КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный

23
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный
двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра).
Например: номер студенческого билета 86594, две последние цифры 94,
им соответствует вариант контрольного задания 94.
МОЛЬ. ЭКВИВАЛЕНТЫ И ЭКВИВАЛЕНТНЫЕ МАССЫ ПРОСТЫХ
И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
С 1 января 1963 г. введена Международная система единиц измерения
(СИ), состоящая из шести основных единиц: метр (м) – длина, килограмм (кг) –
масса, секунда (с) – время, ампер (А) – сила тока, кельвин (К) – термодинамическая температура, кандела (кд) – сила света. XIV Генеральная конференция
по мерам и весам (1971г) утвердила в качестве седьмой основной единицы
Международной системы моль (моль) – единицу количества вещества. Моль
равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных
элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 кг. При
применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или
специфицируемыми группами частиц. Моль вещества соответствует постоянной Авогадро NA=(6,022045  0,000031)  1023 моль-1 структурных элементов.
При применении понятия «моль» следует указывать, какие структурные элементы имеются в виду, например моль атомов Н, моль молекул Н2, моль протонов, моль электронов и т.п. Так заряд моля электронов равен 6,022  1023 e и отвечает количеству электричества, равному 1 фарадею (F). Масса моля атомов
или масса моля молекул (мольная или молярная масса), выраженная в граммах
(г/моль), есть грамм-атом данного элемента или соответственно грамммолекула данного вещества в прежнем понимании.
24
Пример 1. Выразите в молях: а) 6,02  1021молекул СО2; б)1,20  1024
атомов кислорода; в) 2,00  1023 молекул воды. Чему равна мольная (молярная)
масса указанных веществ?
Решение
Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02  1023). Отсюда а)
6,02  1021, т.е. 0,01 моль. б) 1,20  1024, т.е. 2 моль. в) 2,00  1023, т.е. 1/3 моль.
Масса моля вещества выражается в кг/моль или г/моль. Молярная (мольная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной в атомных единицах массы (а. е. м.).
Так как молекулярные массы СО2 и Н2О и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а. е. м., то их мольные (молярные) массы равны: а)
44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.
Пример 2. Определите число эквивалентности (z) и молярную массу эквивалента азота (М(1/z, N), серы (М(1/z, S) и хлора (М(1/z, Cl) в соединениях
NH3, H2S, HCl.
Решение
Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса
выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях.
Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества В,
которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции окисления-восстановления. Эквивалент – условная частица вещества В, которая в z(В) раз меньше соответствующей формульной единицы. Число z(В) называется числом эквивалентности.
Масса 1 эквивалента вещества (элемента) называется его молярной массой эквивалента (М(1/z, В)). Таким образом, эквиваленты выражаются в молях,
а молярные массы эквивалентов – в г/моль.
25
В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль
азота, 1/2 моль серы и 1 моль хлора. Отсюда z(N) = 3, z(S) = 1/2, z(Cl) = 1. Исходя из молярных масс этих элементов, определяем их молярные массы эквивалента: М(1/3, N) = 14/3 = 4,67 г/моль; М(1/2, S) = 32/2 = 16 г/моль; М(1/1, Cl)
= 35,45/1 = 35,45 г/моль.
Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла
требуется 2,24 дм3 водорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалента
оксида и молярную массу эквивалента металла. Чему равна атомная масса
металла?
Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление
1,013  105 Па (760 мм рт.ст. = 1 атм), температура 273 К или 00 С.
Решение
Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m(А) и m(В) пропорциональны их молярным массам эквивалентов
(объемам):
m( A)
m( B )

M (1 / z , A) M (1 / z , B )
(1)
m( MeO )
m( H 2 )

M (1 / z, MeO ) M (1 / 2, H 2 )
(2)
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см3, дм3, м3).
Объем, занимаемый при данных условиях молярной или молярной массой эквивалента газообразного вещества, называется молярным или, соответственно, эквивалентным объемом этого вещества. Молярный объем любого газа при н.у. равен 22,4 дм3. Отсюда эквивалентный объем водорода V (1/ 2, Н 2 ) ,
молекула которого состоит из двух атомов, т.е. содержит два моля атомов водорода, равен 22,4 : 2 = 11,2 дм3. В формуле (2) отношение
m( H 2 )
заменяем
M (1 / 2, H 2 )
26
равным ему отношением
VH 2
V (1 / 2, H 2 )
, где VH – объем водорода, V (1/ 2, H 2 ) – эк-
вивалентный объем водорода:
2
VН 2
m( MeO )

M (1 / z, MeO ) V (1 / 2, Н 2 )
(3)
Из уравнения (3) находим молярную массу эквивалента оксида металла
M (1 / z, MeO) :
7,09
2,24
;

M (1 / z, MeO ) 11,2
M (1 / z, MeO) 
7,09  11,2
 35,45г / моль
2,24
Согласно закона эквивалентов M (1/ z, MeO)  M (1/ z, Me)  M (1/ z, O2 ) , отсюда
M (1/ z, Me)  M (1/ z, MeO)  M (1/ z, O2 )  35,45  8  27,45г / моль . Молярная масса ме-
талла определяется из соотношения М(1/z, Ме) = М(Ме)/В, где М(1/z, Ме) –
молярная масса эквивалента металла, М(Ме) – молярная масса металла, В –
стехиометрическая валентность элемента; М(Ме) = М(1/z, Ме)  В = 27,45  2 =
54,9 г/моль. Так как атомная масса в а.е.м. численно равна молярной массе, выражаемой в г/моль, то искомая масса металла 54,9 а.е.м.
Пример 4. Сколько металла (г), молярная масса эквивалента которого
12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см3 кислорода (н.у.)?
Решение
Так как молярная масса О2 (32 г/моль) при н.у. занимает объем 22,4 дм3,
то объем эквивалентной массы кислорода (8 г/моль) будет
22,4 : 4 = 5,6 дм3 = 5600см3. По закону эквивалентов
VO2
m( Me)

M (1 / z, Me) V (1 / 4, O2 )
Откуда m( Me) 
или
m( Me) 310

12,16
5600
12,16  310
 0,673г .
5600
Пример 5. Вычислите числа эквивалентности и молярные массы эквивалентов H2SO4 и Al(OH)3 в реакциях, выраженных уравнениями:
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
(1)
H2SO4 + Mg = MgSO4 + H2O
(2)
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O
(3)
Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O
(4)
27
Решение
Молярная масса эквивалента сложного вещества, эквивалент и число эквивалентности элемента, может иметь различные значения и зависят от того, в
какую реакцию обмена вступает это вещество. Молярная масса эквивалента
кислоты (основания) равна молярной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп). Следовательно, число эквивалентности и молярная
масса эквивалента H2SO4 в реакции (1) соответственно равны z(H2SO4) = 1,
М(1/1, H2SO4) = 98/1 = 98 г/моль, а в реакции (2) z(H2SO4) = 2, М(1/2, H2SO4) =
98/2 = 49 г/моль. Число эквивалентности и молярная масса эквивалента Al(OH)3
в реакции (3) z(Al(OH)3) = 1, М(1/1, Al(OH)3) = 78/1 = 78 г/моль, а в реакции (4)
z(Al(OH)3) = 3, М(1/3, Al(OH)3) = 78/3 = 26 г/моль.
Задачу можно решить и другим способом. Так как H2SO4 взаимодействует с одной молярной массой эквивалента КОН и двумя молярными массами эквивалента магния, то ее молярная масса эквивалента равна в реакции (1) М/1
г/моль и в реакции (2) М/2 г/моль. Al(OH)3 взаимодействует с одной молярной
массой эквивалента HCl и тремя молярными массами эквивалента HNO3, поэтому его молярная масса эквивалента в реакции (3) равна М/1 г/моль, в реакции (4) М/3 г/моль.
Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида.
Вычислите молярную массу эквивалента металла (М(1/z, Ме).
Решение
При решении задачи следует иметь в виду: а) молярная масса эквивалента
гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной
группы; б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса эквивалента
химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
28
Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение
(1) примера 3:
3,85 M (1 / z, Me)  M (1 / z, NO3 )
;

