контрольные задания - Тюменский государственный

Федеральное агентство по образованию
ГОУ ВПО
Тюменский государственный архитектурно-строительный университет
Кафедра Общей и специальной химии
Методические указания и контрольные задания
по химии
для студентов заочного обучения
инженерно-технических (нехимических) специальностей
Тюмень 2008
Методические указания и контрольные задания для студентов заочного
обучения инженерно-технических (нехимических) специальностей (для
студентов специальности ПГС заочное отделение – 2 курс, 3, 4 семестр):
Пимнева Л.А. – профессор, д.х.н., Качалова Г.С. – доцент, к.х.н., Краева
Н.В. –доцент, к.х.н., Полещук И.Н. – доцент, к.х.н., Турнаева Е.А. – доцент, к.х.н., Берлина О.В. – к.х.н., Голянская С.А., Долматова Н.Н., Марьинских С.Г., Рудой С.Г., Русейкина А.В., Тюмень: ТюмГАСУ, 2008 г., 137
с.
Рецензент: к.х.н., доцент Кертман Александр Витальевич
(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)
Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:
Протокол № ____от «____» _______2008 г.
Учебно-методический материал утвержден на УМС университета:
Протокол №____ от «____» _______________2008 г.
Тираж__300__ экземпляров
2
КАФЕДРА ОБЩЕЙ И СПЕЦИАЛЬНОЙ ХИМИИ
Кафедра создана в 1971 году. С 1995 года и по настоящее время кафедру возглавляет доктор химических наук, профессор Людмила Анатольевна Пимнева. Сегодня
здесь работают Качалова Г.С. – доцент, к.х.н., Краева Н.В. – доцент, к.х.н., Полещук
И.Н. – доцент, к.х.н., Турнаева Е.А. – доцент, к.х.н., Берлина О.В. – к.х.н., Голянская
С.А., Долматова Н.Н., Марьинских С.Г., Рудой С.Г., Русейкина А.В.
Преподаватели читают 16 дисциплин для студентов-первокурсников всех специальностей и студентов некоторых специальностей на старших курсах.
За 35 лет выполнен большой объем работы по методическому обеспечению изучаемых курсов, материально - техническому оснащению учебного процесса, в том числе и заочного обучения.
На кафедре ведется научная работа по следующим направлениям: термодинамика
ионного обмена катионов на сорбентах из фторидных, хлоридных и смешанных фторидно-хлоридных растворов; ионообменные методы очистки промышленных сточных
вод; получение высокотемпературных сверхпроводящих материалов.
Высокий уровень научно-исследовательской работы подтверждается защищенными диссертациями и публикациями в различных изданиях.
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
Химия, как наука является мощной производительной силой. Потенциальные
возможности химических превращений и изменения природных веществ в интересах
человека безграничны.
Химическая переработка каменного угля, сланцев, сапропелитов, нефти, торфа,
древесного угля и другого природного сырья обеспечивает всем комплексом неорганических и органических строительных материалов: цементом, гипсом, известью, жидким
стеклом, синтетическими смолами, клеями, битумами, дегтями, ПАВ, полимерными
материалами, керамикой, тепло- и гидроизоляционными материалами. В основе всех
этих производств лежат химические и физико-химические превращения веществ. Познание химических процессов в смесях твердых веществ необходимо для развития
промышленности строительных материалов. Ученье о реакциях в смесях кристаллических дисперсных материалов в значительной степени базируется на достижениях теоретической и экспериментальной физике, математике и других наук. При этом химическая сторона вопроса, как и физическая, имеет важное значение. Будущий инженервыпускник в процессе изучения курса химии должен знать:

об основных химических системах и процессах, рациональной способности вещества;
 о методах химической идентификации и определения веществ;
 о растворах, дисперсных и электрохимических системах.
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. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Таблица вариантов контрольных
заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему
варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.
К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет
усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых
задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме.
3
Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома,
написать уравнение реакции и т.п. (при решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования).
Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецензента надо оставлять широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании.
В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года
издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в
университет на рецензирование.
Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и выслать на рецензирование вместе с не зачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.
Лабораторные занятия. Для глубокого изучения химии как науки, основанной на
эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению
предмета, логическое химическое мышление. Студенты, проживающие в месте нахождения университета, выполняют лабораторный практикум параллельно с изучением
курса, все остальные — в период лабораторно-экзаменационной сессии.
Консультации. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за
письменной или устной консультацией в университет к преподавателю, рецензирующему контрольные работы. Консультации можно получить по вопросам организации
самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.
Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса, на
которых излагаются не все вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально
рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности; составляющие теоретический фундамент курса
химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного
изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции в период
установочных или лабораторно-экзаменационных сессий.
Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачёт. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов. Результаты работы и выводы
из них, уметь составлять уравнения реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют
лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом практикума.
Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты
предъявляют зачетную книжку, направление на экзамен и зачтенные контрольные работы.
4
ПРОГРАММА
1. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
1.1. Строение атомов и систематика химических элементов
Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Изотопы. Современное понятие о химическом элементе. Электронные оболочки
атомов. Постулаты Бора. Двойственная корпускулярно-волновая природа
электрона. Характеристика поведения электронов в атомах. Размещение
электронов в атомах. Электронные аналоги. Нормальное и возбужденное
состояние атомов.
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Экспериментальное обоснование периодической системы. Общенаучное значение периодического закона. Изменение свойств химических элементов. Электроотрицательность. Окисление и восстановление.
1.2. Химическая связь
Химическая связь и валентность элементов. Образование молекул из
атомов. Основные виды и характеристики химической связи. Основные
представления о ковалентной связи. Валентность химических элементов.
Метод валентных связей. Насыщаемость и направленность ковалентных
связей. Гибридизация электронных орбиталей.
Полярность связи. Метод молекулярных орбиталей. Ионная связь.
Степень окисления. Координационное число. Строение простейших молекул. Электрическая полярность молекул и ее количественная характеристика.
1.3. Типы взаимодействия молекул
Конденсированное состояние вещества
Агрегация однородных молекул. Конденсация паров и полимеризация.
Ван-дер-ваальсовы силы. Водородная связь. Агрегация разнородных молекул. Комплексообразование. Донорно-акцепторный механизм образования
связи в комплексных соединениях. Строение кристаллов. Особенности
кристаллического состояния вещества. Кристаллические системы. Типы
кристаллических решеток. Металлическая связь. Реальные кристаллы.
Свойства веществ в различных состояниях. Особенности свойств поверхности жидких и твердых тел.
5
2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
2.1. Энергетика химических процессов
Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и
энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия образования химических
соединений. Энергетические эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты. Энтропия и ее изменение при химических процессах и
фазовых переходах. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Второе и третье начала термодинамики.
2.2. Химическая кинетика и равновесие в гомогенных системах
Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы.
Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Химическое равновесие в гомогенных системах. Ускорение гомогенных реакций. Гомогенный катализ. Цепные реакции. Фотохимические реакции. Радиационно-химические реакции.
2.3. Химическая кинетика и равновесие в гетерогенных системах
Фазовые переходы и равновесия. Скорость гетерогенных химических
реакций. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Основные факторы, определяющие направление реакций и химическое равновесие.
Принцип Ле Шателье. Правило фаз. Различные виды сорбции. Адсорбционное равновесие. Гетерогенный катализ.
3. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
3.1. Свойства химических элементов и элементарных веществ
Химические элементы в периодической системе. Классификация элементов по химической природе. Классификация элементарных веществ.
Аллотропия, полиморфизм. Физические и химические свойства элементарных веществ.
6
3.2. Простые соединения химических элементов
Общий обзор простых соединений элементов и характер химической
связи в них. Простые соединения водорода: простые кислоты, гидриды.
Соединения галогенов — галиды. Соединения кислорода — оксиды и гидроксиды. Сульфиды, нитриды, карбиды.
3.3. Комплексные соединения
Атомы и ионы как комплексообразователи: различные типы лигандов
и комплексных соединений. Соединения комплексных анионов. Соединения комплексных катионов и нейтральные комплексы.
3.4. Органические соединения
Строение и свойства органических соединений. Изомерия. Особенности свойств органических соединений.
Классификация органических соединений. Углеводороды и галопроизводные. Кислород и азотсодержащие органические соединения.
4. РАСТВОРЫ И ДРУГИЕ ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
4.1. Основные характеристики растворов и других дисперсных
систем
Общие понятия о растворах и дисперсных системах. Классификация
дисперсных систем. Способы выражения состава растворов и других дисперсных систем. Растворимость. Изменение энтальпии и энтропии при
растворении. Плотность и давление паров растворов. Фазовые превращения в растворах. Осмотическое давление. Общие вопросы физикохимического анализа.
4.2. Водные растворы электролитов
Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация; два вида электролитов. Характеристика поведения электролитов.
Свойства растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Ионные реакции и
равновесия. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Теория кислот и оснований. Амфотерные электролиты.
7
4.3. Твердые растворы
Образование твердых растворов. Виды твердых растворов. Свойства
различных твердых растворов.
4.4. Гетерогенные дисперсные системы
Агрегативная и кинетическая устойчивость гетерогенных дисперсных
систем. Образование гетерогенных дисперсных систем. Грубодисперсные
системы — суспензии, эмульсии, пены. Поверхностно-активные вещества
и их влияние на свойства дисперсных систем.
Структура и электрический заряд коллоидных частиц. Свойства лиофобных и лиофильных коллоидных систем. Образование и свойства гелей.
4.5. Электрохимические процессы
Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений.
Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея. Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электродвижущая сила и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов. Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая поляризация. Первичные гальванические
элементы, электродвижущая сила, напряжение и емкость элементов. Топливные элементы.
Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по
току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Практическое применение электролиза: получение и рафинирование металлов,
нанесение гальванических покрытий.
Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы.
4.6. Коррозия и защита металлов
Основные виды коррозии. Классификация коррозионных процессов.
Химическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия металлов.
Борьба с коррозией металлов. Изыскание коррозионно-стойких материалов. Методы защиты металлов от коррозии: легирование, защитные покрытия, изоляция металлов от агрессивной среды. Электрохимические методы защиты (протекторная, катодная и анодная защиты). Изменение
свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии. Электрохимическая
коррозия стальной и алюминиевой арматуры в ж/бетонных конструкциях.
Биологическая коррозия трубопроводов.
8
4.7. Электролиз солей
Процессы электролиза. Законы Фарадея. Процессы электролиза с растворимыми и нерастворимыми анодами. Электрохимическая и концентрационная поляризация. Производственные способы получения чистых металлов при электролизе. Гальванопокрытие.
4.8. Свойства элементов 1-2 групп периодической системы и их
соединений
Свойство элементов и их соединений. s – Элементы. Кальций и магний, их важнейшие природные соединения, как сырье для получения некоторых видов строительных материалов. Магний, свойства и соединения.
Природные соединения магния. Оксид и гидроксид магния; огнеупоры.
Магнезиальное вяжущее вещество. Карбонат и гидрокарбонат магния.
Кальций. Природные соединения кальция; известняки, мергели, разновидности природного сульфата кальция. Оксид и гидроксид кальция,
свойства, получение и применение. Сульфат, карбонат, гидрокарбонат, силикаты кальция. Карбид кальция.
Жесткость природных вод. Происхождение жесткости воды; единицы
измерения жесткости. Карбонатная и некарбонатная жесткость. Другие
процессы обработки воды; методы ионного обмена. Методы определения и
устранения жесткости.
4.9. р –Элементы периодической системы
р –Элементы и их общая характеристика. Алюминий, важнейшие
природные соединения как сырье для получения глиноземистого цемента,
керамических строительных материалов. Коррозия алюминиевых сплавов
и методы защиты от нее. Оксид и гидроксид алюминия.
Свойства углерода. Коррозионная активность угольной кислоты по
отношению к бетону. Углерод. Аллотропные формы углерода. Углерод в
природе. Виды топлива. Природный газ. Монооксид углерода, свойства,
получение и применение. Диоксид углерода, свойства и применение.
Угольная кислота и карбонаты.
Кремний, его соединения. Жидкое стекло. Стеклование материалов.
Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Диоксид кремния, его
полиморфные видоизменения. Кремниевые кислоты. Силикаты, их гидролиз и гидратация. Взаимодействие диоксида кремния с оксидом кальция;
силикаты и гидросиликаты кальция; алюмосиликаты. Стекло и стекломатериалы.
4.10. Неорганические вяжущие вещества
Физико-химические свойства вяжущих веществ. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Значение степени дисперсности. Гипсо9
вые вяжущие вещества. Ступенчатая дегидратация двухводного сульфата
кальция. Полуводный сульфат кальция. Физико-химическая природа процессов схватывания и твердения.
Портландцемент, его получение и процессы, происходящие при его
обжиге. Состав цементного клинкера и взаимодействие его с водой. Процессы схватывания и твердения. Основные составляющие цементного
камня.
Коррозия бетона и методы борьбы с ней. Взаимодействие составных
частей цементного камня с водой. Сульфатная, угольно-кислотная, магнезиальная коррозия. Методы защиты бетона от коррозии. Техникоэкономическое значение борьбы с коррозией бетона.
4.10. Свойства переходных металлов, элементы 4-7 групп
Свойства переходных металлов, элементы 4-7 групп. Физико – химический анализ двухкомпонентных систем. Интерметаллические соединения и твердые растворы металлов. Химия элементов семейства железа, их
сплавы и химические соединения.
4.11. Высокомолекулярные соединения
Основные отличия высокомолекулярных соединений от низкомолекулярных. Основные причины гибкости макромолекул. Два типа связей, существующих в полимерах (внутри - и межмолекулярные силы взаимодействия). Основные понятия о деформационных свойствах полимеров, понятие о гистерезисе.
4.12. Характерные особенности состояния полимеров
Получение полимеров. Реакции полимеризации. Полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, полистирол. Реакции поликонденсации. Фенолформальдегидные смолы, карбамидоформальдегидные смолы, эпоксидные
смолы, фурановые смолы. Кремнийорганические полимеры. Битумы и дегти.
Физико-химические свойства полимеров. Особенности внутреннего
строения полимеров. Стойкость и старение различных полимерных материалов в условиях длительной эксплуатации. Физиологическая активность
полимерных материалов.
Три состояния аморфных полимеров. Понятие о стеклообразном, высокоэластичном, вязкотекучем состояниях полимеров. Температура стеклования, текучести. Факторы, влияющие на процессы старения полимеров.
10
4.13. Пластические массы
Состав пластических масс. Основные добавки, вводимые в полимеры:
наполнители, пластификаторы, отвердители, усилители, мягчители, смазки, стабилизаторы, добавки придающие полимерам горючесть, морозостойкость и т.д. Целесообразность их, принцип действия. Физикомеханические свойства пластических масс. Характеристика полимеров и
пластических масс, используемых в строительстве.
11
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Задания к контрольной работе №1
1.1.
Моль. Эквиваленты и мольные массы эквивалентов простых и сложных веществ. Закон эквивалентов.
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 6, 9.
Эквивалент (Э) - это условно существующая частица вещества, которая при взаимодействии равнозначна одному иону водорода в кислотноосновных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно - восстановительных реакциях.
Условная частица - это целое или доля реально существующей частицы (атома, молекулы, иона).
Число эквивалентности Z (эквивалентное число) показывает,
сколько эквивалентов вещества составляют одну реальную частицу вещества.
Например, Z(Ca(OH) 2 )  2 , таким образом, два эквивалента гидроксида кальция составляют одну молекул 2Э ( Са(ОН) 2 ) = Са(ОН) 2 или иначе
1
Э(Ca(OH) 2 )  Ca(OH) 2 .
2
Правила расчета эквивалентного числа в конкретных ситуациях.
1. Для кислот эквивалентное число равно числу замещаемых в конкретной реакции ионов водорода, а для оснований - числу замещаемых
гидроксид-ионов.
Пример: Ca(OH) 2  2HCl  CaCl 2  2H 2 O
1
Э(Ca(OH)2 )  Ca(OH) 2 ; Э(HCl)  1HCl
2
2. Эквивалентное число соли равно произведению количества замещаемых катионов металла на их заряд или произведению числа замещаемых анионов кислотных остатков на модуль их заряда.
12
Пример: AlCl 3  3AgNO 3  Al(NO 3 )3  3AgCl
1
Э(AlCl 3 )  AlCl 3 ; Э(AgNO 3 )  1AgNO 3
3
3. Эквивалентное число оксида равно произведению числа атомов
элемента на валентность элемента.
Пример: Al 2 O 3
1
Э(Al2 O 3 )  Al 2 O 3 .
6
4. Эквивалентное число в окислительно-восстановительных реакциях
определяется числом электронов, которые отдает или принимает частица
восстановителя или окислителя.
Пример: K 2 Cr2 O7  14HCl  2CrCl3  7H 2 O  2KCl  3Cl 2
1 2 Cr2 O 72  14H   6e   2Cr 3  7H 2 O
3 6 2Cl   2e   Cl2
Z(K 2 Cr2 O 7 )  6 ; Z(CrCl 3 )  3 ; Z(HCl)  1 ; Z(Cl 2 )  2 .
Количество вещества - это число структурных элементов (атомов, молекул, ионов, эквивалентов) в системе. Единицей измерения количества
вещества является моль.
Моль - количество вещества системы, которое содержит столько
структурных элементов (молекул, эквивалентов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12.
Число структурных единиц в моле называют числом Авогадро и для
практических расчетов принимают равным 6,02 · 1023.
Массу одного моля вещества называют молярной массой М. Численно молярная масса равна молекулярной, но измеряется в г/моль. Например, молярная масса аммиака: M(NH 3 )  17 г/моль.
Молярную массу эквивалентов вещества В (в г/моль) можно рассчитать, исходя из молярной массы вещества, по формуле:
М э (B) 
13
М(В)
ZВ
Количество вещества эквивалентов (в моль) находят отношением массы вещества к молярной массе его эквивалента:
n Э (B) 
m( B )
M Э ( B)
Количественные соотношения между эквивалентами веществ, участвующих в химической реакции, задаются законом эквивалентов: массы
реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.
Согласно этому закону для реакции А + B = C + D должно выполняться соотношение:
n Э (A)  n Э (B)  n Э (C)  n Э (D) ,
где nЭ ( Х ) – количество молей эквивалентов соответствующего вещества.
Таким образом, для взаимодействующих веществ А и В можно записать:
n Э (A)  n Э (B)
или подставив значение nЭ , получим
m(A) М Э (А )
.

m(B) М Э (В )
m(A)
m(B)

;
M Э (A)
M Э (B)
Пример 1. Определите молярную массу эквивалентов CaCO 3 .
Решение: CaCO 3 - средняя соль.
Z(CaCO 3 )  1(число катионов кальция) ∙ 2(заряд катиона) = 2
M Э (СаСО3 ) 
М(CaCO 3 ) 100

 50 г/моль .
Z(CaCO 3 )
2
Ответ: Молярная масса эквивалентов CaCO 3 равна 50 г/моль.
14
Пример 2. Вычислите молярную массу эквивалентов магния, если 60 г его
вытеснили из кислоты 56 л водорода (н.у.).
Решение: Mg 0  2H   Mg 2  H 2
По закону эквивалентов: n Э (Mg)  n Э (H 2 ) .
Выразив количество молей эквивалентов магния через массу магния, а
количество молей эквивалентов газообразного водорода через объем газа,
получаем выражение:
V(H 2 )
m(Mg)

M Э (Mg) VЭ (H 2 )
Преобразуем выражение M Э (Mg) 
m(Mg)  VЭ (Н 2 )
;
V(H 2 )
Число эквивалентности Z(H 2 )  2 ; VЭ  22,4/2  11,2 л
М Э (Mg) 
60  11,2
 12 г/моль
56
Ответ: Молярная масса эквивалентов магния равна 12 г/моль.
Пример 3. При окислении щелочно-земельного металла массой 5г образуется оксид массой 7 г. Назовите этот металл.
Решение:
2Me  O 2  2MeO
По закону эквивалентов:
m(Me)
m(MeO)

M Э (Me) M Э (MeO)
M Э (MeO)  M Э (Me)  M Э (О) ,
обозначим
M Э ( M e x)
M Э (Me)  20 г / моль ;
Z (O)  2 ;
M Э (O) 
16
 8 г/моль ;
2
5
7
; решив уравнение, получаем

