Неорганическая химия - Вологодская государственная

Министерство сельского хозяйства Российской Федерации
ФГОУ ВПО «Вологодская государственная молочнохозяйственная
академия им. Н.В. Верещагина»
Кафедра общей и прикладной химии
Неорганическая химия
Рабочая программа, методические указания
по организации самостоятельной работы и задания
к выполнению контрольных работ
для студентов, обучающихся по направлению
подготовки бакалавров
260200 – Продукты питания животного происхождения
Вологда–Молочное
2011
УДК 540(071)
ББК 24.1р30
Н 526
Авторы:
А.Е. Грищенкова, И.П. Рыжкова
Рецензент –
ст. преп. кафедры общей и прикладной химии Р.М. Миролюбова
Н 526
Неорганическая химия: рабочая программа, методические указания / А.Е. Грищенкова, И.П. Рыжкова. – Вологда–Молочное: ИЦ
ВГМХА, 2011. – 72 с.
Методические указания и задания к выполнению контрольных работ
предназначены для студентов, обучающихся по направлению подготовки бакалавров 260200 – Продукты питания животного происхождения.
Печатается по решению редакционно-издательского совета Вологодской
государственной молочнохозяйственной академии имени Н.В. Верещагина.
УДК 540(071)
ББК 24.1р30
© Грищенкова А.Е., Рыжкова И.П., 2011
© ИЦ ВГМХА, 2011
2
ВВЕДЕНИЕ
Курс неорганической химии – начало общей химической
подготовки инженера-технолога любой специальности. Изучение
курса неорганической химии должно способствовать развитию у
студентов химического мышления.
Для студентов химико-технологических специальностей неорганическая химия – одна из основных дисциплин, которая является фундаментом для изучения общеинженерных и специальных дисциплин. Работа студента над курсом неорганической химии состоит из самостоятельного изучения материала по учебникам и учебным пособиям, выполнения контрольных заданий, проведения лабораторных работ, посещения лекций. Сдачи зачетов
по лабораторному практикуму и сдачи экзамена по сему курсу.
Индивидуальные консультации (очные и письменные) облегчают
работу студентов над изучением курса.
Контрольные задания. В процессе изучения курса неорганической химии студенты химико-технологических специальностей должны выполнить две контрольные работы. Каждая работа
включает 10 вопросов и задач. Выполнение контрольных работ
является формой методической помощи студентам при изучении
курса неорганической химии. Перед выполнением каждой контрольной работы необходимо изучить определенные разделы курса
по учебникам и разобрать решение типовых задач, приведенных
перед контрольными заданиями в данных методических указаниях. Ответы на теоретические вопросы должны быть ясными и четкими, при этом не допускается переписывание текста из учебника. Решение задач должно включать расчетные формулы, уравнения химических реакций, математическое выражение законов и
правил, числовые значения констант с указанием, откуда они взяты. В случае необходимости следует приводить краткое пояснение при выполнении вспомогательных расчетов: весь ход реше3
ния расчетов и все математические преобразования. Задача должна быть решена кратчайшим путем.
Контрольная работа должна быть аккуратно выполнена в отдельной тетради, четким почерком. Для замечаний рецензента
необходимо оставлять поля 4–5 см. Номера и условия задач следует переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании.
Контрольная работа должна быть подписана студентом с указанием даты ее выполнения. Оформленная в соответствии с указанными требованиями контрольная работа высылается на рецензирование в академию. В соответствии с замечаниями рецензента
студент вносит исправления и дополнения в конце тетради, а не в
рецензируемом тексте.
Если контрольная работа не зачтена, то ее нужно выполнить
заново с учетом замечаний рецензента и выслать на повторное рецензирование вместе с незачтенной работой. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не зачитывается. Каждый студент выполняет вариант контрольной работы (контрольного задания), номер которого совпадает с двумя последними цифрами номера его студенческого билета (шифра). Например, если номер студенческого билета 79325, то студент выполняет вариант 25 контрольного задания.
РАБОТА № 1
1 Классификация и номенклатура
неорганических соединений
Методические указания
Все неорганические соединения делятся на оксиды, основания, кислоты, соли.
Оксиды. Это соединения, в которых атомы кислорода связаны с атомами менее электроотрицательных элементов. Делятся
на:
• основные: Na2O; CaО; MnO; FeO и т. д.;
• кислотные: CO2; P2O5; SO3; Mn2O7; CrO3;
• амфотерные: Al2O3; Cr2O3 ; ZnO; PbO; MnO2.
4
Основания. Это вещества, в молекулах которых атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруппами(ой). В
зависимости от количества групп ОН основания делятся на одно- и многокислотные:
NaOH; KOH – однокислотные основания;
Ca(OH)2; Cu(OH)2; Mn(OH)2 – двухкислотные основания;
Al(OH)3 ; Fe(OH)3 –трехкислотные основания.
Кислоты. Это вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. По составу делятся на бескислородные (HCl, H2S, HCN, HN3) и кислородосодержащие – оксокислоты (HNO3; H2SO4; HClO4).
Название бескислородных кислот состоит из двух слов: первым называют элемент или группу атомов с суффиксом «О» и водородная: HCl – хлороводородная; H2S – сероводородная, HN3 –
азидоводородная, HCN – циановодородная.
В названии оксокислот, если кислотообразующий элемент
находится в высшей степени окисления, окончания у кислот -ная
или -вая, если в низшей – окончание -истая.
- серная
- сернистая
-азотная
-азотистая
-фосфорная
-фосфористая
Соли.
Соли делятся на средние (нормальные), кислые и основные.
• Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислотах на атом металлов:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
• Кислые соли – продукт неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на металл:
Cu(OH)2 +2H2SO4 = Cu(HSO4)2 + 2H2O.
• Основные соли – продукт неполного замещения гидроксильных групп в многокислотных основаниях на кислотный остаток:
2Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + 2H2O.
Названия солей. Первым называется кислотный остаток в
именительном падеже, а затем катион в родительном падеже. У
кислотных остатков бескислородных кислот окончание -ид, если
окончание у кислоты -няя или -вая, у кислотного остатка оконча5
ние -ат. Если окончание у кислоты -истая, то окончание у кислотного остатка в соли -ит.
H2S сероводородная кислота
H2SO4 серная кислота
H2SO3 сернистая кислота
Na2S сульфид натрия
Na2SO4 cульфат натрия
Na2SO3 сульфит натрия
При названии кислых солей к названию кислотного остатка
добавляется приставка гидро- и греческим числительным указывается количество атомов водорода, незамещенных на металл.
При названии основных солей к названию катиона металла
добавляется приставка гидроксо- и греческим числительным указывается число гидроксогрупп, незамещенных на кислотный остаток.
NaHCO3 гидрокарбонат натрия
КH2PO4 дигидрофосфат калия
FeOHCl2 хлорид гидроксожелеза (III)
Al(OH)2NO3 нитрат дигидроксоаллюминия
(CuOH)2SO4 сульфат гидроксомеди.
Контрольные задания
1-10. Составить формулы и названия всех солей, соответствующих кислоте и основаниям, приведенным для Вашего задания в таблице. Привести реакцию получения одной из солей в молекулярном и ионном виде.
№ задания
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
6
KOH
LiOH
NH4OH
NaOH
KOH
NaOH
NH4OH
LiOH
KOH
NaOH
Исходные вещества
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Fe(OH)3
Fe(OH)2
Mg(OH)2
Cu(OH)2
Al(OH)3
Ca(OH)2
Cr(OH)3
Ba(OH)2
H2SO4
H2S
HCl
H2SO4
H3PO4
H2CO3
HNO3
H2SO3
H2SO4
H2S
2 Основные понятия и стехиометрические законы химии.
Методические указания
Моль – единица количества вещества, содержащая такое количество структурных частиц, которое содержится в 0,012 кг изотона углерода С .
Число Авогадро – число, показывающее количество структурных единиц в 1 моль.
= 6,02 1023 моль-1.
,
где N – число структурных единиц;
– число Авогадро;
n – количество вещества, моль.
Молярная масса – масса вещества количеством 1 моль.
,
где М – молярная масса, г/моль;
m – масса вещества, г;
n – количество вещества, моль.
Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при
одинаковых условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
• При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает
объем 22,4 л.
Vm = 22,4 л/моль – молярный объем газа
.
• Плотность одного газа по другому равно отношению молярной массы одного газа к молярной массе другого. Плотность
вещества А по веществу В:
.
Например:
.
7
Пример 1. Масса диоксида углерода 66 г. Найти количество вещества, объем и число молекул СО2.
Решение: МСО = 44 г/моль
.
Пример 2. При некоторой температуре плотность паров фосфора по воздуху 4,272. Из скольких атомов состоит молекула
фосфора при этой температуре?
Решение.
.
Молекула фосфора Р4 состоит из 4 атомов.
Пример 3. Вычислить молярную массу ацетона, если масса
500г его паров при 870С и давлении 96 кПа равна 0,93г. Если условия отличаются от нормальных, молярную массу газа вычисляют по уравнению Менделеева-Клайперона.
Решение:
,
где р – давление, Па;
V – объем, м3;
M – масса, кг;
R – газовая постоянная, равна 8,314 Дж/моль×К
T0 – температура, K0
v = 500 мл = 0,5×10-3(м3),
m = 0,93 г = 0,93×10-3(кг),
p = 96 кПа = 96×103(Па),
R = 8,314 кдж/моль×К.
.
8
Контрольные задания
11. При н. у. 0,5л некоторого газа имеет массу 0,3805г. Рассчитать молярную массу этого газа и плотность его по водороду.
12. Сколько молекул содержится в 1 м3 любого газа при н. у.
13. При 170С и давлении 104 кПа масса 624 мл газа равна
1,56г. Вычислите молярную массу газа.
14. Какой объем занимают при н. у. 2,7×1022 молекул газа?
Определите молярную массу газа, если вычисленный объем имеет массу 1,2 г.
15. Сколько молекул содержится в 8,5г сероводорода? Чему
равна в граммах масса одной молекулы H2S?
16. Плотность газа по кислороду равна 0,87. Определите молекулярную массу газа.
17. Какой объем займет 1кг воздуха при 170С и давлении
101,33 кПа?
18. Вычислите массу 1 м3 воздуха при 170С и давлении 83,2
кПа.
19. Вычислите молярную массу газа, если масса 600 мл его
при н. у. равна 1,714 г.
20. Сколько молей и молекул содержится в 3,55 г хлора?
3 Эквивалент. Закон эквивалентов.
Методические указания
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества,
которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону.
Масса 1 моль эквивалента называется молярной массой
эквивалента. Обозначается Мэ, измеряется в г/моль, кг/моль. Молярная масса эквивалента равна:
,
,
,
где М – молярная масса оксида,
n – число атомов элемента,
в – валентность элемента.
9
,
где
– валентность элемента.
Например:
;
Например:
.
;
.
,
где n – число атомов металла;
в – валентность металла.
Например:
;
.
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов.
,
где m1и m2 – массы реагирующих веществ;
Мэ1 и Мэ2 – молярные массы эквивалентов.
Пример 1. При сгорании 5,00г металла образуется 9,44г оксида металла. Определите молярную массу эквивалента металла.
Решение: Me + O2 → MeO.
По закону сохранения массы вещества: сумма масс исходных веществ, равна сумме масс продуктов реакции.
.
10
Пример 2. При растворении 0,65 г металла в кислоте выделилось 224 мл водорода (н.у.). Вычислить молярную массу эквивалента металла.
.
Решение.
;
.
Контрольные задания
21. Определить массу металла, вытеснившего из кислоты 2л
водорода (н. у.), если молярная масса эквивалента металла
равна 28 г/моль.
22. Оксид металла содержит 28,57 % кислорода. Найти молярную массу эквивалента металла.
23. Вычислить молярную массу эквивалента фосфорной кислоты в реакции обмена, в случае образования средней и кислых солей.
24. На нейтрализацию 1,125 г щавелевой кислоты потребовалось 1 г NaОH. Определить молярную массу эквивалента
щавелевой кислоты.
25. Одно и то же количество металла соединяется с 0,6 г кислорода и 9,534 г галогена. Рассчитать молярную массу эквивалента галогена.
26. На окисление 3,06 г металла расходуется 0,56 л кислорода
(н. у.). Вычислить молярную массу эквивалента металла.
27. 2,14 г металла вытесняет из кислоты 2 л водорода. Вычислить молярную массу эквивалента металла. Какой это металл, если его валентность равна двум?
28. Элемент образует водородное соединение, содержащее
8,9 % водорода. Вычислить атомную массу элемента, если
в этом соединении он трехвалентный.
29. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить молярную массу
11
эквивалента H3PO3, ее основность. Написать уравнение реакции нейтрализации.
30. Олово образует два оксида. Первый содержит 78,8 %, второй – 88,2 % олова. Вычислить молярные массы эквивалентов олова в этих соединениях.
4 Строение атома.