1,60 M (1 / z, Me)  M (1 / z, OH  )
3,85 M (1 / z, Me)  62

1,60 M (1 / z, Me)  17
Получаем M (1 / z, Me)  15г / моль
Пример 7. В какой массе Ca(OH)2 содержится столько же эквивалентов, сколько в 312 г Al(OH)3?
Решение
Молярная масса эквивалента равна М(1/3, Al(OH)3) = М(Al(OH)3)/3 = 78/3
= 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Al(OH)3 содержится 312/26 = 12 эквивалентов. Молярная масса эквивалента Ca(OH)2 равна М(1/2, Са(OH)2) =
М(Са(OH)2)/2 = 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль  12
моль = 444 г.
Пример 8. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в
граммах.
Решение
Моль любого вещества (см. пример 1) содержит постоянную Авогадро NA
структурных единиц (в нашем примере молекул). Молярная масса H2SO4 равна
98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы
98
 1,63  10 22 г .
6,02  1023
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1.
Определите число эквивалентности и молярную массу эквивалента фосфора, кислорода и брома в соединениях PH3, H2O, HBr.
2.
В какой массе NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г
КОН?
Ответ: 100г.
3.
Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.
Ответ: 32,5 г/моль
29
4.
Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите
молярную массу эквивалента этого металла.
Ответ: 9 г/моль.
5.
Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 % кислорода. Вычислите
молярную массу эквивалента, молярную и атомную массы этого элемента.
6.
Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите молярную массу эквивалента металла, если на восстановление 1,017 г его оксида
израсходовалось 0,28 дм3 водорода (н. у.).
Ответ: 32,68 г/моль.
7.
Выразите в молях: а) 6,02  1022 молекул C2H2; б) 1,80  1024 атомов азота; в)
3,01  1023 молекул NH3. Какова молярная масса указанных веществ?
8.
Вычислите число эквивалентности и молярную массу эквивалента H3PO4 в
реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.
9.
В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равна
молярная и атомная массы этого металла?
10. Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г
двухвалентного металла требуется 0,69 дм3 кислорода (н.у.). Вычислите
молярную массу эквивалента, молярную массу и атомную массу этого металла.
11. Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.
Ответ: 103,6 г/моль.
12. Напишите уравнения реакций Fe(OH)3 с хлороводородной (соляной) кислотой, при которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид
дигидроксожелеза; б) дихлорид гидроксожелеза; в) трихлорид железа. Вычислите число эквивалентности и молярную массу эквивалента Fe(OH)3 в
каждой из этих реакций.
30
13. Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их числа эквивалентности и молярные массы эквивалентов.
14. В каком количестве Cr(OH)3 содержится столько же эквивалентов, сколько
в 174,96 г Mg(OH)2?
15. Избытком хлороводородной (соляной) кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с HCl и определите их числа эквивалентности и молярные массы эквивалентов.
16. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему
равна молярная и атомная массы металла?
17. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется
4,03 л водорода (н.у.). Вычислите молярную, атомную массы и молярную
массу эквивалента металла.
18. Исходя из молярной массы углерода и воды, определите абсолютную массу атома углерода и молекулы воды в граммах.
Ответ: 2,0  10-23 г; 3,0  10-23 г.
19. На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г
NaOH. Вычислите число эквивалентности, молярную массу эквивалента и
основность H3PO4 в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции.
Ответ: 0,5 моль; 49 г/моль; 2.
20. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO4 израсходовано
1,291 г КОН. Вычислите число эквивалентности, молярную массу эквивалента и основность кислоты. На основании расчета напишите уравнение
реакции.
Ответ: 0,5 моль; 41 г/моль; 2.
31
21. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Определить
молярную массу эквивалента металла.
Ответ: 9,01 г/моль.
22. Вычислите молярную массу двухвалентного металла и определите, какой
это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л кислорода (н.у.).
Ответ: 137,4; Ва.
23. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г серы.
Найдите молярные массы эквивалентов брома и металла, зная, что молярная масса эквивалента серы равна 16,0 г/моль.
Ответ: 79,9 г/моль; 9,0 г/моль.
24. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты.
Определите молярную массу эквивалента металла и объем выделившегося
водорода (н.у.).
Ответ: 56,0 г/моль; 3,36 л.
25. 1,60 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, зная, что
молярная масса эквивалента кальция равна 20,0 г/моль.
Ответ: 32,6 г/моль.
26. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия. Определите молярную массу эквивалента кислоты.
Ответ: 49,0 г/моль.
27. 0,376 г алюминия при взаимодействии с кислотой вытеснили 0,468 л водорода (н.у.). Определите эквивалентный объем водорода, зная, что молярная
масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/моль.
Ответ: 11,2 л/моль.
28. Сколько молекул содержится в 1,00 мл водорода при нормальных условиях?
Ответ: 2,69 . 1019.
29. Какой объем при нормальных условиях занимают 27 . 1021 молекул газа?
32
Ответ: 1 дм3.
30. Масса 200 см3 ацетилена при нормальных условиях равна 0,232 г. Определите молярную массу ацетилена.
Ответ: 26,0 г/моль.
СТРОЕНИЕ АТОМА
Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?
Решение
Движение электрона в атоме носит вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9 – 0,95) может
находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами
(координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, ml). Квантовые
числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые
числа определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (ml) атомной обитали в
пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис.1).
33
Рис. 1. Формы s-, p- и d- электронных облаков (орбиталей)
Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется
четырьмя квантовыми числами(n, l, ml, mS). Эти квантовые числа связаны с физическими свойствами электрона, и число n (главное квантовое число) характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; число l (орбитальное) –
момент количества движения (энергетический подуровень), число ml (магнитное) – магнитный момент, mS – спин. Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Электроны в атоме должны отличаться хотя
бы одним квантовым числом (принцип Паули), поэтому в АО могут находиться
не более двух электронов, отличающихся своими спинами (mS = 1/2). В табл.3
(приложение) приведены значения и обозначения квантовых чисел, а также
число электронов на соответствующем энергетическом уровне и подуровне.
Пример 2. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым (энергетическим) ячейкам.
34
Решение
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме
по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная
конфигурация обозначается группами символов nlx , где n - главное квантовое
число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение –s, p, d, f), x - число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот
энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией –
меньшая сумма n+l (правило Клечковского). Последовательность заполнения
энергетических уровней и подуровней следующая:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → (5d 1) → 4f
→ 5d → 6p → 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p
Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для элементов № 16 (сера) и
№ 22 (титан) электронные формулы имеют вид
16S
22Ti
1s22s22p63s23p4
1s22s22p63s23p63d24s2
Электронная структура атома может быть изображена также в виде схем
размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО). Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника
, кружка
или линейки ----, а элек-
троны в этих ячейках обозначают стрелками. В каждой квантовой ячейке может
быть не более двух электронов с противоположными спинами
В данном пособии применяют прямоугольники
,
или
.
. Орбитали данного под-
уровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а
затем по второму электрону с противоположными спинами (правило Хунда):
35
Пример 3. Определите число протонов и нейтронов в ядре атома железа.
Решение
1. Железо Fe в периодической системе элементов Д. И. Менделеева имеет
порядковый номер 26, следовательно, число протонов в ядре атома равно 26,
т.е. Z(Fe)=26.
2. Относительная атомная масса железа равна 56 (масса наиболее распространенного изотопа), т. е. Аr(Fе)=56. Используя формулу (Ar=Z+N, где Z –
число протонов, N – число нейтронов), вычисляем число нейтронов в ядре атома 56Fe:
N(Fe) = Ar(Fe) – Z(Fe); N(Fe)=56 – 26 = 30
Таким образом, строение атома можно изобразить при помощи следующей краткой записи:
56
26
Fe26 p,30n  .
Пример 4. Изотоп 101-го элемента – менделевия (256) был получен бомбардировкой α-частицами ядер атомов эйнштейния (253). Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.
Решение
Превращение атомных ядер обусловливается их взаимодействием с элементарными частицами или друг с другом. Ядерные реакции связаны с изменением состава ядер атомов химических элементов. С помощью ядерных реакций
можно из атомов одних элементов получить атомы других.
36
Превращения атомных ядер, как при естественной, так и при искусственной радиоактивности записывают в виде уравнений ядерных реакций. При этом следует помнить, что суммы массовых чисел (цифры, стоящие у символа элемента
вверху слева) и алгебраические суммы зарядов (цифры, стоящие у символа
элемента внизу слева) частиц в левой и правой частях равенства должны быть
равны. Данную ядерную реакцию выражают уравнением
256
Es 24He 101
Md  01n
253
99
Часто применяют сокращенную форму записи, Для приведенной реакции она имеет вид:253Es(, n)256Md. В скобках на первом месте пишут бомбардирующую частицу, а на втором, через запятую, - частицу, образующуюся при
данном процессе. В сокращенных уравнениях частицы 24 He , 11 H , 12 D , 01 n обозначают соответственно , p, d, n.
Пример 5. Исходя из сокращенных уравнений ядерных реакций
27
Al ( p, ) 24 Mg ; 9 Be ( , n)12 C ;
Co(n, )56 Mn ;
59
14
N (n, p)14 C ;
32
S (d , )30 P
напишите их полные уравнения.
Решение
Сокращенные уравнения
27
Al ( p, ) 24 Mg
9
Be ( , n)12 C
9
4
Co(n, )56 Mn
59
Полные уравнения
24
Al 11H 12
Mg  24He
27
13
Be  24He 126C  01n
56
Co 01n  25
Mn  24He
59
27
14
N (n, p)14 C
14
7
32
S (d , )30 P
32
16
N  01n146C 11H
30
S 12D 15
P  24He
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
31. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих
элементов?
32. Каково максимальное число электронов на 3- и 4-м энергетических уровнях? На каких подуровнях размещаются электроны в 3- и 4-м энергетических уровнях?
37
33. Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?
34. Медь имеет изотопы с массовыми числами 65 и 63. Укажите для каждого
изотопа порядковый номер, число протонов и нейтронов, заряд ядра.
35. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 26. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам.
К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
36. Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-, d- и fорбитали данного энергетического уровня? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31.
37. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К какому электронному семейству относится каждый из этих
элементов?
38. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или
4p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.
39. Изотоп никеля – 57 образуется при бомбардировке -частицами ядер атомов железа – 54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите
его в сокращенной форме.
40. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или
5p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.
41. Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов
периодической системы атомные массы выражаются дробным числом?
Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?
42. Назовите элементы 4-, 5- и 6-го периодов, у атомов которых d-орбитали
полностью заполнены электронами. Напишите электронные формулы ато-
38
мов этих элементов и укажите, к какому периоду, группе и подгруппе периодической системы они относятся.
43. Каковы электронные структуры атома железа и иона железа Fe3+?
44. В каких группах и подгруппах периодической системы находятся sэлементы? Назовите их.
45. Изотоп кремния-30 образуется при бомбардировке -частицами ядер атомов алюминия-27. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите
его в сокращенной форме.
46. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных d-орбиталей у атомов последнего элемента?
47. Изотоп углерода-11 образуется при бомбардировке протонами ядер атомов
азота-14. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.
48. Неустойчивый изотоп 1125 Na испускает -частицу. В ядро, какого элемента
он при этом превращается?
49. Какое целочисленное значение может принимать квантовое число l в зависимости от п?
50. Какие элементы в периодической системе называют s-, р-, d- и fэлементами?
51. Какое целочисленное значение может принимать квантовое число т в зависимости от l?
52. Каковы электронные структуры атома Ni0 и ионов Ni2+, Ni3+?
53. Что такое искусственные радиоизотопы, чем они отличаются от естественных радиоизотопов?
54. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28. Чему равен максимальный спин p-электронов у атомов первого и d-электронов у атомов второго элемента?
55. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных d-орбиталей в атомах этих элементов?
39
56. Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число ml
при орбитальном числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической
системе называются s-, p-, d-, f-элементами? Приведите примеры.
57. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml, mS характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают
для внешних электронов атома магния?
58. Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного
атома
некоторого
элемента
неверны:
а)1s22s22p53s1;
б)1s22s22p6;
в)1s22s22p63s23p63d4; г)1s22s22p63s23p64s2; д)1s22s22p63s23d2? Почему? Атомам, каких элементов отвечают правильно составленные электронные
формулы?
59. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит «провал» одного 4sэлектрона на 3d-подуровень. Чему равен максимальный спин d-электронов
у атома первого и p-электронов у атома второго элементов?
60. Квантовые числа для электронов внешнего энергетического уровня атомов
некоторого элемента имеют следующие значения: n = 4, l = 0, ml = 0, mS =
1/2. Напишите электронную формулу атома этого элемента и определите,
сколько свободных 3d -орбиталей он содержит.
61. В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома p7- или d12- электронов? Почему? Составьте электронную
формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.
62. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит «провал» одного 5sэлектрона на 4d–подуровень. К какому электронному семейству относится
каждый из этих элементов?
63. Назовите элементы 1-, 2- и 3-го периодов, у атомов которых s-орбитали
полностью заполнены электронами. Напишите электронные формулы ато-
40
мов этих элементов и укажите, к какому периоду, группе и подгруппе периодической системы они относятся.
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Пример 1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк ,
селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
Решение
Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д.М. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень
окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при
присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2 np6).
Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA – группах
и имеют структуру внешнего энергетического уровня s2p3,s2p4 и s2p5.
Элемент
Степень окисления
Соединения
высшая
низшая
As
+5
-3
H3AsО4;H3As
Se
+6
-2
SeO3;Na2Se
Br
+7
-1
KBrO4;KBr
Пример 2. У какого из элементов четвертого периода – марганца или
брома – сильнее выражены металлические свойства?
Решение
Электронные формулы данных элементов
25Mn
35Br
1s22s22p63s23p63d54s2
1s22s22p63s23p63d104s24p5
Марганец – d-элемент VIIB-группы, а бром – p-элемент VIIA-группы.
На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у брома
– семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого чис-
41
ла электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией
терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и
не образуют элементарных отрицательных ионов. Элементы, атомы которых на
внешнем уровне содержат более трех электронов, обладают определенным
сродством к электрону, а следовательно, приобретают отрицательную степень
окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы. Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для
всех групп, содержащих p- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.
Пример 3. Как зависят кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов от степени окисления атомов элементов, их образующих? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)?
Решение
Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления
свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это
объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности
связей Э ---- О и О ---- Н может протекать по двум типам:
ЭОН
Э+ + ОН-
ЭОН
ЭО- + Н+
Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (II) протекает, если EO-H < EЭ-О (высокая степень
окисления), а по основному типу, если EO-H > EЭ-О (низкая степень окисления).
42
Если прочности связей О – Н и Э – О близки или равны, диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В этом случае
речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах):
Эn+ + nOHЭ(OH)n = HnЭOn
как основание
nH+ + Эonn–
как кислота
Э – элемент, n- его положительная степень окисления. В кислой среде амфолит
проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислый характер:
Ga(OH)3 + 3HCl = GaCl3 + 3H2O
Ga(OH)3 + 3NaOH = Na3GaO3 + 3H2O
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
64.
Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета-, ортогерманиевой кислот и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.
65.
Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как
изменяется восстановительная активность s- и p-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
66.
Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность p-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
67.
Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей степени окисления.
Изобразите формулы этих соединений графически.
68.
Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как
изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе
периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.
69.
Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода
периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как
43
изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от
натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.
70.
Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов.
71.
Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).
72.
У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов
хрома и селена.
73.
Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод?
Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
74.
У какого из p-элементов пятой группы периодической системы – фосфора
или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель?
Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов.
75.
Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ba(OH)2 или Mg(OH)2; Ca(OH)2 или Fe(OH)2; Cd(OH)2 или Sr(OH)2?
76.
Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте
мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: CuOH или Cu(OH)2; Fe(OH)2 или Fe(OH)3;
44
Sn(OH)2 или Sn(OH)4? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II).
77.
Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот?
Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в
этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
78.
Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
79.
Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления
+2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих
этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих
амфотерность гидроксида хрома (III).
80.
Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда, как свойства простых тел изменяются периодически. Чем
это можно объяснить? Дайте мотивированный ответ.
81.
Какова современная формулировка периодического закона? Объясните,
почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий
помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием,
хотя и имеют большую атомную массу?
82.
Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
83.
Атомы, каких элементов четвертого периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э2O5? Какой из
них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам, и изобразите их графически.
45
84.
Укажите, как в приведенном ряду элементов О – S – Se – Te изменяется
способность принимать электроны, если известны величины электроотрицательности атомов этих элементов.
85.
Как изменяются свойства элементов второго периода периодической системы с увеличением заряда ядра атома элемента? Ответ подтвердите характером формирования электронных оболочек атомов элементов.
86.
Укажите, какое из сравниваемых двух соединений является более сильным основанием: а) NaOH или CsOH; б) Ca(OH)2 или Ba(OH)2; в) Zn(OH)2
или Cd(OH)2.
87.
Элемент в периодической системе имеет порядковый номер 25. Какие оксиды образует этот элемент? Какие свойства проявляют оксиды этого элемента? Образует ли этот элемент газообразное соединение с водородом?
88.
Какое строение электронных слоев у элементов подгруппы хрома при
степени их окисления +3? Как изменяются основные свойства гидроксидов
этих металлов по подгруппе сверху вниз?
89.
Запишите электронные формулы атомов элементов № 24 и № 34. Почему
они расположены в одном периоде (каком?) и в одной группе (какой?)?
90.
Атомы какого из элементов VП-А подгруппы в большей степени проявляют восстановительные свойства по отношению к фтору?
91.
Напишите электронные формулы ионов Se2- и Se6+. Почему для селена
характерны как окислительные, так и восстановительные свойства?
92.
Какой из атомов – хлор или йод – является окислителем при образовании
молекулы IСl из атомов? У какого из этих атомов сильнее выражена способность притягивать к себе электроны?
93.
На каком основании хром и сера, фосфор и ванадий расположены в одной
группе периодической системы? Почему их помещают в разных подгруппах?
46
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.
Пример 1. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами (спинвалентность), может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном (*) состояниях?
Решение
Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора
…3s23p3 (учитывая правило Хунда, 3s23px3py3pz) по квантовым ячейкам имеет
вид
Атомы фосфора имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен переход одного 3s-электрона в 3d-состояние:
Отсюда валентность (спинвалентность) фосфора в нормальном состоянии
равна трем, а в возбужденном – пяти.
Пример 2. Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое строение имеют молекулы типа ABn, если связь в них образуется за счет sp-, sp2-,