x x 8
для двухвалентного щелочно-земельного металла
Z(Ме)=2; M(Me)  M Э (Me)  Z (Ме)  20  2  40 г/моль
Ответ: Определяемый металл – кальций.
15
Контрольные вопросы
1. Определите молярные массы эквивалентов H 2SO 4 и Cu(OH) 2 в следующих реакциях:
а) H 2SO 4  2KOH  K 2SO 4  2H 2 O
б) H 2SO 4  KOH  KHSO 4  H 2 O
в) Cu(OH) 2  2HCl  CuCl 2  2H 2 O
г) Cu(OH) 2  HCl  CuOHCl  H 2 O
2. Сколько молей эквивалентов содержится в а) 24,5 г H 2SO 4 ;
б) 12,3 г H 3 PO 4 ;
в) 150 г CaCO 3 ; г) 8,6 г CaSO 4  2H 2 O ; д) 79 г
KAl(SO 4 ) 2 12H 2 O
3. Рассчитайте молярную массу эквивалентов кислоты, если на нейтрализацию 0,009 кг ее израсходовано 0,008 кг гидроксида натрия.
4. Определите молярную массу двухвалентного металла, если 14,2 г
оксида этого металла образуют 30,2 г сульфата металла.
5. На нейтрализацию 0,471 г фосфористой кислоты израсходовано
0,644 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалентов кислоты.
6. Определите молярную массу эквивалентов следующих соединений:
Mn 2 O 7 , Cu 2 O, Ca(OH) 2 , Al 2 (SO 4 ) 3  18 H 2 O, Ca 3 (PO 4 ) 2 , Ag 2 O, FeSO 4  7H 2 O, Cu 3 PO 4
7. При нагревании 20,06 г металла было получено 21,66 г его оксида.
Найдите молярную массу эквивалентов металла, если молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль.
8. Вычислите молярную массу эквивалентов цинка, если 1,196 г этого
металла вытеснили из кислоты 438 мл водорода, измеренного при 17 °С и
давлении 1 атм.
9. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить молярную массу эквивалентов металла и объем выделившегося водорода (н. у.).
16
10. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл
водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить молярные
массы эквивалентов металла и его оксида.
11. Масса 1 л кислорода равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21,0 г магния, число эквивалентности которого
равно 2?
12. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия.
Определить молярную массу эквивалентов кислоты.
13. В каком количестве NaOH содержится столько же молей эквивалентов, сколько в 140 г КОН?
14. В каком количестве Ba(OH) 2  8H 2 O содержится столько же молей
эквивалентов, сколько в 156 г Al(OH) 3 ?
15. 0,493 г хлорида некоторого металла после обработки нитратом
серебра образовали 0,861 г AgCl. Вычислить молярную массу эквивалентов металла.
16. Из 0,432 г металла образовали 0,574 г его хлорида. Вычислить молярную массу эквивалентов металла, приняв молярную массу эквивалентов
хлора равной 35,5 г/моль.
17. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г
хлорида некоторого одновалентного металла, образуется 2,2 г его сульфида.
Вычислите молярную массу эквивалентов металла.
18. При сгорании трехвалентного металла массой 11,2 г образовался
оксид массой 16 г. Какой был взят металл?
19. Сколько литров CO 2 (при н.у.) надо пропустить через раствор
Ca(OH) 2 , чтобы получить: а) 7 молей эквивалентов карбоната кальция; б) 7
молей карбоната кальция;
в) 100 г карбоната кальция?
20. Сколько молей эквивалентов оксида цинка получится при взаимодействии цинка с кислородом объемом 5,6 л (н.у.).
17
1.2. Энергетика химических процессов
(термохимические расчеты)
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 8, 10, 16 и таблицей 1.
Предметом химической термодинамики является применение законов классической термодинамики к физико-химическим явлениям. Она
рассматривает тепловые эффекты химических реакций, фазовые переходы
и химические равновесия. Термодинамический метод помогает, не прибегая к опыту, решать вопрос о возможности протекания реакции, ее направлении, пределе протекания, выборе оптимального режима.
Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты
химических реакций, называют термохимией. Под тепловым эффектом
химической реакции понимают количество теплоты, которое выделяется или поглощается в необратимом процессе при постоянном объеме или
давлении и при условии равенства температур исходных веществ и продуктов реакции в расчете на 1 моль продукта реакции.
Теплота при р = соnst и Т = const приобретает свойство функции состояния, не зависит от пути, по которому протекает процесс.
Теплоту ре-
акции в изобарно-изотермическом процессе принято называть энтальпией
системы, а ее изменение (Н ) .
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода (промежуточных стадий реакции). Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции
(стандартная энтальпия  Н0), равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий
образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов. Под стандартной энтальпией образования вещества  f Н 0 298 по18
нимают энтальпию образования одного моля вещества при стандартных
условиях (Т = 298 К, р  105 Пa ) из простых веществ (табл.1) :
Н 0 298   n f H 0 298( прод.)   n f H 0 298( исх.) , где
n-стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Кроме того, тепловой эффект реакции можно рассчитать, используя
теплоты сгорания исходных веществ и продуктов реакции:
Н 0 298 
 n
С
Н 0 298(исх.)   n C H 0 298( прод.),
где  C Н 0 298 - стандартная энтальпия сгорания вещества, равная энтальпии сгорания одного моля вещества при стандартных условиях до СО2 и
Н 2О .
Этим способом чаще пользуются при расчетах тепловых эффектов органических реакций.
Пример 1. Реакция выражается термохимическим уравнением:
2 НСl ( Г ) + 1 / 2О2 ( Г ) = Н 2 О( Г ) + Сl 2 ( Г ) ;  Н =?
Рассчитайте тепловой эффект реакции при стандартных условиях.
Сколько теплоты выделится при образовании 44, 8 л Cl2?
Решение: В таблице 1 находим теплоты образования всех участников реакции. Обратим внимание на то, что теплоты образования для простых веществ и элементов в стандартном состоянии приняты равными нулю. Рассчитываем по следствию из закона Гесса:
H 0 298  ( f H 0 298( H 2O( Г ) )   f H 0 298(Сl2 ( Г ) ) )  (2 f H 0 298( HCl( Г ) )  1 / 2 f H 0 298(О2 ( Г ) ) )
Н 0 298 = -241,84 – 2 · (-92,30) = -57,24 кДж
Исходя из определения теплового эффекта реакции при образовании 1
моля Cl2 выделяется 57,24 кДж теплоты. Рассчитаем – сколько молей составляют 44,8 л Cl2 . Так как, 1 моль любого газа при нормальных условиях
занимает объем, равный 22,4 л, то 44,8 л составят 2 моля. Таким образом,
при образовании двух молей Cl2 выделится 57,2 · 2 = 11,48 кДж теплоты.
19
Пример 2. Теплота растворения безводного SrCl2 равна (- 47,70
кДж), а теплота растворения кристаллогидрата SrCl 2  6H 2O равна (+ 30,96
кДж). Вычислите теплоту гидратации SrCl2 .
Решение: Процесс растворения SrCl2 протекает через посредство
двух промежуточных стадий в соответствии с химической теорией растворов Д.И. Менделеева:
SrCl 2 + aq = SrCl 2 · aq;  Н, реакция растворения
1. SrCl2  6 H 2 O  SrCl2  6 H 2 O; Н гидр. , реакция гидратации
2. SrCl2  6H 2O  aq  SrCl2  aq; Н1 , реакция растворения кристаллогидрата
По закону Гесса:  Н = Н гидр.  Н 1 ,
т.о. Н гидр.  Н  Н1 = - 47,70 - 30,96 = -78,66 кДж.
Контрольные вопросы
21. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля метана, в результате которой образуются
пары воды и диоксид углерода.
22. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления одного моля
Fe2 O3 металлическим алюминием.
23. При взаимодействии трех молей оксида азота N 2O с аммиаком образуются азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен (+877,76 кДж)
Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту
образования N 2 O( Г ) .
24. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и монооксид азота NO( Г ) . Напишите термохимическое уравнение этой реакции,
вычислив ее тепловой эффект в расчете на один моль NH 3( Г ) .
25. Напишите термохимическое уравнение горения 1 моля этилового
спирта, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода.
20
Вычислите теплоту образования С 2 Н 5 OH ( Ж ) , если известно, что при сгорании 11,5 г его выделилось 308,71 кДж теплоты.
26. Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена С 2 Н 4( Г ) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 10 л С2 Н 4 при нормальных условиях?
27. Напишите термохимическое уравнение реакции горения одного
моля этана С 2 Н 6( Г ) , в результате которой образуются пары воды и диоксид
углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана в пересчете
на нормальные условия?
28. Теплота растворения безводного хлорида стронция SrCl2 равна
( - 47,70 кДж), а теплота растворения кристаллогидрата SrCl 2  6H 2O равна
(+30,96 кДж). Вычислите теплоту гидратации SrCl2 .
29. Теплоты растворения сульфата меди CuSO 4 и кристаллогидрата
CuSO 4  5H 2 O соответственно равны (- 66,11 кДж) и (+ 11,72 кДж). Вычис-
лите теплоту гидратации CuSO 4 .
30. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:
C 2 Н 6( Г )  3,5О2( Г )  2СО2( Г )  3Н 2 О( Ж ) ;  Н = -1559,87 кДж
Вычислить теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2 ( Г ) и Н 2 О( Ж ) .
31. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим
уравнением:
С2 Н 5 ОН ( Ж )  3О2( Г )  2СО2( Г )  3Н 2 О( Ж ) ;  Н
Вычислить тепловой эффект реакции, если известно, что мольная теплота парообразования С 2 Н 5 ОН ( Ж ) равна ( + 42,36 кДж) и известны теплоты
образования: С 2 Н 5 ОН ( Г ) , СО2 ( Г ) , Н 2 О( Ж ) .
21
32. Значения энтальпии растворения в воде Na2 CO3 и Na2 CO3  10 H 2 O составляют соответственно (-25,10 и + 66,94 кДж). Вычислите энтальпию
гидратации Na2CO3 .
33. Найдите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания графита составляет -393,51 кДж, а теплота фазового перехода
С графит  С алм аз равна + 1,88 кДж.
34. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
35. Теплота растворения BaCl 2 равна +8.66 кДж/моль, а теплота гидратации этой соли при переходе в BaCl 2  2H 2O составляет +29,16 кДж/моль.
Какова теплота растворения BaCl 2  2H 2 O ?
36. Вычислите H 0 298 хлорида аммония, если для реакции
NH 3( Г )  НСl ( Г )  NH 4 Cl( К ) ; Н 0 298 = -176,93 кДж/моль.
37. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты.
Определите стандартную теплоту образования Са(ОН ) 2 .
38. Какое количество теплоты выделяется при превращении 1 кг красного фосфора в черный, если Н 0 Р ( красный) = -18,41 кДж/моль;
Н 0 Р (черный ) = -43,20 кДж/моль?
39. При сгорании 9,3 г фосфора выделяется 229,5 кДж теплоты. Рассчитайте Н 0 298 оксида фосфора (V).
40. Сколько теплоты выделится при разложении 54 г глюкозы по реакции: С 6 Н 12О6( К )  2С 2 Н 5 ОН ( Ж )  2СО2( Г ) ,
если Н 0 298(С Н
6
12О6 ( K ) )
= -1273,0 кДж/моль; Н 0 298(СО
22
2( Г ) )
= -393,5 кДж/моль.
1.3. Химическое сродство
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 8, 10, 16 и таблицами 2, 3.
Первый закон термодинамики не позволяет определить, в каком
направлении процесс может протекать самопроизвольно.
Критерием самопроизвольного протекания реакции в изолированной системе служит функция состояния S, названная Р. Клаузиусом энтропией. Самопроизвольные процессы могут идти только с увеличением энтропии и будут идти до тех пор, пока система не перейдет в равновесное
состояние и энтропия не достигнет максимального для данных условий
значения. На основе постулата Планка рассчитано абсолютное значение
энтропии многих простых веществ, химических соединений и приведено в
справочной литературе (при стандартных условиях). С помощью справочных данных можно рассчитать изменение энтропии, происходящее при
химической реакции по следствию из закона Гесса:
S 0 298   nS 0 298( прод.)   nS 0 298( исх.) ;
где S 0 298 – стандартная энтропия вещества, n – cтехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Пример 1. Определите возможность протекания реакции:
2 HCl ( Г )  1 / 2О2( Г )  Н 2 О( Г )  Сl2( Г ) в изолированной системе.
Решение: Используя значения стандартных энтропий веществ (табл. 2)
рассчитаем стандартную энтропию реакции:
S 0 298  (S 0 298(Сl 2 ( Г ) )  S 0 298( H 2O( Г ) ) )  (2S 0 298( HCl( Г ) )  1 / 2S 0 298(О2 ( Г ) ) )
S 0 298 = 223,0 + 188,74 – (2 · 186,7 + 0,5 · 205,03) = - 64,175Дж
В результате реакции энтропия уменьшилась и, следовательно, процесс в изолированной системе самопроизвольно протекать не может.
В природе и технике большинство химических процессов протекают в
неизолированных системах, то есть в условиях теплообмена с окружающей
23
средой. В этих системах критерием направленности процесса служит изменение термодинамических потенциалов G, F.
G – энергия Гиббса для условий p = соnst и Т = const;
F – энергия Гельмгольца для условий V = const и Т = const.
Изменение энергии Гиббса (  G) характеризует максимально полезную работу процесса и указывает на возможное самопроизвольное его
протекание. Самопроизвольным является всякий процесс, в результате которого, энергия системы уменьшается (  G < 0). Когда система достигает
положения равновесия, G принимает минимальное значение, а  G становится равным нулю. Изменение энергии Гиббса включает в себя как энтальпийный ( H T ), так и энтропийный ( TST ) факторы. Для расчета используется соотношение:
GT  H T  TST ; FT  U T  TST
Термодинамические потенциалы G и F можно также рассчитать с помощью следствия из закона Гесса с использованием стандартных величин
G 0 298 и F 0 298 (табл. 2).
G 0 298   nG 0 298( прод.)   nG 0 298(исх.)
Пример 2. Определите возможность протекания реакции:
2 НСl ( Г )  1 / 2О2( Г )  Н 2 О( Г )  Сl2( Г )
в системе при стандартных условиях и при температуре 1000 К. Установить температуру, при которой система будет находиться в равновесии.
Решение: G 0 298 = H 0 298  TS 0 298
Воспользуемся результатами решения предыдущих примеров:
G 0 298  -57240 - 298 · (-64,175) = -38115Дж
Для приближенных расчетов G1000 можно принять:
G1000  H 0 298  TS 0 298
G1000 = -57240 – 1000 · (-64,175) = 6935 Дж
При равновесии:
G = 0 ;
H 0 298 = - 57240 Дж;
24
S 0 298 = -64,175 Дж
T =
H
 57240
=
 892 K
S
 64,175
Таким образом, при стандартных условиях реакция возможна, так как
 G < 0; при температуре 1000 К реакция самопроизвольно протекать не
может  G > 0; реакция протекает при Т = 892 К.
Контрольные вопросы
41. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования
аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из S 0 298 соответствующих газов. Чем можно объяснить отрицательное значение  S?
42. Определите G 0 298 реакции, протекающей по уравнению:
4 NH 3( Г )  5О2( Г )  4 NO( Г )  6 Н 2 О( Г )
Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и
стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях.
43. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению:
СН 4 ( Г )  СО2( Г )  2СО( Г )  2 Н 2 ( Г ) ; Н  247,37кДж
При какой температуре начнется реакция?
44. Вычислите стандартные значения G для реакций:
BaCO3( К )  BaО( К )  СО2( Г )
СаСО3( К )  СаО( К )  СО2( Г )
и определите, какой из карбонатов обладает большей термической устойчивостью?
45. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях
реакции:
СО2( Г )  Н 2( Г )  СО( Г )  Н 2 О( Г ) ; Н  2,85кДж
46. Вычислите изменение энергии Гиббса при 250 С для процесса:
25
С ( ГРАФИТ )  2 Н 2( Г )  СН 4 ( Г ) , зная
Н 0 298 и S 0 298 метана.
47. В каком направлении нижеприведенная реакция будет протекать
самопроизвольно:
Fe2 O3(К(  3Н 2(Г(  Fe(КК  3Н 2 О (ГГ
Необходимые для расчета ΔG 0 298 реагирующих веществ взять из справочной литературы.
48. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления: Fe3O4( К )  СО( Г )  3FeO( К )  СО2( Г ) ; H  34,55кДж
49. Образование сероводорода из простых веществ протекает по
уравнению
H 2( Г )  S РОМБ.  Н 2 S ( Г ) ; Н  20,15кДж
Исходя из значений S 0 298 соответствующих веществ определите S 0 и
G 0 для этой реакции в стандартных условиях.
50. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях
реакции:
CO2 ( Г )  Н 2( Г )  СО( Г )  Н 2 О( Г ) ; Н  2,85кДж
51. Вычислите изменение энергии Гиббса при
t  250 C
для про-
цесса:
С ( ГРАФИТ )  2 Н 2( Г )  СН 4( Г ) ,
зная Н 0 298 и S 0 298 , сделать вывод о возможности протекания самопроизвольного процесса.
52. Вычислите значения G 0 298 , S 0 298 для процесса:
MeCO3( К )  МеО( К )  СО2( Г ) ,
и
составьте
ряд
термической
стабильности
карбонатов
МgCO3 ,
BaCO3 , CaCO3 .
53. Какие из приведенных реакций протекают самопроизвольно и являются экзотермическими:
2H 2 O2 ( Ж )  2Н 2О( Ж )  О2( Г )
26
3Н 2( Г )  N 2( Г )  2 NH 3( Г )
54. Укажите, какая из двух реакций будет протекать самопроизвольно:
2 Fe( К )  Al 2 O3( К )  2 Аl( К )  Fе2 О3( Г )
2 Al ( К )  Fe2 O3( К )  2Fe( К )  Al2 O3( К )
55. В каком направлении ниже приведенная реакция будет протекать
самопроизвольно:
Fe2 O3( К )  3Н 2( Г )  2 Fe( К )  3Н 2 О( Г )
Рассчитать с использованием G 0 298 веществ.
56. На основании значений H 0 298 и S 0 298 веществ вычислите G 0
для следующих процессов:
SO2( Г )  1 / 2О2( Г )  SO3( Г )
СО( Г )  Н 2 О( Г )  СО2 ( Г )  Н 2( Г )
Укажите, в каком направлении эти реакции будут протекать, приближаясь
к равновесию.
57. Определить стандартное изменение энтропии при 298 0 К для
следующих реакций:
MgO(Т )  Н 2( Г )  Н 2 О( Ж )  Мg (Т )
С (Т )  СО2( Г )  2СО( Г )
Сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания реакций.
58. Для каких оксидов СuO, MnO , PbO принципиально осуществима
реакция восстановления водородом в стандартных условиях, выводы сделайте на основании расчета G 0 298
59. Пользуясь значениями H 0 и S 0 вычислить G 0 реакций:
C(Т )  О2( Г )  СО2( Г ) ; Н 0  393,5кДж
Na( К )  1 / 2СI 2( Г )  NaCI ( К ) ; Н 0  410,9кДж
Сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.
60. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению:
27
С 2 Н 2( Г )  5 / 2О2( Г )  2СО2( Г )  Н 2 О( Ж )
Вычислите G 0 298 и S 0 298 и объясните уменьшение энтропии в результате
этой реакции.
1.4. Химическая кинетика
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9.
Химическая кинетика изучает скорость химических реакций (υ), которая определяется как изменение концентрации реагирующих веществ
или продуктов реакции в единицу времени в постоянном реакционном
пространстве.
В общем случае υ 
ΔC
,
τ
где ∆C – изменение концентрации; τ – время протекания реакции в секундах.
Скорость реакции зависит от:
1. концентрации реагирующих веществ;
2. природы реагирующих веществ;
3. температуры реакционной смеси;
4. наличия катализатора в системе.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях,
равных их стехиометрическим коэффициентам.
Математическое выражение закона действующих масс для системы
аА + bB = cC + dD выглядит следующим образом:
  kA a Bb ,
28
где k – коэффициент пропорциональности или константа скорости,
которая не зависит от концентрации, но зависит от природы реагирующих
веществ, температуры и катализатора;
[А] и [В] – концентрации веществ А и В;
a, b – стехиометрические коэффициенты.
Влияние температуры на скорость химической реакции определяется
правилом Вант-Гоффа: при изменении температуры на каждые 10 градусов
скорость реакции изменяется в 2-4 раза.
2
 γ ΔT/10 ,
1
где υ2 и υ1 – скорости реакций при температурах Т2 и Т1 соответственно;
γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать значения от 2 до 4;
∆Т = Т2 –Т1.
Если один из реагентов находится в твердой фазе (гетерогенная система), то скорость химической реакции зависит от общей поверхности
твердого вещества или от степени его дисперсности. Однако в общем случае изучение скорости реакции проводят в условиях не изменяющейся поверхности. Тогда в выражение скорости реакции входит только концентрация жидкого или газообразного компонента и не входит площадь поверхности. Например, скорость реакции между поверхностью раскаленного угля и парами воды С (Т )  Н 2 О( Г )  СО( Г )  Н 2( Г ) зависит только от концентрации водяного пара
  kH 2 O.
В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость химической реакции зависит также от внешнего давления. В этом
случае в выражение скорости может быть введено значение парциального
давления.
29
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной
реакций в системе
2SO2( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 SO3( Г ) , если объем газовой смеси
уменьшить в три раза?
Решение: Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а;
[O2] = b; [SO3] = с. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема имеют следующие выражения:
 ПР  ka2 b;  ОБР  k1c 2 .
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза, т.е. [SO2]
= 3а; [O2] = 3b; [SO3] = 3с. Тогда при новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций можно записать следующим образом:
'
'
= k (3a)2 3b = 27 k a2 b;  ОБР
= k1(3c)2 = 9 k c2
 ПР
Отсюда
'
 ПР
/  ПР = 27 k a2 b/ k a2 b = 27;
'
 ОБР
/  ОБР = 9 k c2/ k1 c2 = 9.
Следовательно, скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, а обратной – только в 9 раз.
Пример 2. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции,
протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 °С.
Решение: Зависимость скорости химической реакции от температуры
определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
υ2 = υ1∙γ∆T/10 = υ1∙270-30/10 = υ1∙24 = 16∙υ1
Следовательно, скорость реакции при температуре 70°С больше скорости реакции при температуре 30°С в 16 раз.
Контрольные вопросы
61. Напишите выражение для скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению А + 2В = АВ2 и определите,
во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если: а) концентрация
30
вещества А увеличится в 2 раза; б) концентрация вещества В увеличится в
2 раза; в) концентрация обоих веществ увеличится в 2 раза.
62. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода
(II) в системе 2СO( Г )  СO2( Г )  С ( К ) , чтобы скорость реакции увеличилась в 4
раза?
63. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2 NO( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 NO2( Г ) , возросла в 1000 раз?
64. Напишите выражение для скорости реакции С( К )  O2( Г )  СО2( Г ) и
определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении
концентрации кислорода в 3 раза.
65. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению 2 NO( Г )  Сl2( Г ) ⇄ 2 NOCl ( Г ) . Как изменится скорость реакции при увеличении: а) концентрации оксида азота в 2 раза; б) концентрации хлора в 2
раза; в) концентрации обоих веществ в 2 раза?
66. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40°С, если γ = 3,2?
67. На сколько градусов следует повысить температуру системы,
чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ = 2,5)?
68. При повышении температуры на 50°С скорость реакции возросла
в 1200 раз. Вычислите температурный коэффициент реакции.
69. Вычислите температурный коэффициент реакции, если константа
скорости ее при 120°С равна 6,7·10-2.
70. Реакция между веществами А и В выражается уравнением
А + 2В = С. Начальные концентрации соответственно равны 0,3 и
0,5 моль/л. Константа скорости равна 0,4 л2/(моль2∙с). Вычислите скорость
реакции в начальный момент и в тот момент, когда концентрация вещества
А уменьшилась на 0,1 моль/л.
31
71. Температурный коэффициент реакции равен 3. Вычислите, во
сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры с
22 до 62°С?
72. Напишите математические выражения для определения скоростей следующих химических реакций, протекающих в гомогенной системе: a) СО( Г )  Сl2( Г ) ⇄ COCl 2 ( Г ) ;
б) 2 NO( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 NO2( Г ) ;
в) 4 HCl ( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 Н 2 О( Г )  2Сl2( Г ) .
73. Напишите математические выражения для определения скоростей следующих химических реакций, протекающих в гетерогенной системе:
а) С ( К )  О2( Г ) ⇄ СО2 ( Г ) ;
б) СО2( Г )  С ( К ) ⇄ 2СО( Г ) ;
в) СаО( К )  СО2( Г ) ⇄ СaCO 3( К ) .
74. Определите, как изменится скорость прямой реакции
2SO2( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 SO3( Г ) , если давление в системе увеличить в 5 раз?
75. Как изменится скорость прямой реакции
4 NH 3( Г )  5О2( Г ) ⇄ 4 NO( Г )  6 Н 2 О( Ж ) , если объем газовой смеси уменьшить в 2
раза?
76. При повышении температуры на 30°С скорость химической реакции увеличилась в 64 раза. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при повышении температуры на каждые 10°С.
77. Рассчитайте температурный коэффициент реакции, если при
нагревании системы от 40°С до 80°С скорость возросла в 64 раза.
78. Температурный коэффициент реакции равен 3. При какой температуре следует проводить эту реакцию, чтобы скорость реакции, идущей
при 100°С, уменьшилась в 27 раз?
32
79. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем
газовой смеси 4 HCl ( Г )  О2( Г ) ⇄ 2 Н 2 О( Г )  2Сl2( Г ) увеличить в 2 раза?
80. Во сколько раз следует увеличить давление в системе
Н 2 ( Г )  I 2 ( Г ) ⇄ 2 HI ( Г ) , чтобы скорость образования HI возросла в
100 раз?
1.5. Химическое равновесие
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9 и таблицей 1 ᾽᾽Стандартные энтальпии образования веществ᾽᾽.
Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Для обратимых реакций характерно состояние химического равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т.е.
υпр = υобр
Равновесное состояние системы характеризуется константой химического равновесия. Так, например, для обратимой реакции
4 HCl ( Г )  О2 ( Г ) ⇄ 2 Н 2 О( Г )  2Сl 2( Г )
константа химического равновесия выражается следующим образом
Н О Cl 