Периодическая система Д.И.Менделеева
Атом – мельчайшая частица химического элемента, определяющая его химические свойства. Атом состоит из положительно
заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Ядро состоит из протонов (р+) и нейтронов
(n0). Число протонов в ядре (Z) и нейтронов (N) приблизительно
равно величине массы ядра (атомной массе). На число электронов
и величину заряда ядра указывает порядковый номер элемента в
периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Состояние
электронов в атоме описывается квантовыми числами.
Главное квантовое число – n определяет энергетический
уровень электрона в атоме, размер и плотность электронного облака. Количество электронных уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится элемент:
n = 1,2,3,4….
Побочное квантовое число – l определяет энергетический
подуровень и форму электронного облака. Принимает значение
целых чисел от 0 до (n-1).
n=1
n=2
n=3
n=4
l=0
l = 0,1
l = 0,1,2
l = 0,1,2,3.
Энергетические подуровни обозначают буквами:
l = o,
1,
2,
3,
4…
s,
p,
d,
f,
h….
12
Магнитное квантовое число – ml характеризует ориентацию
электронного облака в пространстве. Принимает значение от –l
до +l, включая 0.
l = 0 ml = 0
l = 1 ml = -1, 0, 1
p
l = 2 ml = -2, -1, 0, 1, 2
d
l = 3 ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
f
Спиновое квантовое число – ms указывает на вращение электрона вокруг собственной оси.
ms = 1/2.
Распределение электронов по уровням и подуровням подчиняется принципу Паули, принципу наименьшей энергии (правило М.В. Клечковского) и правилу Ф. Хунда.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух и более электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Пример: Назвать возможные значения всех четырех квантовых
чисел для каждого из трех электронов атома лития. Электронная
формула Li3 1s2 2s1.
Электронно-графическая формула: II
II
I
↑↓
↑
p
s
s.
Квантовые
числа
Электроны
n
1
1
2
1
3
2
l
0
0
0
ml
0
0
0
ms
+1/2
-1/2
+1/2
13
Принцип наименьшей энергии. Размещение электронов в
атоме должно отвечать наибольшей связи их с ядром, т. е. электроны должны обладать наименьшей энергией. Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней можно определить по правилу Клечковского.
Заполнение энергетических подуровней происходит последовательно от подуровней с меньшими значениями (n+l), к подуровням с большим значением этой суммы. При равных значениях
(n+l) вначале заполняется подуровень с меньшим значением n.
Пример 1: Какой подуровень 4s или 3d заполняется первым?
Сумма n + l для 4s подуровня определяется как 4 + 0 = 4.
n + l для 3d подуровня определяется как 3 + 2 = 5. Значит,
первым заполняется 4s подуровень, а затем 3d.
Пример 2: Сумма n + l = 6. Определить последовательность
заполнения электронных орбиталей.
n=6
n=5
n=4
l=0
l=1
l =2
6s
5p
4d
Последовательность заполнения уровней и подуровней электронами 4d → 5p → 6s.
Правило Хунда. При данном значении побочного квантового числа суммарное спиновое квантовое число электронов, заполняющих орбитали, должно быть максимальным. При этом электроны, поодиночке заполняющие орбитали, имеют одинаковые
спины.
1. 1s22s22p3
II
II
I
1↓
s.
14
↑
↑
p
1↑
s
↑
ms = 3/2
1↓
2.
II
↑↓
II
I 1↓
↑
p
∑ms = 1/2
s
S
Первому состоянию отвечает большее суммарное спиновое
число, что соответствует меньшей энергии электронов в атоме.
Схема заполнения электронами энергетических уровней и
подуровней:
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→5d1→4f→5
d→6p→7s→6d2→5f→6d→7p.
Контрольные задания
31.Cколько свободных d-орбиталей содержится в атомах S,
V, Mn?
32.Энергетическое состояние внешнего электрона описывается
следующими значениями квантовых чисел: n = 4;
l = 0; ml=0. Атомы каких элементов имеют такие электроны?
Составить электронные формулы атомов этих элементов.
33.Написать электронные и электронно-графические формулы атомов: хлора, фосфора, германия и никеля.
34.Для атома бора возможны два различных электронных состояния. 1s22s22p1 и 1s22s12p2. Как называются эти состояния? Как перейти от первого состояния ко второму?
35.Атому какого из элементов отвечает каждая из приведенных электронных формул:
а) 1s22s22p63s23p5,
б) 1s22s22p63s23p64s23d5,
в) 1s22s22p63s23p64s23d104p2.
36.Написать электронные и электронно-графические формулы атомов: кремния, титана, германия, аргона.
37.Написать все квантовые числа для электронов атомов азота, кислорода, фтора.
38.Написать электронные формулы атомов элементов и назвать их, если значение квантовых чисел электронов наружного слоя следующее:
15
1) n = 2; l = 0; ml = 0; ms = +1/2,
2) n = 2; l = 0; ml = 0; ms = -1/2,
3) n = 3; l = 1; ml = -1; ms = +1/2,
4) n = 3; l = 1; ml = 0; ms = +1/2.
39.В атомах каких элементов IV периода наибольшее число
неспаренных d-электронов?
40.Атомы каких элементов имеют следующие электронные
формулы:
1) 1s22s22p63s23p63d104s2,
2) 1s22s22p63s23p2,
3) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10.
Современная формулировка периодического закона:
свойства элементов и их соединений находятся в периодической
зависимости от величины заряда ядра и их атомов.
1)
Радиус атомов в периоде уменьшается слева направо, а в группе увеличивается сверху вниз.
2)
Энергия ионизации – это энергия, которую нужно затратить для отрыва одного электрона от атома с превращением
последнего в положительно заряженный ион. Энергия ионизации
в периоде увеличивается, в группе – уменьшается сверху вниз.
3)
Сродством атома к электрону называется энергия,
которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому. В периоде она возрастает, в группе
убывает сверху вниз.
4)
Электроотрицательность – характеризует способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную
плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. В периоде электроотрицательность возрастает, в группе
уменьшается сверху вниз.
Пример 1. Изменение свойств элементов в больших периодах периодической системы. Каков характер изменения свойств
элементов в четвертом периоде периодической системы?
Решение. Четвертый период содержит 18 элементов от К
(z=19) до Кr (z=36). В атомах элементов третьего периода заполнены электронами только s- и р-орбитали третьего энергетического уровня, десять d-орбиталей остаются свободными. Но у атомов
16
элементов четвертого периода начинает заполняться электронами
4s-орбиталь (при наличии свободных d-opбиталей), так как ядро
экранируется плотным электронным слоем 3s23p6. Заполнение dоболочки третьего уровня начинается с Sc (z=21) 3d' и заканчивается у Сu (z=29) 3d10. Постепенное заполнение электронами dорбиталей третьего уровня нарушается у атомов Сr и Сu, у которых происходит «провал» электрона в s-состоянии (с четвертого)
внешнего энергетического уровня на предпоследний (третий). Десять элементов четвертого периода (Sc–Zn), в атомах которых достраивается d-оболочка третьего предпоследнего уровня, называют переходными. После цинка до криптона продолжается заполнение р-орбиталей четвертого энергетического уровня.
В четвертом периоде между типичным металлом (К) и типичным неметаллом (Вr) находятся 15 элементов (а не пять, как,
например, в третьем периоде), из них 10 переходных элементов.
Переходные элементы, в атомах которых заполняются d-оболочки предпоследнего уровня, меньше отличаются друг от друга по
свойствам, чем элементы малых периодов. В больших периодах,
в частности в четвертом, ослабление металлических свойств элементов происходит медленнее, чем в малых периодах (только в
конце периода находятся неметаллы). В больших периодах большинство элементов – металлы.
Пример 2. Изменение свойств элементов в главных и
побочных подгруппах периодической системы. Как изменяются
металлические свойства элементов в главных и побочных
подгруппах периодической системы с увеличением заряда ядра
атома элемента?
Решение. Главные подгруппы в группах периодической системы образуют s- и р-элементы, а побочные — d-элементы.
В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома элемента увеличивается радиус атома элемента, так как в этом направлении возрастает число электронных слоев в атоме элемента.
Поэтому в главной подгруппе сверху вниз нарастают металлические (восстановительные) свойства элементов.
В побочных подгруппах при переходе от первого элемента
ко второму происходит увеличение радиуса атома элемента, а
при переходе от второго элемента к третьему даже некоторое
17
уменьшение. Это объясняется f-(лантаноидным) сжатием. Поэтому в побочных подгруппах с увеличением заряда ядра уменьшаются металлические свойства (за исключением побочной подгруппы третьей группы).
Поэтому в пределах одной группы свойства элементов главной и побочных подгрупп различны. Различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп значительны для первой
группы, затем оно ослабевает. Так, элементы главной и побочной
подгрупп третьей группы сравнительно близки по свойствам. Затем это различие в свойствах вновь усиливается и делается очень
существенным в седьмой группе, где элементы подгруппы Мn
сильно отличаются от галогенов.
Контрольные задания
41. Исходя из величин потенциалов ионизации, укажите, какой из приведенных элементов: Be, Mg, Ca, Sr, Ba – проявляет наиболее ярко выраженные металлические свойства?
42. Укажите, как в приведенном ряду элементов О, S, Se, Те
изменяется способность принимать электроны, если известны величины электроотрицательности атомов этих элементов.
43. Как изменяются свойства элементов II периода периодической системы с увеличением заряда ядра атома элемента? Ответ подтвердите характером формирования электронных оболочек атомов элементов.
44. Укажите, какое из сравниваемых двух соединений является более сильным основанием: a) NaOH или CsOH;
б) Са(ОН)2 или Ва(ОН)2; в) Zn(OH)2 или Cd(OH)2.
45. Какое из перечисленных газообразных водородных соединений наиболее прочно: NH3, РН3, AsH3, SbH3, BiH3? Ответ
мотивируйте сравнением величин ∆G°298 этих соединений.
46. Как меняется восстановительная способность и сила кислот в ряду HF→HCI →HBr→Hl?
47. У какого из элементов четвертого периода – ванадия или
мышьяка – сильнее выражены металлические свойства и
почему?
18
48. Какие водородные соединения образуют р-элементы второго периода? Как изменяются прочность и кислотные
свойства этих соединений в периоде слева направо?
49. Элемент в периодической системе имеет порядковый номер 25. Какие оксиды образует этот элемент? Какие свойства проявляют оксиды этого элемента? Образует ли этот
элемент газообразные соединения с водородом?
50. Определите степень окисления фосфора в соединениях:
РН3; НзРО4; Na4P2O7; Mg3P2; NaH2PO3.
5 Химическая связь
Методические указания
Химическую связь определяют как взаимодействие двух и
более атомов, приводящих к образованию устойчивой многоатомной системы (молекулы, радикала, комплекса и т. д). Различают
ковалентную, ионную, металлическую связи и связь, обусловленную силами Ван-дер-Ваальса.
Ковалентная связь обусловлена образованием общей электронной пары двумя атомами. Это двухэлектронная и двуцентровая связь:
Н + Н = Н( )Н
Н +
= Н( )
Число ковалентных связей, которое может образовывать
атом данного элемента, называется ковалентностью. В образовании химической связи участвуют только неспаренные электроны.
О 1s22s22p4 II
↑↓
s
↑↓
↑
↑
ков. = 2
p
Ковалентность элемента можно повысить за счет:
1) перехода атома в возбужденное состояние;
S 1s22s22p63s23p4
19
III
↑↓
↑↓
s
p
S
S*
*SIII
↑
d
↑↓ ↑
↑
↑
s
*S III
ков. = 2 серы
↑
↑
ков = 4
↑
p
↑
↑
s
d
↑
↑
ков = 6
↑
p
d
2) образования связи по донорно-акцепторному взаимодействию: атом одного элемента имеет два спаренных электрона, а атом другого элемента пустую квантовую ячейку.
N + 3H → NH3
Н
N II ↑↓ ↑ ↑ ↑
HI ↑I
s
p
s
H
NH3 + H+ = NH
H0 – 1 → H+
I
s
Н
Н
+
H+ → [
]+
Н
Н
+
Азот – донор, Н – акцептор.
Гибридизация атомных орбиталей
При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей взаимоизменяются и образуются орбитали новой, но одинаковой формы и энергии.
В зависимости от числа и типа участвующих в гибридизации
орбиталей можно говорить о Sp – ("эс пэ"), Sp2 – ("эс пэ два"),
Sp3 – ("эс пэ три"), dSp2 – ("дe эс пэ два"), dSp3 , d2Sp3 – гибридиза20
ции (число возможных видов гибридизации атомных орбиталей насчитывает несколько десятков). На рисунке схематически изображено перераспределение электронной плотности при образовании
Sp-, Sp2- и sр3-гибридных орбиталей:
Sp – гибридизация характерна для Be, Zn, Hg в молекулах
их галогенидов (BeCl2, ZnBr2, HgCl2).
Sp2 – гибридизация имеет место при образовании соединений бора (BH3, BCl3, B(OH)3 ).
Sp3 – гибридизация характерна для соединений углерода
(СН4, С2Н6, ССl4).
Контрольные задания
51. С помощью метода валентных связей опишите молекулу
Н2О. Как можно объяснить величину угла HOH в молекуле Н2О?
