«УДК 54 Рыбальченко В. С. Химия (начальный курс). Часть 2: Учебное пособие. - 4-е изд. - М.: РГУ нефти и газа им И.М. Губкина 2003. - 136 с. Учебное пособие “Химия” (начальный курс) ставит своей целью в простой, ...»

Химия. Начальный курс. Часть 2.

Рыбальченко В.С.

1 апреля 2003 г.

2

УДК 54

Рыбальченко В. С. Химия (начальный курс). Часть 2: Учебное пособие. - 4-е изд. - М.: РГУ

нефти и газа им И.М. Губкина 2003. - 136 с.

Учебное пособие “Химия” (начальный курс) ставит своей целью в простой, доступной для понимания и четкой по содержанию форме помочь изучающим предмет ликвидировать пробелы в знаниях по основным разделам школьного курса химии и подготовиться как к поступлению в вузы, так и активному восприятию курса химии в высшей школе.

Пособие может быть использовано при реализации различных форм довузовской подготовки, а также для самостоятельной работы студентов.

Каждая глава пособия содержит необходимый теоретический материал, вопросы для самоконтроля с подробными объяснениями, методику решения типовых задач и задачи для самостоятельного решения.

Издание подготовлено на кафедре общей и неорганической химии. Рецензенты: проф. А.В.Артемов, проф. Э.М.Мовсумзаде.

(с) Российский Государственный университет, Оглавление 5 Общие свойства растворов 5.1 Дисперсные системы..................................... 5.2 Классификация растворов.................................. 5.3 Растворимость......................................... 5.4 Способы выражения количественного состава растворов................ 5.5 Вопросы для самоконтроля................................. 5.6 Тестированный самоконтроль................................ 5.7 Задачи и упражнения..................................... 5.8 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля.................... 5.9 Ответы на вопросы задач.................................. 6 Электролитическая диссоциация 6.1 Основные положения..................................... 6.2 Степень электролитической диссоциации......................... 6.3 Сильные и слабые электролиты............................... 6.4 Диссоциация кислот, оснований, солей........................... 6.5 Реакции в растворах электролитов............................. 6.6 Вопросы для самоконтроля................................. 6.7 Тестированный самоконтроль................................ 6.8 Упражнения.......................................... 6.9 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля.................... 7 Водородный показатель. Гидролиз солей. 7.1 Водородный показатель.................................... 7.2 Гидролиз солей......................................... 7.3 Вопросы для самоконтроля.................................. 7.4 Тестированный самоконтроль................................. 7.5 Задачи и упражнения..................................... 7.6 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля..................... 8 Окислительно-восстановительные реакции 8.1 Основные понятия....................................... 8.2 Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций (метод электронного баланса).......................................... 8.3 Классификация окислительно - восстановительных реакций.............. 8.3.1 Реакции диспропорционирования.......................... 8.3.2 Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления.......... 8.4 Вопросы для самоконтроля................................. Глава 4 8.5 Тестированный самоконтроль................................ 8.6 Задачи и упражнения..................................... 8.7 Ответы на тестированный самоконтроль.......................... 1 Относительная электроотрицательность элементов 2 Растворимость солей и оснований в воде 3 Числовые приставки Глава Общие свойства растворов 5.1 Дисперсные системы Растворы представляют собой один из видов дисперсных систем. Понятию “система” дается следующее определение: система - это тело или совокупность тел, обособленных от окружающей среды.

Химические вещества, входящие в состав системы, являются ее составными частями - компонентами. Системы могут быть одно- или многокомпонентными. Если компоненты в системе равномерно распределены друг в друге (диспергированы), то говорят о дисперсных системах. Совокупность одинаковых (по составу, структуре и свойствам) участков системы называется фазой.

Однородные, однофазные системы называются гомогенными. Неоднородные многофазные системы называются гетерогенными.

Отдельные части гетерогенных систем (фазы) имеют поверхность раздела. Например, кристаллы льда в замерзающей воде образуют одну фазу, жидкость - вторую, а пар - третью. Эти фазы отделены друг от друга поверхностью раздела. В конкретном случае имеем трехфазную гетерогенную однокомпонентную систему.

5.2 Классификация растворов Раствором называется визуально (на глаз) гомогенная дисперсная система, состоящая, как минимум, из двух компонентов в продуктов их взаимодействия.

В зависимости от агрегатного состояния растворы могут быть твердыми (сплавы металлов) и жидкими (расплав солей, морская вода).

Подробнее остановимся на жидких растворах, в которых растворитель - жидкость.

По исходному состоянию растворяемого вещества (г, ж или т) жидкие растворы можно разделить на 3 группы: (ж + г), (ж + ж) и (ж + т).

К первой из них относятся такие системы, как соляная, сероводородная, сернистая кислоты, представляющие собой водные растворы газообразных HCl, H2 S, SO2.

К системе (ж + ж) относятся растворы спиртов, эфиров, серной и азотной кислот в воде. При этом растворенным веществом считается тот компонент, который сообщает системе специфические свойства.

Третья группа растворов является самой многочисленной, т.к. к ней относятся водные растворы большинства солей, щелочей, твердых кислот (например, борной, лимонной).

По типу взятого растворителя различают водные (H2 O) и неводные растворы (бензол, хлороформ, ацетон и др.) Все растворы относятся к дисперсным (раздробленным) системам.

Раствор называется истинным (гомогенной системой), если растворенное вещество не образует отдельные фазы. Считается, что раствор остается истинным, если размер частиц растворенного вещества не превышает 10 A (109 м), т.е. они представлены молекулами или ионами.

При увеличении размеров частиц в пределах от 10 до 1000 A системы приобретают специфические свойства и их называют микрогетерогенными или коллоидными. Частицы коллоидных размеров называются мицеллами.

Гетерогенные системы, содержащие частицы размером более 1000 A, являются грубодисперсными. Они обычно неустойчивы и быстро разрушаются. К ним относятся пены (газ в жидкости), эмульсии (жидкость в жидкости) и суспензии (твердые вещества в жидкостях).

5.3 Растворимость Растворение вещества складывается из двух противоположных процессов: прямого собственно растворения и обратного выделение растворенного вещества из раствора.

Для твердых веществ обратным процессом является кристаллизация вещества из раствора.

Вещество прекращает растворяться, когда скорость кристаллизации станет равной скорости растворения. Такой раствор называют насыщенным, т.к. при сохранении условий неизменными его концентрацию повысить невозможно.

Если в растворе содержится растворенного вещества меньше, чем может раствориться при данных условиях, то он называется ненасыщенным. В пересыщенном растворе растворено вещества больше, чем в насыщенном при данных условиях растворения. Пересыщенные растворы не стабильны, и избыток растворенного вещества легко выделяется из раствора. Получают такие растворы осторожным охлаждением насыщенных при более высокой температуре растворов.

Растворимость измеряется концентрацией растворенного вещества в его насыщенном растворе.

Количественно растворимость выражают, чаще всего, максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество называется коэффициентом растворимости или просто растворимостью (S).

По растворимости вещества делятся на хорошо растворимые, как KJ, AgN O 3 (условно при S > 1 г в 100 г растворителя), мало растворимые, как M g(OH)2, CaSO4, CH4, N2, O2 (при 103 г < S < 1 г в 100 г растворителя) и практически нерастворимые, как Ag, Au, стекло (при S < г в 100 г растворителя).

Не существует абсолютно нерастворимых веществ.

Растворимость жидкости в жидкости различная. Например, вода-спирт - не ограничена; эфир, вода - до определенного предела.

Растворимость газа, в отличие от растворимости жидкости и твердого вещества, определяется давлением, под которым он находится (по правилу Генри прямо пропорциональна давлению), а также температурой (с повышением температуры она падает).

Растворимость газов в жидкости различна. Повышенная растворимость (например, N H 3 в H2 O) объясняется химическим взаимодействием его с H2 O с образованием N H4 OH.

Растворимость зависит:

а) от природы растворяемого вещества, т.к. полярный растворитель (H2 O) хорошо растворяет вещества с ковалентной полярной и ионной связями (например. HCl, N aOH), хуже - о ковалентной неполярной (например, O2, N2 ).

б) от природы растворителя: здесь действует принцип “подобный растворяется в подобном”.

Поэтому, например KJ, растворяется в воде лучше, чем в ацетоне (полярность ацетона меньше полярности воды);

в) от температуры: для большинства твердых тел (например, KN O3, CuSO4 и др.) повышение температуры увеличивает растворимость. Однако имеются соли, растворимость которых или уменьшается с повышением температуры (например, N a2 CO3, N a2 SO4 ) или практически не меняется (напримep, N aCl). См. график зависимости растворимости солей от температуры (рисунок 5.1). О растворимости в воде некоторых твердых химических веществ нужно помнить следующее:

Рис. 5.1: Зависимость растворимости некоторых твердых веществ в воде от температуры I. Соли и гидроксиды щелочных металлов, как правило, хорошо растворимы в воде.

2. Практически не растворимы такие галогениды как: AgCl, AgBr, AgJ, CuCl, AuCl, P bCl 2, P bJ2, Hg2 Cl2, а также такие сульфаты, как CaSO4 , SrSO4, BaSO4, P bSO4.

З. Все соли азотной кислоты растворимы в воде. Сведения о растворимости прочих солей и оснований можно получать из таблицы (см. приложение 2).

5.4 Способы выражения количественного состава растворов В настоящее время для выражения количественного состава растворов используют ряд способов. Среди них относительно часто используются следующие:

1. Концентрированный раствор - раствор, содержащий такую массу растворенного вещества, которая соизмерима с количеством растворителя. Например, в 100 г воды растворено 30 г хлорида натрия (30 и 100 сравнимые величины).

2. Разбавленный раствор - содержание растворенного вещества мало по сравнению с количеством растворителя. Например, в 100 г воды растворено 0,1 г гидроксида натрия. Это разбавленный раствор т.к. массы растворенного вещества и растворителя сильно отличаются.

Термины концентрированный и разбавленный используют лишь для приблизительного выражения количественного состава растворов. Границы между этими растворами условны. Для точного выражения количественного состава растворов используют способы, приведенные ниже.

3. Массовая доля. Ранее использовался термин “процентная концентрация”. Массовая доля показывает отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы.