HCl O 
2
Кр
2
2
2
4
2
В общем случае в обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций
продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим
коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также
возведенных в соответствующие степени, равно постоянной величине,
называемой константой равновесия.
33
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и
от температуры.
Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий, таких как температура,
концентрация, давление, приводят к нарушению равновесия в системе и
переходу ее в новое равновесное состояние.
Направление смещения равновесия определяется принципом Ле
Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производить какое-либо внешнее воздействие, то в этой системе самопроизвольно происходят процессы, ослабляющие оказанное воздействие.
Пример 1. Куда будет смещаться равновесие при изменении температуры для системы 2NO2 ⇄ N2O4; ∆H= -57 кДж/моль?
Решение: В ходе реакции наблюдается выделение теплоты, реакция
является экзотермической. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие для данной системы будет смещаться в сторону ослабления оказанных воздействий. Значит, при повышении температуры равновесие
смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Если же температуру системы понижать, то равновесие сместится вправо, т.е. в сторону
прямой реакции.
Пример 2. В какую сторону сместится равновесие в системе:
Н 2 ( Г )  I 2 ( Г ) ⇄ 2 HI ( Г ) при уменьшении концентрации иода?
Решение: По принципу Ле Шателье изменение концентрации одного
из исходных веществ приводит к определенным изменениям в равновесном состоянии системы. В конкретном случае при уменьшении концентрации иода равновесие сместится в сторону его воспроизведения, т.е. в сторону обратной реакции, в результате которой из иодоводорода и будет получаться дополнительное количество иода.
Пример 3. Как сместится равновесие в системе:
N 2 ( Г )  3Н 2 ( Г ) ⇄ 2 NH 3( Г ) , если увеличить давление?
34
Решение: В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение
внешнего давления вызовет такие изменения, которые приведут к уменьшению давления в системе. Так как из 4 моль газа (из четырех объемов)
образуется 2 моль (два объема) аммиака, то равновесие сместится вправо,
т.е. в сторону меньшего объема.
Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы:
СО( Г )  Н 2 О( Г ) ⇄ СО2 ( Г )  Н 2 ( Г ) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации
всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:
[СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.
Решение: При равновесии скорость прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
υпр = k1[СО][Н2О]; υобр = k2[СО2][Н2];
Кр 
k 1 СО 2  Н 2 

СО Н 2 О
k2
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы.
Предположим, что к моменту равновесия концентрация СО 2   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 СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ составляют:
СО2 р  Н 2 р  х
моль/л ; СО2 р  3  х  моль/л ; Н 2 Ор  2  х  моль/л .
Зная константу равновесия, находим значение х, затем исходные
концентрации всех веществ:
1
х2
; х 2  6  2х - 3х  х 2 ; 5 х  6; х  1,2 моль/л .
(3  х)(2  х)
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
35
[СО2]р = 1,2 моль/л; [Н2]р = 1,2 моль/л; [СО]р = 3-1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2О]р = 2-1,2 = 0,8 моль/л.
Контрольные вопросы
81. Напишите выражение для константы равновесия следующих обратимых процессов: а) С( К )  О2( Г ) ⇄ 2СО( Г )
б) FeCl3( Ж )  3Н 2 О( Ж ) ⇄ Fe(OH ) 3( К )  3НСl ( Ж )
82. При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих
равновесных концентрациях веществ: [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6
моль/л. Рассчитайте значение константы равновесия и исходные концентрации.
83. Как повлияет повышение давления и температуры на равновесие
следующих обратимых реакций:
а) 2СО( Г ) ⇄ СО2( Г )  С ( К ) , ∆Н < 0
б) Н 2( Г )  Br2( Г ) ⇄ 2 НВr ( Г ) , ∆H < 0
в) SO2( Г )  Сl2( Г ) ⇄ SO2 Cl 2( Г ) , ∆H > 0
84. Используя справочные данные (табл. 1), определите, в какую
сторону произойдет смещение равновесия гомогенных реакций:
2 NO( Г )  Cl 2 ( Г ) ⇄ 2 NOCl ( Г ) и
2 NO2 ( Г ) ⇄ 2 NO( Г )  О2 ( Г )
при следующих воздействиях:
а) охлаждение системы;
б) увеличение давления.
85. Константа равновесия для реакции Н 2( Г )  I 2( Г ) ⇄ 2 HI ( Г ) равна 36, а
начальные концентрации водорода и иода равны по 0,02 моль/л. Вычислить равновесные концентрации водорода, иода и иодоводорода.
36
86. Исходные концентрации NO  исх и Cl 2 исх в гомогенной системе
2 NO( Г )  Cl 2 ( Г ) ⇄ 2 NOCl ( Г ) составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вы-
числите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия
прореагировало 20% NO.
87. Почему при изменении давления смещается равновесие системы
N 2 ( Г )  3Н 2 ( Г ) ⇄
2 NH 3( Г ) и не смещается равновесие системы N 2 ( Г )  О2 ( Г ) ⇄
2 NO( Г ) ? Мотивируйте ответ, используя расчет скоростей прямой и обрат-
ной реакций до и после изменения давления. Составьте уравнения для констант равновесия обеих систем.
88. При некоторой температуре равновесие в гомогенной системе
2 NO( Г )  О2 ( Г ) ⇄ 2 NO2 ( Г ) установилось при следующих концентрациях реаги-
рующих веществ NO p  0,4 моль / л; О2 p  0,2 моль / л; NO2 p  0,2 моль / л.
Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию оксида азота
и кислорода.
89. Константа равновесия гомогенной
системы N 2( Г )  3Н 2( Г ) ⇄
2 NH 3( Г ) при некоторой температуре равна 0,2. Равновесные концентрации
водорода и аммиака соответственно равны 0,4 и 0,15 моль/л. Вычислите
исходную и равновесную концентрации азота.
90. Константа равновесия
системы при постоянной температуре
CO( Г )  Н 2 О( Г ) ⇄ CO2 ( Г )  Н 2 ( Г ) равна 1. Вычислите равновесные концентра-
ции
всех
реагентов,
если
исходные
концентрации
составляют:
СОисх  0,2 моль / л; Н 2Оисх  0,6 моль / л.
91. Равновесие гомогенной системы при Т=const
4 HCl ( Г )  О2 ( Г ) ⇄
2 Н 2 О( Г )  2Сl 2( Г ) установилось при следующих концентра-
циях: Н 2 Ор  0,24 моль / л; Cl2 р  0,24 моль / л; HCl  р  0,30 моль / л;
37
О2 р  0,42 моль / л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и
кислорода.
92. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной
системы
C ( К )  Н 2 О( Г ) ⇄ СО( Г )  Н 2( Г ) . Как следует изменить давление и
концентрацию веществ, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?
93. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной
системы СО2( Г )  С ( К ) ⇄ 2СО( Г ) . Что необходимо предпринять для повышения выхода оксида углерода? Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию диоксида углерода увеличить в 3 раза?
94. Составьте выражение для константы равновесия реакции, протекающей в закрытой системе при постоянной температуре:
2 NH 3( Г )  3Сl2( Г ) ⇄ N 2( Г )  6 НСl ( Г ) . Укажите, во сколько раз изменится значе-
ние константы равновесия, если: а) концентрацию хлора увеличить в 2 раза; б) концентрацию хлороводорода увеличить в 6 раз.
95. Установите, во сколько раз уменьшится или увеличится равновесная концентрация оксида углерода в реакции: СО2( Г )  С ( К ) ⇄ 2СО( Г ) при
увеличении значения равновесной концентрации диоксида углерода в 3 раза.
96. Как увеличить выход продуктов реакций
2СО( Г ) ⇄ СО2 ( Г )  С ( К ) , Н 0 298  172,5кДж
N 2 ( Г )  3Н 2 ( Г ) ⇄ 2 NH 3( Г ) , Н 0 298  51,9кДж
за счет изменения концентрации реагентов, давления, температуры?
97. Вычислите константу равновесия
для следующей реакции
SO2( Г )  Сl2( Г ) ⇄ SO2 Cl 2 ( Г ) , если при некоторой температуре образовалось 2,3
38
моль SO 2 Cl 2 , а исходные концентрации двуокиси серы и хлора соответственно составляли 6,2 моль/л и 5,5 моль/л.
98.
Вычислите
константу
равновесия
реакции
CO2 ( Г )  Сl 2 ( Г ) ⇄
CO2 Cl 2 ( Г ) , если исходные концентрации оксида углерода и хлора составля-
ли соответственно 6 и 8 моль/л, а равновесие установилось, когда образовалось 3 моль CO2 Cl 2 .
99. Константа равновесия системы 2 HI ( Г ) ⇄ Н 2( Г )  I 2( Г ) равна 0,35.
Определите равновесные концентрации HI и I 2  , если исходная концентрация йодоводорода равна 2 моль/л.
100. Вычислите равновесные концентрации веществ в реакции
SO3( Г )  СО( Г ) ⇄ SO2 ( Г )  СO2( Г ) , если константа равновесия реакции равна
1,89, а исходная концентрация SO3   CO  0,95 моль / л.
1.6.Способы выражения концентрации раствора
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 8, 10, 16
Молекулярные или истинные растворы состоят из перемешанных друг
с другом молекул растворенного вещества и среды. Растворы образуются
при самопроизвольном распределении одного вещества в другом в результате диффузии. Но рассматривать раствор как смесь молекул различных
веществ нельзя, так как свойства растворенного вещества и растворителя в
общей системе раствора изменяются. Например, объем раствора никогда
не равен сумме объемов растворителя и растворенного вещества. Полученная система однородна, так как за счет диффузии концентрация во всех
микрообъемах выравнивается.
39
Раствором называется термодинамически устойчивая однофазная
конденсированная система переменного состава, состоящая из двух или
более компонентов, связанных между собой силами физического и химического взаимодействия.
Основным признаком, характеризующим раствор, является его гомогенность (однородность). Раствор может состоять только из одной фазы:
жидкой или твердой.
Количественный состав раствора определяется концентрацией, т.е.
относительным содержанием каждого из компонентов, составляющих раствор.
Концентрацией называется содержание растворенного вещества в
единице массы или объема раствора или растворителя.
Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовые, объемные и безразмерные.
Массовые концентрации.
Массовая доля ( ) растворенного вещества – это отношение массы компонента, содержащегося в массе раствора.

mB
100%
mP
или

mB
100% ,
V ρ
где  - массовая доля;
m B - масса растворенного вещества, г;
m P - масса раствора, г;
V - объем раствора, мл;
 - плотность раствора, г/мл.
Пример 1. Кристаллогидрат нитрата железа (III) Fe(NO3 ) 3  9H 2 O массой 60,6 г растворили в воде массой 250 г. Определите массовую долю
нитрата железа (III) в полученном растворе.
Решение: Масса полученного раствора составляет
m  m(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O  m(H 2 O) ;
m=
60,6+250= 310,6 г
40
определяем количество вещества кристаллогидрата, растворенного в
воде:
n(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O) 
m(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O)
;
M(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O)
n(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O)  60,6/404=0,15 моль.
Из формулы кристаллогидрата следует:
n(Fe(NO 3 ) 3 )  n(Fe(NO 3 ) 3  9H 2 O); n(Fe(NO 3 ) 3 )  0,15 моль.
Находим массу нитрата железа (III), которая содержится в растворе:
m(Fe(NO 3 ) 3 )  n(Fe(NO 3 ) 3 )  M(Fe(NO 3 ) 3 );
m(Fe(NO 3 ) 3 ) = 0,15 . 242=36,3 г.
Рассчитываем массовую долю нитрата железа (III) в растворе:
 (Fe(NO3 ) 3 ) 
m(Fe(NO 3 ) 3 )
;
m
 (Fe(NO3 ) 3 )  36,3/310,6 = 0,117 или 11,7%.
Моляльность ( C m ) – число молей растворенного вещества в 1 кг
растворителя.
Cm 
n
m (р-ля)
, моль/кг,
где n - число молей растворенного вещества;
m (р - ля) - масса растворителя, кг.
Пример 2. Раствор содержит 10 г NaCl и 100 г воды. Вычислить моляльную концентрацию раствора.
Решение: Определим число молей растворенного вещества:
n
m
;
M
n
10
 0,17 моль,
58
где M - молярная масса NaCl равная 58 г/моль
Моляльность раствора рассчитаем по формуле: C m 
Сm 
0,17
 1,7 моль/кг
0,1
41
n
m (р-ля)
Объемные концентрации.
Молярная концентрация (C M ) - число молей растворенного вещества в 1 л раствора.
CM 
n
, моль/л
V
где n - число молей растворенного вещества, моль;
m
- масса растворенного вещества, г;
M - молярная масса растворенного вещества г/моль;
V - объем раствора, л
Пример 3. Определите молярную концентрацию раствора, полученную при растворении сульфата натрия массой 21,3 г в воде массой 150 г,
если плотность полученного раствора равна 1,12 г/мл.
Решение: Определяем массу полученного раствора:
m  m(Na 2SO 4 )  m(H 2 O) ;
m
= 21,3 + 150 = 171,3 г.
Вычисляем объем раствора:
V
m

;
V
171,3
= 153 мл = 0,153 л.
1,12
Количество вещества растворенного сульфата натрия равно
n(Na 2SO 4 ) 
m(Na 2SO 4 )
;
M(Na 2SO 4 )
n(Na 2 SO 4 ) 
21,3
= 0,15 моль.
142
Рассчитываем молярную концентрацию раствора:
CM 
CM 
n
, моль/л
V
0,15
 0,98 моль/л.
0,153
Молярная концентрация эквивалента C H (нормальная концентрация) – количество вещества эквивалента, содержащегося в 1 л
раствора.
CH 
m
, моль/л
MЭ  V
42
где МЭ =
M
(см. раздел 1.1).
Z
Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/см3 потребуется для приготовления 5 л раствора с молярной концентрацией эквивалента равной 0,3 моль/л ?
Решение: Молярная масса эквивалента серной кислоты определяется
по формуле:
MЭ 
М
98

 49 г/моль
основность 2
Находим массу серной кислоты для приготовления 3 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,3 моль/л, если
СН 
m
, выразим из этого выражения массу вещества ( m )
MЭ  V
m  С Н М Э  V  0,3  49  5  73,5 г .
Масса 1 см3 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится
1,84  96/100  1,766 г серной кислоты.
Следовательно, для приготовления 5 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,3 моль/л надо взять 73,5:1,76=41,76 см3 кислоты.
Пример 5. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано
25 см3 раствора щелочи с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль/л.
Чему равна молярная концентрация эквивалента кислоты ?
Решение: Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы с равными концентрациями эквивалента реагируют в равных объемах. При разных концентрациях объемы
растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их концентрациям, т.е.
V2 /V 1  C H 2 /С H1 или V1C H1  V2 C H 2
Подставим в последнее выражение известные данные:
50  С H1  25  0,5 , откуда С H = 25 . 0,5/50 = 0,25 моль/л.
1
43
Безразмерные концентрации.
Мольная доля ( N i ) – отношение числа молей растворенного вещества к сумме числа молей всех компонентов раствора.
Ni 
ni
ni
где n i - число молей растворенного вещества.
Титр ( T ) - масса вещества, содержащегося в 1 мл или в 1 см3 раствора.
T
m
, г/мл.
V
Титр связан с молярной концентрацией эквивалента соотношением:
Т  С H  M Э / 1000
Контрольные вопросы
101. Из 15 кг 18%-ного раствора при охлаждении выделилось 380 г
соли. Чему равна массовая доля охлажденного раствора?
102. Чему равна молярная концентрация эквивалента
25%-ного
раствора NaOH плотностью 1,328 г/см3? К 1 л этого раствора прибавили 6 л
воды. Вычислите массовую долю полученного раствора.
103. Из 650 г 55%-ной серной кислоты выпариванием удалили 180 г
воды. Чему равна массовая доля оставшегося раствора?
104. Вычислите молярную концентрацию эквивалента и молярную
концентрацию 20,8%-ного раствора НNO3 плотностью 1,12 г/см3. Сколько
граммов кислоты содержится в 7 л этого раствора?
105. Вычислите молярную, молярную концентрацию эквивалента и
моляльную
концентрации
26%-ного
плотностью 1,149 г/см3.
44
раствора
хлорида
алюминия
106. Смешали 400 г 20%-ного раствора и 600 г 40%-ного раствора NaCl.
Чему равна массовая доля полученного раствора?
107. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3
раствора AgNO3, потребовалось 75 см3 раствора НСl с молярной
концентрацией эквивалента 0,3 моль/л. Какова молярная концентрация
эквивалента раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
108. Какая масса НNO3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию
его потребовалось 50 см3 раствора NaOH с молярной концентрацией
эквивалента 0,3 моль/л? Каков титр раствора NaOH?
109. Смешали 30 см3 10%-ного раствора HNO3 (пл. 1,056 г/см3) и 150 см3
30%-ного раствора НNO3 (пл. 1,184 г/см3). Вычислите массовую долю
полученного раствора.
110. Какой объем 45%-ного раствора КОН (пл. 1,538 г/см3) требуется
для приготовления 3л 4%-ного раствора (пл. 1,048 г/см3)?
111. Какую массу NaNO3 нужно растворить в 300 г воды, чтобы
приготовить 20%-ный раствор?
112. На нейтрализацию 26 см3 раствора щелочи с молярной
концентрацией эквивалента 0,15 моль/л требуется 167 см3 раствора Н2SO4.
Чему равны молярная концентрация эквивалента и титр раствора Н2SO4?
113. Какой объем раствора кислоты с молярной концентрацией
эквивалента
0,35
моль/л
требуется
для
нейтрализации
раствора,
содержащего 0,42 г NaOH в 40 см3?
114. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,25 г КОН,
требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислите молярную концентрацию
эквивалента кислоты.
115. Какой объем 18,01%-ного раствора HCl (пл. 1,100 г/см3) требуется
для приготовления 1 л 8,17%-ного раствора (пл. 1,050 г/см3) ?
116. Какой объем 18%-ного раствора карбоната натрия (пл. 1,105 г/см3)
требуется для приготовления 5 л 4%-ного раствора (пл. 1,02 г/см3)?
45
117. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3
раствора Н2SO4 с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль/л
прибавить 125 см3 раствора КОН с молярной концентрацией эквивалента
0,3 моль/л?
118. Смешали 278 г 62%-ного и 132 г 18%-ного раствора серной
кислоты. Какова массовая доля полученного раствора?
119. К 4 л 10%-ного раствора НNO3 плотностью 1,054 г/см3 прибавили
3 л 2%-ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите
массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора, объем
которого равен 7 л.
120. Вычислите молярную концентрацию и молярную концентрацию
эквивалента 28%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/см3.
1.7. Свойства растворов
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 8, 10, 16.
Важной физико-химической характеристикой твердых и жидких тел
является давление пара, определяющее состояние равновесия между конденсированной и газообразной фазами. Чем выше давление пара, тем
больше равновесие смещается в сторону процессов сублимации и испарения. Поэтому давление насыщенного пара над раствором используется для
объяснения его поведения и свойств.
Понижение давления пара над раствором приводит к изменению температур кипения и замерзания по отношению к чистым растворителям. Известно, что жидкость кипит или кристаллизуется, когда давление ее насыщенного пара становится равным внешнему давлению или давлению
насыщенного пара над твердой фазой, в которую она переходит. Раствор
вследствие пониженного давления его паров труднее достигает точки кипения или точки кристаллизации. В связи с этим растворы кипят при более
46
высоких и кристаллизуются при более низких температурах, чем чистые
растворители. По закону Рауля: повышение температуры кипения или
понижение температуры кристаллизации раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:
Δt кип    Сm
Δt крист  К  С m
и
где Δt кип  t рра  t р ля
Δt крист  t рль  t рр
С m - моляльная концентрация, моль/г
 - эбуллиоскопическая константа
К - криоскопическая константа.
Закон Рауля имеет практическое значение - по изменению температуры кипения и кристаллизации определяют молекулярные веса неизвестных
веществ. Преобразуем математические уравнения закона Рауля. Зная, что
Сm 
m  1000
M  m1
получим
Δt кип 
  m  1000
M  m1
и
Δt крист 
K  m  1000
.
M  m1
где М – молярная масса вещества;
m1 - масса растворителя, г;
m - масса растворенного вещества, г.
Пример 1. Раствор, содержащий 32,5 г вещества в 250 г уксусной кислоты, кипит на 2 C выше, чем чистая уксусная кислота. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества. Эбуллиоскопическая константа
уксусной кислоты 2,53 C .
Решение: Из уравнения
Δt кип 
  m  1000
M  m1
выразим молекулярную массу растворенного вещества:
47
M
ε  m  1000 2,53  32,5  1000
=
= 164,5
2  250
Δt кип  m 1
г/моль
Таким образом, молекулярная масса вещества равна 164,5 г/моль.
Пример 2. Вычислить температуру замерзания раствора, содержащего
9,0 г глюкозы C 6 H12O 6 в 100 г воды.
Решение: Согласно уравнению
Δt крист 
K  m  1000
M  m1
рассчитаем изменение температуры замерзания.
Δt крист 
1,86  9  1000
 0,93 C
180  100
Вычитая 0,93 из температуры замерзания воды, находим понижение
температуры замерзания раствора: 0  0,93  0,93 C .
Контрольные вопросы
121. Вычислите массовую долю водного раствора глицерина
С3Н5(ОН)3, зная, что этот раствор кипит при 100,39 C . Эбуллиоскопическая
константа воды 0,52 C .
122. Раствор, содержащий 55,4 г неэлектролита в воде объемом 2,5 л,
кипит при 100,16 C . Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 C . Вычислите молекулярную массу неэлектролита.
123. Вычислите молекулярную массу камфоры, зная, что раствор, содержащий 0,04 г этого вещества и бензола массой 20 г, кристаллизуется
при температуре на 0,067 C ниже, чем чистый бензол. Криоскопическая
константа бензола 5,1 C .
124. Для раствора, состоящего из 0,94 г фенола ( C 6 H 5 OH ) и 50 г этилового спирта, повышение температуры кипения составляет 0,232 C .
48
Эбуллиоскопическая константа этилового спирта 1,16 C . Вычислите молярную массу фенола.
125. При растворении хлороформа массой 15 г в диэтиловом эфире
массой 400 г температура кипения последнего повысилась на 0,635 C . Вычислите значения молярной массы для хлороформа. Эбуллиоскопическая
константа эфира 2,02 C .
126. При какой температуре должен кипеть раствор, содержащий растворенный неэлектролит количеством вещества 0,062 моль в воде объемом
200 мл?
127.
Раствор,
содержащий
фосфор
и
бензол,
масса
которых
соответственно равна 0,1155 и 19,03 г, замерзает при 5,15 C . Чистый бензол
замерзает при 5,4 C . Криоскопическая константа для бензола 5,1 C .
Найдите молекулярную формулу раствора.
128. Найдите молекулярную формулу серы, зная, что температура кипения чистого бензола на 0,081 C ниже температуры кипения раствора,
содержащего серу массой 0,81 г в бензоле массой 100 г. Эбулиоскопическая константа бензола 2,57 C .
129. Раствор, состоящий из 9,2 г иода и 100 метилового спирта, закипает при 65 C . Сколько атомов входит в состав молекулы иода, находящегося в растворенном состоянии? Температура кипения спирта 64,7 C , а его
эбуллиоскопическая константа  = 0,84 C .
130. Раствор, содержащий ацетон массой 100 г и глицерин С3Н8О3
массой 2,67 г кипит при 56,73 C . Температура кипения ацетона 56,3 C .
Вычислите эбуллиоскопическую константу ацетона.
131. Раствор, содержащий глицерин массой 13,8 г в воде объемом 1 л,
замерзает при  0,279 C . Найдите молярную массу глицерина. Криоскопическая константа воды 1,86 C .
49
132. Раствор, содержащий 1 г растворенного вещества в 50 г воды, замерзает при  0,81 C . Найдите молярную массу растворенного вещества.
Криоскопическая константа воды 1,86 C .
133. Насколько градусов понизится температура замерзания, если в
бензоле массой 100 г растворить нафталин ( C10 H 8 ) массой 4 г. Криоскопическая константа бензола 5,1 C .
134. Насколько градусов повысится температура кипения, если в воде
объемом 1 л растворить глюкозу массой 90 г? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 C .
135. Какую массу глюкозы C 6 H12O 6 необходимо растворить в воде
объемом 100 мл, чтобы температура понизилась на 1 C . Криоскопическая
константа воды 1,86 C .
136. Какую массу глюкозы C 6 H12O 6 необходимо растворить в 100 мл
воды, чтобы температура кипения повысилась на 3 C . Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 C .
137. Вычислите массовую долю водного раствора метанола СН3ОН,
температура кристаллизации которого  2,79 C . Криоскопическая константа воды 1,86 C .
138. При какой температуре замерзает раствор, содержащий 14,4 г
глюкозы C 6 H12O 6 в 200 мл воды. Криоскопическая константа воды 1,86 C .
139. При какой температуре замерзает раствор, содержащий 3 г мочевины в 200 мл воды. Криоскопическая константа воды 1,86 C .
140. При какой температуре кипят и замерзают водные растворы неэлектролитов, моляльность которых равна 1 моль/кг. Криоскопическая
константа воды 1,86 C . Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 C .
50
1.8. Ионно – молекулярные (ионные) реакции обмена
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 4, 6, 8, 14 и таблицей 7.
Электролиты – вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток. При растворении в воде или
других полярных растворителях электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т.е. в большей или меньшей степени распадаются
на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы.
Уравнения диссоциации обычно записываются следующим образом:
НСl  H  Cl ;
KOH  K   OH
K3PO4  3K   PO34
Нужно иметь ввиду, что эти уравнения только приблизительно отображают подлинный процесс диссоциации, поскольку не показано участие
молекул растворителя, без которого сама диссоциация невозможна.
Электролиты практически полностью диссоциирующие на ионы
называются сильными электролитами. К ним относятся большинство
неорганических солей, гидроксиды щелочных металлов, растворимые гидроксиды щелочноземельных металлов, некоторые минеральные кислоты,
например, H 2SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HBr.
Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. К ним относятся почти все органические
кислоты,
некоторые
минеральные
кислоты,
например,
H 2 CO 3 , H 2S, HNO 2 , H 2SO 3 , HCN , многие основания металлов, а также
NH 4 OH .
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между
недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами. В этом случае можно применить законы химического равновесия и за-
51
писать выражение константы равновесия. Например, в водном растворе
уксусной кислоты устанавливается равновесие:
СН 3СООН ⇄ Н  СН3СОО
которое характеризуется константой равновесия (константой диссоциации):
[H  ][CH 3 COO ]
КД 
.
[CH 3 COOH]
Величина К Д зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует
способность данного электролита распадаться на ионы: чем выше К Д , тем
легче электролит диссоциирует.
В табл. 4 приведены значения констант диссоциации некоторых слабых электролитов.
Количественно процесс электролитической диссоциации выражают с
помощью степени диссоциации (  ), т.е. доли молекул, распавшихся на
ионы. Степень диссоциации представляют в процентах или в долях единицы:
α  (n/n 0 ) 100% ,
где n – число молекул, распавшихся на ионы, n0 – общее число растворенных молекул.
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
52
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(NO 3 ) 2 и Na 2S ; в) NaClO и HNO 3 ; г) K 2 CO 3 и H 2SO 4 ;
д) CH 3 COOH и NaOH .
Решение: запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в
молекулярном виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
б) Pb(NO 3 ) 2 + Na 2S = PbS  + 2NaNO 3
в) NaClO + HNO 3 = NaNO 3 + HClO
г) K 2 CO 3 + H 2SO 4 = K 2SO 4 + CO 2 ↑ + H 2 O
д) CH 3 COOH + NaOH ⇄ CH 3 COONa + H 2 O
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов
( H 2 O , HClO ), осадка ( PbS ↓), газа ( CO 2 ↑).
В реакции (д) имеются два слабых электролита - CH 3 COOH и H 2 O ,
но так как реакции идут в сторону большего связывания ионов и вода – более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих
частей равенства: а) Na  и Cl ; б) Na  и NO 3 ; в) Na  и NO 3 ; г) K+ и
SO24 д) Na  , получим ионно-молекулярные уравнения реакций, которым
соответствуют следующие ионно-молекулярные реакции:
а) H  + OH = H 2 O
б) Pb2 + S2 = PbS
в) ClO  + H  = HClO
г) CO32- + 2 H  = CO 2 + H 2 O
53
д) CH 3 COOH + OH = CH3COO + H 2 O
Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) SO32 + 2 H  = SO 2 + H 2 O
б) Pb2 + CrO24 = PbCrO 4
в) HCO 3 + OH  = CO32 + H 2 O
г) ZnOH  + H  = Zn 2  + H 2 O
Решение: 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. Например:
а) Na 2SO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + SO 2 + H 2 O
б) Pb(NO 3 ) 2 + K 2 CrO4 = PbCrO4 + 2 KNO 3
в) KHCO 3 + KOH = K 2 CO 3 + H 2 O
г) ZnOHCl + HCl = ZnCl 2 + H 2 O
Контрольные вопросы
141. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) хлоридом бария и сульфатом алюминия; б) фосфорной кислотой и
нитратом кальция; в) ацетатом калия и серной кислотой.
142. Какое из веществ: KCl , FeSO4 , Zn(OH) 2 , NaHCO 3 - взаимодействует с
раствором гидроксида натрия? Запишите молекулярные и ионномолекулярные уравнения этих реакций.
143. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые
выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Zn 2  + H 2 S = ZnS + 2 H 
б) H  + OH  = H 2 O
54
в) CO32 +2 H  = CO 2 + H 2 O
144. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) FeCl 3 и KOH ; б) MnSO 4 и
(NH 4 ) 2 S ; в) CaCO 3 и HCl .
145. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые
выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Pb2 + H 2 S = PbS + 2 H 
б) Н б) CO32 + 2 H  = H 2 O + CO 2
в) Ba 2 + SO24 = BaSO 4
146. Составьте молекулярные
уравнения
реакций,
которые
реакций,
которые
выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) CaCO 3 + 2 H  = Ca 2 + H 2 O + CO 2
б) Zn(OH) 2 + 2 OH  = ZnO 22 + 2 H 2 O
в) Ag  + Cl = AgCl
147.
Составьте
молекулярные
уравнения
выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cu(OH) 2 + 2 H  = Cu 2 + 2 H 2 O
б) Fe2 + 2 OH  = Fe(OH) 2
в) H  + OH  = H 2 O
148. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) Sn(OH) 2 и NaOH ; б) Fe(OH) 2 и H 2SO 4 ; в) CuOHCl и HCl .
149. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между: а) К 2 CO 3 и HNO 3 ; б)
Zn(OH) 2 и NaOH ; в) Ba(OH) 2 и NiCl 2 .
150. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между: а) Na 2 CO 3 и MnSO 4 ;
б) K 3 PO 4 и Al 2 (SO 4 ) 3 ; в) Pb(OH) 2 и NaOH .
55
151. Составьте молекулярные уравнения реакций взаимодействия в
растворах между а) FeSO 4 и H 2 S ; б) (NH 4 ) 2 CO 3 и HNO 3 ; в) CrCl 3 и
NaOH .
152. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между а) Zn(OH) 2 и HCl ; б)
MgSO 4 и KOH ; в) NH 4 Cl и NaOH .
153. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO 3 и K 3 PO 4 ; б)
Pb(NO 3 ) 2 и KCl ; в) CuSO 4 и Na 2S .
154. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые
выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Fe 2 + S2  FeS
б) SiO 32 + 2H   H 2SiO 3
155. Какое из веществ: KHCO 3 , CH 3 COOH , MnSO 4 , Na 2S взаимодействует с раствором серной кислоты? Запишите молекулярные и
ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
156. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) KHCO 3 и HNO 3 ; б) Al(OH) 3 и NaOH ; в) BaCl 2 и AgNO 3 .
157. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между: а) H 3 PO 4 и Ba(OH) 2 ; б) CrCl 3
и NH 4 OH ; в) Na 2SiO 3 и HCl .
158.
Какое
взаимодействовать
из
с
веществ:
Zn(OH) 2 ,
гидроксидом
калия?
HCl ,
Fe(OH) 2
Выразите
эти
-
будет
реакции
молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
159. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) хлоридом бария и сульфатом алюминия; б) фосфорной кислотой и
нитратом кальция; в) ацетатом калия и серной кислотой.
56
160. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций взаимодействия в растворах между:
а) сульфидом натрия и соляной кислотой; б) сульфатом железа (II) и
сульфидом калия; в) иодидом натрия и нитратом свинца.
1.9. Гидролиз солей
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 4, 6, 8, 14 и таблицами 4,5.
Вода является очень слабым электролитом, степень ее диссоциации равна
2 10 9 . Полярные молекулы воды в очень небольшой степени диссоцииру-
ют на ионы:
H 2 O = H  + OH  ,
или с учетом гидратации:
2 H 2 O = H3O + OH 
На основании законов химического равновесия получим выражение
константы диссоциации воды:
КД 
Н ОН  ,


