Учебное пособие: Методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания для студентов заочного отделения инженерно-технических специальностей Санкт-Петербург

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное агентство по образованию

Санкт-Петербургская государственная
академия сервиса и экономики

Химия

Методические указания, программа,
решение типовых задач и контрольные задания

для студентов заочного отделения
инженерно-технических специальностей

Санкт-Петербург

2004

Химия . Методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания для студентов заочного отделения инженерно-экономических специальностей. – СПб.: Изд-во СПбГАСЭ, 2004. – 87 с.

Под редакцией И.Л. Шиманович

Дорогой студент!

В принципе задачи, которые предложены в этой методичке очень простые и Вы можете их решить! Если Вы по какой либо причине не можете или не хотите этого делать - наш сайт: http :// allhimiks . ru поможет Вам с решениями задач.

Решения всех задач из всех методичек Шимановича уже решены и ждут Вас .

Ó Санкт-Петербургская государственная академия сервиса и экономики

2004 г.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Наука стала производительной силой нашего общества. Без применения достижений науки, и в частности химии, невозможно развитие современной промышленности и социалистического сельского хозяйства. Химия, являясь одной из фундаментальных естественнонаучных дисциплин, изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В процессе изучения химии формируется диалектико-материалистическое мировоззрение, вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме превращения химических соединений, о свойствах технических материалов и применении химических процессов в современной технике. Необходимо прочно усвоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов, уяснить значение решений Коммунистической партии и Советского правительства по вопросам развития химии и химизации народного хозяйства. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.

Основной вид учебных занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации (очные и письменные); посещение лекций; сдача зачета по лабораторному практикуму; сдача экзамена по всему курсу.

Работа с книгой . Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. (Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике.) При первом чтении не задерживайтесь на математических выводах, составлении уравнений реакций: старайтесь получить общее представление об излагаемых вопросах, а также отмечайте трудные или неясные места. При повторном изучении темы усвойте все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не пытайтесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого вопроса на уровне сущности, а не на уровне отдельных явлений способствует более глубокому и прочному усвоению материала.

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 реакций, математические зависимости и их выводы и т.п. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, составляйте графики, схемы, диаграммы, таблицы. Они очень облегчают запоминание и уменьшают объем конспектируемого материала.

Изучая курс, обращайтесь и 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 при повторении материала в период подготовки к экзамену.

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

Контрольные задания . В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Контрольные работы не должны быть самоцелью; они являются формой методической помощи студентам при изучении курса. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме.

Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецензента надо оставлять широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке, q каком они указаны в задании. В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в институт на рецензирование. Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и выслать на рецензирование вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

Лабораторные занятия . Для глубокого изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению предмета, логическое химическое мышление.

В процессе проведения лабораторных занятий студентам прививаются навыки трудолюбия, аккуратности, товарищеской взаимопомощи, ответственности за полученные результаты. Студенты, проживающие в месте нахождения института или УКП, выполняют лабораторный практикум параллельно с изучением курса, все остальные – в период лабораторно-экзаменационной сессии.

Консультации . В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за письменной консультацией в институт к преподавателю, рецензирующему контрольные работы, или за устной консультацией – к преподавателю на УКП. Консультации можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.

Лекции . В помощь студентам, прикрепленным к УКП, читаются лекции по важнейшим разделам курса, на которых излагаются не все вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности, составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции в период установочных или лабораторно-экзаменационных сессий.

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

Экзамен . К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, направление на экзамен и зачтенные контрольные работы.

ПРОГРАММА

Содержание курса и объем требований, предъявляемых студенту при сдаче экзамена, определяет программа по химии для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений, утвержденная Учебно-методическим управлением по высшему образованию Министерства высшего и среднего специального образования СССР 4 октября 1984 г. Настоящая программа курса химии составлена в соответствии с современным уровнем химической науки и требованиями, предъявляемыми к подготовке высококвалифицированных специалистов дня социалистического народного хозяйства. Программа состоит из введения и пяти разделов. Первые четыре раздела охватывают содержание общей части курса, необходимой для подготовки инженеров любой специальности. Содержание пятого раздела программы отражает специализацию будущих инженеров. Оно изменяется в зависимости от основных направлений (механическое, энергетическое, строительное) профилирования подготовки будущих инженеров. Ниже приводится эта программа.

ВВЕДЕНИЕ

Значение химии в изучении природы и развитии техники. Химия как раздел естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи, веществе и поле. Предмет химии и связь ее с другими науками. Значение химии в формировании диалектико-материалистического мировоззрения.

Развитие химии и химической промышленности в Советском Союзе. Специфическое значение химии в технологических и экономических вопросах отраслей народного хозяйства. Химия и охрана окружающей среды.

Основные химические понятия и законы в свете современной диалектико-материалистической философии. Законы сохранения и взаимосвязи массы и энергии. Стехиометрические законы и атомно-молекулярные представления. Химический эквивалент. Молекулярные и атомные массы.

I. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

1. Строение атомов и систематика
химических элементов

Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Изотопы. Современное понятие о химическом элементе.

Электронные оболочки атомов. Постулаты Бора. Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона. Характеристика поведения электронов в атомах. Размещение электронов в атомах. Электронные аналоги. Нормальное и возбужденное состояние атомов.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Диалектический характер периодического закона. Экспериментальное обоснование периодической системы. Общенаучное значение периодического закона. Изменение свойств химических элементов. Электроотрицательность. Окисление и восстановление.

2. Химическая связь

Химическая связь и валентность элементов. Образование молекул из атомов. Основные виды и характеристики химической связи. Основные представления о ковалентной связи. Валентность химических элементов. Метод валентных связей. Насыщаемость и направленность ковалентных связей. Гибридизация электронных орбиталей.

Полярность связи. Метод молекулярных орбиталей. Ионная связь. Степень окисления. Координационное число.

Строение простейших молекул. Электрическая полярность молекул и ее количественная характеристика.

3. Типы взаимодействия молекул.
Конденсированное состояние вещества

Агрегация однородных молекул. Конденсация паров и полимеризация. Вандерваальсовы силы. Водородная связь.

Агрегация разнородных молекул. Комплексообразование. Донорно-акцепторный механизм образования связи в комплексных соединениях.

Строение кристаллов. Особенности кристаллического состояния вещества. Кристаллические системы. Типы кристаллических решеток. Металлическая связь. Реальные кристаллы.

Свойства веществ в различных состояниях. Особенности свойств поверхности жидких и твердых тел.

II. Общие закономерности
химических процессов

1. Энергетика химических процессов
и химическое сродство

Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия образования химических соединений. Энергетические эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты. Энтропия и ее изменение при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах.

2. Химическая кинетика и равновесие
в гомогенных системах

Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Химическое равновесие в гомогенных системах. Ускорение гомогенных реакций. Гомогенный катализ. Цепные реакции. Фотохимические реакции. Радиационно-химические реакции.

3. Химическая кинетика и равновесие
в гетерогенных системах

Фазовые переходы и равновесия. Скорость гетерогенных химических реакций. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Основные факторы, определяющие направление реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Правило фаз.

Различные виды сорбции. Адсорбционное равновесие. Гетерогенный катализ.

III. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ
ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

1. Свойства химических элементов
и элементарных веществ

Химические элементы в периодической системе. Классификация элементов по химической природе. Классификация элементарных веществ. Аллотропия, полиморфизм. Физические свойства элементарных веществ. Химические свойства элементарных веществ.

2. Простые соединения химических элементов

Общий обзор простых соединений элементов и характер химической связи в них. Простые соединения водорода: простые кислоты, гидриды. Соединения галогенов – галиды. Соединения кислорода – оксиды и гидроксиды. Сульфиды, нитриды, карбиды.

3. Комплексные соединения

Атомы и ионы как комплексообразователи. Различные типы лигандов и комплексных соединений. Соединения комплексных анионов. Соединения комплексных катионов и нейтральные комплексы.

4. Органические соединения

Строение и свойства органических соединений. Изомерия. Особенности свойств органических соединений.

Классификация органических соединений. Углеводороды и галопроизводные. Кислород и азотсодержащие органические соединения.

IV. РАСТВОРЫ И ДРУГИЕ ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

1. Основные характеристики растворов
и других дисперсных систем

Общие понятия о растворах и дисперсных системах. Классификация дисперсных систем. Способы выражения состава растворов и других дисперсных систем. Растворимость.

Изменение энтальпии и энтропии при растворении. Плотность и давление паров растворов. Фазовые превращения в растворах. Осмотическое давление. Общие вопросы физико-химического анализа.

2. Водные растворы электролитов

Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация; два вида электролитов. Характеристика поведения электролитов. Свойства растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация комплексных соединений.

