Вычислите массу (объем) веществ, выделившихся на электродах,
при пропускании электрического тока силой 10,4 А через водный раствор
сульфата никеля в течение 2 часов. Выход по току принять 100 %).
Решение. Для расчета массы веществ m(B), выделившихся на электродах,
используют объединенное уравнение законов Фарадея:
m(B) = Mэк(B) ·I · t /96500, где
Mэк(B) – молярная масса эквивалентов вещества;
I – сила тока в А;
t – время электролиза в с;
96500 – постоянная Фарадея
При электролизе водного раствора сульфата никеля на аноде выделяется
кислород, а на катоде – никель и водород (см. пример 12.1.). Определим
молярные массы эквивалентов никеля в сульфате никеля, водорода и
кислорода: Mэк(Ni) = M(Ni)/2 = 59 / 2 = 24,5 г/моль; Mэк(O2) = 8 г/моль;
Mэк(H2) = 1 г/моль.
Переведем время электролиза в секунды: t = 2 · 3600 = 7200с.
Рассчитаем массу веществ, выделившихся на электродах:
m(Ni) = 24,5 ·10,4 · 7200 / 96500 = 19,01 (г);
m(O2) = 8 ·10,4 · 7200 / 96500 = 6,21 (г);
m(H2) = 1 ·10,4 · 7200 / 96500 = 0,78 (г).
Для расчета объемов выделившихся газов в объединенном уравнении
законов Фарадея заменяем молярную массу эквивалентов на эквивалентный
объем, который рассчитывают через молярный объем газа:
V(газа) = Vэк(газа) ·I · t /96500
125
Многовариантные задания
Задание 12.1. Через водный раствор электролита А (варианты заданий в
табл. 12.1) пропустили ток силой В ампер в течение времени Г часов:
12.1.1. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора электролита (анод инертный);
12.1.2. Рассчитайте массы веществ, выделившихся на электродах (выход
по току принять 100 %);
12.1.3. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора электролита (электроды металлические).
Таблица 12.1
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
Раствор
электролита
Pb(NO3)2
AlCl3
ZnCl2
CoSO4
MnCl2
Al2(SO4)3
Pb(NO3)2
Hg(NO3)2
FeSO4
CoI2
CdSO4
Cu(NO3)2
CdBr2
ZnSO4
Cd(NO3)2
NiSO4
FeCl3
MnSO4
Bi(NO3)3
NiCl2
MnCl2
CrCl3
Fe(NO3)3
ZnCl2
Cu(NO3)2
CoCl2
MnI2
HgCl2
Сила тока, А
Время, час
5,0
21,0
3,0
10,4
12,0
14,0
10,3
0,5
11,5
2,5
10,7
0,9
14,0
3,0
21,1
4,0
12,3
11,8
4,2
3,5
2,0
1,5
2,5
10,9
1,0
13,3
3,5
2,5
0,2
0,9
0,7
1,6
1,1
0,4
1,2
2,5
1,8
3,0
0,5
1,3
0,1
0,2
0,8
0,5
0,4
0,2
1,1
1,5
0,4
1,1
0,7
2,5
2,7
0,7
1,8
1,0
126
Металлический
электрод
Pb
Al
Zn
Co
Mn
Al
Pb
Hg
Fe
Co
Cd
Cu
Cd
Zn
Cd
Ni
Fe
Mn
Bi
Ni
Mn
Cr
Fe
Zn
Cu
Co
Mn
Hg
Вариант
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Раствор
электролита
SnSO4
Cr(NO3)3
Pb(NO3)2
MnCl2
ZnSO4
Al(NO3)3
CrCl3
Hg(NO3)2
Bi(NO3)3
FeCl2
MnBr2
CuSO4
Сила тока, А
11,8
3,2
4,2
21,5
3,1
1,7
12,8
5,0
2,7
3,2
12,1
23,8
Окончание табл. 12.1
Время, час
Металлический
электрод
3,5
Sn
5,0
Cr
1,5
Pb
0,2
Mn
0,5
Zn
0,5
Al
2,5
Cr
0,9
Hg
0,6
Bi
1,1
Fe
0,7
Mn
0,8
Cu
Задания для самоконтроля
Выберите правильный ответ
1. Нерастворимым при электролизе является анод из металла:
1. Pt;
2. Mn; 3. Ag;
4. Bi; 5. Sn.
2. Растворимым при электролизе является анод, изготовленный из
электронного проводника:
1. стеклоуглерод; 2. графит; 3. железо;
4. платина; 5. золото.