52. Какую ковалентность может проявлять иод в своих соединениях? Изобразите структуру атома иода в нормальном и
возбужденном состоянии.
53. Изобразите электронную конфигурацию следующих частиц: Р3-; Сr3+; Ni2+; Мn7+; Сr6+.
HЭH в ряду
54. Как изменяется величина валентного угла
21
Н2О→H2S→H2Se→H2Te? Ответ дайте на основании метода
валентных связей.
55. Что такое sp3-гибридизация электронных облаков? Какую
пространственную конфигурацию имеют молекулы веществ
с таким типом гибридизации? Приведите примеры соответствующих соединений.
56. Каково взаимное расположение электронных облаков при
sp2-гибридизации? Приведите примеры соединений с таким
типом гибридизации. Какова пространственная структура молекул этих веществ?
57. Как взаимно расположены электронные облака при sp-гибридизации? Приведите примеры молекул с таким типом гибридизации.
58. Какой тип гибридизации у молекул следующих веществ:
ВеН2, BF3, HgCl2, ZnCl2?
59. Изображая перекрывание электронных облаков, покажите
образование -связи в молекулах Н2, Br2 и НВr.
60. Сколько - и -связей в молекулах этилена и ацетилена?
6 Энергетика химических процессов
Методические указания
Наука о взаимных превращениях различных видов энергии
называется термодинамикой. Объектом исследования в термодинамике является тело или группа тел, выделяемых в термодинамическую систему. Система имеет определенные границы, отделяющие ее от окружающей среды. Системы бывают гомогенные
и гетерогенные. В гомогенных системах каждый параметр ее во
всех частях имеет одно и то же значение. Гетерогенные системы
состоят из нескольких макроскопических частей, отделенных
друг от друга видимыми поверхностями раздела.
Функциями состояниями системы являются: внутренняя
энергия системы U, полная энергия системы Е, энтальпия системы Н, энтропия S, энергия Гиббса G.
Методами химической термодинамики можно установить
условия и направление химических реакций.
22
Раздел термодинамики, изучающей тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Реакции, в результате которых выделяется теплота, называются экзотермическими,
поглощающими тепло – эндотермическими. При любом процессе
соблюдается закон сохранения энергии. Теплота Q, поглощенная
системой идет на изменение внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:
Q = ∆U + A
Внутренняя энергия U – это общий запас ее, включая энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп,
энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т. д.
А – работа против внешнего давления:
А = р∆V,
где ∆V – изменение объема системы.
Большинство реакций протекает при постоянном давлении:
Qр = ∆U + р∆V.
Сумму U + рV обозначают через Н. Величина Н называется
энтальпией.
Q = ∆H.
Энтальпия определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода.
Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в ходе
химической реакции, называется тепловым эффектом – ∆Нр.
При экзотермических реакциях ∆Н < 0,
при эндотермических ∆Н > 0.
Тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из
простых, называется теплотой образования (энтальпией образования) и обозначается ∆Н или ∆Н2980.
Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот
образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.
Теплота образования простых веществ равна 0.
∆Н(реакции) = ∑∆Н(продуктов) - ∑∆Н(исходных веществ).
23
Пример 1. Вычисление стандартной теплоты образования
вещества. Определите стандартную теплоту образования метилового спирта СН3ОН, если его стандартная теплота сгорания равна
-725,64 кДж/моль,
∆Н 298,СО2 (г) = - 393,51 кДж/моль,
∆Н 298,Н2О (ж) = - 285,84 кДж/моль.
Решение. Горение метилового спирта протекает в соответствии с уравнением:
2СН3ОН (ж) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 4Н2О (ж).
Согласно первому следствию из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот
образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:
∆Н 298 = 2∆Н 298,СО (г) + 4∆Н 298,н2о (ж) - 2∆Н 298,СН ОН (ж)
Таким образом,
∆Н 298,СН ОН(ж) = (2∆Н 298,СО2 (г) + 4∆Н 298,Н2О (ж) - ∆Н )/2 =
=∆Н 298,СО2 (г) + 2∆Н 298,Н2О (ж) - ∆Н 298=
= -393,51 +2(-285,84)-(-725,64) = -238,55 кДж/моль.
Стандартная теплота образования метилового спирта:
∆Н 298,СН ОН (ж) = -238,55 кДж/моль.
61.
62.
63.
64.
65.
66.
24
Контрольные задания
Тепловой эффект реакции С + 2N2O = CO2 + 2N2 равен
-560кДж. Вычислить стандартную теплоту образования
N2O.
Рассчитать ∆Н 298 образования Cu2O, если известно, что
2Cu2O+Cu2S=6Cu+SO2. ∆Нp = 115.90 кДж.
Окисление аммиака происходит по уравнению 4NH3(г) +
3О2(г) = 2N2(г) + +6H2O (ж). ∆Н = -1528 кДж. Определить
∆Н образования аммиака.
В результате реакции Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe было получено 336 г железа. Рассчитать количество выделившейся
теплоты.
Сколько теплоты выделяется при сгорании 825л ацетилена,
если продуктами сгорания являются CO2 (г) и Н2О(г).
Определить ∆Н298 реакции 3С2Н2(г) = С6Н6 (ж).
67. Исходя из теплового эффекта реакции 3СаО(к) + Р2О5 (к) =
Са3(РО4)2(к):
∆Н = - 739 кДж.
Определить ∆Н образования Са3(РО4)2.
68. Найти количество теплоты, выделяющейся при взрыве 8,4л
гремучего газа (смеси О2 и Н2), взятого при нормальных условиях.
69. При полном сгорании этилена выделилось 3113 кДж. Найти объем вступившего в реакцию кислорода (н. у).
70. При восстановлении 12,7г оксида меди (II) углем с образование СО поглощается 8,24 кДж. Определить ∆Н образования CuO.
Методические указания
Мерой вероятности состояния системы в термодинамике
считается энтропия - S. Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру и выражается Дж/мольК.
Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое; из жидкого в газообразное; при растворении кристаллов; при расширении газов; при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, особенно
в газообразном состоянии.
Энтропия уменьшается при конденсации, поляризации, сжатии, кристаллизации:
∆Sх.р. = ∑S(продуктов) - ∑S(исходных веществ).
Энтропия растет с повышением температуры.
Функцией состояния, одновременно отражающей влияние
энтропии и энтальпии на направление протекания химических
процессов, служит энергия Гиббса:
G = H – T.S,
где Т – температура, К.
Изменение энергии Гиббса равно:
∆G = ∆H - T∆S.
Как и в случае ∆H и ∆S изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно:
∆Gх.р. = ∑∆G(продуктов) - ∑∆G(исходных веществ).
При постоянной температуре и давлении химическая реак25
ция может самопроизвольно протекать только в том направлении, при котором энергия Гиббса системы ∆G < 0.
71.
72.
73.
74.
75.
76.
77.
78.
79.
80.
26
Контрольные задания
Не производя вычислений, установить ∆S0 в следующих
процессах:
а)2NH3(г) = N2(г) + 3H2(г)
б) CO2(к) = CO2(г)
в) 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
г) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(ж) + 2SO2(г)
д) 2CH3OH(г) + 3O2(г) = 4H2O(ж) + 2CO2(г).
Вычислить ∆S реакции: Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г).
Определить ∆S системы: СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г).
Подсчитав ∆S реакций, определить какая из двух термодинамических реакций возможна:
FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CO2(г).
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г).
Вычислить значение ∆G реакции:
4HCl(г) + O2(г) =2Cl2(г) + 2H2O(г).
В каком направлении эта реакция протекает самопроизвольно при стандартных условиях.
Тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 250С
для реакции СО2 + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О соответственно
равны ∆Н = -253,02 кДж/моль,
∆G = -130,1 кДж/моль. Определить ∆S реакции.
Подсчитав ∆G, ∆Н, ∆S реакции P2O5(к) + 3Н2О(ж) = 2РН3(г) +
+4 О2(г) определить возможность протекания реакции при
стандартных условиях.
Подсчитав ∆G, ∆Н, ∆S реакции СаСО3(к) → СаО(к) + СО2(г)
определить возможность протекания реакции при температуре 5000С и 15000С.
Можно ли получить пероксид водорода по реакции:
2Н2О(ж) + О2(г) = 2 Н2О2(ж).
Можно ли получить аммиак по реакции:
NH4Cl(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + H2O(г) + NН3(г).
7 Химическая кинетика
Методические указания
Химической кинетикой называется раздел химии, изучающий скорости протекания химических реакций.
Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице
объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела для гетерогенных реакций. Скорость реакции измеряется изменением концентрации любого реагента в единицу времени:
.
Скорость реакции зависит от природы вещества, концентрации реагентов, температуры, присутствия катализатора.
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается
законом действующих масс.
Скорость реакции прямо пропорциональна произведению
концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов:
аА + вВ = dД + еE
= k×[A]a × [B]в.
где k – коэффициент скорости реакции, не зависит от концентрации реагирующих веществ;
[A] и [B] – концентрации веществ А и В.
Зависимость скорости реакции от температуры выражается
уравнением Вант-Гоффа.
,
где - температурный коэффицент;
Т1 и Т2 – температура реакционной смеси;
и
– скорости реакции при Т1 и Т2.
Пример 1. Вычисление скорости реакции по концентрациям
реагирующих веществ. Реакция между веществами А и В протекает по уравнению А+2В = С, начальные концентрации равны:
СА= 8моль/л; Св=10 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,3
л2 ×моль-2 × С-1. Вычислите скорость химической реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакционной смеси останется 30% вещества В.
27
Решение. Согласно закону действующих масс скорость данной химической реакции равна = KCACB. Начальная скорость
реакции равна:
2
1 = 0,3×8×10 =240 моль/(л×с).
По истечении некоторого времени в реакционной смеси останется 30% вещества В, т. е. концентрация вещества В станет
равной 10×0,3=3 моль/л. Значит, концентрация вещества В уменьшилась на 10-3=7 моль/л. Так как вещества А и В взаимодействуют между собой в соотношении 1:2, то концентрация вещества А уменьшилась на 3,5 моль/л (7:2) и стала равной 4,5 моль/л
(8—3,5). Следовательно, 2 = 0,3×4,5×32 = 12,15 моль/(л×с).
Пример 2. Влияние давления на скорость реакции. Определите, как изменится скорость реакции 2NO + O2 ↔2NO2, если общее давление в системе уменьшить в 5 раз.
Решение. Уменьшение давления в системе в 5 раз вызовет
увеличение объема системы в 5 раз, а концентрация реагирующих веществ уменьшается в 5 раз. Начальная скорость реакции
равна
После уменьшения давления в 5 раз:
.
Скорость реакции уменьшилась в 125 раз.
Пример 3. Определение времени протекания реакции в зависимости от температуры. При 393 К реакция заканчивается за
10 мин. Сколько времени будет продолжаться реакция при 363 К,
если температурный коэффициент этой реакции равен 3?
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается соотношением:
,
(1)
где – температурный коэффициент. Между скоростью протекания химических реакций и их продолжительностью существует
обратно пропорциональная зависимость:
,
где и – время протекания реакции при температурах T1 и T2.
Следовательно, соотношение (1) в данном случае можно
28
записать:
,
откуда
При температуре 363 К эта реакция заканчивается за 4,5 ч.
Контрольные задания
77. Во сколько раз необходимо повысить давление в системе
2SO2 + O2↔2SO3, чтобы скорость реакции увеличилась в
1000 раз.
82. Начальные концентрации реагирующих веществ реакции
СО(г)+Н2О(г)↔СО2(г)+Н2(г) были равны (моль/л):
= 0,8;
=0,9;
= 07;
= 0,5. Вычислите концентрации всех
участвующих в реакции веществ после того, как 75% СО прореагировало
83. Константа скорости реакции: A+2B↔3C равна 0,6 л2×моль2×с-1. Начальные концентрации с = 5,0 моль/л и с =3 моль/л.
А
в
В результате реакции концентрация вещества В стала равной
1,0 моль/л. Какова стала концентрация вещества А и скорость реакции?
84. Разложение N2O протекает по уравнению 2N2O = 2N2+O2.
Константа скорости данной реакции 5×10-4 л×мин-1×моль-1.
Начальная концентрация N2O 6,0 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда
разложится 50% N2O.
85. Реакция идет по уравнению 4HCl+O2↔2H2O+2Cl2. Как
изменится скорость реакции, если давление в системе увеличить в 3 раза?
86. Определите температурный коэффициент скорости реакции,
если при понижении температуры на 45°C реакция замедлилась в 30 раз.
87. При 393 К реакция заканчивается за 25 мин. Через сколько
времени эта реакция закончится при 443 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5?
88. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы
скорость реакции возросла в 50 раз? Температурный коэф29
фициент равен 2,3.
89. Реакция протекает по уравнению N2+3H2↔2NH3. Как изменится скорость реакции, если концентрацию N2 увеличить
в 3 раза, а Н2 в 5 раз?