Ионные реакции и равновесия. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Теория кислот и оснований. Амфотерные электролиты.

3. Твердые растворы

Образование твердых растворов. Виды твердых растворов. Свойства различных твердых растворов.

4. Гетерогенные дисперсные системы

Агрегативная и кинетическая устойчивость гетерогенных дисперсных систем. Образование гетерогенных дисперсных систем. Грубодисперсные системы – суспензии, эмульсии, пены. Поверхностно-активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем.

Структура и электрический заряд коллоидных частиц. Свойства лиофобных и лиофильных коллоидных систем. Образование и свойства гелей.

5. Электрохимические процессы

Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений. Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея.

Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электродвижущая сила и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов.

Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая поляризация.

Первичные гальванические элементы, электродвижущая сила, напряжение и емкость элементов. Топливные элементы.

Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Практическое применение электролиза: получение и рафинирование металлов, нанесение гальванических покрытий, Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы.

6. Коррозия и защита металлов

Основные виды коррозии. Вред, наносимый коррозией народному хозяйству. Классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия металлов.

Борьба с коррозией металлов. Изыскание коррозионно-стойких материалов. Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов от агрессивной среды; защитные покрытия. Электрохимические методы защиты (протекторная, катодная и анодная защита). Изменение свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии. Экономическое значение защиты металлов от коррозии.

V. СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ

А. ДЛЯ ИНЖЕНЕРОВ-МЕХАНИКОВ

1. Общие свойства металлов и сплавов

Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Взаимодействий различных металлов. Физико-химический анализ металлических сплавов. Интерметаллические соединения и твердые растворы металлов.

2. Получение металлов

Распространение и формы нахождения металлических элементов в природе. Извлечение металлов из руд. Основные методы восстановления металлов. Получение чистых и сверхчистых металлов. Вопросы экономики, связанные с получением металлов.

3. Легкие конструкционные металлы

Проблема легких конструкционных материалов. Магний и бериллий. Алюминий. Титан. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. Вопросы экономики, связанные с выделением и применением легких металлов.

4. Металлы групп ванадия, хрома и марганца

Ванадий, ниобий, тантал. Хром, молибден, вольфрам. Марганец прений. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике.

5. Металлы семейства железа и меди

Общая характеристика металлов семейства и их соединений. Железо. Кобальт. Никель. Медь. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. Вопросы экономики, связанные с выделением и применением. Благородные металлы.

6. Металлы групп цинка, галия и германия

Цинк, кадмий, ртуть. Галий, индий, таллий. Олово и свинец. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике.

7. Бор, углерод, инструментальные
и абразивные материалы

Бор, бориды. Углерод и его аллотропные формы – графит, алмаз. Карбиды; использование карбидов а технике.

8. Кремний, германий, сурьма,
полупроводниковые материалы

Кремний, силиды, силикаты. Германий, германиды. Сурьма и висмут; стибиды.

9. Органические полимерные материалы

Понятие об органических полимерах. Методы синтеза органических полимеров. Особенности внутреннего строения и физико-химические свойства полимеров. Конструкционные полимерные материалы.

Б. ДЛЯ ИНЖЕНЕРОВ-ЭНЕРГЕТИКОВ

1. Химия конструкционных и
электротехнических материалов

Металлы и сплавы; физико-химический анализ. Магний, бериллий; свойства, соединения, применение в технике. Алюминий, свойства, соединения, применение в технике. Переходные металлы, их свойства, соединения, применение в энергетике, электротехнике и радиотехнике.

Кремний, германий, олово, свинец, их свойства и применение. Химия полупроводниковых материалов. Химия материалов волоконной оптики. Методы получения материалов высокой чистоты.

2. Полимерные материалы в энергетике и электротехнике

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

3. Электрохимические процессы
в энергетике и электронике

Химические источники тока. Электрохимические генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотроны). Электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов. Получение и свойства гальванопокрытий. Гальванопластика.

4, Химия воды и топлива

Строение молекул и свойства воды. Природные воды. Основные методы очистки воды.

Состав и свойства органического топлива. Теплота сгорания и теплотворная способность топлива. Твердое топливо и продукты его переработки. Жидкое и газообразное топливо. Области применения топлива.

5. Химия и охрана окружающей среды

Технический прогресс и экологические проблемы. Роль химии в решении экологических проблем. Продукты горения топлива и защита воздушного бассейна от загрязнений. Методы малоотходной технологии. Водородная энергетика. Получение и использование водорода.

Охрана водного бассейна. Характеристика сточных вод. Методы очистки сточных вод. Методы замкнутого водооборота.

6. Ядерная химия. Радиохимия

Состав атомных ядер; изотопы. Радиоактивность. Радиоактивные ряды. Использование радиоактивных изотопов. Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции. Ядерная энергетика. Торий, уран, плутоний и другие радиоактивные элементы и материалы.

В. ДЛЯ ИНЖЕНЕРОВ-СТРОИТЕЛЕЙ

1. Химия воды

Строение молекул воды. Внутреннее строение и свойства воды в жидком состоянии. Строение кристаллов и свойства льда. Различные формы связанной воды. Химически связанная вода. Термическая диссоциация гидроксидов. Аквасоединения.

Гидрогели. Процессы гидратации и дегидратации гидрогелей. Тиксотропные явления в строительной технике. Сорбция водяных паров. Адсорбированная вода. Хемосорбция воды. Капиллярная конденсация. Абсорбция. Гидрофильность и гидрофобность.

Диаграммы состояния двойных систем типа вода – соль. Кристаллизация воды и водных растворов в различных условиях. Химические свойства воды. Взаимодействие воды с элементарными веществами и химическими соединениями. Процессы гидратации и гидролиза.

2. Щелочно-земельные металлы и алюминий

Магний, свойства и соединения. Природные соединения магния. Оксид и гидроксид магния; огнеупоры. Магнезиальное вяжущее вещество. Карбонат и гидрокарбонат магния.

Кальций: Природные соединения кальция; известняки, мергели, разновидности природного сульфата кальция. Оксид и гидроксид кальция, свойства, получение и применение. Сульфат, карбонат, гидрокарбонат, силикаты кальция. Карбид кальция.

Жесткость природных вод. Происхождение жесткости воды; единицы измерения жесткости. Карбонатная и некарбонатная жесткость. Методы умягчения воды. Другие процессы обработки воды; методы ионного обмена.

Алюминий, свойства и соединения. Природные соединения алюминия. Получение алюминия. Применение алюминия и его сплавов в строительстве. Коррозия алюминиевых сплавов и методы защиты от нее. Оксид и гидроксид алюминия.

3. Переходные металлы

Хром. Свойства соединений хрома (III) и хрома (VI). Природные соединения хрома. Применение хрома и его соединений.

Марганец. Свойства соединений марганца. Природные соединения марганца. Применение марганца и его соединений.

Железо, свойства и соединения. Железные руды. Чугун, сталь, специальные стали. Применение соединений железа.

Никель, медь; свойства и соединения. Применение никеля, меди, их сплавов и соединений.

Цинк, свойства и соединения. Применение цинка и его соединений.

4. Элементы группы углерода

Углерод. Аллотропные формы углерода. Углерод в природе. Виды топлива. Природный газ. Монооксид углерода, свойства, получение и применение. Диоксид углерода, свойства и применение. Угольная кислота и карбонаты.

Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Диоксид кремния, его полиморфные видоизменения. Кремниевые кислоты. Силикаты, их гидролиз и гидратация. Взаимодействие диоксида кремния с оксидом кальции; силикаты и гидросиликаты кальция; алюмосиликаты. Стекло и стекломатериалы. Ситаллы. Фторосиликаты и их применение.

Германий, олово, свинец.

5. Неорганические вяжущие вещества

Физико-химические свойства вяжущих веществ. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Значение степени дисперсности. Гипсовые вяжущие вещества. Ступенчатая дегидратация двухводного сульфата кальция. Полуводный сульфат кальция. Физико-химическая природа процессов схватывания и твердения.

Портландцемент, его получение и процессы, происходящие при его обжиге. Состав цементного клинкера и взаимодействие его с водой. Процессы схватывания и твердения. Основные составляющие цементного камня.

Коррозия бетона и методы борьбы с ней. Взаимодействие составных частей цементного камня с водой. Сульфатная, угольно-кислотная, магнезиальная коррозия. Методы защиты бетона от коррозии. Технико-экономическое значение борьбы с коррозией бетона.

6. Органические полимеры

Получение полимеров. Реакции полимеризации. Полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, полистирол. Реакции поликонденсации. Фенолформальдегидные смолы, карбамидоформальдегидные смолы, эпоксидные смолы, фурановые смолы. Кремнийорганические полимеры. Битумы и дегти.