3. При электролизе инертными анодами являются электроды из двух
электронных проводников:
1. Pt и Fe; 2. C и Ni; 3. Mn и Co; 4. Ag и Sn; 5. C и Pt.
4. При электролизе расплава NaOH на аноде будет выделяться оба продукта:
1. Na и H2; 2. H2 и H2O; 3. H2O; 4. H2O и O2; 5. Na и O2.
5. На катоде при электролизе расплава K2SО4 протекает процесс:
1. 2O2– – 4ē = O2; 2. 2SО42– – 2ē = S2О8 2–; 3. 2SО42– – 2ē = SО2 + O2;
4. S6+ + 8ē = S;
5. K+ + 1ē = K0.
6. Последовательность разряда ионов на катоде в соответствии с их
конкурирующей способностью соответствует ряду:
1. Zn2+, Mn2+, Fe2+; 2. Cu2+, Sn2+, Fe2+; 3. Zn2+, Cu2+, Mn2+;
4. Al3+, Cu2+, Zn2+; 5. Fe2+, Zn2+, Sn2+.
127
7. При электролизе водного раствора NaNO3 на катоде протекает процесс:
1. 2NО3– – 2ē = NО2 + O2; 2. O2 + 4ē + 2H2O = 4OH; 3. Na+ + 1ē = Na0;
4. 2H2O – 2ē = 4H+ + O2; 5. 2H2O + 2ē = H2 + 2OH.
8. Инертным анодом при электролизе является металл
1. Ni;
2. Ag;
3. Pt;
4. Zn;
5. Fe
9. На катоде при электролизе водного раствора CuCl2 выделяется
1. H2;
2. Cu;
3. O2;
4. Cl2;
5. HCl
10. Продуктом электролиза водного раствора нитрата серебра на платиновом
аноде является
1. O2;
2. Ag;
3. H2;
4. NO2;
5. NO
11. На катоде при электролизе водных растворов солей щелочных и
щелочноземельных металлов выделяется
1. металл;
2. кислота;
3. кислород; 4. водород;
5. соль
12. На аноде при электролизе расплава NaCl протекает процесс
1. 4OH- - 4e = 2H2O + O2;
4. 2H2O + 2e H2 + 2OH-;
2. 2Cl- - 2e = Cl2;
5. 2H2O - 4e  4H+ + O2
+1
0
3. Na + e  Na ;
13. В прикатодном пространстве образуется щелочь при электролизе водного
раствора соли
1. AgNO3;
2. Cu(NO3)2;
3. K2S;
4. AuCl3;
5. SnCl2
14. Последовательность разряда катионов на катоде справедлива для ряда
1. Na+ , Cu2+ , Cr3+;
4. Cd2+, Co2+, Ni2+;
2. Au3+, Ag+ , Cu2+;
5. Sn2+ , Zn2+, Bi3+
2+
2+
2+
3. V , Cr , Zn ;
15. Только кислород будет выделяться на платиновом аноде при электролизе
водного раствора соли
1. CuCl2; 2. NaCl;
3. K2S;
4. Fe2(SO4)3;
5. NaBr
16. Хлор будет выделяться на аноде при электролизе водного раствора соли
1. NiCl2 (Ni-анод);
4. CuCl2 (Cu-анод);
2. KCl (Pt-анод);
5. KClO4 (C-анод)
3. NaClO4 (Pt-анод);
17. В качестве анода для получения электролитически чистой меди используют
1. Pt;
2. C;
3. Ni;
4. Cu;
5. Au
128
18. На катоде при электролизе водного раствора смеси CrCl3 и NaBr будет
выделяться
1. Na;
2. H2, Cr;
3. Cl2;
4. Cr;
5. O2
19. Только электролизом расплава соединений можно получить металл
1. Cu;
2. Fe;
3. Mn;
4. Ni;
5. Na
20. На аноде при электролизе водного раствора NaCl образуется
1. Cl2;
2. Na;
3. HCl;
4. NaOH;
5. O2
21. На катоде выделение водорода протекает при электролизе водного раствора
1. AgNO3;
2. Mg(NO3)2;
3. CuCl2;
4. Hg(NO3)2;
5. BiCl3
22. При электролизе смеси катионов металлов Аg+, Zn2+ , Cu2+ , Pb2+ , Al3+ в
растворе останется
1. Ag+ ;
2. Cu2+;
3. Al3+;
4. Pb2+;
5. Zn2+
23. На инертном аноде выделяется кислород при электролизе водного раствора
соли
1. CuCl2; 2. K2S;
3. MgSO4;
4. ZnI2;
5. NaBr
24. На электродах при электролизе водного раствора AgNO3 выделяются
вещества:
1. Ag, O2;
2. H2, O2;
3. H2, NO2; 4. O2, HNO3; 5. HNO3, Ag
25. При электролизе расплава гидроксида калия образуются вещества:
1. гидрид калия и кислород;
2. водород, кислород и калий;
3. оксид калия и водород;
4. пероксид калия и водород;
5. калий, кислород и вода.
129
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин Н. Е. Общая химия: Учеб. для техн. направлений и спец. вузов. –
М.: Высш. шк., 2002. – 558 с.
2. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие / Б. И. Адамсон, О.
Н. Гончарук, В. Н. Камышева и др.; Под ред. Н. В. Коровина. – М.: Высш.
шк., 2003. – 255 с.
3. Глинка Н. Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов. – М.: Интеграл-Пресс,
2002. – 704 с.
4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для
вузов. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.
5. Вольхин В. В. Общая химия. Избранные главы: Учебное пособие. – СПб.: Лань, 2008. –
384 с.
6. Лидин Р. А. Общая и неорганическая химия в вопросах: Пособие для вузов/
Р. А. Лидин, Л. Ю. Аликберова, Г. П. Логинова; Под ред. Р. А. Лидина. –
М.: Дрофа, 2004. – 304 с.