90. Окисление
аммиака
идет
по
уравнению
4NH3+5O2=4NO+6H2O. Через некоторое время после начала реакции концентрации
реагирующих веществ были
(моль/л):
= 0,9;
=2,0; = 0,3. Вычислите концентрацию Н2О в этот момент и начальные концентрации NH3 и О2.
8 Химическое равновесие
Методические указания
Большинство химических реакций являются обратимыми.
Состоянием химического равновесия называется состояние системы реагирующих веществ, когда состав и свойства системы не
меняются в течение длительного времени.
В момент наступления химического равновесия скорости
прямой реакции → и скорости обратной реакции ← станут равны.
аА+вВ↔dD +eE
а
в
→=k→×[A] ×[B]
d
e
←=k←[D] ×[E]
;
;
.
Химическое равновесие системы сохраняется до тех пор, пока не меняются условия протекания реакции. Влияние изменения
концентрации, давления и температуры на положение химического равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону процесса уменьшающего данное воздействие.
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции; при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону
обратной реакции.
30
При увеличении давления равновесие смещается в сторону
процесса, в котором участвуют меньшее количество моль или
объемов реагирующих веществ.
Пример. В какую сторону сместиться равновесие реакций
при увеличении давления:
а)4HCl(г) + О2(г)↔2Cl2(г) + 2Н2О(г);
б)N2O4↔2NO2.
В первой реакции при увеличении давления равновесие
сместиться вправо, а во второй реакции – влево.
При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в
сторону экзотермической реакции.
Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции и исходных концентраций реагирующих веществ. При синтезе аммиака N2+3H2↔2NH3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:
;
; . Рассчитайте константу равновесия этой реакции
и исходные концентрации азота и водорода.
Решение. Константа равновесия этой реакции равна:
Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH3 расходуется один моль азота, а на образование шести молей аммиака
потребовалось: 6/2=3 моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его первоначальную концентрацию:
На образование двух молей NH3 необходимо
израсходовать 3 моль водорода, а для получения шести молей
NH3 требуется водорода: 3×6/2=9 моль.
Таким образом, реакция начиналась при концентрациях
Пример 2. Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А+В↔2С.
Определите равновесные концентрации реагирующих веществ,
если исходные концентрации веществ, А и В соответственно рав31
ны: 4 и 6 моль/л, константа равновесия К=1.
Решение. К моменту равновесия концентрации веществ А и
В понизятся, а концентрация вещества С увеличится. На каждый
моль веществ А и В образуется два моля вещества С. Поэтому
если понижение концентрации веществ А и В обозначить через
моль, то увеличение концентрации вещества С будет 2 моль.
Равновесные концентрации реагирующих веществ:
.
Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ
равны:
сА = 4 - 1,9=2,1 моль/л; сС =3,8 моль/л;
св =6 - 1,9 = 4,1 моль/л.
Пример 3. Влияние изменения концентрации реагирующих
веществ на смещение равновесия. Реакция протекает по уравнению:
4 НCl+O2↔2H2O+2Cl2.
В сторону какой реакции сместится химическое равновесие,
если концентрации всех реагирующих веществ увеличить в
3 раза?
Решение. Начальные скорости прямой и обратной реакции
были следующие:
,
.
После увеличения концентраций скорость прямой реакции
станет:
т. е. возрастет в 243 раза. Скорость обратной реакции:
т. е. возрастет в 81 раз. Следовательно, равновесие реакции сместится в сторону прямой реакции.
Пример 4. Влияние изменения температуры на смещение
равновесия. В каком направлении сместится равновесие реакции:
32
AB↔A+B, если повысить температуру на 20°С, температурный
коэффициент прямой реакции равен 2, а обратной 3?
Решение. Повышение температуры по-разному скажется на
изменении скоростей прямой и обратной реакций. При повышении температуры на 20°С скорость прямой реакции:
;
скорость обратной реакции:
Таким образом, при повышении температуры скорость прямой реакции возрастет в 4 раза, а обратной — в 9 раз. Следовательно, равновесие сместится в направлении обратной реакции,
т. е. в сторону образования вещества АВ.
91.
92.
93.
94.
95.
Контрольные задания
Константа равновесия реакции N2+3H2↔2NH3 равна 0,1
л2/моль2.
Равновесные
концентрации
(моль/л):
. Вычислите исходную и равновесную концентрации N2.
Равновесные концентрации реагирующих веществ реакции
С12+ СО↔СОС12 были (моль/л):
;
;
.
Определите исходные концентрации хлора и оксида углерода.
Равновесие в системе 2С12 (г)+2Н2О (г) =4НС1 (г)+О2 (г)
установилось при следующих концентрациях (моль/л):
;
;
;
. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации С12 и Н2О.
Реакция протекает по уравнению 2А↔В. Исходная концентрация вещества А равна 0,5 моль/л. Константа равновесия
реакции 0,5 л/моль. Найдите равновесные концентрации веществ А и В.
Константа равновесия диссоциации HI равна
Найдите равновесные концентрации реагирующих веществ,
если сначала было взято 5 молей HI. Объем сосуда, в котором происходит реакция, равен 10 л.
96. В каком направлении будет смещаться равновесие реакции
2С12 (г)+2Н2О (г)=4НС1 (г)+О2 (г) при уменьшении объ33
ема в 3 раза?
97. Сместится ли равновесие обратимой реакции А+В↔С, если
увеличить давление в системе в 3 раза и одновременно повысить температуру на 50°С, причем температурный коэффициент прямой реакции равен 3,3, а обратной 2,7?
98. Реакция протекает по уравнению 2А+В ↔2АВ. В сторону
какой реакции сместится равновесие, если общее давление
в системе понизить в 2 раза и одновременно повысить температуру на 30°С (температурные коэффициенты прямой и
обратной реакций соответственно равны 2 и 3.)
99. Константа равновесия обратимой реакции СО+Н2О↔Н2+СО2
при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации веществ были (моль/л):
;
;
. Вычислите исходную концентрацию СО.
100. Исходные концентрации NO и Cl2 в гомогенной системе
2NO+Cl2↔2NOCl составляют 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления
равновесия прореагировало 20% NO.
34
РАБОТА № 2
9 Растворы.
Способы выражения состава растворов
Растворы – гомогенные системы, состоящие не менее чем из
двух компонентов: растворителя и растворенного вещества.
Количество растворенного вещества в растворе называется
концентрацией.
1. Массовая доля растворенного вещества (w%) выражается отношением массы растворенного вещества к массе раствора:
где V – объем раствора;
– плотность раствора.
2. Молярная концентрация раствора показывает количество
моль растворенного вещества в объеме раствора:
.
3. Молярная концентрация эквивалента (нормальность раствора), показывает количество моль-эквивалентов растворенного вещества в объеме раствора:
.
4. Титр показывает количество грамм растворенного вещества
в 1 мл раствора:
.
Пример. В 1 кг воды растворено 198г серной кислоты, плотность полученного раствора 1,11г/см3 (1,11г/мл). Найти: а) массовую долю H2SO4, б) молярную концентрацию, в) молярную концентрацию эквивалента, г) титр.
1) mр-ра = m( +m
mр-ра = 1000г + 198г = 1198 г.
2) Vр-ра=
.
3)
.
35
.
4)
.
.
Контрольные задания
1. Какая масса соляной кислоты содержится в 0,25 л раствора,
в котором массовая доля НС1 15 %? Плотность раствора
ρ = 1,035 г/см3.
2. Какая масса хлорида кальция потребуется для приготовления 2 л раствора (ρ = 1,177 г/см3) с массовой долей СаС12
20 %?
3. Вычислите молярную концентрацию раствора K2SO4, в 0,2 л
которого содержится 17,4 г растворенного вещества.
4. Сколько граммов хлорида бария содержится в 25,0 мл 0,5 н.
раствора?
5. Определите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента H2SO4 в растворе, в котором массовая
доля H2SO4 98%, а ρ = 1,84 г/см3.
6. Из 3,0 л раствора с массовой долей КОН 50 % и плотностью
1,09 г/см3 нужно приготовить раствор с массовой долей
КОН 10 % (ρ = 1,09 г/см3). Сколько воды нужно взять для
приготовления указанного раствора?
7. Какой объем раствора с массовой долей Н3РО4 40 % и
ρ=1,250 г/см3 потребуется для приготовления 3,0 л 0,15 н.
раствора ортофосфорной кислоты?
8. Смешаны 400 мл 1,2 М раствора NaOH и 600 мл 1,8 М раствора NaOH. Какова молярная концентрация полученного
раствора?
9. Сколько воды и концентрированной H2SO4
(ρ =
3
1,840 г/см ) нужно смешать, чтобы приготовить 8,0 л серной кислоты,
с ρ= 1,280 г/см3?
10. К 0,78 л раствора NaOH с массовой долей 20% и ρ = 1,225
г/см3 прибавили 0,14 л раствора с массовой долей NaOH
36
10% и ρ= 1,115 г/см3. Определите массовую долю (%)
NaOH в полученном растворе.
10 Электролитическая диссоциация
Методические указания
Распад вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией:
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-;
NaOH ↔ Na+ + OH-;
CuSO4 ↔ Cu2+ +SO2-.
Количественно процесс электролитической диссоциации характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень диссоциации зависит от природы вещества, концентрации, температуры:
.
Все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным
электролитам относятся:
1) сильные кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3,
HClO4;
2) сильные основания: гидроксиды щелочных металлов,
Ca(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2;
3) соли.
Степень диссоциации сильных электролитов ≈ 1. Процесс
электролитической диссоциации в растворах слабых электролитов характеризуется константой равновесия, которую называют
константой диссоциации.
CH3COOH ↔ CH3COO + H+
.
Cвязь между константой диссоциации и степенью диссоциации выражается законом разбавления Оствальда:
,
где С – молярная концентрация раствора.
37
Пример. Степень диссоциации 0,1М раствора уксусной кислоты 1,34%. Вычислить константу диссоциации кислоты и концентрацию ионов водорода в растворе:
К =? [Н+]=?
СН3СООН ↔ СН3СОО + Н+
К = с× = 0,1×(1,34×10-2)2= 1,8×10-5
Концентрацию ионов в растворах электролитов рассчитывают по формуле:
Сиона=С× ×n,
где С – молярная концентрация раствора;
– степень диссоциации;
n – число ионов.
.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато: каждая ступень диссоциации характеризуется своей К диссоциации:
.
Контрольные задания
11. Во сколько раз концентрация водородных ионов в 0,1 н.
растворе НС1 ( =0,92) больше, чем в растворе 0,01
н. НС1 (ά=0,98)?
12. Степень диссоциации Н3РО4 по первой ступени в 0,1 М
растворе равна 0,17. Не учитывая диссоциацию по следую38
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
щим ступеням, вычислите концентрацию водородных ионов в растворе.
Степень диссоциации 0,1 н. раствора NH4OH равна 1,3 %.
Сколько растворенных частиц (молекул и ионов) содержится в 1 л такого раствора?
При какой молярной концентрации муравьиной кислоты
НСООН 95 % ее молекул будут находиться в недиссоциированном состоянии, если К = 2,1×10-4?
Константа диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени К = 9×10-8. Определите концентрацию водородных ионов в 0,1 М растворе H2S.
Вычислите степень диссоциации азотистой кислоты в ее
0,01 М растворе и концентрацию ионов водорода в растворе, если Кд=4,6×10-4.
Какова концентрация водородных ионов [Н+] в 0,1 н. растворе синильной кислоты HCN, если ее константа диссоциации Кд=7×10-10?
Определить степень диссоциации и концентрацию ионов
[ОН-] в 0,01 н. растворе NH4OH, если Кд=2×10-5.
Концентрация насыщенного при t =20°C раствора сероводородной кислоты H2S составляет 0,13 моль/л. Константа
диссоциации по первой ступени Кд=1×10-7. Определите
концентрации ионов [Н+] и [HS-].
Вычислите степень диссоциации α и [Н+] в 0,1 М растворе
хлорноватистой кислоты, если Кд=5×10-8.
11 Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций
между растворами электролитов
Методические указания
Обменные реакции между электролитами являются практически необратимыми и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений.
При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.
39
1) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ +2NaCl
Ba2+ + 2Cl + 2Na+ + SO = BaSO4↓ + 2Na+ +2Cl
Ba2+ + SO =BaSO4.
2) NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O
NH4OH + H+ + Cl = NH + Cl + H2O
NH4OH + H+ = NH + H2O.
3) 2CH3COOK + H2SO4 = 2CH3COOH + K2SO4
2CH3COO +2K+ + 2H+ + SO = 2CH3COOH + 2K+ + SO .
CH3COO + H+ = CH3COOH
4) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑
2Na+ + S2- + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl + H2S↑
S2- + 2H+ = H2S↑.
Cоставление молекулярных уравнений реакций.
1) CN + H+ = HCN
NaCN + HCl = NaCl + HCN.
2) Ca2+ + CO
= CaCO3
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl.
3) Н+ + ОН = Н2О
HNO3 +KOH = KNO3 + H2O.
21.
22.
23.
24.