Физико-химические свойства полимеров. Особенности внутреннего строения полимеров. Пластические массы и полимербетоны, заполненные полимеры, наполнители, добавки к бетонам. Полимерные покрытия и клеи. Способы переработки пластических масс и получения элементов строительных конструкций.

Стойкость и старение различных полимерных материалов в условиях длительной эксплуатации. Физиологическая активность полимерных материалов.

ЛИТЕРАТУРА

Основная

1. Путинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985.

2. Курс общей химии. / Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа, 1981.

Дополнительная

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1977-1983.

2. Введение в общую химию. / Под ред. Г.П. Лучинского. – М.: Высшая школа, 1980.

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

4. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1983.

5. Курс химии. Ч. 2, специальная для строительных вузов. / Под ред. В.А. Киреева. – М.: Высшая школа, 1974.

6. Левант Г.Е. и Райцын Г.А. Практикум по общей химии. – М.: Высшая школа, 1978.

7. Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии. – М.: Высшая школа. 1978.

8. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – М.: Химия, 1979.

9. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985.

10. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 1384.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 86594, две последние цифры 94, им соответствует вариант контрольного задания 94.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 1

Моль. Эквиваленты и эквивалентные массы простых
и сложных веществ. Закон эквивалентов

С 1 января 1963 г. в СССР введена Международная система единиц измерения (СИ), состоящая из шести основных единиц: метр (м) – длина, килограмм (кг) – масса, секунда (с) – время, ампер (А) – сила тока, кельвин (К) – термодинамическая температура, кандела (кд) – сила света. XIV Генеральная конференция по мерам и весам (1971) утвердила в качестве седьмой основной единицы Международной системы моль (моль) – единицу количества вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде – 12 массой 0,012 кг. При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц. Моль вещества соответствует постоянной Авогадро N_A = (6,022045 ± 0,000031)× 10²³ моль^-1 структурных элементов. При применении понятия "моль" следует указывать, какие структурные элементы имеются в виду, например, моль атомов Н, моль молекул Н₂ , моль протонов, моль электронов и т.п. Так, заряд моля электронов равен 6,022× 10²³ е^- и отвечает количеству электричества, равному 1 фараде (F). Масса моля атомов или масса моля молекул (мольная или молярная масса), выраженная в граммах (г/моль), есть грамм-атом данного элемента или соответственно грамм-молекула данного вещества в прежнем понимании.

Пример 1. Выразите в молях: а) 6,02× 10²¹ молекул С0₂ ; б) 1,20× 10²⁴ атомов кислорода; в) 2,00× 10²³ молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных веществ?

Решение. Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02× 10²³ ). Отсюда а) 6,02× 10²¹ , т.е. 0,01 моль; б) 1,20× 10²⁴ , т.е. 2 моль; в) 2,00× 10²³ , т.е. 1/3 моль.

Масса моля вещества выражается в кг/моль или г/моль. Мольная (молярная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.).

Так как молекулярные массы С0₂ и H₂ O и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль.

Пример 2 . Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу m _Э азота, серы и хлора в соединениях NH₃ , H₂ S и HCl.

Решение. Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества в молях.

Эквивалент элемента (Э) – это такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой ( m _Э ). Таким образом, эквиваленты выражаются в молях, а эквивалентные массы – в г/моль.

В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота, 1/2, моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль. Исходя из мольных масс этих элементов, определяем их эквивалентные массы: m _{Э( N )} = 1/3× 14 = 4,67 г/моль; m _{Э( S )} = 1/2 • 32 = 16 г/моль; m _{Э( Cl )} = 1 • 35,45 = 35,45 г/моль.

Пример 3. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла?

Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 х 10⁵ Па (760 мм рт. ст. =1 атм) , температура 273 К или 0°С.

Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ т₁ и т₂ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

(1)

(2)

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см³ , л, м³ ).

Объем, занимаемый при данных, условиях мольной или эквивалентной массой газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным объемом этого вещества. Мольный объем любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объем водорода , молекула которого состоит из двух атомов, т.е. содержит два моля атомов водорода, равен 22,4 : 2 =11,2 л. В формуле (2) отношение заменяем равным ему отношением , где – объем водорода, – эквивалентный объем водорода:

(3)

Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла :

Согласно закону эквивалентов , отсюда г/моль. Мольная масса металла определяется из соотношения m _Э =А/В, где т_Э – эквивалентная масса, А – мольная масса металла, В – стехиометрическая валентность элемента; А – т_Э В = 27,45 • 2 = 54,9 г/моль. Так как атомная масса в а.е.м. численно равна мольной (молярной) массе, выражаемой в г/моль, то искомая атомная масса металла 54,9 а.е.м.

Пример 4. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см³ кислорода (н.у.)?

Решение. Так как мольная (молярная) масса О₂ (32 г/моль) при н.у. занимает объем 22,4 м, то объем эквивалентной массы кислорода (8 г/моль) будет 22,4 : 4 =
= 5,6 л. = 5600 см³ . По закону эквивалентов:

,

откуда m _Ме = 12,16 • 310/5600=0,673 г.

Пример 5. Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H₂ SO₄ и Аl(ОН)₃ в реакциях, выраженных уравнениями:

H₂ SO₄ + КОH = KHSO₄ + Н₂ О (1)

H₂ SO₄ + Mg = MgSO₄ + Н₂ (2)

Аl(ОH)₃ + HС1 = Аl(ОН)₂ С1+ Н₂ О (3)

Аl(ОН)₃ + 3HNO₃ = Аl(NО₃ )₃ + 3H₂ O (4)

Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основная) равна мольной массе (М), деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп). Следовательно, эквивалентная масса H₂ SO₄ в реакции (1) Мн₂ so₄ =98 г/моль, а в реакции (2) Мн₂ so₄ /2 = 49 г/моль. Эквивалентная масса Аl(OH)₃ в реакции (3) М_{Al ( OH ) 3} = 78 г/моль, а в реакции (4) М_{Al ( OH ) 3} /3= 26 г/моль.

Задачу можно решить и другим способом. Так как Н₂ S0₄ взаимодействует с одной эквивалентной массой КОН и двумя эквивалентными массами магния, то ее эквивалентная масса равна в реакции (1) М/1 г/моль и в реакции (2) M/2 г/моль. Аl(ОН)₃ взаимодействует с одной эквивалентной массой HCl и тремя эквивалентными массами НNО₃ , поэтому его эквивалентная масса в реакции (3) равна М/1 г/моль, в реакции (4) M /3 г/моль. Эквиваленты H₂ SO₄ в уравнениях (1) и (2) соответственно равны 1 моль и ½ моль; эквиваленты Аl(ОН)₃ в уравнениях (3) и (4) соответственно равны 1 моль и 1/3 моль.

Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (m _ЭМе ).

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалент (эквивалентная масса) гидроксида равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и гидроксильной группы; б) эквивалент (эквивалентная масса) соли равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и кислотного остатка. Вообще эквивалент (эквивалентная масса) химического соединения равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) составляющих его частей.

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:

;

=15 г/моль

Пример 7 . В какой массе Са(ОН)₂ содержится столько же эквивалентов, сколько в 312 г А1(ОН)₃ ?

Решение. Эквивалентная масса Аl(ОН)₃ равна 1/3 его мольной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Аl(ОН)₃ содержится 312/26 =12 эквивалентов. Эквивалентная масса Ca(OH)₂ равна 1/2 его мольной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль × 12 моль = 444 г.

Пример 8 . Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.

Решение. Моль любого вещества (см. пример 1) содержит постоянную Авогадро N_A структурных единиц (в нашем примере молекул). Мольная масса H₂ SO₄ равна 98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы 98/(6,02 • 10²³ ) =1,63 • 10^{-22 г.}

Контрольные вопросы

1.Определите эквивалент и эквивалентную массу фосфора, кислорода и брома в соединениях РH₃ , H₂ О, НВr.

2.В какой массе NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г КОН? Ответ: 100г.

3.Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ: 32,5 г/моль.

4.Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ: 9 г/моль.

5.Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58% кислорода. Вычислите эквивалентную, мольную и атомную массы этого элемента.

6.Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите эквивалентную массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 л водорода (н.у.). Ответ: 32, 68 г/моль.

7.Выразите в молях: а) 6,02 • 10²² молекул C₂ H₂ ; б) 1,80 • 10²⁴ атомов азота; в) 3,01 • 10²³ молекул NH3. Какова мольная масса указанных веществ?

8.Вычислите эквивалент и эквивалентную массу H₃ PO₄ в реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.

9.В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равна мольная и атомная масса это го металла?

10.Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу, мольную массу и атомную массу этого металла.

11.Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида, вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ: 103,6 г/моль.

