Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Братский государственный университет»
ХИМИЯ
Учебное пособие
(программа, методические рекомендации,
контрольные вопросы и задания,
программированные вопросы для самоконтроля)
Братск 2008
УДК 540
Химия: Учебное пособие (программа, методические
рекомендации,
контрольные
вопросы
и
задания,
программированные вопросы для самоконтроля) /Т.А. Донская,
Н.П. Космачевская, В.А. Яскина.- Братск: ГОУ ВПО «БрГУ»,
2008. – 114 с.
ISBN 5-230-01930-1
Содержит
программу,
основные
теоретические
положения по важнейшим разделам химии, методические
рекомендации,
контрольные
вопросы
и
задания,
программированные вопросы для самоконтроля.
Предназначено для студентов заочного обучения
специальностей
«Профессиональное
обучение»
и
специальностей, изучающих дисциплину «Химия».
Рецензент В.И. Вшивцев, доцент кафедры общей химии
(Вятский государственный технический
университет)
1703000000-8O
Без объявл.
X
8К9(03)-96
ISBN 5-230-01930-1
© Братский государственный университет
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ
Химия,
являясь
одной
из
фундаментальных
естественнонаучных дисциплин, изучает материальный мир,
законы его развития, химическую форму движения материи.
Знание химии необходимо для плодотворной творческой
деятельности инженера любой специальности. Изучение
химии
позволяет
получить
современное
научное
представление о материи и формах ее движения, о веществе
как одном из видов движущейся материи, о механизме
превращения химических соединений, о свойствах
технических материалов и применении химических процессов
в современной технике, а также решить экологические,
сырьевые, энергетические проблемы, стоящие перед
человечеством.
Основной вид учебных занятий студентов-заочников самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе
химии она слагается из следующих элементов: изучение
дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение
контрольных
заданий;
выполнение
лабораторного
практикума; индивидуальные консультации (очные и
письменные); посещение лекций; сдача отчетов по
лабораторному практикуму; сдача экзамена (зачета) по всему
курсу.
Работа с книгой. Изучать курс рекомендуется по темам,
предварительно ознакомившись с содержанием каждой из
них по программе. (Расположение материала курса в
программе не всегда совпадает с расположением его в
учебнике). При первом чтении не задерживайтесь на
математических выводах, составлении уравнений реакций:
старайтесь получить общее представление об излагаемых
вопросах, а также отмечайте трудные или неясные места. При
повторном изучении темы усвойте все теоретические
положения, математические зависимости и их выводы, а
также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в
сущность того или иного вопроса, а не пытайтесь запомнить
123
отдельные факты и явления.
Изучение курса должно обязательно сопровождаться
выполнением упражнений, и решением задач. Решение
задач - один из лучших методов прочного усвоения,
проверки и закрепления теоретического материала.
Контрольные задания. В процессе изучения курса химии
студент
должен
выполнить
контрольную
работу.
Контрольная работа не должна быть самоцелью, она является
формой методической помощи студентам при изучении
курса. К выполнению контрольной работы можно
приступить только тогда, когда будет усвоена
определенная часть курса и тщательно разобраны решения
примеров типовых задач, приведенных в данном пособии,
по соответствующей теме.
Решения задач и ответы на теоретические вопросы
должны быть коротко, но четко обоснованы, за
исключением тех случаев, когда по существу вопроса
такая мотивировка не требуется, например, когда нужно
составить электронную формулу атома, написать
уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно
приводить весь ход решения и математические
преобразования.
Контрольная работа должна быть аккуратно
оформлена; для замечаний рецензента надо оставлять
широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия
задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в
задании. В конце работы следует дать список
использованной литературы с указанием года издания.
Работа должна быть датирована, подписана студентом и
представлена в деканат на рецензирование.
Если контрольная работа не зачтена, ее нужно
выполнить повторно в соответствии с указаниями
рецензента и выслать на рецензирование вместе с
незачтенной работой. Исправления следует выполнять в
конце тетради, а не в рецензированном тексте. Таблица
вариантов контрольных заданий приведена в конце
123
пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему
варианту, преподавателем не рецензируется и не
засчитывается как сданная. Номер варианта контрольной
работы определяется по последним двум цифрам номера
зачетной книжки (шифра) студента.
Лабораторные занятия. Для глубокого изучения химии
как науки, основанной на эксперименте, необходимо
выполнить лабораторный практикум. Он развивает у
студентов навыки научного экспериментирования,
исследовательский подход к изучению предмета,
логическое
химическое
мышление.
Выполнение
лабораторной работы заканчивается оформлением отчета,
который проверяется преподавателем.
Консультации. В случае затруднений при изучении
курса следует обращаться за письменной консультацией в
институт к преподавателю, рецензирующему контрольную
работу. Консультации можно получить по вопросам
организации самостоятельной работы и по другим
организационно-методическим вопросам.
Лекции. В помощь студентам, в период установочной
сессии, читаются лекции по важнейшим разделам курса, на
которых излагаются не все вопросы, представленные в
программе, а глубоко и детально рассматриваются
принципиальные, но недостаточно полно освещенные в
учебной
литературе
понятия
и
закономерности,
составляющие теоретический фундамент курса химии. На
лекциях даются также методические рекомендации для
самостоятельного изучения студентами остальной части
курса.
Экзамен (зачет). К сдаче экзамена (зачета) допускаются
студенты, которые выполнили контрольные задания,
лабораторные работы и сдали отчеты по лабораторному
практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную
книжку, направление на экзамен и зачтенные контрольные
работы.
123
ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ "ХИМИЯ"
Содержание
курса
и
объем
требований,
предъявляемых студенту при сдаче экзамена, определяет
Государственный
образовательный
стандарт
специальности
«Профессиональное
обучение»
по
дисциплине
«Химия».
Программа
составлена
в
соответствии с современным уровнем химической науки и
требованиями,
предъявляемыми
к
подготовке
высококвалифицированных
специалистов
профессионального обучения.
Первая часть рабочей программы охватывает
обязательные разделы химии, необходимые для
подготовки инженеров любой специальности.
Вторая часть программы состоит из разделов,
содержание которых отражает специализацию в области
профессионального обучения.
ВВЕДЕНИЕ
Значение химии в изучении природы и развитии техники.
Химия как раздел естествознания. Предмет химии и связь ее с
другими науками.
Химия и охрана окружающей среды.
Основные химические понятия и законы. Законы
сохранения
и
взаимосвязи
массы
и
энергии
Стехиометрические
законы
и
атомно-молекулярные
представления. Химический эквивалент. Молекулярные и
атомные массы.
I. ОСНОВЫ СТРОЕНИЯ ВЕЩЕСТВА
1.1. Электронное строение атомов и систематика
химических элементов
Квантово-механическая модель атомов. Принцип Паули и
правило Хунда. Строение многоэлектронных атомов.
123
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и
изменение свойств элементов и их соединений.
Окислительно-восстановительные свойства элементов.
1.2. Химическая связь
Основные виды и характеристики химической связи.
Основные представления о ковалентной связи. Метод
валентных связей. Насыщаемость и направленность
ковалентных связей. Гибридизация электронных орбиталей.
Полярность связи. Строение простейших молекул. Ионная
связь.
1.3. Типы
соединения
взаимодействия
молекул.
Комплексные
Основные виды взаимодействия молекул. Силы
межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.
Донорно-акцепторное
взаимодействие
молекул.
Комплексные
соединения.
Комплексы,
комплексообразователи, лиганды, заряд и координационное
число комплексов. Типы комплексных соединений.
1.4. Химия вещества в конденсированном состоянии
Агрегатное состояние вещества. Химическое строение
твердого тела. Аморфное состояние вещества. Кристаллы.
Кристаллические решетки. Химическая связь в твердых телах.
Металлическая связь. Химическая связь в полупроводниках и
диэлектриках. Реальные кристаллы. Изомерия и аллотропия.
II. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
2.1. Элементы химической термодинамики
123
Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя
энергия и энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия
образования химических соединений. Энергетические
эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты.
Энтропия и ее изменение при химических процессах и
фазовых переходах.
Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах.
2.2. Химическое и фазовое равновесие
Закон действия масс. Константа равновесия и ее связь с
термодинамическими функциями. Принцип Ле Шателье.
Химическое равновесие в гетерогенных системах. Фазовое
равновесие. Правило фаз. Распределение веществ в
гетерогенных системах. Поверхностные явления. Сорбция.
Адсорбционные равновесия. Гетерогенные дисперсные
системы.
2.3. Химическая кинетика
Скорость гомогенных химических реакций. Зависимость
скорости реакций от температуры. Энергия активации.
Гомогенный катализ. Цепные реакции.
Скорость гетерогенных реакций. Гетерогенный катализ.
2.4. Растворы
Общие понятия и классификация растворов. Растворы
неэлектролитов и электролитов. Способы выражения состава
растворов. Водные растворы электролитов. Свойства
растворов
электролитов.
Особенности
воды
как
растворителя. Электролитическая диссоциация воды.
Водородный показатель. Ионные реакции в растворах.
Электролитическая диссоциация комплексных соединений.
Гидролиз солей.
Теория кислот и оснований. Амфотерные электролиты.
2.5. Коллоидные системы
123
Дисперсность и дисперсные системы. Классификация
коллоидных систем. Золи и гели. Мицеллы и их строение.
Получение
коллоидных
растворов.
Устойчивость
коллоидных систем. Получение и разрушение коллоидных
систем.
2.6. Электрохимические процессы
Окислительно-восстановительные
процессы:
определение и классификация. Законы Фарадея.
Понятие об электродных потенциалах. Гальванические
элементы. Электродвижущая сила и ее измерение.
Стандартный водородный электрод и водородная шкала
потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и
окислительно-восстановительных электродов.
Кинетика электродных процессов. Поляризация и
перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая
поляризация.
Электролиз.
Последовательность
электродных
процессов. Выход по току. Электролиз с растворимыми и
нерастворимыми анодами. Практическое применение
электролиза.
2.7. Коррозия и защита металлов
Основные
виды
коррозии.
Классификация
коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов.
Электрохимическая коррозия металлов.
Борьба с коррозией металлов. Коррозионно-стойкие
материалы. Методы защиты металлов от коррозии.
Изоляция металлов от агрессивной среды; защитные
покрытия.
Электрохимические
методы
защиты
(протекторная, катодная и анодная защита). Изменение
свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии.
Литература
123
1.
2.
3.
4.
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1988.
Курс химии./Под ред. Н.В. Коровина.- M.: ВШ, 1990.
Фролов В.В. Химия. M.: ВШ, 1986.
Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А.
Лабораторные работы по общей и неорганической
химии. M.: Химия, 1979.
123
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. СТРОЕНИЕ АТОМА.
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
При рассмотрении электронной структуры атомов
исходят из того, что устойчивое состояние электрона в
атоме характеризуется определенными значениями
квантовых чисел n, l, ml, ms.
Главное квантовое число n определяет энергию
электрона и размер орбитали и может принимать значения
от 1 до ∞.
Побочное квантовое число l, называемое также
"орбитальным", определяет конфигурацию электронного
облака, а также величину орбитального момента
количества движения (импульса) электрона. Это квантовое
число принимает значения от 0 до (n-1).
Магнитное квантовое число тl характеризует
расположение орбитали в пространстве, в частности, оно
определяет величину проекции вектора орбитального
момента количества движения на ось Z; принимает
значения от 0 до ± l.
Спиновое квантовое число определяет величину
собственного момента импульса S. С собственным
механическим спиновым моментом импульса электрона
связан его магнитный спиновый момент, проекция
которого на ось z Sz определяется магнитным спиновым
квантовым числом ms, причем ms = ± 1/2.
Таким образом, существует только два положения в
пространстве магнитного спинового момента: по
направлению поля и против направления поля. Состояние
электрона в атоме, отвечающее определенным значениям
квантовых чисел, называется атомной орбиталью. Атомные
орбитали, которые соответствуют значениям l, равным 0,
1, 2 и 3, называются соответственно s-, р-, d-, fорбиталями.
Заполнение
атомных
орбиталей
электронами
123
происходит в порядке последовательного возрастания их
энергий (принцип наименьшей энергии).
В многоэлектронных атомах энергия электронов
зависит от величины главного и побочного квантовых
чисел, т.е. определяется суммой n + l. В соответствии с
принципом наименьшей энергии последовательность
заполнения
электронами
энергетических
уровней
следующая:
ls<2s<2p<3s<3p<4s=3d<4p<5s=4d<5p<6s=5d=4f<6p<7s<5f<6d
Состояние электронов в многоэлектронном атоме
отвечает квантовомеханическому закону, называемому
принципом Паули. Согласно этому принципу в атоме не
может быть двух электронов, у которых одинаковы все
четыре квантовых числа.
В соответствии с принципом Паули определяется
максимальное число электронов, отвечающих заданным
значениям главного квантового числа 2n2. Совокупность
электронов с одинаковым значением n называется
электронным слоем (энергетическим уровнем).
Принцип Паули определяет также максимальное
число электронов, имеющих одинаковое значение
побочного квантового числа l: 2(2l + 1). Электроны,
имеющие одинаковое значение l, называются электронной
оболочкой (энергетическим подуровнем).
Используя формулы, определяющие количество
электронов в слоях и оболочках, определим максимальное
количество электронов для n = 1, 2, 3, 4 и для l = 0, 1, 2, 3.
Получим следующее:
номер слоя
максимальное число электронов
обозначение слоя
значение l
обозначение оболочки (подуровня)
максимальное число электронов
123
1
2
K
0
s
2
2
8
L
1
p
6
3
18
M
2
d
10
4
32
N
3
f
14
Электроны,
отличающиеся
только
спиновыми
квантовыми числами (таких электронов всегда только два),
образуют квантовую ячейку, которая изображается
прямоугольником
↑↓
.
При распределении электронов по квантовым ячейкам
необходимо помнить, что при фиксированном значении n
имеется одна s-ячейка, три р-ячейки, пять d-ячеек и т.д.
Электроны располагаются в квантовых
ячейках,
отвечающих различным значениям магнитного квантового
числа согласно правилу Хунда: заполнение электронных
оболочек (подуровней) происходит таким образом, чтобы
суммарный спин был максимальным. Например, для атома
азота заполнение электронами 2р-оболочки происходит
следующим образом:
7N
1s22s22p3
↑
2
↑↓
1
↑↓
↑
↑
p
s
В соответствии с тем, какая оболочка заполняется
электронами, различают s-, p-, d- и f-элементы. У
элементов главных подгрупп 1й и 2й групп электроны
поступают на s-оболочки; следовательно, это - s-элементы.
р-элементы находятся в главных подгруппах 3-7 групп;
инертные газы также относятся к р-элементам. d-элементы
- это элементы побочных подгрупп 1-8 групп, f-элементы это лантаноиды и актиноиды.
Особенности заполнения электронных оболочек и
слоев атомов определяют основные закономерности
изменения свойств элементов в периодической системе.
Это вытекает из того обстоятельства, что энергия связи
123
внешних электронов в атоме с увеличением электронных
слоев уменьшается.
Электронными аналогами называются элементы, у
которых валентные электроны расположены на орбиталях,
описываемых общей для всех элементов формулой. В
периодической системе элементов электронные аналоги
входят в состав одной подгруппы. Так, хлор и марганец
помещены в одной группе, но в разных подгруппах
периодической системы элементов, т.к. валентные
электроны у хлора - ...3s23p5, а у марганца - ...4s23d5.
Таким образом, они не являются электронными аналогами
и не должны размещаться в одной подгруппе. Но у них
одинаковое число валентных электронов - 7. На этом
основании оба элемента помещены в одну и ту же седьмую
группу периодической системы элементов.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. Напишите электронные и графические
формулы атома Be в стабильном и возбужденном
состоянии.
РЕШЕНИЕ:
Для стабильного состояния:
электронная формула;
2
2
4Ве 1s 2s
графическая формула:
2s
2p
1s
↑↓
↑↓
Для возбужденного состояния:
электронная формула
графическая формула:
2
1
1
2s
2p
4Ве 1s 2s 2p ;
1s
↑↓
123
↑
↑
ПРИМЕР 2. Распределите по квантовым ячейкам
электроны иона Ca2+.
РЕШЕНИЕ: Ион Ca2+ образуется в результате отдачи
атомом 20Ca двух валентных электронов:
Ca0 - 2e‫ → ־‬Ca2+.
