МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ

ФЕДЕРАЦИИ

КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ

УНИВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХИМИИ

УЧЕБНО - МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ПО ХИМИИ

методические указания, программа,

решение типовых задач

и контрольные задания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей КУРСК 2006 2 Составитель: И. В. Савенкова УДК 546 Рецензент Доктор химических наук, профессор кафедры химии Ф. Ф. Ниязи Учебно – методический комплекс по химии [Текст]:

методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания / сост.: И. В. Савенкова; Курск. гос. техн. ун-т.

Курск, 2006. 77 с., прилож. 5. Библиогр.: Учебно – методический комплекс по химии содержит методические указания, программу, решение типовых задач и контрольные задания. Указывается порядок выполнения контрольного задания и правила его оформления.

Учебно – методический комплекс соответствует требованиям Рабочей программы, составленной на основании Примерной программы дисциплины «Химия» (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженерно-технических (нехимических) специальностей.

Предназначен для студентов – заочников инженернотехнических (нехимических) специальностей.

Текст печатается в авторской редакции ИД № 06430 от 10. 12. 01.

Подписано в печать. Формат 60х84 1 / 16. Печать офсетная.

Усл. печ. Уч.-изд. Тираж 200 экз. Заказ. Бесплатно.

Курский государственный технический университет.

Издательско – полиграфический центр Курского государственного технического университета. 305040 Курск, ул. 50 лет Октября 94.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Основным видом учебных занятий студентов-заочников является самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии он состоит из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям, выполнение контрольной работы, выполнение лабораторного практикума, индивидуальные консультации, посещение лекций, сдача зачета по лабораторному практикуму, сдача экзамена по всему курсу.

Работа с книгой. Изучать курс химии рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике.

Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения химических реакций и т.п.

Изучая курс, обращайтесь к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен каждому студенту при повторении материала в период подготовки к экзамену.

Изучение курса химии должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач (см. список рекомендуемой литературы). Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса химии, на которых глубоко рассматриваются основные понятия и закономерности, составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса.

Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить контрольную работу. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме.

Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованны, при решении задач необходимо приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена.

Номера и условия заданий переписывать в том порядке, в каком они указаны в варианте (таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия). Контрольная работа должна быть датирована, подписана студентом и представлена в деканат на рецензирование.

Если контрольная работа не зачтена, её нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и сдать на рецензирование вместе с не зачтённой работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.

Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

Консультации. В случае затруднений при изучении курса химии студентам следует обращаться за консультацией к преподавателю, который рецензирует контрольную работу.

Консультации можно получить по вопросам самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.

Лабораторные занятия. Для 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 выполняют лабораторный практикум в период установочной или лабораторно-экзаменационной сессии.

Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты лабораторной работы и выводы из них, уметь составлять уравнения химических реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом лабораторного практикума.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, и зачтенную контрольную работу.

ПРОГРАММА

Рабочая программа составлена на основании Примерной программы дисциплины "Химия" (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженернотехнических (нехимических) специальностей.

Программа состоит из введения, общей части курса химии, необходимой для подготовки инженеров любой специальности, и специальных вопросов по химии. Специальные вопросы по химии составлены для основных направлений (машиностроительное, строительное, приборостроительное) профилирования подготовки будущих инженеров.

ВВЕДЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И

ЗАКОНЫ

Химия как раздел естествознания, ее связь с другими науками.

Роль химических знаний в инженерной практике, создании новых конструкционных и вспомогательных материалов, в решении экологических проблем. Основные понятия, постулаты, стехиометрические законы химии. Использование их в расчетах.

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Строение атома. Квантово-механическая модель атома.

Двойственная природа электрона. Уравнения Де Бройля, Шредингера. Квантовые числа, их физический смысл и пределы изменения. Атомные орбитали. Принцип Паули, правило Гунда.

Последовательность заполнения атомных орбиталей. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева с позиций квантово-механической теории строения атома.

Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений. Химическая связь. Метод валентных связей. Основные характеристики химической связи. Валентность по методу валентных связей. Типы химической связи и механизмы образования. Понятие о гибридизации электронных орбиталей. Строение простейших молекул. Метод молекулярных орбиталей и его основные положения.

Типы взаимодействия молекул. Комплиментарность.

Конденсированное состояние вещества (жидкое, мезаморфное, аморфное, кристаллическое), его особенности. Кристаллическое состояние вещества. Типы кристаллических решеток. Реальные кристаллы. Комплексные соединения, их состав, строение и свойства.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химическая термодинамика. Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса.

Энергия связи. Второе начало термодинамики. Энтропия. ее изменение в различных процессах. Энергия Гиббса, ее изменение как мера реакционной способности, направления протекания химических реакций. Термодинамический критерий химического равновесия

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость. Зависимость от природы компонентов, их фазового состояния, концентрации, температуры. Константа скорости реакции. Катализатор, ингибитор. Механизм каталитических реакций. Необратимые и обратимые процессы. Химическое равновесие в гомогенных системах. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Управление скоростью химического процесса и химическим равновесием. Колебательные реакции. Фазовые равновесия. Правило фаз.

ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

Поверхностные явления: адсорбция, адгезия, когезия. Поверхностноактивные вещества. Дисперсные системы, их классификация и краткая характеристика. Применение дисперсных систем в строительных технологиях. Растворы, общая характеристика.

Способы выражения состава растворов. Водные растворы неэлектролитов и электролитов, их коллигативные свойства. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации, ее зависимость от различных факторов.

Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Освальда.

Электролитическая диссоциация, ее виды, водородный показатель и способы его оценки. Ионные реакции обмена и равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей, количественные характеристики гидролиза. Факторы гидролиза. Кислотно-основные свойства веществ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

Окислительно-восстановительные реакции, их сущность, типы и направление. Важнейшие окислители и восстановители. Понятие об электродных потенциалах металлов и их измерение. Ряд напряжений металлов и следствия из него. Уравнение Нернста. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов.

Гальванические элементы, их устройство и работа. ЭДС и ее изменение. Электролиз. Сущность электродных процессов при электролизе и их последовательность. Электролиз с растворимыми и нерастворимыми электродами. Законы Фарадея. Выход по току.

Практическое применение электролиза.

Коррозия металлов ее виды и факторы, защита от коррозии.

СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ,

КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В

МАШИНОСТРОЕНИИ

Обзор свойств металлов и их соединений. Свойства: s - и рметаллов. Методы получения и очистки металлов. Контроль качества металлов методами химического и физико-химического анализов.

Комплексные соединения металлов: состав, строение, природа химической связи, устойчивость комплексов, реакционная способность. Применение реакций комплексообразования металлов для их разделения, извлечения, очистки и идентификации. Сплавы металлов. Понятие о компонентном, фазовом составе и структурных составляющих. Фазовые равновесия в простейших двухкомпонентных металлических системах. Основные типы диаграмм фазовых равновесий -/ДФР/, их связь с кривыми "составсвойство" "температура-свойство". Термический анализ сплавов.

Химия неметаллических р-элементов. Применение карбидов, боридов, силидов, нитридов в технике.