40
Контрольные задания
Составьте уравнения реакций, протекающих в растворах
при взаимодействии следующих веществ. Уравнения реакций напишите в молекулярной и ионной формах:
a)Na2S+FeSO4→; б)K2S+HCl→; в)Pb2++2Cl →.
Составьте уравнения реакций (в молекулярной и ионной
форме), протекающих в растворах при взаимодействии следующих веществ: а) карбоната натрия и серной кислоты;
б)сульфата меди (II) и едкого натра; в) нитрата бария и
фосфата калия.
В молекулярной и ионной форме напишите уравнения реакций, протекающих в растворах следующих веществ:
а) СНзСООН+NaOH→; б) Zn(OH)2+NaOH→; в) Fe2++ S2-→.
Составьте молекулярные уравнения реакций, которые
выражаются следующими краткими ионными уравнения-
25.
26.
27.
28.
29.
30.
ми: а) Сr(ОН)3+ОН →; б) Ni2++S2-→; в) NH4OH + 2H+→.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций,
протекающих при смешивании растворов следующих веществ: а) AgNO3 + FeCl3→; б) СаСО3+НС1→;
в) Nа3РО4 + Ва(NО3)2→.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций
взаимодействия: а) хлорида бария и сульфата алюминия; б)
ацетата калия и серной кислоты; в) хлорида аммония и едкого калия (при нагревании).
Смешивают попарно растворы: a) Cu(NO3)2+Na2SO4→; б)
ВаС12+ +K2SO4→; в) Са(ОН)2+НС1→; г) NaNO3+K2SO4→;
д) K2Cr2O7 + CaCl2→ . В каких из приведенных случаев реакции пойдут до конца? Составьте для них молекулярные
и ионные уравнения.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций,
протекающих в растворах между следующими веществами: а) дигидрофосфатом натрия и едким кали; б) карбонатом кальция и соляной кислотой; в) гидроксидом олова
(II) и едким натром.
Составьте по два молекулярных уравнения реакций для
каждого ионного уравнения: а) Рb2++2I →; б) Ва2++
+(РО4)3-→; в) СН3СОО- +2Н+→.
Написать уравнения в молекулярной форме, если они выражаются следующими краткими ионными уравнениями:
а) Ba2+ + CO = BaCO3; б) Н+ + ОН = Н2О.
12 Ионное произведение воды.
Водородный и гидроксильный показатели
Вода – слабый электролит, диссоциирует:
Н2О ↔ Н+ + ОН
Кд×[Н2О] = К
К
t0=250C
К
Кд=
– ионное произведение воды
= [Н+] × [ОН ]
= 10-14
[H+] × [OH ] = 10 .
В нейтральной среде [H+]=[OH ]=10-7 моль/л;
41
В кислой среде [H+] [OH ] 10 моль/л;
В щелочной среде [H+] [OH ] 10 моль/л.
Для характеристики среды раствора удобнее пользоваться
водородным или гидроксильным показателем.
Водородный показатель рН = lg[H+];
Гидроксильный показатель рОН = lg[ОH-]
рН+рОН=14;
В нейтральной среде рН = рОН = 7;
В кислой среде рН <7;
В щелочной среде рН>7.
Вычисление рН растворов сильных кислот и оснований
Пример1. Вычислить рН 0,01М раствора гидроксида калия.
КОН↔К+ +ОН
α=1
[ОН ] = с×α×n = 0,01×1×1= 0,01моль/л.
[ОН ] = 10-2моль/л.
[ОН ]×[Н+] = 10-14
[Н+] =
моль/л.
рН = - lg[H+] = -lg10-12 = 12.
Пример 2. Вычислить рН 0,01н раствора H2SO4.
H2SO4↔2H+ + SO
[Н+] = с×α×n
моль/л = 5×10 моль/л.
Кд
[Н+] = 5×10 ×1×2 = 1×10 моль/л.
рН = - lg[H+] = -lg10-2 = 2.
Вычисление рН растворов слабых кислот и оснований
Пример3. Вычислить рН 0,1М раствора HNO2, если
-4
= 4×10
HNO2↔H+ + NO
Kд=
моль/л
рН = -lg6,3×10-3 = -lg10-3 – lg6,3 = 3 – 0,8=2,2
Пример 4. Вычислить рН 0,1н раствора NH4OH, если
Кд = 1,8×10-5.
42
NH4OH↔NH+ + OH
Кд=
рН = -lg[Н+]= -lg7,46×10-12 = -lg10-12-lg7,46
рН = 12 – 0,87=11,13.
31.
32.
33.
34.
35.
36.
37.
38.
39.
40.
Контрольные задания
Определите рН 0,001 М раствора КОН, считая диссоциацию полной.
Концентрация ионов водорода в растворе 2,5×10-5 моль/л.
Определите рН и рОН.
Определите рН раствора, в 3 л которого содержится
0,81×10-3 моль ОН .
Определите константу диссоциации кислоты, если водородный показатель в 0,08 н. растворе одноосновной кислоты рН=2,4.
Чему равен рН 0,05 М раствора NH4OH, константа диссоциации которого 1,77×10-5?
Чему равно рН 0,46% раствора НСООН? (
Определите рН раствора, содержащего 4г NaOH в 1л раствора.
50мл 0,1М раствора H2SO4 разбавили до 1 л. Вычислите рН
раствора.
Вычислите рН
раствора, в 3л которого содержится
-3
8,1×10 г ионов ОН .
рН 0,08М раствора слабой одноосновной кислоты равен 2.
Чему равна константа диссоциации этой кислоты.
13 Гидролиз солей
Методические указания
43
Реакция обмена между ионами воды и растворенной соли, в
процессе которой образуется слабый электролит, называется гидролизом. Гидролизу подвергаются соли, образованные:
а) слабой кислотой и сильным основанием;
б) сильной кислотой и слабым основанием;
в) слабой кислотой и слабым основанием.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Среда раствора таких солей нейтральная, рН =7.
А) Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, идет по аниону, соли многоосновных кислот гидролизируются ступенчато с образование кислых солей. Среда
раствора солей щелочная, рН >7.
Константа гидролиза
Степень гидролиза
.
,
где 10-14 – ионное произведение воды,
КДкислоты – константа диссоциации кислоты,
– степень гидролиза,
С – концентрация соли.
Пример 1. Написать уравнение гидролиза 0,1М раствора
NaF, рассчитайте КГ; ; рН раствора.
NaF ↔ Na+ +F
(NaOH-сильное основание, HF- слабая кислота)
F + HOH ↔HF + OH
NaF + HOH ↔HF + NaOH
КГ=
рН = -lg[Н+]
44
рН = -lg8,2×10 = 8,1.
Среда раствора щелочная.
Пример 2. Напишите уравнение реакции гидролиза К2СО3
по I ступени. Вычислите КГ и β гидролиза.
К2СО3↔2К+ + СО
(КОН – сильное основание, Н2СО3 – слабая кислота)
СО + НОН ↔НСО + ОН
К2СО3 + НОН ↔ КНСО3 + КОН
КГ =
.
Б) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и
сильной кислотой, идет по катиону, соли слабых многокислотных
оснований гидролизируются ступенчато с образованием основных солей. Среда раствора кислая.
КГ =
;
.
Пример 3. Напишите уравнение реакции гидролиза солей
AgNO3 и CuSO4. Укажите среду раствора.
AgNO3 ↔ Ag+ + NO
(AgOH - слабое основание, HNO3 - сильная кислота)
Ag+ + HOH ↔ AgOH + H+
AgNO3 + HOH↔ AgOH + HNO3
Среда раствора кислая рН<7
CuSO4 ↔Cu + SO
(Cu(OH)2 - слабое основание, H2SO4 - сильная кислота)
Cu2+ + HOH ↔ (CuOH)+ + H+
2CuSO4 + 2HOH ↔(CuOH)2SO4 + H2SO4
Среда раствора кислая, рН<7.
В) Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований идет
по катиону и аниону с образованием слабой кислоты и слабого
основания. Среда раствора нейтральная, рН≈7.
(NH4)2S ↔2NH + S
(NH4OH – слабое основание H2S – слабая кислота)
2NH + S + 2HOH = 2NH4OH + H2S
45
(NH )2S + HOH ↔ 2NH4OH + H2S
Кг =
.
При взаимодействии в растворе солей образованных слабой
кислотой и сильным основанием и сильной кислотой и слабым
основанием продуктами реакции будут слабая кислота, слабое основание и соль сильной кислоты и сильного основания.
3Na2S + 2AlCl3 + 6H2O = 6NaCl + 2Al(OH)3 + 3H2S
6Na+ + 3S + 2Al + 6Cl + 6H2O = 6Na++6Cl + 2Аl(OH)3 +3H2S
3S +2Al +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.
41.
42.
43.
44.
45.
46.
47.
46
Контрольные задания
Какую величину называют степенью гидролиза соли? Какая из солей имеет большую степень гидролиза FeCl2 или
FeCl3? Ответ мотивируйте, составьте уравнения гидролиза
солей в молекулярном и ионном виде.
Почему изменение температуры раствора влияет на степень гидролиза соли? Составьте уравнения гидролиза по
первой ступени для следующих солей CuSO4 и Na3PO4, укажите рН.
При смешении растворов A12(SO4)3 и K2S в осадок выпадает гидроксид и выделяется газ. Укажите причину этого
процесса и составьте соответствующие молекулярные и
ионные уравнения.
Какую реакцию имеют растворы следующих солей:
Zn(NO3)2; K2CО3; KNO3; NaCN? Ответы подтвердите, составив уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
В какую сторону сместится равновесие гидролиза KCN,
если к раствору прибавить: а) щелочь; б) кислоту? Напишите уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде.
Почему растворы К2СО3 и NaCN имеют щелочную реакцию, а растворы NH4C1 и ZnCl2 – кислую? Ответ подтвердите, составив уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из кратких ионных уравнений:
а) Fe3++H2O↔Fe(OH)2++H+
б) (СО3)2-+Н2О↔(НСО3)-+ОНв) (NH4)++H2O↔NH4OH+H+.
48. При сливании растворов СrС13 и Na2CO3 образуется осадок
гидроксида хрома (III). Объясните причину этого явления
и напишите соответствующие уравнения в молекулярном и
ионном виде.
49. Водородный показатель 0,003 н. раствора гипохлорита калия КСlО равен 9,0. Вычислите степень гидролиза этой соли и напишите уравнения реакции гидролиза в молекулярном и ионном виде.
50. Определите степень гидролиза (для первой ступени) и рН в
0,001 Na2CO3 (
). Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
14 Произведение растворимости.
Условия образования осадков
Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при данной температуре есть
величина постоянная:
КtAn↔Kt+ + AnПРКtAn =[Kt+]×[An-].
Величина произведения растворимости некоторых труднорастворимых электролитов приводятся в таблице 12 приложения.
Пример 1. Вычисление произведения растворимости труднорастворимого электролита. Растворимость фосфата серебра
Ag3PO4 в воде при t=20°С равна 6,15×10-3 г/л. Определить ПР.
Решение. Молярная масса Ag3PO4 – 418,58 г/моль, следовательно, раствор содержит
Эту величину называют молярной растворимостью. При
диссоциации Ag3PO4 образуется три иона Ag+ и один ион (РО4)3-,
поэтому концентрации ионов в растворе соответственно равны:
Произведение растворимости Ag3PO4 равно:
ПР
=
.
47
Пример 2. Вычисление растворимости электролита по величине произведения растворимости. Произведение растворимости
(ПР) оксалата бария ВаС2О4 равно 1,62×10-7. Вычислите растворимость ВаС2О4 в воде в моль/л.
Решение. В растворе труднорастворимого сильного электролита ВаС2О4 существует равновесие:
BаС2О4 = Ва2+ + (С2О4)2ПР
.
Так как оксалат бария диссоциирует на два иона, то концентрация его в растворе равна концентрации каждого из ионов, т. е.
т. е. растворимость оксалата бария в воде при t=200C равна 4×10-4
моль/л.
Исходя из величин произведения растворимости, можно
предсказать образование осадка. Осадок образуется в том случае,
когда произведение концентраций ионов будет больше произведения растворимостей.
Пример 3. Определение возможности образования осадка в
зависимости от концентрации ионов. Произведение растворимости MgS при t = 25°C равно 2,0×10-15. Образуется ли осадок сульфида магния при смешении равных объемов 0,004 н. раствора нитрата магния и 0,0006 н. сульфида натрия. Степени диссоциации
этих электролитов приняты за 1.
Решение. При смешении равных объемов растворов объем
смеси стал в два раза больше объема каждого из взятых растворов, следовательно, концентрация растворенных веществ уменьшилась вдвое, т. е.
Для определения концентраций ионов Mg2+ и S2- необходимо выразить концентрации растворов в моль/л, т. е.
Отсюда произведение концентраций ионов в растворе:
48
.
Эта величина больше ПР, следовательно, осадок образуется.
Контрольные задания
51. Произведение растворимости сульфата кальция CaSO4 равно 6,26×10-5. Выпадает ли осадок, если смешать равные
объемы 0,01 н. раствора СаС12 и 0,02 н. раствора Na2SO4?
52. Растворимость ВаСО3 равна 8,9×10-5 моль/л. Вычислите
произведение растворимости карбоната бария.