Электронная формула 20Са0: 1s22s22p63s23p64s2.
После отдачи валентных электронов (4s2) ион Ca2+
имеет электронную и графическую формулы:
1s22s22p63s23p64s0
n=4
n=3
n=2
n=1
s
p
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓
d
f
ПРИМЕР 3. Какие наиболее характерные степени
окисления проявляет атом 35Br? Укажите элементы,
являющиеся электронными аналогами Br.
РЕШЕНИЕ: Наиболее характерными для атомов
элементов являются высшие и низшие степени окисления.
(Для атомов многих элементов существуют и
промежуточные степени окисления).
Высшая степень окисления элемента определяется
числом всех валентных электронов, которые атом отдает
при образовании химических связей с другими
элементами (совпадает с номером группы периодической
системы Д.И. Менделеева, в которой он находится).
Низшая степень окисления определяется тем
условным зарядом, который приобретает атом при
присоединении
максимально
возможного
числа
электронов
для
образования
устойчивой
восьмиэлектронной оболочки ns2np6.
Атом Br находится в 7 группе главной подгруппы и
имеет структуру валентного слоя: K L M ...4s24p5.
123
Высшая степень окисления (+7), низшая - (-1).
Соединения, отвечающие данным степеням окисления,
соответственно HBrO4 и NaBr.
Элементы, являющиеся электронными аналогами Br
(имеющие аналогичное строение валентного слоя), элементы 7 группы главной подгруппы - хлор, фтор, иод,
астат. Общая формула внешнего энергетического уровня
ns2np5.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
1. Напишите электронную и графическую формулы
атома 21Sc в стабильном и возбужденном
состоянии.
2. Напишите электронные формулы атомов 19К и
33Аs. К каким электронным семействам они
относятся? Укажите на сходство и различие этих
элементов.
3. Напишите электронные и графические формулы
атома 17Сl и ионов Cl‾1 и Cl+5.
4. Распределите по квантовым ячейкам 3d-электроны
иона Fe+3.
5. Какие наиболее характерные степени окисления
проявляют атомы элементов главной подгруппы
пятой группы? Приведите соответствующие
примеры (формулы соединений этих элементов,
отвечающих данным степеням окисления).
6. Напишите электронные и графические формулы
атомов элементов 16S и 26Fe. К какому
электронному семейству относится каждый из этих
элементов?
7. Напишите электронную и графическую формулы
атома 6С в стабильном и возбужденном состоянии.
8. Напишите электронные и графические формулы
123
атомов 15P и 23V. Укажите на сходство и различие
этих элементов.
9. Напишите электронные и графические формулы
атома 21Sc и иона Sc3+.
10. Распределите по квантовым ячейкам 3d-электроны
иона Cu2+.
11. Какие наиболее характерные степени окисления
проявляют атомы элементов главной подгруппы
четвертой группы? Приведите соответствующие
примеры (формулы соединений этих элементов,
отвечающих данным степеням окисления).
12. Укажите элементы, являющиеся электронными
аналогами кислорода. На каких энергетических
уровнях и подуровнях расположены их валентные
электроны?
13. Напишите электронные и графические формулы
атомов 27Со и 23V. Сколько свободных d-орбиталей
в атомах этих элементов?
14. Напишите электронную и графическую формулы
атома 22Ti в стабильном и возбужденном
состоянии.
15. Напишите электронные и графические формулы
атомов 15P и 32Ge. Укажите на сходство и различие
этих элементов.
16. Напишите электронные и графические формулы
атома 16S и ионов S2‾, S4+.
17. Распределите по квантовым ячейкам 3d-электроны
иона Со3+.
18. Какие наиболее характерные степени окисления
проявляют атомы элементов шестой группы
главной подгруппы? Приведите соответствующие
примеры (формулы соединений данных элементов,
отвечающих этим степеням окисления).
123
19. Укажите элементы, являющиеся электронными
аналогами 25Мn. На каких энергетических уровнях
и подуровнях расположены их валентные
электроны?
20. 3начения какого квантового числа определяют
число s-, р-, d- и f-орбиталей на энергетическом
уровне? Сколько всего s-, р-, d-электронов в атоме
28Ni?
2. ТЕРМОХИМИЯ
Химические процессы протекают либо с выделением,
либо с поглощением теплоты. Первые называются
экзотермическими, вторые - эндотермическими.
Количество выделенной (или поглощенной) теплоты
называют тепловым эффектом процесса (Q). Изучением
тепловых эффектов химических процессов занимается
термохимия.
Подавляющее большинство химических процессов
проводится при постоянном давлении (p = const), т.е.
являются изобарными. Для изобарных процессов тепловой
эффект равен разности энтальпий (ΔН) конечного и
исходного
состояния
системы,
характеризующей
"теплоспособность" системы:
Q p = ΔH = ΣΔHконечн - ΣΔHисходн
Величину ΔH называют энтальпией химических реакций;
измеряется в кДж. Для экзотермических реакций ΔH < 0, для
эндотермических – ΔH > 0. Основной закон термохимии закон Г.И. Гесса (1840): тепловой эффект процесса зависит
только от вида и состояния исходных веществ и конечных
продуктов, но не зависит от пути перехода.
Из закона Гесса вытекает ряд выводов, наиболее
важные из них - два:
1. Тепловой
эффект
реакции
(изменение
энтальпии)
равен
сумме
энтальпий
образования продуктов реакции за вычетом
123
суммы энтальпий образования исходных
веществ (с учетом коэффициентов, стоящих
перед формулами веществ в уравнении
реакции):
исх
ΔH = ΣΔH прод
обр - ΣΔH обр
2. Тепловой эффект реакции (изменение
энтальпии) равен сумме энтальпий сгорания
исходных веществ за вычетом суммы
энтальпий сгорания продуктов реакции (с
учетом коэффициентов, стоящих перед
формулами веществ в уравнении реакции):
прод
ΔH = ΣΔH исх
сгор - ΣΔH сгор
Первое следствие имеет общее значение, второе
важно
для
органических
соединений.
При
алгебраическом суммировании энтальпий образования
веществ
следует
учитывать
стехиометрические
коэффициенты в химических уравнениях.
Энтальпия образования вещества - тепловой эффект
образования 1 моль вещества из простых веществ,
устойчивых при 25 0C и 101,3 кПа. Энтальпии
образования простых веществ принимают равными "0".
Энтальпия сгорания - тепловой эффект сгорания
1 моль вещества до СО2(Г) и Н2О(Ж) (продукты окисления
остальных элементов определяют конкретно в каждом
случае). Термодинамические величины, например
энтальпии образования, определяют при стандартных
условиях - температуре 25 0C (298,15 К) и давлении
101,3 кПа и обозначают ΔH 0298 [кДж/моль].
При
решении
термохимических
уравнений
необходимо учитывать агрегатное состояние веществ: г
- газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое, т твердое, п - парообразное.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
123
ПРИМЕР 1. Определите стандартную энтальпию
сгорания метана, если стандартные энтальпии образования
СH4(г), СО2(г) и H2О(ж) равны соответственно -74,8;
-393,5; -285,8 кДж/моль (ΔH0 простых веществ условно
приняты равными нулю).
РЕШЕНИЕ: Напишем уравнение реакции
СН4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2Н2O(ж);
ΔH = ?
Используя следствие из закона Гесса, находим, что
ΔH = 2ΔH H O( ж ) + ΔH CO (г ) - ΔH CH (г )
2
2
4
ΔH = [2(-285,8) + (-393,5)] - (-74,8) = -890,3 кДж
ПРИМЕР 2. Реакция горения сероводорода выражается
термохимическим уравнением
H2S(г) +
3
О2(г) = H2O(п) + SO2(г); ΔH = -518,59 кДж
2
Вычислите стандартную энтальпию образования
сероводорода, если стандартные энтальпии образования
H2O(п) и SO2(г)
равны соответственно -241,84; 296,9 кДж/моль.
РЕШЕНИЕ: Используя следствие из закона Гесса,
запишем, что
0
ΔH = ΔH 0H O (п ) + ΔH SO
- ΔH 0H S(г ) .
(г )
2
2
2
Отсюда
0
ΔH 0H S(г ) = ΔH 0H O (п ) + ΔH SO
2
2
2
(г )
- ΔH,
ΔH 0H S(г ) = [-241,84 + (-296,9)] - (-518,59) = -20,20 кДж/моль
2
ПРИМЕР 3. Определите стандартную энтальпию
сгорания этилового спирта С2Н5ОН(ж), если известно, что
стандартная энтальпия парообразования этилового спирта
равна +42,36 кДж, а стандартные энтальпии образования
C2H5OH(п), СО2(г) и Н2О(ж) равны соответственно -235,31:
-393,51; -285,84 кДж/моль.
РЕШЕНИЕ: Напишем уравнение реакции сгорания
этилового спирта
123
C2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СO2(г) + ЗН2O(ж);
ΔH = ?
Для нахождения стандартной энтальпии данной
реакции необходимо знать энтальпию образования
C2H5OH(ж).
Последнюю находим из условия, что
С2Н5ОН(ж) = C2H5OH(п);
ΔH = +42,36 кДж
ΔH 0C H OH( ж ) = ΔH 0C H OH(п) - ΔH
2
ΔH
0
C 2 H 5 OH ( ж )
Определив
2
5
5
= -235,31 - 42,36 = -277,67 кДж/моль
ΔH 0C H OH( ж ) ,
2
вычислим
ΔH
реакции
5
сгорания этилового спирта, применяя следствие из закона
Гесса:
ΔH = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж/моль.
ПРИМЕР 4. Определите изменение энтальпии
присоединения кристаллизационной воды к тиосульфату
натрия Na2S2O3(к), если изменение энтальпии при
растворении Na2S2O3(к) равно – 8,37 кДж/моль, а
изменение энтальпии при растворении Na2S2O3·5Н2O(к)
равно + 47,40 кДж/моль.
РЕШЕНИЕ: Составим термохимические уравнения
соответствующих реакций (aq- вода):
а) растворения Na2S2O3(к)
Na2S2O3(к) + aq = Na2S2O3(р);
ΔH1
б) растворения Na2S2O3·5Н2O(к)
Na2S2O3·5H2O(к) + aq = Na2S2O3(р) + 5H2O(ж);
в) присоединения кристаллизационной
тиосульфату натрия:
ΔH2
воды
к
Na2S2O3(к) + 5Н2О(ж) = Na2S2O3·5H2O(к); ΔHx.
На основании закона Гесса с термохимическими
уравнениями можно оперировать, как с алгебраическими.
Вычитая уравнение (б) из уравнения (а), получаем
123
уравнение (в):
Na2S2O3(к) +aq - Na2S2O3·5H2O(к) - aq =
= Na2S2O3(р) - Na2S2O3(р) - 5Н2О(ж);
Na2S2O3(к) + 5Н2О(ж) = Na2S2O3·5Н2О(ж).
Следовательно,
ΔHx = ΔH1 - ΔH2 = -8,37 - 47,40 = -55,77 кДж/моль.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
Стандартная энтальпия сгорания паров этилового
спирта равна -1409,2 кДж/моль. Напишите
термохимическое уравнение этой реакции и
определите стандартную энтальпию образования
C2H5OH(п),
если
стандартные
энтальпии
образования СO2(г) и Н2О(ж) равны соответственно 393,5 и -285,8 кДж/моль.
(Отв. -235,2 кДж/моль).
22. Энтальпия растворения безводного нитрата
магния Mg(NO3)2(к) равна -91,4 кДж/моль, а
энтальпия присоединения кристаллизационной
воды к Мg(NО3)2(к) с образованием шестиводного
кристаллогидрата Mg(NO3)2·6H2O(к) равна 109,1кДж/моль.
Определите
энтальпию
растворения кристаллогидрата Mg(NO3)2·6H2O(к).
(Отв. 17,7 кДж/моль).
23. Вычислите изменение энтальпии при сгорании
8 г ромбической серы в закиси азота по
уравнению
21.
S(ромб)+2N2O(г) →SO2(г)+2N2(г),
если стандартные энтальпии образования N2O(г) и
SO2(г) равны соответственно 81,6 и -297,1кДж/моль.
(Отв. -115,1 кДж).
123
24. Вычислите изменение энтальпии при сгорании
11,2 л (измерено при н.у.) C4H8 (бутен-1) с
образованием СО2(г) и Н2О(ж), если стандартные
энтальпии образования C4H8(г), СО2(г) и Н2О(ж)
равны соответственно 1,2;
-393,5 и285,8 кДж/моль.
(Отв. -1358,0 кДж),
25. Энтальпии
растворения
одноводного
кристаллогидрата хлорида лития LiCl·H2O(к) и
двуводного кристаллогидрата хлорида лития
LiCl·2Н2О(к) в воде соответственно равны -17,2 и
4,1 кДж/моль.
Вычислите
энтальпию
присоединения кристаллизационной воды к
одноводному кристаллогидрату с образованием
двуводного.
(Отв. -21,3 кДж/моль ).
26. Энтальпия присоединения кристаллизационной
воды к Nа2SОз(к) с образованием семиводного
кристаллогидрата Na2SO3·7Н2О(к) равна 58,16 кДж/моль, а энтальпия растворения
Na2SO3·7Н2О(к)
равна
46,86 кДж/моль.
Определите энтальпию растворения Na2SO3(к).
(Отв.-11,29 кДж/моль).
27. Исходя из данных для реакций окисления
мышьякового ангидрида кислородом и озоном:
As2O3(к) + О2(г) = As2O5(к); ΔH 10 = -270,70 кДж,
3As2O3(к) + 2О3(г) = 3As2O5(к);
ΔH 02 = -1095,79 Дж ,
вычислите изменение энтальпии при переходе 1
моля кислорода в озон.
(Отв. 94,55 кДж/моль ).
28. Реакция образования сульфата алюминия при
нейтрализации
соответствующих
оксидов
выражается термохимическим уравнением:
Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(к);
123
ΔH =-573,3 кДж.
Рассчитайте ΔH 0Al2(SO4)3(k) ,
если ΔH 0Al2O3(k) = -1670,2 кДж/моль и
0
ΔH SO
= -395,2 кДж/моль.
3(г )
(Отв. -3429,1 кДж/моль).
29. Вычислите
энтальпию
используя
следующие
уравнения:
сгорания
метана,
термохимические
2C3H8(г) + 10О2(г) = 6СО2(г) + 8Н2О(ж); ΔH0 = -4440,06 кДж,
2С2Н6(г) = C3H8(г) + CH4(г);
ΔH0 = -9,20 кДж,
2С2Н6(г) + 7О2(г) = 4СО2(г) + 6H2O(ж); ΔH0 = -3119,59 кДж
(Отв.-890,35 кДж/моль).
30. При сгорании 1 моля СН3СООН(ж) до СО2(г) и
Н2О(ж) выделяется 871,69 кДж/моль. Составьте
термохимическое уравнение этой реакции.
Вычислите энтальпию образования уксусной
кислоты ΔH 0СНзСООН( ж ) , если известно:
С(графит) + O2(г) = CO2(r);
Н2(г) + 1/2O2(г) = Н2О(Ж);
ΔH0 = -393,51 кДж/моль,
ΔH0 = -285,85 кДж/моль.
(Отв. -487,03 кДж/моль)
31. Вычислите изменение энтальпий следующих
процессов:
2NН3(г) = N2(г) + 6Н(г),
2NH3(г) = 2N(г) + 3H2(г),
NH3(г)=N(г) + 3H(г),
если известно, что энтальпии диссоциации
газообразных H2 и N2 на атомы соответственно
равны 435,14 и 941,4 кДж/моль, а изменение
энтальпии для реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
составляет -92,47 кДж.
(Отв. 1397,89; 1033,87; 1169,64 кДж/моль).
123
32. Изменение
энтальпии
для
процесса
нейтрализации разбавленного раствора NaOH
разбавленным раствором HCl составляет 55,90 кДж/моль. Напишите термохимическое
уравнение данной реакции, а также реакции
нейтрализации разбавленного раствора KOH
разбавленным раствором HNO3. Вычислите
ΔH 0КОН(р) , если известно, что ΔH0 разбавленных
растворов HNO3 и КNО3 составляют - 46,78 и 252,46 кДж/моль соответственно, а ΔH 0Н2O(ж ) = 285,85 кДж/моль.
(Отв. - 435,64 кДж/моль).
33. Изменение энтальпии при образовании воды и
водяного пара соответственно равны - 285,85 и
- 241,84 кДж/моль.
Найдите
изменение
энтальпии при парообразовании 1 моля воды.
(Отв. 44,0 кДж).
34. Напишите
термохимическое
уравнение
взаимодействия Zn(к) с ионами Sn (р2) в
разбавленном водном растворе. Определите ΔH0
данной реакции, если изменения энтальпии при
образовании ионов Zn (р2) и Sn (р2) равны
соответственно
-151,73 и - 10,03 кДж/моль.
(Отв.- 141,71 кДж).
35. Определите
изменение
энтальпии
при
превращении 93 г белого фосфора в красный,
если стандартные энтальпии образования белого
и красного фосфора равны соответственно 0 и 18,39 кДж/моль.
(Отв. -55,17кДж).
36. Исходя из данных для реакций окисления
диоксида азота кислородом и озоном
123
2NO2(г) + О2(г) = N2O5(г) + ½O2(г); ΔH0 = -51,83 Дж;
2NO2(г) + O3(г) = N2O5(г) + О2(г); ΔH0 = -194,37 кДж,
вычислите изменение энтальпии при переходе
1 моля кислорода в озон.
(Отв. 95,3 кДж/моль).
37. Вычислите изменения энтальпий следующих
процессов:
1) 2Н(г) + 2Cl(г) = 2НСl(г);
2) 2Н(г), + Сl2(г) = 2НСl(г);
3) Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)
4) Н2(г) + 2Cl(г) = 2НСl(г);
если известно, что изменение энтальпии
образования HCl(г) равно -91,96 кДж/моль,
изменения энтальпии диссоциации газообразных
H2 и Cl2 на атомы соответственно равны 430,54 и
238,26 кДж/моль.
(Отв. -852,72; -614,46; -183,92; -422,18 кДж).
38. При сгорании 16 г магния в стандартных
условиях выделилось 400,8 кДж. Напишите
термохимическое
уравнение
реакции
и
определите энтальпию образования MgO(к).
(Отв. -601,2 кДж/моль).
39. Вычислите изменение энтальпии и напишите
термохимическое уравнение реакции горения
1 моль этана С2Н6(г), в результате которой
образуются пары воды и диоксид углерода, если
известно,
что
стандартные
энтальпии
образования С2Н6(г), H2O(п), СО2(г) равны
соответственно -84,67; -241,83; -393,51 кДж/моль.
Определите изменение энтальпии при сгорании
1 м3 этана (условия нормальные).
(Отв. -2855,68; -63742,86 кДж).
40. Известны изменения энтальпий процессов
разложения солей:
KClO3(к) = КСl(к) + 3/2O2(г); ΔH1 = -38,5 кДж
123
и
KClO4(к) = KCl(к) + 2О2(г);
ΔH2 = -6,7 кДж.
Определите изменение энтальпии реакции
4KClO3(к) = 3KClO4(к) + KCl(к).
(Отв. -133,9 кДж).
3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Химическая кинетика - учение о скорости и механизме
химической реакции.
Реакция может протекать в объеме фазы (гомогенно)
или на границе раздела фаз (гетерогенно). Гомогенными
реакциями являются, например, реакции в растворах,
гетерогенными -реакции на границе газ-твердое вещество.
Скорость химических реакций зависит от многих
факторов, основные из которых – концентрация (давление)
реагентов, температура и действие катализатора.
Основной закон химической кинетики - закон К.
Гульдберга и П. Вааге (1864-1867 гг.): скорость
элементарной
(одностадийной)
реакции
пропорциональна
произведению
концентраций
реагирующих
веществ
в
степенях,
равных
стехиометрическим коэффициентам.
Так, для гомогенной реакции
mА + nВ = pС + qD
скорость реакции υ равна:
  kCmACnB
(3.1)
где k - константа скорости химической реакции, зависящая
от природы реагирующих веществ и температуры;
СA, CB - концентрации исходных веществ А и В,
моль/л.
При CA = CB = 1 моль/л υ = k. B этом физический
смысл константы скорости.
Скорость гетерогенных реакций не зависит от массы
реагирующих веществ, находящихся в твердом
состоянии, т.к. их концентрация постоянна и реагируют
123
они лишь с поверхности.
Влияние температуры на скорость реакции
отражается приближенным правилом Вант-Гоффа
(1884г.): при повышении температуры на каждые 10°
скорость гомогенной реакции увеличивается в 2-4 раза.
Правило Вант-Гоффа можно выразить соотношением:
T2  T1  
T2 T1
10
(3.2)
где  T1 , T2 -. скорости реакции при температурах T1 и Т2
(T2>T1); γ - коэффициент, равный 2÷4.
Все реакции можно разделить на необратимые и
обратимые. Необратимыми реакциями называются такие,
которые протекают в одном направлении и идут до конца.
Обратимыми реакциями называются такие, которые идут в
прямо
противоположных
(прямом
и
обратном)
направлениях и не доходят до конца. Для обратимых