sp3- гибридизации орбиталей атома A?
Решение
Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только «чистых» АО, но и «смешанных», так называемых
гибридных, АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей
(электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака)
новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей
равно числу исходных.
47
Тип молекулы
Исходные
орбитали
атома А
Тип гибридизации
Число гибридных орбиталей
атома А
Пространственная конфигурация молекулы
AB2
AB3
AB4
s+p
s+p+p
s + p +p + p
sp
sp2
sp3
2
3
4
Линейная
Треугольная
Тетраэдрическая
Пример 3. Как метод молекулярных орбиталей (МО) описывает строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода?
Решение
Метод валентных связей (ВС) не может объяснить целый ряд свойств и
строение некоторых молекул (парамагнетизм молекулы О2; большую прочность
связей в молекулярных ионах F+2 и O+2 , чем, соответственно, в молекулах F2 и
O2; наоборот, меньшую прочность связи в ионе N+2, чем в молекуле N2 ; существование молекулярного иона He+2 и неустойчивость молекулы He2 и т.п.). Более плодотворным оказался другой подход к объяснению ковалентной связи –
метод молекулярных орбиталей (МО). В методе МО состояние молекулы описывается как совокупность электронных молекулярных орбиталей. При этом
число молекулярных орбиталей равно сумме атомных орбиталей. Молекулярной орбитали, возникающей от сложения атомных орбиталей (АО), соответствует более низкая энергия, чем исходным орбиталям. Такая МО имеет повышенную электронную плотность в пространстве между ядрами, способствует
образованию химической связи и называется связывающей. Молекулярной орбитали, образовавшейся от вычитания атомных, соответствует более высокая
энергия, чем атомным орбиталям. Электронная плотность в этом случае сконцентрирована за ядрами атомов, а между ними равна нулю. Подобные МО
энергетически менее выгодны, чем исходные АО, они приводят к ослаблению
химической связи и называются разрыхляющими. Электроны, занимающие
связывающие и разрыхляющие орбитали, называют соответственно связывающими (св) и разрыхляющими (разр) электронами. Заполнение молекулярных
орбиталей происходит при соблюдении принципа Паули и правила Хунда по
мере увеличения их энергии в такой последовательности:
48
σсв1s < σразр1s < σсв2s < σразр2s < σсв2px < πсв2py =
= πсв2pz < πразр2py = πразр2pz < σразр2px
На рисунке изображена энергетическая схема образования молекулярных
орбиталей из атомных для двухатомных гомоядерных (одного и того же элемента) молекул элементов второго периода. Число связывающих и разрыхляющих электронов зависит от их числа в атомах исходных элементов.
Рис.2 Энергетическая схема образования молекулярных орбиталей из атомных для
гомоядерных молекул второго периода.
Следует отметить, что при образовании молекул B2, C2, и N2 энергия связывающей 2px-орбитали больше энергии связывающих π2py- и π2pzорбиталей, тогда как в молекулах O2 и F2, наоборот, энергия связывающих
49
π2py- и π2pz-орбиталей больше энергии связывающей σ2px-орбитали. Это нужно учитывать при изображении энергетических схем (рис.) соответствующих
молекул.
Порядок связи в молекуле определяется разностью между числом связывающих и разрыхляющих орбиталей, деленной на два. Порядок связи может
быть равен нулю (молекула не существует), целому или дробному положительному числу.
Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляют формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s, p-, d-, f-орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами σ, π, δ, φ
Так, электронная конфигурация молекул О2 описывается следующим обO2[KK (σsсв)2 (σsразр)2 (σpxсв)2 (πpyсв)2(πpzсв)2πpyразрπpzразр]
разом:
Буквами КК показано, что четыре 1 s-электрона (два связывающих и два
разрыхляющих) практически не оказывают влияния на химическую связь.
Пример 4. Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом
и углеродом. Какие из связей наиболее и наименее полярны? Укажите, в сторону какого атома смещается общая электронная пара?
Решение
Используя значения относительных электроотрицательностей атомов
(табл. 4), находим разность относительных электроотрицательностей серы и
элемента, образующего с ней химическую связь:
а) сера – калий: 2,6 – 0,91=1,69, электронная пара смещена в сторону атома серы;
б) сера – водород: 2,6 – 2,1=0,5, электронная пара смещена в сторону атома серы;
в) сера – бром: 2,6 – 2,74=-0,14, электронная пара смещена в сторону атома брома;
50
г) сера – углерод: 2,6 – 2,5=0,1, электронная пара смещена в сторону атома серы.
Чем больше по абсолютной величине разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера – калий, наименее полярной – связь сера – углерод.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
94. Какую химическую связь называют ковалентною? Чем можно объяснить
направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды?
95. Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов определите, какая из
связей:HI, HCl, BrF - наиболее полярна.
96. Какой способ образования ковалентной связи называют донорноакцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH+4 и BF-4?
Укажите донор и акцептор.
97. Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы
BaCl2 и тетраэдрическое CH4?
98. Какую ковалентную связь называют σ-связью и какую π-связью? Разберите на примере строения молекулы азота.
99. Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?
100. Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная не спаренными
электронами?
51
101. Что называют электрическим моментом диполя? Какая из молекул HCl,
HBr, HI имеет наибольший момент диполя? Почему?
102. Какие кристаллические структуры называют ионными, молекулярными и
металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк – имеют указанные структуры?
103. Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекул H2S
и линейное молекулы СО2 ?
104. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы He2 и молекулярного иона He+2 по методу молекулярных орбиталей. Как метод МО объясняет устойчивость иона He+2 и невозможность существования молекулы
He2?
105. Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами, каких веществ она образуется? Почему H2O и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их
аналоги?
106. Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы.
107. Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень
окисления атома углерода и его валентность, обусловленную числом неспаренных электронов, в соединениях CH4, CH3OH, HCOOH, CO2.
108. Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными,
индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти силы, и какова
их природа?
109. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулярного иона H 2 и
молекулы Н2 по методу молекулярных орбиталей. Где энергия связи
больше? Почему?
52
110. Какие электроны атома бора участвуют в образовании ковалентных связей? Как метод валентных связей (ВС) объясняет симметричную треугольную форму молекулы BF3?
111. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы О2 по методу молекулярных орбиталей (МО). Как метод МО объясняет парамагнитные
свойства молекулы кислорода?
112. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы F2 по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле?
113. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы N2 по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле?
114. Укажите тип химической связи в молекулах Н2, Cl2, HCl. Приведите схему
перекрывания электронных облаков.
115. Пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислите
их разность для связей K – Cl, Ca – Cl, Fe –Cl, Ge –Cl. Какая из связей характеризуется наибольшей степенью ионности?
116. Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2, ICl5, NF3, OF2, ClF,
CO2? Укажите для каждой из них направление смещения общей электронной пары.
117. Почему не могут существовать устойчивые молекулы Ве2 и Nе2?
118. Какие типы гибридизации АО углерода соответствуют образованию молекул СН4, С2Н2, С2Н4, С2Н6?
119. В молекулах SO2 и SO3 атом серы находится в состоянии sp2гибридизации. Полярны ли эти молекулы? Какова их пространственная
структура?
53
120. Какая из связей Са – Н, С – S, О –Cl является наиболее полярной? К какому из атомов смещено молекулярное электронное облако?
121. Как влияет увеличение кратности связи на ее энергию и длину?
122. Молекула хлорида бора BCl3 имеет плоскую структуру, а хлорида азота
NCl3 – пирамидальную. Чем объясняется такое различие?
123. Какие гибридные облака атома углерода участвуют в образовании химической связи в молекулах CCl4, CO2?
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
(ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ)
При решении задач этого раздела используйте таблицу 5.
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют
термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а
также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных
условиях.
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения
в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел
термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют
термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты,
- эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы: - закона сохранения материи. Теплота Q,
поглощения системой, идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:
Q=∆U+A
54
Внутренняя энергия системы U- это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов,
внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы
без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение
внутренней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в
состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии,
является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс ∆U = U2 – U1, где ∆U- изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2 > U1, то ∆U > 0.Если U2 <
U1, то ∆U < 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат
формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы.
При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении А = p∆V, где ∆V- изменение объема системы (V2 – V1). Так
как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то
для изобарно-изотермического процесса (p-const, T-const) теплота Qp=∆U+p∆V;
Qp=(U2-U1)+p(V2-V1); Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1). Сумму U+pV обозначим через H,
тогда
Qp=H2-H1=∆H.
Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и
T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому
протекает
процесс.
Отсюда
теплота
реакции
в
изобарно-
изотермическом процессе Qp равна изменению энтальпии системы ∆H (если
единственным видом работы является работа расширения):
Qp = ∆H.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее
изменение (∆H) определяется только начальными и конечными состояниями
системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в
55
изохорно-изотермическом процессе (V = const, T = const), при котором ∆V = 0,
равна изменению внутренней энергии системы:
QV = ∆U.
Теплоты химических процессов, протекающих при p, T=const и V,
T = const, называют тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ∆H < 0
(Н2 < Н1), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается ∆H >0 (Н2
> Н1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражается через ∆rH.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой
эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (∆rH) равен сумме теплот образования (∆fH)
продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ
с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции
∆rH = ∑ ni∆fHпрод – ∑ nj∆fHисх
(4)
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОCl3 и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое
уравнение этой реакции.
Решение
Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений
указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а
также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В
термохимических реакциях, если это специально не оговорено, указывается
значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qp, равные изменению
энтальпии системы ∆rH.
Значение ∆rH приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения
56
агрегатного состояния веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.
Если в результате реакции выделяется теплота, то ∆rH < 0.
Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в
примере реакции:
PCl5(к) + H2O(г) = POCl3(ж) + 2HCl(г); ∆rH = -111,4 кДж.
Пример 2: Вычислите теплоту образования аммиака, исходя из реакции:
2NH3(г) + 1,5O2(г)N2(г) + 3H2O(ж)
rH = -766кДж
Теплота образования воды равна –286, 2 кДж/моль
Решение:
Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25 градусов Цельсия
0
(298 К) и 1,013  105 Па, и обозначают через  f H 298
.
Согласно следствия закона Гесса (тепловой эффект химической реакции
равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот
образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов)
0
0
0
0
N2(г)   3 f H298
H2O(ж)  2 f H298
NH3(г)   1,5 f H298
O2(г) .
rH =  f H 298
Отсюда находим
f H
0
298
( NH 3( г ) ) 
0
0
0
 f H 298
( N 2 ( г ) )  3 f H 298
( H 2O( ж ) )  1,5 f H 298
(O2( г ) )   r H
2
.
Так как теплоты образования простых веществ в стандартном состоянии
0
( NH 3( г ) ) 
равны нулю, следовательно  f H 298
3  (286,2)  (766)
 46,3кДж / моль
2
Пример 3. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением.
C2H6(г) + 3½O2 = 2CO2(г) + 3H2O(ж); ∆rH = -1559,87 кДж.
57
Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования CO2(г) и H2O(ж) (табл.5).
Решение
Необходимо вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое
уравнение которой имеет вид
2С(графит) + 3H2(г) = C2H6(г); ∆rH=?
Исходя из следующих данных:
а) C2H6(г) + 3½O2(г) = 2CO2(г) + 3 H2O(ж); ∆rH = -1559,87 кДж.
б) С(графит) + O2(г) = CO2(г); ∆rH = -393,51 кДж.
в) H2(г) + ½O2 = H2O(ж); ∆rH = -285,84 кДж.
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно
оперировать так же , как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) – на 3 , а затем сумму
этих уравнений вычесть из уравнения (а):
C2H6 + 3½O2 – 2С – 2O2 – 3H2 – 3/2O2 = 2CO2 + 3H2O – 2CO2 – 3H2O
∆rH = -1559,87 – 2  (-393,51) – 3  (-285,84);
∆rH = -1559,87 + 787,02 + 857,52;
C2H6=2С+3H2;
∆rH = +84,67 кДж.
Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным зна0
ком, то  f H 298
(C2 H 6 ) = -84,67 кДж. К тому же результату придем, если для реше-
ния задачи применить вывод из закона Гесса:
0
0
0
0
∆rH =2  f H 298
(CO2 ) + 3  f H 298
( H 2O) –  f H 298
(C2 H 6 ) – 3½  f H 298
(O2 )
Учитывая, что стандартные теплоты образования простых веществ
условно приняты равными нулю,
0
0
0
 f H 298
(C2 H 6 ) = 2  f H 298
(CO2 ) + 3  f H 298
( H 2O) – ∆rH
0
 f H 298
(C2 H 6 ) = 2  (-393,51) + 3  (-285,84) + 1559,87;
0
 f H 298
(C2 H 6 ) = -84,67 кДж.
Пример 4. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением: C2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж); ∆rH = ?
58
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования C2H5OH(ж) равна +42,36 кДж и известны
теплоты образования: C2H5OH(ж); CO2(г); H2O(ж)
(см. табл. 5).
Решение
Для определения ∆rH реакции необходимо знать теплоту образования
C2H5OH(ж). Последнюю находим из данных:
C2H5OH(ж) = C2H5OH(г); ∆rH = +42,36 кДж.
0
+42,36 = -236,31 –  f H 298
(C2 H5OH ( ж) ) ;
0
 f H 298
(C2 H5OH ( ж) ) = -235,31 – 42,36 = -277,67 кДж.
Вычисляем ∆rH реакции, применяя следствия из закона Гесса:
∆rH = 2  (-393,51) + 3  (-285,84) + 277,67 = -1386,87 кДж.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
124. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении
Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
Ответ: 2543,1 кДж.
125. Газообразный этиловый спирт C2H5OH можно получить при взаимодействии этилена C2H4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.
Ответ: -45,76 кДж.
126. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II)
водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeO(к) + CO(г) = Fe(к) + CO2(г); ∆rH = -13,18 кДж.
CO(г) + ½O2(г) = CO2(г); ∆rH = -283,0 кДж.
H2(г) + ½O2(г) = H2O(г); ∆rH = -241,83 кДж.
Ответ: +27,99 кДж.
127. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое
уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.
59
Ответ: +65,43 кДж.
128. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом,
в результате которой образуются CH4(г) и H2O(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 дм3 метана в пересчете
на нормальные условия?
Ответ: 618,48 кДж.
129. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих термохимических уравнений:
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(ж); ∆rH = -1168,80 кДж.
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ∆rH = -1530,28 кДж.
Ответ: 90,37 кДж/моль.
130. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на
нормальные условия?
Ответ: 78,97 кДж.
131. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений: H2(г) + ½O2(г) = H2O(ж); ∆rH= -285,84 кДж.
C(к) + O2(г) = CO2(г); ∆rH= -393,51 кДж.
CH4(г) + 2O2(г) = 2H2O(ж) + CO2(г); ∆rH= -890,31 кДж.
Ответ: -74,88 кДж/моль.
132. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида
кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из
следующих термохимических уравнений:
Ca(к) + ½O2(г) = CaO(к); ∆rH = -635,60 кДж.
H2(г) + ½O2(г) = H2O(ж); ∆rH = -285,84 кДж.
60
CaO(к) + H2O(ж) = Ca(OH)2(к); ∆rH= -65,06 кДж.
Ответ: -986,50 кДж/моль.
133. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров
воды и диоксида углерода равен –3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования C6H6(ж).
Ответ: +49,03 кДж/моль.
134. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С2Н2, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?
Ответ: 924,88 кДж.
135. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота.
Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л
NO в пересчете на нормальные условия?
Ответ: 452,37 кДж.
136. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением: CH3OH(ж) + 3/2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж); ∆rH = ?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота
парообразования CH3OH (ж) равна +37,4 кДж.
Ответ: -726,62 кДж.
137. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж
теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H5OH(ж).
Ответ: -277,67 кДж/моль.
138. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением
C6H6(ж) + 7½O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г); ∆rH = ?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота
парообразования бензола равна +33,9 кДж.
Ответ: -3135,58 кДж.
61
139. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана C2H6(г), в результате которой образуются пары
воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3
этана в пересчете на нормальные условия?
Ответ: 63742,86 кДж.
140. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(ж); ∆rH = -1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NH3(г).
Ответ: -46,19 кДж/моль.
141. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты.
Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.
Ответ: -100,26 кДж/моль.
142. При сгорании 1 дм3 ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты.
Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования
C2H2(г).
Ответ: 226,75 кДж/моль.
143. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из CaO(к) и
Н2О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.
Ответ: -635,6 кДж/моль.
144. Определите стандартную энтальпию (∆fН°298) образования РН3, исходя из
уравнения 2РН3(г) + 4О2(г) = Р2О5(к) + 3Н2О(ж), ∆rН°298= -2360 кДж.
Ответ: 5,3 кДж/моль.
145. Исходя из уравнения реакции СН3ОН(ж) + 3/2О2(г) = СО2(г) + Н2О(ж), ∆rН°298
= -726,5 кДж, определите стандартную энтальпию образования метилового
спирта (∆fН°298(СН3ОН(ж))).
Ответ: -238,6 кДж/моль.
62
146. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием СО) поглощается 8,24 кДж. Определите ∆fН°298(СuО).
Ответ: -162,1 кДж/моль.
147. При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось
6226 кДж. Найдите объем вступившего в реакцию кислорода (н.у.).
Ответ: 296,5 дм3.
ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО
При решении задач этого раздела см. табл. 5.
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при
другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны,
система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой
стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция
растет с понижением, а вторая с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.
Энтропия S , так же как внутренняя энергия U, энтальпия H , объем V и
др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H,
V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой
неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц:
при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или
разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью
системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п., ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (∆S) зависит только от начального (S1) и конечного
(S2) состояния и не зависит от пути процесса:
0
0
0
 r S 298
  ni S 298
прод   n j S 298исх
(5)
63
∆rS = S2 – S1. Если S2 > S1, то ∆S > 0. Если S2 < S1, то ∆S < 0.Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка  Т∆S. Энтропия выражается в Дж/ (моль  К). Таким образом, движущая
сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и
стремления к беспорядку (TS). При Р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ∆G, можно найти из соотношения: ∆G = (Н2 –
Н1) – (TS2 – TS1); ∆G = ∆Н – Т∆S.
Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или
энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии
Гиббса (∆G), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому
0
0
0
 r G298
  ni  f G298
прод   n j  f G298исх
(6)
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения
потенциала и, в частности, в сторону уменьшения rG. Если ∆rG < О, процесс
принципиально осуществим; если ∆rG > O, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆rG, тем сильнее стремление к протеканию данного
процесса и тем дальше он состояния равновесия, при котором ∆ rG = 0 и
∆rН = Т  ∆rS.
Из соотношения ∆rG = ∆rН – Т∆rS (7) видно, что самопроизвольно могут
протекать и процессы, для которых ∆rН > О (эндотермические). Это возможно,
когда ∆rS > О, но |T∆rS| > |∆rH|, и тогда ∆rG < O. С другой стороны, экзотермические реакции (∆rН < О) самопроизвольно не протекают, если при ∆rS < 0 окажется, что ∆rG>O.
Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше, в кристаллическом или парообразном при той же температуре?
Решение
Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле
частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в
определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1
64
моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию
можно рассматривать как
количественную меру хаотичности
атомно-
молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше
энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.
Пример 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе
CH4(г) + CO2(г) ↔ 2СО(г) + 2H2(г) ?
Решение
0
Для ответа на вопрос следует вычислить  r G298
прямой реакции. Значения
0
0
 r G298
соответствующих веществ приведены в табл. 5. Зная, что  r G298
есть
0
функция состояния и что  f G298
для простых веществ, находящихся в устойчи-
вых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим
0
 r G298
процесса из соотношения 6:

 

0
0
0
0
0
 r G298
= 2   f G298
(CO)  2   f G298
( H 2 )   f G298
(CH 4( г ) )   f G298
(CO2 ) = [2  (-137,27)+
+ 2  (0)] – [(-50,79) + (-394,38)] = +170,63 кДж.
0
То что  r G298
> 0, указывает на невозможность самопроизвольного проте-
кания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов
1,013  105 Па (760 мм рт.ст. = 1 атм.).
Пример 3. На основании стандартных теплот образования и абсолют0
ных стандартных энтропий веществ (табл. 5) вычислите  r G298
реакции, про-
текающей по уравнению СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г).
Решение
0
0
0
0
0
 T   r S 298
 r G298
=  r H 298
; где  r H 298
и  r S 298
- функции состояния, поэтому
0
0
0
0
0
0
;  r S 298
 r H 298
  ni  f H 298
  ni S 298
прод   n j  f H 298исх
прод   n j S 298исх
0
 r H 298
= (-393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж,
0
 r S 298
= (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) = +76,39 Дж/моль =
0,07639 кДж/К,
0
 r G298
= +2,85 – 298  0,07639 = -19,91 кДж.
65
Пример 4. Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по урав0
нению Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О(г);  r H 298
=+96,61 кДж. Возможна ли эта
реакция
при
стандартных
условиях,
если
изменение
энтропии
0
 r S 298
= 0,1387 кДж/моль)? При какой температуре начнется восстановление
Fe2О3?
Решение
0
0
0
0
 T   r S 298
Вычисляем  r G298
реакции:  r G298
=  r H 298
= 96,61 – 298  0,1387 =
0
+55,28 кДж. Так как  r G298
> 0, то реакция при стандартных условиях невоз-
можна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа
0
(коррозия). Найдем температуру, при которой  r G298
=0:
0
0
 r H 298
= T   r S 298
;T
0
 r H 298
96,61

 696,5 К
0
 r S298 0,1387
Следовательно, при температуре  696,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.
0
0
0
Пример 5. Вычислите  r H 298
,  r S 298
,  r G298
реакции, протекающей по
уравнению: Fe2O3(т) + 3С(графит) = 2Fe(т) + 3СО(г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температурах 500 и 1000 К?
Решение
0
0
 r H 298
и  r S 298
находим из соотношений (4) и (5):
0
 r H 298
= (3 (-110,52) + 2 0) – (-822,10 + 3 0) = -331,56 + 822,10 = +490,54
кДж;
0
 r S 298
= (227,2 + 3197,91) – (89,96 + 35,69) = 541,1 Дж/К
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соот0
0
0
 T   r S 298
ношения 7:  r G298
=  r H 298
 r G500 = 490,54 – 500  541,1/1000 = +219,99 кДж;
 r G1000 = 490,54 – 1000  541,1/1000 = -50,56 кДж.
Так как r G500 > 0, а  r G1000 < 0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.
66
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
0
148. Вычислите  r G298
для следующих реакций:
а) 2NaF(к) + Cl2(г) = 2NaCl(к) + F2(г)
б) PbO2(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnO(к)
Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить PbO2 цинком по реакции (б)?
Ответ: +313,94 кДж; -417,4 кДж.
149. При какой температуре наступит равновесие системы
4HCl(г) + O2(г)
0
2H2O(г) + 2Cl2(г);  r H 298
=-114,42 кДж?
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при
каких температурах?
Ответ: 891 К.
150. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению
Fe3O4(к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO2(г).
0
Вычислите  r G298
и сделайте вывод о возможности самопроизвольного проте0
кания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно  r S 298
в этом про-
цессе?
Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/К.
151. Реакция горения ацетилена идет по уравнению
С2Н2(г) + 5/2O2(г) = 2CO2(г) + H2O(ж)
0
0
Вычислите  r G298
и  r S 298
. Объясните уменьшение энтропии в результате этой
реакции.
Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/К.
152. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а)воды в пар;
0
б)графита в алмаз? Почему? Вычислите  r S 298
для каждого превращения.
Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.
Ответ: а) 118,78 Дж/К; б) –3,25 Дж/К.
67
153. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзо0
термическая реакция Н2(г) + CO2(г) = CO(г) + H2O(ж);  r H 298
= -2,85 кДж?
Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соот0
ветствующих веществ, определите  r G298
этой реакции.
Ответ: +19,91 кДж.
154. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях
в системе: 2NO(г) + O2(г)
0
2NO2(г). Ответ мотивируйте, вычислив  r G298
прямой реакции.
Ответ: -69,70 кДж.
155. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стан0
дартных энтропий соответствующих веществ, вычислите  r G298
реакции,
протекающей по уравнению: NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к). Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
Ответ: -92,08 кДж.
156. При какой температуре наступит равновесие системы:
157. СО(г) + 2H2(г)
0
CH3OH(ж);  r H 298
= -128,05 кДж?
Ответ:  385,5 К.
158. При какой температуре наступит равновесие системы:
СН4(г) + CO2(г)
0
2CO(г) + 2H2(г);  r H 298
= +247,37 кДж?
Ответ:  961,9 К.
159. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению: 4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -957,77 кДж.
160. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
68
щей по уравнению: СО2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -130,89 кДж.
0
0
0
161. Вычислите  r H 298
,  r S 298
,  r G298
реакции, протекающей по уравнению
Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(г).
Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 водородом при температурах 500 и
2000 К?
Ответ : +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,06 кДж.
162. Какие из карбонатов: ВеСО3, CaCO3 или ВаСО3 – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция
0
идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив  r G298
реакций.
Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.
163. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению: СО(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г). Возможна ли эта реакция
при стандартных условиях?
Ответ; -142,16 кДж.
0
0
0
164. Вычислите  r H 298
,  r S 298
и  r G298
реакции, протекающей по уравнению:
TiO2(к) + 2C(к) = Тi(к) + 2CO(г). Возможна ли реакция восстановления TiO2 углеродом при температурах 1000 и 3000К?
Ответ: +722,86 кДж ; 364,84 Дж/K ; +358,02 кДж ; -371,66 кДж.
165. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению: С2Н4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -1331,21 кДж.
166. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления
0
Fe3O4, протекающая по уравнению: Fe3O4(к) + CO(г) = 3FeO(к) + CO2(г);  r H 298
= +34,55 кДж.
69
Ответ:1102,4 К.
167. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида
фосфора,
протекающая
по
уравнению:
PCl5(г) = PCl3(г) + Cl2(г);
0
 r H 298
= +92,59 кДж.
Ответ: 509 К.
Вычислите изменение энтропии для реакций протекающих по уравнениям:
2СН4(г) = C2H2(г) + 3H2(г);
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г);
C(графит) + О2(г) = CO2(г).
0
Почему в этих реакциях  r S 298
> 0; < 0; = 0?
Ответ: 220,21 Дж/K; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.
168. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению 2Н2(г) + СО(г) = СН3ОН(г). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
Ответ: 155,65 кДж.
169. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению С2Н6(г) = С2Н4(г) + Н2(г). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
Ответ: 101,04 кДж.
170. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению С(графит) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г). Возможна ли эта реакция
при стандартных условиях?
Ответ: 91,3 кДж.
171. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям: а) 4НСl(г) + О2(г) = 2Н2О(ж) + 2Сl2(г);
б) С(графит) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г).
70
Объясните знак изменения энтропии.
Ответ: а) –366,33 Дж/К; б) 133,6 Дж/К.
172. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям: а) 2SО2(г) + О2(г) = 2SО3(г);
б) 2НСl(г) = Н2(г) + Сl2(г);
в) 2СО2(г) = 2СО(г) + О2(г).
Объясните знак изменения энтропии.
Ответ: а) –187,8 Дж/К; б) 20,2 Дж/К; в) 172,67 Дж/К.
173. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению 2NO2(г) = 2NО(г) + О2(г). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
Ответ: 69,70 кДж.
174. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению PbO(к) + С(графит) = СО(г) + Pb(к). Возможна ли эта реакция
при стандартных условиях?
Ответ: 51,22 кДж.
175. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям: а) СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(г); б) СО(г) + 3Н2(г) = СН4(г) + Н2О(г).
Объясните знак изменения энтропии.
Ответ: а) –172,33 Дж/К; б) –214,27 Дж/К.
176. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
щей по уравнению 2SО2(г) + Н2S(г) = 3S(к) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -108,59 кДж.
177. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
0
энтропий соответствующих веществ вычислите  r G298
реакции, протекаю-
71
щей по уравнению N2(г) + 2Н2О(ж) = NН4NО3(к). Возможна ли эта реакция
при стандартных условиях?
Ответ: 590,94 кДж.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство  r GP ,T < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для
оценки
кинетических
возможностей
реакции.
Так,
0
 r G298
(Н2О(г)) = -
0
228,59 кДж/моль, а  r G298
(AlI3(к)) = -313,8 кДж/моль и, следовательно, при
Т = 298 К и Р = 1,013  105 Па возможны реакции, идущие по уравнениям:
Н2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г)
(1)
2Al(к) + 3I2(к) = 2AlI3(к)
(2)
Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как
бы снимает кинетический “тормоз”, и тогда проявляется термодинамическая
природа вещества. Скорость химической реакции зависит от многих факторов,
основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в
реагирующей системе.
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г)
2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить
в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение
Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а, [O2] = b, [SO3]
= c. Согласно закону действия масс скорости и прямой и обратной реакций до
изменения объема: пр = kа2b
(8);
обр = k1с2 (9)
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация
каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2] = 3b,
72
[SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости ' прямой и обратной реакций:
'пр = k(3a)2(3b) = 27ka2b; 'обр = k1(3с)2 = 9k1с2. Отсюда
 'пр k  (3a) 2  (3b)

 27 ;
пр
k  a2  b
 'обр k  (3с) 2

 9.
обр
k  с2
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции,
протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется
эмпирическим правилом Вант – Гоффа по формуле: Т  Т  
2
Т 2 Т 1
10
1
(10).
Т Т
70  30
Т
  10  2 10  24  16
Т
2
1
2
1
Следовательно, скорость реакции Т при температуре 70 0С больше ско2
рости реакции Т 1 при температуре 30 0С в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:
СО(г) + Н2О(г)
СО2(г) + Н2(г)
при 850оС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: ССО = 3моль/л, C H O = 2моль/л.
2
Решение
При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия
данной системы:
пр = k1[CO][H2O];
Kc 
k1 [CO2 ]  [ H 2 ]