Полимеры как конструкционные материалы в технике. Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ,

КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ,

ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В СТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Обзор свойств металлов и их соединений. Металлические материалы, используемые в строительных технологиях.

Элементы группы углерода. Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Химические соединения кремния и их свойства.

Стекло и стекломатериалы. Ситаллы. Фторосиликаты и их применение.

Вода. Её внутренняя структура. Изменения структуры воды при фазовых превращениях. Физико-химические, тепло-физические и химические свойства воды. Использование воды в качестве теплоносителя в системах ТГВ.

Природные воды и их состав. Жёсткость воды, виды жёсткости.

Способы умягчения воды. Особенности химического состава сточных вод.

Топливо. Виды топлива, термохимия топлива. Продукты горения и защита воздушного бассейна от загрязнений. Сведения о физико-химических свойствах газовоздушных смесей в системах вентиляции Неорганические вяжущие материалы, их классификация и свойства. Бетоны, строительные растворы. Коррозия бетона и методы борьбы с ней.

Полимеры как конструкционные материалы в строительстве.

Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.

Органические вяжущие материалы и изделия на их основе.

Экологический контроль использования полимерных материалов.

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ,

КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ,

ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В ПРИБОРОСТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Металлы и сплавы: физико-химический анализ. Алюминий:

свойства, соединения, применение в технике. Переходные металлы:

их свойства, соединения, применение.

Химия полупроводниковых материалов. Химия материалов волоконной оптики. Методы получения материалов высокой чистоты.

Химические источники тока. Электрохимические генераторы.

Электрохимические преобразователи (хемотроны).

Методы получения полимерных материалов. Зависимость свойств полимеров от состава и структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики.

Органические полупроводники.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998.

2. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1997.

3.Фролов В.В. Химия. М.: Высшая школа, 1979.

4. Курс химии, ч.2 (специальная для строительных вузов). Под ред.

В. А. Киреева. – М., Высш. школа, 1974.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 5. Романцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. школа, 1991.

6. Задачи и упражнения по общей химии. Под ред. Н. В. Коровина. – М.: Высш. школа, 2006.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Каждый студент выполняет вариант контрольной работы, обозначенной двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 502011. Две последние цифры – 11, следовательно, вариант контрольной работы – 11.

Таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА И

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И.

МЕНДЕЛЕЕВА

Движение электрона в атоме носит вероятностный характер.

Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (90-95%) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО).

Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму. Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами, значения которых связаны с физическими свойствами электрона:

n – главное квантовое число. Характеризует энергию данного уровня и его удаленность от ядра. Может принимать значения целых чисел от 1 до (реально от 1 до 7). Чем больше n, тем выше энергия.

l – орбитальное квантовое число. Характеризует форму электронного облака и орбитальный момент количества движения электрона. Принимает значения целых чисел от 0 до (n – 1).

Энергетический уровень делится на подуровни, каждый из которых характеризуется определенным значением l. Для s – подуровня l = 0;

для р - подуровня l = 1; для d – подуровня l = 2; для f – подуровня l=3.

m – магнитное квантовое число. Определяет ориентацию электронного облака в пространстве под действием магнитного поля.

Принимает значения целых чисел: –l,... 0,... +l.

s – спиновое квантовое число (спин). Отражает движение электрона вокруг своей оси. Принимает значения: или -1/2, или +1/2.

охарактеризовать всю совокупность сложных движений электрона в атоме.

Запись распределения электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням получила название электронной конфигурации (электронной формулы) элемента.

Электронная конфигурация элемента обозначается группой символов nlх, где n- главное квантовое число, l-орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение подуровня: s, p, d, f), х-число электронов на данном подуровне.

многоэлектронных атомов учитывают принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) в порядке возрастания числа n.

В соответствии с этим правилом последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d)14f5d 6p7s(6d1-2) 5f6d Принцип Паули. В атоме не может быть электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные ) спины.

Правило Гунда. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

ПРИМЕР 1: Приведите электронную конфигурацию атома серы в нормальном состоянии. Опишите формирующий электрон набором квантовых чисел.

РЕШЕНИЕ: Сера находится в периодической системе элементов под №16. Порядковый номер соответствует числу электронов в атоме. Составим электронную конфигурацию атома 1s22s22p63s23p4. Распределим валентные электроны серы:

(электроны, которые находятся на внешнем энергетическом уровне) по энергетическим ячейкам:

Формирующий электрон (последний электрон) находится на 3pподуровне во 2-ой энергетической ячейке, поэтому набор квантовых чисел для него будет следующий: n=3, l=1, m=0, s=+1/2.

В 1869г. Д. И. Менделеевым был открыт периодический закон, современная формулировка которого следующая: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов (ПСЭ). ПСЭ состоит из периодов, групп и подгрупп.

Период – горизонтальный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1(у щелочных металлов) до ns2np6 (у инертных газов).

Группа – вертикальный ряд элементов, у которых на внешнем энергетическом уровне находится одинаковое число электронов.

Такие элементы называются электронными аналогами. Номер группы соответствует высшей степени окисления элемента. Низшая степень окисления неметаллов определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2np6). Низшая степень окисления металлов равна нулю.

Группы делятся на главные и побочные подгруппы. К главным подгруппам относятся только s- и р-элементы. К побочным подгруппам принадлежат d- и f-элементы.

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов. В периодах слева направо возрастает энергия ионизации, следовательно, увеличивается окислительная способность элементов. В группах сверху вниз увеличивается радиус атома, а следовательно, возрастает восстановительная способность элементов.

ПРИМЕР 2: У какого из элементов четвертого периодамарганца или брома - сильнее выражены восстановительные свойства? Дайте мотивированный ответ, рассмотрев строение атомов соответствующих элементов.

РЕШЕНИЕ:

25Mn – 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 35Br – 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p У атома марганца на внешнем энергетическом уровне находятся два электрона, которые легче отдать, чем принимать электроны на свободный р-подуровень. Поэтому марганец проявляет только восстановительные свойства и не может образовывать элементарные отрицательные ионы.

У атома брома на внешнем энергетическом уровне находятся семь электронов, ему легче принять (до завершения р-подуровня) один электрон. Поэтому бром в большей степени будет проявлять свойства окислителя (по сравнению с марганцем).

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Приведите электронную конфигурацию атома азота. Чем определяется минимальная валентность элемента? Чему равна максимальная валентность атома азота и как она определяется?

2. Напишите электронную конфигурацию для атома железа и иона Fe. Опишите формирующий электрон этого иона набором квантовых чисел.

3. Объясните, почему фтор в своих соединениях проявляет постоянную валентность, а хлор – переменную. Дайте обоснованный ответ, рассмотрев электронную конфигурацию данных элементов.

Приведите примеры соответствующих кислородных соединений данных элементов.

4. Напишите электронную конфигурацию атома кремния.

Назовите валентные электроны его атома, изобразите их графически в нормальном и возбуждённом состоянии, назовите возможные степени окисления.

5. Напишите электронную формулу атома алюминия. Назовите валентные электроны его атома, изобразите их графически.

Охарактеризуйте формирующий электрон набором квантовых чисел.