реакций наступает момент, когда скорости прямой  и

обратной  реакций сравняются:


 = ,
(3.3)
т.е. наступает химическое равновесие. Концентрации
реагирующих веществ, установившиеся при химическом
равновесии, называются равновесными (их обозначают [ ]).
Химическое
равновесие
обратимой
системы
характеризуется константой химического равновесия:
 
Kp = k k ,


(3.4)
где k и k - константы скорости прямой и обратной
реакции.
Константа равновесия показывает, во сколько раз
скорость прямой реакции больше или меньше скорости
обратной, если концентрации каждого из реагирующих
веществ равны 1 моль/л.
Для гомогенной обратимой реакции
123
mA + nB ⇆ рС + qD
[C]p  [D]q
(3.5)
[A ]m  [B]n
Уравнение (3.5) является выражением закона действия
масс для рассматриваемой реакции, который в общем виде
формулируется так: в данной обратимой химической
реакции при установившемся равновесии отношение
произведений концентраций полученных веществ к
произведению
концентраций
взятых
веществ,
возведенных в степени их стехиометрических
коэффициентов, величина постоянная.
Концентрации твердых фаз в уравнение константы
равновесия не входят.
При изменении внешних условий равновесие
химической реакции нарушается (смещается). Направление
смещения равновесия определяется принципом Ле
Шателье (1884г.): если изменить одно из условий, при
которых система находится в состоянии химического
равновесия, то равновесие смещается в направлении
той
реакции,
которая
противодействует
произведенному изменению.
Kp 
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР
процесса
1.
Вычислите
константу
равновесия
SO2(г) + Cl2(г) ⇆ SO2Cl2(г)
если из взятых в исходном состоянии при некоторой
температуре 6 молей SO2 и 8 молей Cl2 образовалось в
равновесном состоянии 4 моля SO2Cl2.
РЕШЕНИЕ: Находим число молей SO2 и Cl2,
израсходованное на образование 4 молей SO2Cl2. В
соответствии с уравнением реакции 1 моль SO2Cl2
123
образуется из 1 моля SO2, следовательно, на образование
4 молей SO2Cl2 было затрачено 4 моля SO2 и в состоянии
равновесия осталось 2 моля SO2.
Также находим, что на образование 4 молей SO2Cl2
прореагировало 4 моля Cl2 и в состоянии равновесия
осталось 4 моля Cl2.
Зная равновесные концентрации реагентов, можно
рассчитать константу равновесия реакции:
4
[C]p  [D]q
Kp 
=
= 0,5.
m
n
[A ]  [B]
24
ПРИМЕР 2. Во сколько раз изменится скорость
химической реакции
2СО(г) + O2(г) = 2CO2(г)
при уменьшении объема системы в три раза?
РЕШЕНИЕ: Согласно закону действия масс начальная
скорость реакции:
2
1  k  CCO
 CO2 ,
где СCO и С O 2 - начальные концентрации СО и O2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три
раза концентрация каждого из реагирующих веществ
увеличится в три раза, поэтому
2  k  (3  CCO ) 2  3  CO2
При уменьшении объема системы в три раза скорость
реакции увеличилась в 27 раз.
ПРИМЕР 3. Скорость реакции при температуре 20°
равна 2 моль/(л с). Во сколько раз увеличится скорость
реакции при повышении температуры до 80°, если
температурный коэффициент реакции равен 2?
РЕШЕНИЕ. Зависимость скорости химической
реакции от температуры определяется эмпирическим
правилом Вант-Гоффа (3.2)
123
8020
10
80  2  2
 128моль /( л  с)
80 : 20  128 : 2  64
следовательно, скорость реакции увеличивается
приблизительно в 64 раза.
ПРИМЕР 4. Имеется равновесная система:
2СО(г) + O2(г) ⇆ 2CO2(г);
ΔH = -568,4 кДж.
Как следует изменить концентрацию, температуру и
давление в системе, чтобы сместить равновесие в сторону
прямой реакции?
РЕШЕНИЕ: При определении направления смещения
равновесия следует руководствоваться принципом Ле
Шателье.
а) Влияние концентрации реагирующих веществ.
При увеличении концентрации O2 или СО равновесие
смещается вправо, т.е. в сторону реакции, ведущей к
уменьшению концентраций этих веществ. В этом же
направлении смещается равновесие и при уменьшении
концентрации продукта реакции -CO2.
б) Влияние температуры.
Чтобы решить вопрос о влиянии изменения
температуры, следует учесть, что в данном случае процесс
слева направо идет с выделением теплоты (ΔH < 0), поэтому
для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно
понизить температуру.
в) Влияние давления.
При увеличении давления равновесие данной реакции
смещается в сторону прямой реакции - в сторону реакции,
приводящей к уменьшению числа молекул газообразного
вещества, а следовательно, и давления.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
41. Напишите математические выражения для
123
скоростей прямых и обратных реакций в системах:
2NO(г) + Cl2(г) ⇆ 2NOCl(г)
(1)
PCl5(г) ⇆ PCl3(г) + Cl2(г)
(2)
Как изменится скорость прямой и обратной
реакции в каждой системе (1) и (2) при увеличении
давления в 3 раза?
42. Реакция протекает по уравнению:
4HCl(г) + O2(г) = 2Н2О(г) + 2Сl2(г).
В некоторый момент времени t концентрации
веществ были:
СHCl = 0,009 моль/л; С O 2 = 0,004 моль/л:
СH2O = 0,003 моль/л.
Определите начальные концентрации исходных
реагентов и концентрацию хлора в момент
времени τ.
(Отв. СHCl =0,015 моль/л; С O 2 = 0,0055 моль/л;
ССl2 = 0,003 моль/л).
43. Реакция протекает по уравнению:
2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г).
Начальные концентрации исходных веществ были
равны соответственно 0,4 моль/л и 0,2 моль/л.
Вычислите концентрации (моль/л) реагентов в
момент, когда концентрация СО уменьшится на
40%.
(Отв. Ссо = 0,24 моль/л; С O 2 = 0,12 моль/л;
ССO 2 = 0,16 моль/л).
44. В системе объемом 10 л происходит
реакция
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г).
123
Каково было начальное количество аммиака (моль)
и его концентрация (моль/л), если к моменту
времени t образовалось 0,2 моль NO, причем
прореагировало 80% NH3?
(Отв. 0,25 моля NH3; С NH 3 = 0,025 моль/л).
45. Скорость реакции
C2H4(г) + Н2(г) = C2H6(г)
увеличилась в 9 раз. Как изменились концентрации
реагирующих
веществ
по
сравнению
с
первоначальными?
46. Как изменится скорость прямой реакции в
системах:
N2(г) + 3H2 ⇆ 2NH3(г)
(1)
2NO2(г) ⇆ 2NO(г) + О2
(2)
CO(г) + H2O(г) ⇆ CO2(г) + Н2(г) (3)
при увеличении давления в системах в 2 раза ?
47. Вследствие увеличения давления скорость реакции
A(Г) + 2B(Г)  C(Г)
увеличилась в 64 раза. Как изменилось давление в
системе по сравнению с первоначальным?
48. В системе объемом 5 л находилось 2 моля
вещества А. Реакция разложения
A(Г)  B(Г) + 2C(Г)
к моменту t прошла на 80%. Вычислите скорость
реакции разложения, если константа скорости
равна 0,04 ч-1.
(Отв. 1,28·10‫־‬2 моль/л·ч).
49. На сколько градусов увеличилась температура в
системе, если скорость реакции возросла в 1500
123
раз? Температурный коэффициент скорости
реакции равен 2,5.
(Отв. 79,5°).
50. Как изменится скорость химической реакции при
увеличении температуры от 100° до 150°C, если
температурный коэффициент равен 2? За сколько
минут завершится реакция при 150°, если при 100°C
она протекает за 20 мин?
(Отв. в 32 раза; 0,62 мин).
51. При некоторой температуре константа равновесия
процесса
2С3Н8(г) ⇆ н-C5H12(г) + СН4(г)
равна 4. Определите равновесную концентрацию
н - пентана (н-C5H12), если исходная концентрация
пропана С3Н8 равна 5 моль/л.
(Отв. 2 моль/л).
52. При некоторой температуре равновесная
концентрация СОСl2(г) в системе:
CO(г) + Cl2(г) ⇆ COCl2(г)
равна 1,2 моль/л. Определите константу
равновесия, если исходные концентрации оксида
углерода и хлора составляли соответственно 2,0 и
1,8 моль/л.
(Отв. 2,5)
53. Рассчитайте константу равновесия реакции
COCl2(г) ⇆ СО(г) + Cl2(г),
если при некоторой температуре из четырех молей
COCl2, находящихся в закрытом сосуде емкостью
10 л, подвергается разложению 2,5 моля.
(Отв. 0,42).
54. Равновесие реакции
N2(г) + 3Н2(г) ⇆ 2NH3 (г)
123
установилось при следующих концентрациях:
[N2] = 0,5 моль/л;
[H2] = 0,1 моль/л;
[NH3] = 1,6 моль/л.
Определите
исходные
концентрации азота и водорода.
(Отв. С N 2исх = 1,3 моль/л; СH 2исх = 2,5 моль/л).
55. Равновесные концентрации веществ, участвующих
в реакции
СО(г) + Cl2(г) ⇆COCl2(г),
равны
[Сl2] = 0,3 моль/л;
[СО] = 0,2 моль/л;
[COCl2] = 1,2 моль/л.
Определите
исходные
концентрации хлора и оксида углерода.
(Отв. СCl2исх = 1.5 моль/л; ССOисх = 1,4 моль/л).
56. В каком направлении сместится равновесие в
приведенных ниже реакциях при повышении
температуры?
Н2(г) + I2(г) ⇆2HI(г);
ΔH = +54 кДж,
2CO(г) + О2(г) ⇆ 2CO2(г); ΔH = -569 кДж.
57. Как повлияет на смещение равновесия в
приведенных ниже реакциях увеличение давления и
почему?
2НВr(Г) Н2(г) + Вr2 (г)
С(TB) + 2Н2(г)  СН4(г)
58. В замкнутой системе установилось равновесие:
CO2(Г) + С(графит)  2СО(Г); ΔH = 172,2 кДж.
Как повлияет на равновесную концентрацию СО:
а)
увеличение общего давления газов;
б)
увеличение объема системы;
в)
повышение температуры;
123
г)
увеличение концентрации CO2?
59. В каком направлении сместится равновесие в
системах при увеличении давления
N2 (г) +3 H2 (г) 2 NH3
(1)
2NO2(г) 2NО (Г) + O2(Г)
(2)
СО (г) + H2O(г)  CO2(г) + H2(г)
(3)
2HI (г)  I 2(г) + H2(г)
(4)
60. Исходные концентрации NO и Cl2 в гомогенной сис
теме
2NO(г) + Cl22 NOCl (г)
составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л.
Вычислите константу равновесия, если к моменту
наступления равновесия прореагировало 20% NO.
(Отв. 0,416).
4. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
РАСТВОРОВ
Концентрацией раствора называется содержание
растворенного вещества в определенной массе или
известном объеме раствора или растворителя. Наиболее
часто употребляемые способы выражения концентрации
следующие.
Массовый процент (р) - число массовых частей
растворенного вещества в 100 массовых частях раствора.
Мольная доля (Ni) - отношение числа молей данного
компонента (i) к сумме молей всех компонентов раствора.
Например, для раствора, содержащего кроме
растворителя одно растворенное вещество,
n1
n2
и
N2
=
,
n1  n2
n1  n2
где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного
N1 =
123
вещества (соответственно).
Моляльная концентрация или моляльность (m) – чи-сло
молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г
растворителя.
Молярная концентрация или молярность (М) – число
эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. В 250 г воды растворено 50 г
кристаллогидрата FeSO4  7H2O. Вычислить массовый
процент кристаллогидрата и безводного сульфата железа (II)
в растворе.
РЕШЕНИЕ: Масса полученного раствора составляет
300 г.
Массовый процент кристаллогидрата находим из
пропорции:
300 г раствора – 100%,
50 г кристаллогидрата – х %,
х = 50  100 : 300 = 16,7%
Теперь вычислим массу безводной соли в 50 г
кристаллогидрата. Мольная масса FeSO47H2O равна
278 г/моль, а мольная масса FeSO4 составляет 152 г/моль.
Содержание FeSO4 в 50 г FeSO47H2O найдем из
пропорции:
278 : 152 = 50 : х; х = 50  152 / 278 = 27,4 г.
Отсюда массовый процент безводной соли в 300 г раствора
равен: р = 27,4  100 / 300 = 9,1%.
ПРИМЕР 2. Найти моляльность и мольную долю
растворенного вещества в 67%- ом ( по массе) растворе
сахарозы С12Н22О11.
РЕШЕНИЕ: Массу сахарозы, приходящуюся на 1000 г
воды, найдем из пропорции:
1000 : 33 = х : 67; х = 67  1000 / 33 = 2030 г.
Поскольку мольная масса сахарозы равна 342 г/моль, то
моляльность m = 2030 : 342 = 5,96 моль/кг.
123
n2
.
n1  n2
В 100 г раствора содержится 67 г сахарозы и 33 г воды,
откуда n1 = 33 : 18 = 1,83 моль и n2 = 67 : 342 = 0,196 моль.
Следовательно:
N2 = 0,196 : (1,83 + 0,196) = 0,097.
Мольная доля растворенного вещества N2 =
ПРИМЕР 3. Вычислить молярность и нормальность
49%-ного раствора H3PO4 (р = 1,33).
РЕШЕНИЕ: 1 л раствора имеет массу 1330 г и содержит
1330 0,49 = 651,7 г H3PO4, что составляет:
(1330  0,49) : 98 = 6,65 моль
(Мольная масса H3PO4 = 98 г). Учитывая, что 1 эквивалент H3PO4 = 1/3 моль, получаем число эквивалентов H3PO4
в 1 л раствора: 6,65  3 = 19,95 экв. Следовательно, молярная
и эквивалентная концентрации раствора соответственно
равны 6,65 M и 19,95 н.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
61. Найти моляльность, нормальность и молярность 15 %го (по массе) раствора Н2SО4 ( = 1,10 г/см3).
(Отв. т = 1,80 моль/кг, Сn = 3,37 н, Ст = 1,68 моль/л).
62. Смешали 2 л 50 %-го раствора SnCl4 ( = 1,555 г/см3) с
3 л 12 %-го раствора ( = 1,099 г/см3). Каков массовый
процент полученного раствора?
(Отв.  = 30,45 %).
63. Определить массовый процент вещества в растворе,
полученном смешиванием 300 г 25 %-го и 400 г 40 %го (по массе) растворов этого вещества.
(Отв.  = 33,65 %).
123
64. К 500 мл 32 %-ой (по массе) HNO3 ( = 1,20 г/см3)
прибавили 1 л воды. Чему равен массовый процент
HNO3 в полученном растворе?
( Отв.  = 12 %).
65. Из 400 г 20 %-го (по массе) раствора при
охлаждении выделилось 50 г растворенного
вещества. Чему равен массовый процент этого
вещества в оставшемся растворе.
(Отв.  = 8,6 %).
66. Найти
массу
NaNO3,
необходимую
для
приготовления 300 мл 0,2 M раствора.
(Отв. 5,1 г).
67. Сколько граммов Nа2СО3 содержится в 500 мл
0,25 н раствора?
(Отв. 6,6 г).
68. В каком объеме 0,1 н раствора содержится 8 г
CuSО4?
(Отв. 1 л).
69. Найти молярность 36,2 %-го (по массе) раствора
HCl, плотность которого 1,18 г/см3.
(Отв. Cm = 11,7 моль/л).
70. В каком объеме 1 M раствора и в каком объеме 1 н
раствора содержится 114 г Al2(SO4)3?
(Отв. 0,333 л, 2 л).
71. Вычислить массовый процент гидроксида натрия
в 9,28 н растворе NaOH (р = 1,310 г/см3).
(Отв .р = 28,3%).
72. В 1 кг воды растворено 666 г KOH; плотность
раствора равна 1,395 г/см3. Найти: а) молярность;
б) мольные доли щелочи и воды.
(Отв. a) Cm = 9,95 моль/л; б) N2 = 0,176,
N1 = 0,824).
73. Рассчитать нормальность концентрированной
123
74.
75.
76.
77.
78.
79.
80.
соляной
кислоты
(плотность
1,18 г/см3),
содержащей 36,5 %(масс.) HCI.
(Отв. Cн = 11,8 н).
Какова масса NaOH, содержащегося в 0,2 л
раствора, если молярная концентрация раствора
равна 0,2 моль/л.
(Отв. 1,6 г).
Определите нормальность раствора хлорида
железа (III), если в 0,3 л раствора содержится
32,44 г FeCl3.
(Отв. Сн = 2 н).
Рассчитайте мольные доли глюкозы С6Н12О6 и
воды в 36 %-ом водном растворе глюкозы.
(Отв. N2 = 0,053; N1 = 0,947).
Сколько
граммов
растворенного
вещества
содержит 1 л следующих растворов: а) 0,1 н
H2SO4; б) 0,5 н Na2CO3; в) 0,3 н H3PO4?
(Отв. а) 4,9 г; б) 26,5 г; в) 9,8 г.)
Сколько литров 0,1 н раствора H2SO4 можно
приготовить
из
70 мл
50 %-го
раствора
(ρ = 1,40 г/см3)?
(Отв. 10 л).
Вычислить массовый процент растворенного
вещества в следующих растворах: а) 10 н H2SO4
(ρ = 1,29 г/см3); б) 7,98 н HCl (ρ = 1,13 г/см3).
(Отв. а) р = 38,1 % ;б) р = 25,75 %)
Смешали 1 л 1 M раствора, 2 л 3 M раствора и 6 л
0,3 M раствора. Считая, что объем нового раствора
равен 9 л, вычислите молярную концентрацию
полученной смеси.
(Отв. 0,98 M)
5. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ РЕАКЦИИ
123
Согласно теории электролитической диссоциации
С. Apрениуса кислоты, основания и соли в водном
растворе распадаются (диссоциируют) на положительно
(катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы.
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на
катионы водорода и анионы кислотных остатков:
HCl  H+ + Cl‾
Основания в водных растворах диссоциируют на
катионы металла (или аммония) и гидроксид-анионы:
NaOH  Na++OH‾
Соли в водных растворах диссоциируют, отщепляя
катионы, отличные от катионов водорода и анионы,
отличные от гидроксид-анионов:
NaCl  Na++Cl‾
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый,
и в растворах электролитов имеет место равновесие между
ионами и молекулами.
Отношение числа молекул, распавшихся на ионы (C1),
к общему числу растворенных молекул (С) электролита
называется степенью электролитической диссоциации (α),
которая выражается в долях единицы или в процентах:
α = C 1 /C.
По степени диссоциации электролиты условно делятся
на сильные, средние и слабые. К сильным электролитам
относятся такие, которые в 0,1 н растворах имеют
 > 30 %. К ним относятся: почти все соли; многие
минеральные кислоты, например, HNO3, HCl, H2SO4, HI и
другие; основания щелочных и щелочноземельных металлов,
например, KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие.
У средних электролитов  = 3 – 30 % в 0,1 н растворах.
К ним относятся, например, Н3РО4, H2SO3, HF, Mg(OH)2.
Для слабых электролитов в 0,1 н растворах  < 3 %.
Слабыми электролитами являются, например, H2S, H2СО3,
HNO2, HCN, H2SiO3, Н3ВО3, HClO и другие, а также
123
большинство
оснований многовалентных металлов,
NH4OH, вода.
Сильные
электролиты
в
водных
растворах
диссоциируют
практически
нацело.
Химическое
равновесие для них резко смещается в сторону
образовавшихся при диссоциации ионов, поэтому
написание для них обратимого процесса диссоциации с
присутствием в растворе недиссоциированных молекул
смысла не имеет.
Любой обратимый процесс после установления
равновесия характеризуется константой химического
равновесия (см. раздел 3). Так, для слабого электролита азотистой кислоты –

HNO2  H++ NO2
H  NO 

Kp=

2
HNO2 
где Kp - константа равновесия между молекулами и ионами;
ее называют константой электролитической диссоциации
Кдисс.
Чем больше диссоциация электролита, тем больше его
константа диссоциации.
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более
валентных металлов диссоциируют в воде ступенчато,
отдавая в раствор один, два или более ионов водорода или
гидроксида.
Например,
сероводородная
кислота
диссоциирует
в
две
ступени
и
соответственно
характеризуется двумя константами диссоциации:
H2S  H+ + HS‾ (I ступень)
K1 =
H    HS  = 5,7·10-8;
 H 2S 
123
HS‾ H+ + S2‾ (II ступень)
K2 =
H     S2   = 1,2·10-15;
 HS  
Для каждой ступени равновесного состояния существует
своя константа диссоциации, уменьшающаяся от первой
ступени к последней.
Аналогично диссоциирует гидроксид алюминия:

Al(OH)3  Al(OH) 2 + ОН‾ - I ступень
K1 =
Al(OH)   OH  ;

2

Al(OH)3 
Al(OH)2+  Al(OH)2+ + ОН‾ - II ступень
Al(OH) 2   OH  ;
Al(OH)2 

K2 =
Аl(ОН)2+  Al+ + ОН‾ - III ступень
3

Al    OH 
K3 =
= 1,4·10-11.
2
Al(OH) 

Константы диссоциации некоторых электролитов
приведены в таблице 5.1.
Таблица 5.1
Константы диссоциации некоторых
электролитов в водных растворах при 25°С
К3
Электролит
К1
К2
Азотистая кислота
Азотная кислота
Аммония гидроксид
Кремниевая кислота
HNO2
НNО3
NH4ОН
Н2SiO3
123
4·10‫־‬4
43,6
1,76·10‫־‬5
4
2,2·10‫ ־‬1,6·10‫־‬12
-
Муравьиная кислота
НСООН
Ортофосфорная кислота H3PO4
Сернистая кислота
Н2SО3
Сероводородная кислота Н2S
Соляная кислота
НСl
Угольная кислота
Н2СО3
Уксусная кислота
СН3СООН
1,8·10‫־‬4
7,7·10‫־‬3
1,6·10‫־‬2
5,7·10‫־‬8
107
4,5·10‫־‬7
1,85·10‫־‬5
6,2·10‫־‬8 2,2·10‫־‬13
6,3·10‫־‬8
1,2·10‫־‬15
11
4,7·10‫־‬
-
Существуют гидроксиды, диссоциирующие как
основания и как кислоты, т.е. проявляющие свойства и
основания, и кислоты. Такие гидроксиды называются
амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, Аl(ОН)з,
Сr(ОН)3, Ве(ОН)2 и некоторые другие.
1 ступень
1 ступень
ZnOH+ + OH‾  Zn(OH)2 ≡ H2ZnO2  H+ + HZnO2‾
основание
кислота
Ступенчатость диссоциации оснований и кислот
обусловливает возможность образования кислых и
основных солей. Кислые соли диссоциируют ступенчато,
легко отщепляя вначале ионы металлов (сильный
электролит), а затем - в незначительной степени - ионы
водорода (слабый электролит):
NaH2PO4  Na+ + H2PO4
H2PO4  H+ + HPO24
HPO24  H+ + PO34
В последних двух ступенях равновесие сдвинуто
влево, поэтому ионов Н+ в растворе очень мало.
Диссоциация основных солей происходит также
ступенчато согласно уравнениям:
MgOHCl  MgOH+ + Сl‾
- сильный электролит
MgOH+  Mg2+ + ОН‾
- слабый электролит
123
При смешивании водных растворов электролитов
реакции протекают не между самими электролитами, а
между образованными ими ионами. Ионно-молекулярные
реакции отражают состояние электролита в растворе. В
этих уравнениях сильные растворимые электролиты,
поскольку они полностью диссоциированы, записывают в
виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и
газообразные вещества записывают в молекулярной
форме.
Для составления ионно-молекулярных уравнений
надо знать, какие вещества растворимы в воде и какие
практически нерастворимы. При решении задач этого
раздела см. таблицу растворимости (табл. 5.2.)
Теоретически реакции ионного обмена всегда
обратимы и каждой системе при данных условиях
отвечает определенное состояние равновесия. В особых
случаях это равновесие смещается (часто практически
нацело).
Направление смещения ионно-обменных реакций
определяется следующим правилом: реакции обмена в
растворах электролитов протекают практически
необратимо и до конца в сторону образования осадков
(труднорастворимых веществ), газов (легколетучих
веществ), слабых электролитов (малодиссоциирующих
соединений).
Таблица 5.2
Растворимость солей и оснований в воде
(P - растворимое, M - малорастворимое, H - практически
нерастворимое вещество, прочерк означает, что вещество не
существует или разлагается водой)
123
Na+,K
NH4 +
Cu2+
Ag+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Zn2+
Hg2+
Al3+
Sn2+
Pb2+
Bi3+
Cr3+
Mn2+
Fe3+
Fe2+
Катионы
Li+
Анионы
Cl‫־‬
Br‫־‬
Iˉ
NО3ˉ
СН3СООˉ
S2‫־‬
Р
P
P
P
P
P
Р
P
P
P
P
P
SO 23
P
P P H H H H H H H H -
SO 24
P
P P P M P M H H P - P P H - P P P P
СO32
P
P P - H H H H H H -
SiO32
P
P -
Р
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
-
Н
H
H
P
P
H
Р
P
P
P
P
-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
P
M
H
P
P
H
P
P
P
P
P
-
-
P
P
P
H
M
M
H
P
P
H
P
H
P
P
P
P
-
P
P
P
P
H
P
P
P
H
P
P
P
P
P
H
- H H - H - H
- H H - H - H
- H H H H H - H - H -
- H H H
CrO24
PO34
P
P P H H P M M H H H -
H
P P H H H H H H H H H H H H H H H H
OH‫־‬
P
P P H - H M M P H - H H H H H H H H
- H H P H -
При реакциях между ионами в растворах
электролитов возможны следующие случаи:
1. Образующиеся вещества - сильные электролиты,
хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие
на ионы, например:
KNO3 + NaCl  KCl + NaNO3,
т.к. все участвующие в этой реакции соли - сильные
электролиты, то в ионном виде уравнение данной реакции
записывается:
K+ + NO 3 + Na++ Cl‾  K+ + Cl‾ + Na+ + NO 3 ;
В данном случае не образуется ни нерастворимых
соединений, ни слабодиссоциирующих веществ, ни газов;
реакция обратима.
2. Одно из образующихся веществ - газ, осадок или
слабый электролит, например:
123
-
CO2↑
Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + H2CO3
H2O
Угольная кислота - слабый электролит; разлагается на
углекислый газ и воду, поэтому равновесие практически
сдвинуто вправо. В ионно-молекулярном виде уравнение этой
реакции записывается в виде:
CO2↑
2Na+ + СO32 
+ 2H+ + SO24 = 2Na+ + SO24 + H2CO3
H2O
Концентрации ионов
Na+
и
SO24
в процессе реакции
остаются неизменными, поэтому из уравнения реакции их
можно исключить:
CO2↑
СO32 + 2H+ = H2CO3
H2O
Аналогичен пример с образованием осадка:
BaCl2 + K2SO4  BaSO4↓ + 2KCl
Ba2+ + 2Сl‾ + 2K+ + SO24 = BaSO4↓ + 2K+ + 2Сl‾
Равновесие практически сдвинуто вправо ввиду малой
растворимости BaSO4. После исключения одинаковых
ионов уравнение имеет вид:
Ba2+ + SO24 = BaSO4
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
123
ПРИМЕР 1. Для соединений NaHCO3, K2S, Cr(OH)2Cl
напишите уравнения ступенчатой диссоциации в водных
растворах. Для слабых электролитов напишите выражение
константы диссоциации.
РЕШЕНИЕ
1. NаНСОз = Na+ + HCO 3 (I ступень - сильный
электролит, α > 30%)
HCO 3  H+ + СO32 (II ступень - слабый электролит)
H   CO2  
  
3 
;
K   
2
HCO  

3

2. K2S = 2K+ + S2‾ (сильный электролит, α >30%)
3. Cr(OH)2Cl = Cr(OH)2+ + Сl‾ (I ступень - сильный
электролит, α >30%)
Cr(OH)2  CrOH2+ + ОН‾ (II ступень - слабый
электролит)
K2 
Cr(OH)  OH  ;
2