k2 [CO]  [ H 2O]
обр = k 2[CO2][H2];
(11)
73
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение
Кс входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [CO2] = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х
моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования
по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех
веществ:
[CO2] = [H2]= х моль/л; [CO] = (3 – х) моль/л; [H2O] = (2 – х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
х2= 6 – 2х – 3х + х2;
1
x2
;
3  x   2  x 
5х = 6 ,
х = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации: [CO2] =1,2 моль/л;
[H2] =1,2 моль/л; [CO] =3 – 1,2 =1,8 моль/л; [H2O] =2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора
протекает по уравнению: РСl5(г)
РСl3(г) + Сl2(г); ∆rН = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы
сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСl5?
Решение
Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение
равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие,
определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (∆rН > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl5
ведет к увеличению объема газообразных веществ (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону
прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и
уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.
74
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
178. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
а) S(к) + O2 = SO2(г);
б) 2SO2(г) + О2 = 2SO3(г).
Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем
уменьшить в четыре раза?
179. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы:
N2 + 3H2
2NH3. Как изменится скорость прямой реакции – образования
аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
180. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: C N = 0,049 моль/л; CO = 0,01 моль/л. Вы2
2
числите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0,005 моль/л.
Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [O2]= 0,0075 моль/л.
181. Реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3. Концентрации участвующих
в ней веществ были: C N = 0,80 моль/л; C H = 1,5 моль/л; C NH = 0,10 моль/л.
2
2
3
Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0,5 моль/л.
Ответ: [NH3] = 0,70 моль/л; [H2] = 0,60 моль/л.
182. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: C H =0,04 моль/л; CI = 0,05 моль/л. Вычислите началь2
2
ную скорость реакции и ее скорость, когда [H2] = 0,03 моль/л.
Ответ: 3,2  10-4; 1,92  10-4.
183. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в
газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80 оС. Температурный
коэффициент скорости реакции 3.
184. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60оС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?
75
185. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе,
при понижении температуры на 300 С, если температурный коэффициент
скорости данной реакции 2?
186. В гомогенной системе СО + Cl2
COCl2 равновесные концентрации
реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3 моль/л; [COCl2] = 1,2
моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО.
Ответ: К = 20; CCl = 1,5 моль/л; CCO = 1,4 моль/л.
2
187. В гомогенной системе А + 2В
С равновесные концентрации реаги-
рующих газов: [A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ
А и В.
Ответ: К = 250; CA = 0,276 моль/л; CB = 0,552 моль/л.
188. В гомогенной газовой системе А + B
C + D равновесие установилось
при концентрациях: [B] = 0,05 моль/л и [C] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ
А и В.
Ответ: CA = 0,22 моль/л; CB = 0,07 моль/л.
189. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5  10-4. Начальная концентрация N2O = 6,0
моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50 % N2O.
Ответ: 1,8 10-2; 4,5  10-3.
190. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
СО2 + С
2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования
СО, если концентрацию СО2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?
191. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
76
С + Н2О(г)
СО + Н2. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы
сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных
паров?
192. Равновесие гомогенной системы: 4НСl(г) + О2
2Н2О(г) + 2Cl2(г) устано-
вилось при следующих концентрациях реагирующих веществ; [H2O] = 0,14
моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л; [O2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.
Ответ: CHCl = 0,48 моль/л; CO = 0,39 моль/л.
2
193. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы:
CO (г) + H2O(г)
CO2(г) + H2(г),
если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,004
моль/л; [H2O] = 0,064 моль/л; [CO2] = 0,016 моль/л; [H2] = 0,016 моль/л.
Чему равны исходные концентрации воды и СО?
Ответ: К = 1; C H O = 0,08 моль/л; CCO =0,02 моль/л.
2
194. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г)
СО2 + Н2(г)
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: CCO =
0,10 моль/л; C H O = 0,40 моль/л.
2
Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л.; [H2O] = 0,32 моль/л.
195.
Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2
2NH3 при неко-
торой температуре равна 1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.
Ответ: [N2] = 8 моль/л; C N = 8,04 моль/л.
2
196. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы:
2NO + O2
2NO2 установилось при следующих концентрациях реаги-
рующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л.
Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и О2.
Ответ: К = 2,5; CNO = 0,3 моль/л; CO = 0,15 моль/л.
2
77
197. Почему при изменении давления смещается равновесие системы:
N2 + 3H2
2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2
2NO?
Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до, и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
198. Исходные концентрации CNO и CCl в гомогенной системе:
2
2NO + Cl2
2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычис-
лите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.
Ответ: 0,416.
199. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В
А2В, если кон-
центрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В
уменьшить в два раза?
Ответ: возрастёт в 2 раза.
200. Через некоторое время после начала реакции 3A + B
2C + D концен-
трации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [С] =
0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?
Ответ: СА = 0,042 моль/л; СВ = 0,014 моль/л.
201. В системе СО + Cl2
СОCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до
0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз
возросла скорость прямой реакции?
Ответ: в 12 раз.
202. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + О2(г)
2NO2(г), если:
а) увеличить давление в системе в 3 раза;
б) уменьшить объём системы в 3 раза;
в) повысить концентрацию NO в 3 раза?
Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой реакции до и
после изменения условий.
78
203. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при
увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в
15,6 раза?
Ответ: 2,5.
204. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во
сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру
на 25 градусов?
Ответ: в 8 раз.
205. Равновесие в системе Н2(г) + I2(г)
2 НI(г) установилось при следующих
концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л; [HI] = 0,09 моль/л.
Определить исходные концентрации йода и водорода.
Ответ: CH = 0,07 моль/л; CI = 0,05 моль/л.
2
2
206. В каком направлении сместятся равновесия:
2СО(г) + О2(г)
N2(г) + О2(г)
2СО2(г); ∆rН = - 566 кДж;
2NО(г); ∆rН = 180 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
207. Как повлияет на равновесие следующих реакций:
2Н2(г) + О2(г)
СаСО3(к)
2Н2О(г); ∆rН = – 483,6 кДж;
СаО(к) + СО2(г); ∆rН =179 кДж
а) повышение давления; б) повышение температуры?
208. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ и
давления можно сместить вправо равновесие реакции
СО2(г) + С(графит)
2СО(г).
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Для решения задач этого раздела необходимо пользоваться табл. 6.
79
Пример 1. Вычислите: а) массовую долю ( , %); б) молярную (С,
моль/дм3), в) молярную концентрацию эквивалента (С(1/z, А)); г)моляльную
(Сm) концентрации раствора Н3РО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр (Т,г/см3)
этого раствора?
Решение
а) Массовая доля растворенного вещества А ( (А)) показывает число
грамм (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора.
 ( A) 
m( A)
m( A)
m( A)
 100% или  ( A) 
 100% , (12)
 100% или  ( A) 
m( A)  m р ля
m р  ра
V р  ра   р  ра
где m(A) – масса растворенного вещества, г; mр-ля – масса растворителя, г; mр-ра
масса раствора, г; Vр-ра – объем раствора, см3; р-ра – плотность раствора, г/см3.
Так как массу воды 282 см3 можно принять равной 282 г (т. к. плотность
воды равна 1г/см3), то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно,

18
 100%  6% ;
300
б) молярная концентрация, или молярность, показывает число молей ( )
растворенного вещества, содержащих в 1 л раствора:
C ( H 3 PO4 ) 
 ( H 3 PO4 )
V р  ра
V р  ра 
m р  ра
 р  ра


m( H 3 PO4 )
,
M ( H 3 PO4 )  V р  ра
(13)
300 г
 290,98см 3  0,291дм3 ,
г
1,031 3
см
С ( H 3 PO4 ) 
18
 0,63 моль / дм3 ,
98  0,291
в) молярная концентрация эквивалента (С(1/z, А)), или нормальность, показывает число моль эквивалентов растворенного вещества А, содержащихся в
1 дм3 раствора: C 1 / z, A 
 1 / z , A
V р  ра

m( A)
m( A)
m( A)  z


1
M (1 / z , A)  V р  ра M ( A)   V
M ( A)  V р  ра
р  ра
z
80
или C1/ z, A  C( A)  z , где z – эквивалент. Так как z = 3, тогда М(1/3,Н3РО4) =
М/3 = 97,99/3 = 32,66 г/моль,
C (1 / 3, H 3 PO4 )  0,63  3  1,89 моль / дм3 ,
г) моляльная концентрация, или моляльность, показывает число молей
растворенного вещества А, содержащихся в 1 кг растворителя:
Сm ( A) 
 ( A)
m растворителя

m( A)
M ( A)  m растворителя
где mрастворителя= mр-ра – m(А), отсюда Сm ( A) 
(14);
18
моль
 0,65
97,99  0,282
кг
д) титром раствора называется число граммов растворенного вещества
А в 1 см3 (мл) раствора: T 
m( A)
m( H 3 PO4 ) 18
г
; T

 0,06185 3 , или зная моV р  ра
V р  ра
291
см
лярную концентрацию эквивалентов и молярную массу эквивалентов растворенного вещества, титр легко найти по формуле: T 
C (1 / z , A)  M (1 / z, A)
.
1000
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано
25 см3 0,5н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
Решение
Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной молярной концентрации эквивалента реагируют
в равных объемах. При разных молярных концентрациях эквивалента объемы
растворов реагирующих веществ обратнопропорциональны их молярным концентрациям эквивалента, т.е.
V1 C2 (1 / z , B )

или V1  C1 (1/ z, A)  V2  C2 (1/ z, B) (15),
V2 C1 (1 / z , A)
тогда 50  С (1/z, кислоты) = 25  0,5, откуда C (1 / z, кислоты) 
25  0,5
моль
 0,25
50
дм3
Пример 3: Сколько литров 96% раствора серной кислоты потребуется
для приготовления 20 л 0,5М раствора серной кислоты?
Решение:
81
Определяем, сколько граммов серной кислоты содержится в 20 дм3 0,5М
раствора: M H SO  98г / моль , С ( A) 
2
4
m( A)
, отсюда
M ( A)  V
mH 2 SO4  C ( H 2 SO4 )  M ( H 2 SO4 )  V  0,5  98  20  980г . Находим, в каком объеме 96%
раствора
 ( H 2 SO4 ) 
серной
кислоты
содержится
980 г
серной
кислоты:
m( H 2 SO4 )
m( H 2 SO4 )
 100% 
 100% , отсюда
m р  ра
 V
m( H 2 SO4 )  100% 980  100  10 3
V

 0,54дм 3 , где  = 1,84 г/см3 = 18400 кг/м3
 ( H 2 SO4 )  
96  1840
(табл.6). Следовательно, потребуется 0,54 дм3 96 % раствора серной кислоты.
Пример 4. К 1 л 10%-ного раствора КОН прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (пл.1,045 г/cм3). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную
концентрацию полученного раствора.
Решение
Массовая доля растворенного вещества (КОН) равна
 ( KOH ) 
m( KOH )
m( KOH )
 100% 
 100%
m р  ра
 V
Масса одного литра 10%-ного раствора КОН
m р  ра1  V р  ра1   р  ра1  1000  1,092  1092г .
В этом растворе m1 ( KOH )  m р  ра  1 ( KOH )  1092  0,1  109,2г .
1
Масса 0,5 л 5%-ного раствора m р  ра  500  1,045  522,5г . В этом растворе
12
m2 ( KOH )  m р  ра2   2 ( KOH )  522,5  0,05  26,125г .
В общем, объеме полученного раствора (2л) содержание КОН составляет
m1 ( KOH )  m2 ( KOH )  109,2  26,125  135,325г . Тогда молярная концентрация этого
раствора C ( KOH ) 
m( KOH )
135,325
моль

 1,21
.
M ( KOH )  V р  ра
56  2
дм3
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
209. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/см3.
Ответ: 2,1М; 4,2н.
82
210. Чему равна нормальность 30 %-ного раствора NaOH плотностью
1,328 г/см3? К одному литру этого раствора прибавили 5 дм3 воды. Вычислите массовую долю полученного раствора.
Ответ: 9,96н.; 6,3%.
211. К 3 дм3 10%-ного раствора HNO3 прибавили 5 дм3 2%-ного раствора той
же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8 дм3.
Ответ: 5,0 %; 0,82М.
212. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов и молярную концентрацию 20,8%-ного раствора HNO3 плотностью 1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 дм3 этого раствора?
Ответ: 3,70М; 4,17н.; 931,8 г.
213. Вычислите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и моляльную концентрацию 16%-ного раствора хлорида алюминия
плотностью 1,149 г/см3.
Ответ:1,38М; 4,14 н.; 1,43m.
214. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3 0,3н. раствора H2SO4 прибавить 125 см3 0,2н. раствора KOH?
Ответ: 0,14г KOH.
215. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3 раствора AgNO3, потребовалось 50 см3 0,2н. раствора HCl. Какова нормальность раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
Ответ: 0,1н.; 1,433 г.
216. Какой объем 20,01 %-ного раствора HCl (пл 1,100 г/см3) требуется для
приготовления 1 дм3 10,17 %-ного раствора (пл. 1,050г/см3)?
Ответ: 485,38 см3.
217. Смешали 10 см3 10 %-ного раствора HNO3 и 100 см3 30%-ного раствора
HNO3. Вычислите массовую долю полученного раствора.
Ответ: 28,38 %.
83
218. Какой объем 50 %-ного раствора KOH требуется для приготовления 3 дм3
6 %-ного раствора (пл. 1,048 г/см3)
Ответ: 245,5 см3.
219. Какой объем 10 %-ного раствора карбоната натрия (пл. 1,105 г/см3) требуется для приготовления 5 дм3 2%-ного раствора (пл. 1,02 г/см3)?
Ответ: 923,1 см3.
220. На нейтрализацию 31см3 0,16н. раствора щелочи требуется 217 см3 H2SO4.
Чему равны нормальность и титр раствора H2SO4?
Ответ: 0,023н.; 1,127  10-3 г/см3.
221. Какой объем 0,3н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3?
Ответ: 26,6 см3.
222. На нейтрализацию 1 дм3 раствора, содержащего 1,4 г KOH, требуется
50 см3 раствора кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалента
кислоты.
Ответ: 0,53н.
223. Какая масса HNO3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см3 0,4н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH?
Ответ: 0,882 г; 0,016 г/см3.
224. Какую массу NaNO3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить
20 % раствор?
Ответ: 100 г.
225. Смешали 300 г 20 %-ного раствора и 500 г 40 %-ного раствора NaCl. Чему
равна массовая доля полученного раствора?
Ответ: 32,5 %.
226. Смешали 247 г 62 %-ного и 145 г 18 %-ного раствора серной кислоты. Какова массовая доля полученного раствора?
Ответ: 45,7 %.
84
227. Из 700 г 60 %-ного раствора серной кислоты выпариванием удалили 200 г
воды. Чему равна массовая доля оставшегося раствора?
Ответ: 84 %
228. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему
равна массовая доля охлажденного раствора?
Ответ: 16,7 %.
229. Сколько граммов FeCl3 содержится в 300 см3 0,03 н. раствора?
Ответ: 0,49 г.
230. Сколько граммов (NH4)2SO4 нужно взять для приготовления 2 дм3 0,05 М
раствора? Какова молярная концентрация эквивалента такого раствора?
Ответ: 13,2 г; 0,1 н.
231. К 600 г раствора NaOH с массовой долей 15% прибавили 0,5 дм3 воды. Какова массовая доля NaOH в новом растворе?
Ответ: 8,18 %.
232. К 900 см3 воды прибавили 100 см3 раствора серной кислоты с массовой
долей вещества 60 %. Какова массовая доля H2SO4 в полученном растворе?
Ответ: 8,57 %.
233. Какой объём 2М HCl потребуется для нейтрализации 14 г КОН, содержащихся в 1 дм3 раствора? Чему равна молярная концентрация эквивалента
такого раствора щелочи?
Ответ: 0,125 л; 0,25 н.
234. Сколько молей воды и хлористого аммония NH4Cl нужно взять для приготовления 200 см3 раствора с массовой долей соли 25% и плотностью
1,07 г/см3?
Ответ: 8,92 моль Н2О; 1 моль NH4Cl.
235. Сколько молей HNO3 содержится в 250 см3 раствора с массовой долей
кислоты 30 %?
Ответ: 1,41 моль.
85
236. Определите массовую долю раствора, полученного при смешивании
100 см3 раствора H2SO4 c массовой долей 40 % и 500 см3 0,5М раствора
H2SO4 плотностью 1,07 г/см3.
Ответ: 11,5 %.
237. Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 9,28н. растворе NaOH
плотностью 1,310 г/см3.
Ответ: 28,3 %.
238. Какой объём 0,1М раствора Н3РО4 можно приготовить из 75 см3 0,75н.
раствора?
Ответ: 187,5 см3.
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Пример 1. Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2% водного раствора глюкозы C6H12O6.
Решение
По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение
температуры кипения раствора (∆t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнением:
t  K  Cm (A)
(16)
где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константа. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,520; Сm(А) – моляльная концентрация растворенного вещества А, моль/кг. Понижение температуры кристаллизации 2 %-ного раствора C6H12O6 находим из формулы (1): t  1,86 
2
 0,210 ; вода кристал180  0,098
лизуется при 00С, следовательно, температура кристаллизации раствора
р  ра
t зам
 0  0,21  0,210 С . Из формулы (1) находим и повышение температуры ки-
пения 2%-ного раствора: t  0,52 
2
 0,060 ; вода кипит при 1000С, сле180  0,098
р  ра
 100  0,06  100,060 С .
довательно, температура кипения этого раствора: tкип
86
Пример 2: Определите температуру кипения раствора, содержащего
1,84г нитробензола C6N5NO2 в 10 г бензола. Эбуллиоскопическая постоянная
бензола 2,53. Температура кипения чистого бензола 80,2 0С.
Решение
р  ра
р  ля
 tкип
 t
По закону Рауля tкип
t 
(17),
K эб  m( A)  1000 2,53  1,84  1000