Приведите примеры электронных аналогов для алюминия 6. Запишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами №35 и №58. Назовите валентные электроны в их атомах, распределите их по магнитным ячейкам (в возбуждённом и невозбуждённом состояниях). Укажите и объясните возможные валентности для них.

7. Напишите электронную конфигурацию для атома хрома и иона Cr. Опишите формирующий электрон этого иона набором квантовых чисел.

8. Объясните, почему кислород в своих соединениях проявляет постоянную валентность, а сера – переменную. Дайте обоснованный ответ, рассмотрев электронную конфигурацию данных элементов.

9.Запишите электронную конфигурацию атомов элементов №24 и №34. Почему они расположены в одном периоде (в каком?) и в одной группе (в какой?).

10. Определить место элемента в ПСЭ, его свойства, формулу и характер оксида в высшей степени окисления, если порядковый номер элемента в ПСЭ равен 35.

11. Какую низшую степень окисления проявляют водород и азот?

Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

12. У какого из элементов четвертого периода-марганца или брома - сильнее выражены восстановительные свойства? Дайте мотивированный ответ, рассмотрев строение атомов соответствующих элементов.

13. Определить место элемента в ПСЭ, его свойства, формулу и характер оксида в высшей степени окисления, если порядковый номер элемента в ПСЭ равен 15.

14. Составьте графические схемы заполнения электронами внешних орбиталей атома хлора в нормальном и возбужденном состоянии.

Укажите все возможные значения валентности хлора.

15. У какого из р-элементов пятой группы ПСЭ – фосфора или сурьмы-сильнее выражены неметаллические свойства? Ответ мотивируйте, рассмотрев строение атомов этих элементов.

16. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Ответ мотивируйте, рассмотрев строение атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца в низшей и высшей степени окисления этих элементов.

17.. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

18.. Какую низшую степень окисления проявляют фтор и сера?

Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

19. Хром образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).

20. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3,+4, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV)..

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

(ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ)

Все химические процессы сопровождаются энергетическими эффектами, т.е. выделением или поглощением энергии в том или ином виде.

Изучением энергетических эффектов химических реакций занимается термохимия. Термохимия – это раздел термодинамики, изучающий энергетические эффекты различных химических процессов, направление и пределы их самопроизвольного протекания.

Термодинамические свойства системы можно выразить с помощью нескольких функций состояния системы. Важная особенность функций состояния – их независимость от способа достижения данного состояния системы. Функции состояния:U – внутренняя энергия, H - энтальпия, S - энтропия и G – изобарноизотермический потенциал или энергия Гиббса.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, выражаемый равенством:

где Q - теплота (неупорядоченная форма передачи энергии);

U - внутренняя энергия;

А - работа (упорядоченная форма передачи энергии).

Выражение (1) является математическим выражением первого закона термодинамики. Из выражения (1) следует, что теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии (U) и на совершение работы (А).

Под работой подразумевается сумма всех видов работы против сил, действующих на систему со стороны внешней среды. Это работа против сил внешнего электрического поля, против сил гравитационного поля, работа расширения и т.д.

Для химических взаимодействий наиболее характерна работа расширения:

Тогда выражение (1) записывается так:

т.к. U=U2-U1 и V=V2-V1, то Qp=(U2-U1)+р(V2-V1)=(U2+рV2)-(U1+рV1) (4) Сумму (U+рV)- называют энтальпией системы Подставив (5) в выражение (4), получим:

Энтальпия (Н) – функция состояния (т.к. из выражения (6) видно, что значение Н зависит от конечного и начального состояния системы), которая характеризует теплосодержание системы.

Так же как и для внутренней энергии, абсолютное значение энтальпии системы экспериментально определить невозможно, но можно найти изменение энтальпии при переходе системы из одного состояния в другое.

При экзотермических процессах энтальпия уменьшается (Н0).

В основе термохимических расчетов лежит Закон Гесса:

тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

В основе большинства расчетов лежит следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ.

Уравнение (7) позволяет определить как тепловой эффект реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.

Энтропия, как и энтальпия, и внутренняя энергия – функция состояния системы, поэтому изменение энтропии S в ходе превращения системы определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути протекания процесса.

Процессы, при которых S>0:

1). Расширение газов;

2). Фазовые превращения, при которых вещество переходит от твердого к жидкому и газообразному состояниям;

3). Растворение кристаллических веществ и т.д.

Процессы, при которых S0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

Б) так как в данной системе разложение РС15 ведет к увеличению числа молей газообразных веществ (из одного моля газа образуются два моля газообразных веществ), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

В) чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (при Т и Р – соnst), можно увеличить концентрацию РС15 или уменьшить концентрацию РС13 или С12.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

41. В гомогенной системе А(г) + 2В (г) С(г) равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0, моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

42.Вгомогенной газовой системе А(г)+В(г)С(г)+D(г)равновесие установилось при концентрациях: [ В] = 0,05 моль/л и [ С] = 0, моль/л. Константа равновесия системы равна 0,4. Вычислите исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево ? Дайте обоснованный ответ.

43. Равновесие гомогенной системы 4HCI (г) + О2 2 Н2О (г) + 2CI2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [НС1] = 0, моль/л; [О2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо?

Дайте обоснованный ответ.

44..Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г)+Н2О (г) CO2(г) +Н2 (г) если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]= 0,004 моль/л; [Н2О]=0,064 моль/л;

[СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации воды и СО? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

45. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) СО2 + Н2 (г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: ССО = 0,10 моль/л; С Н2О= 0,40 моль/л.

Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

46. Константа равновесия гомогенной системы N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0, моль/ л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.

Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

47. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO(г)+О2(г)2NO2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] =0,2 моль/л; [О2] = 0,1моль/л; [NO2] = 0,1моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации NO и О2. Изменением каких факторов (Р,С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо?

Дайте обоснованный ответ.

48. В гомогенной системе 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

49. В гомогенной системе CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3моль/л; [COCl2] = 1,2моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и оксида азота.

Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

50. При состоянии равновесия в системе N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) концентрации участвующих веществ равны: [N2] = 3 моль/л; [H2] = 9моль/л; [NH3] = 4 моль/л. Определить исходные концентрации водорода и азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

51. Константа равновесия реакции FeO(тв)+ CO(г) Fe(тв) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: ССО = 0,05моль/л; ССО2 = 0,01моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

52. Равновесие в системе Н2(г) + J2(г) 2HJ(г) установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025моль/л; [J2] = 0,005 моль/л;

[HJ] = 0,09моль/л. Определить исходные концентрации иода и водорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

53. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [NO] = 0,024моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

54. После смешивания газов А и В в системе А + В С + Д устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [В] = 0,05моль/л; [С] = 0,02моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,04. Найти исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

55. Найти константу равновесия реакции N2O4(г) 2NO2(г), если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50% N2O4. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

56. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ(г) А(г) + В(г).

Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

57. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) составляли соответственно [SO2]=0,04моль/л, [O2]=0,06моль/л, [SO3]=0,02моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (1V) и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

58. Реакция CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) протекает в объеме 20л.

Состав равновесной смеси 0,28г СО, 0,355г Cl2 и 0,495г COCl2.

Вычислить константу равновесия реакции и исходную концентрацию Сl2. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

59. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [NO] = 0,012моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

60. В гомогенной системе 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 50% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРА.