12.Напишите уравнения реакций Fе(ОН)₃ с хлороводородной (соляной) кислотой, при которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид дигидроксожелеза; б) дихлорид гидроксожелеза; в) трихлорид железа. Вычислите эквивалент и эквивалентную массу Fе(ОН)₃ в каждой из этих реакций.

13.Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III), Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквиваленты и эквивалентные массы.

14.В каком количестве Сr(ОН)₃ содержится столько же эквивалентов, сколько в 174,96 г Мg(ОН)₂ ? Ответ: 174 г.

15.Избытком хлороводородной (соляной) кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с HCl и определите их эквиваленты и эквивалентные массы.

16.При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равны мольная и атомная массы металла?

17.При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную, мольную и атомную массы металла.

18.Исходя из мольной массы углерода и воды, определите абсолютную массу атома углерода и молекулы воды в граммах. Ответ: 2,0× 10^{-23 г, 3,0 • 10-23 г.}

19.На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NаОН. Вычислите эквивалент, эквивалентную массу и основность Н₃ РО₄ в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль, 49 г/моль, 2.

20.На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н₃ РОз израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите эквивалент, эквивалентную массу и основность кислоты. На основании, расчета напишите уравнение реакции. Ответ: 0,5 моль, 41 г/моль, 2.

Строение атома

Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?

Решение. Движение электрона в атоме носит вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9–0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n , l , m_l ). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n ), форму (l ) и ориентацию (m_l ) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис. 1). Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (n , l , m_l и m_s ). Эти квантовые числа связаны с физическими свойствами электрона, и число n (главное квантовое число) характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; число l (орбитальное) – момент количества движения (энергетический подуровень), число m_l (магнитное) - магнитный момент, m_s – спин. Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Электроны в атоме должны отличаться хотя бы одним квантовым числом (принцип Паули), поэтому в АО могут находиться не более

двух электронов, отличающихся своими спинами (m_s = ±1/2). В табл. 1 приведены значения и обозначения квантовых чисел, а также число электронов на соответствующем энергетическом уровне в подуровне.

Таблица 1.

Значения квантовых чисел и максимальное число электронов
на квантовых уровнях и подуровнях

Рис. 1. Формы s -, p - и d - электронных облаков (орбиталей)

Пример 2. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым (энергетическим) ячейкам.

Решение . Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nl^x , где n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s , p , d , f ), x – число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n +1 (правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для элементов №16 (сера) и №22 (титан) электронные формулы имеют вид:

Электронная структура атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО). Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника , кружка или линейки , а электроны в этих ячейках обозначают стрелками. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами , или . В данном пособии применяют прямоугольники. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами (правило Хунда):

Пример 3 . Изотоп 101-го элемента – менделевия (256) был получен бомбардировкой a-частицами ядер атомов эйнштейния (253). Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

Решение . Превращение атомных ядер обусловливается их взаимодействием с элементарными частицами или друг с другом. Ядерные реакции связаны с изменением состава ядер атомов химических элементов. С помощью ядерных реакций можно из атомов одних элементов получить атомы других.

Превращения атомных ядер как при естественной, так и при искусственной радиоактивности записывают в виде уравнений ядерных реакций. При этом следует помнить, что суммы массовых чисел (цифры, стоящие у символа элемента вверху слева) и алгебраические суммы зарядов (цифры, стоящие у символа элемента внизу слева) частиц в левой и правой частях равенства должны быть равны. Данную ядерную реакцию выражают уравнением:

Часто применяют сокращенную форму записи. Для приведенной реакции она имеет вид: ²⁵³ Es(a, n)²⁵⁶ Md. В скобках на первом месте пишут бомбардирующую частицу, а на втором, через запятую, - частицу, образующуюся при данном процессе. В сокращенных уравнениях частицы обозначают соответственно a, p, d, n.

Пример 4 . Исходя из сокращенных уравнений ядерных реакций (табл. 2), напишите их полные уравнения.

Решение . Ответ на вопрос отражен в табл. 2.

Таблица 2.

Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций

Контрольные вопросы

21.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

22.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 26. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

23.Какое максимальное число электронов могут занимать s -, р-, d - и f -орбитали данного энергетического уровня? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31.

24.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

25.Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4 s или 3d; 5 s или 4р ? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.

26.Изотоп никеля-57 образуется при бомбардировке a-частицами ядер атомов железа-54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его а сокращенной форме.

27.Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4 d ' или 5 s ; 6 s или 5 p ? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.

28.Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов периодической системы атомные массы выражаются дробным числом? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?

29.Изотоп кремния-40 образуется при бомбардировке a-частицами ядер атомов алюминия-27. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

30.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных d -орбиталей у атомов последнего элемента?

31.Изотоп углерода-11 образуется при бомбардировке протонами ядер атомов азота-14. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

32.Напишите электронные формулы атомов, элементов с порядковыми номерами 15 и 28. Чему равен максимальный спин р -электронов у атомов первого и
d -электронов у атомов второго элемента?

33.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных d -орбиталей в атомах этих элементов?

34.Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число m_l при орбитальном числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называют s -, р-, d - и f -элементами? Приведите примеры.

35.Какие значения могут принимать квантовые числа п, l , т _l и m_s , характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния?

36.Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента неверны: a) 1s ² 2s ² 2p ⁵ 3s ¹ ; б) 1s ² 2s ² 2p ⁶ ; в) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁴ ; г) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² ; д) 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3d ² ? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?

37.Напишите электронные формулы атомов элементов c порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит "провал" одного 4s -электрона на 3d -подуровень. Чему равен максимальный спин d -электронов у атомов первого и
р -электронов у атомов второго элементов?

38.Квантовые числа для электронов внешнего энергетического, уровня атомов некоторого элемента имеют следующие значения: п =4; l = 0; т _l , = 0; т _s = ± ½. Напишите электронную формулу атома этого элемента и определите, сколько свободных 3d -орбиталей он содержит.

39.В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р ⁷ - или d ¹² -электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

40. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит "провал" одного 5s -электрона на 4d -подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Пример 1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Решение. Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (п s ² пр ⁶ ).

Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s ² p ³ , s ² p ⁴ и s ² p ⁵ ? Ответ на вопрос см. табл. 3.

Таблица 3.

Степени окисления мышьяка, селена, брома

Пример 2. У какого из элементов четвертого периода – марганца или брома – сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Электронные формулы данных элементов

²⁵ Mn 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁵ 4s ²

²⁵ Br 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Марганец – d -элемент VIIB-группы, а бром – р -элемент VIIA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием, небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов. Элементы, атомы которых не внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а, следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы. Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р - и d -элементы, является преобладание металлических свойств у d -элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.

Пример 3. Как зависят кислотно-основные свойства, оксидов и гидроксидов от степени окисления атомов элементов, их образующих? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)?

Решение. Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э ¾ О и О ¾ Н может протекать по двум типам:

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (II) протекает, если Е _О-Н < Е _Э-О (высокая степень окисления), а по основному типу, если Е _О-Н > Е _Э-О (низкая степень окисления). Если прочности связей О–Н и Э–О близки или равны, диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В этом случае речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах):

Э – элемент, п – его положительная степень окисления. В кислой среде амфолит проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислый характер:

Ga(OH)₃ + 3HCl = GaCl₃ + ЗН₂ О

Ga(OH)₃ + 3NaOH = Na₃ GaO₃ + ЗН₂ О

Контрольные вопросы

41.Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета-, ортогерманиевой кислот и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

42.Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s - и р -элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

43.Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р -элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

44. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

45.Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.

46.Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.

47.Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов.

48.Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).

49.У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.

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

51.У какого из р -элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

52.Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ва(ОН)₂ или Мg(ОН)₂ ; Са(ОН)₂ или Fe(OH)₂ ; Cd(OH)₂ или Sr(OH)₂ ?

53.Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: CuOH или Cu(OH)₂ ; Fe(OH)₂ или Fe(OH)₃ ; Sn(OH)₂ или Sn(OH)₄ ? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II).

54.Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

55.Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

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

57.Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить? Дайте мотивированный ответ.

58.Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?

59.Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

60.Атомы каких элементов четвертого периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э₂ O₅ ? Какой из них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам, и изобразите их графически?

Химическая связь и строение молекул.
Конденсированное состояние вещества

Пример 1. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами (спин-валентность), может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном (*) состояниях?

Решение. Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора, ...3s² Зр ³ (учитывая правило Хунда, 3s ² Зр_х Зр_у Зр _z ) по квантовым ячейкам имеет вид:

Атомы фосфора имеют свободные d -орбитали, поэтому возможен переход одного
3s -электрона в 3d -состояние:

Отсюда валентность (спинвалентность) фосфора в нормальном состоянии равна трем, а в возбужденном – пяти.