 Cr(OH) 2 
CrOH2+  Cr3+ + ОН‾ (III ступень - слабый
электролит)
Cr 3     OH  


 
K3 =
;
2
 CrOH 


ПРИМЕР 2.
Напишите
молекулярные
и
ионно - молекулярные уравнения реакций взаимодействия
между водными растворами следующих веществ:
а) KCIO + HNO3 →
123
б) Li2CO3 + 2HCl →
в) NaHCO3 + NaOH→
г) Na3PO4 + CuSO4 →
РЕШЕНИЕ. Запишем уравнения взаимодействия
указанных веществ в молекулярном виде:
а) KCIO + HNO3 = KNO3 + HClO
б) Li2CO3 + 2HCl = 2LiCl + H2O + CO2
в) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
г) 2Na3PO4 + 3CuSO4 = 3Na2SO4 + Сu3(РО4)2
Взаимодействие этих веществ возможно, т.к. в
результате происходит связывание ионов с образованием
слабых электролитов (H2O, HClO), осадка (Сu3(РО4)2),
газа (CO2). Запишем ионно-молекулярные уравнения
реакций с учетом силы электролитов и растворимости.
а) K++ClO‫ ־‬+H++ NO 3 = K++ NO 3 + HCIO
б) 2Li++ CO32  + 2H+ + 2CI‫ =־‬2Li+ + 2CI‫־‬+ H2O +CO2
в) Na+ + HCO3 + Na+ + ОН‫ = ־‬2Na+ + CO32  + H2O
г) 6Na++ 2PO34 +3Cu2++3SO24 = 6Na++3SO24 + Cu3(PO4)2
Исключив одинаковые
равенства:
а) K+ и NO 3
ионы
из
б) 2Li+ и 2Cl‫־‬
в) 2Na+
г) 6Na+ и 3SO24 ,
получим
ионно-молекулярные
уравнения соответствующих реакций:
а)
б)
H+ + СlO- = HClO
CO32  + 2H+ = H2O + CO2
в)
HCO 3 + ОН- = CO32  + H2O
г)
2PO34 + 3Cu2+ = Cu3(PO4)2
123
обеих
частей
сокращенные
ПРИМЕР 3. Составьте молекулярные уравнения
реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
3Ba2+ + 2PO34 = Ва3(РО4)2
2H++ SO 32  = H2O+ SO2
Mn2+ + 2OH‫ = ־‬Mn(OH)2
РЕШЕНИЕ. В левой части ионно-молекулярных
уравнений указаны свободные ионы, которые образуются
при диссоциации растворимых сильных электролитов.
Следовательно, для составления молекулярных уравнений
следует использовать растворимые сильные электролиты.
Например:
3BaCl2 + 2Na3PO4 = Ва3(РО4)2 + 6NaCl
2НСl + К2SО3 → 2КСl + Н2О + SО2
MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 + Na2SO4
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
81. Для соединений NaHSO4, Ba(OH)2, Fe(OH)2Cl
напишите уравнения ступенчатой диссоциации в
водных растворах. Для слабых электролитов
напишите выражение константы диссоциации.
82. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций в растворах между:
AIBr3 + AgNO3 →
(CuOH)2SO4 + H2SO4→
KHSO3 + KOH →
83. Составьте молекулярные уравнения реакций,
которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

a) NO 2 + H+ = HNO2
б) Со2+ + 2OH‾ = Co(OH)2
123
в) Pb2+ + 2I‾ = PbI2
84. Для соединений Na2SO3, K2HPO4, Al(OH)2NO3
напишите уравнения ступенчатой диссоциации в
водных растворах. Для слабых электролитов
напишите выражение константы диссоциации.
85. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций в растворах между:
а) NiOНСl + НСl →
б) Na2HPO4 + NaOH →
в) Pb(NO3)2 + K2S →
86. Составьте молекулярные уравнения реакций,
которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) CO32  + 2H+ = CO2 + H2O
б) ОН‾ + H+ = H2O
в) Cu2+ + S2‫ = ־‬CuS
87. Растворы кислоты и основания смешали в
эквивалентных соотношениях. Учитывая силу
электролитов (Кдисс), укажите, для каких из
перечисленных пар (кислота + основание) раствор
будет иметь нейтральную реакцию (рН ~ 7)?
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций:
а) NH4OH + HCl →
б) NH4OH + CH3COOH →
в) NaOH + HCI →
г) NaOH + CH3COOH →
88. Для соединений H2CO3, KHS, FeOHCl2 напишите
уравнения ступенчатой диссоциации в водных
растворах. Для слабых электролитов дайте
выражение константы диссоциации.
89. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций в растворах между:
123
a) Cr(OH)3 + KOH →
б) FeSO4 + (NH4)2S→
в) KHS + H2SO4→
90. Составьте молекулярные уравнения реакций,
которые
выражаются
следующими
ионномолекулярными уравнениями:
2
а) Zn(OH)2 + 2OH‾ = ZnO 2 + 2H2O
б) CN‾ + H+ = HCN
2
в) Са2+ + SO 4 = CaSO4
91. Растворы кислоты и основания смешали в
эквивалентных соотношениях. Учитывая силу
электролитов (Кдисс), укажите, для каких из
перечисленных пар (кислота + основание) раствор
будет иметь нейтральную реакцию (рН ~ 7)?
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций:
а) NH4OH + HNO3 →
в) KOH + HCOOH →
б) KOH + HNO3 →
г) NH4OH + HCOOH →
92. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций обмена, приводящих к
образованию малорастворимых веществ: BaCrO4,
Ag3PO4, Fe (OH)3.
93. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций образования нерастворимых
солей,
которые
могут
получиться
при
взаимодействии растворов солей, взятых попарно:
Na3PO4, (NH4)2S, CuSO4, Ba(NO3)2.
94. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций обмена, приводящих к
образованию слабых электролитов: HCN, H2SiO3,
H3BO3.
123
95. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения
реакций
нейтрализации
соответствующих
оснований
кислотами
с
получением следующих солей:
а) фосфата кальция;
б) нитрата алюминия;
в) сульфата цинка.
96. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций обмена с образованием малорастворимых веществ: CaCO3, Cu(OH)2, BaSiO3.
97. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций образования нерастворимых
солей,
которые
могут
получиться
при
взаимодействии растворов солей, взятых попарно:
KCl, Na2S, (NH4)3PO4, Pb(NO3)2, AgNO3.
98. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций обмена, приводящих к
образованию слабых электролитов: H2S, HNO2,
HClO.
99. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения
реакций
нейтрализации
соответствующих
оснований
кислотами
с
получением следующих солей:
а) карбоната калия;
б) силиката кальция;
в) сульфата меди.
100.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
2
a) Be(OH)2 + 2OH‾ = BeO2 + 2H2O
б) CH3COO‾ + H+ = CH3COOH
2
в) Mg2+ + СO3 = MgCO3
123
6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Химическое
обменное
взаимодействие
ионов
растворенной соли с водой, приводящее к образованию
слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот
или оснований, анионов кислых или катионов основных
солей) и сопровождающееся изменением pH среды,
называется гидролизом.
В реакции гидролиза вступают соли, образованные
слабой кислотой и слабым основанием, или слабой
кислотой и сильным основанием, или слабым основанием
и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой
и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.
Различают три типа гидролиза солей.
1 тип- гидролиз по аниону. Это случай гидролиза
соли, образованной слабой кислотой и сильным
основанием. В зависимости от заряда аниона продуктами
гидролиза могут быть исходная слабая кислота ( в случае
однозарядного аниона) или кислая соль (если анион
многозарядный). В любом случае при гидролизе по аниону
образуется исходное сильное основание, вследствие чего
раствор имеет щелочной характер (pH > 7).
2 тип - гидролиз по катиону. Это гидролиз солей,
образованных сильной кислотой и слабым основанием. В
зависимости от заряда катиона продуктами гидролиза
могут быть исходное слабое основание (в случае
однозарядного катиона) или основная соль (если катион
многозарядный). В любом случае при гидролизе по
катиону образуется исходная сильная кислота, поэтому
раствор соли имеет кислую реакцию (pH < 7).
3 тип - гидролиз по катиону и аниону. Этот тип
гидролиза имеет место при взаимодействии с водой соли,
образованной слабой кислотой и слабым основанием.
Если смешать в растворе две соли, из которых одна
гидролизуется по катиону, а другая по аниону, то
образующиеся соответственно ионы H+ и ОH‾будут
123
нейтрализовать друг друга, что вызовет взаимное усилие
гидролиза обеих солей и в результате – образование
конечных продуктов гидролиза.
Процесс гидролиза количественно характеризуется
степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг).
Степенью гидролиза называется отношение числа молекул,
подвергшихся гидролизу (Сгидр), к общему числу
растворенных молекул (Собщ):
h=
С гидр
С общ
.
Степень гидролиза зависит от следующих факторов:
1) природы соли;
2) ее концентрации;
3) температуры раствора.
Разбавление раствора равноценно
увеличению
концентрации одного из реагирующих веществ (воды) и
приводит
к
усилению
гидролиза.
Гидролиз
концентрированных растворов протекает слабее. Процесс
гидролиза эндотермичен, поэтому с повышением
температуры протекает полнее. Следовательно, при
гидролизе соблюдается принцип Ле-Шателье. Константой
гидролиза Кг называется отношение произведения
концентраций продуктов гидролиза к концентрации
негидролизованной соли (определяется обычно по
таблицам). Величина Кг в отличие от степени гидролиза, не
зависит от концентрации раствора, поэтому является более
удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны
между
собой
отношением,
аналогичным
закону
разбавления:
Кг =
Ch 2
,
1 h
123
где С- исходная концентрация соли в растворе, (моль/л).
Если степень гидролиза мала (h << 1), то
Кг= h2C, h =
Kг
С
Гидролиз оказывает влияние на ход многих
химических процессов. Усиливается коррозия металлов
(при увеличении концентрации ионов Н+), выпадают
осадки труднорастворимых гидроксидов металлов (при
увеличении концентрации ионов ОН‾), ускоряются многие
процессы, катализируемые ионами Н+ и ОН‾, разрушаются
горные породы за счет гидролиза составляющих их
минералов - алюмосиликатов и т.д.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) KCN, б) Na2CO3
РЕШЕНИЕ. а) Цианид калия KCN – соль слабой
одноосновной кислоты НCN и сильного основания КОН.
При растворении в воде молекулы KCN полностью
диссоциирует на катионы К+ и анионы CN‾. Катионы К+ не
могут связывать ионы ОН‾ воды, так как КОН‾ сильный
электролит. Анионы же CN‾связывают ионы Н+ воды,
образуя молекулы слабого электролита НCN. Соль
гидролизуется, как говорят, по аниону. Ионномолекулярное уравнение гидролиза
CN‾ + H2O  НCN + ОН‾
или в молекулярной форме
КCN + H2O  НCN + КОН
В результате гидролиза в растворе появляется
некоторый избыток ионов ОН‾, поэтому раствор КCN
имеет щелочную реакцию (pH > 7).
б) Карбонат натрия Na2CO3 – соль слабой
многоосновной кислоты и сильного основания. В этом
123
2
случае анионы соли СO3 , связывая водородные ионы
воды, образуют анионы кислой соли HCO3 , а не молекулы
Н2CO3, так как ионы HCO3 диссоциируют гораздо
труднее, чем молекулы Н2CO3. В обычных условиях
гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по
аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
2

СO3 + H2O  HCO3 + ОН‾
или в молекулярной форме
Na2CO3+ H2O  NaНCO3+ NaОН.
В растворе появляется избыток ионов ОН‾, поэтому
раствор Na2CO3 имеет щелочную реакцию (pH > 7)
ПРИМЕР 2. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли ZnCl2.
РЕШЕНИЕ. Хлорид цинка - соль слабого
многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты
HCl. В данном случае катионы Zn2+связывают
гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли
ZnOH+. Образования молекул Zn(OH)2 не происходит, т.к.
ионы ZnOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы
Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой
ступени.
Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное
уравнение гидролиза:
Zn2+ + H2O  ZnOH+ + H+
или в молекулярной форме:
ZnCl2 + H2OZnOHCl + HCl.
В растворе появляется избыток ионов водорода,
поэтому раствор ZnCl2 имеет кислую реакцию (рН < 7).
ПРИМЕР 3. Составьте молекулярное и ионномолекулярное уравнение реакции гидролиза соли
123
Рb(СН3СОО)2.
РЕШЕНИЕ. Ацетат свинца - соль слабого
многокислотного
основания
Рb(ОН)2
и
слабой
одноосновной кислоты СН3СООН. В данном случае
параллельно протекают два процесса:
Рb2+ + H2O  PbOH+ + H+
CH3COO‾ + H2O  CH3COOH + ОН‾
ионно-молекулярное уравнение:
Рb2+ + CH3COO‾ + H2O  PbOH+ + CH3COOH
или в молекулярной форме:
Pb(CH3COO)2 + H2O  Pb(OH)CH3COO + CH3COOH
Реакция раствора при этом зависит от относительной
силы кислоты и основания, образующих соль. Если
Ккисл ≈ Косн, то катион и анион гидролизуются в равной
степени и реакция раствора будет нейтральной (рН = 7).
Если Ккисл > Косн, то катион соли гидролизуется в большей
степени, чем анион, и концентрация ионов H+ будет
больше концентрации ОН‾ - ионов. В данном случае
реакция раствора слабокислая. Наконец, если Ккисл < Косн,
то гидролизу преимущественно подвергается анион соли и
реакция раствора будет слабощелочной.
ПРИМЕР 4. Какие продукты образуются при
смешивании растворов солей Fe(NO)3 и Nа2СО3?
Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение
реакции.
РЕШЕНИЕ Соль Fe(NO3)3 гидролизуется по катиону,
а Nа2СО3 - по аниону.
Fe3+ + H2O  FeOH2+ + H+
2

СO3 + H2O  HCO3 + OH‾
Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой
123
ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы H+
и ОН‾ взаимодействуют, образуя молекулы слабого
электролита. Это приводит к тому, что усиливается
гидролиз каждой из солей до образования Fe(OH)3 и
CO2(H2CO3).
Ионно-молекулярное уравнение:
2
2Fe3+ + 3 СO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
Молекулярное уравнение:
2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaNO3
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
101. Что называется гидролизом солей? В чем причина
гидролиза солей и почему равновесие, как
правило, сильно смещено в сторону исходных
веществ? Приведите примеры различных типов
гидролиза солей.
102. Как определяется характер среды при гидролизе
солей? В растворах каких солей рН меньше 7:
a) KCl; б) Na2CO3; в) Zn(NO3)2; г) NH4Cl?
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза.
103. Какие из солей не подвергаются гидролизу и, если
подвергаются, то по какому типу: KCl; ZnCl2;
Na2SO4; (NH4)2SO4; NaClO4; K2SO3; BaS?
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза.
104. Для растворов каких солей рН имеет такое же
значение, как для воды? Покажите это на примере
NaCl и CH3COONH4.
105. Можно ли при помощи индикаторов отличить
друг от друга растворы солей: Na2SO4 и K2CO3;
KI и NH4I; Zn(NO3)2 и Na2CO3?
106. Как можно уменьшить степень гидролиза соли
123
Na2S?
Составьте
ионно-молекулярное
и
молекулярное уравнение гидролиза этой соли.
107. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза солей: a) NH4NO3; б) CrCl3.
Оцените рН среды.
108. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества:
а) НСl; б) KOH; в) ZnCl2; г) K2CO3. В каких
случаях и почему гидролиз хлорида железа (III)
усилится?
109. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза солей Fe2(SO4)3; Pb(NO3)2;
K2S. Какое значение рН имеют растворы этих
солей?
110. Какие из перечисленных солей подвергаются
гидролизу: Al2(SO4)3, FeCl3, K2SO4, NaNO3,
ZnSO4?
Составьте
ионно-молекулярное
уравнения. Укажите реакцию среды в растворах.
111. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза солей: PbSO4, CH3COOK,
Al(NO3)3. Какое значение рН имеют растворы
этих солей?
112. При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S
образуется осадок и выделяется газ. Составьте
молекулярное и ионно-молекулярное уравнение
происходящей реакции.
113. Что понимается под необратимым гидролизом?
Приведите примеры реакций необратимого
гидролиза для следующих солей: AlCl3, CuSO4.
114. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S идет
реакция необратимого гидролиза с образованием
соответствующего
основания
и
кислоты.
Составьте молекулярное и ионно-молекулярное
уравнение происходящей реакции.
115. Какие из солей (RbCl, Na2S, CoCl2, NaBr)
123
подвергаются
гидролизу?
Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
гидролиза
соответствующих
солей.
Какое
значение рН имеют растворы этих солей?
116. Какие из солей CaCl2, Ni(NO3)2, Na2SO3, RbBr
подвергаются
гидролизу?
Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
гидролиза
соответствующих
солей.
Какое
значение рН имеют растворы этих солей?
117. Какая из двух солей при равных условиях в
большей степени подвергается гидролизу: Na2SO3
или Na2CO3; MgCl2 или ZnCl2? Почему?
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения гидролиза этих солей.
118. Какая из двух солей при равных условиях в
большей степени подвергнется гидролизу: NaCN
или NaClO; FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
гидролиза этих солей.
119. Какие из перечисленных ниже солей, подвергаясь
гидролизу, образуют основные соли: Сr2(SО4)3,
Na2CO3, AgNO3, AlCl3? Составьте молекулярные
и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих
солей.
120. К раствору Аl2(SО4)3 добавили следующие
вещества: ZnSO4; Na2SO3; KOH; H2SO4. В каких
случаях и почему гидролиз сульфата алюминия
усилится?
Составьте
ионно-молекулярные
уравнения гидролиза соответствующих солей.
7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными
называются
реакции,
сопровождающиеся
изменением
степени
123
окисления атомов, входящих в состав реагирующих
веществ.
Cтепень окисления - это условный заряд атома в
молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что
молекула состоит только из ионов. Не следует путать
понятия степень окисления и валентность. Валентность
определяет число связей, образованных данным атомом.
Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления
(СО)
может
быть
положительной,
нулевой
и
отрицательной. Положительное значение СO, имеют
атомы, отдающие свои электроны другим атомам. Нулевое
значение СО, имеют атомы простых веществ, вещества в
атомном состоянии. Отрицательное значение СО имеют те
атомы, которые приняли электроны от других атомов.
У одноатомных ионов CО равна заряду иона: +1 - для
+
K , +2 - для Ba2+, -2 - для S2-. Атомы водорода обычно
имеют CO +1, только в гидридах металлов (NaH, CaH2 и
др.) она равна -1. Кислород обычно имеет СO -2, только в
пероксидах (H2O2, BaO2 и др.) -1, а во фторидах кислорода
- OF2 - +2.
Алгебраическая сумма СО атомов в молекуле равна
нулю, а в сложном ионе - заряду иона.
Окисление
приводит
к
повышению
СО
восстановителя, а восстановление - к ее понижению у
окислителя.
Атомы, молекулы или ионы, которые отдают
электроны, называются восстановителями, а те, которые
принимают
электроны
называются
окислителями.
Окислением называют процесс отдачи электронов,
восстановлением - процесс их присоединения. В ходе
реакции восстановители окисляются, окислители восстанавливаются.
В зависимости от СO, атомы являются окислителями
или
восстановителями.
Только
окислительными
свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях
высшую СO. Эти атомы существуют в виде элементарных
123
ионов (H+; Hg2+; Au3+; Zn2+ и т.д.) и входят в состав
2

сложных ионов: S6+ - в ионе SO4 , N5+ - в ионе NO 3 , Mn7+

- в ионе MnO 4 и др. Из простых веществ только
окислительными свойствами обладают F2 и О2, атомы
которых имеют наивысшую электроотрицательность.
Только
восстановительными
свойствами
обладают
металлы в свободном состоянии, а также атомы, имеющие
в соединениях низшую CO, Например, только
восстановительными свойствами обладают ионы типа (Cl‫־‬,
Br‫־‬, I‫־‬, Se2‫־‬, Те2‫ ־‬и др.), а также атомы с низшей СО,
входящие в состав более сложных группировок (N3‫ ־‬в NH3,
О2‫ ־‬в H2O, S2‫ ־‬в H2S и др.). Атомы, находящиеся в
промежуточной СO, могут выступать как в роли
окислителей, так и восстановителей: N3+ - в HNO2; N2+ - в
NO; N1+-в N2O; N0- в N2; N3‫־‬- в NH4OH; S4+ - в SO2; S2+ в SO; S0 - в S2 и S8 и др.
Наиболее
распространенные
окислители
и
восстановители рекомендуется запомнить.
Окислители: галогены, KMnO4, K2MnO4, К2Сr2О7, O2,
О3, H2O2, H2SO4(конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Au3+, Ag+,
гипохлориты, хлораты, "царская водка", электрический ток
на аноде. Восстановители: металлы, водород, углерод, СО,
H2S, SO2, H2SO3, HI, HBr, HCl, SnCl2, FeSO4, MnSO4,
NH3, гидразин NH2 - NH2, NO, альдегиды, спирты,
муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический
ток на катоде.
Составление уравнений OBP производится методом
электронного баланса и методом полуреакций (ионноэлектронный метод). Обычно различают три типа OBP:
межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокислениясамовосстановления
(диспропорционирования).
Межмолекулярные OBP - реакции, в которых элементокислитель и элемент-восстановитель находятся в разных
веществах.
Внутримолекулярные
OBP - элемент123
окислитель и элемент-восстановитель находятся в
молекуле
одного
вещества.
В
реакциях
диспропорционирования молекулы одного и того же
вещества реагируют друг с другом как окислитель и как
восстановитель.
B OBP необходимо учитывать роль среды. Например,