Растворы кипят при более высокой и замерзают при более низкой температурах, чем чистые растворители.

Повышение температуры кипения или уменьшение температуры кристаллизации раствора прямопропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (закон Рауля).

где Е - эбуллиоскопическая константа Сm – моляльная концентрация растворенного вещества (моль/кг) Сm = mраств. вещества 1000/ М раств. вещества m расвторителя. (2) где К – криоскопическая константа;

Сm – моляльная концентрация растворенного вещества (моль/кг) Видно, что tкип и tкрист. зависят только от числа молей растворенного вещества. Каждый моль содержит 6 1023 молекул, следовательно температуры кипения и кристаллизации зависят только от числа частиц растворенного вещества.

Второй закон Рауля: Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы Рассмотренные выше свойства зависят от молекулярной массы растворенного вещества, и поэтому используются в лабораторной практике для определения молекулярной массы растворенного вещества.

где М –молярная масса растворенного вещества, (г/моль) К – криоскопическая константа растворителя, m2 – масса растворенного вещества, (г) tкрист – изменение температуры кристаллизации раствора (0С).

ПРИМЕР 1: Вычислить температуру кипения и температуру кристаллизации 4,6%-ного раствора глицерина в воде, молекулярная масса глицерина равна 92 г/моль.

РЕШЕНИЕ: tкип = Е Сm =Е mраств. вещества 1000/ М раств. вещества mрастворителя 1)Раствор содержит 4,6 г глицерина в 95,4 г воды 2)tкип = 0,52 4,6 1000/92 95,4=0,270С 3)tкрист. = К Сm =К mраств. вещ. 1000/ М раств. вещ. mрастворителя tкрист. = 1,86 4,6 1000/92 95,4 = 0,9750С.

4)t кип р-ра = t кип р-ля + tкип = 100 + 0,27 = 100,270С 5)t крист. р-ра = t крист. р-ля + tкрист=0-0,975 = -0,9750С ОТВЕТ: tкип = 100,270С, t крист. = -0,9750С.

ПРИМЕР 2: Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36, 860С, тогда как чистый эфир кипит при 35,6 0С. Определите молярную массу растворенного вещества.

РЕШЕНИЕ: 1) t кип = tкип р-ра - t кип р-ля = 36,86 – 35,6 =1,260С.

2)используя формулу (4) найдем молярную массу растворенного вещества:

ОТВЕТ: М = 128,2г/моль.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

61. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 следует растворить в 260 г воды для получения раствора, температура кипения которого превышает температуру кипения чистого растворителя на 0,050С?

62. Температура кипения эфира 34,60С, а его эбуллиоскопическая константа 2,160С. Вычислить молярную массу бензойной кислоты, если известно, что 5%-ный раствор этой кислоты в эфире кипит при 35,530С.

63. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта (СН3ОН) ( = 0,8 г/мл). При какой наименьшей температуре можно после этого оставить автомобиль на открытом воздухе, не опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет?

64. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в граммах бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на Криоскопическая константа бензола равна 5,10.

65. При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола температура кипения последнего повысилась на 0,81 К. Из скольких атомов состоит молекула серы в растворе?

66. Вычислить температуру кристаллизации водного раствора мочевины СО(NН2)2, в котором на 100 молей воды приходится моль растворенного вещества.

67. В 200 г воды растворено 1) 31 г карбамида СО(NН2)2, 2) 90 г глюкозы С6Н12О6. Будут ли температуры кипения этих растворов одинаковы? Вывод подтвердите расчетом температур кипения этих растворов.

68. Как соотносятся температуры кристаллизации 0,1 %-ных растворов глюкозы (С6Н12О6) и сахара (С12Н22О11)? Вывод подтвердите расчетом температур кристаллизаций данных растворов.

69. При какой температуре кристаллизуется водный раствор, содержащий 3 1023 молекул неэлектролита в 1 литре воды?

70. Раствор сахара в воде показывает повышение температуры кипения на 0,3120С. Вычислить величину понижения температуры кристаллизации этого раствора.

71. Вычислить %-ное содержание сахара С12Н22О11 в водном растворе, температура кристаллизации которого равна –0,410С.

72. Сколько граммов карбамида СО(NН2)2 надо растворить в 250 г воды, чтобы повысить температуру кипения на 20С?

73. Раствор, содержащий 17,6г вещества в 250 г уксусной кислоты кипит на 10С выше, чем чистая уксусная кислота. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Эбуллиоскопическая константа уксусной кислоты 2,530С.

74. Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы понизить температуру кристаллизации на 10С?

75. Вычислить температуру кипения 5%-ного раствора сахара С12Н22О11 в воде.

76. При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура кристаллизации раствора понижается на 1,240С.

Вычислить молекулярную массу вещества.

77. Вычислить процентную концентрацию водного раствора метанола СН3ОН, температура кристаллизации которого равна оС. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.

78. Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С3Н7ОН. Эбуллиоскопическая константа воды равна 0,52оС.

79. При растворении 2,3г некоторого неэлектролита в 125 г воды температура кристаллизации понижается на 0,372о. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.

80. Раствор, содержащий 3,04г камфоры С10Н16О в 100 г бензола, кипит при 80,714оС. Температура кипения бензола равна 80,2оС.

Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.

рН - водородный показатель среды, который характеризует кислотность раствора: для нейтральных растворов рН=7; для кислых рН7.

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион слабого электролита.

Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, не содержат в своем составе ионов, способных к взаимодействию с молекулами воды, поэтому гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).

Все остальные соли подвергаются гидролизу. Возможны три типа гидролиза солей в зависимости от участия в нем катиона, аниона или того и другого иона соли.

1) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием гидролизуются по катиону (Кatn+). При этом катионы соли связывают ионы ОН-, а в растворе накапливаются ионы Н+, что обуславливает кислую среду раствора (рН7):

Ann- + HOH Han(n-1)- + OH-, (при n=1 образуется HAn – слабая кислота.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, проходит ступенчато: число ступеней определяется числовым значением заряда гидролизующего иона. Так, сульфат меди (CuSO4) и сульфид натрия (Na2S) гидролизуются по двум сткпеням:

1-я ступень: Cu2+ + HOH CuOH+ + H+; S2- + HOH HS- + OH-;

2-я ступень: CuOH+ HOH Cu(OH)2 + H+; HS- + HOH H2S + OH-.

Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы Н+ или ОНзначительно снижают вероятность гидролиза по последующим ступеням. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях.

3)Гидролиз по катиону и по аниону имеет место при растворении солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим этот случай на примере соли CH3COONH4, в растворе которой каждый из ионов подвергается гидролизу:

CH3COO- + HOH CH3COOH + OHОба процесса усиливают друг друга за счет практически необратимого связывания ионов Н+ и ОН- (Н+ + ОН- Н2О);

одновременно протекает гидролиз и по катиону, и по аниону:

Так как гидролиз солей – процесс обратимый, то для его описания можно использовать принцип Ле Шателье. Гидролиз солей можно усилить, то есть сместить химическое равновесие процесса гидролиза вправо, путем разбавления раствора соли (увеличением концентрации молекул воды), повышения температуры, уменьшением концентрации продукта гидролиза.

