О. А. АНТРОПОВА В. В. ВАЙТНЕР Е. Г. ПЕЧЁРСКИХelar.urfu.ru/bitstream/10995/59656/1/978-5-7996-2361-6_2018.pdf · ной соли и кислоты образуется

ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

О. А. АНТРОПОВАВ. В. ВАЙТНЕРЕ. Г. ПЕЧЁРСКИХ

7 7 2 1

Министерство образования и науки Российской Федерации Уральский федеральный университет

имени первого Президента России Б. Н. Ельцина

О. А. Антропова, В. В. Вайтнер, Е. Г. Печёрских

ХИМИЯУчебно-методическое пособие

Рекомендовано методическим советом Уральского федерального университета

для студентов вуза, обучающихся по направлению 08.03.01 — Строительство зданий и сооружений

Екатеринбург Издательство Уральского университета

2018

УДК 54(075.8) ББК 24я73

А72

Рецензенты:кафедра химии и процессов горения УрИ ГПС МЧС России

(завкафедрой канд. хим. наук, доц. А. В. Кокшаров); канд. хим. наук, научный сотрудник ИВТЭ УрО РАН

Е. В. Никитина

Научный редактор — д-р хим. наук, доц. М. Г. Иванов

А72Антропова, О. А.Химия : учебно-метод. пособие / О. А. Антропова, В. В. Вайтнер, Е. Г. Печёрских. — Екатеринбург : Изд-во Урал. ун-та, 2018. — 119, [1] с.ISBN 978-5-7996-2361-6

Пособие содержит теоретический материал, примеры решения и оформления заданий, задачи для самостоятельного выполнения и лабораторные работы. В пособии приведены необходимые спра-вочные материалы.

УДК 54(075.8) ББК 24я73

ISBN 978-5-7996-2361-6 © Уральский федеральный университет, 2018

3

1. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1.1. Основные понятия

Химические вещества могут быть простыми и сложны-ми. Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Сложные неорганические соединения делят на три основных класса — оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды — соединения элементов с кислородом.Если элементы проявляют переменную степень окисления,

то образуют оксиды различного состава, что учитывают в назва-нии оксида: Al2O3 — оксид алюминия; N2O3 — оксид азота (III).

Оксиды делят на несолеобразующие и солеобразующие. Несолеобразующие оксиды весьма немногочисленны, напри-мер, CO, NO, N2O. Среди солеобразующих оксидов в соответ-ствии с химическими свойствами выделяют основные, кислот-ные и амфотерные.

Основные оксиды образуют только типичные металлы в степени окисления +1, +2 (не всегда).

Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в высоких степенях окисления (+6, +7). Оксиды неметаллов —

SO2, P2O5, оксиды металлов — Cr O+6

3 , Mn O+7

2 7 .Амфотерные оксиды образуют металлы в степени окисления

+3, +4, +5, иногда +2. Амфотерные оксиды некоторых метал-лов в степени окисления +2 — ZnO, PbO, SnO, BeO — следует

4

| 1. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ |

запомнить. Амфотерные оксиды сочетают свойства основных и кислотных оксидов.

Гидроксиды — соединения, в состав которых входят элемент (Э), кроме фтора и кислорода, и гидроксогруппы OH.

Гидроксиды делят на три группы — основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные. Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид, причем в паре «оксид — соответствующий гидроксид» одина-ковы кислотно-основной характер соединений и их отноше-ние к воде.

Na O – основной оксид,реагирует с водой;

NaOH –осно2 � � � � � � � � � �

� � � � ввание,растворимое в воде.� � �мно

SiO – кислотный оксид,нерастворимый в воде;

H SiO –к2

2 3

� � � � � � � � � �� иислота,в воде не растворяется.��

мно

SnO – амфотерный оксид,нерастворимый в воде;

Sn OH –2

� � � � � � � � � ��( ) аамфотерный гидроксид,нерастворимый в воде.� � ��

мнп

оп

Основания — гидроксиды, которые в водных растворах диссо-циируют (распадаются) с образованием гидроксид-ионов (OH-).

Название оснований составляют из слова «гидроксид» и на-звания элемента с указанием степени окисления, если степень окисления переменна, например: Ca (OH)2 — гидроксид каль-ция, Fe (OH)3 — гидроксид железа (III). Растворимые в воде основания называют щелочами. Растворимые основания обра-зуют щелочные и щелочноземельные металлы.

Кислоты — соединения, которые в водных растворах дис-социируют с образованием ионов водорода (H+). В формулах кислот атомы водорода ставят на первое место: НnЭOm. Помимо кислородсодержащих кислот, существуют бескислородные кис-лоты (H2S, HF, HCl, HBr, HI), не входящие в класс гидроксидов.

Амфотерные гидроксиды обладают свойствами оснований и кислот. Формулы и названия амфотерных гидроксидов при-

| 1.2. Химические свойства основных классов неорганических веществ |

5

нято составлять аналогично формулам оснований, однако для удобства им можно придать и форму кислот:

Zn (OH)2 — гидроксид цинка (или H2ZnO2 — цинковая кислота).

Соли — вещества, которые состоят из основных и кислот-ных остатков. Так соль CuSO4 состоит из основного остатка — катиона металла Cu 2+ и кислотного остатка — SO4

2-.По составу выделяют три группы солей: средние, кислые

и основные. Средние соли не содержат в своем составе гидрок-согрупп и способных замещаться на металл ионов водорода: CuCl2, Na2CO3. Кислые соли содержат в составе кислотного остатка ион водорода: КHCO3, CaHPO4, NaH2PO4. Основные соли содержат в составе остатка основания гидроксогруппу: CuOHNO3, Fe (OH)2Cl.

1.2. Химические свойства основных классов  неорганических веществ

Оксиды• Отношение к воде. Из основных оксидов с водой реагируют только оксиды ще-лочных (IА подгруппа) и щелочноземельных (IIА подгруп-па, кроме Be и Mg) металлов, в результате образуются рас-творимые основные гидроксиды — щелочи:

BaO + H2O = Ba (OH)2

Большинство кислотных оксидов реагируют с водой, в ре-зультате образуются растворимые кислотные гидроксиды — кислородсодержащие кислоты: SO3 + H2O = H2SO4

6


Некоторые кислотные оксиды, в том числе SiO2, с водой не реагируют.

Амфотерные оксиды с водой не реагируют.• Кислотно-основные взаимодействия, в результате кото-

рых образуются соли. Реагируют только вещества, одно из которых проявляет кис-лотные свойства, а другое — основные. Амфотерные оксиды в реакциях с кислотами и кислотными оксидами проявляют основные свойства, в реакциях со щелочами и основными оксидами — кислотные свойства.

MgO + SiO2 = MgSiO3 основной кислотный соль оксид оксид

BaO + Al2O3 = Ba (AlO2)2 основной амфотерный соль оксид оксид

BaO + 2HNO3 = Ba (NO3)2 + H2O основной кислота соль оксид

N2O5 + PbO = Pb (NO3)2 кислотный амфотерный соль оксид оксид

P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O кислотный основание соль оксид

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O амфотерный кислота соль оксид

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O амфотерный основание соль оксид (щелочь)

| 1.2. Химические свойства основных классов неорганических веществ |

7

Гидроксиды• Гидроксиды вступают в кислотно-основные взаимодей-

ствия, в результате которых образуются соли: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

основание кислотный соль оксид

Cu (OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O основание кислота соль

2NaOH + PbO = Na2PbO2 + H2O основание амфотерный соль оксид

2NaOH + Pb (OH)2 = Na2PbO2 + 2H2O основание амфотерный соль гидроксид

2H3PO4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O кислота основной соль оксид

H2SO4 + SnO = SnSO4 + H2O кислота амфотерный соль оксид

H2SO4 + Sn(OH)2 = SnSO4 + 2H2O кислота амфотерный соль гидроксид Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявля-

ют основные свойства: 2Al (OH)3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 6H2O

со щелочами (основаниями) — кислотные свойства: H3AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O или H3AlO3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

8


• Основания и кислоты реагируют с солями, если в ре-зультате образуется осадок или слабый электролит. Сла-бые кислоты — H3PO4, H2CO3, H2SO3, H2SiO3 и другие.

2NaOH + NiSO4 = Ni (OH)2↑ + Na2SO4 основание соль

3H2SO4 + 2Na3PO4 = 2H3PO4 + 3Na2SO4

кислота соль Бескислородные кислоты вступают в те же реакции, что

и ранее рассмотренные кислородсодержащие кислоты.Соли• Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами,

кислотами, солями. Примеры соответствующих реак-ций приведены при рассмотрении свойств гидроксидов.