Н О
2
отсюда
К Д Н 2 О  Н  ОН 
По данным измерения электропроводности при температуре 18 C
К Д 1,810 16 ,
а
молярная
концентрация
чистой
Н О  1000  55,6 моль/л . Получаем значение Н  ОН 

2
18
 10 14. Произведение
Н ОН  К


В

воды
1,8  10 16 55,6 
называется ионным произведением
воды.
Если Н    ОН  , то концентрация каждого из ионов воды равна
10 14 =10-7 моль/л. Ионы водорода являются носителем кислотных
57
свойств, а гидроксид-ионы – щелочных, следовательно, при равенстве их
концентраций реакция среды раствора является нейтральной.
При Н    10 7 моль/л реакция среды будет кислой, а при Н    10 7 щелочной. Таким образом, концентрация ионов водорода является мерой
его кислотности или щелочности.
Более удобен способ выражения реакции среды с помощью отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, именуемого водородным показателем рН:
рН   lg Н  
В нейтральной среде рН = 7; в кислой – рН < 7; в щелочной – рН > 7.
Растворение различных веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Процессы подобного типа
объединяют под общим названием гидролиза. Гидролиз – это химический процесс обменного разложения вещества с водой. Гидролиз солей
– частный случай взаимодействия растворенных солей с водой, где их составные части соединяются с составными частями воды с образованием
соответствующего слабого электролита.
Реакцию гидролиза соли можно представить общим уравнением:
МА
соль
+
НОН ⇄ МОН + НА,
вода основание
кислота
где М – металл, А – остаток кислоты (анион).
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями
(например, NaCl , KNO 3 и др.), гидролизу не подвергаются. Гидролиз характерен для солей, образованных: 1) слабой кислотой и сильным основанием, 2) сильной кислотой и слабым основанием, 3) слабой кислотой и
слабым основанием. Приведем примеры.
Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей: а) KCN ; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию
среды растворов этих солей.
58
Решение: а) Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты
HCN и сильного основания KOH . При растворении в воде молекулы
KCN полностью диссоциируют на катионы K  и анионы CN- . Катионы
K  не будут связывать ионы OH  воды, так как KOH – сильный электро-
лит, анионы же CN- связывают ионы H  воды, образуя молекулы слабого
электролита HCN . Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное
уравнение гидролиза
CN- + H 2 O ⇄ HCN + OH 
или в молекулярной форме
KCN + H 2 O ⇄ HCN + KOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток
ионов OH  , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (pH>7).
б) Карбонат натрия
Na 2 CO 3 – соль слабой многоосновной кислоты
Н 2 CO 3 и сильного основания NaOH . В этом случае анионы соли СО32 ,
связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО 3 , а
не молекулы Н 2 CO 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
СО32 + H 2 O ⇄ НСО 3 + OH 
или в молекулярной форме
Na 2 CO 3 + H 2 O ⇄ NaHCO 3 + NaOH
В растворе появляется избыток ионов OH  , поэтому раствор Na 2 CO 3
имеет щелочную реакцию (pH>7).
в) Сульфат цинка ZnSO 4 – соль слабого многокислотного основания
Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2SO 4 . В этом случае катионы Zn 2  связыва-
ют гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH  .
Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOH  дис59
социируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях
гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионномолекулярное уравнение гидролиза
Zn 2  + H 2 O
⇄ ZnOH  + H 
или в молекулярной форме
2 ZnSO 4 + 2 H 2 O ⇄ (ZnOH) 2 SO 4 + H 2SO 4
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор
ZnSO 4 имеет кислую реакцию (pH< 7).
Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов
Al(NO 3 ) 3 и K 2 CO 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное урав-
нение реакции.
Решение: Соль Al(NO 3 ) 3 гидролизуется по катиону, а K 2 CO 3 – по
аниону:
Al 3 + H 2 O ⇄ AlOH 2 + H 
СО32 + H 2 O ⇄ НСО 3 + OH 
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное
усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H  и OH  образуют молекулу слабого электролита H 2 O . При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Al(OH) 3 и CO 2 ( H 2 CO 3 ). Ионно-молекулярное уравнение:
2Al 3 + 3CО 32  + 3H 2 O = 2Al(OH) 3  + 3CO 2 
молекулярное уравнение:
2 Al(NO 3 ) 3 + 3 K 2 CO 3 +3 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 CO 2 + 6 KNO 3
Контрольные вопросы
60
161. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
162. Kакое значение pH ( 7 ) имеют растворы следующих солей:
Na 3 PO 4 , Cu(NO 3 ) 2 , MnSO 4 ? Cоставьте ионно-молекулярные и молеку-
лярные уравнения гидролиза этих солей.
163. Какие из солей Na 2SiO 3 , CdCl 2 , NaNO 3 , CoCl 2 подвергаются
гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей. Какое значение pH( 7 ) имеют растворы этих солей?
164. При смешивании растворов FeCl 3 и K 2 CO 3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих
основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионномолекулярным и молекулярным уравнениями.
165. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени
подвергается гидролизу: Na 2SO 3 или Na 2S , CdCl 2 или ZnCl 2 ? Почему?
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих
солей.
166. Какое значение pH ( 7 ) имеют растворы солей NaNO 2 , CuCl 2 ,
MnSO 4 ? Cоставьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гид-
ролиза этих солей.
167. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей Cu(NO 3 ) 2 , Na 2S , SnSO 4 . Какое значение pH( 7 )
имеют растворы этих солей?
168. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей
CH 3 COONa ,
K 3 PO 4 ,
Fe(NO 3 ) 3 . Какое значение
pH ( 7 ) имеют растворы этих солей?
169. При смешивании растворов Cr2 (SO 4 ) 3 и Na 2 CO 3 каждая из
61
взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием
соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и
молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.
170. Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из
молекулярно-ионных уравнений:
Fe3 + 2 H 2 O ⇄ [Fe(OH)2 ]2 +2 H 
СО32 + H 2 O ⇄ НСО 3 + OH 
171. Какие из солей LiCl , Cr(NO 3 ) 3 , Na 2 CO 3 , NiSO 4 подвергаются
гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей. Какое значение pH ( 7 ) имеют
растворы этих солей?
172. К раствору AlCl 3 добавили следующие вещества: а) HNO 3 ;
б) NaOH ; в) Na 2SiO 3 ; г) Pb(NO 3 ) 2 . В каких случаях гидролиз сульфата
алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей.
173. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени
подвергается гидролизу: Na 2 CO 3 или Na 3 PO 4 ; FeCl 3 или AlCl 3 ?
Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза этих солей.
174. Какое значение pH ( 7 ) имеют растворы солей K 2SO 3 ,
Pb(NO 3 ) 2 , СuCl 2 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения гидролиза этих солей.
175. Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из
молекулярно-ионных уравнений:
Al 3 + H 2 O ⇄ (AlOH) 2 + H 
S2 + H 2 O ⇄ HS  + OH 
176. К раствору Na 2S добавили следующие вещества: а) H 2SO 4 ;
62
б) KOH ; в) Zn(NO 3 ) 2 ; г) K 2 CO 3 . В каких случаях гидролиз сульфида
натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей.
177. Cоставьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения
совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов Na 2S
и ZnCl 2 . Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с
образованием соответствующих основания и кислоты.
178. К раствору NiSO 4 добавили следующие вещества: а) HNO 3 ;
б) NaOH ; в) FeCl 2 ; г) Na 2S . В каких случаях гидролиз cульфата никеля
усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза
соответствующих солей.
179. Какие из солей NiCl 2 , Na 2 CO 3 , ZnSO 4 , KCl подвергаются
гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза соответствующих солей. Какое значение pH ( 7 ) имеют
растворы этих солей?
180. При смешивании растворов CrCl 3 и K 2SiO 3 каждая из взятых
солей
гидролизуется
необратимо
до
конца
с
образованием
соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный
гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
2. Задания к контрольной работе №2
2.1. Окислительно – восстановительные реакции
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 6, 7, 16.
63
Все реакции можно разделить на две группы: в одних степень окисления атомов остается постоянной, в других она меняется. К первым относятся обменные реакции, некоторые процессы синтеза и распада веществ.
В отличие от них протекание окислительно-восстановительных реакций
связано со сдвигом или полным переходом электронов от одних атомов
(ионов) к другим – от восстановителя к окислителю.
Об окислительно-восстановительных свойствах элементов и соединений
можно
судить,
руководствуясь
периодической
системой
Д.И.Менделеева.
Типичными окислителями являются:
простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью (элементы VIA и VIIA групп); из них наиболее активен фтор (F);
 ионы с дефицитом электронов: простые катионы с высшей или
большей
Cr
6
2
O7
степенью окисления, например: Cr 6 O 4  , N 5 O 3  ,
 , Mn
2
2
7
 

O 4 , S6 O 4
 , Cl
2
7



O 4 ...
растворы кислот.
Растворы кислот – более сильные окислители, чем растворы их солей,
причем окислительная активность кислот возрастает с ростом концентрации.
Типичные восстановители:
 элементы, атомы которых обладают наименьшей электроотрицательностью (элементы основных подгрупп I и II группы)
анионы, как простые, например Cl  , S2 , так и сложные, в которых более электроотрицательный элемент не имеет предельной
степени окисления, например S  4 O 3  , N 5 O 3  .
2

катионы, у которых степень окисления может возрасти, например Ge 2 , Mn 2 , Cr 3 , Ti 3 .
64
 некоторые вещества при высоких температурах, например С,
СО, H 2 .
В качестве восстановителей применяют также нагретые магний (Mg),
алюминий (Al), цинк (Zn), железо (Fe) и некоторые другие металлы. Восстановительная активность металла тем больше, чем меньше их потенциал
ионизации.
Вещества, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно только окислителями или
только восстановителями. Вещества, содержащие вещества в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями (под влиянием более
активного, чем они восстановителя), так и восстановителями (под влиянием более энергичного, чем они, окислителя).
Степень окисления – это тот условный заряд, который приобрёл бы
атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное
число электронов.
Пример 1.
Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3 , HNO 2 , HNO 3 , H 2S, H 2SO 3 , H 2SO 4 , MnO 2 , KMnO 4 , определите, какие из
них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие
проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение: степень окисления (n) азота (N) в указанных соединениях
соответственно равна:  3 (низшая),  3 промежуточная),  5 (высшая);
степень окисления серы (S) соответственно равна:  2 (низшая),  4 (промежуточная),  6 (высшая); степень окисления марганца (Mn) соответственно равна:  4 (промежуточная),  7 (высшая). Из этого следует, что
NH3 , H 2S – только восстановители; HNO 3 , H 2SO 4 , KMnO 4 – только окисли-
тели; HNO 2 , H 2SO 3 , MnO 2 – окислители и восстановители.
Пример 2.
65
Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции
(ОВР) между следующими веществами: а) H 2S и HI ; б) H 2S и H 2SO 3 ; в)
H 2SO 3 и HClO 4 ?
Решение: а) степень окисления в H 2S nS  2 ; в HI nI  1 . Так как и
сера и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества могут проявлять только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) в
H 2S nS  2 (низшая);
в
H 2SO 3 n S  4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих ве-
ществ возможно, причём H 2SO 3 является окислителем; в) в H 2SO 3 nS  4
(промежуточная); в HClO 4 nCl  7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, H 2SO 3 в этом случае будет проявлять восстановительные
свойства.
Рассмотрим составление ОВР на конкретных примерах.
1. Восстановление перманганата калия в кислой среде.
KMnO 4  FeSO 4  H 2SO 4  MnSO 4  Fe 2 SO 4 3  H 2 O
Ионная схема реакции:
MnO 4  Fe 2  H   Mn 2  Fe3  H 2 O
Из составленной схемы видим, что ион Fe 2 окисляется в ион Fe 3 ,а
ион MnO 4 восстанавливается до иона Mn 2 . Причем степень окисления в
первом случае возросла с  2 до  3 , а во втором уменьшилась от  7 до
 2 . Таким образом, ион железа ( Fe 2 ) будет окисляться, являясь при этом
восстановителем, а MnO 4 будет восстанавливаться, являясь окислителем.
Частичное уравнение окисления будет выглядеть следующим образом:
2Fe 2  2 e  2Fe 3
При написании частичного уравнения восстановления необходимо
учесть наличие атомов кислорода в ионе MnO 4 . Для связывания их в молекулу воды нужно добавить ионы водорода из кислой среды и завершить
баланс добавлением 5 электронов:
66
MnO 4  8H   5e  Mn 2  4H 2 O
При выводе общего уравнения реакции частичные уравнения надо
умножить на такие множители, чтобы число потерянных и приобретенных
электронов было одинаково.
5 │ 2Fe 2  2e  2Fe 3
окисление (восстановитель)
2 │ MnO 4  8H   5e  Mn 2  4H 2 O
восстановление (окислитель)
После умножения каждого уравнения на коэффициенты и суммирования получим ионное уравнение ОВР:
10Fe 2  2MnO 4  16H   10Fe 3  2Mn 2  8H 2 O
В молекулярном виде:
2KMnO 4  10FeSO 4  8H 2SO 4  2MnSO 4  5Fe 2 SO 4 3  K 2SO 4  8H 2 O
2. Восстановление перманганата калия в щелочной среде
KMnO 4  Na 2SO 3  KOH  K 2 MnO 4  Na 2SO 4  
Ионное уравнение имеет вид:
MnO 4  SO 32  OH   MnO 4  SO 24  
Степени окисления меняются у марганца и серы.
Составим частичные уравнения окисления и восстановления:
2 │ MnO 4  1e  MnO 24
1 │ SO 32  2OH   2e  SO 24  H 2 O
восстановление (окислитель)
окисление (восстановитель)
Чтобы восполнить недостаток атомов кислорода в левой части уравнения окисления, добавляют гидроксильные группы OH  , тогда в правой
части уравнения появляются молекулы H 2 O .
Суммируем полученные уравнения:
2MnO 4  SO 32  2OH   2MnO 24  SO 24  H 2 O
Молекулярное уравнение:
2KMnO 4  Na 2SO 3  2KOH  2K 2 MnO 4  Na 2SO 4  H 2 O
3. Восстановление перманганата калия в нейтральной среде
KMnO 4  Na 2SO 3  H 2 O  MnO 2  Na 2SO 4  
Ионное уравнение:
67
MnO 24  SO 32  H 2 O  MnO 2  SO 24  
Степени окисления меняются у марганца и серы.
Частичные уравнения:
2 │ MnO 4  2H 2 O  3e  MnO 2  4OH  восстановление (окислитель)
3 │ SO 32  H 2 O  2e  SO 24  2H 
окисление (восстановитель)
После суммирования:
2MnO 4  4H 2 O  3SO 32  3H 2 O  2MnO 2  8OH   3SO 24  6H 
Для баланса атомов в ионно-электронные уравнения добавляем молекулы воды, в первом, чтобы убрать избыток кислорода, а во втором, восполнить недостаток кислорода.
Преобразуя полученное уравнение, получим:
2MnO 4  3SO 32  7H 2 O  2MnO 2  2OH   3SO 24  6H 2 O
Далее сократим в обеих частях уравнения на 6 молекул воды и запишем полученное уравнение в молекулярном виде:
2KMnO 4  3Na 2SO 3  H 2 O  2MnO 2  3Na 2SO 4  2KOH
Обобщая все сказанное, составим таблицу в соответствии с правилом стяжения в кислой, щелочной и нейтральной средах.
Наличие
Кислая среда
Нейтральная среда
Щелочная среда
O
H 
H 2 O
OH 
Избыток O
2H   O  H 2 O
H 2 O  O  2OH 
H 2 O  O  2OH 
Недостаток O
H 2 O  2H   O
H 2 O  2H   O
2OH   H 2 O  O