ион MnO 4 в кислой среде восстанавливается до Mn2+
(бесцветный раствор), в нейтральной среде - до МnО2
2
(бурый осадок), а в щелочной - до MnO 4
осадок).
(зеленый
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. Исходя из степени окисления (n) азота,
серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S,
H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите, какие из них
могут быть только восстановителями, только окислителями
и какие проявляют как окислительные, так и
восстановительные свойства.
РЕШЕНИЕ. Степень окисления n(N) в указанных
соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3
(промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна:
-2 (низшая), +4 (промежуточная). +6 (высшая); n(Mn)
соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая).
Отсюда: NH3, H2S - только восстановители; HNO3, H2SO4,
КМnО4- только окислители; HNO2, H2SO3, MnO2 окислители и восстановители.
ПРИМЕР 2. Могут ли происходить окислительновосстановительные
реакции
между
следующими
веществами: a) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и
HClO4?
РЕШЕНИЕ.
а) степень окисления в H2S n(S) = -2; в H n(I) = -1. Так
как и сера, и иод находятся в своей низшей степени
окисления, то оба взятые вещества проявляют только
123
восстановительные свойства и взаимодействовать друг с
другом не могут;
б) в H2S n(S) = -2 (низшая); в H2SO3 n(S) = +4
(промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих
веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;
в) в H2SO3 n(S) = +4 (промежуточная); в HClO4
n(Cl) = +7
(высшая).
Взятые
вещества
могут
взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будут проявлять
восстановительные свойства.
ПРИМЕР 3. Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций, идущих по схеме:
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
РЕШЕНИЕ. Применим метод электронного баланса.
Он основан на сравнении степеней окисления атомов в
исходных и конечных веществах. В основе метода лежит
правило: число электронов, отданных восстановителем,
должно равняться числу электронов, присоединенных
окислителем. Следовательно, в первую очередь определяем
изменение степеней окисления атомов до и после реакции
в написанной схеме.
H2S2- + KMn7+O4+ H2SO4→S0 + Mn2+SO4 + K2SO4 + H2O.
Далее составляем электронные уравнения:
Восстановитель S2- - 2ē = S0
5 процесс окисления
Окислитель
Мn7+ + 5ē = Mn2+ 2 процесс восстановления
И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и
восстановителе, а затем при других реагирующих
веществах. Окончательное уравнение реакции будет иметь
вид:
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4=5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
Правильность написания уравнения подтверждается
подсчетом атомов кислорода: в левой части – 2·4 + 3·4 = 20
и в правой - 2·4 + 4 + 8 = 20. В этом примере имеем дело с
межмолекулярной OBP; так как элемент-восстановитель
123
(S2-) и элемент-окислитель (Mn7+) находятся в разных
веществах.
Переписываем уравнение в ионно-молекулярной
форме:

5H2S + 2MnO 4 + 6H+ = 5S+2Mn2++8H2O.
ПРИМЕР 4.
Составьте
уравнение
реакции
взаимодействия цинка с концентрированной серной
кислотой,
учитывая
максимальное
восстановление
последней.
РЕШЕНИЕ. Цинк, как любой металл, проявляет
только восстановительные свойства. В концентрированной
серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6).
Максимальное восстановление серы означает, что она
приобретает
минимальную
степень
окисления.
Минимальная степень окисления серы как р-элемента VIA
группы равна -2. Цинк как металл IIB группы имеет
постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в
электронных уравнениях:
Восстановитель Zn0 - 2ē = Zn2+ 4 процесс окисления
Окислитель
S6+ + 8ē = S2- 1 процесс восстановления
Составляем уравнение реакции:
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
Перед H2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре
молекулы H2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn2+.
ПРИМЕР 5. К какому типу относятся следующие OBP:
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O
K2MnO4+H2O→KMnO4+MnO2↓+KOH ?
При помощи электронных уравнений расставьте
коэффициенты в этих реакциях.
РЕШЕНИЕ
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
123
1 - процесс окисления
N3- - 3ē → N0
6+
3+
1 - процесс восстановления
Cr + 3ē → Cr
Это внутримолекулярная реакция, так как элементокислитель и элемент-восстановитель находятся в
молекуле одного вещества.
Восстановитель
Окислитель
ЗК2МnО4 + 2Н2О → 2КМnО4 + МnО2↓ + 4КОН
Mn6+ - 1ē → Mn7+ 2 процесс окисления
Мn6+ + 2ē → Mn4+ 1 процесс восстановления
В этом случае имеет место реакция самоокислениявосстановления
(диспропорционирования),
так
как
металлы одного и того же вещества реагируют друг с
другом как окислитель и как восстановитель.
Восстановитель
Окислитель
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
121. Какие
вещества
проявляют
только
окислительные,
восстановительные
и
окислительно-восстановитель-ные свойства:
1) HClO4, 2) MnO2, 3) KMnO4, 4) H2S, 5) H2SO3, 6) F2?
Какие
реакции
называются
окислительновосстановительными? Приведите примеры.
122. На основании электронных уравнений расставьте
коэффициенты в уравнениях:
KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O,
СrО3 + HCl → СrСl3 + Сl2+Н2О.
Укажите, какие вещества являются окислителями,
какие
восстановителями,
какие
вещества
окисляются, какие восстанавливаются.
123.
Подобрать
коэффициенты
в
реакции,
протекающей по схеме:
C6H12O6+ KMnO4+ H2SO4→ CO2+ MnSO4+K2SO4+ H2O.
Ответить на вопросы предыдущего контрольного
задания.
123
124.Классификация окислительно-восстановительных
реакций. К какому типу относятся следующие
реакции:
KClO3 → KCl + О2
NH4NO2 → N2 + H2O ?
125.Составьте электронные уравнения и укажите,
какой процесс - окисление или восстановление
происходит при следующих превращениях:
Mn6+ → Mn2+; Cl5+ → Сl-; N3- → N5+.
Составьте уравнение реакции
меди с нитратом ртути.
126. Реакции выражаются схемами:
взаимодействия
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
P + НIО3 + Н2О → Н3РО4 + НI
Составьте электронные уравнения. Расставьте
коэффициенты в уравнениях реакций.
127. Вывести уравнение реакции взаимодействия
двуокиси марганца с концентрированной соляной
кислотой (метод получения хлора).
128. Закончить уравнения реакций:
a) KI + Fe2(SO4)3 → I2+...;
б) KI + CuCl 2 → CuCl+...;
в) SnCl2 + HgCl2 → Hg2Cl2+....
129.
Опишите влияние среды на
окислительно-восстановительных
Приведите конкретные примеры.
130.
Напишите уравнения реакций:
KI + KNO2 + H2SO4 →
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 →
123
характер
реакций.
Указать, в какой реакции KNO2 будет окислителем
и в какой восстановителем?
131.Какой процесс (окисление или восстановление)
протекает при превращениях, изображенных
схемами?
Fe → Fe2+; Fe3+ → Fe2+; 2СI‾→ СI2; Br20 → 2Вr‾.
Напишите реакцию взаимодействия магния с
концентрированной азотной кислотой.
132.В каких группах периодической системы
элементов Д.И.
Менделеева расположены
элементы
с
ярко
выраженными
восстановительными
(окислительными)
свойствами?
Подобрать
коэффициенты
в
реакции, протекающей по схеме:
Hg + HNO3(конц.) → Hg(NO3)2 + NO2 + H2O
133. Какие вещества называются окислителями, и какие
восстановителями?
Назвать
наиболее
распространенные
окислители
и
восстановители. Закончить уравнение реакции
и расставить коэффициенты:
K2CrO4 + KBr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Br2 +...
134.Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:
а) NH3 и KMnO4;
б) HNO2 и HI;
в) HNO3 и H2S
Расставьте коэффициенты в уравнении реакции,
идущей по схеме:
HNO3+Ca → NH4NO3+Ca(NO3)2+H2O
135. Определить окислитель и восстановитель и
123
подобрать
коэффициенты
следующих реакций:
в
уравнениях
KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
I2 + H2O + CI2 → НIО3 + НСI
136. Определить окислитель и восстановитель и
подобрать
коэффициенты
в
уравнениях
следующих реакций:
К2Сr2О7 + НСlO4 + НI → Сr(СlO4)3 + КСlО4 + I2 +Н2О
КСlО3 + НСl → Сl2 + КСl + Н2О
137. Определить окислитель и восстановитель и
подобрать
коэффициенты
в
уравнениях
следующих реакций:
KMnO4 + HBr → Br2 + KBr + MnBr2 + H2O
Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2
138. Определить окислитель и восстановитель и
подобрать
коэффициенты
в
уравнениях
следующих реакций:
K2Cr2O7+ H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3+ K2S04+ H2O
NH4NO3 → N2O + 2H2O
139. Определить окислитель и восстановитель и
подобрать
коэффициенты
в
уравнениях
следующих реакций:
KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O
Сl2 + КОН → КСl + КСlО3 + Н2О
140.Определить окислитель и восстановитель и
подобрать
коэффициенты
в
уравнениях
следующих реакций:
PbO2+MnSO4+HNO3 → PbSO4+HMnO4+Pb(N03)2+H2O
P + HClO3+H2O→ H3PO4+HCl
123
8. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ, ГАЛЬВАНИЧЕКИЕ
ЭЛЕМЕНТЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ
При погружении пластинки из любого металла в
раствор электролита на границе раздела металл-раствор
возникает разность потенциалов, называемая электродным
потенциалом. Причины возникновения электродного
потенциала различны. Если пластинка изготовлена из
активного металла (Zn, Fe, Al и др.), то при погружении ее
в воду и в раствор собственной соли полярные молекулы
воды, действуя своими отрицательными полюсами на
положительные ионы кристаллической решетки металла,
"извлекают" их, переводят в раствор. На поверхности
металла остаются электроны, заряжая ее отрицательно.
Возникает
электростатическое
притяжение
между
перешедшими в жидкость гидратированными катионами и
поверхностью металла. В результате этого в системе
устанавливается подвижное равновесие:
n
Me + mH2O  Me(H2O)m + nē
в растворе
на металле
где n - число электронов, принимающих участие в
процессе.
На границе металл-жидкость возникает двойной
электрический слой, характеризующийся определенным
скачком потенциала - электродным потенциалом. Если
пластинка изготовлена из малоактивного металла (Cu, Ag,
Pt, Au и др.), то при погружении ее в раствор собственной
соли будет преобладать обратный процесс: ионы металла
будут терять свою гидратную оболочку и переходить из
раствора в кристаллическую решетку металла, заряжая
пластинку положительно. Раствор же за счет остающегося
избытка анионов заряжается отрицательно. В результате
этого опять возникает двойной электрический слой, а
значит, и определенный электродный потенциал.
Абсолютные значения электродных потенциалов измерить
123
не удается. Потенциалы каждого электрода зависят от
природы металла, концентрации его ионов в растворе и
температуры. Поэтому электродные потенциалы измеряют
путем сравнения их с потенциалом принятого для
сравнения электрода. Обычно применяют так называемый
стандартный водородный электрод, значение потенциала
которого условно принимают за нуль. Этот электрод
состоит из платиновой пластинки, покрытой платиновой
чернью (электролитически осажденной платины), которая
погружена в раствор серной кислоты со стандартной
концентрацией 1 моль/л и омывается струей газообразного
водорода под давлением в 101,325 кПа при температуре
25 0C (298 К). Полуреакция, протекающая на поверхности
этого электрода, выражается уравнением:
2H(р ) + 2ē  Н2(г); 02H  /H2 = 0,
где 02H  /H2 - потенциал стандартного водородного
электрода.
За стандартный электродный потенциал металла (φ0)
принимают разность потенциалов между металлом,
погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов
металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом.
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их
стандартных электродных потенциалов, получаем так
называемый ряд напряжений (табл. 8.1).
Положение того или иного металла в ряду напряжений
характеризует его восстанавливающую способность, а
также окислительные свойства его ионов в водных
растворах при стандартных условиях. Чем меньше
значение,
тем
большими
восстановительными
способностями обладает данный металл и тем менее
выражены окислительные способности его ионов, и
наоборот. Электродные потенциалы измеряют с помощью
гальванических элементов, в которых протекают
окислительно-восстановительные
реакции
с
123
преобразованием энергии химической реакции в
электрическую.
Максимальное
напряжение
гальванического
элемента,
отвечающее
обратному
протеканию происходящей в нем реакции, называется
электродвижущей силой E (ЭДС) элемента. Если реакция
осуществляется в стандартных условиях, то наблюдаемая
при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей
силой Е° данного элемента.
Таблица 8.1
Стандартные электродные потенциалы (φ0)
некоторых металлов (ряд напряжений)
Электрод
Li+/Li
Rb+/Rb
K+/К
Cs+/Cs
Ba2+/Ba
Ca2+/Ca
Na+/Na
Mg2+/Mg
Al3+/Al
Ti2+/Ti
Zr4+/Zr
Mn2+/Mn
V2+/V
Cr2+/Cr
Zn2+/Zn
Cr3+/Cr
Fe2+/Fe
φ0,В
-3,045
-2,925
-2,924
-2,923
-2,90
-2,87
-2,714
-2,37
-1,70
-1,603
-1,58
-1,18
-1,18
-0,913
-0,763
-0,74
-0,44
Электрод
Cd2+/Cd
Co2+/Со
Ni2+/Ni
Sn2+/Sn
Pb2+/Pb
Fe3+/Fe
2H+/H2
Sb3+/Sb
Bi3+/Bi
Cu2+/Cu
Cu+/Cu
Hg22+/2Hg
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
Pt2+/Pt
Au3+/Au
Au+/Au
φ0,В
-0,403
-0,277
-0,25
-0,136
-0,127
-0,037
0,000
+0,20
+0,215
+0,34
+0,52
+0,79
+0,80
+0,85
+1,19
+1,50
+1,70
Окислительно-восстановительная
реакция,
которая
характеризует работу гальванического элемента, протекает
в направлении, в котором ЭДС элемента имеет
положительное значение. В этом случае ΔG < 0, так как ΔG
= -nFE (ΔG - энергия Гиббса в кДж/моль). Поэтому ЭДС
элемента равна разности равновесных потенциалов
электродов:
Е = φк - φа,
123
где φк - потенциал положительного электрода (в элементе
катод); φа - потенциал отрицательного электрода (в
элементе анод).
Пусть гальванический элемент состоит из двух
электродов (1 и 2), потенциалы которых равны φ1 и φ2,
причем φ1 > φ2. Это означает, что электрод 1 будет
положительным, а электрод 2 - отрицательным полюсом
элемента, ЭДС которого равна разности φ1 - φ2. На
электроде 1 будет протекать полуреакция восстановления
(катод), а на электроде 2 - полуреакция окисления (анод).
Опыт показывает, что на величину ЭДС, а, следовательно,
и на значение электродных потенциалов, оказывает
влияние концентрация участвующих в реакции веществ.
Зависимость электродного потенциала от состава системы
выражается уравнением Нернста:
Ox/Red  
0
Ox/Red
x
2,3RT Cокисл

lg y
nF
Св осст
где
0Ox / Re d - стандартный электродный потенциал процесса, В;
Т - абсолютная температура, К;
R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/мольК;
F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль;
n - число электронов, участвующих в электродном
процессе;
Сокисл и Свосст - концентрация окисленной (Ох) и
восстановленной (Red) форм;
х и у - коэффициенты в уравнении реакции.
В стандартных условиях при 25°С (Т=298К)
2,3RT
= 0,059. Конкретная форма записи уравнения
F
Нернста для уравнения

MnO 4 + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O
123
8
0,059 C MnO4  C H 
MnO /Mn2  

lg
4
5
CMn2 
Для металла в растворе его соли Меn+ + пē  Ме0
0,059
 Mn n  / Me  0 n 

lg C Me n 
Mn / Me
n
Для газовой полуреакции Сl2 + 2ē  2Сl‾;
0MnO /Mn2 
4
Cl
2
/ 2 Cl