Пример 2. Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое строение имеют молекулы типа АВ_n если связь в них образуется за счет sp -, sp ² -, sp ³ - гибридизации орбиталей атома А?

Решение. Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только "чистых" АО, но и "смешанных", так называемых гибридных, АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей (q) равно числу исходных. Ответ на поставленный вопрос отражен в табл. 4.

Таблица 4.

Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул

Пример 3. Как метод молекулярных орбиталей (МО) описывает строение двухатомных гомоядерных молекул элементов, второго периода?

Решение. Метод валентных связей (ВС) не может объяснить целый ряд свойств и строение некоторых молекул (парамагнетизм молекулы О₂ ; большую прочность связей в молекулярных ионах и , чем, соответственно, в молекулах F₂ и O₂ ; наоборот, меньшую прочность связи в ионе , чем а молекуле N₂ ; существование молекулярного иона и неустойчивость молекулы Нe₂ и т.п.). Более плодотворным оказался другой подход к объяснению ковалентной связи – метод молекулярных орбита-лей (МО). В методе МО состояние молекулы описывается как совокупность электронных молекулярных орбиталей. При этом число молекулярных орбиталей равно сумме атомных орбиталей. Молекулярной орбитали, возникающей от сложения атомных орбиталей (АО), соответствует более низкая энергия, чем исходным орбиталям. Такая МО имеет повышенную электронную плотность в пространстве между ядрами, способствует образованию химической связи и называется связывающей. Молекулярной орбитали, образовавшейся от вычитания атомных, соответствует более высокая энергия, чем атомным орбиталям. Электронная плотность в этом случае сконцентрирована за ядрами атомов, а между ними равна нулю. Подобные МО энергетически менее выгодны, чем исходные АО, они приводят к ослаблению химической связи и называются разрыхляющими. Электроны, занимающие связывающие и разрыхляющие орбитали, называют соответственно связывающими (св) и разрыхляющими (разр) электронами. Заполнение молекулярных орбиталей происходит при соблюдении принципа Паули и правила Хунда по мере увеличения их энергии в такой последовательности:

На рис. 2. изображена энергетическая схема образования молекулярных орбиталей из атомных для двухатомных гомоядерных (одного и того же элемента) молекул элементов второго периода. Число связывающих и разрыхляющих электронов зависит от их числа в атомах исходных элементов.

Рис. 2. Энергетическая схема образования молекулярных
орбиталей из атомных для гомоядерных молекул второго периода

Следует отметить, что при образовании молекул В₂ , С₂ и N₂ энергия связывающей s2p_x -орбитали больше энергии связывающих p2p_y - и p2p_z -орбиталей, тогда как в молекулах О₂ и F₂ , наоборот, энергия связывающих p2p_y - и p2p_z -орбиталей больше энергии связывающей s2p_x -орбитали. Это нужно учитывать при изображении энергетических схем (рис. 2) соответствующих молекул.

Порядок связи в молекуле определяется разностью между числом связывающих и разрыхляющих орбиталей, деленный на два. Порядок связи может быть равен нулю (молекула не существует), целому или дробному положительному числу.

Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляются формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s -, p -, d -, f - орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами s p d j.

Так, электронная конфигурация молекул О₂ описывается следующим образом:

.

Буквами КК показано, что четыре 1 s -электрона (два связывающих и два разрыхляющих) практически не оказывают влияния на химическую связь.

Контрольные вопросы

61.Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды?

62.Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов? определите, какая из связей: HI, ICI, BrF – наиболее полярна.

63.Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NN⁺ ₄ и ВF^- ₄ ? Укажите донор и акцептор.

64.Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы BeCl₂ и тетраэдрическое СН₄ ?

65.Какую ковалентную связь называют s-связью и какую p-связью? Разберите на примере строения молекулы азота.

66.Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?

67.Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная неспаренными электронами?

68.Что называют электрическим моментом диполя? Какая из молекул HCl, НВr, HI имеет наибольший момент диполя? Почему?

69.Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк – имеют указанные структуры?

70.Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекул H₂ S и линейное молекулы CO₂ ?

71.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы Нe₂ и молекулярного иона Нe⁺ ₂ по методу молекулярных орбиталей. Как метод МО объясняет устойчивость иона Нe⁺ ₂ и невозможность существования молекулы He₂ ?

72.Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему Н₂ О и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?

73.Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих
ионов в нейтральные атомы.

74.Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень окисления атома углерода и его валентность, обусловленную числом неспаренных электронов, в соединениях СН₄ , СН₃ ОН, НСООН, CO₂ .

75.Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти сипы и какова их природа?

76.Нарисуйте энергетическую схему образовании молекулярного иона H₂ и молекулы H₂ по методу молекулярных орбиталей. Где энергия связи больше? Почему?

77.Какие электроны атома бора участвуют в образовании ковалентных связей? Как метод валентных связей (ВС) объясняет симметричную треугольную форму молекулы BF₃ ?

78.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы О₂ по методу молекулярных орбиталей (МО). Как метод МО объясняет парамагнитные свойства молекулы кислорода?

79.Нарисуйте энергетическую схему образования молекул F₂ по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле?

80.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы N₂ по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле?

Энергетика химических процессов
(термохимические расчеты)

При решении задач этого раздела см. табл. 5.

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q , поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии DU и на совершение работы A :

Q = DU + A

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U - веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс DU = U ₂ – U ₁ , где DU – изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U ₁ в конечное U ₂ . Если U ₂ > U ₁ , то DU > 0. Если U ₂ < U ₁ , то DU < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении
А = p D V , где DV – изменение объема системы (V ₂ – V ₁ ). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (p -const, T -const) теплота

Q_p = DU + p DV,

Q_p = (U ₂ – U ₁ ) + p (V ₂ – V₁ );

Q_p = (U ₂ + pV ₂ ) – (U ₁ + pV ₁ ).

Сумма U + pV обозначим через Н , тогда:

Q_p = Н ₂ – Н ₁ = DН.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q _р равна изменению энтальпии системы DН (если единственным видом работы является работа расширения):

Q_p = DН.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (DН ) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; T =const), при котором DV = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Q_V = DU .

Теплоты химических процессов, протекающих при p , T =const и V , T =const, называют тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и DН < 0
(H ₂ < H ₁ ), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и DН > 0
(H ₂ > H ₁ ). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через DН .

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (DH _х.р ) равен сумме теплот образования DH _обр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции

. (1)

Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС1₃ и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими. В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Q_p , равные изменению энтальпии системы DH . Значение DН приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г – газообразное,. ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.

Если в результате реакции выделяется теплота, то DH < 0. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

Таблица 5.

Стандартные теплоты (энтальпии)
образования D H ^о ₂₉₈ некоторых веществ

Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением

C₂ H₆ (г) + 3½O₂ = 2 CO₂ (г) + 3H₂ O (ж); DH _х.р = -1559,87 кДж

Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО₂ (г) и Н₂ О(ж) (табл. 5).

Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях . Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25^о С (298 К) и 1,013× 10⁵ Па, и обозначают через DH ^о ₂₉₈ . Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются, и тепловой эффект обозначается через DН . Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:

2С (графит) + 3Н₂ (г) = С₂ Н₆ (г); DН = ?

исходя из следующих данных:

а) С₂ Н₆ (г) + 3 ½О₂ (г) = 2СО₂ (г) + 3Н₂ О(ж); DН = -1559,87 кДж

б) С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г); DН = -393,51 кДж

в) Н₂ (г) + ½О₂ = Н₂ О(ж); DН = -285,84 кДж

На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (а) – на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С₂ Н₆ = 3 ½О₂ – 2С – 2О₂ – 3Н₂ – 3/2О₂ = 2СО₂ + 3Н₂ О – 2СО₂ – 3Н₂ О

DН = -1559,87 – 2(-393,51) – 3(-285,84) = +84,67 к Дж;

DН = -1559,87 + 787,02 + 857,52; С₂ Н₂ = 2С + 3Н₂ ;

DН = +84,67 кДж

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то = -84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю:

Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

С₂ Н₅ ОН(ж) + 3О₂ (г) = 2СО₂ (г) + 3Н₂ О(ж); DН = ?

Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С₂ Н₅ ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С₂ Н₅ ОН(г); СО₂ (г); Н₂ О(ж) (см. табл. 5).

Решение . Для определения DН реакции необходимо знать теплоту образования С₂ Н₅ ОН(ж). Последнюю находим из данных:

С₂ Н₅ ОН(ж) = С₂ Н₅ ОН(г); DН = +42,36 кДж.

+42,36 = -235,31 – ;

= -235,31 – 42,36 = -277,67 кДж.

Вычисляем DН реакции, применяя следствия из закона Гесса:

DН _х.р = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.