 3,80 C .
m р  ля  M
10  123
Температура
кипения
раствора:
tкип  80,2  3,8  84,00 C .
Пример 3. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты C6H5COOH в
100 г сероуглерода, кипит при 46,529 0С, температура кипения сероуглерода
46,3 0С. Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.
Решение
Повышение температуры кипения ∆t = 46,529 – 46,3 = 0,2290.
Молярная масса бензойной кислоты 122 г/моль. Из формулы (1) находим
эбуллиоскопическую константу:
K эб 
t  M (C6 H 5COOH )  m р  ля
m(C6 H 5COOH )

0,229  122  0,1
 2,29 .
1,22
Пример 4. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при –0,2790C. Вычислить молярную массу глицерина.
Решение
Температура кристаллизации чистой воды 00С, следовательно, понижение
температуры кристаллизации ∆t = 0 – (– 0,279) = 0,2790.
Подставляя в уравнение (1) данные вычисляем молярную массу глицерина: M  K к 
m
11,04
г
 1,86 
 92
.
t  m р  ля
0,279  0,8
моль
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
239. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,2960С. Температура кристаллизации бензола 5,50С. Криоскопическая константа 5,10. Вычислите молярную массу растворенного вещества.
87
Ответ: 128 г/моль.
240. Вычислите массовую долю водного раствора сахара C12H22О11, зная, что
температура кристаллизации раствора –0,93 0С. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 14,6 %.
241. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2)2CO,
содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды
1,860.
Ответ: –1,03 0С.
242. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры C10H16O в 100 г бензола, кипит при
80,714 0С. Температура кипения бензола 80,20С. Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.
Ответ: 2,570.
243. Вычислите массовую долю водного раствора глицерина C3H5(OH)3, зная,
что этот раствор кипит при 100,39 0С. Эбуллиоскопическая константа воды
0,520.
Ответ: 6,45%.
244. Вычислите молярную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий
2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при –0,279 0С. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 60 г/моль.
245. Вычислите температуру кипения 6 %-ного раствора нафталина С10Н8 в
бензоле. Температура кипения бензола 80,2 0С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57 0С.
Ответ: 81,25 0С.
246. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при –0,465 0С. Вычислите молярную массу растворенного
вещества. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: 342 г/моль.
88
247. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 4,25 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718 0С. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,05 0С.
Ответ: 3,9о.
248. При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его повысилась на 0,81 0С. Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе. Эбуллиоскопическая константа бензола 2,57о.
Ответ: 8.
249. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равно –0,558 0С. Вычислите молярную массу
растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: 442 г/моль.
250. Какую массу анилина C6H5NH2 следует растворить в 50 г этилового эфира,
чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения
этилового эфира на 0,53о. Эбуллиоскопическая константа этилового эфира
2,12о.
Ответ: 1,16 г.
251. Вычислите температуру кристаллизации 2 %-ного раствора этилового
спирта С2Н5ОН. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: –0,82 0С.
252. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 75 г воды,
чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465 0С? Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: 1,12 г.
253. Вычислите массовую долю водного раствора глюкозы С6Н12О6, зная, что
этот раствор кипит при 100,26 0С. Эбуллиоскопическая константа воды
0,52о.
Ответ: 8,25 %.
89
254. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7 0С? Криоскопическая константа бензола 5,1о.
Ответ: 3,91 г.
255. Сколько граммов мочевины (NH2)2СО следует растворить в 250 г воды,
чтобы температура кипения повысилась на 0,26 0С? Эбуллиоскопическая
константа воды 0,52о.
Ответ: 7,5 г.
256. При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в 125 г воды температура
кристаллизации понижается на 0,372 0С. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Ответ: 92 г/моль.
257. Вычислите температуру кипения 15 %-ного водного раствора пропилового
спирта С3Н7ОН. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52о.
Ответ: 101,52 0С.
258. Вычислите массовую долю водного раствора метанола СН3ОН, температура кристаллизации которого –2,79 0С. Криоскопическая константа воды
1,86о.
Ответ: 4,58%.
259. На сколько градусов повысится температура кипения воды, если в 100 г
воды растворить 9 г глюкозы С6Н12О6? Эбуллиоскопическая константа
воды 0,52˚.
Ответ: на 0,26˚С.
260. При какой приблизительно температуре будет кипеть 50%-ный раствор
сахарозы С12Н22О11? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52˚.
Ответ: 101˚С.
261. При какой приблизительно температуре будет кристаллизоваться 40%-ный
раствор этилового спирта С2Н5ОН? Криоскопическая константа воды 1,86˚.
Ответ: -27˚С.
90
262. Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы:
а) понизить температуру кристаллизации на 1˚С; б) повысить температуру
кипения на 1˚С?
Ответ: а) 18,4 г; б) 65,8 г.
263. В 100 г Н2О содержится 4,57 г сахарозы С12Н22О11. Найдите: а) температуру кристаллизации раствора; б) температуру кипения раствора.
Ответ: а) -0,25˚С; б) 100,7˚С.
264. Какую массу глицерина С3Н5(ОН)3 нужно растворить в 500 г воды, чтобы
повысить температуру кипения на 1,5˚С? Эбуллиоскопическая константа
воды 0,52˚.
Ответ: 133,4 г.
265. Чему равна молярная масса растворенного в 500 г бензола неэлектролита
массой 76,1 г, если температура кристаллизации понизилась с 5,4˚С до
0,3˚С? Криоскопическая константа бензола 5,1˚.
Ответ: 152,2 г/моль.
266. Какое вещество – камфору С10Н16О или нафталин С10Н8 – растворили в
бензоле, если внесение 39 г этого вещества в 1000 г бензола привело к
снижению температуры кристаллизации на 1,3˚С? Криоскопическая константа бензола 5,1˚.
Ответ: камфора.
267. В каком отношении должны находиться массы воды и этилового спирта
С2Н5ОН, чтобы получить раствор, кристаллизирующийся при –20˚С?
Криоскопическая константа воды 1,86˚.
Ответ: 2:1.
268. При растворении 5,0 г вещества в 200 г воды получается не проводящий
тока раствор, кристаллизующийся при -1,45˚С. Определите
молярную
массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86˚.
Ответ: 32 г/моль.
ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (ИОННЫЕ) РЕАКЦИИ ОБМЕНА
91
При решении задач этого раздела пользуйтесь табл. 7 – 9.
Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена 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.
В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей
исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть
равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) HCl и NaOH; б)
Pb(NO3)2 и Na2S; в) NaClО и НNO3; г) К2СО3 и Н2SO4; д) СН3СООН и NaOH.
Решение
Взаимодействие этих веществ возможно, либо в результате происходит
связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2О, HСlO), осадка
(PbS), газа (СО2).Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в
молекулярном виде:
а) НСl + NaOH = NaCl + H2O
в ионном виде:
H   Cl   Na  OH   Na  Cl   H 2O
исключив одинаковые ионы Na  и Cl  из обеих частей равенства получим
краткое инно-молекулярное уравнение: H   OH   H 2O
б) Pb(NO3)2 + Na2S = PbS + 2NaNO3
Pb2   2 NO3  2 Na   S 2   PbS  2 Na   2 NO3
Pb2   S 2   PbS 
в) NaClO + HNO3 = NaNO3 + HСlO
Na   ClO   H   NO3  Na   NO3  HClO
H   ClO   HClO
92
г) К2СО3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + Н2О
2 K   CO32   2 H   SO42   2 K   SO42   CO2   H 2O
CO32   2 H   CO2   H 2O
д) В реакции два слабых электролита (СН3СООН и H2O), но так как реакции идут в сторону большего связывания ионов и вода – более слабый электролит (константа диссоциации воды 1,8  10-16 (табл. 8)), чем уксусная кислота
(константа диссоциации уксусной кислоты 1,8  10-5 (табл.8)), то равновесие реакции смещено в сторону образования воды:
СН3СООН
+
NaOH
=
CH3COONa + H2O
CH 3COOH  Na   OH   CH 3COO   Na   H 2O
CH 3COOH  OH   CH 3COO   H 2O
Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) SO32- + 2H+ = SO2 + H2O
б) Pb2+ + CrO42- = PbCrO4
в) НСО3- + ОН- = СО32- + Н2О
г) ZnOH+ + H+ = Zn2+ + H2O
В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует
исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов (табл. 7).
Например:
а) Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O
б) Pb(NO3)2 + К2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3
в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О
г) ZnOHCl + HCl = ZnCl2 + H2O
93
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
269. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO3 и NaOH; б) К2SiO3 и HCl; в)
BaCl2 и Na2SO4.
270. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) К2S и HCl; б) FeSO4 и (NH4)2S; в)
Сr(OH)3 и КОН.
271. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются
ионно-молекулярными уравнениями: а) Mg 2   CO32   MgCO3
б) H   OH   H 2O
272. Какое из веществ: Al(OH)3; Н2SO4; Ba(OH)2 – будет взаимодействовать с
гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионномолекулярными уравнениями.
273. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) КНСО3 и Н2SО4; б) Zn(OH)2 и NaOH; в)
СаСl2 и AgNO3.
274. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и Н2S; б) ВаСO3 и НNO3; в) FeCl3
и КOH.
275. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются
ионно-молекулярными уравнениями: а) Cu 2   S 2   CuS 
б) SiO32   2 H   H 2 SiO3
276. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)2 и HCl; б) ВеSO4 и КОН; в)
NH4Cl и Ва(ОН)2.
277. Какое из веществ: КНСО3, СН3СООН, NiSO4, Na2S – взаимодействует с
раствором
серной
кислоты?
Запишите
молекулярные уравнения этих реакций.
молекулярные
и
ионно-
94
278. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO3 и К2СrO4; б) Pb(NO3)2 и KI; в)
СdSO4 и Na2S.
279. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями: а) CaCO3  2 H   Ca 2   H 2O  CO2 
б) Al (OH )3  OH   AlO2  2 H 2O
в) Pb2   2I   PbI2 
280. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Ве(ОН)2 и NaOH; б) Cu(OH)2 и HNO3; в)
ZnOHNO3 и HNO3.
281. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na3PO4 и CaCl2; б) К2СО3 и ВaСl2; в)
Zn(OH)2 и КОН.
282. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
Fe(OH )3  3H   Fe3  3H 2O
Cd 2   2OH   Cd (OH )2 
H   NO2  HNO2
283. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CdS и HCl; б) Cr(OH)3 и NaOH; в)
Ва(ОН)2 и СоСl2.
284. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями: а) Zn2   H 2 S  ZnS  2H 
б) HCO3  H   H 2O  CO2 
в) Ag   Cl   AgCl 
285. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) H2SO4 и Ba(OH)2; б) FeCl3 и NH4OH; в)
СН3СООNa и HCl.
95
286. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) FeCl3 и КОН; б) NiSO4 и (NH4)2S; в)
MgCO3 и HNO3.
287. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями: а) Be (OH )2  2OH   BeO22   H 2O
б) CH 3COO   H   CH 3COOH
в) Ba 2   SO42   BaSO4 
288. Какое из веществ: NaCl, NiSО4, Bе(OH)2, КНСО3 – взаимодействует с раствором
гидроксида
натрия.
Запишите
молекулярные
и
ионно-
молекулярные уравнения этих реакций.
289. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Pb(NO3)2 и KI; б) NiCl2 и H2S; в) K2CO3 и
HCl.
290. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и NaOH; б) CaCO3 и HNO3; в)
Na2SO3 и H2SO4.
291. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Fe(OH)3 и HCl; б) CaO и HNO3; в)
NH4Cl и KOH.
292. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными
уравнениями:
а)
NO2  H   HNO2 ;
б)
Cu 2   2OH   Cu(OH )2 ; в) Zn 2   S 2   ZnS .
293. Какое из веществ: Na2CO3; HNO3; Al(OH)3; KOH – взаимодействует с раствором соляной кислоты? Запишите молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения этих реакций.
294. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CaCl2 и Na3PO4; б) Zn(NO3)2 и KOH; в)
AlBr3 и AgNO3.
96
295. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются
ионно-молекулярными
уравнениями:
а)
CO32   2 H   CO2   H 2O ;
б)
Fe(OH )2  2 H   Fe2   2H 2O .
296. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными
уравнениями:
a)
Ag   Cl   AgCl  ;
б)
Al (OH )3  3H   Al 3  3H 2O ; в) H   OH   H 2O .
297. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Pb(CH3COO)2 и Na2S; б) Ca(OH)2 и CO2;
в) Al2O3 и HCl.
298. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) СH3COOH и NaОН; б) Zn(OH)2 и HNO3;
в) AgNO3 и NaI.
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 изменение рН среды, называется гидролизом. Гидролиз протекает
в трех случаях: если соль образована слабым основанием и сильной кислотой,
сильным основанием и слабой кислотой, слабым основанием и слабой кислотой; если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, то гидролиз
не протекает.
Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей: а) КСN; б) Na2CO3; в) ZnSO4. Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение
а) Цианид калия КСN – соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. 8)
НСN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы КСN полностью диссоциируют на катионы К+ и анионы СN-. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы же СN-
97
связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита НСN. Соль
гидролизуется, как говорят, по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CN   HOH
или в молекулярной форме: KCN  H2O
HCN  OH