7. Горбунов А. И. Теоретические основы общей химии: Учеб. пособие для вузов / А. И
Горбунов, А. А. Гуров, Г. Г. Филиппов, В. Н. Шаповал. – М.: Изд – во МГТУ им. Н. Э.
Баумана, 2003. – 719 с.
8. Зоммер К. Аккумулятор знаний по химии: Справ. и учеб. пособие. – М.: Мир, 1985. –
295с.
9. Общая химия в формулах, определениях, схемах: Учеб. пособие / Под ред.
В. Ф. Тикавого. – Мн.: Университетское, 1996. – 528 с.
10. Ерохин Ю. М. Сборник задач и упражнений по химии: Учеб. пособие для
средних спец. учебных заведений / Ю. М. Ерохин, В. И. Фролов. – М.:
Высш. шк., 1998. – 304 с.
11. Любимова Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии:
Учеб. пособие для нехимич. спец. вузов. – М.: Высш. шк., 1990. – 351 с.
12. Задачник по общей химии для металлургов: Учеб. пособие для вузов / Б. Г.
Коршунов, С. Л. Стефанюк, А. А. Таперова и др.; Под ред.Б. Г. Коршунова.
– М.: Высш. шк., 1977. – 255 с.
13. Аликберова Л. Ю. Полезная химия: задачи и истории / Л. Ю. Аликберова,
Н. С. Рукк. – М.: Дрофа, 2006. – 188 с.
14. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.
Прогнозирование свойств элементов и их соединений: Метод. указ. к
самостоятельной работе студентов 1 курса всех специальностей,
изучающих химию / Сост. Л. В. Сеничева – Хабаровск: Изд-во Тихоокеан.
гос. ун-та, 2005. – 24с.
15. Основные классы неорганических соединений: Метод. указ. к изучению
раздела курса общей химии/ Сост. Н. М. Мара – Хабаровск: Изд-во
Тихоокеан. гос. ун-та, 2007. – 44 с.
16. Термодинамическая и кинетическая характеристики химического
процесса: Метод. указ. для самостоятельной работы студентов / Сост. В.
А. Яргаева, Л. В. Сеничева – Хабаровск: Изд-во Хабар. гос. техн. унта 2001. – 40 с.
130
17. Способы
выражения
состава
растворов:
Метод.
указ.
для
самостоятельной работы студентов / Сост. В. А. Яргаева – Хабаровск:
Изд-во Тихоокеан. гос. ун-та, 2005. – 23 с.
18. Чекмарева Л. И. Характеристика растворов электролитов: Учеб.
пособие / Л. И. Чекмарева, Ж. Н. Янковец, Е. В. Хромцова. –
Хабаровск: Изд-во Хабар. гос. техн. ун-та, 2004. – 168 с.
19. Электрохимические процессы: Метод. указ. к самостоятельной
работе по общей химии для студентов 1 курса всех специальностей,
изучающих химию / Сост. Л. Е. Незаментимова – Хабаровск: Изд-во
Тихоокеан. гос. ун-та, 2007. – 27 с.
20. Кан Р. Введение в химическую номенклатуру: Справ. пособие / Р. Кан, О.
Дермер. – М.: Химия, 1983. – 224 с.
21. Лидин Р. А. Основы номенклатуры неорганических веществ: Справ.
пособие / Р. А. Лидин, В. А. Молочко, П. П. Андреева и др.; Под ред Б. Д.
Степина. – М.: Химия, 1983. – 112 с.
22. Артеменко А. И. Справочное руководство по химии: Справ. пособие / А.
И. Артеменко, В. А. Малеванный, И. В. Тикунова. – М.: Высш. шк., 1990. –
303 с.
23. Зоммер К. Химия: Справочник школьника и студента / К. Зоммер, К. Х.
Вюнш, М. Цеттлер. – М.: Дрофа, 2003. – 384 с.
24. Рабинович В. А. Краткий химический справочник: Справ. пособие / В. А.
Рабинович, З. Я. Хавин. – СПб.: Химия, 1994. – 432 с.
25. Краткий справочник физико-химических величин: Справ. пособие / Под
ред. А. А. Равделя, А. М. Пономаревой. – СПб.: Иван Федоров, 2003. – 238
с.
131
ПРИЛОЖЕНИЯ
132
Приложение 1
Ответы на задания для самоконтроля по темам
Тема 1: 1.1; 2.3; 3.4; 4.3; 5.5; 6.2; 7.1; 8.1; 9.3; 10.5; 11.1; 12.4; 13.1; 14.5;
15.3; 16.2; 17.3; 18.4; 19.2; 20.2; 21.3; 22.2; 23.2; 24.1; 25.4.
Тема 2:1.4; 2.1; 3.2; 4.3; 5.5; 6.4; 7.4; 8.1; 9.2; 10.5; 11.2; 12.2; 13.2; 14.3;
15.2; 16.3; 17.1; 18.2; 19.3; 20.2; 21.3; 22.5; 23.4; 24.1; 25.1.