 0Cl
2
/ 2 Cl


0,059 PCl 2
lg 2 ,
2
C Cl 
где PCl 2 - парциальное давление газа;
C
Cl

-
концентрация ионов хлора, (С1).
Используя числовые значения потенциалов, можно
определить возможное направление ОВР, составить схему
гальванического элемента и решить вопрос о возможности
его работы, рассчитать ЭДС элемента.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. В каком направлении может идти
реакция?
2KMn7+O4+10KI1‾+8H2SO4 → 2Mn2+SO4+5I 02 +6K2SO4+8H2O
окислитель
восст-тель
РЕШЕНИЕ. ОВР идет в прямом направлении, если
φокисл > φвосст, в обратном направлении, если φокисл < φвосст.
При введении понятия ЭДС (Е): Е = φокисл - φвосст.
Если E > 0, возможна прямая реакция; при E < 0
возможна обратная реакция.
окисл  0MnO  / Mn   1,52В ; восст  0I  / I  0,54В
4
2
2
Следовательно, в примере 1 φокисл > φ
идет в прямом направлении.
ПРИМЕР 2.
Определите
123
восст; E > 0 и реакция
электродный
потенциал
цинка, опущенного в раствор его соли с концентрацией
ионов Zn2+ 0,001 моль/л.
РЕШЕНИЕ. Вычисление электродного потенциала
производится по уравнению Нернста:
0Zn 2 / Zn 0  0,76 
0,059
 lg 10 3  0,76  0,0295  3  0,85B
2
ПРИМЕР 3. В каком направлении может идти реакция
Fe3+ + Ag0 → Fe2+ + Ag+
окисл
восст
при концентрациях ионов
а) C Fe3 , C Fe 2  , C Ag равной 1 моль/л
б) C Fe3 , C Fe 2  , C Ag равной 0,01 моль/л
РЕШЕНИЕ.
Для условия (а) система имеет стандартный состав,
поэтому:
окисл  0Fe3 / Fe 2  0,77В ; Fe3+ + 1ē → Fe2+
 восст   0Ag / Ag  0,80В ;
Ag0 – lē → Ag1+
Значения потенциалов близки, однако φокисл < φ восст.
Реакция может идти в обратном направлении
Для условия (б):
0,059 0,01
lg
φокисл= + 0,77+
= + 0,77 В;
1
0,01
0,059
lg 0,01 = + 0,68 В
φвосст= + 0,80+
1
φокисл > φ восст
Возможна прямая реакция.
ПРИМЕР 4.
Составьте
схему
гальванического
элемента, в котором электродами являются магниевая и
цинковые пластинки, опущенные в растворы их ионов с
активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является
анодом,
какой
катодом?
Напишите
уравнение
123
окислительно-восстановительной реакции, протекающей в
этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
РЕШЕНИЕ. Схема данного гальванического элемента
(-)Mg│Mg2+║Zn2+│Zn(+)
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела
между металлом и раствором, а две линейки - границу
раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или
соединительную
трубку,
заполненную
раствором
электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В)
и является анодом, на котором протекает окислительный
процесс:
Mg0 - 2ē = Mg2+
(1)
Цинк, потенциал которого - 0,763 В, - катод, т.е.
электрод, на котором протекает восстановительный
процесс:
Zn2+ + 2ē = Zn0
(2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции,
характеризующее
работу
данного
гальванического
элемента, можно получить, сложив электронные уравнения
анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg0 + Zn2+ = Mg2+ + Zn0
(3)
Для определения ЭДС гальванического элемента из
потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так
как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС
элемента равна разности стандартных потенциалов двух
его электродов:
ЭДС = 0Zn 2  / Zn  0Mg 2  / Mg  0,763  ( 2,37)  1,607
ПРИМЕР 5. Определить ЭДС гальванического
элемента
Ag│AgNO3(1 моль/л)║Ag
NO3│Ag
(103 моль/л), В каком направлении будут перемещаться
электроны во внешней цепи при работе этого элемента?
123
РЕШЕНИЕ. Стандартный электродный потенциал
системы Ag+/Ag равен 0,80 В. Обозначив потенциал левого
электрода через φ1, а правого - через φ2, находим:
φ1= + 0,80 В,
0,059
lg C Ag = 0,80 + 0,059 lg10-3 = +0,62 В.
1
Имея больший потенциал, первый электрод выступает
окислителем (катодом) по отношению ко второму (аноду).
Происходят реакции: на первом электроде Ag+ + 1ē →
Ag0; на втором электроде Ag - 1ē → Ag+
Вычисляем ЭДС элемента в начале работы
φ2 = 0Ag / Ag0 
ЭДС = φ1 - φ2 = 0,80 - 0,62 = 0,18 В.
Электроны во внешней цепи перемещаются от второго
электрода к первому. По мере работы концентрация Ag+ в
обоих полуэлементах выравнивается, выравниваются
потенциалы, и прекращается ток. Такие элементы
называются концентрационными.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
141. Как возникают электродные потенциалы металлов
и как они измеряются? Изобразить схему
гальванического
элемента,
образованного
цинковым
и
серебряным
электродами,
погруженного в растворы их солей с активностью
ионов металла 1 моль/л. Написать уравнения
катодного и анодного процессов, вычислить ЭДС.
Ответ: 1,56 В.
142. В каком направлении могут протекать реакции,
выраженные следующими уравнениями
а) 2Fe3+ + 2I‾  2Fe2+ + I2
б) 2Fe3+ + 2Cl‾  2Fe2+ + Cl2
в) Cl2 + 2I‾  2Cl‾ + I2?
123
При решении задачи пользоваться значениями
стандартных электродных потенциалов.
143. Какую информацию содержит электрохимический
ряд стандартных потенциалов? Будет ли олово
вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из
растворов их солей? Какие из этих металлов
вытесняют олово?
144. Какие устройства называются гальваническими
элементами? Чем определяется направленность
движения электронов во внешней и ионов во
внутренней цепи гальванического элемента?
Какой
электрод
является
окислителем,
восстановителем, анодом и катодом?
Почему водородный электрод в паре с медным
полуэлементом является анодом, а в паре с
цинковым - катодом?
145. Что называется электродвижущей силой (ЭДС)
гальванического элемента? Пользуясь рядом
стандартных электродных потенциалов, подберите
металлы и составьте из них гальванические
элементы, которые дают ЭДС, равную: 0,46;
3,18 В.
146. Составьте схемы гальванических элементов для
определения
стандартных
электродных
2+
потенциалов электродов Zn /Zn и Cu2+/Cu в паре
с нормальным водородным электродом. Указать
переход электронов во внешней цепи. Определить
ЭДС этих элементов.
147. Стандартный электродный потенциал никеля
больше, чем кобальта (см. табл. 8.1). Изменится ли
это соотношение, если измерить потенциал никеля
в растворе его ионов с концентрацией 10‫־‬4 моль/л,
а потенциалы кобальта - в растворе с
концентрацией 10‫־‬2 моль/л?
123
148. Химически чистый цинк почти не реагирует с
соляной кислотой. При добавлении к указанным
веществам соли никеля происходит энергичное
выделение водорода. Объясните эти явления.
149. Дать
схему
гальванического
элемента,
составленного из кобальтовой и железной
пластинок, опущенных в 1 M растворы их
сульфатов. Указать направление движения
электронов в сети и ионов в растворе. Написать
уравнения катодного и анодного процессов во
время работы элемента и вычислить ЭДС
элемента.
Ответ: 0,163 В
150. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/л)
потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В
меньше
его
стандартного
электродного
потенциала?
Ответ: 0,30 моль/л.
151.Составьте схему гальванического элемента, в
котором электродами являются медная и цинковая
пластинки, опущенные в растворы их ионов с
активной концентрацией соответственно 0,1 и
0,01 моль/л. Какой металл является анодом, какой
катодом? Написать уравнения OBP, протекающей
в этом элементе, и вычислить его ЭДС.
Ответ: 1,0713 В.
152.Какой гальванический элемент называется
концентрационным? Составьте схему, напишите
электронные уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента,
состоящего
из
серебряных
электродов,
опущенных: первый - в 0,01 н, а второй – в 0,1 н
растворы AgNO3.
Ответ: 0,059 В.
153. Составьте
схему,
напишите
электронные
123
уравнения электродных процессов и вычислите
ЭДС гальванического элемента, состоящего из
медных электродов, опущенных: первый - в
0,001 M, а второй - в 1 M растворы CuSO4.
Ответ: 0,087 В.
154. Составьте
схему,
напишите
электронные
уравнения электродных процессов и вычислите
ЭДС гальванического элемента, состоящего из
медных и кадмиевых электродов, опущенных:
первый в 0,1 M раствор CuSO4, a второй - в
0,01 M раствор CdSO4.
Ответ: 0,71 В.
155. Составьте схемы двух гальванических элементов,
в одном из которых никель является катодом, в
другом
анодом.
Написать
уравнения
электродных процессов и вычислить ЭДС для
стандартных условий.
156. Увеличится, уменьшится или останется без
изменения масса цинковой пластинки при
взаимодействии ее с растворами: a) AgNO3; б)
Pb(NO3)2; в) MgSO4? Почему? Составьте
электронные
и
молекулярные
уравнения
соответствующих реакций.
157. Исходя из значений стандартных электродных
потенциалов и G 0298 , укажите, можно ли в
гальваническом
элементе
осуществить
следующую реакцию:
Fe0 + Ni2+  Fe2+ + Ni0
В каком направлении протекает реакция?
Составьте схему гальванического элемента.
158. ЭДС гальванического элемента, образованного
никелем, погруженным в раствор его соли с
концентрацией ионов Ni2+ 0,000l M, и серебром,
123
погруженным в раствор его соли, равна, 1,108 В.
Определите концентрацию ионов Ag+ в растворе
его соли.
Ответ: 0,1 моль/л.
159. Какие устройства называются химическими
источниками электрической энергии? В чем
заключается принципиальная разница между
гальваническими элементами и аккумуляторами?
Описать химические процессы на электродах при
зарядке и разрядке свинцового аккумулятора.
160. Щелочные кадмиево-никелевые и железноникелевые аккумуляторы. Описать химические
процессы на электродах при зарядке и разрядке
кадмиево-никелевого аккумулятора.
9. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность окислительновосстановительных процессов, которые протекают при
пропускании постоянного электрического тока через
раствор или расплав электролита. При включении
внешнего источника тока движение ионов в растворе
(расплаве) становится направленным. Отрицательные
частицы (анионы) перемещаются к аноду, который
соединен с положительным полюсом источника тока.
Положительные ионы (катионы) направляются к катоду,
который соединен с отрицательным полюсом. Различают
катодные и анодные процессы.
На катоде происходит восстановление, на аноде окисление. При электролизе водных растворов на катоде
могут разряжаться не только катионы металлов:
Меn+ + nē → Me0,
но и молекулы воды:
2H2O + 2ē → Н2 + 2OH‾
(в нейтральной и щелочной средах) или ионы водорода:
123
2H+ + 2ē → Н2 (в кислой среде).
Указанные процессы могут начаться на катоде, когда
потенциал катод-восстановителя (φк ) станет меньше
потенциала окислителя (φOх/Red). При этом все металлы
можно разделить на три группы. Металлы, осаждение
которых на катоде не сопровождается выделением
водорода. В ряду напряжений они стоят за водородом (Cu,
Ag, Au и др.). Металлы, осаждение которых на катоде
сопровождается выделением водорода. В ряду напряжений
эти металлы находятся между Mn и водородом. Металлы,
которые на катоде не выделяются (щелочные,
щелочноземельные, Mg, Al). Вместо них на катоде
выделяется водород.
Схема анодного процесса:
Red – nē → Ox.
Процесс на аноде протекает в указанном направлении,
если φа > φОx/Red. Различают процессы с растворимым и
нерастворимым анодом. Растворимые аноды в ходе
электролиза окисляются, посылая свои ионы в раствор.
Например, Cu - 2ē → Cu2+; Ni - 2ē → Ni2+ и т.п. Инертные
аноды (платина, графит и др.) окислению не подвергаются.
При электролизе водных растворов на аноде могут идти и
такие процессы:
2H2O - 4ē → О2 + 4Н+ (в кислой и нейтральных средах);
4ОН‾ - 4ē → О2 + 2Н2О (в щелочной среде).
Массы веществ, которые выделяются на электродах,
определяют законом Фарадея
m=M
It
,
nF
(1)
где m - масса вещества, образовавшегося на катоде или
аноде;
M - мольная масса этого вещества;
n - число молей электронов, которые требуются для
123
образования 1 моля вещества;
F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль);
I - сила тока, А;
t - время электролиза, с.
Для вычисления объема выделяющегося газа (V)
достаточно в представленном уравнении заменить
мольную массу (M) на мольный объем газа, который при
нормальных условиях равен 22,4 л.
V = 22,4
It
nF
(2).
При этом необходимо помнить, что
Э=
M
,
n
а Vэ =
22,4
,
n
где Э - эквивалентная масса вещества,
Vэ - эквивалентный объем газа.
При нормальных условиях эквивалентный объем
водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода - 5,6 л/моль.
Выходом по току называют ту долю от общего количества
электричества (Q = It), которая расходуется на данную
электродную
реакцию,
или
отношение
массы
выделившегося вещества к теоретически возможной по
уравнению Фарадея.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на угольных электродах при
электролизе кислого водного раствора SnCl2.
РЕШЕНИЕ. Олово в ряду напряжений расположено
между Mn и водородом, поэтому у катода будет
происходить разряд ионов Sn+ и H+ с выделением олова и
водорода. У анода будут разряжаться, в первую очередь
хлорид-ионы, так как в водных растворах галогенид-ионы
разряжаются легче, чем вода, которая окисляется с
большим перенапряжением и с незначительной скоростью.
123
Схема электролиза раствора хлорида олова (II):
SnCl2  Sn2+ + 2Cl‾
Катод (-) ← Sn2+
Анод(+)
Sn2+ + 2ē → Sn0 (быстро)
2Cl‾
→
2Cl‾ - 2ē → Cl2 (быстро)
2H+ + 2ē → H2 (медленно) 2Н2О - 4ē → О2 + 4Н+ (медленно)
Суммарная реакция процессов на катоде и аноде
выразится так:
2SnCl2 + 2H2O → 2Sn + 2H2 + O2 + 2Cl2
ПРИМЕР 2. Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих при электролизе водного
раствора сульфата натрия с инертными электродами.
Обоснуйте катодные и анодные процессы.
РЕШЕНИЕ. Натрий в ряду напряжений стоит
значительно раньше водорода ( 0Na  / Na  2,71 В ), поэтому
катионы Na+ на катоде не разряжаются, а идет
восстановление
ионов
водорода
из
воды
0
( 2H2O / H2  0,414 В ) в нейтральной среде (табл. 10.1).
Необходимо помнить, что в первую очередь на катоде
разряжаются те ионы, молекулы которых имеют больший
потенциал.
На аноде будет происходить окисление воды,
приводящее к выделению кислорода, так как отвечающий
этому процессу электродный потенциал ( 0O2 / 2H2O  1,23 В )
значительно ниже, чем стандартный электродный
потенциал ( 02SO 2  / S O 2   2,01 В ), характеризующий систему
4
2
8
2SO24  2 e  S2O82 . На аноде окисляются те ионы и те
молекулы (частицы), которые имеют меньший потенциал.
Следовательно, у катода будет происходить выделение
водорода, накопление ионов ОН‾ и Na+, а в целом в
123
катодном пространстве будет накапливаться щелочь
NaOH. У анода будет идти выделение кислорода,
накопление ионов H+, сульфат ионов SO24 , а в анодном
пространстве накапливаться серная кислота.
Схема электролиза раствора сульфата натрия:
Диссоциация сульфата натрия
2Na2SO4  4Na+ + 2 SO24
2 SO24 →
Катод (-)← 4Na+
Анод (+)
2H2O+ 2ē → H2 + 2OH‾
2Н2О-4ē → О2 + 4Н+
4Na+ + 4OH‾ → 4NaOH
4H+ + 2 SO24 → 2H2SO4
раствор становится
щелочным
раствор становится
кислым
Умножим уравнение катодного процесса на два и,
суммируя его с уравнением анодного процесса, с учетом
образовавшейся щелочи и серной кислоты получаем
суммарное уравнение процесса электролиза:
2Na2SO4 + 6H2O → 2H2↑ + 4NaOH + O2↑ + 2H2SO4
ПРИМЕР 3. Через раствор CuSO4 в течение 10 ч
(36000 с) пропускали ток силой 3 А. Определить
количество образовавшихся при электролизе продуктов,
анод инертный.
РЕШЕНИЕ. На катоде образуется
Медь Cu2+ + 2ē → Cu;
n=2;
МCu = 63,5 г/моль
3  36000
= 35,5 г.
2  96500
На аноде образуется кислород и серная кислота.
Кислород по схеме 2H2O - 4ē → О2 + 4Н+
Для кислорода:
По закону Фарадея (1) mCu = 63,5
123
n=4; М O2 = 32 г/моль; m O2 =
3  36000
= 9г;
4  96500
3  36000
= 6,3 л.
4  96500
Согласно уравнению анодного процесса, для
образования 1 моля ионов Н+ требуется 1 моль электронов.
Так как 1 моль H2SO4 содержит 2 моля ионов H+, то для их
образования
потребуется
2 моля
электронов.
Следовательно, для серной кислоты:
3  36000
n=2; М H 2 SO4 = 98 г/моль; m H 2 SO4 =98
= 55 г.
2  96500
ПРИМЕР 4. Описать процессы при электролизе
CuSO4 с растворимым анодом. Катод - чистая медь, анод –
медь с примесями цинка и серебра, электролитом служит
кислый раствор CuSO4. Катодные и анодные процессы
должны привести к рафинированию меди.
РЕШЕНИЕ. Анодные процессы. Окислению могут
подвергаться металлы, входящие в состав анода, и вода. Их
равновесные потенциалы, В:
V O2 = 22,4
0Zn 2  / Zn  0,76 ;
0Cu 2  / Cu  0,34 ;
0Ag / Ag  0,80 ;
0O2 / H2O  1,23
Легче всего должны окисляться на аноде цинк и медь,
так как имеют меньший потенциал. При потенциалах
+0,80 В > φа > 0,34 В на аноде идут такие реакции
Zn - 2ē → Zn2+; Cu0 - 2ē → Cu2+. В этих условиях серебро
окисляться не будет. Этот металл по мере растворения
медного анода выпадает на дно электролитической ванны.
Катодные
процессы.
На
катоде
могут
восстанавливаться ионы меди, цинка, перешедшие в
электролит с анода, и ионы водорода. Их равновесные
потенциалы:
0Cu 2 / Cu   0,34 ; 02 H  / H 2  0 ; 0Zn 2 / Zn   0,76 .
123
При потенциалах 0 < φ <+0,34 В
восстанавливаются только ионы меди
на
катоде
Cu2+ + 2ē → Cu0
Таким образом, в ходе электролиза с растворимым
анодом происходит перенос меди с анода на катод. При
этом достигается ее очистка (рафинирование) от примесей.
ПРИМЕР 5.
Какая
масса
гидроксида
калия
образовалась у катода при электролизе K2SО4, если на
аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?
РЕШЕНИЕ. Эквивалентный объем кислорода (н.у.)
22,4 : 4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л кислорода содержат
две эквивалентные массы О2. Столько же эквивалентных
масс KOH образовалось у катода, или 56,11 · 2 = 112,22 г
(56,11 г/моль -мольная и эквивалентная масса KOH).
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
161. Как
называют
процесс,
при
котором
электрическая
энергия
превращается
в
химическую? Из каких процессов слагается общая
реакция
электрохимического
разложения
вещества? Чем отличается электролиз водных
растворов электролитов от электролиза их
расплавов? Приведите примеры.
162. Дайте характеристику катодных процессов при
электролизе. В какой последовательности должны
разряжаться на катоде ионы Cu2+, Ag+, Zn2+, Fe2+,
K+, H+ с концентрацией каждого из них 1 моль/л
при постепенном повышении напряжения на
ванне?
163. Дайте характеристику анодных процессов при
электролизе.
В
какой
последовательности
разряжаются на аноде из кислого водного
раствора анионы I‾, Сl‾, F‾ с концентрацией
каждого из них 1 моль/л при постепенном
123
повышении напряжения на ванне?
164. Дайте формулировку законов Фарадея и их
математическое выражение? Что называют
числом Фарадея? Определите продолжительность
электролиза раствора серной кислоты при силе
тока 10 A с выделением 2,26 л водорода (н.у.).
Ответ: 32,2 мин.
165. Что называется анодным растворением металла и
при каких условиях возможен этот процесс? На
чем
основан
метод
очистки
металлов
электролизом? Сравните металлы магний, медь и
золото в отношении их возможности применяться
в качестве растворимого анода.
166. Какие продукты будут выделяться на катоде и
аноде, в первую очередь, при электролизе водных
растворов с графитовыми электродами, если в
электролизере находится смесь следующих солей:
a) KI и SnCl2; б) FeCl3 и Na2SO4; в) CuSO4 и KI; г)
NiSO4 и NaCl? Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах, для этих
продуктов.
167. Составьте электронные уравнения катодного и
анодного
процессов,
протекающих
при
электролизе водных растворов следующих
веществ с угольными электродами: а) серной
кислоты; б) гидроксида натрия; в) хлорида никеля;
г) нитрата серебра; д) сульфата железа (III).
168. Электролиз водного раствора серной кислоты
проводили при силе тока 2 А в течение 5 мин.
Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах. Вычислите массы
газов, выделившихся на катоде и аноде.
Ответ: 0,006 г; 0,05 г.
169. Ток проходит последовательно через растворы
123
сульфата меди и хлорида олова (II). В течение
определенного времени в первом растворе
выделилось 3,176 г меди. Определите массу
выделившегося олова и теоретический выход
образовавшегося хлора (н.у.).
Ответ. 5,93 г; 1,12 л.
170. Через раствор ZnCl2 пропущено 96500 Кл
электричества. При этом массы выделившегося
цинка и хлора соответственно равны 19,61 г и
32,00 г. Чему равен выход по току?
Ответ: 60 % Zn и 90 % Сl2
171. Электролиз раствора сульфата некоторого металла
проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин. На
катоде при этом выделилось 5,49 г металла.
Вычислите эквивалентную массу металла.
Ответ: 32,7 г/моль.
172. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на графитовых электродах при
электролизе расплавов и водных растворов NaCl и
KOH. Какой объем газа в литрах (н.у.) выделится
при электролизе гидроксида калия в течение
30 мин при силе тока 0,5 А?
Ответ: 0,052 л.
173. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах, при электролизе
сульфата калия в течение 3 ч при силе тока 5 А.
Какая масса воды при этом разложилась и чему
равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде
и аноде?
Ответ: 5,03 г; 6,266 л; 3,133 л.
174. Через последовательно включенные в цепь
постоянного тока растворы AgNO3 и CuSO4
пропускался ток силой 5 А в течение 10 мин.
Какая масса каждого металла выделится при этом
на катодах?
123
Ответ: 3,36 г; 0,99 г.
175. Вычислить массовую долю примесей в черновом
свинце, если при его очистке электролизом убыль
массы
свинцового
анода,
равная
414 г,
сопровождалась выделением на катоде чистого
свинца массой 372,6 г.
Ответ: 10 %.
176. Какая масса хрома выделилась на детали при ее
хромировании, если через раствор Сr2(SО4)з
пропускался ток силой 5 А в течение 30 мин, а
выход по току составляет 40 % ?
Ответ: 0,647 г.
177. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на угольных электродах при
электролизе раствора NiSО4. Kaкaя масса веществ
выделится на катоде и аноде, если пропустить через
ванну 10000 Кл электричества? Выход никеля по току
составляет 60 %.
Ответ: 1,82 г; 0,415 г.
178. При пропускании через раствор соли железа тока
силой 10 A в течение 10 мин выделилось на катоде
1,736 г железа. Определите степень окисления
железа в растворе, считая его выход по току
равным 100 %.
179. При электролизе раствора CuSO4 на аноде
выделилось 165 см3 газа (н.у.). Составьте
электронные уравнения процессов на катоде и
аноде. Определите массу меди, выделившейся на
катоде.
Ответ: 0,953 г.
180. При электролизе одного из соединений олова ток
силой в 10 A за 3 мин выделил на электродах
металл массой 0,554 г и хлор объемом 209 мл
(н.у.). Найдите формулу этого соединения.
123
Составьте электронные уравнения
происходящих на катоде и аноде.
процессов,
10. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия - это самопроизвольно протекающий
процесс разрушения металлов в результате химического и
электрохимического взаимодействия их с окружающей
средой. Электрохимическая коррозия металла протекает
через
анодное
окисление
металла
и
катодное
восстановление окислителя
Me – nē → Меn+
Ox + nē → Red.
Окислителями при коррозии являются О2, Cl2, ионы
Fe3+, NO 3 и др. Наиболее часто при коррозии
наблюдается
катодное
восстановление
кислорода,
растворенного в воде:
H+,
О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН‾,
(1)
и ионов водорода:
2Н+ +2ē → H2, в кислой среде,
(2)
2Н2О + 2ē → Н2 + 2ОН‾ в щелочной (3)
и нейтральной средах.
В литературе по коррозии окислитель обычно
называют деполяризатором. Поэтому коррозия с участием
кислорода
называется
коррозией
с
кислородной
деполяризацией, а ионов водорода - коррозией с
водородной деполяризацией. Кроме анодных и катодных
реакций при электрохимической коррозии происходит
движение электронов в металле и ионов в электролите.
Электролитами могут быть растворы солей, кислот и
оснований, морская вода, почвенная вода, вода атмосферы,
содержащая CO2, SO2, O2 и др. Кроме электрохимических
реакций, при коррозии обычно протекают вторичные
123
химические реакции, например взаимодействие ионов
металла с гидроксид ионами, концентрация которых
повышается в результате катодных реакций
Меn+ + nОН‾ → Ме(ОН)n.
(4)
При коррозии железа с покрытием из менее активного
металла с кислородной деполяризацией (во влажной
атмосфере, в воде, во влажном грунте, в нейтральных
растворах солей) идут такие процессы:
О2 + 4ē + 2H2O → 4OH‾
1 на покрытии из менее
активного металла (катод)
Fe - 2ē +2H2O → 2Fe(OH)2 + 2H+
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2
2 на железе (анод)
Дальнейшее окисление Fe(OH)2 идет по реакции
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
Гидроксид Fe(III) придает продуктам коррозии железа
характерный бурый цвет. Следует помнить, что коррозия
возможна только в том случае, если потенциал металла в
данной среде меньше, чем потенциал окислителя
(φме < φокисл).
Потенциал кислорода в водных растворах при
атмосферном давлении рассчитывают из полуреакции
О2 + 4ē + 4Н+  2Н2О
по уравнению Нернста, которое примет вид
φ O2 / H 2O = 1,23 - 0,059 рН
(5)
Рассчитанные по этому уравнению значения
потенциала кислорода в кислой, нейтральной и щелочной
средах показывают, что большинство металлов, до серебра
включительно, окисляются кислородом независимо от рН
среды (табл. 10.1).
123
Таблица 10.1
Потенциалы различных окислительно-восстановительных систем в зависимости от рН среды(В)
Кислая среда
pH = 0
Нейтральная среда
pH = 7,0
Щелочная среда
pH = 14,0
О2/2Н2О
+1,228
O2/2H2O
+0,814
О2/4ОН‾
+0,401
2Н+/Н20
0
2Н2О/Н2
-0,414
2Н20/Н2
-0,827
Al3+/Al
-1,660
А1(ОН)3/А1
-1,880
AlO2/Al
-2,360
3+
Bi /Bi
+0,150
BiO /Bi
-0,044
Bi2O3/2Bi
-0,450
Cu2+/Cu
+0,340
Cu(OH)2/Cu
+0.190
Cu(OH)2/Cu
-0,216
2+
Cd /Cd
-0,400
Cd(OH)2/Cd
-0,409
Cd(OH)2/Cd
-0,822
Crз+/Cr
-0,744
Сr(ОН)3/Cr
-0,926
CrO 2 /Cr
-1,316
Mg2+/Mg
-2,360
Mg2+/Mg
-2,360
Mg(OH)2/Mg
-2,690
Ni2+/Ni
-0,250
Ni(OH)2/Ni
-0,304
Ni(OH)2/Ni
-0,7l0
2+
-0,440
Fe(OH)2/Fe
-0,460
Fe(OH)2/Fe-
-0,874
Fe /Fe
+
Pb2+/Pb
-0,126
Pb(OH)2/Pb
-0,136
Sn2+/Sn
-0,136
Sn(OH)2/Sn
-0,505
Zn2+/Zn
-0,760
Zn(OH)2/Zn
-0,814