Обычно массовая доля выражается в долях единицы или процентах и обозначается греческой буквой (омега):

При выражении массовой доли в процентах она показывает количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора. Например. Раствор KN O 3 с = 24 % содержит в г раствора 24 г KN O3 и 100 24 = 76 г воды.

4. Объемная доля растворенного вещества представляет собой отношение объема компонента, содержащегося в системе, к общему объему системы. Выражается либо в долях единицы, либо в процентах и обозначается греческой буквой (фи):

5. Молярная (мольная) доля-отношение количества вещества (в молях) компонента, содержащегося в данной системе, к общему количеству всех веществ системы (в молях). Выражается в долях единицы, либо в процентах и обозначается греческой буквой (хи);

где - количество вещества. Например, раствор с молярной долей 2 мольн. % этанола содержит 2 моль этанола на 100 моль системы, т.е. на 100 2 = 98 моль воды.

6. Массовая концентрация-отношение массы компонента, содержащегося в системе (растворе), к объему этой системы (раствора). Встречаются массовые концентрации, имеющие размерность кг/м3, г/л, г/мл, г/см3, мг/л:

где m – масса, V – объем.

Масса вещества в граммах, содержащаяся в одном кубическом сантиметре или одном миллилитре раствора, называется титром раствора (T ) [г/мл].

7. Молярная концентрация показывает количество молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора. Имеет размерность [моль/л] обозначается С м :

где - количество растворенного вещества, V - объем раствора. Например, 2 М (2 - молярный) раствор серной кислоты содержит в 1 литре раствора 2 моль серной кислоты, т.е. C м = 2 моль.

8. Нормальная концентрация (Сн ) показывает число эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора. Размерность нормальной концентрации [экв/л]. Например, 2 н. (2-нормальный) раствор гидроксида калия содержит 2 эквивалента KOH в 1 литре раствора, т.е. C н = 2 эквл Наконец, характеризуя количественный состав системы, можно говорить об отношениях масс (или объемов, или количеств вещества) компонента к массе (или объему, или количеству вещества) остальной части системы. В этом случае мы имеем дело с отношением массовым, объемным или молярным.

Например, объемное отношение концентрированной серной кислоты и воды равно 1:2. Это значит, что для приготовления данного раствора необходимо к 1 объему концентрированной серной кислоты добавить 2 объема воды.

При решении задач по теме концентрация растворов необходимо четко представлять себе существующие способы выражения количественного состава растворов.

Для решения задач на смешивание растворов одного и того же вещества или при решении задач на разбавление растворов часто бывает удобно пользоваться “правилом смешивания” (квадратом Пирсона);

Например. В каком массовом отношении следует смешать 30% мас. и 5% мас. растворы хлорида натрия для получения раствора с массовой долей растворенного вещества 15% мас.?

Решение. В соответствии с “правилом смешивания”, 1 = 30, 2 = 5, тр = 15, составив квадрат найдем, что растворы необходимы в соотношении: 3015 = 15 = 1, т.е. на 1 весовую часть 30% маc. раствора необходимо взять 3 весовые части 5% маc. раствора.

При решении задач, связанных с взаимодействием растворов определенных нормальных концентраций, удобно пользоваться законом эквивалентов для растворов:

который показывает, что произведение нормальной концентрации (CH1 ) на объем (V1 ) одного раствора равно произведению нормальной концентрации (CH2 ) на объем (V2 ) другого раствора. Так как произведение нормальной концентрации раствора на объем раствора представляет собой число эквивалентов, то становится ясным, почему это соотношение называют законом эквивалентов для растворов.

Например: Какой объем 0,1 н. раствора хлорида бария необходимо взять для реакции с 200 мл 0,5 н. раствора сульфата калия?

Решение. В соответствии с законом эквивалентов CH (p-pa BaCl2 ) · V (р-ра BaCl2 ) = CH (р-ра K2 SO4 ) · V (р-ра K2 SO4 ), отсюда 5.5 Вопросы для самоконтроля 1. Что такое система?

2. Что такое дисперсная система?

3. Что такое фаза?

4. Какие системы называются гомогенными?

5. Что такое гетерогенные системы? Приведите примеры гетерогенных систем.

6. Дайте определение понятию “раствор”.

7. Как подразделяются все растворы по агрегатному состоянию?

8. Какой компонент раствора считают растворенным веществом?

9. Какие растворы считаются истинными?

10. Что такое микрогетерогенные (коллоидные) системы?

11. Что такое грубодисперсные системы?

12. Что такое кристаллизация?

13. Что такое насыщенный раствор?

14. Какие растворы называются насыщенными? Как можно получить из ненасыщенного раствора насыщенный?

15. Что такое пересыщенные растворы? Как их можно получить?

16. Что такое коэффициент растворимости?

17. Как подразделяются все вещества по растворимости?

18. От каких факторов зависит растворимость веществ?

19. Какие способы выражения количественного состава растворов Вам известны?

20. Что такое концентрированный и что такое разбавленный раствор? В каких случаях употребляются эти понятия?

21. Что такое массовая доля, молярная (мольная) доля, объемная доля растворенного вещества?

Есть ли размерность у этих величин?

22. Дайте определение понятию “массовая концентрация”. Какие размерности она имеет? Что такое титр раствора?

23. Дайте определение понятию “молярная концентрация”. Какую размерность она имеет?

24. Что такое нормальная концентрация? Какую размерность она имеет?

25. Какими видами “отношений” можно охарактеризовать состав растворов?

5.6 Тестированный самоконтроль Вариант 1. Чему равна массовая доля (в процентах) насыщенного при 60 С раствора нитрата калия?

Коэффициент растворимости КN O3 при 60 С равен 110 г / 100 г растворителя.

2. Из какой массы кристаллогидрата M gSO4 ·7H2 O в граммах можно приготовить 1 л 20% маc.

раствора ( = 1, 22)?

3. Чему равна молярная концентрация 3 н. раствора гидроксида бария?

4. Рассчитайте молярную и нормальную концентрацию 47,7% маc. раствора ортофосфорной 5. Сколько мл 10% маc. раствора N аОН ( = 1, 07) надо взять чтобы 7,8 г гидроксида алюминия перевести в метаалюминат натрия?

Вариант 1. Чему равна массовая доля в процентах хлорида аммония, насыщенного при 70 С. Коэффициент растворимости N H4 Cl при 70 С равен 82,2 г/100 г растворителя.

2. Из какой массы кристаллогидрата AlCl3 · 6H2 O можно приготовить 2 л 1 н. раствора AlCl3 ?

3. В 400 мл раствора содержится 5,3 г карбоната натрия. Рассчитайте нормальную концентрацию раствора.

4. Рассчитайте массовую долю (в процентах) азотной кислоты в растворе, полученном при добавлении к 500 мл. 32% маc. HN O3 ( = 1, 2) 1 литра воды.

5. Сколько мл 4% маc. раствора H3 P O4 ( = 1, 3) нужно взять, чтобы 100 мл 0,5 н. раствора N аОН перевести в фосфат натрия?

Вариант 1. Рассчитайте значение массовой доли (в процентах) раствора нитрата бария, коэффициент растворимости которого в данных условиях равен 300.

2. Из какой массы кристаллогидрата N а2 СО3 · 10H2 O можно приготовить 1 л 1 н. раствора, рассчитанного на безводную соль?

3. Определите массовую долю (в процентах) азотной кислоты в 0,9 М растворе этого вещества 4. Рассчитайте значение молярной и нормальной концентраций раствора серной кислоты с массовой долей = 98% ( = 1, 84).

5. Сколько мл 0,2 н. раствора щелочи потребуется для осаждения в виде F е(OH)2 всего железа, содержащегося в 100 мл 0,5 н. раствора F eCl2 ?

5.7 Задачи и упражнения Задача Из раствора хлората натрия, насыщенного при 80 C (S = 189 г), выпадает 12 г соли при охлаждении этого раствора до 20 C (S = 31 г). Определите массы соли и воды, взятых для приготовления этого раствора.

Решение.

а) Из (100 + 189) г раствора после охлаждения выпадает в осадок (100 + 189) - (100 + 101) = 88 г соли. Составим пропорцию:

б) Рассчитаем, сколько соли нужно взять для приготовления 39,4 г раствора:

в) Рассчитываем необходимое количество воды:

Ответ: необходимо растворить 25,8 г хлорида натрия в 13,6 г воды.

Задача Растворимость сероводорода при 0 C равна 4,62 мл на 1 мл воды. Рассчитайте массовую долю (в процентах) сероводорода в растворе.

Решение а) Моль H2 S (34 г) занимает при н.у. объем 22,4 л.

б) Таким образом, в 1 мл, а следовательно, в 1 г воды растворяется 0,007 г сероводорода и при этом получается 1,007 г раствора. Значит, т.е. получается 0.69% мас. раствор.

Задача Сколько глауберовой соли N a2 SO4 · 10H2 O надо растворить в 50 г воды для получения 27% мас. раствора сульфата натрия N a2 SO4.

Решение При растворении кристаллогидрата в раствор переходит и кристаллизационная вода. Рассчитаем:

а) сколько всего воды должно быть в растворе, содержащем 1 M N a2 SO4 (а значит, и 1 M N a2 SO4 · 10H2 O)?

б) в 1 M N a2 SO4 · 10H2 O содержится 180 г H2 O, значит для растворения одного моля кристаллогидрата при получении 27% - го раствора нужно добавить ( 384 - 180 ) = 204 г H 2 O на 1 моль N a2 SO4 · 10H2 O.

Нужно взять 79 г соли на 50 г воды.

Задача В каком количестве воды нужно растворить 4,48 л сернистого газа при нормальных условиях, чтобы получить 4,1% мас. раствор сернистой кислоты?

Решение Сернистый газ SO2 реагирует с H2 O, образуя сернистую кислоту H2 SO3 :

а) находим количество H2 SO3 :

б) рассчитываем количество полученного раствора:

в) какое количество воды необходимо?

4,48 л или 0,2 моля SO2 имеют массу 0, 2 · 64 = 12, 8 г. Значит, воды нужно для растворения сернистого газа:

Ответ: потребуется 387,2 г H2 O.

Задача В каких соотношениях по объему надо смешать серную кислоту H2 SO4 и воду для приготовления 9 л серной кислоты о плотностью 1,1?