Сведений о растворимости кислых и основных солей нет в таблице, следует помнить, что все кислые соли растворимы, основные соли — нерастворимы.

• Кислые и основные соли обладают всеми свойства-ми солей, взаимодействуют со щелочами и кислотами. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами — основные соли переходят в средние.

Na2HPO4 + NaOH = Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + 2HCl = H3PO4 + 2NaCl FeOHCl2 + HCl = FeCl3 + H2O FeOHCl2 + 2NaOH = Fe (OH)3↓ + 2NaCl

1.3. Примеры решения задач

Задача 1. Напишите молекулярные уравнения возможных реакций:

Na2SO3 + CaCl2 →

| 1.3. Примеры решения задач |

9

KOH + KHSO3 → Na3PO4 + HCl → K2S + NaCl → CrCl3 + HNO3 → K2SiO3 + NaOH → Решение.При взаимодействии Na2SO3 и CaCl2 образуется малораство-

римое вещество CaSO3. Молекулярное уравнение реакции: Na2SO3 + CaCl2 = CaSO3 + 2NaCl

При взаимодействии KOH и KHSO3 образуется слабый электролит — вода.

Молекулярное уравнение реакции: KOH + KHSO3 = K2SO3 + H2O

При взаимодействии Na3PO4 и HCl образуется слабая кис-лота — H3PO4.

Молекулярное уравнение реакции: Na3PO4 + 3HCl = 3NaCl + H3PO4

Реакции K2S + NaCl ≠ CrCl3 + HNO3 ≠ K2SiO3 + NaOH ≠ невозможны, так как не образуется осадок или слабый элек-тролит.

Задача 2. Напишите молекулярные уравнения возможных реакций с H2SO4 и NaOH:

CdO, SnO, SO2, Mg (OH)2, Be (OH)2, Ba (NO3)2, NaHCO3, (ZnOH)2SO4

10


Решение.CdO — основной оксид, с основанием не реагирует, реаги-

рует с кислотой, образуя соль и воду: CdO + H2SO4 = CdSO4 + H2O

SO2 — кислотный оксид, с кислотой не реагирует, реагирует с основанием, образуя соль и воду: SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

SnO — амфотерный оксид, реагирует с кислотой, проявляя основные свойства: SnO + H2SO4 = SnSO4 + H2O и с основанием, проявляя кислотные свойства: SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O

Mg (OH)2 — основание, с основанием не реагирует, реагиру-ет с кислотой, образуя соль и воду: Mg (OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2 H2O

Be (OH)2 — амфотерный гидроксид, реагирует с кислотой, проявляя основные свойства: Be (OH)2 + H2SO4 = BeSO4 + 2 H2O и с основанием, проявляя кислотные свойства: Be (OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O

Ba (NO3)2 — средняя соль, с основанием не реагирует — не выполняется условие прохождения реакций обмена. С кис-лотой реагирует с образованием малорастворимого вещества: Ba (NO3)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2 NaNO3

NaHCO3 — кислая соль, реагирует с кислотой с образовани-ем слабого электролита (кислоты) и средней соли:


11

2NaHCO3 + H2SO4 = 2H2CO3 + Na2SO4

и с основанием (щелочью) с образованием средней соли и воды: NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

(ZnOH)2SO4 — основная соль, реагирует с кислотой с обра-зованием средней соли и воды: (ZnOH)2SO4 + H2SO4 = 2ZnSO4 + 2H2O и с основанием с образованием осадка гидроксида и средней соли: (ZnOH)2SO4 + 2NaOH = 2Zn (OH)2 + Na2SO4

Задача 3. Напишите молекулярные уравнения реакций для превращений: AlOHSO4 ® Al2 (SO4)3 ® Al (OH)3 ® AlCl3 ® Al (NO3)3

KH2PO4 ® H3PO4 ® K3PO4

Решение.

AlOHSO Al SO Al OH AlCl Al NO41

2 4 3

2

3

33

43 3

ѕ®ѕ ѕ®ѕ ѕ®ѕ ѕ®ѕ( ) ( ) ( )1) В превращении AlOHSO4 ® Al2 (SO4)3 для удаления ио-

нов OH¯ следует добавить кислоту. При взаимодействии основ-ной соли и кислоты образуется слабый электролит — вода: 2AlOHSO4 + H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 2H2O

2) В превращении Al2 (SO4)3 ® Al (OH)3, чтобы ввести в со-став продукта ионы OH¯, следует добавить щелочь. В результа-те образуется нерастворимый гидроксид алюминия: Al2 (SO4)3 + 6NaOH = 2Al (OH)3 + 3Na2SO4

3) В превращении Al (OH)3 ® AlCl3 для удаления ионов OH¯ следует добавить кислоту. При взаимодействии амфотерного гидроксида и кислоты образуется слабый электролит — вода:

12


Al (OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O 4) В превращении AlCl3 ® Al (NO3)3 один из продуктов —

Al (NO3)3 — сильный растворимый электролит. Для того, что-бы выполнялось условие протекания реакции обмена, второй продукт, содержащий ионы Cl¯, должен быть нерастворимым, например, хлорид серебра (I): AlCl3 + 3AgNO3 = Al (NO3)3 + 3AgCl

KH PO H PO K PO2 41

3 42

3 4ѕ®ѕ ѕ®ѕ 1) В превращении KH2PO4 ® H3PO4, чтобы ввести в состав

продукта ионы H+, следует добавить сильную кислоту. При взаимодействии кислой соли и соляной кислоты образуется слабый электролит — ортофосфорная кислота: KH2PO4 + HCl = H3PO4 + KCl

2) В превращении H3PO4 ® K3PO4 для удаления ионов H+ следует добавить щелочь. При взаимодействии кислоты с осно-ванием образуется слабый электролит — вода: H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O

1.4. Задачи для самостоятельного выполнения

1. Укажите класс предложенных веществ, составьте моле-кулярные уравнения возможных реакций с H2SO4 и NaOH.

Вариант Задание1 P2O5, NiO, Pb (OH)2, HNO3, Fe2 (SO4)3, KHS2 N2O5, SnO, HCl, Bi (OH)3, AlCl3, CuOHNO3

3 P2O3, FeO, H3AsO4, Zn (OH)2, K2SiO3, Al (OH)2Cl

| 1.4. Задачи для самостоятельного выполнения |

13

4 SO3, PbO, HMnO4, Pb (OH)2, Cr (NO3)3, Cr (OH)2Cl5 ZnO, CO2, Ca (OH)2, H3PO3, Na2SO4, KHSO3

6 CdO, Al2O3, Fe (OH)2, H2SO4, ZnCl2, AlOH (NO3)2

7 SiO2, BaO, H2SO3, Sr (OH)2, Zn (NO3)2, NaHS8 NiO, N2O5, H3PO4, Ba (OH)2, MnCl2, Ca (H2PO4)2

9 Cr2O3, N2O5, Sr (OH)2, HBr, Al2 (SO4)3, KHCO3

10 PbO, Mn2O7, H2SO4, Al (OH)3, Na2SO3, CuOHNO3

11 FeO, I2O5, Pb (OH)2, H2S, Na3PO4, NaHS12 MnO, SnO2, HCl, Mn (OH)2, Mg (NO3)2, NiOHCl13 K2O, SO3, Ca (OH)2, HF, Na2SiO3, NaHCO3

14 MgO, SiO2, HCN, Cr (OH)3, MgCl2, CrOHSO4

15 BeO, SO2, H2SiO3, Cu (OH)2, K2SO3, (ZnOH)2SO4

16 CoO, PbO, LiOH, H2SO3, Na2CO3, BeOHNO3

17 CаO, SnO, HBr, Ni (OH)2, Bi2 (SO4)3, NaH2PO4

18 SO3, Cr2O3, Cu (OH)2, H2SiO3, K2SO4, FeOH (NO3)2

19 BaO, H3PO4, I2O5, Co (OH)2, HClO4, NiCl2, NaHS20 FeO, Mn2O7, H3PO4, NaOH, Cr2 (SO4)3, AlOHSO4

21 N2O3, CuO, HNO2, Mg (OH)2, K2SO3, Na2HAsO4

22 P2O5, MgO, HCN, Be (OH)2, K2CO3, FeOHSO4

23 Mn2O7, BeO, HF, Fe (OH)3, Ca (NO3)2, NaH2PO4

24 CrO3, Al2O3, Ba (OH)2, H2CO3, FeCl3, (ZnOH)2SO4

25 CO2, BaO, Bi (OH)3, HNO3, Sr (NO3)2, NaH2PO4

14


26 N2O3, CuO, H3PO4, Sn (OH)2, K2CO3, Cr (OH)2Cl27 CrO3, ZnO, HClO4, Be (OH)2, Fe (NO3)3, Al (OH)2Cl28 PbO, SiO2, Ba (OH)2, H3PO3, K2SO4, KHCO3