Тема 3: 1.5; 2.2; 3.2; 4.3; 5.4; 6.4; 7.3; 8.1; 9.4; 10.1; 11.5; 12.1; 13.5; 14.1;
15.4; 16.4; 17.4; 18.3; 19.4; 20.3; 21.1; 22.4; 23.5; 24.1; 25.3.
Тема 4: 1.3; 2.4; 3.3; 4.4; 5.2; 6.3; 7.5; 8.4; 9.3; 10.4; 11.3; 12.3; 13.3; 14.1;
15.4; 16.1; 17.1; 18.5; 19.2; 20.3; 21.3; 22.3; 23.4; 24.5; 25.3.
Тема 5: 1.2; 2.2; 3.5; 4.4; 5.1; 6.5; 7.1; 8.2; 9.4; 10.3; 11.1; 12.2; 13.2; 14.1;
15.4; 16.5; 17.1; 18.4; 19.4; 20.1; 21.5; 22.3; 23.3; 24.5; 25.4.
Тема 6: 1.3; 2.4; 3.4; 4.2; 5.2; 6.1; 7.4; 8.4; 9.2; 10.3; 11.1; 12.5; 13.1; 14.2;
15.3; 16.5; 17.5; 18.1; 19.1; 20.1; 21.3; 22.4; 23.1; 24.1; 25.3.
Тема 7: 1.3; 2.3; 3.2; 4.1; 5.3; 6.2; 7.2; 8.4; 9.2; 10.4; 11.5; 12.3; 13.2; 14.5;
15.4; 16.4; 17.5; 18.2; 19.3; 20.1; 21.5; 22.1; 23.4; 24.2; 25.1.
Тема 8: 1.1; 2.1; 3.1; 4.2; 5.2; 6.3; 7.4; 8.3; 9.4; 10.1; 11.1; 12.3; 13.4; 14.1;
15.2; 16.5; 17.5; 18.3; 19.4; 20.3; 21.3; 22.5; 23.3; 24.3; 25.2.
Тема 9: 1.3; 2.2; 3.2; 4.3; 5.1; 6.4; 7.4; 8.1; 9.1; 10.2; 11.5; 12.4; 13.4; 14.1;
15.3; 16.5; 17.2; 18.1; 19.1; 20.5; 21.5; 22.3; 23.4; 24.2; 25.1.
Тема 10: 1.3; 2.4; 3.1; 4.1; 5.3; 6.5; 7.4; 8.1; 9.3; 10.5; 11.2; 12.4; 13.3; 14.3;
15.2; 16.3; 17.1; 18.2; 19.3; 20.2; 21.3; 22.5; 23.4; 24.1; 25.1.
Тема 11: 1.4; 2.4; 3.5; 4.4; 5.1; 6.3; 7.4; 8.3; 9.2; 10.5; 11.3; 12.4; 13.1; 14.4;
15.5; 16.4; 17.4; 18.2; 19.4; 20.2; 21.1; 22.3; 23.5; 24.5; 25.4.
Тема 12: 1.1; 2.3; 3.5; 4.5; 5.2; 6.2; 7.5; 8.3; 9.2; 10.1; 11.4; 12.2; 13.3; 14.2;
15.4; 16.2; 17.4; 18.2; 19.5; 20.1; 21.2; 22.3; 23.3; 24.1; 25.5.
133
Приложение 2
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.
периоды
ряды
I
II
III
IV
группы химических элементов
V
VI
H
1
VII
1,00794
ВОДОРОД
Li 3
He
2
VIII
4,00260
ГЕЛИЙ
Be 4
B5
C6
N7
O8
F9
Ne 10
9,01218 БЕРИЛЛИЙ
10,811 БОР
12,011 УГЛЕРОД
14,0067 АЗОТ
15,9994 КИСЛОРОД
18,998 ФТОР
20,179 НЕОН
Na 11
Mg 12
Al 13
P 15
S 16
Cl 17
Ar 18
24,305 МАГНИЙ
26,9815
Si 14
22,9897 НАТРИЙ
28,0855 КРЕМНИЙ
30,9737 ФОСФОР
32,066 СЕРА
35,453 ХЛОР
39,948 АРГОН
K 19
Ca 20
Sc 21
Ti 22
V 23
Cr 24
Mn 25
Fe 26
Co 27
Ni 28
39,0983 КАЛИЙ
40,078 КАЛЬЦИЙ
44,9559 СКАНДИЙ
47,88 ТИТАН
50,9415 ВАНАДИЙ
51,9961 ХРОМ
54,9380 МАРГАНЕЦ
55,847 ЖЕЛЕЗО
58,9332 КОБАЛЬТ
58,69 НИКЕЛЬ
Cu 29
Zn 30
Ga 31
Ge 32
As 33
Se 34
Br 35
Kr 36
69,723 ГАЛЛИЙ
72,59 ГЕРМАНИЙ
74,9216 МЫШЬЯК
78,96 СЕЛЕН
79,904 БРОМ
83,80 КРИПТОН
6,941 ЛИТИЙ
63,546 МЕДЬ
АЛЮМИНИЙ
65,39ЦИНК
Rb 37
Sr 38
Y 39
Zr 40
Nb 41
Mo 42
Tc 43
Ru 44
Rh 45
Pd 46
85,4678 РУБИДИЙ
87,62 СТРОНЦИЙ
88,9059 ИТТРИЙ
91,224 ЦИРКОНИЙ
92,9064 НИОБИЙ
95,94 МОЛИБДЕН
97,9072 ТЕХНЕЦИЙ
101,07 РУТЕНИЙ
102,905 РОДИЙ
106,42 ПАЛЛАДИЙ
Ag 47
Cd 48
In 49
Sn 50
Sb 51
Te 52
I 53
Xe 54
107,868 СЕРЕБРО
112,41 КАДМИЙ
114,82 ИНДИЙ
118,710 ОЛОВО
121,75 СУРЬМА
127,60 ТЕЛЛУР
126,904 ИОД
131,29 КСЕНОН