Решение При смешивании растворов с известной плотностью можно также пользоваться “правилом смешивания”. В этом случае получают отношение объемов смешиваемых растворов. а) то есть объемное отношение растворов:

Следовательно, на 1 объемную часть (л, мл, м3 ) кислоты с = 1, 84 необходимо брать 7, объемных частей воды, при этом получится (1 + 7,4) = 8,4 объемных частей раствора кислоты заданной плотности.

б) Количество исходной H2 SO4, вычисляется:

в) Количество воды: 9 1, 07 = 7, 93 л.

Ответ: Необходимое количество кислоты - 1,07 л, воды - 7,33 л.

Задача Рассчитайте массы 60% мас. раствора N aOH и воды для приготовления 20% маc. раствора N aOH.

Решение Применяя “правило смешивания” (квадрат Пирсона), можно рассчитать соотношение масс исходных растворов (или воды при разбавлении), причем массы выражаются в г, кг, т:

Отношение масс растворов для смешивания равно 20 : 40 = 1 : 2, т.е. на 1 единицу массы 60%-го раствора необходимо взять 2 ед. массы воды, при этом получится 3 единицы массы раствора (г, кг, т). Например, в кг:

Ответ: Необходимо взять 3 кг 60%-го раствора N aOH и 6 кг воды. Зная плотность исходного раствора (см. справочник), можно рассчитать его объем в литрах (для воды при комнатной температуре плотность = 1 г/см3, 1 кг/л, 1 т/м3, т.е. 6кг 6 л).

Задача В каком количестве воды нужно растворить 47 г оксида калия, чтобы получить 11,2% мас.

раствор гидроксида калия?

Решение Найдем последовательно количество воды, пошедшей на образование KOH, и количество получившегося KOH:

г) так как растворяли 47 г оксида калия и получили 500 г раствора, то воду рассчитываем по разности:

Итак, 453 г воды необходимо добавить к 47 г оксида калия.

Задача Хлороводород растворим в 1 л воды. На нейтрализацию 10 мл полученного раствора истрачено 5 мл 0,1 н. раствора гидроксида натрия. Сколько литров хлороводорода растворено и какова нормальная концентрация полученного раствора кислоты?

Решение а) Рассчитаем число экв. в 5 мл 0,1 н. раствора N aOH:

б) Это же количество экв. будет в 10 мл раствора HCl. Найдем нормальность этого раствора:

так как это число экв. в 1000 мл, значит раствор был 0,05 н.

в) 1 экв. хлороводорода при н.у. занимает объем 22,4 л. Рассчитаем количество растворенного HCl:

Ответ: 1,12 л HCl растворили в 1 л H2 O. Концентрация раствора 0,05 н.

Задача После упаривания 5 л 2 м раствора гидроксида калия KOH получено 2 л раствора. Сколько мл этого раствора необходимо для нейтрализации 10 мл 4% мас. раствора H 2 SO4 ( = 1, 02)?

Решение а) Находим, сколько г H2 SO4 находится в 10 мл (10.1,02) г раствора H2 SO4 :

в) после упаривания в 2 л раствора щелочи осталось KOH в количестве:

г) на нейтрализацию кислоты потребуется щелочи в мл:

Ответ: 1,68 мл р-ра KOH.

Задача Плотность раствора K2 CO3 составляет 1,22. Из 1 л этого раствора при действии HCl получено 44,5 л CO2 при н.у. Вычислить массовую долю (в процентах) K2 CO3 в растворе и его нормальность.

Решение а) Находим количество K2 CO3 в растворе, из которого получены 44,5 л CO2 :

б) находим содержание K2 CO3 в %:

в) Вычисляем нормальность раствора:

т.к. нормальность есть число г-экв. вещества в 1 л раствора, то в данном случае мы находим, какое количество экв. составляют 274,14 г (объем раствора равен 1 л):

Ответ: 22,46 % мас.; Cн = 3, 97 экв./л.

Вопросы и задачи 1.Какое вещество является растворителем и какое растворенным веществом в следующих растворах:

а) 82%-ная серная кислота, б) 6%-ная азотная кислота, в) сплав магналий, содержащий 80% Al и 20% M g?

2. Чем отличаются друг от друга суспензии, эмульсии, коллоидные и истинные растворы?

Приведите примеры этих систем.

3. Какой системой является смесь воды и нефти?

4. Как отличить друг от друга насыщенный, ненасыщенных и пересыщенный растворы?

5. Какое значение растворимости имеет вещество, если его насыщенный водный раствор одновременно можно считать разбавленным?

6. Имеется насыщенный раствор нитрата калия. Укажите два способа, с помощью которых из него можно приготовить насыщенный раствор.

7. Имеется насыщенный при 10 C растовор хлората калия. Укажите два способа с помощью которых можно приготовить из него насыщенный раствор.

8. Зная растворимость солей в воде, назовите:

а) металлы, соли которых хорошо растворимы в воде, б) кислоту, все соли которой хорошо растворимы в воде, в) растворимые и нерастворимые сульфиды, сульфаты, хлориды, карбонаты, г) малорастворимые соли и основания, е) малорастворимые кислоты.

9. Имеется смесь двух веществ A и B. Растворимость вещества A практически не зависит от температуры, а растворимость вещества B сильно возрастает о повышением температуры. Смесь растворили в воде, чтобы затем путем последовательных выпариваний и охлаждении раствора добиться разделения обоих веществ. Можно ли таким путем осуществить разделение: a) BaCl 2 и KCl; б) N aCl и KCl?

10. При какой температуре растворимости KN O3 и P b(N O3 )2 одинаковы? Чему равны коэффициенты растворимости данных солей при этой температуре?

11. Что будет наблюдаться: а) при охлаждении, б) при нагревании раствора сульфата натрия, насыщенного при 35 C?

12. Укажите для каждого из приведенных ниже примеров, какой имеется раствор - насыщенный или ненасыщенный (см.рисунок):

а) 33 г N aCl в 100 г H2 O при 18 C;

б) 220 г KN O3 в 200 г H2 O при 60 C;

в) 100 г P b(N O3 )2 в 100 г H2 O при 100 C;

г) 20 г K2 SO4 в 200 г H2 O при 50 C.

13. Чем объяснить помутнение стекол стеклянной посуды при длительном хранении в ней дистиллированной воды?

14. К раствору йода в бензоле прилили дистиллированную воду и перемешали. Какой из двух образовавшихся слоев будет окрашен в фиолетовый цвет, если учесть, что йод и бензол вещества неполярные?

ЗАДАЧИ

1. Насыщенный при 0 C раствор гидрокарбоната калия содержит 15,5% соли в растворе. Вычислите коэффициент растворимости при этой температуре.

2. Растворимость сероводорода при 0 C равна 4,62 мл в 1 мл воды. Рассчитайте массовую долю сероводорода в полученном растворе.

3. В каком объеме воды в мл. нужно растворить 4,48 л сернистого газа (н.у.), чтобы массовая доля сернистой кислоты стала равна 4,1%.

4. Смешаны 1 моль серной кислоты и 1 моль воды. Какова массовая доля серной кислоты в этом растворе?

5. В каком количестве молей воды следует растворить 50 г серной кислоты для получения раствора с массовой долей, равной 10%?

6. Смешаны 300 г 40% мас. раствора серной кислоты и 700 г 10% мас. раствора той же кислоты.

Вычислите массовую долю (в процентах) серной кислоты в полученном растворе.

7. К 180 г 32% мас. раствора щелочи прибавили 200 мл воды. Определите массовую долю щелочи (в процентах) в полученном растворе.

8. Имеются два раствора KOH: 60% - ный и 10% - ный. В каких количественных соотношениях необходимо смешать их, чтобы получить 20%-ный раствор KOH?

9. В каких количественных соотношениях необходимо взять 30%-ный раствор и воду для приготовления 20%-ного раствора?

10. Имеется 10 л раствора серной кислоты с = 1, 08. До какого объема следует упарить раствор серной кислоты, чтобы получить кислоту с = 1, 67?

11. К 100 мл 10% мас. раствора хлорида калия ( = 1, 11 г/мл) прибавили 100 мл воды. Вычислите массовую долю полученного вещества в процентах.

12. Сколько граммов 15% мас. раствора можно приготовить из 300 г вещества? Сколько воды для этого надо взять?

13. Сколько граммов сульфата натрия надо взять для приготовления 8 л мас. раствора, плотностью 1,075 г/мл?

14. Какова массовая доля гидроксида бария в растворе, полученном при растворении 15,3 г оксида бария в 400 мл воды?

15. В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода. Определите массовую долю хлороводорода в полученном растворе.

16. К 1 л 10% мас.раствора серной кислоты ( = 1, 06 г/мл) прибавили 150 г гидроксида натрия.

Какие вещества присутствуют в растворе? Какова их масса?

17. Чему равна молярная концентрация раствора, содержащего в литре:

а) 147 г серной кислоты, б) 112 г гидроксида калия, в) 80 г сульфата меди?

18. Определите молярную концентрацию 20% мас.раствора хлорида цинка, плотность раствора равна 1,56 г/мл.

19. Чему равна молярная концентрация раствора соды (N a2 CO3 ), содержащего в 15 л 79,5 г растворенного вещества?

20. Определите молярную концентрацию раствора, содержащего в 0,5 л раствора 19,6 г серной кислоты.

21. Упарили вдвое 4 л раствора хлорида натрия ( = 1, 07) с массовой долей, равной 2,6%.

Рассчитайте молярность полученного раствора.

22. После упаривания 5 л 2 м раствора гидроксида калия, получено 2 л раствора. Сколько мл этого раствора необходимо для нейтрализации 10 мл 4% маc. раствора серной кислоты ( = 1, 02)?

23. Сколько граммов каждого из указанных веществ надо взять для приготовления 1 л 0,25 н.

растворов :

a) H3 P O б) N aN O в) N a2 CO 24. Определите массу нитрата натрия, которую необходимо взять для приготовления 300 мл 0,2 н. раствора.

25. Определите нормальную концентрацию 3-молярного раствора серной кислоты.

26. Смешали 400 мл 1,2 н.раствора гидроксида калия и 600 мл 1.8 н. раствора этого же вещества.

Чему равны нормальная и молярная концентрации полученного раствора?