ПРИМЕР: Опишите поведение в воде соли Al(NO3) рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) HNO3, б) NaOH, и) K2SO3. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз нитрата алюминия усилится?

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их растворов.

ОТВЕТ: Al(NO3)3 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону. Т.к Al3+ - многозарядный катион, имеет место ступенчатый гидролиз с преимущественным протеканием при обычных условиях по первой ступени:

В растворе накапливаются ионы Н+, поэтому раствор имеет кислую среду (рН 7 7 7 7 0 (O2 + 4Н+/2Н2O), следовательно, на аноде окисляется вода.

Схема электролиза раствора CuSO4 на угольном аноде материал анода - медь, в результате чего анод будет растворяться.

Схема электролиза раствора CuSO4 на медном аноде угольном и растворимом аноде отличаются анодными процессами.

При электролизе на инертном аноде окисляется вода, образуя кислород и кислоту, в случае растворимого анода данные процессы происходить не будут.

Процессы, протекающие при электролизе, подчиняются законам Фарадея.

I. Масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.

где m - масса (г) образовавшегося, или подвергшегося превращению вещества;

q – количество электричества, прошедшего через электролит (Кл), где J – сила тока, А; t – время, с.

k – электрохимический эквивалент.

Электрохимический эквивалент численно равен массе вещества, выделяемого 1 Кл электричества.

где МЭ – молярная масса эквивалента, г/моль-экв;

F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл.

Постоянная Фарадея – это количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного моль эквивалента вещества.

Подставив все параметры, получим выражение:

II. При электролизе различных электролитов равные количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их эквивалентным массам.

ПРИМЕР 3: Рассчитайте массы веществ, образовавшихся на электродах при электролизе раствора сульфата меди (II) (на инертном аноде) при пропускании тока силой 10 А в течение минут.

ОТВЕТ: Схема электролиза раствора сульфата меди (II) на угольном аноде рассмотрена в примере 4. Суммарное уравнение электролиза раствора CuSO4:

2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4.

На катоде образуется медь, на аноде – кислород. Для определения масс меди и кислорода воспользуемся первым законом Фарадея.

MЭ (Cu) = 63,55/2 = 31,78 г/моль-экв MЭ (О2) = 32/4 = 8 г/моль-экв

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

121. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): K2SO4; NiCl2. При электролизе какого из предложенных вам веществ выделяется кислород? Сколько кислорода выделится при электролизе током силой 30 А в течение 1,5 часов?

122. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): NaOH; AgNO3. При электролизе, какого из предложенных вам веществ выделяется водород? Сколько водорода выделится при электролизе током силой 25 А в течение одних суток?

123. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): H2SO4; CaCl2. Сколько грамм серной кислоты подвергнется электролитическому разложению в течение 20 мин под действием тока силой 120 А?

124. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): NaNO3; SnCl2. Какое соединение образуется на катоде при электролизе нитрата натрия? Найдите его массу, если электролиз протекал 2 часа с силой тока 100 А.

125. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): CuSO4; FeCl2. Сколько грамм меди выделится на электроде при пропускании через раствор электролита заряда 241, Кл?

126. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): HCl; Cr(NO3)2. Рассчитайте силу тока, который выделит 50 г водорода из раствора HCl в течение 20 мин.

127. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): KOH; CuCl2. Найдите силу тока, с которой проводят электролиз раствора CuCl2, массой 16,79 г, в течение мин.

128. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): AgNO3; CoCl2. Определите массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании через раствор нитрата серебра тока силой 50 А в течение 50 мин.

129. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): BeCl2; CdSO4. Рассчитайте электрохимический эквивалент хлорида бериллия.

130. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): HNO3; CuBr2. При электролизе какого из предложенных вам соединений образуется водород? Определите объём водорода, если электролитическое разложение проводят током силой 200 А в течение 2 часов.

131. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): Ca(OH)2; NiCl2. Какое количество электричества необходимо для электрохимического превращения 34 г гидроксида кальция?

132. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): PtCl2; Sn(NO3)2. Как долго нужно проводить электролиз для получения 19,5 г платины, если сила тока составляет 120 А?

133. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): CuCl2; FeSO4. В течение какого времени осуществляется электролитическое разложение 38 г хлорида меди, содержащихся в растворе? Сила тока равна 65 А.

134. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): Ba(OH)2; NaCl. При электролизе какого из предложенных вам соединений образуется кислород? Определите объём кислорода, если электролитическое разложение проводят током силой 40 А в течение 1 часа.

135. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): MnBr2; Ni(NO3)2. Определите электрохимические эквиваленты веществ, образующихся на катоде при электролизе нитрата никеля(II).

136. Cоставьте схемы электролизов раствора AgNO3, протекающих на угольном и растворимом серебряном анодах. В чём будет заключаться различие? Определите массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 100 А в течение 30 мин через раствор AgNO3?

137. Cоставьте схемы электролиза растворов Zn(NO3)2, протекающих на угольном и растворимом цинковом анодах. В чём будет заключаться различие? Определите объём газа выделившегося на катоде при пропускании тока силой 50 А в течение 10 мин через раствор Zn(NO3)2?

138. Cоставьте схемы электролиза растворов NiCl2, протекающих на угольном и растворимом никелевом анодах. В чём будет заключаться различие? Какой заряд нужно пропустить через раствор хлорида никеля (угольный анод), чтобы подвергнуть превращению 0,325г хлорида никеля?

139. Cоставьте схемы электролиза растворов Ti(NO3)2, протекающих на угольном и растворимом титановом анодах. В чём будет заключаться различие? Определите силу тока, пропускаемого через раствор Ti(NO3)2 в течение 20 мин, если объём газа, выделившегося на аноде, составляет 2,79 л (угольный анод)?

140. Cоставьте схемы электролиза растворов CoCl2, протекающих на угольном и растворимом кобальтовом анодах. В чём будет заключаться различие? Рассчитайте электрохимический эквивалент выделившегося на аноде продукта (электролиз проводят на угольном аноде).

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

КОРРОЗИЯ - процесс самопроизвольного разрушения металлов и сплавов под действием окружающей среды; данный процесс является окислительно-восстановительным и протекает на границе раздела фаз.

По механизму протекания коррозионного процесса, который зависит от характера внешней среды, различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия – самопроизвольное разрушение металла или сплава в окислительных средах, которые не проводят электрический ток.

К ней относятся:

а) высокотемпературная коррозия в атмосфере сухих газов, т.е.

при отсутствии конденсации влаги на поверхности металла или сплава (сухой воздух, хлор, сероводород и т.д.);

б) коррозия в жидких неэлектропроводных средах. К ним относятся жидкости органического происхождения (бензин, керосин, сернистая нефть и т.д.), а также ряд жидкостей неорганического происхождения ( расплавленная сера, жидкий бром и др.).

Сущность химической коррозии сводится к окислительновосстановительной реакции, которая протекает между металлом или сплавом и окислителем.

Например, хМе + у/2 О2 = МехОу ПРИМЕР 1: Рассмотрите процесс коррозии цинковой пластины в атмосфере сухого сероводорода при температуре 400К.