Контрольные вопросы
181. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH 3 ,
NO, HNO 3 , определите, какое из них является только окислителем, только
68
восстановителем и какое может проявлять как восстановительные, так и
окислительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений
расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
Cu  HNO 3  NO  CuNO3 2  H 2 O
182. Реакции выражаются схемами:
H 2S  Cl 2  H 2 O  H 2SO 4  HCl
Na 2SO4  C  Na 2S  CO
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
183. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс –
окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
N 2  N 5 ; Cl 0  Cl 1 ; C 0  C 4
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
HNO 3  Zn  N 2 O  Zn NO3 2  H 2 O
184. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции
между веществами: а) NH 3 и KMnO 4 ; б) HNO2 и HI ? Объясните ответ.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
H 2SO 3  HClO 3  H 2SO 4  HCl
185.
Исходя
из
степени
окисления
серы
в
соединениях
H 2SO 4 , H 2S, SO 2 , определите, какое из них является только окислителем,
только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства. Почему?
69
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
AgCl  H 2SO 4  Zn  Ag  HCl  ZnSO 4
186. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс –
окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
N 3  N 3 ; S2  S6 ; Mn 4  Mn 7 .
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
MnO 2  HCl  MnCl 2  Cl 2  H 2 O
187. Реакции выражаются схемами:
Cr2 O 3  KClO 3  KOH  K 2 CrO 4  KCl  H 2 O
MnSO 4  PbO 2  HNO 3  HMnO 4  PbNO3 2  PbSO 4  H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
188. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции
между веществами: а) PH 3 и HBr ; б) K 2 Cr2 O 7 и H 3 PO 4 ; в) HNO3 и H 2S ?
Почему?
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
H 2SO 4  NaBr  Br2  SO 2  Na 2SO 4  H 2 O
189. Реакции выражаются схемами:
K 2 Cr2 O 7  HCl  Cl 2  CrCl3  KCl  H 2 O
Au  HNO 3  HCl  AuCl 3  NO  H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
70
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
190. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс –
окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
Mn 2  Mn 7 ; O 0  O 2 ; Ag 1  Ag 0 .
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
Cl 2  H 2S  H 2 O  HCl  H 2SO 4
191.
Исходя
из
степени
окисления
хлора
в
соединениях
HCl, HClO 3 , HClO 4 , 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:
FeS  HNO 3  FeNO3 2  S  NO  H 2 O
192. Реакции выражаются схемами:
Cu 2 O  HNO 3  CuNO3 2  H 2 O  NO
P  HNO 3  H 2 O  H 3 PO 4  NO
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
193. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции
между веществами: а) KMnO 4 и Na 2SO 3 ; б) Br2 и HNO3 ; в) CrO3 и KClO 3 ?
Почему?
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
HCl  KClO 3  KCl  H 2 O  Cl 2
71
194. Реакции выражаются схемами:
PbS  HNO 3  S  PbNO3 2  NO  H 2 O
KClO 3  Na 2SO 3  KCl  Na 2SO 4
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
195. Реакции выражаются схемами:
Cu  HNO 3  CuNO3 2  NO2  H 2 O
CrCl 2  O 2  HCl  CrCl3  H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
196. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс –
окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
S2  S6 ; Cl   Cl 5 ; Cu 0  Cu 2 .
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
NaCrO2  Br2  NaOH  Na 2 CrO4  NaBr  H 2 O
197. Реакции выражаются схемами:
FeS2  O 2  SO 2  Fe 2 O 3
KNO3  KNO2  O 2
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
198. Реакции выражаются схемами:
72
Ca 3 PO 4 2  C  SiO 2  CaSiO 3  CO  P
Cl 2  KOH  KClO  KCl  H 2 O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
199.
Исходя
из
степени
окисления
фосфора
в
соединениях
PH 3 , H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , 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:
Cd  KMnO 4  H 2SO 4  CdSO4  MnSO 4  K 2SO4  H 2 O
200. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс –
окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
Cl 0  Cl  ; C 0  C 4 ; S2  S6 .
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в
уравнении реакции, идущей по схеме:
F2  H 2 O  HF  O 2
2.2. Электродные потенциалы и электродвижущие силы
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 5, 6, 7 и таблицей 6.
73
Если погрузить металлическую пластинку в водный раствор соли
того же металла, положительные ионы, находящиеся на поверхности
металла, гидратируются и некоторое количество ионов переходит в
раствор.
В результате этого перехода на пластинке образуется избыток
электронов, она заряжается отрицательно. В то же время гидратированные ионы металла, находящиеся в растворе, отбирая у металлической пластины электроны, образуют атомы металла, которые становятся частью кристаллической решетки. Этот процесс приводит к дефициту электронов и возникновению на пластинке положительного заряда.
Таким образом, между металлическим электродом и раствором
устанавливается состояние равновесия:
М (ТТВ  nН 2 О  ze  M(H 2 O) n
z
В зависимости от того, какой из двух рассмотренных процессов
преобладает, зависит знак и величина заряда .поверхности.
Электрическое поле, возникающее вокруг электрода, вызывает неравномерное
распределение ионов в растворе вблизи
электрода. Если металлическая пластина
заряжается отрицательно (рис.1), катионы, притягиваясь к поверхности, конценРис. 1. Образование двойного
электрического слоя
трируются вблизи нее. В результате раст-
вор вблизи поверхности приобретает заряд, противоположный по знаку
заряду металла - образуется двойной электрический слой.
Анионы отталкиваются от поверхности и их концентрация вблизи
электрода будет понижена. Если поверхность металла заряжена положительно, наблюдается картина, обратная представленной на рис. 1.
74
Таким образом, при погружении металла в раствор, содержащий
ионы этого же металла, на поверхности раздела фаз образуется двойной
электрический слой и возникает определенный скачок потенциала, который принято называть электродным потенциалом.
Стандартным электродным потенциалом металла называют его
электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или (активностью), равной
1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 C условно принимается равным нулю ( ΔE 0  0 ; ΔG 0  0 ). Значения стандартных электродных потенциалов
приведены в таблице 6.
Если измерить стандартные электродные потенциалы различных металлов по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода и расположить их в порядке увеличения, получим электрохимический ряд напряжений металлов:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb,
Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
В этом ряду слева направо происходит уменьшение химической
активности металлов. Положение металлов в ряду напряжений позволяет предсказать возможность самопроизвольного протекания реакции.
Самопроизвольно могут протекать те реакции, в которых восстановитель имеет более электроотрицательный потенциал, чем окислитель.
Пользуясь этим правилом, нетрудно предсказать, что реакции
Zn  Pb2  Zn 2  Pb
Fe  2H   Fe2  H 2
должны протекать самопроизвольно, а реакции
Cu  Ni 2  Cu 2  Ni
75
Ag  2H   2Ag  H 2

в прямом направлении протекать не могут.
Как отмечалось выше, знак и величина потенциала зависит от положения равновесия между металлом и раствором. Электродный потенциал зависит от следующих основных факторов:
 От природы металла. Чем большей химической активностью обладает данный металл, т. е. чем легче он растворяется, тем в большей степени равновесие смещено вправо - тем
отрицательнее потенциал.
 От концентрации ионов металла в растворе. Переход ионов
металла в раствор происходит тем интенсивнее, чем меньше
концентрация катионов в растворе. Наоборот, с увеличением
концентрации раствора равновесие смещается влево и потенциал становится более положительным.
 От температуры. С повышением температуры потенциал
становится более положительным, т. е. равновесие смещается влево. Чтобы понять причины этого эффекта, необходимо
учесть, что переход ионов в раствор связан с гидратацией, а
гидратация — процесс экзотермический (действие принципа
Ле Шателье).
Зависимость величины потенциала от указанных факторов выражается уравнением Нернста:
E Me/Me z   E 0Me/Me z   (0,059/z)l ga Me z 
В этом уравнении:
E Me/Me - электродный потенциал металла (Ме) в растворе, содержащем
z
катионы Me z ;
E 0Me/Me z  - стандартный или нормальный потенциал рассматриваемой систе-
мы;
76
R- универсальная газовая постоянная равная 8,314 Дж/моль·К;
Т - температура по шкале Кельвина;
z - число электронов, участвующих в электродном процессе;
F - постоянная Фарадея, единица
количества электричества, равная
96484 Кл/моль;
а - активность ионов металла в растворе.
Гальванический элемент представляет собой электрохимическую систему, состоящую из двух электродов (любого типа), растворы которых
соединены с помощью солевого мостика. Рассмотрим гальванический
элемент, состоящий из двух электродов первого рода: цинкового и медного. На рис. 2 представлена схема такого элемента.
Растворы сульфатов цинка и меди
соединены между собой солевым
мостиком - стеклянной трубкой,
заполненной раствором хлорида
калия. Солевой мостик препятствует
Рис. 2.
Гальванический элемент
смешиванию
растворов,
проводит электрический ток. Пока
Даниеля-Якоби
цепь разомкнута, на каждом из
электродов существуют равновесия:
Zn 0  2e  Zn 2
Cu 2  2e  Cu 0
Поскольку цинк является металлом имеющим наиболее электроотрицательный потенциал, чем медь E 0Zn
2
/Zn
 0,76 B , E 0Cu 2 /Cu  0,34 B , первое
равновесие по сравнению со вторым смещено вправо, следовательно, на
цинковом электроде имеется избыток электронов. Соединим металлические пластины проводником. Электроны будут перемещаться с цинковой
пластины на медную - в цепи пойдет электрический ток, равновесие на
77
электродах нарушится. В соответствии с принципом Ле Шателье, на электродах начнутся процессы, способствующие восстановлению равновесия
(т. е. появлению на цинковом электроде избытка электронов):
А (-) Zn 0  2e  Zn 2 окисление
К (+) Cu 2  2e  Cu 0 восстановление
Таким образом,
 В любом замкнутом гальваническом элементе на отрицательном
электроде, называемом анодом, происходит окисление, а на положительном электроде – катоде - восстановление.
Поскольку цепь замкнута, избыточные электроны будут перетекать на медную пластину и т. д. До тех пор, пока цепь будет замкнута,
цинковая пластина будет растворяться, на медной будет осаждаться
металлическая медь. Равновесие на электродах не установится, в цепи
будет протекать ток. Просуммируем процессы, протекающие на электродах в замкнутом гальваническом элементе:
Zn  Cu 2  Zn 2  Cu
или Zn  CuSO 4  ZnSO 4  Cu
Суммарная электрохимическая реакция называется токообразующей. Рассмотренный гальванический элемент называется элементом Даниэля - Якоби. В прошлом веке он широко использовался в качестве источника постоянного тока. Сокращенное обозначение элемента ДаниэляЯкоби:
А (-) Zn/ZnSO 4 // CuSO 4 /Cu (+) К
Подобным образом обозначают любые гальванические элементы. При этом следует помнить, что слева принято указывать электрод
с более отрицательным потенциалом.
78
Гальванический элемент – это система, в которой происходит
самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция ( G < 0),
энергия которой превращается в электрическую энергию.
Гальванический элемент является химическим источником
электрического тока.
Основной характеристикой гальванического элемента я вляется
его электродвижущая сила (ЭДС) или E , которая представляет собой разность электродных потенциалов в исходный момент работы
элемента. ЭДС всегда является величиной положительной.
Чтобы рассчитать величину ЭДС, необходимо вычесть из более
положительного электродного потенциала величину более отрицательного потенциала. В нашем примере при концентрации ионов
цинка и меди в растворах равных 1 моль/л:
ΔE  E 0Cu 2 /Cu  E 0Zn 2 /Zn  0,34  0,76  1,1 B
Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, состоящих из разных металлов, но и из электродов одного металла, погруженных в растворы одного и того же электролита, но с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется
концентрационным. Поскольку ЭДС обусловлена только разностью
концентраций ионов металла в растворах.
Составим гальванический элемент из двух серебряных пластинок, погруженных в растворы нитрата серебра разных концентраций C1 и C 2 .
А (-) Ag / AgNO 3 // AgNO3 / Ag (+) К
C1 < C2
ЭДС такого элемента может быть определена по формуле:
E  (0,059 / z) lg C1 / C2
При работе этого элемента протекают следующие процессы:
79
А (-) Ag 0  e  Ag  окисление
К (+) Ag   e  Ag 0 восстановление
Таким образом, концентрация первого раствора C1 будет постепенно
увеличиваться, а второго раствора C2 уменьшаться, следовательно ЭДС
будет уменьшаться. Через некоторое время концентрации C1 и C 2 станут
одинаковыми, а ЭДС - равной нулю.
Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем
кобальта (табл. 6). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,1 моль/л?
Решение: Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации
в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
E  E0 
0,059
lgC,
n
где E 0 - стандартный электродный потенциал; n – число электронов,
принимающих участие в процессе; С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/n;
E 0 для никеля и кобальта соответственно равны - 0,25 и - 0,277 В. Опреде-
лим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях:
E Ni2  /Ni  0,25 
0,059
lg10 3  0,339 B
2
E Co 2  /Co  0,227 
0,059
lg10 1  0,307 B
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/л).
80
Решение: Подобные задачи так же решаются на основании уравнения
Нернста (см. пример 1):
 2,41  2,37 
0,059
lgC Mg 2  ,
2
- 0,04  0.0295 lgC Mg 2 ,
lgC Mg 2   -
0,04
 1,3559  2,6441
0,0295
CMg  4,4  10 2 моль/л
2
Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является
анодом,
какой
катодом?
Напишите
уравнение
Окислительно-
восстановительной реакции, протекающий в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
Решение: Схема данного гальванического элемента
(-) Mg/Mg 2 // Zn 2 /Zn (+)
Наклонная линия обозначает поверхность между металлом и раствором,
а две наклонные линии – границу раздела двух жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 B) и является анодом, на
котором протекает окислительный процесс:
Mg 0  2e  Mg 2

Цинк, потенциал которого (– 0,763 В) - катод, т.е. электрод, на котором
протекает восстановительный процесс:
Mg  Zn 2  Mg 2  Zn
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода
следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе
равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов
двух его электродов:
81
ЭДС  E 0Zn 2  /Zn  E 0Mg 2  /Mg  0,763  (2,37)  1,607 B
Контрольные вопросы
201. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения
реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значения
стандартных ЭДС.
202. Кобальтовая и медная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор соляной кислоты. Составьте схему данного
гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов
происходящих на аноде и катоде.
203. 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, состоящего из медных электродов, опущенных: первый в 0,1 М, а второй 1 М растворы сульфата меди.
204. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней
цепи следующих гальванических элементов: а) Mg/Mg 2 // Pb 2 /Pb ;
б)
Pb0 /Pb2 // Cu 2 /Cu ; в) Сu0 /Cu 2 // Ag  /Ag , если все растворы электролитов
одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев?
205. При какой концентрации ионов Ag  (моль/л) значения потенциала серебряного электрода становятся равными стандартному потенциалу
водородного электрода?
206. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, погруженного в 1 М AgNO 3 , и стандартного водородного электрода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции, происходящей при работе элемента. Чему равна его ЭДС?
82
207. Увеличится, уменьшится или останется без изменений масса кобальтовой пластинки при взаимодействии её с растворами: а) AgNO 3 , б)
Сr(NO 3 ) 2 , в) Pb(NO 3 ) 2 ? Почему? Составьте электронные и молекулярные
уравнения соответствующих реакций.
208. ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 1 М раствор
соли свинца, равна 0,126 В. При замыкании элемента электроны во внешней цепи перемещаются от свинцового к водородному электроду. Чему равен потенциал свинцового электрода? Составить схему элемента. Какие
процессы протекают на его электродах?
209. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового
электрода и железного электрода, погруженного в раствор, содержащий
ионы Fe2 . При какой концентрации ионов Fe2 ЭДС этого элемента будет
равна нулю?
210. Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли
при концентрациях иона Mg 2  0,1; 0,01 и 0,001 моль/л.
211. Кадмиевая и никелевая пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного
гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов
происходящих на аноде и катоде.
212. Увеличится, уменьшится или останется без изменений масса цинковой пластинки при взаимодействии её с растворами: а) CuSO 4 ; б) BaCl 2 ;
в) Ni(NO 3 ) 2 ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
213. ЭДС элемента состоящего из медного и свинцового электродов,
погруженных в 1 М растворы солей этих металлов, равна 0,47 В. Изменится ли ЭДС если взять 0,01 М растворы? Ответ обосновать.
214. Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового
электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержащий
83
ионы Cr 3 . При какой концентрации ионов Cr 3 ЭДС этого элемента будет
равна нулю?
215. Потенциал cеребряного электрода составляет 80 % от значения
его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация
ионов Ag  (в моль/ л)?
216. Какие процессы происходят на электродах гальванического элемента Zn/Zn 2 (0,1 M)// Zn 2  (0,001 M)/ Zn ? В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи?
217. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых свинец служил бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и вычислить значения стандартных ЭДС.
218. Железная и никелевая пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного
гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов
происходящих на аноде и катоде.
219. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого
лежит реакция, протекающая по уравнению:
Zn  Ni(NO 3 ) 2  Zn(NO 3 ) 2  Ni
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Вычислите ЭДС этого элемента, если [ Zn 2 ] = 0,1 моль/л, [ Ni 2  ] = 0,0001
моль/л
220. При какой концентрации ионов Cd 2  ( в моль/л) потенциал кадмиевого электрода будет на 0,02 В меньше его стандартного электродного
потенциала?
2.3. Коррозия металлов
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 5, 6, 7 и таблицей 6.
84
Поверхность изделий и сооружений из металлов при соприкосновении с окружающей средой подвергается механическому и химическому
воздействию.
Коррозия – это самопроизвольный процесс, который является следствием гетерогенной окислительно-восстановительной реакции металла с
компонентами окружающей среды. В результате коррозии образуются
продукты окисления металла – оксиды, гидроксиды, иногда просто растворяющиеся в среде ионы. Такое превращение металла сопровождается изменением его механических свойств. Таким образом, коррозия сопровождается потерей металла, причем продукты коррозии, как правило, не могут
быть в какой-то мере использованы.
Коррозионные процессы классифицируют:
 по виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на
поверхности или в объёме металла;
 по механизму реакций взаимодействия металла со средой (химическая и электрохимическая коррозия);
 по типу коррозионной среды;