29 ZnO, SiO2, H2CO3, Mg (OH)2, Na2SO3, (NiOH)2SO4

30 FeO, SnO, KOH, H2CO3, Na2CO3, CoOHNO3

2. Составьте молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Вари

ант

Задание

1 FeCl3 ® Fe (OH)3 ® Fe (OH)2Cl ® FeOHCl2 ®FeCl3

2 Ca (OH)2 ® Ca3 (PO4)2 ® CaHPO4 ® Ca3 (PO4)2 ® CaCl2

3 H2CO3 ® K2CO3 ® KHCO3 ® K2CO3 ® MgCO3

4 NaOH ® Na3PO4 ® NaH2PO4 ® H3PO4 ® Na3PO4

5 H2SO3 ® CaSO3 ® Ca (HSO3)2 ® CaSO3 ® H2SO3

6 Mg (OH)2 ® MgCl2 ® MgOHCl ® MgCl2 ®Mg (OH)2

7 H2CO3 ® NaHCO3 ® Na2CO3 ® NaHCO3 ® H2CO3

8 NaOH ® Na2SO3 ® NaHSO3 ® Na2SO3 ® H2SO3

9 H2SO3 ® K2SO3 ® KHSO3 ® K2SO3 ® Н2SO3

10 Sr (OH)2 ® SrCO3 ® Sr (HCO3)2 ® SrCO3 ® Sr (NO3)2

11 H3PO4 ® NaH2PO4 ® Na3PO4 ® Na2HPO4 ® H3PO4

12 Al (OH)3 ® AlOHCl2 ® Al (OH)3 ® Al (OH)2Cl ® Al (OH)3


15

13 H2SiO3 ® Na2SiO3 ® CaSiO3 ® H2SiO3 ® К2SiO3

14 (NiOH)2SO4 ® Ni (OH)2 ® NiCl2 ® NiOHCl ® Ni (OH)2

15 Pb (NO3)2 ® Pb (OH)2 ®PbOHCl ® PbCl2 ® Pb (OH)2

16 Ca (OH)2 ® Ca3 (PO4)2 ® CaHPO4 ® Ca (H2PO4)2 ® Ca3 (PO4)2

17 NiSO4 ® (NiOH)2SO4 ® Ni (OH)2 ®NiOHCl ®Ni (OH)2

18 Fe (OH)3 ® Fe2 (SO4)3 ® FeOHSO4 ® Fe2 (SO4)3 ® ® (Fe (OH)2)2SO4

19 CuCl2 ® Cu (OH)2 ® CuSO4 ® Cu (NO3)2 ® CuS

20 Ba3 (PO4)2 ® BaHPO4 ® Ba3 (PO4)2 ® H3PO4 ® Na3PO4

21 Ca (OH)2 ® CaCO3 ® Ca (HCO3)2 ® CaCl2 ® Ca (NO3)2

22 CuSO4 ® Cu (OH)2 ® CuCl2 ® CuOHCl ® CuCl2

23 CoOHCl ® CoCl2 ® Co (OH)2 ® Co (NO3)2 ® CoOHNO3

24 KOH ® K2SiO3 ® H2SiO3 ® Na2SiO3 ® H2SiO3

25 Cr (OH)3 ® CrCl3 ® Cr (NO3)3 ® CrOH (NO3)2 ® Cr (NO3)3

26 Pb (NO3)2 ® Pb (OH)2 ® PbOHNO3 ® Pb (NO3)2 ® PbOHNO3

27 H2SO3 ® Na2SO3 ® CaSO3 ® H2SO3 ® Na2SO3

28 Co (OH)2 ® CoCl2 ® CoOHCl ® CoCl2 ® Co (OH)2

29 Ba (OH)2 ® Ba3 (PO4)2 ® BaHPO4 ® Ba3 (PO4)2 ® BaCl2

30 (MnOH)2SO4 ® Mn (OH)2 ® MnCl2 ® MnOHCl ® Mn (OH)2

16


1.5. Лабораторная работа. Получение гидроксидов никеля (II) и цинка. Исследование их кислотно-основных свойств

Цели опыта 1. Получить нерастворимые гидроксиды реакцией обмена.2. Определить характер гидроксидов (основный или амфо-

терный) по их отношению к кислотам и щелочам.Ход опыта 1. В двух пробирках получите гидроксид никеля (II). Для

этого налейте в каждую из них по 0,5–1 мл раствора соли никеля (II) и добавьте по каплям раствор щелочи (гидроксида натрия) до образования обильного осадка.

2. В одну из пробирок с осадком гидроксида никеля (II) до-бавьте 1–2 мл раствора серной или соляной кислоты, в дру-гую — 1–2 мл (10–40) %-го раствора гидроксида натрия.

3. В двух других пробирках аналогичным способом полу-чите гидроксид цинка.

4. В одну из пробирок с осадком гидроксида цинка добавь-те 1–2 мл раствора серной или соляной кислоты, в дру-гую — 1–2 мл 10–40 %-го раствора гидроксида натрия.

Результаты и наблюдения

ГидроксидОтношение к реагентам

(растворяется, не растворяется)

Название Формула Цвет Кислота Щелочь

гидроксидникеля (II)гидроксид

цинка

| 1.5. Лабораторная работа. Получение гидроксидов никеля (II) и цинка. Исследование их кислотно-основных свойств |

17

Обработка результатов 1. Напишите уравнения реакций получения гидроксидов

(нерастворимые вещества отметьте ↓).2. Составьте уравнения наблюдаемых реакций растворе-

ния гидроксидов в кислоте и щелочи (см. табл.).3. Напишите формулы и названия полученных солей нике-

ля (II) и цинка.Выводы 1. Охарактеризуйте способ получения нерастворимых ги-

дроксидов.2. Укажите характер гидроксидов никеля (II) и цинка.

18

2. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

2.1. Основные понятия и закономерности

• Энтальпия химической реакции — тепловой эффект ре-акции при постоянном давлении:

D <Н 0 — экзотермическая реакция, D >Н 0 — эндотермическая реакция.• Энтальпия образования вещества — энтальпия реакции

образования 1 моль данного вещества из простых ве-ществ, устойчивых в стандартных условиях.

• Следствие 1 закона Гесса:

D = D - Dе еН H H0прод обр. прод

0исх обр. исх

0n n ,

где DН0 — стандартная энтальпия химической реакции;DHобр. исх

0 , DHобр. прод0 — стандартные энтальпии образования

исходных веществ и продуктов реакции (справочные величины);nпрод , nисх — стехиометрические коэффициенты (коэффи-

циенты в уравнении реакции).• Следствие 2 закона Гесса: энтальпия прямой реакции

равна по модулю и противоположна по знаку энтальпии обратной реакции.


19


Задача 1. Рассчитайте стандартную энтальпию образования PCl3 (г), если известно термохимическое уравнение:

2P (т) + 3Cl2 (г) = 2PCl3 (г), D = -H кДж0 574 .Решение.Энтальпией образования называют энтальпию реакции

образования 1 моль данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях. Уравнение приведенной реакции соответствует образованию 2 моль PCl3 (г) из простых веществ — фосфора и хлора. С термохимическими уравнени-ями можно проводить простейшие математические действия: складывать, вычитать, умножать или делить на какое-либо чи-сло. Разделим уравнение реакции на два, чтобы оно соответст-вовало образованию 1 моль вещества:

P (т) + 32

Cl2 (г) = PCl3 (г), D = - =H кДж/моль H0PCl3

287 0D

Ответ: D = -H 287 кДж/моль.PCl0

3

Задача 2. Взаимодействие 2,1 г железа с серой в стандартных условиях сопровождается выделением 3,77 кДж теплоты. Рассчи-тайте стандартную энтальпию образования сульфида железа (II).

Решение.Уравнение реакции образования сульфида железа (II):

Fe (т) + S (т) = FeS (т)

Стандартная энтальпия данной реакции равна стандартной энтальпии образования сульфида железа (II):

D DH H QFeS00 = =

20

| 2. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ |

Необходимо определить количество теплоты, выделяющей-ся при взаимодействии с серой 1 моль железа. Рассчитываем количество вещества железа, содержащееся в 2,1 г (молярная масса железа MFe = 55,85 г/моль):

nFeFe

Fe

=2,1

55,850,0376 моль= =

m

M.