ОТВЕТ: В атмосфере любого сухого газа при высоких температурах протекает химическая коррозия, сущность которой, в данном случае, сводится к окислительно-восстановительной реакции между металлом (Zn) и окислителем (H2S):

Продуктом коррозии является сульфид цинка.

ПРИМЕР 2: Опишите процесс коррозии железного гвоздя, помещенного в бензин, который насыщен кислородом.

ОТВЕТ: В чистом виде органические растворители не реагируют с металлами, но в присутствии примесей химическое взаимодействие протекает интенсивно. В данном случае будет протекать химическое взаимодействие между железом и кислородом:

разрушение металла или сплава в среде электролита:

- в растворах электролитов (растворы щелочей, кислот и солей;

морская вода);

- в атмосфере любого влажного газа;

При электрохимической коррозии протекают раздельно два процесса: окисление на анодных участках и восстановление на катодных участках, при этом образуется коррозионный элемент:

где Д – деполяризатор.

Схематично процесс электрохимической коррозии можно описать следующими электродными процессами:

Катодные участки: Д + nе = ДnКатодный процесс зависит от кислотности среды (рН):

а) если рН< 7 (в растворах кислот и солей, гидролизующихся по катиону), то деполяризатором являются ионы водорода Н+, и на катодных участках осуществляется водородная деполяризация, протекающая по схеме:

б) если рН 7 (в нейтральных и щелочных средах), то деполяризатором являются молекулы кислорода, растворенные в электролите, и на катодных участках осуществляется кислородная деполяризация, протекающая по схеме:

ПРИМЕР 3: Рассмотрите химические процессы, протекающие при контакте цинковой и свинцовой пластин, погруженных в раствор хлорида аммония.

ОТВЕТ: В данном случае мы имеем дело с контактной электрохимической коррозией. Е0(Zn/Zn2+) = -0,76B, a E0(Pb/Pb2+) = B. Следовательно, цинк, характеризующийся более низким значением электродного потенциала, будет проявлять свойства анода, а свинец с большим значением электродного потенциала – свойства катода.

В водном растворе хлорид аммония подвергается процессу гидролиза по катиону слабого основания :

В результате гидролиза среда раствора становится кислой, т.к.

накапливаются ионы водорода Н+ (pH < 7), следовательно, деполяризатором являются ионы водорода Н+, а на катодных участках осуществляется водородная деполяризация Строение и работа коррозионного элемента описывается следующей схемой:

Анодные участки : Zn – 2e = Zn2+ Катодные участки: 2H+ + 2e = H2 (pH< 7) Суммарное уравнение коррозии: Zn + 2H+ = Zn2+ + H Продуктом коррозии является хлорид цинка.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

141. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев,, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а) Шероховатая железная пластинка в среде газообразного хлора при Т>573 К;

б) Какой из двух металлов (Fe/Ti), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе CuCl2;

142. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев,, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>300 К;

б/ Каким - анодным или катодным – покрытием будет цинк, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе (NH4)2SO4.

143. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная алюминиевая пластина в сухом воздухе при Т>400К;

б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют алюминий. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе Mn(NO3)2.

144. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Шероховатая железная пластинка в сухом воздухе при Т>373К;

б/ Какой из двух металлов (Cu/Ti), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению. Металлическое изделие находится в растворе К2S;

145. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Шероховатая цинковая пластинка в сухом сероводороде при Т>300К;

б/ Каким - анодным или катодным – покрытием будет хром, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе Cu(NO3) 146. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Изогнутая пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>300К;

б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют марганец. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе NaНCO3.

147. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Шероховатая алюминиевая пластина в водяном паре при Т>423К;

б/ К какому типу покрытия относится олово на меди? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе сульфида калия?

148. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная цинковая пластина в сухом сероводороде при Т>360К;

б/ магниево-алюминивый сплав эксплуатируется во влажной атмосфере воздуха.

149. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Изогнутая пластина из углеродистой стали в насыщенном кислородом бензине при Т=298К;

б/ алюминиевое изделие с медными заклепками находится в растворе Na2SO3 при Т=298 К.

150. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная алюминиевая пластина в сухом воздухе при Т>398К;

б/Каким - анодным или катодным – покрытием будет олово, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе карбоната натрия.

151. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>350К;

б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют цинк. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в морской воде.

152. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Шероховатая железная пластинка в насыщенном кислородом керосине при Т>298К;

б/ пластина из латуни (сплав цинка с медью) эксплуатируется в растворе серной кислоты.

153. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная пластина из углеродистой стали в насыщенном хлором керосине при Т=298К;

б/ медное изделия, паянное серебром эксплуатируется в растворе КОН.

154. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная цинковая пластина во влажном воздухе при Т>300К;

б/ Какой из двух металлов (Cr/Sn), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе CuCl2;

155. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная железная пластина в водяном паре при Т>473К;

б/ биметаллическая композиция Cu/Ag в растворе KCl при Т=298 К.

156. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/Шероховатая алюминиевая пластинка в сухом хлороводороде при Т>380К;

б/ Какой из двух металлов (Cu/Fe), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе Na2SO3;

157. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Шероховатая медная пластинка в сухом сероводороде при Т>330К;

б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют цинк. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе сульфата алюминия.

158. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная пластина из углеродистой стали в газообразном хлоре при Т>398К;

б/ гальванопара Al/Hg находится в нейтральной водной среде.

159. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухих парах брома при Т>320К;

б/ Какой из двух металлов (Pb/Cu), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе FeCl2;

160. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.

а/ Полированная алюминиевая пластина в насыщенном кислородом керосине при Т=298К;

б/ стальное изделие, паянное оловом эксплуатируется в среде соляной кислоты.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексными соединениями называются химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.

По координационной теории Вернера в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу (или, по-другому, комплексный ион) заключают в квадратные скобки. Например, в комплексном соединении K2[Cd(CN)4] внутренняя сфера (комплексный ион) представлена ионом [Cd(CN)4]2-, а внешняя сфера – двумя положительно заряженными ионами К+.

Центральный атом внутренней сферы комплексного соединения (обычно положительно заряженный), вокруг которого комплексообразователем. Комплексообразователями являются ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. К ним относятся ионы p-, d- и f-элементов В данном примере это ион кадмия Cd2+ (d-элемннт)..

комплексообразователем, называются лигандами. Лигандами могут быть как противоположно заряженные ионы (например, Cl-, CN-, OH- и т.д.), так и нейтральные молекулы (например, Н2О, NH3, CO и т.д.). В приведенном выше примере это ионы CN-.

комплесообразователю, называется координационным числом комплексообразователя. Координационное число показывает число мест во внутренней сфере комплексного соединения или число мест вокруг комплексообразователя, на которых могут размещаться лиганды. В комплексном соединении K2[Cd(CN)4] координационное число равно 4, т.к. комплексообразователь Cd2+ присоединяет четыре иона CN-.

ПРИМЕР 1. Определите заряд комплексного иона и степень [Cr(H2O)4(NH3)Cl]Cl2.

РЕШЕНИЕ:

1) Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду иона внешней сферы и противоположен ему по знаку.