Контрольные вопросы

81.Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂ O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа. Ответ : 2543,1 кДж.

82.Газообразный этиловый спирт С₂ Н₅ ОН можно получить при взаимодействии этилена С₂ Н₄ (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ : -45,76 кДж.

83.Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО₂ (г); DН = -13,18 кДж.

СО(г) + ½О₂ (г) = СО₂ (г); DН = -283,0 кДж.

Н₂ (г) + ½О₂ (г) = Н₂ О(г); DН = -241,83 кДж.

Ответ : +27,99 кДж.

84.При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS₂ (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ : +65,43 кДж.

85.Напишите термохимическое уравнение реакции между СО(г) и водородом, в результате которой образуются СН₄ (г) и Н₂ О(г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ : 618,48 кДж.

86.Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NO, исходя из следующих термохимических уравнений:

4NH₃ (г) + 5O₂ (г) = 4NO(г) + 6 H₂ O(ж); DН = -1168,80 кДж.

4NH₃ (г) + 3O₂ (г) = 2N₂ (г) + 6 H₂ O(ж); DН = 1530,28 кДж.

Ответ : 90,37 кДж.

87.Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ : 78,97 кДж.

88.Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана, исходя из следующих термохимических уравнений:

Н₂ (г) + 1/2О₂ (г) = Н₂ О(ж); DН = -285,84 кДж.

С(к) + О₂ (г) = СО₂ (г); DН = -393,51 кДж.

СН₄ (г) + 2О₂ (г) = 2Н₂ О(ж) + СО₂ (г); DН = -393,51 кДж.

Ответ : -74,88 кДж.

89.Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:

Са(к) + 1/2О₂ (г) = СаО(к); DН = -635,60 кДж.

Н₂ (г) + 1/О₂ (г) = Н₂ О(ж); DН = -285,84 кДж.

СаО(к) + Н₂ О(ж) = Са(ОН)₂ (к); DН = -65,06 кДж.

Ответ : -986,50 кДж.

90.Тепловой эффект какой реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С₆ Н₆ (ж). Ответ : +49,03 кДж.

91.Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂ Н₂ , если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ : 924,88 кДж.

92.При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ : 452,37 кДж.

93.Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:

СН₃ ОН(ж) + 3/2О₂ (г) = СО₂ (г) + 2Н₂ О(ж); DН = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН₃ ОН(ж) равна +37,4 кДж. Ответ : -726,62 кДж.

94.При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂ Н₅ ОН(ж). Ответ:
-277,67 кДж/моль.

95.Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением:

С₆ Н₆ (ж) + 7¹ /2О₂ (г) = 6СО₂ (г) +ЗН₂ О(г); DН = ?

Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж.

95. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂ Н₆ (г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 63742,86 кДж.

97. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:

4NH₃ (г) + 3O₂ (г) = 2N₂ (г) + 6Н₂ 0(ж); DН = -1530,28 кДж.

Вычислите теплоту образования NH₃ (г). Ответ: - 46,19 кДж/моль.

98.При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS. Ответ: - 100,26 кДж/моль.

99.При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С₂ Н₂ (г). Ответ: 226,75 кДж/моль.

100. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО(к) и Н₂ О(ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция. Ответ: -635,6 кДж.

Химическое сродство

При решении задач этого раздела см. табл. 5-7.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая – с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U , энтальпия И, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S , U , H , V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п., – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (DS ) зависит только от начального (S ₁ ) и конечного (S ₂ ) состояния и не зависит от пути процесса:

(2)

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка »Т DS . Энтропия выражается в Дж/(моль • К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н ) и стремления к беспорядку (TS ). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают DG , можно найти из соотношения:

DG = (Н ₂ – Н ₁ ) – (TS ₂ – TS ₁ ); DG = DН – Т DS .

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (DG ), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

(3)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения DG . Если DG < 0, процесс принципиально осуществим; если DG > 0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше DG , тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором DG = 0 и DН = Т DS .

Из соотношения DG = DН – Т DS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых DН > 0 (эндотермические). Это возможно, когда DS > 0, но |Т DS | > |DН |, и тогда DG < 0. С другой стороны, экзотермические реакции ( DН < 0) самопроизвольно не протекают, если при DS < 0 окажется, что DG > 0.

Таблица 6.

Стандартная энергия Гиббса образования
D G ^о ₂₉₈ некоторых веществ

Пример 1 . В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?

Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. 8 кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядочение и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

Пример 2 . Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

СН₄ (г) + СО₂ (г) 2СО(г) + 2Н₂ (г)

Решение . Для ответа на вопрос следует вычислить DG ^о ₂₉₈ прямой реакции. Значения DG ^о ₂₉₈ соответствующих веществ приведены в табл. 6. Зная, что DG есть функция состояния и что DG для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим DG ^о ₂₉₈ процесса:

DG ^о ₂₉₈ = 2(-137,27) + 2(0) – (-50,79 – 394,38) = +170,63 кДж.

То, что DG ^о ₂₉₈ > 0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1,013 × 10⁵ Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

Таблица 7.

Стандартные абсолютные энтропии S ^о ₂₉₈ некоторых веществ

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 5) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 7) вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО(г) + Н₂ О(ж) = СО₂ (г) + Н₂ (г)

Решение . DG ^o = DH ^o – T DS ^o ; DH и DS – функции состояния, поэтому:

Пример 4. Реакция восстановления Fe₂ O₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂ O₃ (к) + 3Н₂ (г) = 2Fe(к) + 3Н₂ О(г); DН = +96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии DS = 0,1387 кДж/(моль× К)? При какой температуре начнется восстановление Fe₂ O₃ ?

Решение . Вычисляем DG ^o реакции:

DG = DH – T DS = 96,61 – 298 × 0,1387 = +55,28 кДж.

Так как DG > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой DG = 0:

Следовательно, при температуре » 696,5 К начнется реакции восстановления Fe₂ O₃ . Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 5. Вычислите DН ^o , DS ^o и DG ^o _T реакции, протекающей по уравнению:

Fe₂ O₃ (к) + 3С = 2Fe + 3СО

Возможна ли реакция восстановления Fe₂ O₃ углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение . DН ^o _х.р и DS ^o _х.р находим из соотношений (1) и (2) так же, как в примере 3:

DН ^o _х.р = [3(-110,52)+2× 0] – [-822,10+3× 0] = -331,56+882,10 = 490,54 кДж;

DS ^o _х.р = (2× 27,2 + 3× 197,91) – (89,96 + 3× 5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG ^o _T = DН ^o – Т DS :

Так как DG ₅₀₀ > 0, а DG ₁₀₀₀ < 0, то восстановление Fe₂ О₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Контрольные вопросы

101. Вычислите DG ^о ₂₉₈ для следующих реакций:

а) 2NaF(к) + Cl₂ (г) = 2NaCl(к) + F₂ (г)

б) PbO₂ (к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnO(к)

Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить PbO₂ цинком по реакции (б)? Ответ : +313,94 кДж; -417,4 кДж.

102. При какой температуре наступит равновесие системы:

4НСl(г) + О₂ (г) 2Н₂ О(г) + 2С1₂ (г); DH = -114,42 кДж?

Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.

103. Восстановление Fe₃ O₄ оксидом углерода идет по уравнению:

Fe₃ О₄ (к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂ (г)

Вычислите DG ^о ₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно DS ^о ₂₉₈ в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/ (моль • К).

104. Реакция горения ацетилена идет по уравнению:

С₂ Н₂ (г)+ 5/20₂ (г) = 2С0₂ (г) + Н₂ О(ж)

Вычислите DG ^о ₂₉₈ и DS ^о ₂₉₈ . Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/ (моль • К).

105. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? вычислите DS ^о ₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/ (моль • К); б) -3,25 Дж/ (моль • К).

106. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:

Н₂ (г) + СО₂ (г) = СО(г) + Н₂ О(ж); DН = -2,85 кДж?

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите DG ^о ₂₉₈ этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.

107. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

2NO(г) + O₂ (г) 2NO₂ (г)

Ответ мотивируйте, вычислив DG ^о ₂₉₈ прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.

108. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ, вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

NH₃ (г) + HCl(г) = NH₄ Cl(к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно? Ответ: -92,08 кДж.

109. При какой температуре наступит равновесие системы:

СО(г) + 2Н₂ (г) СН₃ ОН(ж); DH = -128,05 кДж?

Ответ: »385,5 К.

110. При какой температуре наступит равновесие системы:

СН₄ (г) + СО₂ (г) = 2СО(г) + 2Н₂ (г); DН = +247,37 кДж?

Ответ: » 961,9 К.

111. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

4NН₃ (г) + 5О₂ (г) = 4NО(г) + 6Н₂ О(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: - 957,77 кДж.

112. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО₂ (г) + 4Н₂ (г) = СН₄ (г) + 2Н₂ О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -130,89 кДж.

113. Вычислите DН ^o , DS ^o и DG ^o _T реакции, протекающей по уравнению:

Fe₂ O₃ (к) + ЗН₂ (г) = 2Fe(к) + 3Н₂ О(г)

Возможна ли реакция восстановления Fе₂ О₃ водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ : +96,61 кДж; 138,83 Дж/К; 27,2 кДж; -181,05 кДж.

114.Какие из карбонатов: ВеСО₃ или BaCO₃ – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂ ? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив DG ^о ₂₉₈ реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж;
-216,02 кДж.

115.На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО(г) + 3Н₂ (г) = СН₄ (г) + Н₂ О(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: - 142,16 кДж.

116. Вычислите DН ^o , DS ^o и DG ^o _T реакции, протекающей по уравнению:

ТiO₂ (к) + 2С(к) = Ti(к) + 2СO(г)

Возможна ли реакция восстановления TiO₂ углеродом при температурах 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; +358,02 кДж; -371,66 кДж.

117. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих «веществ вычислите DG ^о ₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

С₂ Н₄ (г) + 3О₂ (г) = 2СО₂ (г) + 2Н₂ О(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -1331,21 кДж,

118. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fе₃ О₄ , протекающая по уравнению:

Fe₃ O₄ (к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂ (г); DН = + 34,55 кДж.

Ответ: 1102,4 К.

119. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:

РС1₅ (г) = РС1₃ (г) + Сl₂ (г); DН = + 92,59 кДж.

Ответ: 509 К.

120. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2СН₄ (г) = С₂ Н₂ (г) + 3Н₂ (г)

N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г)

С (графит) + О₂ (г) = СО₂ (г)

Почему в этих реакциях DS ^о ₂₉₈ > 0; <0; @ 0?

Ответ: 220,21 Дж/К; -198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.

Химическая кинетика и равновесие

Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство DG_{p , T} < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, DG ^о _{298, H 2 O} (г) = - 228,59 кДж/моль, а DG ^о _{298, А ll 3} (к) = -313;8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013 • 10⁵ Па возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н₂ (г) + ½О₂ (г) = Н₂ О (1)

2Аl(к) + 3l₂ (к) = 2Аll₃ (к) (2)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамическая природа вещества, Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:

2SO₂ (г) + O₂ (г) 2SO₃ (г)

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂ ]= a , [О₂ ] = b , [SO₃ ] = с. Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

v _пр = Ка ² b ; v _обр = К ₁ с ² .

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂ ] = 3а , [О₂ ] = 3 b ; [SO₃ ] = 3с . При новых концентрациях скорости v ’ прямой и обратной реакции:

v ’ _пр = К (3а )² (3b ) = 27Ка ² b ; v ’ _обр = К ₁ (3с )² = 9К ₁ с ² .

Отсюда:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃ .

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70^о С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции при температуре 70^о С больше скорости реакции при температуре 30^о С в 16 раз.

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:

СО(г) + Н₂ О(г) СО₂ (г) + Н₂ (г)

при 850^о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх =3 моль/л, [Н₂ О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

v _пр К ₁ [СО][Н₂ 0]; v _обр = К₂ [С0₂ ][Н₂ ];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К _р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂ ]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂ О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂ . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

[СО₂ ]_р = [Н₂ ]_р = х моль/л; [СО]_р = (3 – х ) моль/л;

[Н₂ О]_р = (2 – х ) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х , а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО₂ ]_р = 1,2 моль/л;

[Н₂ ]_р = 1,2 моль/л;

[СО]_р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н₂ О]_р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

PCl₅ (г) РСl₃ (г) + Сl(г); DН = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl₅ ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl₅ эндотермическая (DН > 0) то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РС1₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl₅ , так и уменьшением концентрации РС1₃ или С1₂ .

Контрольные вопросы

121. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям: а) S(к) + O₂ = SO₂ (к); б) 2SO₂ (г) + O₂ = 2SO₃ (г)

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

122.Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N₂ + 3Н₂ 2NH₃ . Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?

123.Реакция идет по уравнению N₂ + О₂ =2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N₂ ] = 0,049 моль/л; [О₂ ] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0,005 моль/л. Ответ: [N₂ ] = 0,0465 моль/л; [О₂ ] = 0,0075 моль/л.

124. Реакция идет по уравнению N₂ + 3H₂ =2NH₃ . Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂ ] = 0,80 моль/л; [H₂ ] = 1,5 моль/л; [NN₃ ] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂ ] = 0,5 моль/л. Ответ: [NН₃ ]= 0,70 моль/л; [Н₂ ] = 0,60 моль/л.

125. Реакция идет по уравнению Н₂ + 1₂ = 2Н1. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [Н₂ ] = 0,04 моль/л; [l₂ ] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [Н₂ ] = 0,03 моль/л. Ответ: 3,2 • 10^-4 ; 1,92 • 10^-4 .

126. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80^o С. Температурный коэффициент скорости реакций 3.

127.Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60°С, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?

128.В гомогенной системе СО + Cl₂ COCl₂ равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,2 моль/л; [Cl₂ ] = 0,3 моль/л; [СОСl₂ ] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО. Ответ: К = 20; [Сl₂ ]_исх = 1,5 моль/л; [СО]_исх = 1,4 моль/л.

129.В гомогенной системе А + 2В С равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Ответ:
К =2,5; [A]_исх = 0,276 моль/л; [В]_исх = 0,552 моль/л.

130.В гомогенной газовой системе А + В С + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0,05 моль/л и [С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В, Ответ: [А]_исх = 0,22 моль/л; [B]_исх = 0,07 моль/л.

131.Константа скорости реакции разложения N₂ O, протекающей по уравнению 2N₂ O = 2N₂ + O₂ , равна 5 • 10^-4 . Начальная концентрация N₂ O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N₂ O. Ответ:
1,8 • 10^-2 ; 4,5 • 10^-3 .

132.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С₂ О + С 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО₂ уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

133.Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
С + H₂ О(г) CO + Н₂ . Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных паров?

134.Равновесие гомогенной системы

4HCl(г) + O₂ 2Н₂ O(г) + 2С1₂ (г)

установилось, при следующих концентрациях ревизующих веществ: [Н₂ О]_р = 0,14 моль/л; [Cl₂ ]_p = 0,14 моль/л; [НС1]_р = 0,20 моль/л; [О₂ ]_р = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Ответ: [НС1]_исх = 0,48 моль/л; [О₂ ]_исх =0,39 моль/л.

135. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

СО(г) + Н₂ О(г) СО₂ (г) + Н₂ (г)

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СO]_р = 0,004 моль/л; [Н₂ О]_р = 0,064 моль/л; [СО₂ ]_р = 0,016 моль/л; [Н₂ ]_р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Ответ : К = 1; [Н₂ О]_исх = 0,08 моль/л; [С0]_исх = 0,02 моль/л.

136.Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + H₂ O(г) СО₂ + Н₂ (г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [СО]_исх =0,10 моль/л; [H₂ O]_исх = 0,40 моль/л. Ответ: [СО₂ ]_р = [H₂ ]_p = 0,08 моль/л; [СО]_р = 0,02 мочь/л; [Н₂ О]_р = 0,32 моль/л.

137.Константа равновесия гомогенной системы N₂ + 3Н₂ 2NН₃ при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Ответ: [N₂ ]_р = 8 моль/л; [N₂ ]_исх =8,04 моль/л.

138.При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + О₂ 2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]_p = 0,2 моль/л; [O₂ ]_p = 0,1 моль/л; [NO₂ ]_p = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и О₂ . Ответ: К = 2,5; [NO]_исх =0,3 моль/л; [О₂ ]_исх = 0,15 моль/л.

139.Почему при изменении давления смещается равновесие системы N₂ + 3Н₂ 2NН₃ и не смещается равновесие системы N₂ + О₂ 2NО? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

140. Исходные концентрации [NО]_исх и [Cl₂ ]_исх в гомогенной системе 2NO + Cl₂ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Ответ: 0,416.

Способы выражения концентрации раствора

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.

Пример 1. Вычислите: а) процентную (С %); б) молярную (С _M ); в) эквивалентную (С_н ); г) моляльную (С_м ) концентрации раствора Н₃ РО₄ , полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³ . Чему равен титр T этого раствора?