Количество теплоты Q, выделяющейся (Q < 0) при взаимо-действии с серой 1 моль железа:

Q3,77

0,0376100,3 кДж/моль= - = - .

Таким образом, стандартная энтальпия образования суль-фида железа (II) DH кДж/моль.FeS

0 = -100 3,

Ответ: D = -H кДж/моль.FeS0 100 3,

Задача 3. Определите стандартную энтальпию реакции: 2C2H6(г) + 7O2(г) = 4CO2(г) + 6H2O(г)

Решение.Значения стандартных энтальпий образования веществ

(табл. П. 3).Вещество DHобр

0 , кДж/мольC2H6(г)CO2(г)H2O(г)

–89,7–393,5–241,8

Согласно первому следствию закона Гесса:

D D D DH H H HCO H O C Hг 2 г 2 г

0 0 0 04 6

4 393 5 6 241 8 22 6

= + - =

- + - -( ) ( ) ( )

( , ) ( , ) (( , ) ,- = -89 7 2845 4 кДж.

Ответ: D = -H кДж.0 2845 4,


21

Задача 4. Рассчитайте стандартную энтальпию образования метилового спирта CH3OH(ж), термохимическое уравнение ре-акции горения которого:

CH3OH (ж) + 3/2O2 (г) = CO2(г) + 2H2O(ж), D = -H кДж.0 7 526,

Решение.Выписываем из табл. П. 3 на с. 96 значения стандартных эн-

тальпий образования веществ.Вещество DHобр

0 , кДж/моль

O2 (г)CO2 (г)H2O (ж)

0–393,5–285,8


D D D DH H H HCO H O СН OH(г 2 ж 3 (ж

0 0 0 0

22= + -

) ( ) )

Уравнение содержит одно неизвестное, DHСН OH0

3 (ж), стандарт-

ную энтальпию образования метилового спирта, выражаем его:D D D DH H H HCH OH CO H O3 ж г 2 (ж( ) ( ) )

, ( , ) (0 0 0 0

22 393 5 2 285 8 72= + - = - + - - - 66 5

238 6

, )

,

=

= - кДж/моль.

Ответ: DH кДж/моль.CH OH3 ж( ),0 238 6= -

Задача 5. Образование 37 г гидроксида кальция по реакции CaC2(т) + 2H2O(ж) = Ca (OH)2(т) + C2H2(г)

в стандартных условиях сопровождается выделением 62,6 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию обра-зования карбида кальция.

Решение.Значения стандартных энтальпий образования веществ

(табл. П. 3).

22


Вещество DHобр0 , кДж/моль

H2O (ж)Ca (OH)2 (т)

C2H2 (г)

–285,8–986,6226,8


D D D D DH H H HCa(OH) C H CaC H Oт 2 г т 2 ж

0 0 0 0 0

2 2 22= + - -

( ) ( ) ( ) ( )H

Стандартная энтальпия образования карбида кальция:

D D D D DH H H H HСaC Ca(OH) C H H Oт т 2 г 2 ж2 2 2

0 0 0 0 02( ) ( ) ( ) ( )

= + - -

Правая часть уравнения содержит одно неизвестное, стан-дартную энтальпию реакции DH0 , которая может быть найде-на по условиям задачи.

Количество вещества гидроксида кальция, содержащееся в 37 г:

nCa(OH)Сa(OH)

Сa(OH)

моль2

2

2

3774

0 5= = =m

M, .

Количество теплоты Q, выделяющейся (Q<0) при образова-нии 1 моль гидроксида кальция:

Q 125 кДж.= - = -62 60 5

2,,

,

DH кДж0 125 2= = -Q , , подставляем найденное значение в вы-ражение для расчета DHCaC т2

0

( ):

DH кДж/мольCaC т2

0 986 6 226 8 2 285 8 125 2 63( )

, , ( , ) ( , )= - + - - - - = - .

Ответ: DH кДж/мольCaC т2

0 63( )

= - .


23


Условия прохождения реакций принять стандартными. Необходимые для решения значения стандартных энтальпий образования веществ приведены в табл. П. 3 на с. 96.

1. При сжигании графита в стандартных условиях образу-ется 4,48 л оксида углерода (IV) и выделяется 78,7 кДж теплоты. Рассчитайте стандартную энтальпию образова-ния оксида углерода (IV).

2. Определите, сколько теплоты выделится при сжигании 38 г сероуглерода:

CS2 (ж) + 3O2 (г) = CО2 (г) + 2SO2 (г)

Допишите термохимическое уравнение реакции.3. Определите стандартную энтальпию образования PH3 (г),

исходя из термохимического уравнения:

2PH3 (г) + 4 О2 (г) = P2O5 (к) + 3H2O (ж), DH 23 4 кДж0 8= - . 4. Составьте термохимическое уравнение и укажите, экзо-

или эндотермической является данная реакция: C (т) + H2O (г) = CO (г) + H2 (г)

5. Определите, какое количество теплоты выделится в стандартных условиях при получении 1,48 кг гашеной извести по уравнению

CaO (т) + H2O (ж) = Ca (OH)2 (т)

Допишите термохимическое уравнение реакции.6. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции:

2PbS (к) + 3O2 (г) = 2PbO (к) + 2SO2 (г)

Укажите, экзо- или эндотермической является данная реакция.

24


7. Рассчитайте, какое количество теплоты выделяется в стан-дартных условиях при получении 2 кг железа по реакции:

Fe2O3 (к) + 3CO (г) = 2Fe (к) + 3CO2 (г)

Допишите термохимическое уравнение реакции.8. Определите стандартную энтальпию образования С3H8,

если известно, что при сгорании 11 г данного вещества выделилось 552 кДж теплоты. Допишите термохимиче-ское уравнение:

C3H8 (г) + 5O2 (г) = 3CO2 (г) + 4H2O (ж)

9. Рассчитайте стандартную энтальпию образования суль-фата алюминия по известному термохимическому урав-нению и данным табл. П. 3.

2Al2O3 (т) + 6SO2 (г) + 3O2 (г) = 2Al2 (SO4)3 (т), DH 1 кДж0 750= - .

10. При сгорании этилена C2H4 (г) + 3O2 (г) = 2CO2 (г) + 2H2O (ж)

выделилось 6226 кДж теплоты. Определите объем вступившего в реакцию кислорода.

11. При взаимодействии 3,6 г оксида железа (II) с кремнием по уравнению:

2FeO (т) + Si (т) = 2Fe (т) + SiO2 (т)

выделилось 8,3 кДж теплоты. Рассчитайте стандартную эн-тальпию образования оксида железа (II), используя данные табл. П. 3 на с. 96.

12. Рассчитайте энтальпию образования оксида фосфора (V), если известно, что при сжигании 4 г фосфора в стан-дартных условиях выделяется 97,2 кДж теплоты. Напи-шите термохимическое уравнение реакции образования оксида фосфора (V).


25

13. Определите, какое количество теплоты выделяется при сжигании 100 г магния в стандартных условиях. Напи-шите термохимическое уравнение реакции.

14. В результате реакции:

2C2H2 (г) + 5O2 (г) = 4CO2 (г) + 2H2O (г), DH 2610 кДж0 = - в стандартных условиях выделилось 652,5 кДж теплоты. Опре-делите объем сгоревшего ацетилена.

15. При образовании 1,8 г H2O (ж) из газообразных водорода и кислорода выделяется 28,6 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции.

16. Рассчитайте, какое количество теплоты необходимо для разложения 126 г MgCO3. Напишите термохимическое уравнение реакции.

17. В результате сгорания 48 г метана выделилось 2406 кДж теплоты. Допишите термохимическое уравнение реакции:

CH4 (г) + O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (г)

18. Рассчитайте, какой объем кислорода выделился в ре-зультате разложения бертолетовой соли:

2KClO3 (т) = 2KCl (т) + 3O2 (г), DH 91 кДж0 = ,

если поглощено 182 кДж теплоты.19. При сжигании 8 г серы с образованием оксида серы (IV)

выделилось 73,85 кДж теплоты. Напишите термохими-ческое уравнение этой реакции.

20. Рассчитайте, какое количество теплоты выделится при сгорании 36 г графита с образованием оксида углерода (IV). Напишите термохимическое уравнение реакции.