Во внешней сфере данного комплексного соединения находятся два отрицательно заряженных иона Cl-. Следовательно, комплексный ион имеет два положительных заряда Cr(H2O)4(NH3)Cl]2+.

2) Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом ионе, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона. Заряды нейтральных молекул равны нулю, заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот.

В комплексном ионе [Cr(H2O)4(NH3)Cl]2+ нейтральные молекулы Н2О и NH3 имеют заряд равный нулю, а хлорид ион имеет заряд Cl-1. Исходя из этого, определяем степень окисления хрома: х = 40 + 0 + (-1) = +2. Отсюда, х = +3. Т.е. степень окисления комплексообразователя равна +3 (Cr+3).

ПРИМЕР 2. Напишите координационную формулу комплексного соединения BiJ3KJ. Координационное число висмута равно четырем.

РЕШЕНИЕ. Согласно координационной теории Вернера комплексообразователем будет ион Bi3+, т.к. он является рэлементом. Лиганды - противоположно заряженные ионы J-.

Следовательно, внутренняя сфера комплексного соединения имеет вид: [BiJ4]-. Внешней сферой является ион К+. Напишем координационную формулу комплексного соединения: К[BiJ4]-.

В зависимости от заряда внутренней сферы различают:

1) катионные комплексы – комплексные соединения с положительным зарядом внутренней сферы. Например, [Cu(NH3)4]SO4;

2) анионные комплексы – комплексные соединения с K3[Cr(NO2)6];

3) нейтральный комплекс – комплексное соединение, представленное только одной внутренней сферой, которая является электронейтральной. Например, [Cr(H2O)3Cl3].

Нейтральные комплексы являются неэлектролитами.

Комплексные соединения, содержащие ионы внешней сферы, являются сильными электролитами, т.к. в водном растворе они диссоциируют на ионы внешней сферы и комплексный ион.

Комплексный ион диссоциирует лишь в незначительной степени (данный процесс обратимый), т.к. проявляет свойства слабого электролита :

Обратимый процесс (2) характеризуется константой равновесия, которая называется константой нестойкости комплексного иона (Кнест):

Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем меньше величина Кнест, тем устойчивее комплексный ион, т.е., тем меньше в растворе относительные концентрации комплексообразователя и лигандов. И наоборот.

ПРИМЕР 3. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]3- соответственно равны 6,210-36 и 1,010-44.

Какой из этих ионов является более прочным? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для константы нестойкости.

РЕШЕНИЕ. Зная, что константа нестойкости служит мерой устойчивости комплексного иона, сравним значения Кнест данных ионов. Наиболее прочным ионом будет ион [Fe(CN)6]3-, т.к. для него значение Кнест является наименьшим. Напишем уравнение диссоциации и выражение для Кнест этого иона:

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

161. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cr (NH3)5Cl]Cl2, K2[Cu(CN)6]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.

162. Из раствора комплексной соли PtCl46NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl43NH3 – только 1/4 часть входящего в ее состав хлора. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.

163.Константы нестойкости комплексных ионов [HgCl4]2-, [HgBr4]2- и [HgJ4]2- соответственно равны 8,510-18, 1,010-21 и 1,510-30.

Какой из указанных ионов обладает меньшей устойчивостью?

Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.

164. Составьте координационные формулы следующих соединений серебра: AgCl2NH3, AgCNKCN. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.

165. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 6, является ион Fe3+, а лигандами – ионы F-. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

166. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Zn(NH3)4]SO4, K4[Fe(CN)6]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.

167. Из раствора комплексной соли CoCl36NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор, а из раствора соли CoCl35NH3 – только две трети хлора. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.

168. Константы нестойкости комплексных ионов [CdBr4]4-, [Cd(NH3)4]2+ и [CdCl4]2- соответственно равны 210-4, 810-8 и 810-2.

Укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы в равной молярной концентрации, содержится меньше ионов Cd2+? Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.

169. Составьте координационные формулы следующих соединений кобальта: 3NaNO2Co(NO2)3, 2KNO2NH3Co(NO2)3.

Координационное число кобальта равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.

170. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 4, является ион Cu2+, а лигандами – молекулы воды. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

171. Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи, образуя гидроксосоединение с координационным числом 6. Какова формула этого соединения? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

172. По какому пути преимущественно пойдет реакция растворения хлорида серебра в растворе, содержащем ионы Br-, CNи молекулы NH3, концентрация которых одинаковые, если константы нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [AgBr2]- и [Ag(CN)2]соответственно равны 6,810-8, 7,810-8 и 1,010-21? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

173. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Ag(NH3)2]Cl, K3[Al(OH)6] Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.

174. Из раствора комплексной соли CrCl36H2O нитрат серебра осаждает все хлорид- ионы, а из раствора соли CrCl35H2O – только две трети части, входящих в ее состав хлорид-ионов. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.

175. Константы нестойкости комплексных ионов [Ag(CNS)2]-, [Ag(S2O3)2]3- и [Ag(NO2)2]- соответственно равны 210-11, 1,010-13 и 1,310-3. Укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы в равной молярной концентрации, содержится больше ионов Ag+? Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.

176. Составьте координационные формулы следующих соединений платины: PtCl23NH3, PtCl2NH3KCl. Координационное число платины равно четырем. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.

177. Гидроксид никеля (II) растворяется в избытке водного раствора аммиака, образуя аммиачный комплекс с координационным числом 6. Какова формула этого соединения? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

178. По какому пути преимущественно пойдет реакция растворения бромида серебра в растворе, содержащем ионы J-, CN- и молекулы NH3, концентрация которых одинаковые, если константы нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [AgJ4]3- и [Ag(CN)2]соответственно равны 6,810-8, 1,810-14 и 1,010-21? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

179. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cr(NH3)4Cl2]Cl, K2[HgJ4] Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.

180. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 6, является ион Fe2+, а лигандами – ионы CN-. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА

Раствор - гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, соотношения между которыми могут изменяться.

Различают газообразные, твердые и жидкие растворы. На практике чаще всего приходится встречаться с жидкими растворами.

В растворе обычно различают растворитель и растворенное вещество.

где mра-ра – масса раствора (г); mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г); mр-ля масса растворителя (г).

где Vра-ра – объем раствора (мл); Vр-ого в-ва – объем растворенного вещества (мл); Vр-ля объем растворителя (мл).

Важнейшей характеристикой всякого раствора является концентрация.

Концентрация - это содержание растворенного вещества в единице массы или объема раствора или растворителя.

Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

1) - Массовая доля (процентная концентрация) показывает содержание массы растворенного вещества в 100 г раствора.

где - процентная концентрация (%), mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г), mра-ра – масса раствора (г);

2) СМ- Молярная концентрация- отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

где СМ- Молярная концентрация (моль/л); Vра-ра – объем раствора (л);

р-ого в-ва – количество растворенного вещества (моль), которое рассчитывается по формуле:

где mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г), Мр-ого в-вамолярная масса растворенного вещества (г/моль).

Подставив выражение (5) в (4), получаем:

3) СН - Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация или нормальность раствора) - отношение число мольэквивалентов растворенного вещества к объему раствора.