27. Сколько граммов F eCl3 · 3H2 O надо взять для приготовления 3 л 0,1 н. раствора, считая:

а) на трехводный кристаллогидрат, б) на безводную соль?

28. Определить нормальную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая концентрация серной кислоты в этом растворе равна 4,9 г/л.

29. Какова нормальная концентрация 22% мас. раствора серной кислоты ( = 1, 16 г/мл)?

30. Сколько миллилитров 96 %-ной мас. раствора серной кислоты ( = 1, 84 г/см 3 ) надо взять для приготовления 0,5 литра 0,5 н. раствора?

31. К 250 мл 1,6 н. серной кислоты добавили 400 мл 0,35 н. гидроксида натрия. Сколько мл 0,35 н. гидроксида натрия дополнительно требуется для нейтрализации раствора?

32. Определите нормальность соляной кислоты, если для полного осаждения свинца (в виде хлорида свинца) из раствора, содержащего 30,3 г нитрата свинца, было израсходовано 500 мл раствора кислоты 33. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для нейтрализации 280 г 7% мас. раствора серной кислоты?

34. Для нейтрализации 30 мл раствора ортофосфорной кислоты (H3 P O4 ) потребовалось 20 мл 2 н. раствора гидроксида натрия. Определите нормальную концентрацию раствора кислоты.

35. Определите массу карбоната кальция, выпавшего в осадок, при сливании 400 мл 0,5 н.

раствора хлорида кальция о избытком раствора соды.

36. Определите титр 4,5%-ного раствора серной кислоты (плотность раствора = 1, 03 г/мл).

37. Определите титр 2 н. раствора гидроксида натрия.

38. Определите нормальную концентрацию раствора йодида калия, если титр раствора равен 0,0017 г/мл.

5.8 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля Вариант 1. В 100 г H2 O при 60 C растворяется 110 KN O3. Рассчитываем, сколько KN O3 находится в 100 г раствора, т.е. массовую долю:

2. Рассчитываем массу 1 л раствора, m = V · = 1000 мл. 1,22 г/мл = 1220 г р-ра. Находим количество M gSO4 в этой массе раствора:

3. 1 моль Ba(OH)2 соответствует 2 эквивалентам Ba(OH)2, т.к. Э(Ba(OH)2 ) = M/ 4. Объем 100 г раствора : 100/1.315 мл, число молей H3 P O4 в этом объеме: 47,7/98 (1 M H3 P O = 98). Рассчитываем число молей H3 P O4 в 1 л (1000 мл) раствора:

так как H3 P O4 кислота трехосновная, то нормальность ее в 3 раза больше полярности, т.е. C н = 6, 4 · 3 = 19, 2.

5. По уравнению реакции рассчитываем количество прореагировавшего N aOH: Аl(OH) 3 + N аOH = N aAlO2 + 2H2 O, Рассчитываем объем раствора, содержащий 4 г N aOH:

Вариант 1. В 100 г H2 O при 70 C растворяется 62,2 г N H4 Сl. Рассчитываем массовую долю в процентах, т.е. сколько N H4 Сl находится в 100 г раствора:

4. Рассчитываем массу 500 мл р-ра HN O3 :

После разбавления получилось : 600 + 1000 = 1600 г р-ра 5. Рассчитываем число эквивалентов в 100 мл раствора:

Число эквивалентов H3 P O4 в N аOH по закону эквивалентов равны Вариант 1. В 100 г H2 O при 100C растворится 300 г Ba(N O3 )2. Рассчитаем массовую долю. в процентах 3. Рассчитаем массу 1 л раствора HN O3 с = 1, 03 г/мл;

Найдем массу азотной кислоты количеством 0,9 моль:

Количество г HN O3 в 100 г раствора HN O3 есть значение массовой доли в процентах:

B 100 г 98% маc. р-ра H2 SO4 находится: 98/98 = 1 моль и 98/49 = 2 экв H2 SO4.

5. Рассчитаем число эквивалентов F eCl3, а значит и число эквивалентов щелочи (закон эквивалентов):

Задачу можно решить, воспользовавшись законом эквивалентов для растворов : С н1 · V1 = Сн2 · V2, откуда 0, 2 · x = 0, 5 · 100, x = 250 мл.

5.9 Ответы на вопросы задач 1. 18,3.

3. 383,6 мл 4. 84,5 %.

5. 25 молей 7. 15,2% 11. 5,2 %.

12. 2000 г ; 1,7 л.

13. 430г.

14. 4,1 %.

15. 4,4 %.

16. 63,5 г; 153,6г;38,9г.

18. 2,3 М.

19. 0.05 М 20. 0,4 М.

21. 0,86 М.

22. 1,7 мл.

23. 8,2 ; 21,2 ; 26,5.

24. 1,7 г.

26. 1,5; 1,5 М.

27. 21,7; 16,3.

28. 0.1.

29. 5,2.

32. 0,4.

33. 22,4 г.

34. 1,3.

35. 20г.

36. 0,046г/мл.

37. 0,08 г/мл.

38. 0,02.

Глава Электролитическая диссоциация 6.1 Основные положения Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. К неэлектролитам относятся многие органические вещества.

Способность электролитов проводить электрический ток принципиально отличается от способности проводить электрический ток, существующей у металлов. Электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.

Так, например, имеющиеся в кристалле хлорида натрия ионы N a+ в Cl сильно притягиваются друг к другу и не могут свободно перемещаться. Поэтому твердая соль не проводит электрический ток.

При растворении соли в воде ионы, образующие данный электролит, под действием полярных молекул воды отрываются друг от друга и перераспределяются между молекулами растворителя.

Происходит процесс электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация - самопроизвольный процесс распада электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов, или, соответственно, катионов и анионов.

В отличие от металлов - проводников I рода - электролиты относятся к проводникам II рода.

При растворении в воде или расплавлении неэлектролитов, например, сахара, происходит распад его кристаллов только на отдельные электронейтральные молекулы, при этом ионов не образуется и раствор или расплав электрический ток не проводит.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в году была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации.

Сущность данной теории состоит в следующем:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются, диссоциируют на ионы - положительные и отрицательные. Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение, положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые анионами.

3. Диссоциация - процесс обратимый. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Чтобы отметить эту особенность процессов электролитической диссоциации в уравнениях знак равенства заменяют знаком обратимости. Например, уравнение диссоциации молекул электролита KA на катион K + и анион A записывается в виде 6.2 Степень электролитической диссоциации Ввиду обратимости процесса электролитической диссоциации в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и недиссоциированные молекулы. Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул:

Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если = 0, то диссоциация отсутствует, а если = 1,или 100%, то электролит полностью распался на ионы. Если же, например, = 30%, то это означает, что из каждых 100 молекул электролита на ионы распадается 30.

Степень электролитической диссоциации зависит: от природы растворителя, природы растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора.

1. Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. Сила взаимодействия ионов (F ) в соответствии с законом Кулона зависит не только от величины их зарядов (e1 и e2 ) и расстояния между ними (r), но и от природы среды, в которой взаимодействуют частицы. Природа среды характеризуется значением диэлектрической проницаемости ( ), которая показывает, во сколько раз сила взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме.

Ниже приведены значения величины диэлектрической проницаемости некоторых растворителей при 25 C.

Так как сила взаимодействия ионов в воде в 80 раз меньше, чем в вакууме ( = 80), то хлороводород, например, хорошо диссоциирует в воде, а в бензоле ( = 2, 3) практически не диссоциирует.

2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной или ковалентной полярной связью. Следовательно, в растворах хлорида натрия (ионная связь), хлороводорода (ковалентная полярная связь) и хлора (ковалентная неполярная связь) диссоциировать будут N aCl и HCl, а Cl 2 будет находиться в растворе в виде молекул.

Если же в растворе оказываются молекулы сложных веществ с различным видом связи, то распад молекулы на ионы произойдет в том месте молекулы, где атомы связаны ионной или сильно полярной связью. Так, молекула азотной кислоты HN O3 диссоциирует на ионы водорода H + и кислотный остаток N O3, который не распадается под действием воды. так как азот с кислородом связаны ковалентными, менее полярными связями, чем водород с кислородом.

3. Повышение температуры, как правило, увеличивает диссоциацию и при нагревании степень диссоциации возрастает.

4. При уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень диссоциации увеличивается. Поэтому, говоря о степени диссоциации, следует указывать концентрацию раствора.

6.3 Сильные и слабые электролиты В зависимости от величины степени электролитической диссоциация различают сильные и слабые электролиты.

Электролиты, степень диссоциации которых даже в относительно концентрированных растворах велика (близка к 1), называют сильными, а электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала - слабыми.

К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли, 2) такие минеральные кислоты, как H2 SO4, HN O3, HCl, HBr, HJ, HM nO4 и некоторые другие, 3) основания щелочных и щелочноземельных металлов, например, N aOH, KOH, Ba(OH) 2.

К слабым электролитам относятся :

1) почти все органические кислоты, например муравьиная HCOOH, уксусная CH3 COOH, 2) некоторые минеральные кислоты, например H2 CO3, H2 S, HN O2 , HClO.

3) многие гидроксиды металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), например N H4 OH, Cu(OH)2, F e(OH)3. К слабым электролитам относится вода.

6.4 Диссоциация кислот, оснований, солей По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.

Кислоты. Это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например :

Кислотные остатки (Cl, N O3 и др.) для различных кислот различны, но общим для всех кислот является наличие в растворах иона водорода. Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона H3 O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие с металлами с выделением водорода и др.).

В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

Сравнивая величины 1, 2, 3, можно заметить, что наибольшей степенью диссоциации характеризуется первая ступень диссоциации. Распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы H + и H2 P O4. Причины этого в том, что ионы водорода H + значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону P O4 и двухзарядному иону HP O4, чем к однозарядному H2 P O4.

Основания - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например:

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и др.) определяются наличием в растворах оснований ионов гидроксила ОН.

Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает в зависимости от реакции среды как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям:

Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка. Например, В отличие от средних солей, кислые соли диссоциируют ступенчато:

причем степень диссоциации по второй ступени очень мала.

У основных солей также имеет место ступенчатая диссоциация. При диссоциации по первой ступени основная соль распадается на катион основной соли (гидроксокатион) и анион кислотного остатка:

Катионы основных солей в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

6.5 Реакции в растворах электролитов Реакции в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул.

Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.

Например, написать в ионно-молекулярной форме уравнение реакции Соли являются сильными электролитами, следовательно, они практически полностью диссоциируют на ионы.

Соль BaSО4 - практически нерастворимое соединение, см. таблицу приложения 2. Это означает, что лишь небольшое число растворившихся молекул диссоциируют на ионы Ba 2+ и SO4.

Основная же часть сульфата бария нерастворима и будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:

Как видно из полученного полного ионно - молекулярного уравнения, ионы N a+ и Cl не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно - молекулярное уравнение Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. На основании ионно - молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное. Для этого к ионам левой части краткого ионно - молекулярного уравнения следует написать такие ионы противоположного знака, которые образовали бы с исходными ионами растворимые, хорошо диссоциирующие соединения. Затем такие же ионы и в том же количестве следует написать в правой части уравнения, после чего объединить ионы в молекулы соответствующих веществ.

Например. Подобрать молекулярное уравнение к следующему ионно - молекулярному уравнению:

Ионы водорода в значительном количестве образуются при диссоциации в растворе любой сильной кислоты, например HCl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить 2 иона хлора. К сульфид ионам следует добавить какие-либо катионы, образующие легко диссоциирующий растворимый электролит, например 2 иона натрия. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. В связи с этим полное ионно - молекулярное уравнение запишется следующим образом:

а молекулярное уравнение будет иметь вид 6.6 Вопросы для самоконтроля 1. Чем обусловлена электропроводность растворов электролитов?

2. Что называется процессом “электролитической диссоциации”?

3. Какую роль при электролитической диссоциации играет растворитель?

4. Каковы основные положения теории электролитической диссоциации?

5. Что такое : а) катионы?, б) анионы?

6. Как называются ионы, движущиеся при электролизе: а) к катоду, б) к аноду? Как заряжен катод и анод?

7. Чем отличаются ионы, содержащиеся в кристаллической решетке хлорида натрия, от ионов, содержащихся в растворе?

8. Что показывают уравнения:

а) N aCl N a+ + Cl б) N a+ + Cl N aCl Как можно осуществить ту и другую реакции?

9. На какие ионы диссоциируют:

а) основания, б) кислоты, в) средние соли.

г) кислые соли, д) основные соли?

Приведите по три примера.

10. Какие из веществ, формулы которых приведены ниже, могут содержать в водном растворе ион (H2 P O4 ) : H3 P O4, N a2 HP O4, Ca(H2 P O4 )2 , N aH2 P O4 ? Назовите эти вещества.

11. Что такое степень электролитической диссоциации?

12. Oт каких факторов зависит степень электролитической диссоциация?

13. Как подразделяются все электролиты по величине степени диссоциации?

14. Выпишите формулы слабых оснований: N aOH, Cu(OH)2, M n(OH)2, Ba(OH)2, LiOH, F e(OH)2, N H4 OH.

15. Выпишите формулы сильных кислот: HCl, H2 S, H2 SO4, HClO, H2 CO3, HN O3, CH3 COOH.

Назовите приведенные кислоты.

16. Перечислите условия, при которых реакции обмена в растворах протекают до конца.

17. Объясните, почему идут до конца реакции:

а) между кристаллической поваренной солью и концентрированным раствором серной кислоты при нагревании, б) между растворами хлорида бария и сульфата натрия, в) между растворами гидроксида калия и азотной кислоты?

18. Составьте молекулярные и ионно - молекулярные уравнения реакций, происходящих между растворами следующих веществ:

а) хлорида железа (III) и гидроксида калия, б) карбоната натрия и азотной кислоты, в) гидроксида алюминия и уксусной кислоты, г) гидроксида цинка и гидроксида натрия.

19. Подобрать по три молекулярных уравнения к каждому ионно - молекулярному:

а) Ca2+ + CO3 = CaCO б) CO3 + 2H + = CO2 + H2 O в) M g 2+ + 2OH = M g(OH) 20. При помощи молекулярных и ионных уравнений ответьте на вопросы:

а) растворы каких солей надо смешать для получения в осадке сульфата свинца?

б) каким способом из NaCl можно получить нитрат натрия?

в) как N a2 SO4 перевести в N aOH?

г) как из хлорида бария получить нитрат бария?

д) как сульфат алюминия превратить в хлорид алюминия?

6.7 Тестированный самоконтроль Вариант 1. Какие ионы находятся в водном растворе сульфата натрия?

2. Какая из нижеприведенных схем характеризует процесс ступенчатой диссоциации гидроксида кальция?

3. На сколько ионов распадется при полной диссоциации молекула сульфата алюминия?

4. Какому молекулярному уравнению соответствует следующее краткое ионное S 2 + 2Al+ = 5. Анализом было найдено, что в 1 л раствора сульфата натрия содержится 0,1 моль ионов SO4. Какая масса в граммах ионов натрия содержатся в литре этого раствора?

Вариант 1. Какие из перечисленных ниже жидкостей хорошо проводят электрический ток?

1) 100%-ная серная кислота, 2) водный раствор азотной кислоты, 3) жидкий фтороводород, 2. На сколько ионов распадается при полной диссоциации молекула гидроксида стронция?

3. Какие из перечисленных ниже веществ при электролитической диссоциации образуют ионы хлора? Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены эти вещества.

1) хлорид калия KCl, 2) хлорат калия КClO3, 4) перхлорат калия KClO4, 8) хлорид аммония N H4 Cl.

4. Какие из указанных электролитов в зависимости от условий диссоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты: Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены эти вещества.

5. Анализом было найдено, что в 1 л раствора, полученного растворением смеси бромида калия и бромида натрия, содержится 3 моля ионов Br и 1 моль ионов K +. Сколько граммов ионов N a+ содержится в этом растворе?

Вариант 1. Какие из нижеприведенных реакций являются практически необратимыми? Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены эти вещества.

2. Какие ионы придают растворам характерную окраску? Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены эти вещества.

3. К какому классу неорганических соединений относится вещество, если его водный раствор хорошо проводит электрический ток и не окрашивает фиолетового лакмуса ни в красный, 4. К какому из электродов движутся катионы при пропускании электрического тока через водные растворы электролитов? Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены эти вещества.

1) положительно заряженному электроду, 4) отрицательно заряженному электроду, 5. В растворе уксусной кислоты содержится в виде ионов 0,001 г водорода и 0,1 моль молекул недиссоциированной кислоты. Какова степень диссоциации (в процентах) уксусной кислоты в этом растворе:

1. Допишите молекулярные, составьте полные и краткие ионно - молекулярные уравнения следующих реакций :

а) K2 CO3 + HCl, б) (N H4 )3 P O4 + KOH, в) CuSO4 + N aOH, г) AgN O3 + KCl.

2. Напишите молекулярные и ионно - молекулярные уравнения реакций между:

а) уксусной кислотой и гидроксидом цинка, б) хлоридом кальция и карбонатом натрия, в) йодоводородной кислотой и гидроксидом алюминия, г) сульфатом меди и сульфидом натрия, д) азотной кислотой и гидроксидом аммония, е) угольной кислотой и гидроксидом бария.

3. Запишите в молекулярной и ионно - молекулярной форме уравнения следующих реакций:

а) кислота + металл, б) кислота + оксид металла, в) кислота + основание, г) кислота + соль, д) соль + соль, е) основная соль + кислота, ж) кислая соль + основание.

4. Закончите уравнения практически осуществляемых реакций. Напишите уравнения реакций в ионно - молекулярной форме:

а) HBr + AgN O3, б) P bSO4 + HN O3, в) F е(OH)3 + H2 SO4, г) M gCl2 + KOH, д) Al(OH)3 + N aCl, е) CuCl2 + Ba(N O3 )2.

5. Подберите по три уравнения в молекулярной форме к каждому из следующих ионно - молекулярных уравнений:

а) Ca2+ + CO3 = CaCO3, б) CO3 + 2H + = CO2 + H2 O, в) M g + 2OH = M g(OH)2.

6. Составьте уравнения в молекулярной форме к следующим ионным уравнениям:

б) Cu + 2OH = CuOH2, в) P b2+ + 2J = P bJ2.

7. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих при растворении следующих труднорастворимых основных солей с образованием средних солей:

а) дигидроксонитрат висмута + азотная кислота, б) гидроксохлорид магния + соляная кислота, в) гидроксокарбонат меди (II) + уксусная кислота.

8. Определите степень диссоциации сернистой кислоты в растворе, если известно, что в нем на каждые 300 молекул кислоты приходится 4 катиона водорода и 4 аниона кислотного остатка (считать, что диссоциация идет только по первой ступени).

9. Как обнаружить в растворе: а) сульфат ионы, б) хлорид ионы ? Напишите соответствующие уравнения реакций в молекулярной в ионно - молекулярной формах.

10. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие пары веществ :

а) Cu(N O3 )2 и N a2 SO б) BaCl2 и K2 SO в) KN O3 и N aCl г) N aOH и KCl д) Cu(N O3 )2 и N a2 S е) AgN O3 и KCl?

Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций в молекулярной и ионно - молекулярной формах.

6.9 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля Вариант 2. Са(ОН)2 CaOH + + OH Ca2+ + 2OH 3. 5 ионов. Al2 (SO4 )3 2Al3+ + 3SO 4. N a2 S + 2AgN O3 = Ag2 S + 2N aN O3, так как в остальных уравнениях имеются слабые электролиты (H2 S) или плохо растворимые вещества (AgCl, AgJ).

Вариант 1. Водный раствор азотной кислоты, т.к. азот не является электролитом, а остальные электролиты (H2 SO4 и HF ) взяты без растворителя.

2. На З иона. Sr(OH)2 Sr2+ + 2OH 4. Zn(OH)2 и Al(OH)3 которые представляют собой амфотерные гидроксиды.

5. 46 г ионов N a+ т.е. 2 моля ионов N a+.

Вариант 1. 11. Реакции под номерами 1, 2 и 8, т.к. в них происходит образование осадка (AgCl), выделение газа (CO2 ) и слабого электролита (N H4 OH).

2. 6. Cu2+ - голубой и M nO4 фиолетовый (розовый).

3. Соль.

4. 12. К отрицательно заряженному электроду - катоду.