21. Определите, сколько теплоты выделится, если в резуль-тате реакции горения сероуглерода:

CS2 (ж) + 3O2 (г) = CО2 (г) + 2SO2 (г)

26


образовалось 11,2 л оксида серы (IV). Допишите термохимиче-ское уравнение реакции.

22. Определите, какое количество теплоты выделится в стандартных условиях при гашении 1,12 кг извести:

CaO (т) + H2O (ж) = Ca (OH)2 (т)

Допишите термохимическое уравнение реакции.23. Определите стандартную энтальпию реакции:

2PbS (к) + 3O2 (г) = 2PbO (к) + 2SO2 (г)

Рассчитайте, какое количество теплоты выделится или по-глотится при образовании 42,6 г оксида свинца (II).

24. Рассчитайте, какое количество теплоты выделяется в стандартных условиях, если в результате реакции обра-зовалось 112 л оксида углерода (IV):

Fe2O3 (к) + 3CO (г) = 2Fe (к) + 3CO2 (г)

Допишите термохимическое уравнение реакции.25. При сгорании в стандартных условиях этилена:

C2H4 (г) + 3O2 (г) = 2CO2 (г) + 2H2O (ж)

выделилось 6226 кДж теплоты. Определите объем вступивше-го в реакцию этилена, допишите термохимическое уравнение реакции.

26. Рассчитайте энтальпию образования оксида серы (IV), если известно, что при сжигании 40 г серы в стандарт-ных условиях выделяется 369,2 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции образования окси-да серы (IV).

27. Рассчитайте, какое количество теплоты необходимо для разложения 300 г СaCO3. Напишите термохимическое уравнение реакции.

28. В результате сгорания 48 г метана выделилось 2406 кДж теплоты. Допишите термохимическое уравнение реакции:

| 2.4. Лабораторная работа. Определение энтальпии гидратации безводного сульфата меди (II) |

27

CH4 (г) + O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (г)

Рассчитайте, какое количество теплоты выделится, если в результате реакции образовалось 10 моль воды.

29. Рассчитайте, сколько граммов хлорида калия образова-лось в результате разложения бертолетовой соли:

2KClO3 (т) = 2KCl (т) + 3O2 (г), DH 91 кДж0 = , если поглощено 364 кДж теплоты.

30. Рассчитайте, какое количество теплоты выделяется или поглощается при получении 44,8 л оксида углерода (II) в результате реакции:

C (т) + H2O (г) = CO (г) + H2 (г)

Допишите термохимическое уравнение данной реакции.

2.4. Лабораторная работа. Определение энтальпии гидратации безводного сульфата меди (II)

Цели опыта 1. Определить значение энтальпии растворения безводно-

го сульфата меди (II).2. Рассчитать значение энтальпии его гидратации.3. Составить термохимическое уравнение гидратации без-

водного cульфата меди (II).Процесс растворения безводного сульфата меди (II):

CuSO4 (к) = CuSO4 (р), ΔНвключает две стадии — процесс гидратации безводного суль-фата меди (II): CuSO4 (к) + 5H2O (ж) = CuSO4 · 5H2O (к), ΔН1

и растворение кристаллогидрата меди (II):

28


CuSO4 · 5H2O (к) = CuSO4 (р) + 5H2O (ж), ΔН2

CuSO4(к) ΔН

CuSO4(р)

ΔН1 ΔН2

CuSO4 ·5H2O(к)

Согласно закону Гесса: ΔН = ΔН1 + ΔН2, откуда энтальпия гидратации безводного сульфата меди (II): ΔН1 = ΔН — ΔН2, где ΔН рассчитывают по результатам эксперимента; ΔН2 = 11,48 кДж/моль.

Ход опыта Для определения теплового эффекта используют упрощен-

ный калориметр (стакан в стакане).1. Во внутренний стакан калориметра налейте 100 мл воды

(VH O2), опустите в воду термометр и через 1–2 минуты

запишите начальную температуру (t1).2. Взвесьте на весах с точностью до 0,01 г 5 г безводной

соли — CuSO4 (m1).3. Перенесите навеску соли в калориметр и, интенсивно

перемешивая раствор термометром, измерьте конечную температуру раствора (t2) — наивысшую температуру по-сле внесения навески соли.

Результаты опыта: 1) масса соли m1 = _______ г;2) масса воды m V2 = =rH O H O2 2

_______ г;3) масса раствора m m m= +1 2 =_______ г;4) начальная температура t1 = _______ °C;5) конечная температура t2 = _______ °C.

| 2.4. Лабораторная работа. Определение энтальпии гидратации безводного сульфата меди (II) |

29

Обработка результатов 1. Рассчитайте количество теплоты, выделившейся при

растворении соли: q = – cm (Т2 – Т1) = _______ = _______ Дж = _______ кДж, где c — удельная теплоемкость раствора, необходимо принять равной удельной теплоемкости воды, c = 4,18 Дж/(г · К);

(Т2 – Т1) — разность конечной и начальной температур, К; (Т2 – Т1), К = (t2 – t1) °C.

2. Рассчитайте количество теплоты, выделяющейся при растворении 1 моль CuSO4:

Qq qM

m= = =nCuSO

CuSO

4

4

1

_______________ = кДж/моль,

MCuSO4 — молярная масса сульфата меди (II), г/моль.

3. Рассчитайте энтальпию растворения безводного CuSO4: ΔН = Q = кДж/моль.

5. Рассчитайте энтальпию гидратации безводного сульфата меди (II): ΔН1 = ΔН — 11,48 = _______ кДж/моль.

Вывод Напишите термохимическое уравнение гидратации безвод-

ного сульфата меди (II).

30

3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ


• Химическое равновесие — состояние системы, харак-теризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций.

• Константа химического равновесия — мера глубины прохождения прямой реакции.

• Для системы aA + bB cC + dD математическое выражение константы равновесия (Кс) имеет вид:

K = [C] [D][A] [B]c

c d

a b ( K = constc при T = const ),

где [A], [B], [C], [D] — равновесные концентрации реагентов, моль/л;

a, b, c, d — cтехиометрические коэффициенты.• В математическое выражение константы равновесия го-

могенных систем включают концентрации всех реаген-тов, в выражение константы равновесия гетерогенных систем не включают концентрации твердых реагентов.

• Закономерности смещения химического равновесия в результате внешнего воздействия на систему подчиня-ются принципу Ле Шателье.


31

Влияние концентраций веществ:• увеличение концентрации исходных веществ смещает

равновесие в сторону прямой реакции, уменьшение — в сторону обратной реакции;

• увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции, уменьшение — в сторону прямой реакции.

Влияние общего давления в системе:• увеличение давления смещает равновесие в направле-

нии реакции, идущей с уменьшением количества газо-образных веществ;

• уменьшение давления смещает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением количества газообразных веществ.

Влияние температуры:• повышение температуры смещает равновесие в сторону

эндотермической реакции (ΔН > 0);• понижение температуры смещает равновесие в сторону

экзотермической реакции (ΔН < 0).


Задача 1. Запишите выражения констант химического рав-новесия реакций: 4NO (г) + 6H2O (г) 4NH3 (г) + 5O2 (г)

2ZnS (т) + 3O2 (г) 2ZnO (т) + 2SO2 (г)

Решение.Реакция

4NO (г) + 6H2O (г) ¬® 4NH3 (г) + 5O2 (г)

32

| 3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ |

является гомогенной (все реагенты — газообразные вещест-ва), следовательно, в выражение константы равновесия вхо-дят равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции:

K =[NH ] [O ]

[NO] [H O]с3

42

5

42

6

ЧЧ

Реакция 2ZnS (т) + 3O2 (г) 2ZnO (т) + 2SO2 (г)

является гетерогенной, концентрации твердых веществ в вы-ражение константы равновесия не включают:

K[SO ][O ]c

22

23

=

Задача 2. Определите направление смещения равновесия в системе: 2CH4 (г) + 3O2 (г) 2CO (г) + 4H2O (г)

• при увеличении концентрации CH4, • при снижении концентрации O2, • при увеличении концентрации CO, • при снижении концентрации H2O.Решение.При увеличении концентрации CH4 химическое равновесие

смещается в сторону реакции, при которой CH4 расходуется, т. е. в сторону прямой реакции.

При снижении концентрации O2 химическое равновесие смещается в сторону реакции, идущей с образованием O2, т. е. в сторону обратной реакции.


33

При увеличении концентрации CO химическое равновесие смещается в сторону реакции, при которой CO расходуется, т. е. в сторону обратной реакции.