53. Произведение растворимости РbI2 равно 8,7×10 . Вычислите концентрацию ионов Рb2+ и ионов I- в насыщенном
растворе иодида свинца.
54. При t =20°С в 1 л насыщенного раствора иодата серебра
AgIO3 содержится 0,044 г соли. Вычислите произведение
растворимости этой соли.
55. В 6,0 л насыщенного раствора PbSO4 содержится 0,186 г
иона свинца (II). Вычислите произведение растворимости
PbSO4 .
56. Произведение растворимости Ag3PO4 равно 1,8×10-18. Вычислите концентрацию ионов Ag+ и (РО4)3- в насыщенном
растворе этой соли.
57. Произведение растворимости дихромата серебра Ag2Cr2O7
равно 1×10-10. Выпадает ли осадок при смешивании равных
объемов 0,01 н. растворов AgNO3 и К2Сr2О7?
58. Произведение растворимости сульфата свинца ПР
=2,3×10-8. Образуется ли осадок, если к 0,1 М раствору
Na2SO4 прибавить равный объем 0,1 н. раствора ацетата
свинца Рb(СН3СОО)2?
59. В пробирке при комнатной температуре смешаны 1,0 мл
0,2 н. нитрата свинца и 2,0 мл 0,01 н. раствора хлорида натрия. Выпадет ли осадок, если ПР
= 1,70×10-5?
60. Произведение растворимости иодида серебра 8,5×10-16. Образуется ли осадок, если смешать равные объемы 0,02 н.
раствора KI и 0,04 н. раствора AgNO3?
15 Комплексные соединения
Методические указания
Комплексные соединения представляют собой сложные ионы
или молекулы, способные к самостоятельному существованию как
49
в кристаллическом, так и в растворенном состоянии. Комплексные
соединения состоят из внутренней и внешней сферы.
Внутренняя сфера состоит из центрального иона – комплексообразователя и лиганд. Комплексообразователем обычно являются катионы металлов (d-элементы), лигандами – анионы кислотных остатков, гидроксогруппа, нейтральные молекулы NH3,
H2O, CO, NO, C2H4 и т. д. Количество сигма связей между комплексообразователем и лигандами называется координационным
числом. Большинство лиганд связаны с центральным атомом одной сигма связью, т. е. занимают одно координационное место.
Такие лиганды называются монодентными (NH3 ; Cl ; CN ; H2O).
Лиганды, занимающие около центрального атома два и более
координационных места являются полидентными (CО ;
;
H2N-CH2-CH2-NH2 и т.д.) Комплексные соединения бывают катионного ([Ag(NH3)2]Cl) , анионного (K[Ag(CN)2]) и нейтрального ([Cr(H2O)2PO4]) типов.
Номенклатура комплексных соединений
Вначале называется анион, а затем катион в родительном падеже. В названии комплексного иона в определенном порядке
перечисляют все его составные части. Вначале называют количество анионов лиганд, затем нейтральных молекул, затем – комплексообразователь. Если комплексообразователь входит в состав катионного или нейтрального комплекса, то ему дают русское название элемента. В анионном комплексе комплексообразователь называют латинским названием с окончанием – ат. После
названного комплексообразователя в скобках римской цифрой
указывают степень его окисления.
[Ag(NH3)2]Cl –хлорид диаминсеребра
K[Ag(CN)2] – дицианоаргентат калия
[CoCl2(H2O)(NH3)3]Cl – хлорид дихлороаквадиаминкобальта (III)
K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия.
Диссоциация комплексных соединений
По первой ступени комплексные соединения диссоциируют
на внутреннюю и внешнюю сферы по типу сильных электролитов. Затем диссоциирует внутренняя сфера на комплексообразователь и лиганды: K3[Fe(CN)6] ↔3K+ +[Fe(CN)6]350
[Fe(CN)6]3- ↔ Fe+3 +6CN .
Диссоциация комплексного иона характеризуется константой диссоциации, которую называют константой нестойкости:
.
Пример 1. Вычислить концентрацию всех ионов в 0,1М растворе K2[HgJ4].
Пример 2. Выпадает ли осадок AgBr при прибавлении к 1л
0,1М раствора [Ag(NH3)2]NO3, содержащему 1 моль/л NH3
1×10-5моль/л. KBr ПРAgBr=6×10-13.
51
Осадок выпадет, если произведение концентраций ионов
труднорастворимого вещества больше, чем произведение растворимости. 9,3×10-14 < 6×10-13, следовательно, осадок AgBr не выпадет.
61.
62.
63.
64.
65.
66.
67.
52
Контрольные задания
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих
комплексных
соединениях:
K3[Fe(CN)6];
[Co(NH3)4]SO4.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: K4[Fe(CN)6]; [Ni(H2O)4]Br2.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих
комплексных
соединениях:
[Cr(H2O)4C12]Br;
K3[Co(NO2)6]. Написать уравнения диссоциации.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих
комплексных
солях:
[Cr(H2O)3(NH3)2Cl]SO4;
K[Ag(CN)2]. Написать уравнения диссоциации.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих
комплексных
солях:
[Cr(H2О)5Cl]SO4
и
[Co(NH3)5Br]Cl2. Написать уравнения диссоциации этих солей.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих
комплексных
соединениях:[Сr(Н2О)4С12]I
и
K4[Fe(CN)6]. Написать уравнения диссоциации этих солей.
Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следую-
щих комплексных
соединениях: Кз[А1(ОН)6] и
[Cr(H2O)3(NH3)2Cl]SO4. Назвать эти соли.
68. Определить заряд и к.ч.комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: [Co(NH3)4(NO2)2]Cl и
Na3[Al(OH)6]. Написать уравнения диссоциации и назвать
соли.
69. Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих комплексных солях: [Сr(Н2О)4С12]Вr и K3[Co(NO2)6].
Написать уравнения диссоциации и назвать эти соли.
70. Определить заряд и к.ч. комплексообразователя в следующих комплексных соединениях: [Cu(NH3)4]SO4 и
Na2[Cd(CN)4]. Написать уравнения диссоциации и назвать
эти соли.
71. Константы нестойкости комплексных ионов равны:
Кн [Ag(CN)2 ] = 1× 10-21 ; Кн [Cu(CN)4] = 5,13 × 10-31 ;
Кн [Au(CN)2] = 5× 10-39 ; Кн [Hg(CN)4] = 13,02 ×10-41.
В растворе какой из комплексных солей K[Ag(CN)2];
K2[Au(CN)2]; K2[Cu(CN)4] или K2[Hg(CN)4] при концентрации каждой соли в растворе 1 моль/л концентрация иона
(CN) будет наименьшей?
72. Константа нестойкости иона [Ag(CN)2]
составляет
1,4 ×10-21. Вычислить концентрацию ионов серебра в
0,06 М растворе K[Ag(CN)2], содержащем, кроме того, 0,01
моля KCN в литре раствора.
73. Определить, выпадет ли осадок иодида серебра при смешивании равных объемов 0,2 М раствора иодида натрия и 0,2
н
раствора
Na[Ag(CN)2].
ПP(AgJ)=
1,1
×10-16.
.
74. Вычислить концентрацию ионов ртути в 0,1 М растворе
K2[HgJ4], содержащем, кроме того, 1,66 г KJ. Константа нестойкости иона [HgJ4]-2 составляет 1,5×10-30.
75. Константа нестойкости комплексного иона [Сd(NH3)4]+2
равна 2,1× 10-7. Выпадет ли осадок карбоната кадмия, если
к 0,01 М раствору [Cd(NH3)4]SO4 добавить равный объем
0,0001 М раствора Na2CO3? ПР(СdCО3)= 2,5×10-14.
76. 76. Вычислите концентрацию ионов серебра в 0,1 М растворе соли [Ag(NH3)2]Cl, если константа нестойкости ком53
плексного иона равна 5,89×10-8. Раствор соли содержит 5
г/л NH3.
77. Константа нестойкости [Zn(NH3)4]+2 равна 2,0×10-9.
Определите содержание ионов цинка в 0,3 л 0,02 н раствора соли [Zn(NH3)4]SO4.
78. Вычислить, будет ли выпадать осадок иодида серебра при
смешивании равных объемов 0,1 М раствора иодида калия
и 0,1 М раствора K[Ag(CN)2].
ПР (AgJ) = 8,3×10-17.
Кн ([Ag(CN)2] = 1,1×10-21.
79. Сколько граммов ртути в виде ионов содержится в 0,1 л
0,01 М раствора K2[HgJ4], в котором находится 5,0 г NaJ?
KH([HgJ4]-2)= 1,38 ×10-30.
80. Какова концентрация ионов серебра в 0,08 М растворе
[Ag(NH3)2]NO3, содержащем 1 моль/л аммиака? Сколько
граммов NaCl можно прибавить к 1 л этого раствора до начала выпадения осадка AgCl?
16 Окислительно-восстановительные реакции
Методические указания
Реакции, протекающие с изменением степени окисления, называются окислительно-восстановительными. Степень окисления
– это условный заряд атома в соединении, если считать, что молекула состоит из ионов. Степень окисления у атомов в простых веществах равна нулю (Н , О ; Са ; С ), в соединениях Н ; О .
Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления, называется окислением. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент – восстановитель.
Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления, называется восстановлением, а вещество – окислителем.
Составление окислительно-восстановительных реакций
1) Метод электронного баланса.
2Fe+3Cl +2K+J →2Fe+2Cl + 2K+Cl +J .
1
2 восстановление: окислитель
Fe+3+1
→Fe+2
2
2J- -2 →J2
54
2
1 окисление: восстановитель
2) Электронно-ионный метод
При написании уравнения реакций в кислой среде, избыток
кислорода у окислителя связывают в молекулы волы добавлением ионов Н+. Недостаток кислорода восполняют из молекул воды, при этом образуются ионы Н+.
K+Mn+7O +Na+N+3O +H S+6O →K S+6O +Mn+2(SO4)2- +
+Na+N+5O +H O-2
восстановление, окислитель
(MnO4) +8H++5 →Mn2++4H2O 5
2
10
окисление, восстановитель
(NO2) +H2O-2 →(NO3) +2H+ 2
5
+
2MnO +16H +5NO +5H2O=2Mn2++8H2O+5NO +10H+
2MnO + 6H +5NO =2Mn +3H2O + 5NO
2KMnO4+5NaNO2+3H2SO4 = K2SO4+2MnSO4+5NaNO3+ 3H2O.
В щелочной и нейтральных средах избыток кислорода связывают молекулами воды, при этом образуются ионы ОН . Недостаток кислорода восполняют прибавлением ионов ОН , при
этом получается вода.
KMn+7O4+Na2S+4O3+H2O→Mn+4O2+Na SO4+KOH
3 2
MnO +2H2O + 3 → MnO2 + 4OH
(SO3) +2OH -2 →(SO4)2- +H2O
6
2 3
2MnO +4H2O + 3SO + 6OH = 2MnO2 +8OH +3SO + 3H2O
2MnO + H2O +3SO =2MnO2+2OH +3SO
2KMnO +3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO3 + 2KOH
Сила окислителей и восстановителей характеризуется величиной окислительно-восстановительного потенциала (ОВП).
Окислительно-восстановительный потенциал полупар характеризует работу, затрачиваемую на отрыв электронов от вещества
при его переходе из восстановленной в окисленную форму.
ОВП зависит от температуры и концентрации рН-растворов.
ОВП определяется по формуле Нернста:
55
,
где Е0 – стандартный ОВП (табличная величина);
n – число отданных электронов;
с(ок.ф.) – концентрация окисленной формы;
с(в.ф.) – концентрация восстановленной формы.
Окислительно-восстановительная реакция протекает в том
случае, когда Е окислителя больше Е восстановителя. Молярная
масса эквивалента окислителя и восстановителя определяется по
формуле:
,
где М – молярная масса вещества;
n – количество электронов.
MnO + 8H+ + 5 →Mn2+ + 4H2O
MnO + 2H2O + 3 →MnO2 + 4OH
.
Контрольные задания
81. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить
эффициенты в схеме следующей реакции:
Al + K2Cr207 + H2SO4 → A12(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + ...
82. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить
эффициенты в схеме следующей реакции:
РbО2 + Mn(NO3)2 + HNO3 → НМnО4 + Pb(NO3)2 + ...
83. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить
эффициенты в схеме следующей реакции:
NaCrO2 + Н2О2 + NaOH → Na2CrO4 + Н2О.
84. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить
эффициенты в схеме следующей реакции:
K4[Fe(CN)6] + Br2 → K3[Fe(CN)6] +...
85. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить
эффициенты в схеме следующей реакции:
MnSO4+ KCIO3 + КОН → K2MnO4 + KC1 + ...
56
ко-
ко-
ко-
ко-
ко-
86. Пользуясь ионно-электронным методом, расставить коэффициенты в схеме следующей реакции:
NiS+ Н2О2 + H2SO4 → S + NiSO4 + Н2О.
87. Пользуясь ионно-электронным методом расставить коэффициенты в схеме следующей реакции:
РН3 + KMnO4 + H2SO4 → Н3РО4+ MnSO4+ ...