Cs 55
Ba 56
La* 57
Hf 72
Ta 73
W 74
Re 75
Os 76
Ir 77
Pt 78
132,905 ЦЕЗИЙ
137,33 БАРИЙ
138,905 ЛАНТАН
178,49 ГАФНИЙ
180,947 ТАНТАЛ
183,85 ВОЛЬФРАМ
186,207 РЕНИЙ
190,2 ОСМИЙ
192,22 ИРИДИЙ
195,08 ПЛАТИНА
Au 79
Hg 80
Tl 81
Pb 82
Bi 83
Po 84
At 85
Rn 86
196,966 ЗОЛОТО
200,59 РТУТЬ
204,383 ТАЛЛИЙ
207,2 СВИНЕЦ
208,980 ВИСМУТ
208,982 ПОЛОНИЙ
209,987 АСТАТ
222,01 РАДОН
Fr 87
Ra 88
Ac** 89
Rf 104
Db 105
Sg106
Bh 107
Hs 108
Mt 109
Uun 110
223,019 ФРАНЦИЙ
26,025 РАДИЙ
227,027 АКТИНИЙ
[261] РЕЗЕРФОРДИЙ
[262] ДУБНИЙ
[263] СИБОРГОВИЙ
[262] БОРИЙ
[265] ХАССИЙ
[266] МЕЙТНЕРИЙ
[271] УН-УН-НУЛИЙ
Ce
58
140,12
Th
232,03
ТОРИЙ
Pr
59
140,90
ПРАЗЕОДИМ
ЦЕРИЙ
90
Nd
Pm
61
Sm
62
Eu
63
Gd
64
Tb
[147]
150,35
151,96
157,25
158,92
НЕОДИМ
ПРОМЕТИЙ
САМАРИЙ
ЕВРОПИЙ
ГАДОЛИНИЙ
ТЕРБИЙ
Pa 91 231,03 U
ПРОТАКТИНИЙ
60
144,24
92
238,02 УРАН
Np
237,04
НЕПТУНИЙ
93
Pu
244,06
ПЛУТОНИЙ
94
Am
243,06
АМЕРИЦИЙ
95
Cm
96
247,07 КЮРИЙ
Bk
247,07
БЕРКЛИЙ
65
97
Dy
66
162,5
Ho
67
Er
ДИСПРОЗИЙ
164,93 ГОЛЬМИЙ
Cf
Es 99 252,08 Fm
257,09
98
251,07
КАЛИФОРНИЙ
ЭЙНШТЕЙНИЙ
68
Tm
69
167,26 ЭРБИЙ 168,93 ТУЛИЙ
ФЕРМИЙ
100
Md
258,09
101
МЕНДЕЛЕЕВИЙ
Yb
70
Lu
173,04
174,97
ИТТЕРБИЙ
ЛЮТЕЦИЙ
No
259,10
НОБЕЛИЙ
102
Lr
260,10
ЛОУРЕНСИЙ
71
103
Приложение 4
Названия важнейших кислот
Формула
кислоты
HF
HCl
HBr
HI
НCN
НSCN
H2S
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
HBrO
HBrO3
HIO3
HIO4
HMnO4

H2SO4
H2SO3
H2SeO4
H2SeO3
H2TeO4
H2TeO3
H2CrO4
H2Cr2О7
HNO3
HNO2
H3PO4
H3AsO4
H3AsO3
HAsO2
H2CO3
H2SiO3
Название
кислоты
Формула
кислотного остатка
Бескислородные кислоты
F
фтороводородная
(плавиковая)
хлороводородная
(соляная)
бромоводородная
йодоводородная
циановодородная
(синильная)
родановодородная
сероводородная
Название
кислотного остатка
фторид
Cl
хлорид
Br
I
бромид
йодид
CN
цианид
SCN
S2
Кислородсодержащие кислоты
хлорноватистая
ClO−
хлористая
ClO2−
хлорноватая
ClO3−
хлорная
ClO4−
бромноватистая
BrO−
бромноватая
BrO3−
йодноватая
IO3−
йодная
IO4−
марганцовая
MnO4−

MnO42
серная
SO42
сернистая
SO32
селеновая
SeO42
селенистая
SeO32
теллуровая
TeO42
теллуристая
TeO32
хромовая
CrO42
дихромовая
Cr2O72
азотная
NO3−
азотистая
NO2−
ортофосфорная
О
PO43
3
мышьяковая
AsO4
ортомышьяковистая
AsO33
метамышьяковистая
AsO2−
угольная
CO32
метакремниевая
SiO32
роданид
сульфид
гипохлорит
хлорит
хлорат
перхлорат
гипобромит
бромат
йодат
перйодат
перманганат
манганат
сульфат
сульфит
селенат
селенит
теллурат
теллурит
хромат
дихромат
нитрат
нитрит
ортофосфат (фосфат)
арсенат
ортоарсенит
метаарсенит
карбонат
метасиликат (силикат)
Приложение 5
Термодинамические свойства некоторых веществ
 H 0f (298) и G 0f (298) – стандартные энтальпия образования и энергия Гиббса
образования веществ (индекс f – formation); S0 (298) – стандартная энтропия
вещества.