по характеру дополнительных воздействий, которым подвергается
металл одновременно с действием коррозионной среды.
При электрохимической коррозии на поверхности металла одновре-
менно протекают два процесса:
анодный – окисление металла
Ме 0  ne   Me n 
и катодный - восстановление ионов водорода
2H   2e   H 02
или молекул кислорода, растворённого в воде
O2  2H 2 O  4e   4OH
Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. При атмосферной коррозии – коррозии во влаж85
ном воздухе при комнатной температуре – деполяризатором является кислород.
Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте
с кадмием в нейтральном и кислом растворах? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
Решение: Цинк имеет более отрицательный потенциал (- 0,763 В),
чем кадмий (- 0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий катодом.
анодный процесс:
Zn 0  2e   Zn 2
катодный процесс:
2H   2e   H 02 в кислой среде
O2  2H 2 O  4e   4OH в нейтральной среде
Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимое
основание, то продуктом коррозии будет Zn(OH)2.
Контрольные вопросы:
221. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа (железа, покрытого оловом) и луженой меди при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Определите тип покрытия.
222. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во
влажном воздухе и серной кислоте.
223. Если пластинку из чистого олова опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается.
Однако при прикосновении к олову медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив
86
электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
224. Изделие из меди покрыто хромом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и
катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности
покрытия во влажном воздухе и соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
225. В раствор электролита, содержащего растворённый кислород,
опустили цинковую пластину и цинковую пластину, частично покрытую
свинцом. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
226. Две железные пластины, частично покрытые одна кобальтом,
другая свинцом, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков
состав продуктов коррозии железа?
227. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары
марганец – кобальт. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
228. Железное изделие покрыто свинцом. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности
покрытия во влажном воздухе и сернистой кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
229. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем
кобальта, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов коррозии. Каков состав продуктов коррозии?
87
230. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: хром, никель или натрий? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов
коррозии. Каков состав продуктов коррозии?
231. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении целостности покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
232. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии?
Приведите пример протекторной защиты свинца в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного
и катодного процессов.
233. Хромовую и железную пластины опустили в раствор хлорида
меди. Составьте электронные процессы и ионно-молекулярные уравнения
реакций, происходящих на каждой из пластин. Какие процессы будут проходить на пластинах, если наружные концы их соединить проводником?
234. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему?
Однако, если к медной пластине, опущенной в кислоту прикоснуться кадмиевой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому
объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
235. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары
хром – свинец. Какие продукты образуются в первом и во втором случаях?
236. Железное изделие покрыто никелем. Какое это покрытие –
анодное или катодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности
покрытия во влажном воздухе и соляной кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
237. Если опустить в разбавленную соляную кислоту пластинку из
чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со време88
нем почти прекращается. Однако если медной палочкой прикоснуться к
железной пластине, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные
уравнения анодного и катодного процессов.
238. Какое покрытие металла называется анодным и какое катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного
и катодного покрытия кобальта. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии кобальта, покрытого медью, во влажном воздухе и в кислой среде.
239. В раствор соляной кислоты поместили кадмиевую пластину и
кадмиевую пластину, частично покрытую медью. В каком случае процесс
коррозии кадмия происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив
электронные уравнения соответствующих процессов.
240. Как происходит атмосферная коррозия луженого никеля (никеля, покрытого оловом) при нарушении целостности покрытия? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов.
2.4. Электролиз
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 6 и таблицей 6.
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих
при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление,
называется катодом, а электрод, на котором происходит процесс окисления – анодом. При электролизе катод заряжен отрицательно, т.к. он присо89
единяется к отрицательному полюсу внешнего источника электричества. К
положительному полюсу присоединяется электрод, на котором будет происходить реакция окисления. Применяются как металлические электроды,
так и инертные.
При включении постоянного электрического тока катионы, находящиеся в растворе (или расплаве) электролита, начинают двигаться к катоду, а анионы – к положительно заряженному аноду. При достижении катионами поверхности катода на ней начинается процесс восстановления.
Возможные виды реакций, протекающих при электролизе на катоде:
1. электродный потенциал металла больше нуля (от Bi до Au), тогда его
ионы практически полностью восстанавливаются;
2. электродный потенциал металла от 0 В до – 0,828 В (потенциал катодного восстановления воды с учетом всех побочных эффектов),
тогда его ионы могут восстанавливаться одновременно с молекулами
воды;
3. электродный потенциал ниже - 0,828 В, тогда восстанавливаются
молекулы воды.
Электрохимическое восстановление воды в кислой среде происходит по
уравнению:
2Н   2e   Н 2
В случае нейтральной и щелочной сред вода восстанавливается по
уравнению:
2Н 2 О  2e   Н 2  2ОН
Анодные процессы сводятся к разрядке анионов, или к ионизации
атомов (или молекул) материалов анода. В связи с этим выделяют электролиз с растворимыми анодами и электролиз с нерастворимыми анодами.
Возможные виды реакций, протекающих при электролизе на инертном
аноде:
90
1. при электролизе растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и
их солей, фтороводорода, фторидов происходит электрохимическое
окисление воды. В щелочной среде окисление идёт по уравнению:
4OH   4e   О 2  2Н 2 О
В кислой и нейтральной средах вода окисляется по уравнению:
2H 2 O - 4e   O 2  4H 
2. при электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме фтороводорода и фторидов) происходит окисление анионов.
Если анод металлический, происходит: электрохимическое окисление
воды, окисление аниона, окисление металла анода. При этом если значение
стандартного потенциала металла анода меньше, чем у предыдущих двух
систем, то будет происходить анодное растворение металла.
Пример 1. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора нитрата калия с инертным анодом.
Решение: Стандартный электродный потенциал системы К   e   K 0
(Е0 = - 2,925 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде (- 0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды по уравнению:
2Н 2 О  2e   Н 2  2ОН
а ионы К+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к
нему части раствора.
На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды по
уравнению:
2H 2 O - 4e   O2  4H 
а нитрат-ионы будут накапливаться в анодном пространстве.
Умножая уравнение катодного процесса на два и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:
91
6Н 2 О  2Н 2  4ОН  О2  4Н 
Учитывая, что одновременно происходит накопление ионов К+ в катодном пространстве и ионов NO 3 в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:
6Н 2 О  4К   4NO3  2H 2  4K   4OH  O2  4H   4NO3
Т.о., одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид калия (в катодном пространстве) и азотная кислота (в анодном пространстве).
Количественной характеристикой электролиза являются законы Фарадея:
1. Массы разрядившихся или образовавшихся на электродах ионов, т.е.
массы выделившихся или перешедших в электролит веществ, пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор
или расплав электролита, и не зависят от других условий.
2. При прохождении через различные электролиты одинаковых количеств электричества на электродах выделяются массы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам.
m  MЭ  I  t / F
(1)
где m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; Мэ– молярная масса эквивалента; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, сек.; F – постоянная Фарадея, численно равна 96500
Кл/моль.
Пример 2. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе
раствора CuSO4 в течение 1 ч при силе тока 4 А?
Решение: Согласно законам Фарадея m  M Э  I  t / F
Молярная масса эквивалентов меди в CuSO4 равна 63,54/2 = 31,77 г/моль.
Подставив в формулу (1) значения
Мэ = 31,77 г/моль,
I = 4 А,
92
t  60  60  3600c ,
получим
m
31,77  4  3600
 4,74 г .
96500
Пример 3. 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 (1)
M Э  31,742  96500 / 3800  29,35 г/моль
где m = 11,742 г;
I  t  Q  3880 Кл
Пример 4. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение
1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода (нормальные
условия)?
Решение: Из формулы (1)
I  m  F / MЭ  t
Так как дан объём водорода, то отношение m / Мэ заменяем отношением
VH / VЭ Н
2
2
,
где
VH - объём водорода, л; VЭ  Н  - эквивалентный объём во2
2
дорода, л. Тогда
I  VH  F / VЭ Н   t
2
2
Эквивалентный объём водорода при нормальных условиях равен половине молярного объёма 22,4/2 = 11,2 л. Подставив в приведённую формулу значения VH = 1,4 л, VЭ  Н  = 11,2 л, t = 6025 с (1 ч 40 мин 25 с = 6025
2
2
с), находим
I  1,4  96500 / 11,2  6025  2 А
Контрольные вопросы:
93
241. При электролизе водного раствора сульфата калия значение,
рН раствора в при электродном пространстве возросло. К какому полюсу
источника тока присоединён электрод: а) к аноду; б) к катоду? Ответ подтвердите расчетами.
242. При электролизе раствора хлорида меди (II) масса катода увеличилась на 3,2 г, что произошло при этом на медном аноде: а) выделилось
0,112 л Cl2; б) выделилось 0,56 л О2; в) перешло в раствор 0,1 моля Cu2+;
г) перешло в раствор 0,05 моля Cu2+? Ответ подтвердите расчетами.
243. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось
4,48 л хлора (условия нормальные). Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах. Найти массу выделившегося на
катоде олова.
244. В какой последовательности будут выделяться металлы при
электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты
никеля, серебра, меди? Ответ подтвердить расчетами.
245. Какая масса серебра выделилась при пропускании тока силой
6 А через раствор нитрата серебра в течение 30 мин?
246. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла
тока силой 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла.
Определить атомную массу металла.
247. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на
графитовых электродах при электролизе водного раствора КОН. Какой
объем кислорода выделится (нормальные условия) при пропускании тока
силой 6А в течение 30 мин через раствор?
248. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия, если для выделения 1г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717
Кл электричества?
249. При электролизе водного раствора Cr2(SO4)3 током силой 2А
масса катода увеличилась на 8г. В течение, какого времени проводили
94
электролиз? Составить электронные уравнения процессов, происходящих
на электродах.
250. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили
при силе тока 6А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось
5,49 г металла. Вычислите молярную массу эквивалента металла.
251. За 10 мин из раствора платиновой соли ток силой 5А выделил
1,517 г Pt. Определить молярную массу эквивалента платины.
252. Через водный раствор H2SO4 пропускали ток силой в 3А в течение 1 часа. Составить электронные уравнения процессов, происходящих на
электродах. Какой объём водорода (условия нормальные) при этом выделится?
253. Какое количество электричества потребуется для выделения из
раствора: а) 2 г водорода; б) 2 г кислорода?
254. Как электролитически получить LiOH из соли лития? Какое количество электричества необходимо для получения 1 т LiOH? Составить
схемы электродных процессов.
255. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на
электродах при электролизе воды. Сколько потребуется времени для полного разложения 2 молей воды током силой 2 А?
256. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока
2А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде, и каков
объём газа (нормальные условия), выделившегося на аноде?
257. При электролизе раствора хлорида двухвалентного металла на
аноде выделилось 560 мл газа (условия нормальные), а на катоде за это же
время – 1,6 г металла. Какой это металл? Ответ подтвердите расчетами.
258. Ток силой 5 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и объём выделившихся водорода и кислорода (условия нормальные).
95
259. Ток силой 2,7 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин
выделяет из раствора 2,94 г металла. Найти молярную массу эквивалента
металла.
260. При электролизе водного раствора NaOH на аноде выделилось
2,8 л кислорода (условия нормальные). Составить электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах. Сколько водорода выделилось на
катоде?
2.5. Свойства соединений s-, p-, d – элементов
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 6, 9, 12 и таблицами 8 – 11.
s-, р-Элементы расположены в главных подгруппах периодической
системы Д.И. Менделеева (подгруппа А). Каждый период начинается двумя s - элементами, а шесть последних (кроме первого периода) – это рэлементы. У s- и р - элементов валентными являются электроны и орбитали внешнего слоя атома. Число внешних электронов равно номеру группы
(кроме H и He ). При участии в образовании связей всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно
равна номеру группы. Энергетически более стабильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а
элементы четных групп – четные степени окисления (табл. 8).
s- Элементы. Атомы s 1 элементов имеют на последнем уровне единственный электрон и проявляют степень окисления только +1, являются
сильными восстановителями, самыми активными металлами. В соединениях преобладает ионная связь. С кислородом образуют оксиды Э2О . Оксиды
образуются при недостатке кислорода или косвенно, через пероксиды Э2О2
и супероксиды ЭО2 (исключение Li2O ). Пероксиды и супероксиды – сильные окислители. Оксидам соответствуют сильные растворимые основания
96
– щелочи ЭОН , поэтому s 1 элементы называют щелочными металлами.
Щелочные
металлы
активно
реагируют
с
водой
по
схеме:
Э  2Н 2 О  2ЭOH  Н 2  . Соли s 1 металлов как правило хорошо растворимы
в воде.
s-Элементы II группы проявляют степень окисления +2. Это тоже
довольно активные металлы. На воздухе окисляются до оксидов ЭО , которым соответствуют основания ЭОН 2 . Растворимость и основной характер
оснований возрастают от Ве ОН 2 к Ra OH 2 . Соединение Ве ОН 2 проявляет амфотерные свойства (табл. 8, 9). Бериллий с водой не реагирует. Магний взаимодействует с водой при нагревании, остальные металлы реагиЭ  Н О  Э ОН 2  Н  , образуя щелочи и называются
2
2
руют по схеме:
щелочноземельными.
Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы из-за высокой
активности не могут находиться в атмосфере и хранятся в специальных
условиях.
При взаимодействии с водородом s-элементы образуют ионные гидриды, которые в присутствии воды подвергаются гидролизу:
ЭН  Н 2 О  ЭОН  Н 2 
ЭН 2  2 Н 2 О  ЭОН 2  2 Н 2 
р-Элементы содержат на последнем уровне от 3 до 8 электронов.
Большинство р-элементов – неметаллы. У типичных неметаллов электронная оболочка близка к завершению, т.е. они способны принимать электроны на последний уровень (окислительные свойства). Окислительная способность элементов увеличивается в периоде слева направо, а в группе –
снизу вверх. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород,
хлор, бром. Неметаллы могут проявлять и восстановительные свойства
(кроме F2), например:
S0
ВОССТАНОВИТЕЛЬ
 О20  S 4 O22 ;
97
S0
ОКИСЛИТЕЛЬ
 Си 0  Си 2 S 2
Преимущественно восстановительные свойства проявляют водород,
бор, углерод, кремний, германий, фосфор, астат, теллур. Примеры соединений с отрицательной степенью окисления неметалла: бориды, карбиды,
нитриды, сульфиды и др. (табл. 9).
В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, при
этом
получаются
соединения
с
ковалентной
связью,
например
HCl , H 2 O, SF6 , CH 4 . С водородом неметаллы образуют летучие соединения
(искл. Н 2 О ). Гидриды VI и VII группы в водных растворах проявляют кислотные свойства. При растворении в воде аммиака NH 3 , образуется слабое
основание NH 4OH .
р-Элементы, расположенные левее диагонали бор – астат, относятся
к металлам. Их металлические свойства выражены гораздо слабее, чем у sэлементов.
С кислородом р-элементы образуют оксиды. Оксиды неметаллов
имеют кислотный характер (искл. N 2 O, NO, CO - несолеобразующие). Для рметаллов характерны амфотерные соединения.
Кислотно-основные свойства изменяются периодически, например,
в III периоде:
оксиды
гидроксиды
Al 2 O3
SiO 2
P2 O5
SO3
Cl 2 O7
Al OH 3
H 2 SiO3
H 3 PO4
H 2 SO4
HClO4
слабая
кислота
кислота
средней
силы
сильная
кислота
очень
сильная
кислота
амфотерный
характер
соединений
Многие р-элементы могут проявлять переменную степень окисления, образуя оксиды и кислоты разного состава, например:
оксид
SO2
SO3
кислота
H 2 SO3
H 2 SO4
Кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например, кислота HNO3 сильнее HNO2 , H 2 SO4 сильнее H 2 SO3 , PbO –
амфотерный, PbO2 - кислотный оксид.
98
Кислоты, образованные элементами в высшей степени окисления
являются сильными окислителями.
d-Элементы называются так же переходными. Они расположены в
больших периодах, между s- и р-элементами. У d-элементов валентными
являются энергетически близкие девять орбиталей.
На внешнем слое находятся 1-2 электрона (ns), остальные расположены в предвнешнем (n-1)d слое.
(n-1) d
ns
np
Примеры электронных формул: Mn... . 4d 5 5s 2 , Cr... 3d 5 4s1 , W ... 5d 4 6s 2
Подобное строение элементов определяет общие свойства. Простые
вещества, образованные переходными элементами, являются металлами.
Это объясняется наличием одного или двух электронов на внешнем
уровне.
Наличие в атомах d-элементов частично заполненных d-орбиталей
обусловливает у них разнообразие степеней окисления. Почти для всех
из них возможна степень окисления +2 – по числу внешних электронов.
Высшая степень окисления отвечает номеру группы (исключение составляют железо, элементы подгруппы кобальта, никеля, меди). Соединения с
высшей степенью окисления более устойчивы, по форме и свойствам
сходны с аналогичными соединениями главных подгрупп:
SO3
CrO3
H 2 SO4
H 2 CrO4
Cl 2 O7
Mn2 O7
HClO4
HMnO 4
Оксиды и гидроксиды данного d-элемента в разных степенях окисления имеют различные кислотно-основные свойства. Наблюдается закономерность: с ростом степени окисления характер соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному. Например:
степень окисл.
Cr 2
Cr 3
Cr 6
оксиды
гидроксиды
CrO
Cr2 O3
CrO3
Cr OH 2
Cr OH 3
99
H 2 CrO4
H 2 Cr2 O7
свойства
основные
амфотерные
кислотные
Вследствие разнообразия степеней окисления для химии dэлементов характерны окислительно-восстановительные реакции. В
высших степенях окисления элементы проявляют окислительные свойства,
а в степени окисления +2 – восстановительные. В промежуточной степени
соединения могут быть и окислителями, и восстановителями.
d-Элементы имеют большое количество вакантных орбиталей и поэтому являются хорошими комплексообразователями, соответственно
входят в состав комплексных соединений. Например:
K 3 FeCN 6  – гексацианоферрат (III) калия;
Na2 ZnOH 4  – тетрагидроксоцинкат (II) натрия;
AgNH  Cl – хлорид диамминсеребра(I);
3 2
CoNH
 Cl  – трихлоротриамминкобальт.
3 3
3
Контрольные вопросы
261. Опишите лабораторные и промышленные способы получения водорода. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Почему? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль а) окислителя; б) восстановителя.
262. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?
263. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется
при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и
восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.
264. Напишите химические формулы следующих веществ: каустическая сода, кристаллическая сода, кальцинированная сода, поташ. Объясните, почему водные растворы всех этих веществ можно применять как
обезжиривающие средства.
265. Написать уравнение гидролиза пероксида натрия. Как называют
раствор пероксида натрия в технике? Сохранит ли раствор свои свойства,
если его прокипятить? Почему? Написать соответствующее уравнение реакции в электронном и молекулярном виде.
100
266. На каких свойствах алюминия основано его применение а) в качестве конструкционного материала; б) для получения газобетона; в) в составе термитов при холодной сварке. Записать уравнения реакций.
267. В чем проявляется агрессивность природной и технической воды
по отношению к алюминию и глиноземистому цементу? Составить соответствующие уравнения реакций.
268. Какие соединения называют карбидами? На какие группы их делят? Напишите уравнения реакций взаимодействия карбидов кальция и
алюминия с водой, где они находят применение?
269. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
NaHCO3  CO2  CaCO3  CaHCO3 2  CaCO3  CaCl2
Что такое агрессивная углекислота?
270. Почему в технике олово растворяют в соляной кислоте, а свинец
в азотной? Написать соответствующие уравнения реакций в электронном и
в молекулярном виде.
271. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
SiO 2  K 2 SiO3  H 2 SiO3  SiO 2

CaSiO3
Где применяются данные вещества в технике?
272. Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций взаимодействия аммиака и гидразина с кислородом, где применяются эти реакции?
273. Какие свойства проявляет в окислительно-восстановительных реакциях серная кислота? Напишите в молекулярном и электронном виде
уравнения следующих взаимодействий: а) разбавленной серной кислоты с
магнием; б) концентрированной серной кислоты с медью; в) концентрированной серной кислоты с углем.
274. Для удаления диоксида серы из дымовых газов можно применить
следующие методы: а) адсорбцию твердым оксидом магния; б) превращение в сульфат кальция реакцией с карбонатом кальция в присутствии кислорода; в) превращение в свободную серу. Какие химические свойства
проявляет диоксид серы в этих реакциях? Напишите соответствующие
уравнения. Где можно использовать полученные продукты?
275. Какими особыми свойствами обладает плавиковая кислота? Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
превращений:
SiO2  SiF4  H 2 SiF6  MgSiF6
Дайте название веществам. Где используются данные превращения?
276. При действии хлора на гашеную известь образуется хлорная известь. Напишите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель.
101
Дайте химическое название полученному продукту, напишите его структурную формулу. Где используется хлорная известь?
277. Рассмотрите особенности d-элементов на примере марганца и его
соединений. Ответ подтвердите уравнениями реакций. Для окислительновосстановительных реакций составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
278. Какое основание более сильное FeOH 2 или FeOH 3 ? Почему?
Какие свойства проявляет FeOH 3 при сплавлении со щелочными и основными оксидами? Напишите несколько примеров получения таких соединений. Как называются образующиеся продукты?
279. Какие соли железа находят наибольшее практическое применение, где и для чего они используются? Ответ подтвердите уравнениями
реакций.
280. Дайте названия веществам, составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
Na2 Cr2 O7  Na2 CrO4  Na2 Cr2 O7  CrCl3  Cr OH 3
для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные
уравнения, укажите окислитель, восстановитель. Какую среду необходимо
поддерживать при осаждении гидроксида хрома(III)? Почему?
2.6. Жесткость воды и методы её устранения
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 5, 6, 7, 9, 11, 14, 15.
Жесткость воды обусловлена присутствием в воде растворимых солей кальция и магния.
Карбонатная жесткость зависит от содержания в воде гидрокарбонатов кальция и магния. Она почти полностью устраняется кипячением, при котором гидрокарбонаты разлагаются:
Сa(HCO 3 ) 2  CaCO3  CO 2   H 2 O
Поэтому карбонатную жесткость называют также устранимой или
временной.
102
Некарбонатная жесткость вызывается присутствием в воде
сульфатов (а также хлоридов) кальция и магния. Кипячением она не
устраняется и поэтому называется постоянной.
Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости дает общую
жесткость воды.
Принято жесткость выражать молярной концентрацией эквивалентов
кальция и магния (z = 2) в моль на 1 л воды или (ммоль/л). Практически
при этом указывают молярную концентрацию эквивалентов раствора солей, умноженную на 1000.
Зная, что мольные массы эквивалентов кальция и магния (Z=2) равны
20,04 и 12,16 соответственно, можно рассчитать жесткость по солевым
концентрациям этих ионов C Ca и C Mg
2
Ж
С Са
2
20,04