88. Пользуясь ионно-электронным методом расставить коэффициенты в схеме следующей реакции:
Zn + KMnO4 + H2SO4→ZnSO4 + MnSO4 + ...
89. Пользуясь ионно-электронным методом расставить коэффициенты в схеме следующей реакции:
СrВr3 + Н2О2 +NaOH →Na2CrO4 + NaBr + ...
90. Пользуясь ионно-электронным методом расставить коэффициенты в схеме следующей реакции:
AsH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + ...
91. Каким количеством граммов КМnО4, действующего в качестве окислителя в кислой среде, можно заменить 1г КСl3?
92. Сколько миллилитров раствора КМnО4 с Сэ = 0,01 моль/л
можно восстановить в присутствии H2SO4 с помощью 100
мл газообразного H2S (н.у.)?
93. Чему равна эквивалентная концентрация раствора КIO3
(ωKIO3=10%, ρ= 1,052 г/см3), если КIO3 восстанавливается
до свободного йода?
94. Какую массу сульфата железа (II) можно окислить в кислой среде с помощью 20 мл раствора КМnО4 с Сэ = 0,1
моль/л?
95. Вычислите эквивалентные массы следующих восстановителей: хлорида олова (II), фосфония, если он окисляется до
H3РО4; пероксида водорода, окисляющегося до молекулярного кислорода.
96. К подкисленному раствору KI добавить 0,04л KNO2
Сэ = 0,3 моль/л:
KI + KNO2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + NO + H2O.
Вычислите массу выделившегося йода и объем NO.
97. Сколько граммов А1 можно окислить с помощь 0,1 л раствора К2Сr2О7 Сэ= 0,25 моль/л по реакции:
А1 + К2Сr207 + H2SO4 → A12(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
57
98. Чему равна эквивалентная масса перманганата калия, как
окислителя, если это вещество в процессе реакции восстанавливается:
а) до сульфата мaрганца (II);
б) до диоксида марганца;
в) до манганата калия К2МпО4.
99. Какой объем раствора НС1 с Сэ = 2 моль/л необходим для
взаимодействия 0,25моль К2Сr2О7 по реакции:
НС1 + K2Cr2O7 → KC1 +СrСl3+С12 + Н2О.
Какой объем хлора при этом выделится (нормальные условия)?
100.Какова эквивалентная концентрация раствора КВrO3
С = 1,5 моль/л:
а) как восстановителя, если КВrO окисляется в КВrО3,
б) как окислителя, если KBrO восстанавливается до KBr?
ЛИТЕРАТУРА
1.Сажинов Ю.Г. Протекание химических реакций. Основные закономерности. – Вологда, 2003.
2.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа. 2003.
3.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия. 1987.
4.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1981.
5.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: ИнтергалПресс,
2005.
58
ПРИЛОЖЕНИЯ
Таблица 1 – Греческий алфавит
Печатные
буквы
Г
Е
Z
h
Кк
М
Название буквы
альфа
бета
гамма
дельта
эпсилон
зета
эта
тэта
йота
каппа
лямбда
ми (мю)
Печатные
буквы
N
Оо
П
Р
Т
Yv
Ф
X
Название буквы
ни (ню)
кси
омикрон
пи
ро
сигма
тау
ипсилон
фи
хи
пси
омега
Таблица 2 – Некоторые единицы международной системы СИ
Величина
Длина
Масса
Время
Сила тока
Температура
Количество вещества
Объем
Плотность
Сила, вес
Давление
Энергия, работа, количество теплоты
Мощность
Количество электричества
Электрическое напряжение, электрический потенциал, электродвижущая сила
Название
метр
килограмм
секунда
ампер
кельвин
моль
кубический метр
килограмм на м3
ньютон
паскаль
Обозначение
м
кг
с
А
К
моль
м3
kг/м3
Н
Па
джоуль
Дж
ватт
кулон
Вт
Кл
вольт
В
59
Таблица 3 – Отношения между некоторыми внесистемными
единицами и единицами СИ
Величина
Длина
Давление
Энергия, работа
Количество
теплоты
Дипольный
момент
Единица
Микрон или
микрометр (мкм)
Ангстрем (А°)
Атмосфера (атм)
мм. рт. ст.
Эквивалент в СИ
Электрон вольт (эв)
1,60219×10-19 Дж
Калория (кал)
4,1868 Дж
Дебай (Д)
3,33×10-30Кл×м
1×10-6м
1×10-10м
1,01325×105Па
133,322 Па
Таблица 4 – Значения некоторых фундаментальных физических постоянных
Постоянная
Скорость света в вакууме
Постоянная Планка
Элементарный электрический заряд
Постоянная Авогадро
Постоянная Фарадея
Газовая постоянная
60
Обозначение
С
Н
Численное значение
2,9979246×108 м/c
6,62618×10-34 Дж×с
Е
1,602189×10-19Кл
NA
F
R
6,022045×1023 моль-1
9,64846×104Кл/моль
8,3144 Дж/моль×К
Таблица 5 – Названия важнейших кислот и их солей
Кислота
НАlO2
H3AsO4
H3AsO3
Н3ВО3
Н2В4О7
НВr
HCOOH
СН3СООН
HCN
Н2СО3
Н2С2О4
НС1
HClO
HClO2
НСlO3
HClO4
Н2СrO4
Н2Сr2О7
HJ
НМnО4
HNO2
HNO3
Н3РО4
H2S
HCNS
H2SO3
H2SO4
H2S2O3
H2Se
H2SeO4
H2SiO3
HVO3
H2WO4
Название кислоты
Метаалюминиевая
Мышьяковая
Мышьяковистая
Ортоборная (борная)
Тетраборная
Бромоводородная
Муравьиная
Уксусная
Циановодородная
Угольная
Щавелевая
Хлороводородная
Хлорноватистая
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Хромовая
Двухромовая
Иодоводородная
Марганцовая
Азотистая
Азотная
Ортофосфорная (фосфорная)
Сероводородная
Родановодородная
Сернистая
Серная
Тиосерная
Селеноводородная
Селеновая
Кремниевая
Ванадиевая
Вольфрамовая
Название соли
Метаалюминат
Арсенат
Арсенит
Ортоборат (борат)
Тетраборат
Бромид
Формиат
Ацетат
Цианид
Карбонат
Оксалат
Хлорид
Гипохлорит
Хлорит
Хлорат
Перхлорат
Хромат
Дихромат
Иодид
Перманганат
Нитрит
Нитрат
Ортофосфат ( фосфат)
Сульфид
Роданид
Сульфит
Сульфат
Тиосульфат
Селенид
Селенат
Силикат
Ванадат
Вольфрамат
61
Таблица 6 – Растворимость оснований и солей в воде
OH
Cl
S2- SO
SO
PO
CO NO
K+
P
P
P
P
P
P
P
P
+
Na
P
P
P
P
P
P
P
P
NH
P
P
P
P
P
P
P
P
Ва2+
P
P
P
H
H
H
H
P
2+
Ca
M
P
M
H
M
H
H
P
2+
Mg
H
P
P
H
P
H
H
P
A13+
H
P
–
–
P
H
–
P
3+
Cr
H
P
–
–
P
H
–
P
2+
Fe
H
P
H
H
P
H
H
P
3+
Fe
H
P
H
–
P
H
H
P
Mn2+
H
P
H
H
P
H
H
P
2+
Zn
H
P
H
H
P
H
H
P
2+
Ag
–
H
P
H
M
H
H
P
+
Hg
–
H
H
H
M
H
H
P
2+
Hg
–
P
H
H
P
H
H
P
Cu2+
H
P
H
H
P
H
H
P
2+
Pb
H
H
H
H
H
H
H
P
3+
Bi
H
–
H
H
P
H
H
P
2+
Sn
H
P
–
–
P
H
–
P
Примечание:
Р – растворяется в воде;
M – малорастворимые;
Н – практически не растворяется;
– соединение разлагается водой или не существует.
CH3COO
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
M
P
P
P
P
P
P
Таблица 7 – Плотность водных растворов кислот, щелочей и
аммиака при 20°C, г/см3
Массовая
доля, %
1
2
4
6
8
10
12
14
16
62
H2SO4
HNO3
НСl
КОН
NaOH
NH3
2
1,012
1,025
1,038
1,052
1,066
1,080
1,095
1,109
3
1,009
1,020
1,031
1,043
1,054
1,066
1,078
1,090
4
1,008
1,018
1,028
1,038
1,047
1,057
1,068
1,078
5
1,016
1,033
1,048
1,065
1,082
1,100
1,118
1,137
6
1,021
1,043
1,065
1,087
1,109
1,131
1,153
1,175
7
0,990
0,981
0,973
0,965
0,958
0,950
0,943
0,936
Продолжение таблицы 7
Массовая
доля, %
18
20
22
24
26
28
30
32
34
36
38
40
42
44
46
48
50
52
54
56
58
60
62
64
66
68
70
72
74
76
78
80
82
84
86
88
H2SO4
HNO3
НСl
КОН
NaOH
NH3
1,124
1,139
1,155
1,170
1,186
1,202
1,219
1,235
1,252
1,268
1,284
1,303
1,321
1,338
1,357
1,376
1,395
1,415
1,435
1,456
1,477
1,498
1,520
1,542
1,565
1,587
1,611
1,634
1,657
1,681
1,704
1,727
1,749
1,769
1,787
1,802
1,103
1,115
1,128
1,140
1,153
1,167
1,180
1,193
1,207
1,221
1,234
1,246
1,259
1,272
1,285
1,298
1,310
1,322
1,334
1,345
1,356
1,367
1,377
1,387
1,396
1,405
1,413
1,422
1,430
1,438
1,445
1,452
1,459
1,466
1,472
1,477
1,088
1,098
1,108
1,119
1,129
1,139
1,149
1,159
1,169
1,179
1,189
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
1,156
1,176
1,196
1,217
1,240
1,263
1,286
1,310
1,334
1,358
1,384
1,411
1,437
1,460
1,485
1,511
1,538
1,564
1,590
1,616
–
–
–
–
–
–
–
1,197
1,219
1,241
1,263
1,285
1,306
1,328
1,349
1,370
1,390
1,410
1,430
1,449
1,469
1,487
1,507
1,525
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
0,930
0,923
0,916
0,910
0,904
0,898
0,892
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
63
Окончание таблицы 7
Массовая
H2SO4
доля, %
90
1,814
92
1,824
94
1,8312
96
1,8355
98
1,8365
100
1,8305
HNO3
НСl
КОН
NaOH
NH3
1,483
1,487
1,491
1,495
1,501
1,513
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
Таблица 8 – Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25 °С
Электролит
Азотистая кислота
Аммония гидроксид
Борная кислота
Бромноватистая
кислота
Водорода пероксид
Формула
HNО2
NH4OH
Н3ВО3
К
4×10-4
1,8×10-5
К1|=5,8×10-10
PK=-lg К
3,40
4,75
9,24
НВrO
2,1×10-9
8,68
Н2О2
Кремниевая кислота
H2SiO3
К1=2,6×10-12
К1=2,2×10-10
К2= 1,6×10-12
11,58
9,66
11,80
Муравьиная кислота
HCOOH
1,8×10-4
3,74
Сернистая кислота
H2SO3
Сероводородная кислота
H2S
1,80
7,21
7,22
14,0
6,35
10,33
4,75
Угольная кислота
Н2СО3
Уксусная кислота
Хлорноватистая
кислота
CH3COOH
К1=1,6×10-2
К2=6,3×10-8
K1= 6×10-8
K2= l×10-14
К1= 4,5×10-7
К2= 4,7×10-11
1,8×10-5
HClO
5,0×10-8
7,30
Н3РО4
К1=7,5×10-3
K2=6,3×10-8
К3=1,3×10-12
2,12
7,20
11,89
HF
6,6×10-4
3,18
HCN
7,9×10-10
9,10
Н2С2О4
K1=5,4×10-2
К2=5,4×10-5
1,27
4,27
Фосфорная кислота
Фтороводородная
кислота
Циановодородная
кислота
Щавелевая кислота
64
Гидроксид цинка
Zn(OH)2
4,0×10-5
4,4
Таблица 9 – Константы нестойкости некоторых комплексных
ионов в водных растворах при 25 °С
Схема диссоциации
комплексного иона
[Ag(NH3)2]+ =Ag+ + 2NH3
[Ag(NO2)2]- = Ag+ + 2NO
[Ag(S2O3)2]3- = Ag+1 + 2 S2O
[Ag(CN)2] = Ag+ +2CN
[HgCl4]2- = Hg2+ + 4Cl
[HgBr4]2- = Hg2+ + 4Br
[HgI4]2- = Hg2+ + 4I
[Hg(CN)4]2- = Hg2+ + 4CN
[Cd(NH3)4]2+ = Cd2+ + 4NH3
[Cd(CN)4]2- = Cd2+ + 4CN
[Cu(NH3)4]2+ = Cu2+ + 4NH3
[Cu(CN)4]2- = Cu2+ + 4CN
[Co(NH3)6]3+ = Co3+ + 6NH3
[Fe(CN)6]4- = Fe2+ + 6CN
[Fe(CN)6]3- = Fe3+ + 6CN
[Ni(NH3)6]2+ - Ni2+ + 6NH3
Константа нестойкости
9,3×10-8
l,8×10-3
1,1×10-13
l,l×10-21
8,5×10-16