HCN  KOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов
ОН-, поэтому раствор КСN имеет щелочную реакцию (рН > 7).
б) Карбонат натрия Na2CO3 – соль слабой двуосновной кислоты Н2СО3 и
сильного основания NaOH. В этом случае анионы соли CO32  , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли HCO3 , а не молекулы Н2СО3,
так как ионы HCO3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В
стандартных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется
по аниону.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза: CO32   HOH
или в молекулярной форме:
Na2CO3  H 2O
HCO3  OH 
NaHCO3  NaOH
В растворе появляется избыток ионов ОН-, поэтому раствор Na2CO3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).
в) Сульфат цинка ZnSO4 – соль слабого двукислотного основания
Zn(OH)2 и сильной кислоты Н2SO4. В этом случае катионы Zn2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование
молекул Zn(OH)2 не происходит, так как 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: Zn 2   HOH
или в молекулярной форме: 2ZnSO4  2H2O
ZnOH   H 
(ZnOH )2 SO4  H2 SO4
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO4
имеет кислую реакцию (рН < 7).
Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов
Al(NO3)2 и К2СО3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение
реакции.
98
Решение
Соль Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, а К2СО3 – по аниону:
Al 3   HOH
CO32   HOH
AlOH 2   H 
HCO3  OH 
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное
усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН- образуют молекулу слабого электролита Н2О. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Al(OH)3
и СО2 (Н2СО3).
Ионно-молекулярное уравнение: 2 Al 3  3CO32   3HOH  2 Al (OH )3  3CO2  ,
молекулярное уравнение: 2 Al ( NO3 )3  3K 2CO3  3H 2O  2 Al (OH )3  3CO2  6 KNO3
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
299. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения совместного
гидролиза, происходящего при смешивании растворов К2S и СrCl3. Каждая
из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.
300. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) КОН; в) ZnCl2;
г) Na2CO3. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
301. Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, KCl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
302. При смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным
и молекулярным уравнениями.
303. К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) НСl; б) NaOH; в)
Cu(NO3)2; г) K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится?
99
Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
304. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей Na2S, AlCl3, NiSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих
солей.
305. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы
этих солей?
306. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН3СООК, ZnSO4, Al(NO3)3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы
этих солей?
307. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих
солей.
308. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Cs2CO3, Cr(NO3)3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы
этих солей?
309. Какие из солей RbCl, Cr2(SO4)3, Ni(NO3)2, Na2SO3 подвергаются гидролизу?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
310. К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) H2SO4; б) КОН; в)
Na2SO3; г) ZnSO4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится?
Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
311. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается
гидролизу: Na2CO3 или Na2SO3; FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
100
312. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2CO3 каждая из взятых солей
гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение происходящего совместного гидролиза.
313. Какие из солей NaBr, Na2S, K2CO3, CоCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
314. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается
гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионномолекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
315. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза соли,
раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
316. Какое значение рН (>7<) имеют растворы следующих солей: К3РО4,
Pb(NO3)2, Na2S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
317. Какие из солей К2СО3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
318. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания
и
кислоты.
Выразите
этот
совместный
гидролиз
ионно-
молекулярным и молекулярным уравнениями.
319. При сливании водных растворов Cr(NO3)3 и Na2S образуется осадок гидроксида хрома (III) и выделяется газ. Составьте молекулярное и ионномолекулярное уравнения происходящей реакции.
320. Какие из солей: CrCl3; K2S; NaNO3 подвержены гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Укажите значения рН их растворов. Как усилить гидролиз соли K2S?
101
321. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается
гидролизу: Na2S или Na2CO3; CuCl2 или MgCl2? Почему? Составьте ионномолекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию растворов этих солей.
322. Какие из солей – ZnCl2; K3PO4; Ca(NO3)2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей.
Укажите реакцию растворов этих солей. Почему при приготовлении водного раствора хлорида цинка его подкисляют соляной кислотой?
323. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей NiSO4; LiNO3; Na3PO4?
Для солей, подверженных гидролизу, приведите ионно-молекулярные и
молекулярные уравнения гидролиза. В какую сторону будет смещено равновесие гидролиза соли NiSO4 при добавлении серной кислоты?
324. Какие из солей Fe2(SO4)3; BaCl2; CaCO3 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию растворов этих солей. Как усилить гидролиз соли Fe2(SO4)3?
325. Какие из солей: а) Na2CO3 или (NH4)2CO3; б) Mg(NO3)2 или Ni(NO3)2 больше подвержены гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию растворов этих солей.
326. Какую реакцию имеют растворы солей K2S и CuSO4? Приведите ионномолекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей по первой
ступени. Какой газ выделяется при смешивании растворов этих солей? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения происходящего
процесса.
327. Действием, каких факторов можно усилить гидролиз солей Li2SO3 и
Bi(NO3)3? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию растворов этих солей.
328. Для растворов солей Li2CO3; CdCl2; NaBr укажите реакцию среды, составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих
солей. Как усилить гидролиз соли CdCl2?
102
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (п) понимают тот условный заряд
атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Иными словами: степень окисления – это тот условный
заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.
Окисление-восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс.
Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление – к ее понижению у окислителя.
Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях: окислитель принимает электроны, а восстановитель их
отдает. При этом не имеет значения, переходят ли электроны от одного атома
к другому полностью и образуются электронные связи или электроны только
оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная
связь. О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.
Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не
может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только восстановительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить
(принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом
же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Например:
N5+
(HNO3) S6+ (H2SO4) – проявляют только окислительные свойства
103
N4+
(NO2)
S4+
(SO2)
N3+
(HNO2)
N2+
(NO)
S2+
(SO) проявляют окислительные и
N1+
(N2O)
N0
(N2)
N-1
(NH2OH) S-1(H2S2)
N2-
(N2H4)
N3-
(NH3)
восстановительные
S0(S;S8)
S2-
свойства
(H2S) – проявляют только восстановительные
свойства
При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции
0
0
1
1
H 2  Cl2  2 H  2 Cl валентность атомов водорода и хлора до и после реакции
равна единице. Изменилась степень их окисления. Валентность определяет
число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень
же окисления имеет знак плюс или минус.
Пример 1. Исходя из степени окисления (п) 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 п (N) в указанных соединениях соответственно равна:
–3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); п (S) соответственно равна: –2
(низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); п (Mn) соответственно равна: +4
(промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители;
HNO3, H2SO4, KMnO4 – только окислители; HNO2, H2SO3, MnO2 – окислители и
восстановители.
Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и
HClO4?
104
Решение
а) Степень окисления в H2S n(S) = –2; в HI п(I) = –1; Так как и сера, и йод
находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не
могут;
б) в Н2S п(S) = –2 (низшая); в H2SO3 п(S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;
в) в H2SO3 п(S) = +4 (промежуточная); в HClO4 п(Cl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять
восстановительные свойства.
Пример 3. Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
7
3
2
5
K Mn O4  H 3 P O3  H 2 SO4  Mn SO4  H 3 P O4  K 2 SO4  H 2O
Решение
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их
взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к
нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как
изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем
это в электронных уравнениях.
восстановитель 5
P3  2e  P5 – процесс окисления
окислитель
Mn7   5e  Mn 2  – процесс восстановления
2
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно
числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его
105
окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не имеют свою
степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:
2КMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5H3PO4 + K2SO4 + 3H2O
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 IIВ группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:
восстановитель
4
Zn0  2e  Zn2 – процесс окисления
окислитель
1
S 6  8e  S 2  – 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+.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
329. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3, HClO4,
определите,
какое
из
них
является
только
окислителем,
только
восстановителем и какое из них может проявлять как окислительные, так и
восстановительные
свойства.
Почему?
На
основании
электронных
уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по
схеме: KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O
330. Реакции выражаются схемами: Р + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
106
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
331. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление
или восстановление – происходит при следующих превращениях:
As3- → As5+; N3+ → N3-; S2- → S0
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, идущей по схеме:
Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
332. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РО4, Н3РО3,
определите,
какое
из
них
является
только
окислителем,
только
восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и
восстановительные
свойства.
Почему?
На
основании
электронных
уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по
схеме:
PbS + HNO3 → S + Pb(NO3)2 + NO + H2O
333. См. условие задачи 330.
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
334. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление
или восстановление – происходит при следующих превращениях:
Mn6+ → Mn2+; Cl5+ → Cl-; N3- → N5+
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, идущей по схеме:
Сu2O + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
335. См. условие задачи 330.
HNO3 + Ca → NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O
K2S + KMnO4 + H2SO4 → S + K2SO4 + MnSO4 + H2O
336. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях K 2Cr2O7,
KI и H2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только
107
восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и
восстановительные
свойства.
Почему?
На
основании
электронных
уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по
схеме:
NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
337. См. условие задачи 330.
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
338. См. условие задачи 330.
KClO3 + Na2SO3 → KCl + Na2SO4
KMnO4 + HBr → Br2 + KBr + MnBr2 + H2O
339. См. условие задачи 330.
P + HClO3 + H2O → H3PO4 + HCl
H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
340. См. условие задачи 330.
NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
FeS + HNO3 → Fe(NO3)2 + S + NO + H2O
341. См. условие задачи 330.
HNO3 + Zn → N2O + Zn(NO3)2 + H2O
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
342. См. условие задачи 330.
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2O
343. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между
веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) HCl и H2Se? Почему? На
основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, идущей по схеме:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
344. См. условие задачи 330.
HCl + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O
108
Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
345. См. условие задачи 330.
Cr2O3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O
MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
346. См. условие задачи 330.
H2SO3 + HClO3 → H2SO4 + HCl
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
347. См. условие задачи 330.
I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl
K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O
348. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между
веществами: а) PH3 и HBr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? Почему? На
основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении
реакции, идущей по схеме: AsH3 + HNO3  H3AsO4 + NO2 + H2O
349. См. условие задачи 330.
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + KCl + H2O
Cu + H2SO4,конц = CuSO4 + SO2 + H2O
350. См. условие задачи 330.
Br2 + HNO2 + H2O = HNO3 + HBr
MnO2 + O2 + KOH = K2MnO4 + H2O
351. См. условие задачи 330.
KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Zn + HNO3,разб = Zn(NO3)2 + N2O + H2O
352. См. условие задачи 330.
CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O
C + HNO3,конц = CO2 + NO2 + H2O
353. См. условие задачи 330.
NaCrO2 + Br2 + NaOH = Na2CrO4 + NaBr + H2O
NO2 +H2O = HNO3 + HNO2
109
354. См. условие задачи 330.
KBrO +MnCl2 + KOH = KBr + MnO2 + KCl + H2O
Co + HNO3,разб = Co(NO3)2 + NO + H2O
355. См. условие задачи 330.
K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl = SnCl4 + CrCl3 + KCl + H2O
Mg + HNO3,конц = Mg(NO3)2 + N2O + H2O
356. См. условие задачи 330.
KMnO4 + KI + H2SO4 = MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
CuO + H2 = Cu + H2O
357. См. условие задачи 330.
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 +H2O
HNO3 + HCl = NOCl + H2O + Cl2
358. См. условие задачи 330.
CrCl3 + Br2 + KOH = K2CrO4 + KBr + H2O + KCl
KMnO4 + H2S + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + S + H2O
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ
При решении задач этого раздела см. табл.10.
Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на
ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в
жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его
поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение
между
перешедшими
в
жидкость
гидратированными
катионами
и
поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается
подвижное равновесие:
Me  mH 2 O  Me( H 2 O) nm  ne ,
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. Абсолютные
значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные
110
потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации,
температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные
потенциалы в определенных условиях – так называемые стандартные
электродные потенциалы (Е0).
Стандартным электродным потенциалом металла называют его
электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор
собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/дм3,
измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом,
потенциал которого при 250С условно принимается равным нулю (Е0 = 0;
G0 = 0).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов (Е0), получаем так называемый ряд напряжений.
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его
восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в
водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е0, тем
большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде
простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его
ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые
получили
название
гальванических
элементов.
Окислительно-
восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического
элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом случае G0 < 0, так как G0 = –nFE0.
Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем
кобальта (табл. 10). Изменится ли это соотношение, если измерить
потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/дм3, а
потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль/дм3?
Решение
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в
растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
111
EMen 
0
где EMe
Me
0
 EMe
n

Me
0,059
lg CMen  ,
n
– стандартный электродный потенциал; n – число электронов, при-
n
Me
нимающих участие в процессе; C Me
n
– концентрация (при точных вычислениях
- активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/дм3;
ENi0 2 
Ni
0
 0,25В , ECo
2
 0,277 В . Определим электродные потенциалы этих меCo
таллов при данных в условии концентрациях:
ENi 2 
ECo 2 
 0,277 
Co
 0,25 
Ni
0,059
lg 103  0,339В
2
0,059
lg 101  0,307 В .
2
Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта
стал больше потенциала никеля.
Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом
электродный потенциал магния оказался равен –2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/дм3).
Решение
Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста:
0
 EMg
2
EMg 2 
Mg