С Mg
2
2
12,16
,
ммоль/л
Так же жесткость можно определить, зная массу соли, обуславливающей жесткость воды или вещества, применяемого для устранения жесткости воды по формуле:
Ж
m
,
MЭ  V
ммоль/л
где m - масса вещества, обуславливающего жесткость воды или применяемого для устранения жесткости воды, мг; М Э - молярная масса эквивалента вещества; V - объем воды, л.
Пример 1. Сколько граммов CaSO 4 содержится в 1000 л воды, если
жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 ммоль/л?
Решение: Из формулы Ж 
m
выразим массу вещества, обуM Э V
славливающего жесткость воды: m  Ж  M Э  V , мольная масса CaSO 4
136,14 г/моль, тогда молярная масса эквивалента 136,14 : 2 = 68,07 г/моль,
найдем массу сульфата кальция m ( CaSO 4 ) =4  68,07  1000 = 272,28 г.
103
Пример 2. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 см3 этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 см3 раствора HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,08
моль/л.
Решение: Жесткость воды рассчитывают по формуле Ж 
личество
n HCl 
вещества
C H HCl VHCl
Z
HCl
можно
рассчитать
m
, коMЭ  V
из
формулы
 0,08  0,0625  0,005 моль , тогда количество вещества CaCO 3 в
соответствии с реакцией:
СaCO3  2HCl  CaCl2  CO2  H 2 O
будет в два раза меньше, чем у HCl n CaCO = 0,0025 моль, тогда масса
3
СaCO 3 : m( СaCO 3 ) = M( СaCO 3 ) · 0,0025 = 100 · 0,0025 = 0,25 г. Теперь рас-
считываем жесткость: Ж 
0,25
 0,05 моль/л .
50  0,1
Контрольные вопросы
281. Присутствие каких солей в природной воде обуславливает её
жесткость? Какие химические реакции происходят при добавлении к жесткой воде: а) Na 2 CO 3 ; б) NaOH ; в) Сa(OH) 2 ? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости.
282. К 500 л жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия.
Насколько понизилась жесткость?
283. Сколько граммов необходимо прибавить гидроксида кальция к
100 л воды, чтобы удалить временную жесткость равную 4,29 ммоль/л?
284. Вычислить временную жесткость воды, зная, что на реакцию с
гидрокарбонатом, содержащимся в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл
раствора HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л.
285. Чему равна временная жесткость воды, в 1 л которой содержится
104
0,185 г гидрокарбоната магния?
286. Жесткость воды содержащей только гидрокарбонат кальция, равна 2,50 ммоль/л. Определить массу гидрокарбоната в 1 л воды.
287. Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 100 л воды, чтобы устранить её жесткость, равную 5,00 ммоль/л?
288. Сколько карбоната натрия надо добавить к 100 л воды, чтобы
устранить общую жесткость, равную 6,90 ммоль/л?
289. В 1 л воды содержится 24 мг ионов
Mg 2 и 148 мг ионов Ca 2 .
Вычислить общую жесткость воды.
290. При кипячении 250 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция,
выпал осадок массой 7 мг. Чему равна жесткость воды?
291. В чем заключается ионообменный способ устранения жесткости
воды? Сколько граммов необходимо прибавить Ca(OH) 2 к 250 мл воды,
чтобы удалить временную жесткость, равную 3,60 ммоль/л?
292. Какие соли обуславливают жесткость природной воды? Какую
жесткость называют карбонатной и некарбонатной? Какую массу Na 3 PO4
надо прибавить к 10 л воды, чтобы устранить её карбонатную жесткость,
равную 4,5 ммоль/л?
293. Как можно устранить карбонатную, некарбонатную жесткость?
Напишите уравнения соответствующих реакций. Чему равна жесткость
воды, в 1000 л которой содержится 81 г гидрокарбоната кальция?
294. В 5 м3 воды воды содержится 120 г сульфата магния и 272 г
сульфата кальция. Вычислите жесткость этой воды.
295. Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жесткость 4,00 ммоль/л. Какая масса гидрокарбоната кальция содержится
в 200 л этой воды?
296. Какие ионы надо удалить из природной воды, чтобы сделать её
мягкой? Введением каких ионов можно умягчить воду? Составьте уравнения соответствующих реакций. Чему равна жесткость воды, в 100 л кото-
105
рой содержится 16,2 г гидрокарбоната кальция?
297. Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость
5,3 ммоль/л. Какова масса гидрокарбоната магния содержащегося 1 м3 этой
воды.
298. Жесткость воды, в которой растворен только гидрокарбонат магния, равна 2 ммоль/л. Какой объем раствора HCl с молярной концентраций эквивалента 0,05 моль/л потребуется для реакции с гидрокарбонатом
кальция, содержащимся в 100 мл этой воды.
299. В 10 л воды содержится 36 мг ионов магния и 100 мг ионов кальция. Чему равна жесткость этой воды?
300. Чему равна карбонатная жесткость воды, если в 1 л её содержится 0,146 г гидрокарбоната магния и 0,324 г гидрокарбоната кальция?
2.7. Органические соединения. Полимеры.
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 1, 17, 18, 21.
Условия синтеза некоторых полимеров
Название полимера и
его элементарное звено
Полиэтилен
 CH 2  CH 2 
Название и формула
исходного мономера
Карбоцепные полимеры
Этилен
CH 2  CH 2
(полиэтилен
высокого
давления и полиэтилен
низкого давления)
Полипропилен
 СН 2  СН  СН 3  
Пропилен
СН 3  СН  СН 2
Название полимера и
его элементарное звено
Полиизобутилен
Название и формула
исходного мономера
Изобутилен
106
Условия синтеза
полимера
Радикальная полимеризация при высоком
давлении (при 300 C )
или ионная полимеризация при небольшом
давлении в присутствии катализаторов.
Полимеризация в растворе в присутствии
катализаторов.
Условие синтеза
полимера
Ионная полимеризация
 CH 2  C (CH 3 ) 2 
CH 2  C (CH 3 ) 2
Полибутадиен
 CH 2  CH  CH  CH 2 
Бутадиен-1,3 (дивинил)
CH 2  CH  CH  CH 2
Полистирол
 CH 2  CH (C6 H 5 ) 
Стирол (винилбензол)
CH 2  CH  C6 H 5
Полиизопрен (1,4-транс-)
Изопрен
 CH 2  C  CH  CH 2 
|
CH 2  C  CH  CH 2
|
CH 3
CH 3
Поливинилхлорид
Винилхлорид
 CH 2  CHCl 
CH 2  CHCl
Политетрафторэтилен
Тетрафторэтилен
 CF2  CF2 
CF2  CF2
Полихлоропен
Хлоропрен
(2-хлорбутадиен-1,3)
 CH 2  C  CH  CH 2
|
Cl
CH2  C(Cl)  CH  СH2
Поливинилацетат
Винилацетат
 CH 2  CH (OCOCH 3 ) 
CH 2  CH  OCOCH 3
Полиметилметакрилат
Метилметакрилат
 CH 2 C (CH 3 )(COOCH 3 ) 
CH 2  C (CH 3 )COOCH 3
Название полимера и
его элементарное звено
Полиакрилонитрил
Название и формула
исходного мономера
Акрилонитрил
107
в растворе в присутствии катализаторов.
Радикальная полимеризация в присутствии
пероксидных инициаторов ( ROOH , ROOR / ).
Радикальная полимеризация блочным или
эмульсионным методом в присутствии пероксидных инициаторов.
Стереоспецифическая
полимеризация в растворе в присутствии
пероксидных инициаторов.
Суспензионная
или
эмульсионная полимеризация в присутствии
пероксидных инициаторов.
Эмульсионная полимеризация в присутствии
пероксидных
инициаторов.
Полимеризация в присутствии пероксидных
инициаторов.
Радикальная полимеризация при нагревании в присутствии пероксидных инициаторов.
Радикальная полимеризация при нагревании в присутствии пероксидных инициаторов.
Условие синтеза
полимера
Эмульсионная
ради-
 CH 2  CH (CN ) 
CH 2  CH  CN
Фенолоформальдегидные
олигомеры
Фенол C6 H 5 OH
Формальдегид CH 2 O
Полиформальдегид
Гетероцепные полимеры.
Формальдегид
 CH 2  O 
CH 2 O
Карбамидформальдегидные полимеры
 NH  CONH  CH 2 
Поли-  - капроамид (полиамид-6, капрон)
 NH  (CH 2 ) 5  CO 
Карбамид
O  C (NH 2 ) 2
Формальдегид CH 2 O
Капролактам
CH 2  CH 2  CH 2
CO
|
кальная полимеризация
в присутствии пероксидных инициаторов.
Поликонденсация при
нагревании в присутствии кислот или оснований.
Полимеризация абсолютно сухого CH 2 O в
безводной среде в присутствии
третичных
аминов.
Поликонденсация при
нагревании в присутствии кислот или оснований.
Полимеризация в присутствии воды (активатор).
CH 2  CH 2  NH
Полигексаметиленадипамид
Адипиновая кислота
HOOC (CH 2 ) 4 COOH ,
 NH  (CH 2 ) 6  HN
Гексаметилендиамин
 CO  (CH 2 ) 4  CO
H 2 N  (CH 2 ) 6  NH 2
Полиорганосилоксаны
Силандиолы
 Si( R) 2  O 
HO  Si( R) 2  OH
|
(R-ароматические и алифатические радикалы)
Полиэтилентерефталат
 OCC 6 H 4 COO(CH 2 ) 2 O 
Диметиловый эфир терефталевой кислоты
Поликонденсация
с
использованием кислых и дегидратирующих катализаторов.
Поликонденсация при
нагревании.
Поликонденсация при
280 C (до получения
расплава заданной вязкости).
Этиленгликоль
HO  CH 2  CH 2  OH
Название полимера и
его элементарное звено
Поликарбонаты
Название и формула
исходного мономера
Фосген COCl2 двухатом108
Условие синтеза
полимера
Поликонденсация при
-O-R-O-CO(здесь R=
ные фенолы, например
дифенилолпропан.
Эпоксидные олигомеры
Эпихлоргидрин
CH2CH  CH2
CH 2  CH  CH 2 Cl
\ /
\
Поликонденсация
щелочной среде.
/
O
O
 OROCH 2 CH  CH 2
дифенилолпропан
 OROCH 2CH (OH )CH 2 n
в присутствии катализаторов
четвертичных аммониевых оснований.
20  25 C
\ /
O
(R- см. Поликарбонаты)
Контрольные вопросы:
301. Дайте определение мономера, олигомера и полимера; элементарного звена; молекулярной массы полимера. Приведите примеры. Охарактеризуйте понятие молекулярно-массового распределения полимеров.
302.
Специфика свойств полимеров, их отличия от низкомолеку-
лярных веществ.
303.
Классификация полимеров по изменению свойств при нагрева-
нии. Характеристика процессов, протекающих в полимерах различного типа при нагревании. Примеры.
304. Способы получения полимеров. Степень полимеризации. Способы регулирования степени полимеризации.
305. Сополимеры. Классификация сополимеров. Примеры.
306. Процесс полимеризации. Механизм, способы инициирования,
примеры реакции. Важнейшие полимеры, получаемые реакцией полимеризации.
109
в
307. Процесс поликонденсации. Раскройте механизм поликонденсации на примере получения фенол - формальдегидных смол.
308. Отличия процессов полимеризации и поликонденсации.
309. Классификация полимеров по строению макромолекулы.
310. Особенности химических реакций полимеров. Классификация
химических процессов в полимерах, примеры.
311. Реакции сшивания полимеров (отверждение, вулканизация). Механизм и регулирование процесса, изменение физико – химических
свойств в ходе реакции сшивания.
312. Три физических состояния аморфных полимеров. Температурные интервалы перехода из одного состояния в другое; изменение физико
– химических свойств при этом.
313. Диффузия в полимерах. Растворимость полимеров. Процесс
набухания. Структура растворов полимеров.
314. Механические свойства полимеров. Деформационные свойства
полимеров. Упругая и неупругая деформации. Релаксационные процессы.
315. Деструкция полимеров. Основные виды деструкции. Стабилизация полимеров.
316. Полиэтилен. Способы получения, уравнение процесса. Физико –
химические свойства, области применения в строительных материалах.
317. Акрилаты. Классификация. Физико – химические свойства, области применения в строительных материалах. Полиметилметакрилат: получение, уравнение процесса.
318. Поливинилхлорид и поливинилацетат. Получение. Физико – химические свойства, области применения в строительных материалах.
319. Полиуретаны. Получение. Физико – химические свойства, области применения в строительных материалах.
320. Полистирол. Получение. Физико – химические свойства, области применения в строительных материалах.
110
2.8. Дисперсные системы.
Для ответов на контрольные вопросы рекомендуем воспользоваться
литературой 4, 9, 12, 16
Дисперсная система (ДС) – это система, в которой хотя бы одно
вещество находится в раздробленном состоянии. Степень измельчения
вещества характеризуется степенью дисперсности - величина обратная
размеру частиц.
По степени дисперсности все ДС располагаются в непрерывный ряд:
Гетерогенные
cистемы
Гомогенные
системы
Название
1.Грубодисперсные
2.Микрогетерогенные
3.Высокодисперсные (коллоиды, золи)
4. Молекулярнодисперсные
(истинные растворы)
r, см
> 10-3
10-4  10-5
10-5  10-7
<10-7
В гетерогенных ДС между дисперсной фазой (раздробленные частицы) и дисперсионной средой (сплошная среда) имеется поверхность раздела. Чем больше дисперсность, тем больше площадь этой поверхности.
Пример 1. Вычислить дисперсность, удельную и общую площадь поверхности частиц золя, полученного при дроблении 0,5 г вещества на частицы шарообразной формы диаметром 7  10 9 м . Плотность вещества
19320 кг/м3.
Решение: Степень дисперсности - величина обратная размеру частиц.
D
1
1

 1,4  10 8 м 1
d 7  10 9
Удельная поверхность Sуд равна отношению площади поверхности
раздробленных частиц S к объему дисперсной фазы V или ее массы m.
Для сферических частиц с радиусом r:
S уд 
S 4r 2 3 6
6

  
 0,86  10 9 м 1
9
V 4 3 r d 7  10
r
3
111
Находим объем вещества: V 
0,5  10 3 кг
 2,58  10 8 м 3
19320кг / м 3
Находим общую площадь поверхности:
S  S уд  V  0,86  109  2,58  10 8  2,22 м 2
И удельную площадь, отнесенную к массе:
S уд 
S
2,22 м 2

 4,44  10 3 м 2 / кг
3
m 0,5  10 кг
ДС классифицируют по агрегатному состоянию дисперсной фазы и
среды: суспензии, лиозоли (Т-Ж), эмульсии (Ж-Ж), пены (Г-Ж), гели (ЖТ), сплавы, солеозоли (Т-Т), твердые пены (Г-Т), и две разновидности
аэрозолей (Т-Г и Ж-Г), где Т, Ж, Г - твердое, жидкое и газообразное тела.
Существуют лиофильные системы, в которых частицы имеют тесную связь с растворителем, и лиофобные, в которых частицы практически не растворяются в растворителе. Лиофильные системы являются
термодинамически устойчивыми и образуются самопроизвольно. Лиофобные золи получают путем дробления частиц, исходя из грубодисперсных
систем – диспергирование, или же путем агрегации из более мелких частиц - конденсация. В обоих случаях получаемая лиофобная ДС должна
быть стабилизирована. Это достигается адсорбцией на поверхности частиц дисперсной фазы ПАВ (коллоидная защита) или ионов электролитастабилизатора. Стабилизатор создает механический или электростатический барьер на поверхности частиц, препятствующий их слипанию.
Пример 2. Золь иодида серебра получен при добавлении к 30 мл 0,006
М раствора KI 40 мл 0,004 М раствора AgNO3 . Определить заряд частиц
полученного золя и написать формулу его мицеллы. Какой электролит является стабилизатором для данного золя?
Решение: Золь получен методом конденсации по реакции обмена:
AgNO3  KI  AgI   KNO3
Нерастворимые молекулы хлорида серебра образуют ядро коллоидной
частицы mAgI  . Для того чтобы вместо осадка AgI образовался коллоид112
ный раствор, необходимо условие: один из реагентов должен быть в избытке. Рассчитаем число молей нитрата серебра и иодида калия:
n ( KI )  CM ( KI )  VРРА ( KI )  0,006 моль / л  0,03л  1,8  10 4 моль
n ( AgNO3 )  CM ( AgNO3 )  VРРА ( AgNO3 )  0,004 моль / л  0,04 л  1,6  10 4 моль
т.к. nKI  > n AgNO3  следовательно, KI взят в избытке и является стабилизатором.
Согласно правилу избирательной адсорбции Пескова – Фаянса, на
поверхности ядра будут адсорбироваться ионы I  и частицы золя приобретают отрицательный заряд. Противоионами являются катионы K  . В целом мицелла нейтральна. Мицелла имеет строение:
mAgI  nI n  xK 
 x