2
PbO 2 /Pb
2
SnO 2 /Sn
2
ZnO 2 /Zn
-0,540
-0,907
-1,220
Для катодной реакции 2Н+ + 2е  Н2 при
атмосферном давлении уравнение Нернста примет вид
φ 2 H  / H = - 0,059 рН
(6)
2
Рассчитанные по этому уравнению потенциалы
водородного электрода с учетом рН среды (табл. 10.1)
показывают, что протекание процесса с водородной
поляризацией возможно лишь в том случае, если
потенциал металла меньше потенциала водородного
электрода.
Основные методы борьбы с коррозией: нанесение
защитных покрытий, электрохимическая защита, обработка
коррозионной среды и др. Покрытие называется анодным,
123
когда металл покрытия более активен (имеет меньший
потенциал), чем металл-основа; в противоположных
случаях покрытия называются катодными.
К основным же методам электрохимической защиты
металлов от коррозии относятся протекторная и катодная
защита. Сущность этих методов сводится к подаче на
защищаемый предмет избытка электронов, которые
затрудняют окисление металла. В случае протекторной
защиты источником этих избыточных электронов является
протектор - электрод из металла более активного, чем
металл защищаемого изделия. В случае катодной защиты
процесс подачи электронов на защищаемый предмет
производится внешним источником тока. Для этого
защищаемое изделие подключается к отрицательному
полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому оно
становится катодом, а анодом служит обычно стальной
электрод (протектор), в качестве которого используют листы
старого железа, куски рельсов и т.п.
Коррозия замедляется также введением в жидкую
среду различных веществ, называемых ингибиторами
(уротропин, мочевина, амины и др.).
Резкое уменьшение скорости коррозии металла,
вызванное торможением анодного процесса, называется
пассивацией.
Пассивность
металла
обусловлена
возникновением на его поверхности защитных пленок из
оксидов или адсорбированного кислорода. Защитные
пленки формируются при действии на металлы (Al, Cr, Ni,
Ti и др.) сильных окислителей или анодным окислением
металла.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1. Как идет коррозия химически чистого
цинка в растворе серной кислоты?
РЕШЕНИЕ. Идет процесс окисления цинка ионами
водорода по схеме: Zn + 2H+ → H2↑ + Zn2+. Процесс идет
медленно, так как ионы водорода на цинке разряжаются с
123
малой скоростью. По мере накопления ионов Zn2+ в
растворе процесс коррозии замедляется.
ПРИМЕР 2. Как происходит коррозия цинка,
находящегося в контакте с железом в кислой (рН = 0) и
нейтральной (рН = 7) средах? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав
продуктов коррозии?
РЕШЕНИЕ.
В
кислой
среде
окислителем
(деполяризатором) являются ионы водорода 0H  / H  0 ;
2
восстановителем
-
цинк

0
Zn 2  / Zn
 0,76 В
и
железо
0Fe 2 / Fe   0,44 В .
Оба металла могут окисляться ионами водорода, так
как их потенциалы меньше, чем потенциал окислителя.
Коррозии подвергается более активный металл - цинк
(меньше потенциал). Цинк, являясь анодом, посылает свои
ионы в раствор. Приток электронов с цинка затрудняет
переход ионов Fe2+ в раствор. Поэтому железо в указанной
гальванопаре
играет
роль
катода,
на
котором
восстанавливаются ионы водорода.
Следовательно
Анодный процесс
на цинке
Zn - 2ē → Zn2+
Катодный процесс
на железе
2Н++2 ē → Н2
+
2+
Zn + 2Н → Zn + Н2↑
Коррозия цинка в контакте с железом идет
значительнее быстрее, чем коррозия чистого цинка. Это
объясняется тем, что скорость разряда H+ на железе в
несколько раз выше, чем скорость его разряда на цинке.
В нейтральной среде обычно окислителем является
кислород, растворенный в воде 0O2 / 4OH  0,401В .
Восстановители в нейтральной среде будут иметь
следующие потенциалы: цинк 0Zn ( OH)2 / Zn   0,814 В ;
железо 0Fe( OH)2 / Fe   0,46 В . Цинк останется анодом, а
123
железо катодом, на котором будет восстанавливаться
кислород, растворенный в воде.
2 на железе
Zn - 2ē → Zn2+
O2 + 4ē +2H2O → 4OН‾ 1 на цинке
2Zn + O2 + 2Н2O → 2Zn2+ + 4OН
Анодный процесс
Катодный процесс
Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют
нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет
Zn(OH)2
2Zn2+ + 4OH‾ → 2Zn(OH)2↓
ПРИМЕР 3. Как происходит коррозия гальванопары
железо-алюминий в щелочном растворе (рН = 14)?
Составьте электронные уравнения катодного и анодного
процессов. Каков состав продуктов коррозии?
РЕШЕНИЕ. В щелочном растворе для амфотерных
металлов окислителем являются ионы водорода из воды
 H 2O / H 2   0,827 В ;
восстановители:
алюминий
AlO / Al   0,874 В ;
железо
2
 Fe( OH )2 / Fe   2,36 В .
Оба
металла могут окисляться ионами водорода воды, так как
их потенциалы меньше потенциала окислителя. Однако
основным объектом коррозии будет более активный металл
- алюминий (анод). Окислитель разряжается на железе
(катод).
Анодный процесс Al - 3ē + 4OH‾→ AlO 2 + 2H2O 2 на алюминии
Катодный процесс 2H2O + 2ē → H2 + 2OH‾
3 на железе

2Al + 2H2O + 2OH‾ → 2 AlO 2 + 3H2↑
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
181. Что называется коррозией металлов? Какие
различают
виды
коррозии?
Особенности
электрохимической коррозии. Почему химически
чистое железо более стойко против коррозии, чем
сталь?
123
182. Что понимается под термином деполяризатор?
Особенности
коррозии
с
водородной
и
кислородной
деполяризацией.
Приведите
конкретные примеры коррозии железа с
водородной и кислородной деполяризацией.
183. Как протекает коррозия в случае повреждения
поверхностного слоя оцинкованного железа во
влажной атмосфере? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов.
184. Какое железо коррозирует быстрее - находящееся
в контакте с оловом или медью? Какой металл
корродирует при контакте железа с цинком и
железа с никелем? Ответ мотивируйте.
185. Как происходит коррозия оцинкованного и
луженого железа в кислой среде при нарушении
покрытия? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов.
186. Как происходит электрохимическая коррозия
железа в контакте с углеродом в кислой среде?
Составьте электронные уравнения катодного и
анодного процессов. Каков состав продуктов
коррозии?
187. Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов атмосферной коррозии
луженого и оцинкованного железа при нарушении
покрытия. Каков состав продуктов коррозии?
188. Как происходит коррозия железа в контакте с
медью во влажном грунте? Составьте электронные
уравнения катодного и анодного процессов. Каков
состав продуктов коррозии?
189. Какой из металлов будет подвергаться коррозии
при контакте хрома с медью в соляной кислоте?
Составьте схему образующегося при этом
гальванического элемента. Какие продукты
123
коррозии образуются в результате катодного и
анодного процессов?
190. Как происходит электрохимическая коррозия в
серной кислоте при коррозии поверхностного слоя
медного покрытия на алюминии? Каков состав
продуктов коррозии?
191. Алюминий склепан с медью. Какой из металлов
будет подвергаться коррозии в кислой среде?
Составьте электронные уравнения катодного и
анодного процессов. Какие образуются при этом
продукты коррозии?
192. Что понимается под термином - катодное и
анодное металлопокрытие? На чем основано
создание таких покрытий? Приведите примеры
катодного и анодного покрытий железа.
193. Что называется пассивацией металла? Какие
металлы пассивируются в атмосферных условиях?
Как производится пассивация металлов и сплавов
электрохимическим путем?
194. В чем заключается сущность протекторной и
катодной защиты металлов от коррозии? Какие
преимущества имеют электрохимические методы
защиты
металлоконструкций?
Приведите
примеры.
195. Какой металл может служить протектором при
защите железа от коррозии в водном растворе с
рН = 14 в контакте с воздухом? Напишите
уравнения реакций протекающих процессов.
196. Составьте уравнения анодного и катодного
процессов
коррозии
железного
изделия,
покрытого свинцом, при нарушении покрытия во
влажном воздухе? Как называется такое
покрытие? Какие продукты коррозии при этом
образуются?
123
197. Чистую цинковую пластинку и цинковую
пластинку, покрытую медью, опустили в раствор
соляной кислоты. В каком случае процесс
коррозии цинка происходит быстрее? Составьте
электронные
уравнения
соответствующих
процессов.
198. Железное изделие покрыто никелем. Как
называется такое покрытие? Составьте уравнения
электродных процессов во влажном воздухе и в
растворе соляной кислоты при нарушении
целостности покрытия.
199. Какой металл целесообразнее выбрать для
протекторной защиты от коррозии свинцовой
оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Ответ
мотивируйте.
200. Почему железо слабо корродирует в щелочных
растворах, для которых значение рН больше 10?
Чем
объясняется
возможность
хранения
концентрированной серной кислоты в железной
бочке и почему в ней нельзя хранить
разбавленную? Какие вещества называются
ингибиторами коррозии? Приведите примеры.
11. КОМПЛЕКСНЫЕ (КООРДИНАЦИОННЫЕ) СОЕДИНЕНИЯ
Координационные соединения (комплексы) являются
продуктом
сочетания
отдельных
способных
к
самостоятельному существованию простых соединений.
В структуре комплексных соединений можно
различить
координационную
(внутреннюю)
сферу,
состоящую
из
центральной
частицы
комплексообразователя (чаще всего это положительно
заряженный ион) и окружающих его лигандов (ионы
противоположного знака или полярные молекулы).
В качестве комплексообразователей чаще всего
встречаются ионы d-металлов, в частности, Cu2+, Ag+,
123
Au3+, Cr3+, элементов VIII группы периодической системы.
Лигандами в комплексных соединениях часто бывают
галогенид-ионы: Сl‾, Br‾, I‾, F ‾; анионы CN‾, SCN‾, NO 2 ,
ОН‾, SO24 , CO32  ; нейтральные молекулы H2O, NH3, N2H4
(гидразин) и другие.
Число лигандов, окружающих комплексообразователь,
называется координационным числом. Достаточно часто
координационное число в 2 раза больше заряда иона
комплексообразователя. Так, координационное число 2 у
комплексообразователей Hg+1, Cu+1, Au+1, Ag+1.
Координационное число 4 характерно для ионовкомплексообразователей Cu2+, Hg2+, Zn2+, Be2+, Pt2+, Au3+,
Bi3+, Co2+. Координационное число 6 имеют ионыкомплексообразователи Fe2+, Fe3+, Pt4+, Al3+, Co3+, Ni2+,
Ni3+, Si4+.
Для
многих
ионов-комплексообразователей
координационное число может быть различным,
зависящим от природы лигандов и др. Например, в
комплексах Ni2+ возможны координационные числа 4 и 6.
Наиболее распространенными координационными числами
в комплексах являются 6 и 4.
Координационная (внутренняя) сфера имеет заряд,
равный
алгебраической
сумме
зарядов
комплексообразователя и лигандов, и заключается в
квадратные скобки.
Ионы, находящиеся за пределами координационной
сферы, образуют внешнюю сферу комплекса. Заряд
внешней сферы равен заряду внутренней сферы, но
противоположен по знаку.
Ниже приведены формулы комплексных соединений и
указаны степень окисления комплексообразователей и
лигандов, а также заряды внутренней и внешней сферы:

K 41 Fe2 (CN) 61
комплексообразователь - Fe2+;
123

4
лиганды – CN;
координационное число - 6;


4
внутренняя сфера - Fe2 (CN)6 ;
внешняя сфера - четыре иона K+.
Ag
1
(NH 3 )22

1
Cl1
комплексообразователь - Ag+1;
лиганды - NH3;
координационное число - 2;
внутренняя сфера - [Ag(NH3)2]+1,
внешняя сфера - Cl‫־‬1.
Встречаются комплексные соединения смешанного
типа (содержащие разные лиганды), например:
[Co(NH3)4Cl2]Cl, [Pt(NH3)4(H2O)2]Br4.
Названия комплексных солей образуются аналогично
названиям обычных солей с той лишь разницей, что
указываются лиганды и степень окисления центрального,
иона. Молекулы H2O и NH3 обозначаются соответственно
"аква" и "аммин". Например:
K2[PtCl6] - гексахлороплатинат (IV) калия;
[Сr(Н2О)6]Сl3 - хлорид гексааквахрома (III);
[Pt(NH3)2Cl2] - дихлордиамминплатина (II).
Ионы внешней сферы связаны с комплексным ионом
преимущественно электростатическими силами и легко
отщепляются в водном растворе. Эта диссоциация
называется первичной, она протекает почти нацело, по
типу диссоциации сильных электролитов.
Лиганды, находящиеся во внутренней сфере, связаны с
центральным атомом значительно прочнее и отщепляются
лишь в небольшой степени. Обратимый распад внутренней
сферы комплексного соединения называется вторичной
диссоциацией. Например:
123
[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]+Cl‫ ־‬- первичная диссоциация,
[Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2NH3 - вторичная диссоциация.
Вторичная диссоциация характеризуется наличием
равновесия между комплексной частицей, центральным
ионом и лигандами. Для данного процесса константа
равновесия, называемая константой нестойкости, равна:
Ag  NH 
=
Ag(NH ) 

KH
2
3

3 2
= 6,8·10‫־‬8
Чем больше константа нестойкости, тем легче
распадается комплексный ион на составные части и,
следовательно, тем он менее устойчив.
Показанный выше процесс диссоциации предполагает
распад
комплекса
на
конечные
продукты.
В
действительности диссоциация комплексных ионов
осуществляется ступенчато, аналогично ступенчатой
диссоциации слабых электролитов:
[PtCl4]2‫ ־‬+ H2O  [PtCl3H2O]‫ ־‬+ Сl‫־‬,
[PtCl3H2O]‫ ־‬+ H2O  [PtCl2(H2O)2]0Cl‫־‬,
[PtCl2(H20)2]0 + H2O  [Pt(H2O)3Cl]+ + Cl‫־‬,
[Pt(H2O)3Cl]+ + H2O  [Pt(H2O)4]2+ + Cl‫־‬.
В процессе ступенчатой диссоциации комплексных
ионов происходит последовательное замещение лигандов
на молекулы воды. В случае, если лиганды - анионы, заряд
комплекса становится более положительным.
Существуют комплексные соединения, у которых
внутренняя сфера неустойчивая, т.е. в водном растворе не
сохраняется, а распадается на составные части уже в
процессе первичной диссоциации. Для таких соединений
вторичной диссоциации не существует.
Например, соль K[Al(SO4)2] в водном растворе
распадается уже на стадии первичной диссоциации на
123
составные части:
K[Al(SO4)2] = K++Al3++ 2SO24
Такие соединения с неустойчивой внутренней сферой
называются двойными солями. Так, данная соль - двойная
соль серной кислоты и металлов калия и алюминия
KAl(SO4)2.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
ПРИМЕР 1.
Вычислите
заряды
следующих
комплексных ионов, образованных хромом (III); укажите
координационное число:
а) [Cr(H2O)5Cl];
б) [Cr(H2O)4Cl2];
в) [Cr(SCN)6]3‫־‬
Для иона (в) напишите выражение константы
нестойкости Кн.
РЕШЕНИЕ. Заряд иона хрома (III) равен +3, заряд
молекулы воды равен нулю, заряды хлорид- и роданидионов равны -1. Составляем алгебраические суммы зарядов
для каждого из указанных ионов, учитывая при этом
координационное число:
а) +3 + (-1) = +2;
б)+3 + 2 (-1) = +1;
в)+3 + 6 (-1) = -3.
Координационное число Cr(III) равно 6.
Константа
нестойкости
комплексного
иона
[Cr(SCN)6]3‫ ־‬имеет выражение
Cr  SCN 
=
Cr(SCN) 
3
KH
 6
36
ПРИМЕР 2. Напишите координационные формулы
комплексных соединений, если координационное число
123
комплексообразователя равно 4.
а) NaBr· CuBr2· H2O;
б) 2KI ·HgI2;
в) Cd(OH)2· 4NH3.
РЕШЕНИЕ:
В
координационных
формулах
комплексных
соединений
центральные
ионыкомплексообразователи - это ионы чаще всего d- или рметаллов, окруженные, согласно условию задачи,
четырьмя лигандами. Лигандами являются анионы или
нейтральные молекулы. Следовательно, суммируя заряды
комплексообразователя и лигандов, получаем ионы,
имеющие вид:
1
а) [Cu+2 Br3 (H2O)0]‫־‬1;

б) [Hg+2 I 4 ]2‫;־‬
0
в) [Cd2+ ( NH3 )4 ]2+.
К образованным комплексным ионам остается
приписать ионы внешней сферы так, чтобы заряд ионов
внешней сферы уравновесил заряд комплексных ионов.
Получаем следующие координационные формулы:
а) Na+[CuBr3(H2O)]‫;־‬

б) K 2 [HgI4]2‫;־‬
в) [Cd2+(NH3)4]2+(OH)2.
ПРИМЕР 3. Вычислить концентрацию ионов кобальта
в 0,0001 M растворе K4[Co(C2O4)3], содержащем 2 моль/л
избыточного Na2C2O4, если Кн = 1,1 10-8.
РЕШЕНИЕ.
Комплексный
ион
[Co(C2О4)3]4диссоциирует на центральный ион и лиганды как слабый
электролит:
2
[Co(C2О4)3]4-  Co2++3C2 O4
Константа нестойкости равна:
123



Co2    C O 2- 3
2 4


KH = 
= 1,1·10-8
4
Co(C 2O 4 )
В выражении Кн возможно использовать только
равновесные концентрации ионов. Определим их для
нашего случая.
Обозначим равновесную концентрацию ионов Co2+
через х.
2
В присутствии избыточного количества ионов C2O 4
равновесие диссоциации комплексного иона [Со(С2О4)3]4‫־‬
смещено влево. Поэтому допускаем, что равновесная
2
концентрация C2O4 определяется только присутствием в

2
растворе Na2C2O4, т.е. C2O4 = 2 моль/л.
По той же причине пренебрегаем той долей
комплексных ионов, которая подверглась диссоциации, и
принимаем
равновесную
концентрацию
недиссоциированных ионов равной их исходной
концентрации, т.е. 0,0001 моль/л.
3
x2
x 8
KH =
= 1,1·10–8;

4
0,0001 10
откуда х = 1,57·10-8 моль/л.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
201. Определите заряд комплексного иона, степень
окисления
и
координационное
число
комплексообразователя.
Назовите
данные
комплексные соединения: [Cr(H2O)6]Cl3; K2[HgI4];
Na2[Co(OH4)]; K3[BiCl3Br3]; [Cu(NH3)4]SO4.
202. Определите координационное число и заряд
комплексообразователя
в
следующих
соединениях. Для комплексных ионов напишите
выражения констант нестойкости:
123
[Ag(NH3)2]NO3; [Pt(NH3)4]Cl2; K4[Mo(CN)6].
203. Напишите
следующие
формулы
в
виде
комплексных соединений:
1) 2KCl·PtCl4;
2) CrCl3·6H2O;
3) Co(CN)6·3KCN;
4) 3NaNO2·Co(NO2)3.
204. Напишите уравнения диссоциации на ионы
следующих солей:
1) KMgCl3;
2) Na3[Ag(S2O3)2];
3) K2[Cd(CN)4];
4) Na3[Fe(NO2)6].
Напишите выражения констант нестойкости
комплексных ионов.
205. Определите заряд и координационное число
комплексообразователя, напишите выражение для
констант нестойкости следующих ионов:
1) [Fe(CN)6]3‫;־‬
2) [Cr(NH3)6]3+;
3) [Ag(S2O3)2]3‫־‬.
206. Вычислите концентрацию ионов кобальта в
0,01 M растворе [Co(NH3)6]Cl3, содержащем
2 моль/л избыточного аммиака, если Кн = 6,0·10‫־‬36.
Ответ: 9,4·10 -40 моль/л.
207. Как будет изменяться заряд комплексного иона
при последовательном замещении молекул NH3
1
ионами NO 2 в [Cr(NH3)6]Cl3?
Напишите формулы получившихся соединений.
208. Напишите
координационные
формулы
комплексных соединений:
1) NiCl2·2NH3·4H2O;
2) 3KNO3·Au(NO3)3;
3) Fe(CN)3·3KCN;
123
4) Cr(OH)3·KOH·2H2O,
если
координационное
число
комплексообразователя в этих соединениях равно
6.
209. Определите заряд комплексного иона, степень
окисления
и
координационное
число
комплексообразователя.
Назовите
данные
комплексные соединения:
1) Na2[Zn(CN)4];
2) [Pt(NH3)2Cl4];
3) [Cu(NH3)2]Cl;
4) [Fe(H2O)6](NO3)3.
210. Составьте
уравнения
электролитической
диссоциации следующих соединений:
1) [Pt(NH3)2Cl4];
2) K2[Cd(CN)4];
3) [Co(NH3)5NO2]Cl.
Напишите выражения для констант нестойкости
комплексных ионов.
211. Вычислите концентрацию ионов ртути в 0,01 М
растворе
K2[HgBr4],
содержащем
1 моль/л
22
избыточного KBr, если КH = 2,2·10‫ ־‬.
Ответ: 2,2·10‫־‬24моль/л.
212. На какие ионы диссоциирует двойная соль
KAl(SO4)2? Какая масса NaOH потребуется для
осаждения Al(OH)3 из 1 моля двойной соли
KAl(SO4)2?
Ответ: 120 г.
213. Хлорид серебра и гидроксид меди (II)
растворяются в растворе аммиака. Какие
комплексные соединения образуются? Напишите
уравнения реакций образования этих соединений.
214. Определите заряд комплексного иона, степень
окисления
и
координационное
число
123
комплексообразователя.
Назовите
данные
соединения:
1) Na2[Ni(CN)4];
2) Na3[Al(OH)6];
3) [Co(NH3)3F3];
4) [Co(H2O)6]SO4.
215. Составьте координационные формулы следующих
комплексных соединений платины:
1) PtCl4·6NH3;
2) PtCl4·4NH3;
3) PtCl4·2NH3.
Координационное число платины (IV) равно 6.
Напишите
уравнения
диссоциации
этих
соединений в водных растворах.