1,0×10-21
l,5×10-30
4,0×10-42
7,6×10-8
7,8×10-18
2,l ×10-13
5,0×10-31
6,0×10-36
5,0×l0-37
5,0×10-44
6,0×10-9
Таблица 10 – Значения десятичных логарифмов
Число
1,0
1,2
1,4
1,6
1,8
2,0
2,2
2,4
2,6
2,8
3,0
lg
0,00
0,08
0,14
0,20
0,25
0,30
0,34
0,38
0,41
0,45
0,48
Число
3,2
3,4
3,6
3,8
4,0
4,2
4,4
4,6
4,8
5,0
5,2
lg
0,50
0,53
0,56
0,58
0,60
0,62
0,64
0,66
0,68
0,70
0,71
Число
5,4
5,6
5,8
6,0
6,2
6,4
6,6
6,8
7,0
7,2
7,4
lg
0,73
0,75
0,76
0,78
0,79
0,81
0,82
0,83
0,85
0,86
0,87
Число
7,6
7,8
8,0
8,2
8,4
8,6
8,8
9,0
9,2
9,6
9,8
lg
0,88
0,89
0,90
0,91
0,92
0,93
0,94
0,95
0,96
0,98
0,99
65
Таблица 11 – Стандартные электродные потенциалы в
водных растворах при 25 °С
Элемент
Электродный процесс
Ag
[Ag(CN)2] +e = Ag+2CN
Ag++e = Ag
Аl
A1O +2H2O+3e = A1+4OH
Al3++3e = Al
Аu
[Au(CN)2] +e = Au+2CN
Au3++3e = Au
Au++e = Au
Ва
Ba2++2e = Ba
Bi
Bi3++3e = Bi
Вr
Вr2(ж)+2е = 2Br
HBrO+H++2e = Br +H2O
Са
Ca2++2e = Ca
Cd
Cd2++2e = Cd
С1
Cl2+2e = 2Cl
HClO+H++2e = Cl +H20
Со
Со2++2е = Со
Co3++e - Co2+
Сг
Cr3++3e = Cr
CrO + 4H2O+3e = Cr(OH)3+5OHCr2O +14H++6e = 2Cr3++7H2O
Сu
[Cu(CN)2] +e = Cu+2CN
Cu2++e = Cu+
Сu2++ 2е = Сu
Cu+ +e = Сu
F
F2+2e = 2F
Fe
Fe2++2e = Fe
Fe3++3e = Fe
[Fe(CN)6]3-+e = Fe(CN)
Fe3++e = Fe2+
Н
H2+2e = 2H
2H++e = H2
Hg
Hg +2e=2Hg
Hg2+ +2е = Hg
2Hg2++2e = 2Hg2+
J
J2(к)+2e = 2J
2JO +12H++10e = J2(к)+6H2O
66
Потенциал, в
-0,29
0,80
-2,35
-1,66
-0,61
1,50
1,69
-2,90
0,21
1,07
1,34
-2,87
-0,40
1,36
1,49
-0,28
1,81
-0,74
-0,13
1,33
-0,43
0,15
0,34
0,52
2,87
-0,44
-0,04
0,36
0,77
-2,25
0,00
0,79
0,85
0,92
0,54
1,19
Окончание таблицы 12
Элемент
Электродный процесс
2HJO+2H++2e = J2(к)+2H2O
К
K++e = К
Li
Li++e = Li
Mg
Mg2++2e = Mg
Mn
MnO +e = MnO
MnO +2H2O+3e = MnO2+4OH
MnO2+4H++2e = Mn2+ +2H2O
MnO +8H++5e = Mn2++4H2O
Na
Na++e = Na
Ni
Ni2++2e = Ni
O
O2+2H2O+4e = 4OH
O2+2H++2e = H2O2
O2+4H++4e = 2H2O
H2O2+2H++2e = 2H2O
P
H3PO4+2H++2e = H3PO3+H2O
Pb
Pb2++2e = Pb
Pb4++2e = Pb2+
Pt
Pt2++2e = Pt
S
S+2H++2e = H2S
S2O +2e = 2SO
Se
Se+2H+ +2e = H2Se
Sn
Sn2++2e = Sn
Sn4++2e = Sn2+
Те
Te+2H++2e = H2Te
Zn
ZnO +2H2O+2e = Zn+4OH
Zn2++2e = Zn
Потенциал, в
1,45
-2,92
-3,04
-2,36
0,56
0,60
1,23
1,51
-2,71
-0,25
0,40
0,68
1,23
1,76
-0,28
-0,13
1,69
1,19
0,17
2,01
-0,40
-0,14
0,15
-0,72
-1,22
-0,76
67
Таблица 12 – Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25 °С
Электролит
Ag3AsO4
AgBr
AgCN
AgCNS
AgCH3COO
Ag2CO3
AgCl
Ag2CrO4
Ag2Cr2O7
AgJ
AgNO2
Ag2O
Ag3PO4
Ag2S
Ag2SO4
A1(OH)3
BaCO3
BaC2O4
BaCrO4
BaCr2O7
BaSO4
Be(OH)2
СаСО3
СаС2О4
Са(ОН)2
Са3(РО4)2
CaSO4
CaF2
Cd(OH)2
68
Произведение
растворимости
1,1×10-21
4,4×l0-13
7×10-15
1,16×10-12
4,4×10-3
6,15×10-12
1,56×10-10
4,05×10-12
2,0×10-7
1,5×10-16
7,2×10-4
1,93×10-8
1,46×10-21
5,7×10-51
7,7×10-5
5×10-33
8,1×10-9
1,6×10-7
2,4×10-10
9×10-9
8×10-7
2,7×10-10
4,8 ×10-9
2,5×10-9
5,47×10-6
1×10-25
6,1 ×10-5
4×10-11
2×10-14
Электролит
CdS
Cu2S
CuS
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FeS
Hg2Cl2
HgS
MgCO3
Mg(OH)2
MgS
Mn(OH)2
MnS
PbCl2
Pb(OH)2
PbS
PbSO4
PbBr2
PbJ2
PbCrO4
Sn(OH)2
SnSO4
Cr(OH)3
ZnCO3
Zn(OH)2
ZnS
SrSO4
NiS
Произведение
растворимости
7,9×10-27
3,6×l0-50
6×10-36
5×10-19
1,65×10-15
3,8×l0-33
5×l0-18
9×l0-17
4×l0-53
2×10-4
5,5×l0-12
l,6×l0-52
4×l0-14
7×10-17
2,12×l0-5
1×10-15
3,6×10-29
l×l0-8
9,1×10-6
8×l0-9
1,8×10-14
5×l0-26
3,2×10-7
6,7×l0-31
6×10-11
2,3×l0-17
l,6×l0-24
5,3×10-4
1,1×10-10
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ
Контрольные работы № 1 и № 2
(номера заданий совпадают)
Номер
варианта
1
00
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
Номера заданий
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
8
7
6
5
4
3
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
8
7
6
5
4
3
2
3
11
20
19
18
17
16
15
14
13
12
16
18
20
17
15
11
13
12
14
19
18
19
14
20
16
14
15
13
11
12
19
18
4
29
21
22
26
23
24
27
28
30
25
29
21
26
23
24
27
28
30
22
25
21
22
23
24
29
30
28
27
25
26
30
28
5
32
31
34
35
33
36
39
38
37
40
31
34
33
36
32
39
35
38
37
39
32
31
34
33
40
38
36
37
39
35
40
38
6
44
48
43
46
47
41
50
42
45
49
43
46
41
50
48
42
47
50
44
45
43
42
41
44
50
48
49
45
46
47
41
46
7
58
57
55
54
56
52
51
53
59
60
54
56
51
55
59
53
56
58
52
57
54
53
52
51
59
55
60
58
56
57
59
60
8
66
62
69
63
61
64
65
70
67
68
61
64
70
67
63
69
70
66
62
65
65
64
63
62
70
69
67
61
66
68
63
66
9
72
74
75
71
73
76
80
78
77
79
78
80
77
79
73
76
71
74
72
75
76
75
74
72
78
73
77
79
71
80
71
77
10
83
81
86
82
84
85
89
88
90
87
86
88
87
89
85
83
82
90
81
84
87
86
82
83
88
90
81
84
85
89
88
85
11
95
93
92
91
96
94
100
98
99
97
97
99
98
96
100
91
92
94
93
95
99
98
97
95
91
96
94
100
92
93
98
92
69
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
70
1
2
3
4
5
6
7
8
9
1
3
2
1
9
8
7
6
5
4
3
2
1
7
6
5
4
3
2
1
8
9
4
3
2
1
5
6
7
8
9
5
4
11
13
17
15
16
20
14
12
20
19
18
17
16
15
14
13
12
11
15
17
19
18
11
12
13
14
16
20
11
13
20
14
19
16
17
12
15
18
20
18
19
17
27
21
23
25
29
26
24
22
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
21
23
28
26
24
27
22
25
29
30
22
24
29
21
23
26
27
30
28
25
24
21
27
29
36
34
31
32
33
35
37
39
40
39
38
37
36
35
34
33
32
31
34
36
37
39
38
35
32
33
31
40
40
31
33
32
35
39
34
37
36
38
35
34
31
32
43
50
41
49
48
47
42
45
41
43
45
47
49
50
48
46
44
42
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
41
48
43
47
46
50
45
49
44
42
41
19
13
18
55
51
54
57
53
58
52
56
53
55
57
52
59
56
51
54
58
60
5
54
58
53
56
59
57
51
52
60
57
51
58
60
54
53
59
56
52
55
59
53
58
52
70
67
65
62
68
64
69
61
70
64
61
68
66
63
67
65
62
69
68
67
61
65
64
62
69
66
63
70
67
61
64
69
70
63
65
66
62
68
69
63
66
67
72
74
78
75
80
76
73
79
76
74
75
80
78
73
72
77
79
71
77
72
75
73
79
78
74
76
71
80
79
72
77
74
75
76
80
73
78
71
78
73
80
72
89
84
86
90
83
87
81
82
81
88
83
89
85
86
90
84
87
82
81
82
83
87
89
88
86
85
84
90
87
88
89
84
83
82
81
90
86
85
82
87
84
86
95
97
94
96
100
93
99
91
98
100
92
97
94
96
93
95
98
91
92
94
95
97
98
96
93
99
91
100
93
92
100
98
91
95
97
94
96
99
93
95
92
99
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
3
2
1
6
9
8
7
5
3
2
7
4
8
9
1
6
5
3
2
1
4
7
9
8
1
2
11
16
12
14
15
13
20
19
18
17
16
15
14
13
12
11
19
13
18
12
20
16
14
11
17
15
26
23
30
28
22
25
26
21
22
27
30
23
28
24
29
25
29
21
24
28
26
23
25
27
22
30
37
36
39
33
38
40
31
33
37
36
34
38
39
35
33
32
31
36
33
39
32
37
35
40
34
38
46
47
45
44
50
42
44
49
45
43
46
42
47
41
48
50
42
50
41
46
49
44
48
45
47
43
60
51
54
56
55
57
55
52
58
53
57
59
54
60
51
56
59
58
57
60
56
55
54
53
52
51
61
70
62
65
64
68
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
61
62
63
364
65
66
67
68
69
70
16
74
77
75
71
79
80
71
79
73
75
74
72
78
76
77
77
75
76
78
80
79
74
71
73
72
83
89
85
90
81
88
83
87
84
90
85
89
82
86
88
81
87
85
82
86
83
90
84
88
81
89
97
94
96
91
100
98
98
91
99
96
94
100
93
92
95
97
100
98
97
96
95
94
93
92
91
99
71
Содержание
Введение ............................................................................................................. 3
РАБОТА № 1 ............................................................................................................. 4
1 Классификация и номенклатура неорганических соединений......................... 4
2 Основные понятия и стехиометрические законы химии. Методические
указания ......................................................................................................................... 7
3 Эквивалент. Закон эквивалентов. Методические указания ............................... 9
4 Строение атома. Периодическая система Д.И.Менделеева ............................ 12
5 Химическая связь................................................................................................. 19
6 Энергетика химических процессов .................................................................... 22
7 Химическая кинетика .......................................................................................... 27
8 Химическое равновесие....................................................................................... 30
РАБОТА № 2 ........................................................................................................... 35
9 Растворы Способы выражения состава растворов ........................................... 35
10 Электролитическая диссоциация...................................................................... 37
11 Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами
электролитов............................................................................................................ 39
12 Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели 41
13 Гидролиз солей................................................................................................... 43
14 Произведение растворимости. Условия образования осадков ..................... 47
16 Окислительно-восстановительные реакции .................................................... 54
ЛИТЕРАТУРА ..................................................................................................... 58
ПРИЛОЖЕНИЯ................................................................................................... 59
72