5. 1%, так как = 0,001 · 100% = 1%.

Глава 6 Глава Водородный показатель. Гидролиз солей.

7.1 Водородный показатель.

Вода является слабым электролитом и лишь в незначительной степени диссоциирующей на ионы:

В одном литре воды только 107 моль молекул распадается на ионы, образуя, соответственно, 107 моль ионов водорода и 107 моль гидроксид - ионов. Значит, концентрация ионов водорода и концентрация гидроксид - ионов в чистой воде соответственно равны [H + ] = 107 моль/л и [OH ] = 107 моль/л.

Для воды, как и для любого водного раствора, произведение концентраций ионов H + и OH будет постоянной величиной, равной 1014.

Эта постоянная обозначается Кв и называется ионным произведением воды:

Растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксида, называются нейтральными.

Если к воде добавить кислоту, то концентрация ионов водорода станет больше, чем 10 7, а концентрация ионов гидроксида меньше 107 моль/л. В кислой среде:

При добавлении к воде щелочи увеличивается концентрация ионов гидроксила. Таким образом, в щелочной среде:

Однако как бы не изменялись значения [H + ] и [OH ], их произведение всегда остается равным 10. Зная [H + ], легко подсчитать [OH ] и наоборот. Например, если в водном растворе [H + ] = 104 моль/л, то Нa практике кислотность или щелочность растворов выражают через концентрацию ионов водорода. Так, если Десятичный логарифм концентрации ионов водорода с обратным знаком называют водородным показателем и обозначают рН:

Аналогично, логарифм концентрации ионов гидроксида с обратным знаком называют гидроксильным показателем и обозначают рОН.

Связь между pH и pOH одного и того же раствора дается выражением:

На схеме видно, что нейтральный раствор имеет pH = 7, в кислой среде pH < 7, а в щелочной среде pH > 7.

Практически реакцию среды можно определить с помощью индикаторов. Индикаторы представляют собой сложные вещества, меняющие свою окраску в зависимости от реакции среды.

Цвета наиболее распространенных индикаторов приведены в таблице.

Таким образом, по изменению окраски фенолфталеина можно определить, является ли среда щелочной. Метилоранж используют для доказательства кислотности среды. Лакмус является универсальным индикатором, и с его помощью можно определить как кислую среду (красный цвет), так и щелочную (синий цвет).

7.2 Гидролиз солей.

Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Мы рассмотрим лишь случай гидролиза солей.

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием соответствующих основания и кислоты. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные:

а) слабым основанием и сильной кислотой, б) слабой кислотой и сильным основанием, в) слабой кислотой и слабым основанием.

Наличие иона от слабого основания является причиной гидролиза.

Гидролиз является процессом обратимым; чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Наиболее глубоко, практически полностью, протекает гидролиз ряда солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, например: Cr 2 S3, Al(CO3 )3, (N H4 )2 SiO3. Эти соли не могут существовать в водных растворах, так как вследствие полного гидролиза распадаются на образовавшие их основание и кислоту:

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (N aCl, N aN O3, K2 SO4 и др.) гидролизу не подвергаются, т.е. присутствие ионов такой соли в растворе не нарушает диссоциацию чистой воды и реакция среды остается нейтральной ( pH = 7 ).

Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, протекает ступенчато, причем, в основном, по первой ступени (за исключением солей слабой кислоты и слабого основания).

В качестве примера рассмотрим процесс взаимодействия карбоната натрия о водой. N a 2 CO - сильный электролит, образованный взаимодействием слабой кислоты и сильного основания. Исходя из этого можно сделать вывод, что эта соль подвергается гидролизу. В водном растворе соль будет диссоциировать:

Ион слабого электролита, образовавшего соль, в нашем примере CO 3, взаимодействует с ионом водорода воды, при этом образуется HCO3, а в растворе накапливаются ионы гидроксила OH, обусловливая щелочную реакцию среды:

При этом мы получили краткое ионно - молекулярное уравнение реакции гидролиза, а добавив в левую и правую части ионы натрия, получим полное ионно - молекулярное и далее молекулярное уравнения гидролиза:

Если на возможность протекания гидролиза указывает ион слабого электролита, то реакция среды при гидролизе определяет ион сильного электролита.

Реакция среды в растворе карбоната натрия (N aOH - сильное основание) - щелочная, pH > 7.

Рассуждая аналогичным образом, легко установить, что в результате гидролиза солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды будет кислой, например:

реакция кислая, pH < 7.

Реакция среды в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, будет меняться несущественно, и реакция среды будет зависеть от того, какой из электролитов, образовавших соль, является относительно более сильным. Так, при гидролизе, например, ацетата алюминия Al(CH3 COO)3 среда будет слабокислой, так как образующаяся при гидролизе слабая кислота СH3 COOH относительно более сильная, чем образующееся слабое основание Al(OH) 3 :

Реакция среды близка к нейтральной, pH 7.

7.3 Вопросы для самоконтроля.

1. Чему равны концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в чистой воде?

2. Что такое ионное произведение воды? Какова его величина?

3. Что такое: а) водородный показатель, б) гидроксильный показатель?

4. Как связаны между собой водородный и гидроксильный показатели?

5. Какая среда считается: а) нейтральной, б) кислой, в) щелочной?

6. Как можно определить реакцию среда в растворах?

7. Какие индикаторы Вам известны?

8. Какую окраску имеют лакмус, фенолфталеин и метилоранж в различных средах?

9. Что такое гидролиз?

10. Какие соли способны подвергаться гидролизу?

11. Чем определяется реакция среды при гидролизе?

12. Какую реакцию среды имеют растворы солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой?

13. В каких случаях при гидролизе образуются: а) кислые соли, б) основные соли?

14. От каких факторов зависит полнота гидролиза?

7.4 Тестированный самоконтроль.

Вариант 1. Под каким номером расположена соль, подвергающаяся в водном растворе гидролизу:

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфата натрия:

1) нейтральную, 2) щелочную, 3. Какой цвет имеет лакмус в водном растворе хлорида алюминия:

4. Какое соединение цинка получается при гидролизе хлорида цинка по первой ступени:

Вариант 1. Под каким номером расположена соль, гидролиз которой протекает практически полностью:

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор карбоната калия:

1) нейтральную, 3) щелочную?

3. Как окрасится фенолфталеин и растворе нитрита бария;

1) не изменит окраски, 4. Какое влияние оказывает повышение температуры на гидролиз соли:

2) усиливает, 3) ослабляет?

Вариант 1. Укажите номер, под которым расположена соль, не подвергающаяся гидролизу:

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор хлорида цинка:

1) нейтральную, 3. Какую окраску будет иметь метилоранж в растворе хлорида меди (II);

4. По какой ступени будет преимущественно протекать гидролиз хлорида железа(III):

7.5 Задачи и упражнения.

1. Концентрация ионов водорода в водном растворе равна:

Чему равна концентрация ионов гидроксила в этих растворах, выраженная в моль/л, г/л?

2. Определите реакцию среды в растворах, молярная концентрация ионов водорода в которых равна:

3. Какой из растворов является более кислым, если OH равна:

4. Найдите неизвестные величины:

5. Какова величина pH раствора, если:

а) [H + ] = 0, 0001 г/л;

б) [OH ] = 0, 0017 г/л.

6. Исходя из значений pH, pOH, H +, OH (в моль/л), расположите растворы в порядке возрастания их кислотности:

7. Имеются растворы с pH = 7 и pH = 5. В каком из этих растворов больше концентрация ионов водорода и во сколько раз?

8. Во сколько раз нужно увеличить или уменьшить концентрацию ионов водорода, чтобы величина pH раствора: а) уменьшилась на единицу, б) возросла на две единицы?

9. Число ионов H + в растворе в 100 раз больше числа ионов OH. Чему равно рН этого раствора?

10. Являются ли сильными электролитами основания и кислоты, образовавшие следующие соли:

а) CuCl2, б) KN O3, в) N a2 SiO3, г) K3 P O4, д) Al2 (SO3 )3 ?

11. Какую реакцию среды будут иметь водные растворы солей:

а) N aCN, б) N aCl, в) N H4 Cl, г) CrCl3, д) N a2 S?

12. Гидролиз раствора хлорида железа (III) при нагревании идет ступенчато и заканчивается образованием осадка F e(OH)3. Напишите уравнения всех трех ступеней процесса гидролиза и одно общее уравнение.

13. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей:

а) K2 CO3, б) M g(N O3 )3, в) F e2 (SO4 )3.

14. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза, протекающих при смешивании растворов веществ, формулы которых:

а) Cr2 (SO4 )3 и K2 CO3, б) F eCl3 и N a2 CO3.

15. Существенно ли изменится реакция среды, если растворить в воде такие соли:

а) KCN, б) N H4 CN, в) CH3 COON a, г) CH3 COON H4.

7.6 Ответы на вопросы тестированного самоконтроля.

Вариант 1. Так как гидролизуются соли, образованные слабым электролитом, то правильный ответ (N a2 SiO3 ).

2. Так как реакцию среды определяет сильный электролит, образовавший соль, то реакция среды в растворе N a2 SO4 будет щелочной.

3. AlCl3 образован сильной кислотой и слабым основанием. Реакция среды кислая. В кислой среде лакмус имеет красный цвет.

4. Образуется гидроксохлорид цинка:

Вариант 1. Правильный ответ З. Под этим номером расположена соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой. Именно такие соли гидролизуются наиболее полно.

2. Карбонат калия образован сильным основанием и слабой кислотой. Реакция среды - щелочная.

3. В растворе Ba(N O2 )2 реакция среды - щелочная; в этой среде фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет.

4. Увеличение температуры усиливает гидролиз.

Вариант 1. Правильный ответ 3. Не гидролизуются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

2. Хлорид цинка имеет кислую реакцию среды в растворе, так как соль образована сальной кислотой и слабым основанием.