216. Из сочетания частиц Co3+, NH3, NO 2 и K+ можно
составить
семь
координационных
формул
комплексных соединений кобальта, одна из
которых [Co(NH3)6](NO3)3. Составьте формулы
других шести соединений и напишите уравнения
их диссоциации в водных растворах.
217. Константы нестойкости комплексных ионов
[Co(CN)4]2‫;־‬
[Hg(CN)4]2‫;־‬
[Cd(CN)4]2‫־‬
соответственно равны 8·10‫־‬20; 4·10‫־‬41; 1,4·10‫־‬17. В
каком растворе, содержащем эти ионы (при
равной молярной концентрации), концентрация
ионов CN‫ ־‬больше? Напишите выражения для
констант нестойкости указанных комплексных
ионов.
218. Составьте координационные формулы следующих
комплексных соединений кобальта:
CoCl3·6NH3,
CoCl3·5NH3, CoCl3·4NH3.
Координационное число кобальта (III) равно 6.
Напишите
уравнения
диссоциации
этих
соединений в водных растворах.
123
219. Определите величину и знак заряда комплексных
ионов.
Составьте
формулы
комплексных
соединений, дописав к комплексным катионам
или анионам соответствующие ионы внешней
сферы.
1) [Bi3+I4];
2) [Cr3+(NH3)5Cl];
3) [Pd2+(NH3)2(CN)2];
4) [Co3+(CN3)2(NO2)4].
220. Известно, что из раствора комплексной соли
CoCl3·6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор, а
из раствора CoCl3·5NH3 только ⅔ хлора.
Напишите координационные формулы этих солей
и уравнения их диссоциации.
12. ПРОГРАММИРОВАННЫЕ ВОПРОСЫ
ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
1. Металлические свойства уменьшаются в ряду:
1) I,Sb,As; 2) Ba,Pb,Bi; 3) Ca,Sc,Cr; 4) Ag,Rb,Cs
2. Электроотрицательность увеличивается в ряду:
1) Cu,As,Br; 2) Bi,Hg,Ba; 3) Sb,Sn,Sc; 4) K,Rb,Cs.
3. Электронная конфигурация 1s22s22p63s23p63d104s24p1
соответствует атому элемента:
1) скандий; 2) цинк; 3) иттрий; 4) галлий.
4. Атому элемента селен соответствует электронная
конфигурация:
1) 1s22s22p63s23p64s24p6;
2) 1s22s22p63s23p63d54s24p6;
3) 1s22s22p63s23d53s24p64d3;
4) 1s22s22p63s23p63d104s24p4.
5. Максимальное валентное состояние олова:
1) 1; 2) 2; 3) 4; 4) 6 .
123
6. Валентные электроны атома
Br находятся на
энергетическом уровне:
1) 1; 2) 2; 3) 5; 4) 4.
7. Электронная структура пятого энергетического
уровня возбужденного атома Cd:
1) 5s2; 2) 5s15p1; 3) 5s15f2; 4) 5s14f1.
8. Электронные аналоги атома Cd:
1) Ag, Zn; 2) Sr, Ba; 3) Zn, Hg; 4) Cs, Y.
9. Формула высшего оксида элемента с электронной
конфигурацией 1s22s22p63s23p63d14s2:
1) ЭО2; 2) ЭО; 3) Э2О3; 4) Э2О5.
10.В ядре наиболее распространенного изотопа тантала
содержится нейтронов:
1) 73, 2) 181, 3) 254; 4) 108.
2. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
1. Указать электролит, диссоциация которого в водном
растворе протекает обратимо:
1) NaOH,
2) HCl,
3) СH3COOH,
4) CuSO4.
2. В каком из приведенных рядов электролитов
наблюдается увеличение pH:
1) NH4Cl - NH4CN - NaCN;
2) KCl - KCN - NH4NO3;
3) KNO3 - KCl - KI;
4) NH4I - NH4СH3COO - (NH4)2S?
3. Между какими из приведенных пар электролитов
возможны реакции обмена:
1) K2SO4 + HCl,
2) Ba(OH)2 + HNO3,
123
4.
5.
6.
7.
8.
3) NH4Cl + NaBr,
4) CuSO4 + ZnCl2?
Раствор кислоты и основания смешивают в
эквивалентных соотношениях. Для каких из
перечисленных пар раствор имеет нейтральную
реакцию:
1) NH4OH + HCl,
2) NH4OH + СH3COOH,
3) NaOH + HCl,
4) NaOH + СH3COOH?
Добавление каких из перечисленных ниже
реагентов к раствору FeCl3 усилит гидролиз соли:
1) HCl,
2) Na2CO3,
3) Zn,
4) NH4Cl?
В растворе какой соли pH > 7:
1) Ca(CN)2,
2) NH4CN,
3) KCl,
4) BaCl2?
Продуктом гидролиза каких солей будут являться
основные соли:
1) Na3PO4,
2) K2CO3,
3) ZnCl2,
4) (NH4)2S?
Какова концентрация гидроксид-ионов в растворе с
рН = 5:
моль
1) 105
,
л
моль
2) 109
,
л
123
моль
,
л
моль
4) 107
?
л
9. Гидролиз каких из приведенных солей идет
необратимо:
1) Pb(NO3)2,
2) CuCl2,
3) ZnSO4,
4) Al2S3?
10. Как надо изменить концентрацию ионов Н+ в
растворе, чтобы рН раствора увеличился на
единицу:
1) увеличить в 10 раз,
2) увеличить на 1 моль/л,
3) уменьшить в 10 раз,
4) уменьшить на 1 моль/л?
3) 1011
3. ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ.
ТЕРМОХИМИЯ
1. В какой из перечисленных ниже реакций тепловой
эффект
ΔH О298 будет
являться
стандартной
энтальпией образования SO3(г):
1) S(г) + 3 O2(г) = SO3(г),
2
2) SO2(г) + 1 O2(г) = SO3(г),
2
3
3) S(к) +
O = SO3(г),
2 2(г)
4) Al2(SO4)3 = Al2O3 + 3SO3(г)?
2. Какое из перечисленных соединений HF(г), HCl(г),
HBr(г), HI(г) является наиболее устойчивым:
1) ΔH0f ,HF(гг = -270.7 кДж/моль,
2) ΔH0f ,HCl(гг = -92,30 кДж/моль,
123
3) ΔH0f ,HBr(гг = -35,98 кДж/моль,
4) ΔH0f ,HI(гг = 25,4 кДж/моль?
3. В какой из следующих реакций будет наблюдаться
увеличение энтропии:
1) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г),
2) C(к) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г),
3) 2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г),
4) H2S(г) + Cl2(г) = 2HCl(г) + S(к)?
4. При разложении 0,5 моль СО2 поглощается
196,7 кДж
тепла.
Определить
энтальпию
образования СО2:
1) +393,4 кДж,
2) -393,4 кДж,
3) -196,7 кДж,
4) +196,7 кДж.
5. При образовании 1 моля NH3 из простых веществ
выделилось 46,4 кДж тепла. Чему равна энтальпия
образования ΔH0f ,NH3 :
1) +23,2 кДж,
2) -23,2 кДж,
3) +46,4 кДж,
4) -46,4 кДж?
6. Какие реакции называются экзотермическими:
1) ΔH > 0,
2) ΔH < 0,
3) ΔS > 0,
4) ΔS < 0?
7. Для какого из перечисленных веществ энтальпия
образования равна нулю:
1) Zn(к),
2) O(г),
3) Al2O3,
4) S(г)?
123
8. В каком из следующих случаев реакция возможна
при любых температурах:
1) ΔH < 0, ΔS > 0;
2) ΔH > 0, ΔS > 0;
3) ΔH < 0, ΔS < 0;
4) ΔH = ΔS?
9. Каков знак ΔG процесса таяния льда при 263 К:
1) ΔG > 0,
2) ΔG = 0,
3) ΔG < 0,
4) Нет ответа?
10. Для следующих реакций указать правильные
соотношения изменения энтальпий:
KOH(р) + HCl(р) = KCl + H2O;
ΔH1;
NH4OH(р) + HCl(р) = NH4Cl + H2O; ΔH2:
1. ΔH1 > ΔH2,
2. ΔH1 < ΔH2,
3. ΔH1 = ΔH2,
4. ΔH1 = ΔH2 = 0
4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
1. Скорость реакции 2СО(г)+О2(г)2СО2(г) при
повышении давления в 5 раз увеличится:
1) в 5 раз, 2) в 25 раз, 3) в 50 раз, 4) в 125 раз?
2. Равновесие
реакции
I2(г) + 5СО2(г)I2O5(т) + 5СО(г); ΔН > 0 сместится вправо
() при:
1) понижении давления;
2) повышении концентрации СО;
3) повышении температуры;
4) дополнительном введении I2O5?
3. В системе 2SО2(г)+О2(г)2SO3(г) концентрацию
SО2 увеличили от 0,02 моль/л до 0,06 моль/л, а
123
4.
5.
6.
7.
8.
9.
концентрацию О2 от 0,05 моль/л до 0,1 моль/л.
Скорость реакции возросла в:
1) 100 раз; 2) 18 раз; 3) 12 раз; 4) 6 раз.
Реакция, в которой повышение давления и
понижение температуры вызовут смещение
равновесия в одну сторону, это:
1) SO3(г) + NO(г)  SO2(г) + NO2(г);
ΔН>0;
2) 4NO2(г) + О2(г)+2Н2О(ж)  4HNO3(ж); ΔН<0;
3) Н2(г) + S(ж)  H2S(г);
ΔН<0;
4) С(т) + О2(г)  СО2(г);
ΔН<0?
В гомогенной системе
N2 + 3H2  2NН3
равновесные
концентрации
составляют
[N2] = 0,01 моль/л,
[H2] = 2,4 моль/л,
[NH3] = 0,2 моль/л. Начальная концентрация азота
(моль/л) равна:
1) 0,09; 2) 0,11; 3) 0,3; 4) 2,25.
При повышении температуры на 400 С скорость
реакции увеличилась в 256 раз. Температурный
коэффициент скорости реакции равен:
1) 2; 2) 4; 3) 6; 4) 8.
Константа равновесия гомогенной реакции
СО + Н2О  Н2 + СО2 при некоторой температуре
равна 1. В состоянии равновесия концентрации
веществ
составили:
[Н2О] = 0,04 моль/л,
[CO2] = 0,02 моль/л. Начальная концентрация
монооксида углерода (моль/л) равна:
1) 0,01; 2) 0,02; 3) 0,03; 4) 0,04.
Для увеличения скорости реакции в 16 раз
(температурный
коэффициент
равен
4),
температуру следует повысить на:
1) 200С; 2) 300С; 3) 400С; 4) 500С.
Равновесие гомогенной реакции
СО2(г)+2SO3(г)CS2(г)+4O2(г); ΔН>0 сместится
влево (←) при:
123
1) повышении температуры;
2) повышении концентрации СО2;
3) повышении давления;
4) понижении концентрации О2.
10. Скорость каких реакций увеличивается с ростом
температуры:
1) любых;
2) протекающих с выделением энергии;
3) протекающих с поглощением энергии;
4) никаких.
5. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
1. К какому классу относится соединение, полученное
при взаимодействии гидроксида цинка с избытком
раствора щелочи:
1) основание, 2) соль, 3) оксид, 4) кислота?
2. Сколько молей аммиака необходимо для реакции
образования гидроксида гексааммин никеля (II):
1) 2, 2) 4, 3) 6, 4) 8?
3. Гидроксид бериллия растворяется в избытке
гидроксида калия. Сколько молей КОН потребуется
для этой реакции:
1) 4, 2) 3, 3) 2, 4) 1?
4. Константы нестойкости комплексных ионов имеют
2

Сo(CN)4 
Hg(CN) 4 2 ;
значения: 1)
;
2)
8 10 20
4 10 41
2
3


Сd(CN)4 
Сu(CN) 4 
3)
; 4)
.
1,4 10 17
5,0 10 31
В каком растворе при равной молярной
концентрации ионов СN ‾ больше
1) 2) 3) 4) ?
5. Какое из приведенных соединений является
123
6.
7.
8.
9.
комплексным
неэлектролитом,
если
координационное число платины (IV) равно шести:
1) PtCl4·6NH3;
2) PtCl4·4NH3;
3) PtCl4·2NH3;
4) PtCl4·2KCl?
Чему равен заряд следующих комплексных ионов:
[Cr(H2O)4Cl2];
[Pt(NH3)3Cl];
[Ag(NH3)2];
[Co(NH3)4(NO2)2], если комплексообразователями
являются Cr3+; Pt2+; Ag+; Co3+.
1) 1+, 2) 2+, 3) 3+, 4) 4+.
Определить
координационное
число
комплексообразователя
в
соединениях
K4[Fe(CN)6]; K3[Fe(CN)6]; [Pt(H2O)2(NH3)4]Cl4;
[Co(NH3)3(NO2)3].
1) 2, 2) 3, 3) 4, 4) 6.
Определить
степень
окисления
комплексообразователя
в
соединениях
[Cu(NH3)4]SO4; K2[PtCl4]; K4[Fe(CN)6]; K2[HgBr4].
1) 2, 2) 4, 3) 5, 4) 6.
Какому из приведенных соединений соответствует
правильно
составленная
формула,
если
комплексообразователь – Со3+ и координационное
число равно 6:
1) [Co(NO2)4(NH3)2]‫;־‬
2) [Co(H2O)3(NH3)3]‫;־‬
3) [Co(NH3)6]Na3;
4) [Co(H2O)4(NH3)2].
123
10. Иодид калия осаждает серебро в виде AgI из
раствора [Ag(NH3)2]NO3, но не осаждает его из
раствора
K[Ag(CN)2]
той
же
молярной
концентрации. Каково соотношение между
значениями констант нестойкости этих ионов
[Ag(NH3)2]+ (KH1) и [Ag(CN)2]‫( ־‬KH2):
1) (KH1) = (KH2),
2) (KH1) > (KH2),
3) (KH1) < (KH2),
4) (KH1) = (KH2) = 0
6. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
1. Какие из предложенных веществ проявляют только
окислительные свойства:
1) KClO4, 2) KNO2, 3) KCrO2, 4) KCl?
2. Какие из предложенных веществ проявляют только
восстановительные свойства:
1) KMnO4, 2) KNO3, 3) KI, 4) KClO?
3. Какие из предложенных веществ проявляют как
окислительные так восстановительные свойства:
1) KNO2; 2) KBr; 3) K2S; 4) KNO3?
4. Пользуясь таблицей 8.1 определить э.д.с. цинк платинового гальванического элемента при
моль
стандартных условиях ( СPt 2  C Zn 2  1
):
л
1) -1,953 В; 2) +1,953 В; 3) +0,427 В; 4) -0,427 В.
5. Вычислить электродный потенциал алюминия в
0,001 М растворе соли AlCl3:
1) +1,759 В; 2) -1,700 В; 3) -1,719 В; 4) +1,602 В.
6. На сколько измениться потенциал цинкового
электрода, если раствор соли цинка, в который он
погружен, разбавить в 10 раз:
1) возрастет на 59 мВ; 2) уменьшится на 59 мВ;
3) возрастет на 30 мВ; 4) уменьшится на 30 мВ?
123
7. Какой металл целесообразней выбрать для
протекторной защиты от коррозии свинцовой
оболочки кабеля: цинк, никель, хром, олово?
1) Ni; 2) Sn; 3) Cr; 4) Zn.
8. В
какой
последовательности
будут
восстанавливаться на катоде ионы Au3+; Cu2+; Ni2+;
Fe2+ с концентрацией каждого из них 1 моль/л при
постепенном повышении напряжения на ванне?
1) Au3+→Cu2+→Ni2+→Fe2+,
2) Cu2+→Au3+→Ni2+→Fe2+,
3) Fe2+→Ni2+→Cu2+→Au3+,
4) Fe2+→Cu2+→Ni2+→Au3+
9. При
прохождении
через
раствор
соли
трехвалентного металла тока силой 1,5 А в течение
30 минут на катоде выделилось 1,071 г металла.
Назвать металл, вычислив его атомную массу.
1) In, 2) Co, 3) Sr, 4) Sn.
10. Какое количество электричества потребуется для
выделения из раствора 2 г водорода и 2 г
кислорода?
1) 96500 Кл
2) 96500 Кл
393000 Кл
48250 Кл
3) 193000 Кл
4) 96500 Кл
24125 Кл
12065 Кл
Таблица 13.1
Ответы на программированные
вопросы самоконтроля
Тема
1
2
3
4
5
6
1
3
3
3
4
1
1
2
1
1
1
3
3
3
3
4
2
2
2
1
1
Номера вопросов
4
5
6
7
4
3
4
2
3
2
1
3
2
4
2
1
2
2
2
2
2
3
2
4
3
3
1
4
123
8
3
2
1
1
1
1
9
3
4
1
3
1
1
10
4
3
2
3
3
2
13. ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
№
варинт
а
1
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
32
33
Номера задач, относящихся к данному заданию
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
3
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
4
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
5
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
61
62
6
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
83
7
101
102
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
102
103
104
105
106
107
108
109
110,
111
112
113
114
123
8
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
123
124
125
126
127
128
129
130
13Ь
132
133
134
135
9
141
142
143
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
10
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
168
169
170
171
172
173
174
175
176.
177
178
179
180
11
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
191
192
12
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
201
202
203
Продолжение таблицы.
1
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
2
15
16
17
18
19
20
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
13
20
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
3
38
39
40
21
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
25
24
23
22
21
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
4
60
41
42
43
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
42
41
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
5
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
6
84
85
86
87
88
89
90
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
83
84
85
86
87
88
89
7
115
116
117
118
119
120
101
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
103
102
101
102
103
104
105
106
107
108
109
123
8
136
137
138
139
140
121
122
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
130
131
132
133
134
135
136
137
138
9
157
158
159
160
141
142
143
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
141
142
143
10
167
166
165
164
163
162
161
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
165
166
167
168
169
11
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
12
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
Продолжение таблицы.
1
70
71
72
73
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
00
2
14
15
16
17
18
19
20
3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
4
5
6
3
39
40
26
25
24
23
22
21
40
39
38
37
38
39
40
33
32
31
30
29
28
27
26
25
24
23
22
21
40
29
28
4
60
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
5
80
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
6
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
123
7
110
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
111
112
113
114
115
116
117
118
119
120
101
102
103
104
105
106
107
108
109
110
8
139
140
121
122
123
124
125
126
127
128
129
130
131
132
133
134
135
136
137
138
139
140
121
122
123
124
125
126
127
128
129
9
144
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
144
145
146
147
148
149
150
141
142
143
151
152
153
154
10
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
11
200
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
193
194
195
196
197
198
199
200
185
187
189
191
195
197
200
181
184
186
12
220
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
210
212
214
216
218
220
209
211
213
215
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1988.- 704 с.
2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей и
неорганической химии.- M.: Химия, 1986. - 269 с.
3. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А.
Сборник задач и упражнений по общей химии:
Учеб. пособие для нехим. спец. вузов. Изд. 2-е,
перераб. и доп.- M.: Высш.шк., 1991.- 228 с.
4. Шиманович И.Л. Химия. Методические указания,
программа, решение типовых задач и контрольные
задания для студентов-заочников инженернотехнических (нехимических) специальностей вузов.M.: Высш.шк., 1986.- 95 с.
5. Задания
по
неорганической
химии
для
программированного контроля /Под ред. А.Ф.
Воробьева и С.И. Дракина. - M.: МХТИ, 1981. - 49 с.
6. Домашние задания по неорганической химии для
студентов вечернего отделения. /Под ред.
А.Ф. Воробьева. - M.: МХТИ, 1980. - 49 с.
7. Саранов Е.И., Калиниченко И.И. Растворы и
окислительно-восстановительные реакции: Учебное
пособие. Изд. 3-е, перераб.- Свердловск: Изд-во УПИ,
1979. - 80 с.
123
123
ПРИЛОЖЕНИЕ
СОДЕРЖАНИЕ
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ............ 3
ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ "ХИМИЯ .................... 5
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ............................................. 10
1. Строение атома. Периодический закон
Д. И. Менделеева ........................................................... 10
2. Термохимия .................................................................... 17
3. Химическая кинетика и равновесие ............................. 25
4. Способы выражения концентрации растворов ........... 34
5. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные реакции ............................................................... 39
6. Гидролиз солей ............................................................... 52
7. Окислительно-восстановительные реакции ................ 60
8. Электродные потенциалы, гальваничеcкие
элементы и электродвижущие силы............................. 68
9. Электролиз...................................................................... 80
10.Коррозия металлов ....................................................... 89
11.Комплексные (координационные) соединения ......... 97
12.Программированные вопросы для самоконтроля ... 107
13.Таблица вариантов контрольных заданий ............... 118
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ ......... 121
ПРИЛОЖЕНИЕ ........................................................... 122
123
ЛР № 020465
от 11.03.2008
ХИМИЯ
Учебное пособие
Подписано в печать 20.03.2008
Формат 60 х 84 '/16
Печать трафаретная
Уч.-изд. л. 6,3. Усл. печ. л. 6,3.
Тираж 100 экз. Заказ
Отпечатано в издательстве ГОУ ВПО БрГУ
665709, Братск, ул. Макаренко, 40
123