 Приведены термодинамические свойства только тех веществ, которые
встречаются в примерах и вариантах заданий данного пособия. Вещества
расположены в порядке латинского алфавита.
 Агрегатные состояния веществ обозначены: к – кристаллическое, г –
газообразное, ж – жидкое, графит – тип кристаллической модификации.
Вещество
Al 2 O3 (к )
Al2 (SO4 ) 3 (к )
Br2 (ж )
C(графит )
CH 4 (г)
CH3OH(г)
C2 H 2 (г)
C2 H 4 ( г )
C2 H 6 (г)
C2 H5OH(г)
C2 H5OH( ж )
C6 H 6 (г)
C6 H12 (г)
CO(г)
CO2 (г)
COS(г)
CS2 (г )
CS2 ( ж )
CaCO3 (к )
CaO(к )
Ca (OH )2 (к )
Cl 2 (г )
Cu2 (р)
CuCl 2 (к )
CuO(к )
Fe(к )
FeO(к )
Fe2O3 (к )
Fe3O4 (к )
H 0f (298),
кДж/моль
-1675,69
-3441,80
0
0
-74,85
-201,00
226,75
52,30
-84,67
-234,80
-276,98
82,93
-123,14
-110,53
-393,51
-141,70
116,70
88,70
-1206,83
-635,09
-985,12
0
72,80
Дж/(мольК)
50,92
239,20
152,21
5,74
186,27
239,76
200,82
219,45
229,49
281,38
160,67
269,20
298,24
197,55
213,66
231,53
237,77
151,04
91,71
38,07
83,39
222,98
44,35
G 0f (298),
кДж/моль
-1582,27
-3100,87
0
0
-50,85
-162,38
209,21
68,14
-32,93
-167,96
-174,15
129,68
31,70
-137,15
-394,37
-168,94
66,55
64,41
-1128,35
-603,46
-897,52
0
50,00
-205,85
-162,00
0
-264,85
-822,16
-1117,13
108,07
42,63
27,15
60,75
87,45
146,19
-161,71
-134,26
0
-244,30
-740,34
-1014,17
S0 (298) ,
Окончание прилож. 5
Fe(OH )3 (к )
FeS2 (к )
H 2 (г )
HBr(г)
HCl (г)
H 2 O(г)
H 2O( ж )
H 2S( г )
K(к )
K2O(к )
KOH(к )
Mg(к )
MgCO3 (к )
MgO(к )
Mg(OH )2 (к )
Mn(к )
MnO2 (к )
N 2 (г)
NH 3 (г)
NH 4 Cl (к )
NH4 NO3 (к )
NOCl (г)
NO2 (г)
N2O(г)
N 2 O 4 (г )
N 2O5 (г)
NaNO2 (к )
NaNO3 (к )
O 2 (г )
O 3 (г )
PCl5 ( к )
POCl 3 (ж )
S (ромб.)
S2 (г )
SO2 (г)
SO 2 Cl 2 (г)
SO3 (г)
ZnO(к )
ZnS(к )
-826,60
-177,40
0
-36,38
-92,31
-241,81
-285,83
-20,60
0
-363,20
-424,72
0
-1095,85
-601,49
-924,66
0
-521,40
0
-45,94
-314,22
-365,43
52,29
34,19
82,01
11,11
13,30
-359,00
-466,70
0
142,26
-445,89
-597,50
0
128,37
-296,90
- 363,17
-395,85
-348,11
-205,18
105,00
52,93
130,52
198,58
186,79
188,72
69,95
205,70
64,18
94,10
79,28
32,68
65,10
27,07
63,18
32,01
53,14
191,50
192,66
95,81
151,04
263,50
240,06
219,83
304,35
355,65
106,00
116,50
205,04
238,82
170,80
222,50
31,92
228,03
248,07
311,29
256,69
43,51
57,66
-699,60
-166,05
0
-53,43
-95,30
-228,61
-237,23
-33,50
0
-322,10
-379,22
0
-1012,15
-569,27
-833,75
0
-466,68
0
-16,48
-203,22
-183,93
66,37
52,29
104,12
99,68
117,14
-295,00
-365,97
0
162,76
-318,36
-521,30
0
79,42
-300,21
-318,85
-371,17
-318,10
-200,44
Приложение 6
Формулы пересчета одних способов выражения состава растворов на основании других
Принятые обозначения: M(B) – молярная масса растворенного вещества В, г/моль;
Z(B) – число эквивалентности растворенного вещества В;
3
 – плотность раствора, г/см (мл)
Способ
выраже
ния
состава
раствор
а
веществ
аВ
(
В)
Массовая
доля, %
 (В) =
(
В)
Молярная
концентра
ция
(молярност
ь), моль/л
См(В) =
Cм(В)
Cэк(В)
Cм (В)  М(В)
 10
С эк (В)  М(В)
(B)    10
M(B)
См(В)
Z(B)    10
C эк (В)
Z(B)
Cm(B)
C m (B)  M(B)  100
C m (B)  M(B)  1000
C m (B)    1000
C m (B)  M(B)  1000
Молярная
концентра
ция
эквивалент
ов
(нормальн
ость),
моль экв/л
Сэк(В) =
Моляльная
концентра
ция
(моляльнос
ть),
моль/кг
Сm(B) =
(B)  Z(B)    10
M(B)
Сv(В) ∙
Z(B)
C m (B)  Z(B)    1000
Cэк(В)
(B)  1000
С м (В)  1000
С эк (В)  1000
M(B)(100  (B))
  1000  С м (В)  М(В)
Z(B)    1000  C эк (В)М(В)
C m (B)  M(B)  1000
Cm(B)
Приложение 8
КЛАССИФИКАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
Электролиты
Основания
Кислоты
Сильные электролиты
(К > 10 −2)
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
TlOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2
Все остальные, например: Cu(OH)2, Mg(OH)2,
Fe(OH)2, Cd(OH)2, Ni(OH)2, NH4OH и др.