3. CuCl2 образована сильной кислотой, а следовательно, имеет в растворе кислую среду. В кислой среде метилоранж красный.

4. F eCl3 образован сильной кислотой и слабым многокислотым основанием. Гидролиз идет в этом случае преимущественно по I ступени:

Глава Окислительно-восстановительные реакции 8.1 Основные понятия С точки зрения изменения степеней окисления реагирующих веществ все химические реакции можно разделить на два типа:

1. Реакции ионного обмена, идущие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например, реакция нейтрализации серной кислоты гидроксидом 2. Окислительно - восстановительные реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Например, реакция взаимодействия разбавленной серной кислоты с цинком:

Степень окисления - этo условный, электрический заряд, который получил бы данный атом, если бы электроны, связывающие его с другими атомами, были бы полностью отданы более электроотрицательному атому.

При определении степени окисления атомов в химическом соединения пользуются таблицей относительных электроотрицательностей (см. приложение 1) и исходят из предположения, что молекулы состоят только из ионов. При этом руководствуются следующими положениями:

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю, поскольку электроотрицательность атомов одинаковых элементов в простом веществе одинакова, и в случае образования молекул простых веществ электронные пары расположены симметрично относительно ядер атомов.

Например, O2, Cl2, H2, Zn.

2. Степень окисления щелочных металлов в химических соединениях всегда равна +1, щелочноземельных металлов +2.

3. Атомы металлов в химических соединениях имеют положительную степень окисления.

4. Водород во всех соединениях (кроме гидридов металлов) имеет степень окисления +1. В гидридах металлов степень окисления водорода равна 1 (например, N aH).

5. Степень окисления кислорода во всех соединениях (кроме пероксидов и фторида кислорода) равна 2. В пероксидах, содержащих группу [O O] степень окисления кислорода равна 1.

во фториде (OF2 ) - +2.

6. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Рассмотрим несколько примеров определения степени окисления атомов элементов в соединениях.

Пример 1. Определить степень окисления атомов элементов в бинарных соединениях: а) M nS, б) N aJ, в) HCl. Поскольку электроотрицательность атомов неметаллов (S, J, Cl) выше электроотрицательности атомов металлов, в соединениях M nS, N aJ и HCl общие электронные пары смещены к более электроотрицательным элементам.

а) В образовании молекулы сульфида марганца принимают участие две электронные пары ( M n = S ). следовательно, сера в данном соединении имеет степень окисления равную 2, а марганец +2;

б) Молекула йодида натрия образуется за счет возникновения одной общей электронной пары (N a–J), следовательно, йод имеет степень окисления, равную 1, а натрий +1.

в) В образовании молекулы хлороводорода принимает участие одна общая электронная пара (H–Cl), смещенная к атому более электроотрицательного элемента - хлору. Следовательно, степень окисления хлора в хлороводороде равна 1. водорода +1.

Пример 2. Определить степень окисления атома азота в соединениях: а) N H3, б) N2 H4, в) N H2 OH, г) HN O2, д) HN O3.

Принимая во внимание, что степень окисления атома кислорода равна 2, атома водорода +2, а сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, можно рассчитать степень окисления атомов азота (x):

а) N H3 (x) + (+1 · 3) = 0, x = 3, т.е. степень окисления атома азота в молекуле аммиака равна -3.

б) N2 H4 (2 · x) + (+1 · 4) = 0, x = 2, следовательно, степень окисления каждого атома азота в молекуле гидразина равна 2.

в) N H2 OH (x) + (+1 · 2) + (2) + (+1) = 0, x = 1. Степень окисления атома азоте в молекуле гидроксиламина равна –1.

г) HN O2 (+1) + (x) + (2 · 2) = 0, x = +3. Степень окисления атома азота в молекуле азотистой кислоты равна +3.

д) HN O3 (+1) + (x) + (2 · 3) = 0, x = +5. Степень окисления атома азота в молекуле азотной кислоты равна +5.

Пример 3. Определить степень окисления атома углерода в соединениях : а) CO 2, б) CH4, в) CH2 O, г) C2 H5 OH.

Валентность атомов углерода во всех этих соединениях равна IV, так как все четыре валентных электрона атома углерода участвуют в образовании электронных пар. В соответствии с электроотрицательностью атомов элементов общие электронные пары оттянуты от углерода и водорода в кислороду, от водорода к углероду.

а) CO2 (x)+(2·2) = 0, x = +4. В молекуле оксида углерода степень окисления атома углерода равна +4.

б) CH4 (x) + (+1 · 4) = 0, x = 4. В молекуле метана степень окисления атома углерода равна –4.

Степень окисления атома углерода в молекуле формальдегида равна нулю.

г) C2 H5 OH. Для определения степени окисления атомов углерода в молекуле этилового спирта необходимо знать последовательность соединения атомов в молекуле, т.е. графическое изображение молекулы.

Общие электронные пары смещены от атома водорода к атому углерода. В случае первого атома углерода (1), таких электронных пар три. Следовательно, степень окисления первого атома углерода равна - 3. В случае второго атома углерода (2) две электронные пары (C–H) смещены в сторону атома углерода, одна электронная пара (C–O) смещена в сторону атома кислорода.

Следовательно, степень окисления второго атома углерода равна –1.

Пример 4. Определить степень окисления 1. : а) хлора в хлорат-ионе ClO3, б) серы в сульфатионе SO4, в) хрома в бихромат-ионе Cr2 O При определении степени окисления атомов в сложных ионах необходимо помнить, что сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

а) В хлорат-ионе ClO3 степень окисления атома хлора (х) можно подсчитать следующим образом: (x) + (2 · 3) = 1, x = +5. Следовательно, степень окисления атома хлора в хлорат-ионе равна +5.

б) В сульфат-ионе SO4 степень окисления серы (x) определяется: (x) + (2 · 4) = 2, x = +6.

в) В бихромат-ионе Cr2 O7 степень окисления двух атомов хрома (х) определяют из соотношения: (x) + (2 · 7) = 2, x = +12. Следовательно, каждый атом хрома имеет степень окисления, равную +6 (Cr2 O7 )2.

Изменение степени окисления является результатом перехода электронов или смещения электронной пары от одних атомов к другим.

Сущность процесса окисления состоит в потере электронов атомом или ионом. При этом степень окисления такого атома (иона) увеличивается. Например, в реакции взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой цинк из простого вещества со степенью окисления, равной нулю, переходит в ион цинка со степенью окисления +2. Следовательно, атом цинка потерял два валентных электрона. Схематически этот процесс можно представить следующим образом:

Атом (ион), отдающий электроны и повышающий свою степень окисления, называется восстановителем. Следовательно, цинк в этой реакции является восстановителем, сам же атом цинка окисляется.

1 Степень окисления обычно записывают арабскими цифрами со знаком (+) или () перед цифрой (например, K2 S +4 O3, KN +3 O2 ). Если в химическом соединении или в растворе этого соединения действительно существуют ионы, то для обозначения их заряда знак записывают после цифры (например, K 2 S 2 ) Сущность процесса восстановления состоит в присоединении электронов восстанавливающимся атомом (ионом). При этом степень окисления атома понижается. В уравнении приведенной реакции два иона водорода присоединяют два электрона, превращаются в атомы, а затем образуют молекулу водорода:

Атом (ион), присоединяющий электроны и понижающий свою степень окисления, называется окислителем.

Следовательно, ионы водорода в этой реакции являются окислителем, сами же ионы водорода восстанавливаются.

В соответствии с электронным строением атома и положением в периодической системе Д.И.Менделеева, элементы в простых веществах в окислительно - восстановительных реакциях могут быть:

1. Только восстановителями. Это все металлы, и поведение их в окислительно - восстановительных реакциях выражается схемой:

2. Только окислителями. Это фтор, поведение которого в окислительно - восстановительных реакциях выражается схемой:

3. Как окислителями, так и восстановителями. Такой двойственный характер присущ всем остальным неметаллам. В этом случае для определения роли простых веществ в окислительно - восстановительной реакции необходимо сравнить величины их электроотрицательностей. Вещество, характеризующееся большей электроотрицательностью, является окислителем; вещество, характеризующееся меньшей электроотрицательностью - восстановителем. Например, в реакции горения серы S + O2 = SO2 (относительная электроотрицательность серы равна 2,5. кислорода 3,5) сера является восстановителем. Сера меняет свою степень окисления от нуля до +4. Процесс потери электронов и повышения cтепени окисления серы записывают схемой:

Кислород в этой реакции является окислителем. Каждый атом кислорода принимает по два электрона и понижает свою степень окисления до 2:

В другой, реакции - синтеза сульфида натрия сера, как более электроотрицательный элемент (относительная электроотрицательность натрия равна 0,9) является окислителем. Атом серы принимает два электрона и понижает свою степень окисления до 2. Атом натрия, являясь восстановителем отдает один валентный электрон и повышает свою степень окисления.

N a–1e N a+ - процесс окисления, восстановитель;

S + 2e S 2 - процесс восстановления, окислитель.

Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H2 S, H2 SO3, H2 SO4 и в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления 2, +4, +6, 0. Сера относится к элементам р-электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем S- и р-подуровнях (... 3s 2 3p4 ). Для окислительно - восстановительных реакциях запишем электронное строением атомов серы с указанными степенями окисления:

У атома серы со степенью окисления 2 валентные подуровни полностью укомплектованы.

Поэтому атом серы с минимальной степенью окисления (2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и теперь может только принимать (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.

Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0,+4) могут терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.

Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно - восстановительных свойств атомов других элементов в соединениях. Следовательно, только окислительными свойствами обладают фтор, кислород и соединения других элементов,в которых элемент, с переменной степенью окисления, проявляет максимальную степень окисления.

Только восстановительными свойствами характеризуются, все, металлы и, ионы,в которых неметалл проявляет минимальную степень окисления. Атомы остальных неметаллов ионы, в которых элемент имеет промежуточную степень окисления проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичными окислителями, применяемыми на практике, являются: HN O3, KM nO4, H2 SO4, K2 Cr2 O7, KBiO3, РbO2, галогены, ионы малоактивных металлов (Сu2+, Ag + ) и др. Типичными восстановителями – металлы, C, H2, H2 S, KJ, SnCl2 и др.

8.2 Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций (метод электронного баланса) В окислительно - восстановительных реакциях общее количество электронов, теряемых восстановителем, равно общему количеству электронов, присоединяемых окислителем. Поэтому подбор стехиометрических коэффициентов уравнения окислительно - восстановительной реакции целесообразно производить с помощью электронного баланса. Подсчет числа теряемых и присоединяемых электронов производятся на основании значении степени окисления атомов элементов в исходных веществах и полученных после реакции.