При снижении концентрации H2O химическое равновесие смещается в сторону реакции, идущей с образованием H2O, т. е. в сторону прямой реакции.

Задача 3. Определите направление смещения равновесия при снижении общего давления в системах: 2 СH4 (г) + O2 (г) 2CO (г) + 4H2 (г)

Mn (к) + 2CO (г) MnO2 (к) + 2C (к)

Fe3O4 (к)+ H2 (г) 3FeO (к) + H2O (г)

Решение.В системе

2

3

2 4

6

4 2 2СH O

мольгазов

CO H

мол

г г г г( ) ( ) ( ) ( )+ +��

�

� � � �

��

� ��

ььгазов

� �

� ��

снижение общего давления приводит к смещению химическо-го равновесия в сторону прямой реакции, так как прямая реак-ция идет с увеличением количества вещества газов.

В системе Mn +2СO

2мольгазов

MnO +2C

0 мол(к) (г) 2(г) (к)� �

�

� � � � �

��

� ��

ььгазов

� �

� ��

снижение общего давления приводит к смещению химическо-го равновесия в сторону обратной реакции, так как обратная реакция идет с увеличением количества вещества газов.

34


В системе Fe O +H

1мольгазов

3FeO +H O

1м3 4(г) 2(г) (к) 2 (г)� �

�

� � � �

��

� ��

оольгазов

� �

� ��

количество вещества газов в правой и левой части уравне-ния реакции одинаково, следовательно, изменение давления на химическое равновесие системы не влияет.

Задача 4. Определите, как изменится равновесное парциаль-ное давление паров воды при повышении температуры в системе:

H2O (ж) H2O (г), DН0 > 0.Решение.Внешнее воздействие на равновесную систему приводит

к смещению химического равновесия. В рассматриваемой системе при повышении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции (эндотермической). Это означает, что концентрация паров воды и соответствующее парциальное давление увеличатся.

Задача 5. Определите направление смещения равновесия при увеличении температуры в системах:

NH4Cl (к) NH3 (г) + HCl (г), DН0 = +63 кДж;

C (к) + O2 (г) CO2 (г), DН0 = –394 кДж.Решение.Согласно второму следствию закона Гесса, энтальпия пря-

мой реакции равна по модулю и противоположна по знаку эн-тальпии обратной реакции.

В системе

NH4Cl(к) NH3(г) + HCl(г), DН0 = +63 кДж


35

прямая реакция эндотермическая, обратная — экзотермиче-ская. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону прямой (эндотермической) реакции.

В системе

C (к) + O2 (г) CO2 (г), DН0 = –394 кДж прямая реакция экзотермическая, обратная — эндотермиче-ская. При увеличении температуры равновесие в системе сме-щается в сторону обратной (эндотермической) реакции.

Задача 6. Определите, как изменится при повышении тем-пературы константа равновесия реакции:

2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г), DН0 < 0.Решение.Выражение константы равновесия:

K =[SO ]

[SO ] [O ]c3

2

22

2Ч.

Прямая реакция экзотермическая, обратная — эндотерми-ческая. При повышении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции, т. е. концентрации SO2 и O2 уве-личатся, а концентрация SO3 уменьшится. Константа равнове-сия уменьшится.

Задача 7. Константа равновесия реакции CaCO3 (т) CaO (т) + + CO2 (г) увеличивается с ростом температуры. Укажите, как при этом будет меняться равновесное парциальное давление CO2. Ответ обоснуйте.

Решение.Выражение константы равновесия через равновесные пар-

циальные давления веществ:

K pp CO2= .

36


С ростом температуры равновесное парциальное давление СО2 увеличивается.


3.3.1. Константа химического равновесия — физический смысл, математическое выражение, зависимость от различных факторов

1. Запишите выражение константы равновесия: 2Fe2O3 (т) + 3 С (т) 4Fe (т) + 3CO2 (г)

2. Укажите, в растворе какой из кислот (HBrO или HСlO) концентрация ионов H+ больше, если концентрации растворов одинаковы. Ответ обоснуйте. Значения кон-стант равновесий:

HBrO H+ + BrO-, K = 2·10–9

HClO H+ + ClO-, K = 3·10–8

3. Запишите выражение константы равновесия:

4Fe (т) + 3O2 (г) 2Fe2O3 (т)

4. Укажите реакцию, константа равновесия которой уве-личится с ростом температуры:

а) N2O4 (г) 2NO2 (г), DH > 0

б) H2 (г) + Cl2 (г) 2HCl (г), DH < 0

Ответ аргументируйте.5. Запишите выражение константы равновесия:

TiI4 (г) Ti (т) + 2I2 (г)


37

6. Константа равновесия

PbO (т) + CO2 (г) PbCO3 (т)

уменьшается с ростом температуры. Укажите, как будет ме-няться равновесное парциальное давление CO2 при нагрева-нии. Ответ объясните.


SO2 (г) + 2H2 (г) S (т) + 2H2O (г)

8. Укажите, в растворе какой из кислот (HCN или CH3COOH) концентрация ионов H+ будет меньше, если концентрации растворов кислот одинаковы, а констан-ты равновесия имеют значения:

HCN H+ + CN-, K = 5·10–10

CH3COOH H+ + CH3COO-, K = 2·10–5

Ответ аргументируйте.9. Запишите выражение константы равновесия:

C (т) + 2H2 (г) CH4 (г)

10. Укажите, как изменится константа равновесия

2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г), DH < 0 при повышении температуры. Ответ объясните.

11. Запишите выражение константы равновесия: Fe2O3 (т) + 3 СO (г) 2Fe (т) + 3CO2 (г)


Ni (CO)4 (г) Ni (т) + 4CO (г)

увеличивается с ростом температуры. Укажите, как при этом будет изменяться равновесная концентрация CO. Ответ обоснуйте.

38


13. Запишите выражение константы равновесия: 2ZnS (т) + 3O2 (г) 2ZnO (т) + 2SO2 (г)

14. Укажите кислоту (HBrO, HIO или HСlO), в растворе которой концентрация ионов H+ будет меньше, если концентрации растворов кислот одинаковы. Константы равновесия имеют значения:

HBrO H+ + BrO-, K = 2·10–9

HIO H+ + IO–, K = 2·10–11

HClO H+ + ClO–, K = 3·10–8

Свой ответ докажите.15. Запишите выражение константы равновесия:

2N2O5 (т) 4NO2 (г) + O2 (г)

16. Укажите реакцию, константа равновесия которой уменьшится при понижении температуры:

а) CO2 (г) + C (т) 2CO (г), DH > 0

б) C (т) + O2 (г) CO2 (г), DH < 0 Ответ обоснуйте.17. Запишите выражение константы равновесия:

2S (т) + 3O2 (г) 2SO3 (г)

18. Укажите, как изменятся константа равновесия и выход аммиака при повышении температуры:

N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г), DH < 0Ответ аргументируйте.19. Запишите выражение константы равновесия:

MnO2 (т) + 2C (т) Mn (т) + 2CO (г)


39

20. Укажите, в растворе какой из кислот (HBrO или HIO) равной концентрации больше концентрация ионов. Константы равновесий имеют следующие значения:

HBrO H+ + BrO-, K = 2·10–9

HIO H+ + IO-, K = 2·10–11

Ответ объясните.21. Запишите выражение константы равновесия:

CaCO3 (т) + H+ (р) Ca 2+

(р) + HCO3-

(р)


N2O4 (г) 2NO2 (г), DH > 0 при повышении температуры. Ответ аргументируйте.


MnS (т) + 2H+ (р) Mn 2+

(р) + H2S (р)

24. Укажите, как влияют на константу равновесия (увели-чивают, уменьшают или не изменяют):

а) присутствие катализатора;б) увеличение концентрации исходных веществ.


MnO2 (т) + 2C (т) Mn (т) + 2CO (г)


CO2 (г) + C (т) 2CO (г), DH > 0 при повышении температуры. Ответ обоснуйте.


TiI4 (г) Ti (т) + 2I2 (г)


40


МgCO3 (т) MgO (т) + CO2 (г)

уменьшается с понижением температуры. Укажите, как при этом изменяется равновесное парциальное давление CO2.