HCl, HNO3, HI, HBr, HClO4, HClO3,
HMnO4, HIO3, HBrO3,
H2SO4, H2SeO4, HMnO4, H2CrO4,
H2Cr2О7
HF, HCN, H2Te, H2S, H2Se, HClO2, HClO, HIO,
HBrO, HNO2, HIO3,CH3COOH,
H2CO3, H2C2O4, H2SeO3, H2TeO3, H2SO3,
H3PO4, H3PO3, H3AsO4, H3BO3, и др.
Н2О, Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2,
Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4,
Pb(OH)4, Ti(OH)4, Mn(OH)4 и др.
Амфолиты
(амфотерные гидроксиды)
Соли
Слабые электролиты и
электролиты средней силы
(К < 10 −2)
Почти все средние (нормальные),
кислые и основные соли
HgCI2, Fe(SCN)3 и др.
Приложение 8
Отформатировано: Ширина: 21
см, Высота: 29,7 см
Константы электролитической диссоциации
некоторых кислот и оснований
Гидроксид
Азотистая (0,5 н.)
Азотная
Алюминиевая, мета-
Формула
Кислоты
HNO2
HNO3
HАlO2
Борная, метаБорная, орто-
HBO2
H3BO3
Бромноватая
Бромноватистая
Бромоводородная
Водорода пероксид
Вольфрамовая
HBrO3
HBrO
HBr
Н2О2
H2WO4
Галлия гидроксид
H3GaO3
Германиевая
H2GeO3
Иодноватая
Иодноватистая
Иодоводородная
Кремниевая, мета-
HIO3
HIO
HI
H2SiO3
Марганцовая
Молибденовая
Мышьяковая, орто-
HMnO4
H2MoO4
H3AsO4
Мышьяковистая, метаМышьяковистая, орто-
HАsO2
H3AsO3
Муравьиная
Оловянистая
Оловянная
Свинцовистая
Селенистая
НСООН
H2SnO2
H2SnO3
H2PbO2
H2SeO3
Серная
H2SO4
Сернистая
H2SO3
Сероводородная
Тиоциановодородная
H2S
HNCS
Кд
4 10-4
4,36 10
4 10-13
6 10-13
7,5 10-10
(I) 5,8 10-10
(II) 1,8 10-13
(III) 1,6 10-14
2 10-1
2,06 10-9
1 109
(I) 2,63 10-12
(I) 6,3 10-3
(II) 2,0 10-4
(II) 5 10-11
(III) 2 10-12
(I) 1,7 10-9
(II) 1,9 10-13
1,7 10-1
2,3 10-11
1 1011
(I) 2,2 10-10
(II) 1,6 10-12
2 102
(II) 1 10-6
(I) 5,98 10-3
(II) 1,05 10-7
(III) 3,89 10-12
6 10-10
(I) 6 10-10
(II) 1,7 10-14
1,77 10-4
6 10-18
4 10-10
2 10-16
(I) 3,5 10-3
(II) 5 10-8
(I) 1 103
(II) 1,2 10-2
(I) 1,58 10-2
(II) 6,31 10-8
(I) 6 10-8
(II) 1 10-14
1,4 10-1
Отформатированная таблица
Молибденовая
Мышьяковая, орто-
H2MoO4
H3AsO4
Мышьяковистая, метаМышьяковистая, орто-
HАsO2
H3AsO3
Муравьиная
Оловянистая
Оловянная
Свинцовистая
Селенистая
НСООН
H2SnO2
H2SnO3
H2PbO2
H2SeO3
Серная
H2SO4
Сернистая
H2SO3
Сероводородная
Тиоциановодородная
Гидроксид
Угольная:
«кажущиеся» константы
H2S
HNCS
Формула
H2CO3
Фосфористая, орто-
H3PO3
Фосфорная, орто-
H3PO4
Фтороводородная (плавиковая)
Хлористая
Хлорноватистая
Хлороводородная (соляная)
Хромовая
HF
HСlO2
HClO
HCl
H2CrO4
Циановодородная (синильная)
Уксусная
Щавелевая
HCN
СН3СООН
Н2С2О4
(II) 1 10-6
(I) 5,98 10-3
(II) 1,05 10-7
(III) 3,89 10-12
6 10-10
(I) 6 10-10
(II) 1,7 10-14