Пример 1. Закончить уравнение реакции, представленной следующей схемой, составить электронный баланс, определить процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:

окислительно - восстановительной реакции, необходимо:

а) определить атомы, изменившие степень окисления, подсчитать их степени окисления до и после реакции и записать значения степеней окисления над атомами:

б) составить схему электронного баланса (схему движения электронов), определить процесс окисления и восстановления, а также окислитель и восстановитель:

Cu2+ + 2e Cu0 - процесс восстановления, окислитель;

Al0 3e Аl3+ - процесс окисления, восстановитель;

в) для определения стехиометрических коэффициентов у окислителя и восстановителя (главных коэффициентов уравнения) необходимо найти наименьшее общее кратное в соотношении количества присоединяемых и теряемых электронов. В данном случае наименьшим общим кратным является 6. Следовательно, коэффициент при окислителе 3, при восстановителе 2 (в этом случае количества принятых и потерянных электронов равны):

г) главные коэффициенты уравнения расставляем в схеме реакции, начиная, как правило, справа:

д) обычным путем уравнять количества остальных участников реакции. В данном случае 6Cl переходит без изменения степени окисления из левой части уравнения в правую;

е) если водород и кислород не меняют своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Пример 2. Закончить уравнение реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком. Схема уравнения:

а) В этой реакции степень окисления меняется у серы и цинка:

б) Схема электронного баланса:

в) Электронный баланс показывает, что в реакции участвует одинаковое количество атомов серы и цинка, и коэффициент при окислителе и восстановителе равен 1.

г) Необходимо обратить внимание на то, что серная кислота в данной реакции расходуется еще и на образование соли (т.е. серная кислота является одновременно окислителем и средой). Для образования одной молекулы соли (коэффициент у цинка равен 1) расходуется одна молекула серной кислоты. Следовательно, всего расходуется 2 молекулы кислоты:

д) Количество атомов водорода в левой части уравнения (4H + ) позволяет судить о том, что в результате реакции образовалось 2 молекулы воды:

е) Правильность подбора всех коэффициентов определяют по одинаковому количеству кислорода в обеих частях уравнения (2 · 4 = 4 + 2 + 2).

Пример 3. Реакция взаимодействия сернистой кислоты с сероводородом представлена схемой:

2 При избытке серной кислоты продуктами ее восстановления могут быть S и H S. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с более активными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее цинка) продуктами восстановления являются S и H2 S, при взаимодействии с менее активными металлами (Cu, Ag) - SO Закончить уравнение реакции. (Кислоты могут взаимодействовать друг с другом в том случае, когда одна из них является окислителем, другая - восстановителем.) а) Степени окисления меняются у серы в сернистой кислоте и в сероводороде в) Схема электронного баланса показывает, что в процессе участвуют 2 молекулы сероводорода и одна молекула сернистой кислоты.

Переносим найденные коэффициенты в левую часть схемы реакции. Из двух молекул сероводорода и одной молекулы сернистой кислоты образуется 3 атома серы:

г) Количество атомов водорода в левой части уравнения позволяет судить о том, что в результате реакции образовалось 3 молекулы воды:

д) Правильность подбора коэффициентов уравнения проверяется по балансу кислорода в обеих частях уравнения.

Пример 4. Реакция взаимодействия перманганата калия с сульфидом аммония в кислой среде (H2 SO4 ) представляется схемой:

Закончить уравнение реакции.

а) Степень окисления меняется у марганца и серы (в сульфиде аммония) б) Схема электронного баланса:

в) Схема электронного баланса показывает, что в реакции участвуют 2 молекулы перманганата калия и 5 молекул сульфида аммония. Следовательно, в результате реакции образуется 2 молекулы сульфата марганца и 5 атомов серы:

г) После этого необходимо уравнять количество атомов металла и ионов, замещающих металл, в обеих частях уравнения (2 атома калия в левой и правой части уравнения, 10 ионов аммония в левой части уравнения позволяют судить о том, что образуется 5 молекул сульфата аммония):

д) Уравниваем количества кислотных остатков. Для образования 2 молекул сульфата марганца, одной молекулы сульфата калия и 5 молекул сульфата аммония необходимо 8 молекул серной кислоты:

е) Уравнивание количества атомов водорода и кислорода показывает, что в результате реакции образуется 8 молекул воды:

ж) Правильность подбора коэффициентов подтверждается балансом кислорода в обеих частях уравнения.

8.3 Классификация окислительно - восстановительных реакций Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных веществ, то такие окислительно - восстановительные реакции называются межмолекулярными (см. примеры 1, 2, 3 и 4).

В случае, если окислитель и восстановитель представлены одним и тем же веществом с одинаковой степенью окисления, то такие окислительно - восстановительные реакции называются реакциями диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Таким двойственным характером могут обладать неметаллы (кроме фтора и кислорода) и сложные вещества с промежуточной степенью окисления атома одного из элементов.

Если в молекуле сложного вещества содержатся атомы, один из которых является окислителем, другой - восстановителем, то окислительно - восстановительные реакции с участием такого вещества называются внутримолекулярными.

8.3.1 Реакции диспропорционирования Пример 5. При пропускании хлора через концентрированный горячий раствор щелочи образуется хлорид и хлорат. Схема реакции:

а) В этой реакции меняют степень окисления атомы хлора:

б) Схема электронного баланса:

в) Схема электронного баланса показывает, что в результате реакции образуется одна молекула хлората натрия (N aClO3 ) и пять молекул хлорида натрия (N aCl). в этом случае расстановку коэффициентов начинают справа:

г) Подсчет атомов хлора оправа в уравнении показывает, что в реакции должны участвовать 6 атомов или 3 молекулы хлора :

3 При пропускании хлора через холодный раствор щелочи продукты реакции несколько меняются д) Уравнивание количества атомов металла показывает, что в реакции должны участвовать молекул щелочи:

е) Количество атомов водорода и кислорода в левой части уравнения позволяет судить о том, что в результате реакции образуются 3 молекулы воды:

Пример 6. При термическом разложении хлората калия (бертолетовой соли) без катализатора образуются хлорид (KCl) и перхлорат калия (KClO4 ). Схема реакции: KClO3 KCl + KClO а) В этой реакции меняет степень окисления атом хлора:

б) Схема электронного баланса:

в) Из схемы электронного баланса видно, что в результате реакции образуются 1 молекула хлорида и 3 молекулы перхлората калия:

г) По сумме атомов хлора в правой части уравнения видно, что в реакции должны участвовать 4 молекулы хлората калия:

д) Одинаковое количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения подтверждает правильность подбора всех коэффициентов.

8.3.2 Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления В реакциях внутримолекулярного окисления - восстановления участвуют сложные вещества, в состав которых могут входить атомы одного и того же элемента с различной степенью окисления или атомы различных веществ. При этом один из таких атомов является окислителем, другой восстановителем.

Пример 7. При термическом разложении нитрита аммония образуется азот (лабораторный метод получения азота). Схема реакции:

а) Степень окисления меняют оба атома азота, входящие в состав молекулы нитрита аммония:

б) Схема электронного баланса:

в) Из схемы электронного баланса видно, что для образования молекулы азота необходимо участие 1 молекулы нитрита аммония.

г) В молекуле нитрита аммония содержится 4 атома водорода и 2 атома кислорода, следовательно, в результате реакции образуется 2 молекулы воды:

Пример. 8. При термическом разложении бихромата аммония образуются азот и оксид хрома (III) (лабораторный метод получения азота в оксида хрома (III). Схема реакции:

а) В результате реакции степень окисления меняется у атомов азота и хрома:

б) Электронный баланс целесообразно составлять из расчета участия двух атомов азота и двух атомов хрома:

2Cr+6 + 2 · 3e 2Cr +3 1 процесс восстановления, окислитель, 2N 3 2 · 3e N2 1 процесс окисления, восстановитель.

в) Поскольку в продуктах реакции также содержится по два атома азота и хрома, главные стехиометрические коэффициенты уравнения перед исходным веществом и продуктами восстановления и окисления ставить не нужно.

г) В состав молекулы бихромата аммония входит 8 атомов водорода, что позволяет судить об образовании в результате реакции 4 молекул воды:

д) Как всегда, правильность подбора коэффициентов проверяется по балансу кислорода в обеих частях уравнения.

8.4 Вопросы для самоконтроля 1. Какие реакции называются окислительно - восстановительными? В чем их отличие от реакций ионного обмена?

2. Что такое степень окисления? Как она определяется?

3. Какие из приведенных реакций являются окислительно - восстановительными:

a) Cl2 + H2 O HCl + HClO, б) N aCl + AgN O3 AgCl + N aN O3, в) CuSO4 + H2 S CuS + H2 SO4, г) KM nО4 + HCl M nCl2 + Cl2 + KCl + H2 O?

4. Какие вещества называются окислителями? Определите окислители в приведенных схемах:

в) M n2+ M n+ г) M n+6 M n+ 5. Как меняется степень окисления окислителя в окислительно - восстановительных реакциях?

6. Какие вещества выполняют роль только окислителя? Почему?

7. Какие из приведенных соединений обладают только окислительными свойствами:

а) KM nO4, б) HN O3, в) KN O3, г) H2 SO4, д) M nO2, e) K2 Cr2 O7, ж) KClO4, з) P bO2 ?

8. Объясните с точки зрения электронного строения атома, почему атомы с указанной степенью окисления обладают только окислительными свойствами? Напишите их электронное строение:

M n+7 ;

Cr+6 ;

N +5 ;

S +6 ;

Cl+7 ;

P b+4.

9. Какие вещества называются восстановителями? Определите восстановители в приведенных схемах:

б) M n+6 M n+ в) 2N 3 N 10. Как меняется степень окисления восстановителя в окислительно - восстановительных реакциях?

11. Какие вещества выполняют роль только восстановителя? Почему?

12. Что является окислителем при взаимодействии разбавленной серной кислоты с металлами?

13. Какой из атомов является окислителем при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами? Почему?

14. Как меняется степень окисления серы, и какие соединения получаются при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами:

а) Мg, б) Cu, в) Аg?

15. Чем является азотная кислота в окислительно - восстановительных реакциях?

16. Какие соединения могут получаться в результате восстановления азотной кислоты?