Fe (CO)5 (г) Fe (т) + 5CO (г)

30. Предложите и обоснуйте возможный способ увеличения константы равновесия в системе:

2CO (г) + O2 (г) 2CO2 (г), DН0 < 0

3.3.2. Влияние различных факторов на смещение химического равновесия

1. Укажите три возможных варианта изменения концент-рации ионов H+, Sn 2+ или Cl-, которые приведут к уве-личению содержания SnOHCl в системе:

SnOHCl + H+ Sn 2+ + Cl- + H2O

2. Определите направление смещения равновесия

Ni (CO)4 (г) Ni (т) + 4CO (г)

при повышении давления. Свой ответ докажите.3. Укажите систему, равновесие в которой при повышении

температуры смещается в сторону исходных веществ: а) H2 (г) + Cl2 (г) 2HCl (г), DH < 0

б) MnO2 (т) + 2C (т) Mn (т) + 2CO (г), DH > 0 Ответ объясните.4. Укажите, как повлияет на концентрацию каждой из частиц

(Cl-, ClO-, Cl2) добавление щелочи в равновесную систему:

Cl2 + 2OH- Cl- + ClO-

+ H2O


41


2ZnS (т) + 3O2 (г) 2ZnO (т) + 2SO2 (г)

при понижении давления. Ответ аргументируйте.6. Укажите ион (Co 2+, Cl- или H+), повышение концентра-

ции которого сместит в сторону прямой реакции равно-весие:

CoOHCl + H+ Co 2+

+ Cl- + H2O 7. Определите, как следует изменить давление, чтобы сме-

стить в сторону прямой реакции равновесие:

Fe (CO)5 (г) Fe (т) + 5CO (г)

Ответ докажите.8. Укажите, как изменится парциальное давление кисло-

рода в равновесной системе

2CoO (т) 2Co (т) + O2 (г), DH > O при повышении температуры. Ответ объясните.

9. Укажите влияние добавления щелочи в систему

3I2 + 6OH- 5I- + IO3

- + 3H2O на направление смещения равновесия и изменение содержа-ния I2.

10. Выберите систему, равновесие в которой не нарушится при увеличении давления:

а) C (т) + CO2 (г) 2CO (г)

б) C (т) + 2H2 (г) CH4 (г)

в) CH4 (г) + 2O2 (г) CO2 (г) + 2H2O (г)

Ответ аргументируйте.

42



4HCl (г) + O2 (г) 2H2O (г) + 2Cl2 (г), DH < 0 при понижении температуры. Ответ обоснуйте.

12. Укажите, как следует изменить концентрацию каждого из ионов (H+, Mn 2+), чтобы сместить в сторону обратной реакции равновесие:

MnS + 2H+ Mn 2+ + H2S

13. Выберите систему, в которой при повышении давления равновесие смещается в сторону прямой реакции:

а) S (т) + O2 (г) SO2 (г) б) C (т) + CO2 (г) 2CO (г)

в) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г)

Ответ объясните.14. Укажите, как изменится парциальное давление

CO2 в равновесной системе

MgCO3 (т) MgO (т) + CO2 (г), DH > 0 при понижении температуры. Ответ докажите.

15. Укажите ион (Al 3+ или AlO2-), концентрация которого

уменьшится при добавлении кислоты в равновесную систему

AlO2- + 4H+

Al 3+ + 2H2O 16. Выберите систему, в которой изменение давления

не приводит к смещению равновесия: а) C (т) + CO2 (г) 2CO (г)

б) S (т) + O2 (г) SO2 (г)

в) 2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г)


43

Ответ обоснуйте.17. Укажите вещество (CO, CO2, C), которое будет накапли-

ваться в равновесной системе

C (т) + CO2 (г) 2CO (г), DH > 0 при повышении температуры. Ответ аргументируйте.

18. Укажите частицы (Cl-, ClO- или Cl2), концентрация ко-торых увеличится при добавлении щелочи в равновес-ную систему:

Cl2 + 2OH- Cl- + ClO-

+ H2O 19. Определите направление смещения равновесия

TiI4 (г) Ti (т) + 2I2 (г)

при увеличении давления. Ответ объясните.20. Определите направление смещения равновесия

2H2S (г) + 3O2 (г) 2H2O (г) + 2SO2 (г), DH < 0 при понижении температуры. Ответ докажите.

21. Укажите влияние добавления KSCN на направление смещения равновесия и концентрацию ионов Fe 3+ в си-стеме:

Fe 3+ + 3SCN- Fe (SCN)3


S (т) + 2H2O (г) SO2 (г) + 2H2 (г)

при понижении давления. Ответ обоснуйте.23. Укажите, как изменится парциальное давление кисло-

рода в равновесной системе

2CoO (т) 2Co (т) + O2 (г), DH > 0 при повышении температуры. Ответ аргументируйте.

44


24. Укажите направление смещения равновесия: а) при до-бавлении кислоты; б) при понижении концентрации CO2

CaCO3 + 2H+ Ca 2+

+ CO2 + H2O 25. Укажите систему, в которой при охлаждении равновесие

смещается в сторону прямой реакции:

а) 2N2O5 (т) 4NO2 (г) + O2 (г), DH > 0

б) 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г), DH < 0 Ответ объясните.26. Укажите ион (Ni 2+, Cl- или H+), повышение концентра-

ции которого приведет к уменьшению содержания ос-новной соли NiOHCl в системе:

NiOHCl + H+ Ni 2+ + Cl- + H2O

27. Выберите систему, в которой при увеличении давления равновесие смещается в сторону прямой реакции:

а) C (т) + H2O (г) СO (г) + H2 (г)

б) Ti (т) + 2I2 (г) TiI4 (г)

в) CO (г) + H2O (г) CO2 (г) + H2 (г)

Ответ докажите.28. Укажите систему, в которой при повышении концентра-

ции кислорода понижается содержание NO2:

а) 2N2O5 (т) 4NO2 (г) + O2 (г)

б) 2NO (г) + O2 (г) 2NO2 (г)

Ответ аргументируйте.

| 3.4. Лабораторная работа. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия |

45


S (т) + 2H2O (г) SO2 (г) + 2H2 (г)

при повышении давления. Ответ докажите.31. Укажите, как повлияет на содержание I2, I-, IO3

- добав-ление щелочи в систему:

3I2 + 6OH- 5I- + IO3

- + 3H2O Ответ обоснуйте.

3.4. Лабораторная работа. Влияние концентрации реагирую-щих веществ на состояние химического равновесия

Цель опыта Для обратимой реакции определить направление смещения

равновесия при изменении концентрации веществ и прове-рить согласование с принципом Ле Шателье.

Реакция FeCl3 (p) + 3NH4NCS (p) Fe (NCS)3 (p) + 3NH4Cl (p)

желтый бесцветный красный бесцветный является обратимой. Наиболее интенсивно окрашенное со-единение в системе — Fe (NCS)3 — тиоцианат железа (III). По изменению интенсивности окраски раствора вследствие внешних воздействий можно судить об увеличении или умень-шении концентрации Fe (NCS)3 и, следовательно, о направле-нии смещения равновесия.

Ход опыта 1. Стакан вместимостью 100 мл наполовину заполните

дистиллированной водой, добавьте по 1–2 капли рас-творов FeCl3 и NH4NCS, полученный раствор пере-

46


мешайте до однородной окраски и разлейте в четыре пробирки.

2. Прибавьте:• в первую пробирку 1–2 капли раствора FeCl3;• во вторую пробирку 1–2 капли раствора NH4NCS;• в третью пробирку микрошпатель кристаллического

NH4Cl.Четвертую пробирку оставьте в качестве эталона окраски

раствора в состоянии начального равновесия.Результаты опыта 1. Отметьте окраску раствора в состоянии начального рав-

новесия (четвертая пробирка).2. Укажите наблюдаемые изменения интенсивности окра-

ски в пробирках 1–3:Номер

пробиркиИзменение интенсивности окраски

(увеличение или уменьшение)123

Обработка результатов 1. Составьте уравнение, описывающее изучаемую равно-

весную систему, и укажите названия всех веществ.2. Запишите выражение константы равновесия.3. На основании изменения окраски растворов выпол-

ните анализ изменения концентрации веществ и ука-жите направление смещения химического равновесия. Результаты систематизируйте в таблице, приведенной ниже.

| 3.4. Лабораторная работа. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия |

47

Номерпро-

бирки

Внеш-нее

воздей-ствие

Изменение концентрации(увеличение — ↑, уменьшение — ↓)

Направле-ние

смещения равновесия

(вправо, влево)

FeCl3 NH4NCS NH4Cl Fe(NCS)3

1 CFeCl3–

2 CNH NCS4–

3 CNH Cl4–

ВыВод 1. Сформулируйте закономерность смещения равновесия

при увеличении концентрации реагентов.2. Укажите, согласуется ли выявленная закономерность

с принципом Ле Шателье.