1,77 10-4
6 10-18
4 10-10
2 10-16
(I) 3,5 10-3
(II) 5 10-8
(I) 1 103
(II) 1,2 10-2
(I) 1,58 10-2
(II) 6,31 10-8
(I) 6 10-8
(II) 1 10-14
1,4 10-1
Окончание прил. 8
Кд
(I) 4,45 10-7
(II) 4,69 10-11
(I) 1,6 10-3
(II) 6,3 10-7
(I) 7,52 10-3
(II) 6,31 10-8
(III) 1,26 10-12
6,61 10-4
1,1 10-2
5,01 10-8
1 107
(I) 1 10
(II) 3,16 10-7
7,9 10-10
1,754 10-5
(I) 5,4 10-2
(II) 5,4 10-5
Основания
Гидроксид:
алюминия
аммония
бериллия
галлия
железа (II)
железа (III)
Al(OH)3
NH4OH
Bе(OH)2
Ga(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
(III) 1,38 10-9
1,79 10-5
(II) 3 10-8
(II) 1,6 10-11
(III) 4 10-12
(II) 1,3 10-4
(II) 1,82 10-11
(III) 1,35 10-12
кадмия
кальция
кобальта (II)
лантана
магния
марганца (II)
меди (II)
никеля
олова (II)
свинца (II)
Cd(OH)2
Ca(OH)2
Co(OH)2
La(OH)3
Mg(OH)2
Mn(OH)2
Cu(OH)2
Ni(OH)2
Sn(OH)2
Pb(OH)2
серебра (I)
скандия
стронция
таллия (III)
титана (IV)
хрома (III)
цинка
AgOH
Sc(OH)3
Sr(OH)2
Tl(OH)3
Ti(OH)4
Cr(OH)3
Zn(OH)2
(II) 5,0 10-3
(II) 4,3 10-2
(II) 4 10-5
(III) 5,2 10-4
(II) 2,5 10-3
(II) 5,0 10-4
(II) 3,4 10-7
(II) 2,5 10-5
(II) 1 10-12
(I) 9,6 10-4
(II) 1,0 10-8
1,23 10-4
(II) 7,6 10-10
(II) 1,5 10-1
(III) 4,0 10-12
(IV) 7,92 10-12
(III) 1,02 10-10
(II) 4 10-5
Приложение 10
Характеристика важнейших кислотно-основных индикаторов
Изменение окраски
(до интервала  после интервала)
Индикатор
Интервал рН
перехода окраски
Метиловый оранжевый
(метилоранж)
3,1–4,4
Красная  оранжево-желтая
Фенолфталеин
8,2–10,0
Бесцветная  малиновая
Лакмус
5,0–8,0
Красная  синяя
Приложение 11
Стандартные электродные потенциалы металлов
в водных растворах при 25 ºС
Окислительновосстановительная пара
Li+/Li
K+/K
Rb+/Rb
Cs+/Cs
Ba2+/Ba
Sr 2+/ Sr
Ca2+/Ca
Na+/Na
La3+/ La
Mg2+/Mg
Be2+/Be
Hf 4+/Hf
Al3+/Al
Ti2+/Ti
Ti3+/Ti
V2+/V
Mn2+/Mn
Nb3+/ Nb
Cr2+/Cr
Ti4+/Ti
V3+/V
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Ga3+/Ga
Fe2+/Fe
E0, В
−3,045
−2,925
−2,925
−2,923
−2,906
−2,888
−2,866
−2,714
−2,522
−2,363
−1,847
−1,700
−1,662
−1,628
−1,208
−1,186
−1,180
−1,100
−0,913
−0,880
−0,870
−0,763
−0,744
−0,530
−0,440
Окислительновосстановительная пара
Cd2+/Cd
In3+/In
Tl+/Tl
Co2+/Co
Ni2+/Ni
Mo3+/Mo
Re 3+/ Re
W3+/W
Sn2+/Sn
Fe3+/Fe
H+/H2
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
Cu+/Cu
Rh 2+/ Rh
Tl3+/Tl
Hg22+/Hg
Ag+/Ag
Rh 3+/ Rh
Hg2+/Hg
Os2+/Os
Ir3+/Ir
Pt2+/Pt
Au3+/Au
Au+/Au
E0, В
−0,403
−0,343
−0,336
−0,277
−0,250
−0,200
−0,324
−0,150
−0,136
−0,036
0,000
+0,215
+0,337
+0,521
+0,600
+ 0,737
+0,798
+0,799
+0,800
+0,854
+0,850
+1,150
+1,200
+1,498
+1,691