где СН - нормальная концентрация (моль-экв/л); Vра-ра – объем раствора (мл);

nЭ – число эквивалентов растворенного вещества, которое можно рассчитать по формуле:

Подставив выражение (8) в (7), получим:

МЭ – эквивалентная масса растворенного вещества, которую определяют по формуле:

где n – число функциональных групп; В – валентность функциональной группы.

4) Титр раствора - масса растворенного вещества, которое содержится в 1 мл раствора где Т –титр раствора (г/мл); mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г); Vра-ра – объем раствора (мл).

ПРИМЕР 1: Сколько граммов гидроксида натрия необходимо взять для приготовления 4л 12%-го раствора, плотность () которого равна 1,37 г/мл. Рассчитайте молярную концентрацию этого раствора.

РЕШЕНИЕ. 1) Вычисляем массу 4л раствора: mра-ра = Vра-ра = 1,374000 = 4548 г.

Из формулы (3) выражаем массу растворенного вещества: mр-ого в-ва = mра-ра / 100.

mNaOH = 124548 / 100 = 545,8 г.

2) Рассчитаем молярную массу гидроксида натрия: М(NaOH) = 23+16+1 = 40 г/моль.

Молярную концентрацию рассчитываем по формуле (6): СМ = mр-ого вва / Мр-ого в-ва Vра-ра СМ = 545,8 / 404 = 3,41 моль/л.

ОТВЕТ: mNaOH = 545,8 г; СМ = 3,41 моль/л.

ПРИМЕР 2: Определить нормальность раствора серной кислоты, в 250 мл которого содержится 24,5 г H2SO4. Рассчитайте титр раствора.

РЕШЕНИЕ. 1) Найдем эквивалентную массу серной кислоты по формуле (10): МЭ = М(H2SO4) / nВ = 98 / 2 = 49 г/моль.

Нормальность раствора рассчитаем, используя формулу (9). СН = m(H2SO4) / МЭ Vра-ра = 24,5 / 490,250 = 2 моль-экв/л.

2) Вычислим титр раствора по формуле (11). Т = m(H2SO4) / Vра-ра = 24,5 / 250 = 0,098 г/мл.

ОТВЕТ: СН = 2 моль/л; Т = 0,098 г/мл.

ПРИМЕР 3: На нейтрализацию 50 мл раствора кислоты израсходовано 25 мл 0,5н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

РЕШЕНИЕ. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.V1 / V2 = СН2 / СН1 или V1CН1 = V2CН2. Отсюда СН1 = V2CН2 / V1.

СН1 = 250,5 / 50 = 0,25 моль-экв/л.

ОТВЕТ: СН1 = 0,25 моль-экв/л.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

181. Определить массовую долю Н3РО4 в 6,6М растворе кислоты (плотность раствора 1,32 г/мл). Рассчитать титр раствора.

182. Сколько граммов хлорида алюминия нужно взять для приготовления 2л 0,5н раствора? Рассчитать молярную концентрацию раствора.

183. Вычислить молярную концентрацию раствора, в 0,2л которого содержится1,74г сульфата калия. Чему равен титр этого раствора?

184. Рассчитайте титр 0,2н раствора азотной кислоты. Чему равна нормальная концентрация данного раствора?

185. На нейтрализацию 200мл азотной кислоты израсходовано 23,6мл 0,12н раствора щелочи. Вычислить нормальную концентрацию раствора азотной кислоты и его титр.

186. Плотность 1,4М раствора серной кислоты составляет 1, г/мл. Вычислить массовую долю серной кислоты и нормальную концентрацию раствора.

187. Вычислить молярную концентрацию 10%-ного (по массе) раствора сульфата меди, плотность которого 1,107г/моль. Рассчитать титр раствора.

188. В каком количестве воды следует растворить 30г бромида калия для получения 6%-ного (по массе) раствора.

189. Вычислить молярную и нормальную концентрации 16% (по массе) раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/мл.

190. На нейтрализацию 40мл раствора щелочи израсходовано 25мл 0,5н раствора серной кислоты. Какова нормальность раствора щелочи? Какой объем 0,5н раствора соляной кислоты потребовался бы для этой цели?

191. Определить массовую долю HCl в 8М растворе соляной кислоты, плотность которого равна 1,23 г/мл. Рассчитать титр раствора.

полученного при растворении сульфата натрия массой 42,3г в воде массой 300г. Плотность полученного раствора равна 1,12 г/мл.

Какова нормальность этого раствора?

193. Определить нормальность и молярную концентрацию 47,7% (по массе) раствора фосфорной кислоты, плотность которого равна 1,315 г/мл.

194. Для нейтрализации 20мл 0,1н раствора кислоты потребовалось 8мл раствора гидроксида натрия. Сколько граммов гидроксида натрия содержит 1л этого раствора?

195.Определить объем 2н раствора азотной кислоты, необходимого для приготовления 500мл 0,5н раствора. Рассчитать титр раствора.

196. Водный раствор содержит 577г H2SO4 в 1л, плотность раствора 1,335 г/мл. Определить массовую долю серной кислоты и молярную концентрацию раствора.

197.Вычислите титр 0,25М раствора серной кислоты. Чему равна нормальность этого раствора?

198.Сколько граммов серной кислоты содержится в 2л 5н раствора? Вычислить молярную концентрацию этого раствора.

199. Сколько граммов сульфита натрия потребуется для приготовления 5л 8%-ного (по массе) раствора, плотность которого 1,075? Чему равен титр раствора?

200. Какова нормальная концентрация раствора, 800мл которого содержат 12,25г серной кислоты? Вычислить титр раствора.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

Номер Номера задач, относящихся к данному варианту вариан Стандартные энтальпии образования (Н0298), абсолютные энтропии (S0298) и энергии Гиббса образования (G0298) некоторых веществ.

Вещество Аl2О3(К) ВаО(К) ВаСО3(К) ВеО(К) ВеСО3(К) В2О3(К) В2Н6(Г) С(АЛМАЗ) С(ГРАФИТ) СН4(Г) С2Н2(Г) С2Н4(Г) С2Н6(Г) С6Н6(Ж) СН3ОН(Г) СН3ОН(Ж) С2Н5ОН(Ж) Н2СО(Г) СО(Г) СО2(Г) СаО(К) Са(ОН)2(К) СаСО3(К) СаС2(К) Сl2(Г) Сu(К) СuО(К) F2(Г) Fе(К) FеО(К) Fе2О3(К) Fе3О4(К) Н2(Г) НF(Г) Вещество НСl(Г) Н2О(Г) Н2О(Ж) Н2S(Г) NаF(К) аСl(К) 2(Г) Н3(Г) Н4Сl(К) NН4NО3(К) N2О(Г) О(Г) О2(Г) N2О4(Г) О2(Г) Рb(К) РbО(К) РbО2(К) РСl3(Г) РСl5(Г) S(РОМБ) S(МОНОКЛ) SО2(Г) Sn(К) SnО(К) SnО2(К) Тi(К) ТiО2(К) WО3(К) Zn(К) ZnО(К) Криоскопические (К) и эбулиоскопические (Э) постоянные Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных Угольная кислота Сернистая кислота Синильная кислота Хлорноватистая Уксусная кислота Гидроксид цинка Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (при 250С).