где mAgI  -ядро;
mAgI  nI n  xK 
 x

xK  ,
- гранула; nI  - потенциалопреде-
ляющие (зарядообразующие) ионы, каким будет заряд этих ионов, таким
будет и заряд гранулы; nI  n  x K  - адсорбционный слой – неподвижный;
xK  - диффузный слой, подвижный.
Заряд коллоидных частиц можно установить экспериментально. Под
действием постоянного электрического поля наблюдается перемещение
гранул к противоположно заряженному электроду, диффузный слой передвигается в обратном направлении, увлекая за собой среду. Это явление
называется электрофорез. Таким образом, приведенная в примере 2 гранула mAgI  nI  n  x K   имеет отрицательный заряд и при электрофорезе
x
движется к аноду, а среда – к катоду.
В случае неподвижных частиц, передвигается только диффузный
слой, это явление называется электроосмос.
Если заряд коллоидной частицы уменьшить до некоторого минимума,
то устойчивость коллоидного раствора нарушится, произойдет слипание и
соединение частиц в более крупные агрегаты – коагуляция (коалесцен113
ция) и их осаждение - седиментация. Коагуляция золя происходит при
добавлении электролита, добавлении противоположно заряженного золя,
изменении температуры и др.
Коагуляция электролитами происходит по определенным правилам:
1. Коагуляция начинается при определенной концентрации электролита. Минимальная концентрация электролита, вызывающая в системе коагуляцию, называется порогом коагуляции С К .Иногда вместо
порога коагуляции используют величину γ, называемую коагулирующей способностью:  
1
.
СК
2. Коагуляцию вызывают ионы - коагулянты, противоположные по
знаку потенциалопределяющим ионам и заряду гранулы.
3. Порог коагуляции обратно пропорционален шестой степени заряда
коагулирующего иона. По правилу Шульце-Гарди пороги коагуляции одно-, двух-, трех-, четырехзарядных ионов соотносятся как:
 1   1  1 
C КI : С КII : С КIII : С КIV  1 :  6  :  6  :  6   1 : 0,016 : 0,0013 : 0,00024
2  3  4 
Соответственно коагулирующая способность подчиняется следующему соотношению:  I :  II :  III :  IV  1 : 2 6 : 36 : 4 6  1 : 64 : 729 : 4096
Пример 3. Пороги коагуляции некоторого золя электролитами
KNO3 , MgCl2 , NaBr равны соответственно 50,0; 0,8; 49,0 ммоль/л. Как отно-
сятся между собой величины коагулирующих способностей этих веществ?
Укажите коагулирующие ионы. Каков знак заряда коллоидной частицы?
Решение: Рассчитаем коагулирующую способность веществ:  
 ( КNO3 ) 
1
 0,02 л / ммоль;
50 ммоль / л
1
 1,25 л / ммоль;
0,8 ммоль / л
1
 ( NaBr ) 
 0,0204 л / ммоль.
49,0 ммоль / л
 ( MgCl 2 ) 
114
1
СК
Таким образом, MgCl2 обладает наибольшей коагулирующей способностью.
Так как анионы во всех данных электролитах однозарядны, то можно
предположить, что ионами-коагулянтами являются катионы, а следовательно, заряд коллоидной частицы – отрицательный.
Коагулирующие способности ионов-коагулянтов относятся между собой
как:  Na   :  K   :  Mg 2   0,0204 : 0,02 : 1,25  1 : 1 : 62,5 что соответствует правилу Шульце-Гарди.
При смешивании двух коллоидных растворов, состоящих из частиц
противоположного заряда, заряды гранул нейтрализуются и происходит
взаимная коагуляция.
Процесс, обратный коагуляции, называется пептизацией.
Контрольные вопросы
321. Как классифицируются дисперсные системы в зависимости от
размера частиц и агрегатного состояния дисперсной фазы и дисперсионной
среды? Приведите примеры дисперсных систем разных типов, которые используются в строительстве.
322. Охарактеризуйте коллоидное состояние вещества. Напишите
формулу коллоидной мицеллы гидрозоля диоксида кремния, который широко распространен в природе. Приведите примеры других природных
коллоидов.
323. В чем состоит сущность методов диспергирования? Какое оборудование применяют для этого? В чем недостатки диспергационных методов?
324. Аэрозоль получен распылением 0,5 кг угля в 1 м3 воздуха. Частицы аэрозоля имеют шарообразную форму, диаметр частицы 8  10 5 м. Определите удельную поверхность и дисперсность аэрозоля. Плотность угля 1,8
кг/м3.
325. В цементе 60-80% частиц имеют размеры от 1 до 40 мкм. Какова
дисперсность этих частиц? Как степень дисперсности влияет на свойства
вяжущих материалов?
326. Дайте название дисперсной системе, частицы которой имеют кубическую форму и размер 10 нм. Какова общая и удельная площадь поверхности этих частиц при общем объеме 1 см3?
115
327. Золь кремниевой кислоты H 2 SiO3 был получен при взаимодействии растворов K 2 SiO3 и HCl . Напишите формулу мицеллы золя и определите, какой из электролитов был в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к катоду. Какой метод был использован при получении данного золя?
328. Составьте формулу мицеллы золя гидроксида алюминия, полученного при глубоком гидролизе сульфата алюминия.
329. Что такое пептизация? Объясните, какие из перечисленных соединений могут вызвать пептизацию свежеполученного рыхлого осадка
гидроксида железа: NaCl, FeCl2 , HCl , K 2CO3 , K 2 SO4 , KOH , H 2O, олеат калия. Приведите формулу полученной мицеллы.
330.
При
длительном
хранении
насыщенных
растворов
CaOH 2 , Ba OH 2 , Sr OH 2 в открытых емкостях в них появляется муть: образуются карбонаты вследствие поглощения углекислого газа из воздуха.
Почему эти карбонаты не оседают? Напишите формулы мицелл и укажите
знак заряда коллоидных частиц. Как можно вызвать оседание карбонатов
из этих систем?
331. Что такое агрегативная и седиментационная устойчивость, какая
связь между ними? Приведите примеры систем седиментационноустойчивых и неустойчивых. Для каких практических целей можно использовать
седиментацию?
332. Для осветления воды в нее вводят Al2 SO4 3 , Fe2 SO4 3 или FeCl3
после чего происходит интенсивное выпадение осадка. Объясните это явление, исходя из того, что частички взвеси в природной воде имеют отрицательные электрические заряды, а вводимые соли при растворении подвергаются гидролизу.
333. При нагревании воды (особенно озерной или речной) до 90  95
C происходит интенсивное образование бурых хлопьев. Объясните это
явление. Почему такое явление не наблюдается при нагревании дистиллированной воды?
334. Установлено, что знак электрических зарядов глобул натурального латекса отрицательный. Каким электролитом выгоднее отделять каучук
от серума: NaCH3COO, Na2 SO3 , ZnCH 3COO2 , ZnSO3 , Al2 SO4 3 . У какого
электрода будет концентрироваться каучук, если латекс поместить в сильное электрическое поле?
335. Для закрепления грунта, его сначала пропитали раствором жидкого стекла, а затем, раствором хлорида кальция, написать уравнения, составить формулу мицеллы, объяснить происходящие явления.
336. Как расположены пороги коагуляции в ряду CrCl3 , Ba NO3 2 , K 2 SO4
для золя кремниевой кислоты, частицы которого заряжены отрицательно?
337. Пороги коагуляции золя сульфатом натрия и хлоридом калия соответственно равны 0,32 ммоль/л и 20,50 ммоль/л. Определите знак заряда
коллоидных частиц золя. Вычислите величины коагулирующей способно116
сти этих электролитов и сопоставьте их соотношение с вычисленными по
правилу Шульце-Гарди. Будет ли более эффективным применение сульфата алюминия для коагуляции данного золя?
338. Что такое электрофорез? Укажите области его применения.
339. Что такое элекроосмос? Объясните механизм осушения строительных площадок и стен зданий методом электроосмоса.
340. В чем заключаются явления тиксотропии и синерезиса для студней? Приведите примеры тиксотропных свойств грунта и строительных
материалов.
ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номер задач, относящихся к данному заданию
01
I
1, 21, 41, 61, 81, 101, 121,141, 161
II
181, 201, 221, 241, 261, 281, 301, 321
117
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
I
2, 22, 42, 62, 82, 102, 122, 142, 162
II
182, 202, 222, 242, 262, 282, 302, 322
I
3, 23, 43, 63, 83, 103, 123, 143, 163
II
183, 203, 223, 243, 263, 283, 303, 323
I
4, 24, 44, 64, 84, 104, 124, 144, 164
II
184, 204, 224, 244, 264, 284, 304, 324
I
5, 25, 45, 65, 85, 105, 125, 145, 165
II
185, 205, 225, 245, 265, 285, 305, 325
I
6, 26, 46, 66, 86, 106, 126, 146, 166
II
186, 206, 226, 246, 266, 286, 306, 326
I
7, 27, 47, 67, 87, 107, 127, 147, 167
II
187, 207, 227, 247, 267, 287, 307, 327
I
8, 28, 48, 68, 88, 108, 128, 148, 168
II
188, 208, 228, 248, 268, 288, 308, 328
I
9, 29, 49, 69, 89, 109, 129, 149, 169
II
189, 209, 229, 249, 269, 289, 309, 329
I
10, 30, 50, 70, 90, 110, 130, 150, 170
II
190, 210, 230, 250, 270, 290, 310, 330
I
11, 31, 51, 71, 91, 111, 131, 151, 171
II
191,211, 231, 251, 271, 291, 311, 331
I
12, 32, 52, 72, 92, 112, 132, 152, 172
II
192, 212, 232, 252, 272, 292, 312, 332
I
13, 33, 53, 73, 93, 113, 133, 153, 173
II
193, 213, 233, 253, 273, 293, 313, 333
I
14, 34, 54, 74, 94, 114, 134, 154, 174
II
194, 214, 234, 254, 274, 294, 314, 334
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
15
I
15, 35, 55, 75, 95, 115, 135, 155, 175
II
195, 215, 235, 255, 275, 295, 315, 335
118
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
I
16, 36, 56, 76, 96, 116, 136, 156, 176
II
196, 216, 236, 256, 276, 296, 316, 336
I
17, 37, 57, 77, 97, 117, 137, 157, 177
II
197, 217, 237, 257, 277, 297, 317, 337
I
18, 38, 58, 78, 98, 118, 138, 158, 178
II
198, 218, 238, 258, 278, 298, 318, 338
I
19, 39, 59, 79, 99, 119, 139, 159, 179
II
199, 219, 239, 259, 279, 299, 319, 339
I
20, 40, 60, 80, 100, 120, 140, 160, 180
II
200, 220, 240, 260, 280, 300, 320, 340
I
1, 22, 43, 64, 85, 106, 127, 148, 169
II
190, 211, 222, 243, 264, 285, 306, 327
I
2, 23, 44, 65, 86, 107, 128, 149, 170
II
191, 212, 223, 244, 265, 286, 307, 328
I
3, 24, 45, 66, 87, 108, 129, 150, 171
II
192, 213, 224, 245, 266, 287, 308, 329
I
4, 25, 46, 67, 88, 109, 130, 151, 172
II
193, 214, 225, 246, 267, 288, 309, 330
I
5, 26, 47, 68, 89, 110, 131, 152, 173
II
194, 215, 226, 247, 268, 289, 310, 331
I
6, 27, 48, 69, 90, 111, 132, 153, 174
II
195, 216, 227, 248, 269, 290, 311, 332
I
7, 28, 49, 70, 91, 112, 133, 154, 175
II
196, 217, 228, 249, 270, 291, 312, 333
I
8, 29, 50, 71, 92, 113, 134, 155, 176
II
197, 218, 229, 250, 271, 292, 313, 334
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
29
I
9, 30, 51, 72, 93, 114, 135, 156, 177
II
198, 219, 230, 251, 272, 293, 314, 335
119
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
I
10, 31, 52, 73, 94, 115, 136, 157, 178
II
199, 220, 231, 252, 273, 294, 315, 336
I
11, 32, 53, 74, 95, 116, 137, 158, 179
II
200, 201, 232, 253, 274, 295, 316, 337
I
12, 33, 54, 75, 96, 117, 138, 159, 180
II
181, 202, 233, 254, 275, 296, 317, 338
I
13, 34, 55, 76, 97, 118, 139, 160, 161
II
182, 203, 234, 255, 276, 297, 318, 339
I
14, 35, 56, 77, 98, 119, 140, 141, 162
II
183, 204, 235, 256, 277, 298, 319, 340
I
15, 36, 57, 78, 99, 120, 121, 142, 163
II
184, 205, 236, 257, 278, 299, 320, 322
I
16, 37, 58, 79, 100, 101, 122, 143, 164
II
185, 206, 237, 258, 279, 300, 301, 323
I
17, 38, 59, 80, 81, 102, 123, 144, 165
II
186, 207, 238, 259, 280, 281, 302, 324
I
18, 39, 60, 65, 86, 107, 128, 145, 166
II
187, 208, 239, 260, 261, 282, 303, 325
I
19, 40, 44, 66, 87, 108, 129, 146, 167
II
188, 209, 240, 241, 262, 283, 304, 326
I
20, 23, 45, 67, 88, 109, 130, 147, 168
II
189, 210, 221, 242, 263, 284, 305, 327
I
2, 24, 46, 68, 89, 110, 131, 148, 170
II
190, 201, 223, 241, 265, 281, 306, 328
I
3, 25, 47, 69, 90, 111, 132, 149, 171
II
191, 202, 224, 242, 266, 282, 307, 329
I
4, 26, 48, 70, 91, 112, 133, 150, 172
II
192, 203, 225, 243, 267, 283, 308, 330
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
44
I
5, 27, 49, 71, 92, 113, 134, 151, 173
II
193, 204, 226, 244, 268, 284, 309, 331
120
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
I
6, 28, 50, 72, 93, 114, 135, 152, 174
II
194, 205, 227, 245, 269, 285, 310, 332
I
7, 29, 51, 73, 94, 115, 136, 153, 175
II
195, 206, 228, 246, 270, 286, 311, 333
I
8, 30, 52, 74, 95, 116, 137, 154, 176
II
196, 207, 229, 247, 271, 287, 312, 334
I
9, 31, 53, 75, 96, 117, 138, 155, 177
II
197, 208, 230, 248, 272, 288, 313, 335
I
10, 32, 54, 76, 97, 118, 139, 156, 178
II
198, 209, 231, 249, 273, 289, 314, 336
I
11, 33, 55, 77, 98, 119, 140, 157, 179
II
199, 210, 232, 250, 274, 290, 315, 337
I
12, 34, 56, 78, 99, 120, 122, 158, 180
II
200, 211, 233, 251, 275, 291, 316, 338
I
13, 35, 57, 79, 100, 103, 121, 159, 169
II
182, 212, 234, 252, 276, 292, 317, 321
I
14, 36, 58, 80, 85, 104, 123, 160, 161
II
183, 213, 235, 253, 277, 293, 318, 322
I
15, 37, 59, 61, 84, 105, 124, 141, 162
II
184, 214, 236, 254, 278, 294, 319, 323
I
16, 38, 60, 62, 83, 106, 125, 143, 163
II
185, 215, 237, 255, 279, 295, 320, 324
I
17, 33, 41, 63, 82, 101, 126, 142, 164
II
186, 216, 238, 256, 280, 296, 301, 325
I
18, 40, 42, 61, 81, 102, 127, 144, 165
II
187, 217, 239, 257, 271, 297, 302, 326
I
19, 21, 43, 62, 87, 103, 128, 145, 166
II
188, 218, 240, 258, 272, 298, 303, 327
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
59
I
20, 22, 41, 63, 88, 104, 129, 146, 167
II
189, 219, 223, 259, 273, 299, 304, 328
121
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
I
1, 24, 42, 64, 89, 105, 130, 147, 168
II
190, 220, 222, 260, 274, 300, 305, 329
I
3, 25, 43, 65, 90, 106, 131, 148, 169
II
191, 201, 221, 250, 275, 281, 301, 330
I
4, 26, 44, 66, 91, 107, 132, 149, 170
II
192, 202, 222, 251, 276, 282, 302, 331
I
5, 27, 45, 67, 92, 108, 133, 150, 171
II
193, 203, 223, 252, 277, 283, 303, 332
I
6, 28, 46, 68, 93, 109, 134, 151, 172
II
194, 204, 224, 253, 278, 284, 304, 333
I
7, 29, 47, 69, 94, 110, 135, 152, 173
II
195, 205, 225, 254, 279, 285, 305, 334
I
8, 30, 48, 70, 95, 111, 136, 153, 174
II
196, 206, 226, 255, 280, 286, 306, 335
I
9, 31, 49, 71, 96, 112, 137, 154, 175
II
197, 207, 227, 256, 261, 287, 307, 336
I
10, 32, 50, 72, 97, 113, 138, 155, 176
II
198, 208, 228, 257, 262, 288, 308, 337
I
11, 33, 51, 73, 98, 114, 139, 156, 177
II
199, 209, 229, 258, 263, 289, 309, 338
I
12, 34, 52, 74, 99, 115, 140, 157, 178
II
200, 210, 230, 259, 264, 290, 310, 339
I
13, 35, 53, 75, 100, 116, 121, 158, 179
II
181, 211, 231, 260, 265, 291, 311, 340
I
14, 36, 54, 76, 86, 117, 122, 159, 180
II
182, 212, 232, 241, 266, 292, 312, 321
I
15, 37, 55, 77, 85, 118, 123, 160, 162
II
183, 213, 233, 242, 267, 293, 313, 322
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
74
I
16, 38, 56, 78, 84, 119, 124, 142, 161
II
184, 214, 234, 243, 268, 294, 314, 323
122
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
I
17, 39, 57, 79, 83, 120, 125, 141, 163
II
185, 215, 235, 244, 269, 295, 315, 324
I
18, 40, 58, 80, 82, 101, 126, 143, 164
II
186, 216, 236, 245, 270, 296, 316, 325
I
19, 23, 59, 61, 81, 102, 127, 144, 165
II
187, 217, 237, 246, 271, 297, 317, 326
I
20, 21, 60, 62, 100, 103, 128, 145, 166
II
188, 218, 238, 247, 272298, 318, 327
I
4, 22, 51, 63, 99, 104, 129, 146, 167
II
189, 219, 239, 248, 273, 300, 319, 328
I
5, 23, 52, 64, 98, 105, 130, 147, 168
II
190, 220, 240, 249, 274, 281, 320, 329
I
6, 24, 53, 65, 97, 106, 131, 148, 169
II
191, 211, 231, 250, 275, 282, 301, 330
I
7, 25, 54, 66, 96, 107, 132, 149, 170
II
192, 212, 232, 251, 276, 283, 302, 334
I
8, 26, 55, 67, 95, 108, 133, 150, 171
II
193, 213, 233, 252, 277, 284, 303, 335
I
9, 27, 56, 68, 94, 109, 134, 151, 172
II
194, 214, 234, 253, 278, 285, 304, 336
I
10, 28, 57, 69, 93, 110, 135, 152, 173
II
195, 215, 235, 254, 279, 286, 305, 337
I
11, 29, 58, 70, 92, 111, 136, 153, 174
II
196, 216, 236, 255, 280, 287, 306, 338
I
12, 30, 59, 71, 91, 112, 137, 154, 175
II
197, 217, 237, 256, 264, 288, 307, 339
I
13, 31, 60, 72, 90, 113, 138, 155, 176
II
198, 218, 238, 257, 265, 289, 308, 340
Номер варианта
Номер контрольного задания
Номера задач, относящихся к данному заданию
89
I
14, 32, 41, 73, 89, 114, 139, 156, 177
II
199, 219, 239, 258, 266, 290, 309, 331
123
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
00
I
15, 33, 42, 74, 88, 115, 140, 157, 178
II
200, 220, 240, 259, 267, 291, 310, 332
I
16, 34, 43, 75, 87, 116, 131, 158, 179
II
181, 201, 221, 260, 268, 292, 311, 333
I
17, 35, 44, 76, 86, 117, 132, 159, 180
II
182, 202, 222, 241, 269, 293, 312, 321
I
18, 36, 45, 77, 85, 118, 133, 160, 161
II
183, 203, 223, 242, 270, 294, 313, 322
I
19, 37, 46, 78, 84, 119, 134, 141, 162
II
184, 204, 224, 243, 261, 295, 314, 323
I
20, 38, 47, 79, 83, 120, 135, 142, 163
II
185, 205, 225, 244, 262, 296, 315, 324
I
1, 39, 48, 80, 82, 110, 136, 143, 164
II
186, 206, 226, 245, 263, 297, 316, 325
I
2, 40, 49, 61, 81, 111, 137, 144, 165
II
187, 207, 227, 246, 271, 298, 317, 326
I
3, 24, 50, 62, 100, 112, 138, 145, 166
II
188, 208, 228, 247, 272, 299, 318, 327
I
4, 25, 51, 63, 99, 113, 139, 146, 167
II
189, 209, 229, 248, 273, 300, 319, 328
I
5, 26, 52, 64, 98, 114, 140, 147, 168
II
190, 210, 230, 249, 274, 281, 320, 329
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1. Стандартные энтальпии образования  Н0298, кДж/моль
некоторых веществ
124
Вещество
 Н0298, кДж/моль
Вещество
 Н0298, кДж/моль
С2Н2 (г)
+ 226,75
Н2О (г)
- 241,83
С2Н4 (г)
+ 52,28
Н2О (ж)
- 285,84
С2Н6 (г)
- 84,67
Fe2O3 (к)
- 822,10
С2Н5ОН (г)
- 235,31
Аl2О3 (к)
- 1669,80
СН4 (г)
- 74,85
Са(ОН)2 (к)
- 986,50
NО (г)
+ 90,37
СаС2 (к)
- 59,83
N2O (г)
+ 82,01
НСl (г)
- 92,31
NH3 (г)
- 46,19
NН4Сl (к)
- 315,39
СО2 (г)
- 393,51
С2Н5ОН (ж)
-276,98
СО(г)
-110,53
Н2О2 (ж)
-187,86
SO2 (г)
-296,90
SO3 (г)
395,85
Таблица 2. Стандартные абсолютные энтропии S0298 некоторых
веществ
Вещество
S0298, Дж/моль · К
5,69
СО (г)
197,91
Мg (к)
32,68
С2Н2 (г)
200.82
Na (к)
51,21
О2 (г)
205,03
S (к, ромб)
31,90
Н2S (г)
205,64
ВаО (к)
213,80
NO (г)
210,20
СаО (к)
38,07
СО2 (г)
213,65
МgO (к)
61,50
Сl2 (г)
222,95
Н2О (ж)
69,94
NO2 (г)
240,46
S0298, Дж/моль · К
Вещество
S0298, Дж/моль · К
Н2О (г)
188,72
SO2 (г)
248,07
Н2 (г)
130,59
SO3 (г)
256,69
Fe3O4 (к)
146,19
FeO (к)
60,75
СН4 (г)
186,19
NaCl (к)
72,13
Вещество
С (графит)
Вещество
S0298, Дж/моль · К
125
НСl (г)
186,68
ВаСО3 (к)
112,13
N2 (г)
191,49
СаСО3 (к)
91,71
NH3 (г)
192,50
МgCO3 (к)
65,10
Таблица 3. Стандартные энергии Гиббса образования  G0298 некоторых веществ
Вещество
 G0298, кДж/моль
Вещество
 G0298, кДж/моль
Fe (к)
0
N2 (г)
0
S (к, ромб)
0
СО2 (г)
-394,38
Аl (к)
0
СО (г)
-137,27
Al2O3 (к)
-1582,27
СН4 (г)
-50,79
ВаО (к)
-528,40
С2Н2 (г)
FeO (к)
-243,30
NO (г)
+86, 69
Fe2O3 (к)
-740,34
NH3 (г)
-16,48
Fe3O4 (к)
-1014.20
Н2S (г)
-51,42
СаО (к)
-604,20
Н2О (г)
-228,59
СuO (к)
-134,26
Н2О (ж)
-237,19
МnO (к)
-363,34
Н2О2 (ж)
-120,52
PbO (к)
-188,20
ВаСО3 (к)
-1138,80
O2 (г)
0
СаСО3 (к)
-1128,75
Н2 (г)
0
MgCO3 (к)
MgO (к)
-569,27
126
+209,20
-1012,15
Таблица 4. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролит
КД
Сернистая кислота H2SO3
K1 = 1,3∙10-2
Угольная кислота H2CO3
K1 = 4,45∙10-7
Cepoвoдородная кислота H2S
КД = 8,9∙10-8
Фосфорная кислота H3PO4
КД = 7,11∙10-3
Таблица 5. Произведение растворимости малорастворимых гидроксидов в воде при 25 C .
Электролит
ПР
Al(OH)3
1,9∙10-33
Fe(OH)3
3,8∙10-38
Zn(OH)2
1,0∙10-17
Cd(OH)2
2,0∙10-14
Таблица 6. Стандартные электродные потенциалы ( E , B )
некоторых металлов (ряд напряжений)
Уравнение электродного процесса
Li++e-=Li
Rb++e-=Rb
K++e-=K
Cs++e-=Rb
Ca2++2e-=Ca
Na++e-=Na
Mg2++2e-=Mg
Al3++3e-=Al
Ti2++2e-=Ti
Mn2++2e-=Mn
Cr2++2e-=Cr
Zn2++2e-=Zn
Стандартный потенциал ( E , B )
при 25 C .
-3,045
-2,925
-2,925
-2,923
-2,866
-2,714
-2,363
-1,662
-1,628
-1,180
-0,913
-0,763
127
Уравнение
электродного
процесса
Co2++2e-=Co
Ni2++2e-=Ni
Sn2++2e-=Sn
Pb2++2e-=Pb
Fe3++3e-=Fe
2H++2e-=H2
Bi3++3e-=Bi
Cu2++2e-=Cu
Cu++e-=Cu
Hg22++2e-=2Hg
Ag++e-=Ag
Hg2++2e-=Hg
Стандартный потенциал ( E , B )
при 25 C .
-0,277
-0,250
-0,136
-0,126
-0,036
0
0,215
0,337
0,521
0,788
0,799
0,854
Уравнение электродного процесса
Стандартный потенциал ( E , B )
при 25 C .
-0,744
-0,440
-0,403
Cr3++3e-=Cr
Fe2++2e-=Fe
Cd2++2e-=Cd
Уравнение
электродного
процесса
2+
Pt +2e-=Pt
Au3++3e-=Au
Au++e-=Au
Стандартный потенциал ( E , B )
при 25 C .
1,2
1,498
1,691
Таблица 7. Растворимость кислот, солей, оснований в воде.
Ионы
H



NO 3
F

Cl

Br

I

S
2
2
2
2
2
3
SO 3
SO 4
CO 3
SiO 3
PO 4
CH 3 COO
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
-
P
P

P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
P

P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P

P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P

-
P
P
H
H
H
H
M
M
H
H
H
P
2
P
P
M
P
P
P
-
M
H
H
H
H
P
2
M
P
H
P
P
P
-
M
M
H
H
H
P
2
H
P
P
P
P
P
H
H
P
-
H
H
P
2
H
P
P
P
P
P
H
-
P
-
-
H
P
2
H
P
M
M
M
H
H
H
H
H
H
H
P
2
H
P
P
P
P
-
H
-
P
-
-
H
P
2
-
P
-
P
M
H
H
-
P
-
-
H
P
2
-
-
M
H
H
H
H
-
M
H
-
H
M
2
H
P
M
P
P
P
H
M
P
H
H
H
P
3
H
P
H
P
P
-
H
-
P
-
-
H
P
3
H
P
M
P
P
P
-
-
P
-
-
H
P
3
H
P
M
P
P
P
-
-
P
-
-
H
P
M
P
M
P
P
P
-
M
P
H
H
H
P
H
P
M
P
P
P
H
M
P
H
H
H
P

NH 4
Li
K
OH
Na
Ag
Ba
Ca
Ni
Sn
Pb
Cu
Hg
Hg 2
Fe
Fe
Al
Cr
Mg
2
Zn2+
128

Таблица 8. Степени окисления s- и р- элементов.
Группа
I
II
III
IV
Степени
окисления
Элемент
Степени
окисления
Элемент
Степени
окисления
Элемент
Степени
окисления
Элемент
Степени
окисления
VI
VII
VIII
р-элементы
s-элементы
Валентные
электроны
Элемент
V
s1
s2
s2р1
s2р2
s2р3
s2р4
s2р5
s2р6
Li
1
Be
2
B
3
Na
1
Mg
2
Al
3
K
1
Ca
2
Ga
3
Rb
1
Sr
2
In
3
Cs
1
Ba
2
Tl
1,3
C
4,2
-4
Si
4,2
-4
Ge
4,2
-4
Sn
4,2
-4
Pb
2,4
-4
N
5,3
-3
P
5,3
-3
As
5,3
-3
Sb
5,3
-3
Bi
3,5
-3
O
2
-2
S
6,4
-2
Se
6,4
-2
Te
6,4
-2
Po
4,6
-2
F
-1
Cl
1,3,5,7
-1
Br
1,3,5,7
-1
I
1,3,5,7
-1
At
5,7
-1
Ne
Ar
Kr
2,4
Xe
2,4,6,8
Rn
(2,4,6,8)
-
Серым выделены символы неметаллов
Таблица 9. Основные классы неорганических веществ.
Вещества
Классификация
Простые
Металлы
Неметаллы
Сложные
Бинарные
соединения
Примеры
s–элементы (кроме Н, Не)
р–элементы Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi
d–элементы
f–элементы
s–элементы Н, Не
р–элементы B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te
галогены (VII A группа)
благородные газы (VIII A группа)
гидриды
карбиды
нитриды
оксиды
сульфиды
галиды
129
LiH, NaH, CaH2, AlH3
Be2C, CaC2, Al4C3
Na3N, Mg3N2, Si3N4
Na2O, CaO, Al2O3, SO3
K2S, ZnS, Fe2S3
NaCl, BaCl2, FeCl3
Вещества
Классификация
Сложные
Гидроксиды
Примеры
кислоты
основания
амфолиты
(амфотерные)
Соли
HNO3, H2SO4, H3PO4
KOH, Ba(OH)2, Ni(OH)3
Э(ОН)n = Н nЭОn
Форма основания:
Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2
Форма кислоты:
H2ZnO2, H3AlO3, H2BeO2
NaNO3, Al2(SO4)3, K3PO4, KCl
NaHSO4, KH2PO4, Ca(HCO3)2
MgOHCl, (CuOH)2SO4, Fe(OH)2Cl
средние
кислые
основные
Таблица 10. Взаимосвязь простых веществ, оксидов,
оснований и кислот (реакции солеобразования)
металл + кислота → соль + водород
Fe  2 HCl  2FeCl2  H 2 
металл + неметалл → соль
2Fe  3Cl2  2FeCl3
металл (1) + соль (1) → соль (2) + металл (1)
Fe  CuCl2  FeCl2  Cu
основный оксид + кислотный оксид → соль
BaO  SO3  BaSO 4
основный оксид + кислота → соль + вода
BaO  2HCl  BaCl 2  H 2 O
основание + кислота → соль + вода
Ba OH 2  2HCl  BaCl 2  2H 2 O
(реакция нейтрализации)
основание + кислотный оксид → соль + вода
Ba OH 2  SO3  BaSO 4  H 2 O
основание(1)+соль(1)→основание (2) + соль(2)
Ba OH 2  K 2 SO4  BaSO 4  2KOH
соль(1) + кислота(1) → соль(2) + кислота(2)
BaCl 2  H 2 SO4  BaSO4  2HCl
соль(1) + соль(2) → соль(3) + соль(4)
BaCl 2  K 2 SO4  BaSO4  2KCl
Амфотерные соединения могут проявлять и кислотные и основные свойства в
зависимости от того, с чем реагируют:
Na2 ZnO2
NaOH
соль
NaOH
Na2 Zn(OH ) 4  в растворе
соль
O2
NaOH
Zn 
ZnO HCl

 ZnCl 2 
 Zn(OH ) 2
м еталл
ам фотерный
оксид
соль
ам фолит
H2SO4
H2SO4
130
ZnSO4
сол ь
Таблица 11. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
131
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Артеменко А.И.«Органическая химия». – М.: Высшая школа, 2000.
– 559с.
2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – М.: Химия, 1979.
3. Введение в общую химию/Под ред. Г.П. Лучинского. – М.: Высшая
школа, 1980.
4. Гельфман М.И., Ковалевич О.В., Юстратов В.П. Коллоидная химия.- СПб.: Издательство «Лань», 2003. – 336 с., ил. – (Учебник для вузов)
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия,
2000.
6. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2004.
7. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 2001.
8. Картушинская А.И., Лельчук Х.А., Стромберг А.Г., Сборник задач
по химической термодинамике.-М.: Высшая школа, 1973.
9. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец.
вузов. – М.: Высшая школа, 2005. – 557 с.
10.Краткий справочник физико-химических величин под редакцией
А.А Равделя А.А., Пономаревой А.М.-Л.: Химия, 1986.
11.Курс общей химии/ Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа,
1981.
12.Курс химии. Ч. 2, специальная для строительных вузов/ Под. Ред.
В.А. Киреева. – М.: Высшая школа, 1974.
13.Левант Г.Е., Райцин Г.А. Практикум по общей химии. – М.: высшая
школа, 1978.
14.Лучинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985.
15.Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии. – М.: Высшая
школа, 1978.
16.Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В. А. Сборник задач и
упражнений по общей химии: Учебное пособие для нехим. спец. вузов/ –
М.: Высшая школа, 1991.-288 с.
17.Семчиков Ю.Д. Высокомолекулярные соединения. – М.: Издательский центр «Академия», 2003. – 368 с.
18.Тугов И.И., Костыкина Г.И.«Химия и физика полимеров». – М.:
Химия, 1989. – 432с.
19.Фролов В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 1979.
20.Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. – М.: Высшая
школа, 1983.
21.«Энциклопедия полимеров» гл. ред. В.А. Каргин. – М.: Советская
энциклопедия, 1972. 1-3 том.
132
СОДЕРЖАНИЕ
КАФЕДРА ОБЩЕЙ И СПЕЦИАЛЬНОЙ ХИМИИ ..................................................... 3
ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ................................................................... 3
ПРОГРАММА ............................................................................................................. 5
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ................................................................................... 12
1. Задания к контрольной работе №1 ............................................................................................................ 12
1.1.
Моль. Эквиваленты и мольные массы эквивалентов простых и сложных веществ. Закон
эквивалентов. ................................................................................................................................................. 12
1.2. Энергетика химических процессов ...................................................................................................... 18
(термохимические расчеты) ....................................................................................................................... 18
1.3. Химическое сродство ............................................................................................................................. 23
1.4. Химическая кинетика ........................................................................................................................... 28
1.5. Химическое равновесие .......................................................................................................................... 33
1.6.Способы выражения концентрации раствора ................................................................................... 39
1.7. Свойства растворов............................................................................................................................... 46
1.8. Ионно – молекулярные (ионные) реакции обмена ............................................................................. 51
1.9. Гидролиз солей ........................................................................................................................................ 57
2. Задания к контрольной работе №2 ............................................................................................................ 63
2.1. Окислительно – восстановительные реакции .................................................................................. 63
2.2. Электродные потенциалы и электродвижущие силы .................................................................... 73
2.3. Коррозия металлов ................................................................................................................................ 84
2.4. Электролиз .............................................................................................................................................. 89
2.5. Свойства соединений s-, p-, d – элементов......................................................................................... 96
2.6. Жесткость воды и методы её устранения ...................................................................................... 102
2.7. Органические соединения. Полимеры. .............................................................................................. 106
2.8. Дисперсные системы. .......................................................................................................................... 111
ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ ....................................... 117
ПРИЛОЖЕНИЕ ...................................................................................................... 124
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ ....................................................................................... 132
133
134