Решение: а) Массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см³ воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно,

100 – С %

б) мольно-объемная концентрация, или молярность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения:

300 – 18

Молярность раствора получим делением числа граммов Н₃ РО4 в 1 л раствора на мольную массу Н₃ РО₄ (97,99 г/моль):

С_М = 61,86/97,99 = 0,63 М ;

в) эквивалентная концентрация, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Так как эквивалентная масса НзРО₄ = М /3 = 97,99/3 =32,66 г/моль, то

С _Н = 61,86/32,66 = 1,89 н.;

г) мольно-массовая концентрация, или моляльность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 100 г растворителя. Массу Н₃ РО₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения:

1000 – х

Отсюда С _М = 63,83/97,99 =0,65 м.

Титром раствора называется число граммов растворенного вещества в 1 см³ (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/см³ .

Зная нормальность раствора и, эквивалентную массу (m _Э ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле:

Т = С _Н m _Э /1000.

Пример 2. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 0,5 н. 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.:

V ₁ /V ₂ = C _H2 /C _H1 или V ₁ C _H1 = V ₂ C _H2 .

50С_Н1 = 25 • 0,5, откуда С_{H 1} = 25 • 0,5/50 = 0,25 н.

Пример 3. К 1 л 10%-ного раствора КОН (пл. 1,092 г/см³ ) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (пл. 1,045 г/см³ ). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10%-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится 1092 • 10/100 = 109,2 г КОН. Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045 • 0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится 522,5 • 5/100 =26,125 г КОН.

В общем объеме полученного раствора (2 л) содержание КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора С_М = 135,325/2 • 56,1 =1,2 М, где 56,1 г/моль – мольная масса КОН.

Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/см³ потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

Решение. Эквивалентная масса H₂ SO₄ = M / 2 = 98, 08/2 = 49,04 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н. раствора требуется 49,04 • 0,4 • 3 = 58, 848 г H₂ SO₄ . Масса 1 см³ 96%-ной кислоты 1 ,84 г. В этом растворе содержится 1,84 • 96/100 = 1,766 г Н₂ SО₄ .

Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять 58,848 : 1,766 = 33,32 см³ этой кислоты.

Контрольные вопросы

141. Вычислите молярную и эквивалентную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/см³ . Ответ: 2,1 М; 4,2 н.

142.Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH плотностью 1,328 г/см³ ? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите процентную концентрацию полученного раствора. Ответ: 9,96 н.; 6,3%.

143.К 3 л 10%-ного раствора НNО₃ плотностью 1,054 г/см прибавили 5 л
2%-ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см³ . Вычислите процентную и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8 л. Ответ: 5,0%; 0,82 М.

144. Вычислите эквивалентную и меняльную концентрации 20,8%-ного раствора НNО₃ плотностью 1,12 г/см³ . Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора? Ответ: 3,70 н.; 4,17 м; 931,8 г.

145.Вычислите молярную, эквивалентную и моляльную концентрации
16%-ного раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/см³ . Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 м.

146.Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см³ 0,3 н. раствора H₂ SO₄ прибавить 125 см³ 0,2 н. раствора КОН? Ответ: 0,14 г КОН.

147.Для осаждения в виде АgСl всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора АgNО₃ , потребовалось 50 см³ 0,2 н. раствора HCl. Какова нормальность раствора АgNО₃ ? Какая масса AgCl выпала в осадок? Ответ: 0,1 н.; 1,433 г.

148.Какой объем 20,01%-ного раствора HCl (пл. 1,100 г/см³ ) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (пл. 1,050 г/см³ )? Ответ : 485,38 см³ .

149. Смешали 10 см³ 10%-ного раствора HNO₃ (пл. 1,056 г/см³ ) и 100 см³ 30%-ного раствора HNO₃ (пл. 1,184 г/см³ ). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора. Ответ : 28,38%.

150. Какой объем 50%-ного раствора КОН (пл. 1,538 г/см³ ) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (пл. 1,048 г/см³ )? Ответ : 245,5 см³ .

151. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрий (пл. 1,105 г/см³ ) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (пл. 1,02 г/см³ )? Ответ: 923,1 см³ .

152. На нейтрализацию 31 см³ 0,16 н. раствора щелочи требуется 217 см³ раствора H₂ SО₄ . Чему равны нормальность и титр раствора H₂ SО₄ ? Ответ: 0,023 н.; 1.127х10^-3 г/см³ .

153. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см³ ? Ответ: 26,6 см³ .

154. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см³ раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты. Ответ: 0,53 н.

155. Какая масса HNO₃ содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н. раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH? Ответ: 0,882 г, 0,016 г/см³ .

156. Какую массу NаNО₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г.

157. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCl. Чему равна процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 32,5%.

158. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 45,72%.

159. Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна процентная концентрация оставшегося раствора? Ответ: 84%.

160. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного раствора? Ответ: 16,7%.

Свойства растворов

Пример 1. Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы С₆ Н₁₂ О₆ .

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры, кипения раствора (Dt ) no сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнением:

, (1)

где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константа. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52°; m и М – соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса; m ₁ – масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2%-ного раствора С₆ Н₁₂ О₆ находим из формулы (1):

.

Вода кристаллизуется при 0°С, следовательно, температуры кристаллизации раствора 0 – 0,21 = -0,21°С.

Из формулы (1) находим и повышение температуры кипения 2%-ного раствора:

.

Вода кипит при 100°С, следовательно, температура кипения этого растворе
100 + 0,06 = 100,06°С.

Пример 2. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты C₆ H₅ COOH в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529°С. Температура кипения сероуглерода 46,3°С, Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения Dt = 46,529 – 46,3 = 0,229°. Мольная масса бензойной кислоты 122 г/моль. Из формулы (1) находим эбуллиоскопическую константу:

.

Пример 3. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при -0,279°С. Вычислить мольную массу глицерина.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0°С, следовательно, понижение температуры кристаллизации Dt = 0 – (-0,279) = 0,279°. Масса глицерина т (г), приходящаяся на 1000 г воды,

.

Подставляя в уравнение

(2)

данные, вычисляем мольную массу глицерина:

.

Пример 4. Вычислите процентную концентрацию водного раствора мочевины (NH₂ )₂ CO, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна -0,465°С.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0°С, следовательно, Dt = 0 – (-0,465) = 0,465°. Мольная масса мочевины 60 г/моль. Находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 100 г воды, из формулы (2):

.

Общая масса раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет 1000 + 15 = 1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения:

в 1015 г раствора – 15 г вещества.

" 100" " - х " " х = 1,48%.

Контрольные вопросы

161.Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,296°С. Температура кристаллизации бензола 5,5°С. Криоскопическая константа 5,1°. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Ответ: 128 г/моль.

162.Вычислите процентную концентрацию водного раствора сахара С₁₂ Н₂₂ О₁₁ , зная, что температура кристаллизации раствора -0,93°С. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 14,6%.

163. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH₂ )₂ CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: -1,03° С.

164. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры C₁₀ H₁₆ O в 100 г бензола, кипит при 80,714°С. Температура кипения бензола 80,2°С. Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола. Ответ: 2,57°.

165. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глицерина C₃ H₅ (ОН)₃ , зная, что этот раствор кипит при 100,39°С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°. Ответ: 6,45%.

166. Вычислите мольную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при -0,279°С. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 60 г/моль.

167.Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С₁₀ Н₈ в бензоле. Температура кипения бензола 80,2°С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57°. Ответ : 81,25°С.

168.Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при –0,465° С. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 342 г/моль.

169.Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 4,25 г антрацена С₁₄ Н₁₀ в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718°С. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65°С. Ответ: 3,9°.

170.При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его повысилась на 0,81°. Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе. Эбуллиоскопическая константа бензола 2,57°. Ответ: 8.

171.Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна –0,558°С. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ : 442 г/моль.

172.Какую массу анилина C₆ H₅ NH₂ следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53°. Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12°. Ответ: 1,16 г.

173.Вычислите температуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта C₂ H₅ OH. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: –0,82°С.

174.Сколько граммов мочевины (NN₂ )₂ СО следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465°? Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 1,12 г.

175.Вычислите процентную концентрацию водного раствора глюкозы C₆ H₁₂ O₆ , зная, что этот раствор кипит при 100,26°С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°. Ответ: 8,25%.

176.Сколько граммов фенола C₆ H₅ OH следует растворить в 125 г бензола; чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7°? Криоскопическая константа бензола 5,1°. Ответ: 3,91 г.

177. Сколько граммов мочевины (NН₂ )₂ СО следует растворить в 250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,26°? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°. Ответ: 7,5 г.

178.При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в 125 г воды температура кристаллизации понижается на 0,372°. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 92 г/моль.

179.Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С₃ Н₇ ОН. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°.Ответ: 101,52°С.

180.Вычислите процентную концентрацию водного раствора метанола СН₃ ОН, температура кристаллизации которого –2,79°С. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ : 4,58%.

Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена

При решении задач этого раздела см. табл. 9,12 приложения.

Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.

В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения,

Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) Pb(NO₃