Mg
 2,41  2,37 
0,059
lg CMg 2 
n
0,059
lg CMg 2 
2
 0,04  0,0295 lg CMg 2 
lg CMg 2   
0,04
 1,3559
0,0295
CMg 2   101,3559  4,4  102 моль / л
Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором
электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в
растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/дм3. Какой металл
является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-
112
восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и
вычислите его ЭДС.
Решение
Схема данного гальванического элемента:
(-)А Mg │Mg2+ Zn2+ │ Zn К(+)
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:
Mg 0  2e  Mg 2 
(1)
Цинк, потенциал которого –0,763 В – катод, т.е. электрод, на котором протекает
восстановительный процесс:
лительно-восстановительной
Zn2  2e  Zn0
реакции,
(2). Уравнение окис-
характеризующее
работу
данного
гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения
анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg  Zn2   Mg 2   Zn
Для определения ЭДС (Е) гальванического элемента из потенциала
катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в
растворе равна 1моль/дм3, то ЭДС элемента равна разности стандартных
потенциалов двух его электродов:
0
E  EК  Е А  EZn
2
Zn
0
 EMg
2
 0,763  (2,37)  1,607 В .
Mg
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
359. В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый
цинковую пластинку, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет
раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и
молекулярное уравнения соответствующей реакции.
360. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой
пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) СuS04, б) МgSO4, в)
Рb(NO3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
113
361. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового
электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного
потенциала?
Ответ: 0,3 В.
362. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой
пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) AgNO3, б) ZnSO4, в)
NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
363. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал –1,23 В.
Выислите концентрацию ионов Мn2+ (в моль/дм3).
364. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95 % от
значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна
концентрация ионов Ag+ (в моль/дм3)?
Ответ: 0,2 моль/дм3.
365. Составьте
схему,
напишите
электронные
уравнения
электродных
процессов и вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента,
в котором [Cd2+]=0,8 моль/дм3, а [Cu2+]=0,01 моль/дм3.
Ответ: 0,58 В.
366. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь
была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих
элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на
аноде.
367. При какой концентрации ионов Сu2+ (моль/дм3) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного
электрода?
Ответ: 1,89  10-12 моль/дм3
368. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте
схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и
вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных
114
электродов, опущенных: первый в 0,01н., а второй в 0,1н. растворы
AgNO3.
Ответ: 0,059 В.
369. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды
которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС
гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится
в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод – в 0,01 М растворе
сульфата никеля.
Ответ: 0,0295 В.
370. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой
и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией
[Pb2+] = [Mg2+] = 0,01 моль/ дм3. Изменится ли ЭДС этого элемента, если
концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?
Ответ: 2,244 В.
371. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых
никель является катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из
этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и
на аноде.
372. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены
в
раствор
серной
кислоты.
Составьте
схему
данного
гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов,
происходящих на аноде и на катоде.
373. Составьте
схему,
напишите
электронные
уравнение
электродных
процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из
пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с
концентрацией [Mg2+] = [Cd2+] = 1 моль/ дм3. Изменится ли значение ЭДС,
если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/ дм3?
115
Ответ: 1,967 В.
374. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка
и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные
уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой
концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/ дм3), чтобы ЭДС
элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,001 моль/ дм3?
Ответ: 7,3  10-15 моль/ дм3.
375. Составьте схему гальваническою элемента, в основе которого лежит
реакция, протекающая по уравнению:
Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb.
376. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni2+] = 0,01 моль/ дм3, [Рb2+]
= 0,0001 моль/ дм3.
Ответ: 0,064 В.
377. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
378. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий-никелевого аккумулятора?
379. Какие процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железоникелевого аккумулятора?
380. Составьте схемы двух гальванических элементов, образованных электродами из алюминия и меди в паре со стандартным водородным электродом.
Чем, катодом или анодом, являются электроды из Al и Cu в этих гальванических элементах? Рассчитайте значения стандартных ЭДС элементов,
укажите процессы, протекающие на электродах.
381. Составьте схему гальванического элемента, при работе которого протекает
следующая реакция: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, вычислите ЭДС, если концентрации ионов Zn2+ и Cu2+ равны 0,01 моль/ дм3 и 0,1 моль/ дм3 соответственно.
116
382. Электродный потенциал кадмиевого электрода, погруженного в раствор
соли кадмия, составляет –0,46 В. Составьте гальванический элемент, анодом которого является кадмиевый электрод, рассчитайте концентрацию
ионов кадмия в растворе соли.
383. Процессы, протекающие на электродах при работе гальванического элемента,
выражены
следующими
уравнениями:
Cd 0  2e  Cd 2 ;
Hg 2   2e  Hg 0 . Составьте схему элемента, напишите уравнение происхо-
дящей реакции. Вычислите ЭДС, зная, что концентрации ионов металлов в
растворах их солей равны 0,1 моль/ дм3.
384. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при
работе такого гальванического элемента:
Ag | Ag+(0,1 М) || Ag+(0,01 М) | Ag
Напишите электронные уравнения процессов, укажите анод и катод, рассчитайте значение ЭДС. Как называются гальванические элементы, электроды которых изготовлены из одного и того же металла?
385. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых железо является анодом, а в другом – катодом. Напишите электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Рассчитайте стандартные
ЭДС элементов.
386. Составьте схему и вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного серебряным электродом, погруженным в раствор AgNO3 с концентрацией Ag+, равной 0,01 моль/ дм3, и стандартным водородным электродом. Напишите уравнения электродных процессов.
387. Что является окислителем, и что восстановителем в гальваническом элементе, составленном из олова и серебра, погруженных в одномолярные
растворы своих солей? Составьте схему соответствующего гальванического элемента, вычислите ЭДС. Изменится ли значение ЭДС, если растворы
солей разбавить в 10 раз?
117
388. Составьте схему гальванического элемента, в котором роль анода выполнял бы стандартный водородный электрод. Напишите уравнения реакций,
протекающих на аноде и катоде. Вычислите стандартную ЭДС этого элемента, а также ЭДС в том случае, когда концентрация ионов металла в
растворе его соли равна 0,1 моль/ дм3.
389. Электроды из марганца опущены в растворы KNO3, CrCl3, Pb(NO3)2,
MgSO4. Укажите, в каких случаях будут протекать химические реакции.
Составьте электронные уравнения.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс,
протекающий при прохождении электрического тока через раствор или расплав
электролита. При электролизе происходит превращение электрической энергии
в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из
двух электродов и электролита. Электрод, на котором идет реакция
восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу
внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления
(анод), подключен к положительному полюсу источника.
При электролизе на катоде (отрицательно заряженный электрод) происходит восстановление, так как он отдает электроны катионам, а на аноде (положительно заряженный электрод) – окисление, так как он принимает электроны от анионов.
Восстановительное и окислительное действия электрического тока во
много раз сильнее, чем у химических восстановителей и окислителей.
Принципиальное различие между реакциями, протекающими в гальваническом элементе и в электролизере, заключается только в их направлении самопроизвольности. В замкнутой цепи гальванического элемента электрохимическая реакция протекает самопроизвольно, а в электролизере – только под
воздействием электрического тока внешнего источника.
Следует обратить внимание на наименование электродов:
118
- в гальваническом элементе отрицательный электрод – анод, а положительный – катод;
- в электролизере, наоборот, отрицательный электрод – катод, а положительный – анод.
При этом следует помнить, что термины "отрицательный" и "положительный" всегда относятся к полюсам источника тока.
На характер течения электродных процессов при электролизе большое
влияние оказывают состав электролита, растворитель, материал электродов и
режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.). Прежде
всего надо различать электролиз расплавленных электролитов и их водных растворов.
Электролиз водных растворов электролитов более сложный процесс изза возможности участия в нем молекул воды:
- восстановление на катоде: 2Н2О + 2 e = Н2 + 20Н–;
- окисление на аноде: 2Н2О – 4 e = 4H+ + О2.
Если на одном и том же электроде возможно протекание двух или более
процессов, то вероятен тот, осуществление которого связано с минимальной
затратой энергии. Это означает, что на катоде восстанавливаются, в
первую очередь, окисленные формы окислительно-восстановительных систем
с наибольшим электродным потенциалом, а на аноде окисляются восстановленные формы с наименьшим электродным потенциалом.
В реальных процессах этот порядок часто нарушается из-за перенапряжения на электродах, вызванного их поляризацией и другими побочными процессами.
Поэтому
для
определения
порядка
протекания
окислительно-
восстановительных процессов на электродах при электролизе водных растворов
можно руководствоваться следующими правилами.
На катоде:
119
-
в первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющие стан0
дартный электродный потенциал E Me
больший, чем у водорода, в порядке
n
Me
0
его уменьшения, например: Сu2+ + 2 e  Сu0, ECu
-
 0,34 B ';
2
Cu
катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом (от Li+
до Аl3+ включительно) не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды с выделением водорода: 2Н2О + 2 e = Н2 + 20Н–,
E H0 2O
-
 0,41B (рН = 7);
H2
катионы металлов, имеющие стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды с выделением водорода.
выделяется водород
выделяется металл
Cs...Na...Al...Mn...Zn...Ni...H...Cu...Ag...Au
выделяется водород и металл
в растворах кислот (рН < 7) восстанавливаются ионы H+
-
2Н+ + 2 e  Н2,
E 20H 
 0,00 B
H2
На аноде характер окислительных процессов зависит также от материала
электродов. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные)
электроды. Инертные электроды изготовляются обычно из графита, угля, платины. В процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь
для передачи электронов во внешнюю цепь. При использовании инертных анодов:
-
в первую очередь окисляются простые ионы в порядке возрастания их Е0,
не превышающих +1,5 В (S2-, I–, Вг–, С1–). Ионы F– разряжаться не могут:
E F02
-
 2,87 B
2F 
при электролизе водных растворов, содержащих ионы кислородсодержащих кислот ( CO32 , NO3 , SO42 , PO43 и др.), на аноде окисляются не эти ионы, а
120
молекулы воды с выделением кислорода: 2Н2О – 4 e = 4H+ + О2,
Eo02
-
 0,81B (рН = 7)
2 H 2O
в щелочных растворах (рН  7) на аноде окисляются ионы ОН–:
4ОН– – 4 e  О2 + 2Н2О, EO0
2
 0,401B (рН = 7)
2 OH 
При использовании растворимых анодов (из меди, серебра, цинка и других металлов) анод посылает электроны во внешнюю цепь за счет окисления
атомов металла, из которых он сделан: Ме0 – n e  Меn+
Пример 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе
раствора СuSO4 в течение 1 ч при силе тока 4 А?
Решение
Согласно законам Фарадея:
m( A) 
M (1 / z , A)  I  t
F
(18)
где т(А) — масса вещества А, окисленного или восстановленного на электроде
(г); М(1/z,А) — молярная масса эквивалента вещества А (г/моль); I — сила тока
(А);
t
—
продолжительность
электролиза (с);
F –
число
Фарадея,
(F  96500 Кл/моль). Молярная масса эквивалента меди в СuSO4 равна:
M (1 / 2, Cu ) 
M (Cu ) 64

 32г / моль .
n
2
Подставив в формулу (18) значения М(1/2,Cu) получим:
m(Cu) 
32  4  3600
 4,77 г
96500
Пример 2. Вычислите молярную массу эквивалента металла, зная, что
при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл
электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.
Решение
Из формулы (18): M (1 / z, Me) 
11,742 г; I  t = Q = 3880 Кл.
m( Me)  F 11,742  96500

 29,35г / моль , где т =
I t
3880
121
Пример 3. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1ч
40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 дм3 водорода (н.у.)?
Решение
Из формулы (18):
I
m( A)  F
. Так как дан объем водорода,
M (1 / z , A)  t
то отношение т/M(1/z,А) заменяем отношением VH / Vэк ( H ) , где VH – объем
2
2
2
водорода (л); Vэк ( H 2 ) – эквивалентный объем водорода (л). Тогда I 
VH 2  96500
Vэк ( H 2 )  t
.
Эквивалентный объем водорода при н.у. равен половине молярного объема Vэк ( H 2 ) 
Vm 22,4

 11,2 л . Подставив в приведенную формулу значения
n
2
VH 2  1,4 л , t = 6025с (1 ч 40 мин 25 с = 6025 с), находим
I
1,4  96500
 2А.
11,2  6025
Пример 4. Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при
электролизе раствора К2SО4, если на аноде выделилось 11,2 дм3 кислорода
(н.у.)?
Решение
Эквивалентный объем кислорода (н.у.) Vэк (O2 ) 
закону Фарадея:
Vm 22,4

 5,6 л . Согласно
n
4
V
m( A)

, отсюда находим массу гидроксида калия,
Vэк M (1 / z , A)
образовавшегося у катода:
m( KOH ) 
VO2  M (1 / 1, KOH )
Vэк (O2 )

11,2  56
 112г .
5,6
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
390. Электролиз раствора К2SО4 проводили при силе тока 5А в течение 3ч.
Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем
газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
Ответ: 5,03 г; 6,266 дм3; 3,133 дм3.
122
391. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока
1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите молярную
массу эквивалентаметалла.
Ответ: 17,37 г/моль.
392. При электролизе раствора СuSO4 на аноде выделилось 168 см3 газа (н.у.).
Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде.
Ответ: 0,953 г.
393. Электролиз раствора Nа2S04 проводили в течение 5 ч при силе токе 7 А,
составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем
газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде?
Ответ: 11,75 г; 14,62 дм3; 7,31 дм3.
394. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в
течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих
на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде, и каков объем
газа (н.у.), выделившегося на аноде?
Ответ:32,20 г; 1,67 дм3.
395. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе
тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г
металла. Вычислите молярную массу эквивалента металла.
Ответ: 32,7 г/моль.
396. Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора
АgNО3 проводить при силе тока 2 А в течение 38 мин 20 с? Составьте
электронные
электродах.
Ответ: 4,47 г.
уравнения
процессов,
происходящих
на
графитовых
123
397. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в
результате чего выделилось 6 дм3 кислорода (н.у.). Составьте уравнения
электродных процессов и вычислите силу тока.
Ответ: 5,74 А.
398. Электролиз раствора СuS04 проводили с медным анодом в течение 4 ч при
силе тока 50 А, при этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току
(отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной).
Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
электродах в случае медного и угольного анода.
Ответ: 94,48%.
399. Электролиз раствора NаI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах, и вычислите массу веществ, выделившихся на катоде и аноде?
Ответ: 0,56 г; 71,0 г.
400. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах при электролизе раствора АgNО3. Если электролиз проводить с
серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. 0пределите расход
электричества при этом.
Ответ: 4830 Кл.
401. Электролиз раствора СuS04 проводили в течение 15 мин при силе тока
2,5 А, выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного
анода. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной).
Ответ: 97,3 %.
402. Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов
NaCl и КОН. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при
124
электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение
30 мин при силе тока 0,5 А?
Ответ: 0,052 дм3.
403. Составьте
электронные
уравнения
процессов,
происходящих
на
графитовых электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса
вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в
течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А?
Ответ: 0,886 г; 70,79 г.
404. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах при электролизе раствора СиCl2. Вычислите массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 см3 газа (н.у.).
Ответ: 1,588 г.
405. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную
массу металла.
Ответ: 114,82.
406. При электролизе растворов МgSO4 и ZnCl2, соединенных последовательно
с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая
масса вещества выделится на другом катоде; на анодах?
Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
407. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах при электролизе раствора Na2SO4. Вычислите массу вещества,
выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 дм3 газа (н.у.).
Какая масса Н2SO4 образуется при этом возле анода?
Ответ: 0,2 г; 9,8 г.
408. При
электролизе
раствора
соли
кадмия
израсходовано
3434 Кл
электричества, выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия?
Ответ: 56,26 г/ моль.
125
409. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение
1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.)
выделилось при этом на катоде?
Ответ: 17,08 А; 8,96 дм3.
410. Вычислите массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока
силой 6 А через раствор нитрата серебра в течение 30 минут.
Ответ: 12 г.
411. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды током силой 2 А?
Ответ: 53,6 ч.
412. Найдите объем кислорода (н.у.), который выделится при пропускании тока
силой 6 А в течение 30 минут через водный раствор КОН.
Ответ: 627 см3.
413. Найдите объем водорода (н.у.), который выделится при пропускании тока
силой 3 А в течение 1 ч через водный раствор Н2SO4.
Ответ: 1,25 дм3.
414. Какое количество электричества потребуется для выделения из раствора:
а) 2 г водорода; б) 2 г кислорода?
Ответ: а) 1,93 . 105 Кл; б) 2,41 . 104 Кл.
415. При электролизе водного раствора Cr2(SO4)3 током силой 2 А масса катода
увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?
Ответ:6,19 ч.
416. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 дм3
хлора (н.у.). Найдите массу выделившегося на катоде олова.
Ответ: 23,7 г.
417. Какие вещества и в каком количестве будут выделяться на электродах при
электролизе расплава MgCl2 в течение 2,5 часов при токе силой 6 А? Составьте схему электролиза.
126
Ответ: 6,72 г; 6,27 дм3.
418. Вычислите молярную массу эквивалента двухвалентного металла и назовите его, если известно, что при электролизе раствора хлорида этого металла в течение 2 часов при токе силой 2,5 А выделилось 19,33 г металла.
Составьте схему электролиза соли.
Ответ: 103,6 г/моль.
419. Чему равна сила тока, если при электролизе раствора MgCl2 в течение 45
минут на катоде выделилось 12 дм3 водорода? Составьте схему электролиза и рассчитайте объем вещества, выделившегося на аноде.
Ответ: 38,3 А; 12 дм3.
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
При решении задач этого раздела см. табл.10.
Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их с
окружающей средой.
По механизму протекания различают химическую и электрохимическую
коррозию.
Химической коррозией называется разрушение металла в результате его
окисления в окружающей среде без возникновения электрического тока в системе. В этом случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды – газами и неэлектролитами.