48

4. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ  КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ


• Массовая доля вещества:

w =mmр

, wr

=mVр р

;

где m — масса растворенного вещества, г;mр — масса раствора, г;ρр — плотность раствора, г/мл;Vp — объем раствора, мл.• Процентное содержание растворенного вещества:

C 100,р

= Чmm

C 100.р р

= ЧmVr

Размерность С — %.• Молярная концентрация вещества

Cр

M =Vn

,

где n — количество растворенного вещества, моль;Vp — объем раствора, л.


49

С учетом того, что

n = mM

, Cр

M =m

MV;

где m — масса растворенного вещества, г;М — молярная масса растворенного вещества, г/моль;Vp — объем раствора, л.Размерность молярной концентрации (молярности) —

моль/л. В химии решение задач, связанных с различными спосо-

бами выражения концентрации растворов, носит прикладной характер и допускает применение внесистемных единиц изме-рения величин (л, г/мл и другие). При решении задач следует обращать внимание на соотношение размерностей используе-мых величин и обязательно проводить вывод размерности рас-четной величины.


Задача 1. Определите массу карбоната натрия, необходимую для приготовления 2 л 5 %-го раствора (r = 1,05 г/мл).

Решение.

C 5 %Na CO2 3=

Vр 2 л=

rр 1,05 = г/мл

Используем формулу для нахождения про-центного содержания растворенного вещества:

C 100Na CONa CO

р р2 3

2 3= Чm

Vr.

Далее выражаем массу растворенного карбо-ната натрия:mNa CO2 3

—?

50

| 4. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ |

mV

Na CONa CO р р

2 3

2C

100= 3

r.

При подстановке исходных данных в расчетную формулу необходимо знаменатель умножить на 10–3, чтобы перевести мл в л, при этом получим значение массы растворенного веще-ства в граммах.

mNa CO2 3=

5 1,05 2100 10

=105Ч Ч

Ч -3 г.

Ответ: для приготовления 2 л 5 %-го раствора необходимо 105 г карбоната натрия.

Задача 2. Рассчитайте массу нитрата аммония, необходимую для приготовления 200 мл 0,025М раствора.

Решение.Vp 200 мл=CM = 0,025 моль/л

Записываем выражение для молярной концентрации:

C NH NO

NH NO р

4 3

4 3

M =m

M V

и выражаем из него массу нитрата аммония:m = M VMNH NO NH NO p4 3 4 3

C ,mNH NO4 3

? -

проверяем размерность:

[ ]моль г мл

л мольm =

Ч ЧЧ

,

т. е. для получения ответа в единицах массы (г) необходимо при подстановке объем раствора перевести в литры. Выполняем подстановку исходных данных и значения M NH NO4 3

г/моль= 80 .

mNH NO4 3= Ч Ч =0 025 80 0 2 0 4, , , г.

Ответ: масса нитрата аммония равна 0,4 г.


51

Задача 3. Определите массу кристаллогидрата Ca (NO3)2 4H2O, необходимую для приготовления 500 мл 5 %-го раствора нитрата кальция (r = 1,08 г/мл).

Решение.Vp = 500 млС Ca(NO )3 2

= %5

rр = 1,08 г/мл

Растворы многих солей готовят растворе-нием соответствующих кристаллогидратов. В образующемся растворе существуют два компонента — вода и Ca(NO3)2, его можно считать раствором нитрата кальция. mкр ?-

Условная схема приготовления раствора:кристаллогидрат Ca (NO3)2 4H2O + вода ® раствор Ca(NO3)2.Концентрацию раствора, образующегося при растворении

кристаллогидрата, оценивают по содержанию безводной соли Ca (NO3)2:

C Ca(NO )Ca(NO )

р

Ca(NO )

p p3 2

3 2 3 2=m

m=

m

VЧ

ЧЧ100 100

r.

Масса нитрата кальция

mV

Ca(NOCa(NO ) p p

3

3 2C

100)2=

r.

Из формулы кристаллогидрата следует, что n nкр Ca(NO )3 2= , т. е.

m

M=

m

Mкр

кр

Ca(NO )

Ca(NO )

3 2

3 2

.

Масса кристаллогидрата:

mm M

MкрСa(NO ) кр

Сa(NO )

3 2

3 2

= ,

где MCa(NO )3 2= 164 г/моль — молярная масса нитрата кальция;

Мкр = 236 г/моль — молярная масса кристаллогидрата.

52


В полученную формулу подставляем выражение массы нитрата кальция через известные величины:

mV M

Mкрp p Сa(NO ) кр

Сa(NO )

C

1003 2

3 2

=r

.

Определяем размерность:

[ ]г мл % г моль

мл % г мольгкрm =

Ч Ч Ч ЧЧ Ч Ч

= и производим расчет:

mкр =1,08 500 5 236

100 16438,8 г

Ч Ч ЧЧ

= .

Ответ: масса кристаллогидрата равна 38,8 г.Задача 4. Определите объем 40 %-го раствора гидроксида

натрия (r = 1,44 г/мл), необходимый для приготовления 5 л 8 %-го раствора (r = 1,09 г/мл).

Решение.Условная схема приготовления раствора:

раствор1 (40 %) + вода ® раствор2 (8 %).

C 40 %1 =

r1 1,44= г/мл

V2 5 л=

С 8 %2 =

r1 1,09= г/мл

Необходимый объем исходного раствора вы-ражаем из формулы для процентного содер-жания растворенного вещества:

C 1001NaOH

1 1

= Чm

Vr,

Vm

C1NaOH

1

100= Чr1

. (1)

V1 ?-


53

При разбавлении m =NaOH const , определяем ее из формулы для процентного содержания растворенного вещества во вто-ром растворе:

C 1002NaOH

2 2

= Чm

Vr,

mV

NaOH2 2 2C100

=r

. (2)

Подставляем (2) в выражение (1) и получаем расчетную формулу для нахождения искомого объема:

VC V

C12 2 2

1 1

=rr

.

Очевидно, что размерность объемов V1 и V2 одинакова. Вы-полняем подстановку исходных данных:

V1

8 1,09 540 1,44

0,76 л=Ч ЧЧ

= .

Ответ: объем 40 %-го раствора гидроксида натрия равен 0,76 л.Задача 5. Определите молярную концентрацию 50 %-го рас-

твора серной кислоты (r = 1,40 г/мл).Решение.

C 5 %H SO2 4= 0

rр = 1,40 г/млСоставляем систему уравнений из выражений процентного содержания растворенного ве-щества и молярной концентрации раствора:

См —?

C 100

C

H SOH SO

р р

H SO

H SO р

2 4

2 4

2 4

2 4

= Чм

н

пп

о

пп

m

V

=m

M VM

r

54


Система содержит три неизвестных: mH SO2 4, Vр, СМ , деле-

ние первого уравнения на второе позволяет избавиться от двух неизвестных и получить уравнение с одним неизвестным, мо-лярной концентрацией раствора См:

C

C

100H SO H SO

р

2 4 2 4

М

M=

r.

Выражаем молярную концентрацию раствора:

С H SO р

H SO

2 4

2 4

M =С

M

r

100.

Подстановка исходных данных приведет к размерности моль/мл, для перевода в моль/л (размерность молярной кон-центрации) необходимо знаменатель умножить на 10–3.

Рассчитываем молярную концентрацию раствора с учетом MH SO2 4

= 98 г/моль:

С =50 1,40

100 98 107,14 моль/лM

ЧЧ Ч

=-3 .

Ответ: молярная концентрация 50 %-ой серной кислоты равна 7,14 моль/л.


1. К 500 мл раствора соляной кислоты (r = 1,10 г/мл) при-бавили 2,5 л воды, после чего раствор стал 4 %-ым. Опре-делите процентное содержание растворенного вещества в исходном растворе.

2. Определите молярность 10 %-го раствора азотной кис-лоты (r = 1,06 г/мл).


55

3. Определите молярную концентрацию раствора сульфата калия, в 200 мл которого содержится 1,74 г растворенно-го вещества.

4. Определите процентное содержание растворенного ве-щества в 1М растворе нитрaта никеля (II), плотность ко-торого равна 1,08 г/мл.

5. Рассчитайте, сколько мл воды следует прибавить к 100 мл 20 %-го раствора серной кислоты (r = 1,14 г/мл) для получения 5 %-го раствора.

6. Определите, в каком объеме воды следует растворить 32,2 г глауберовой соли Na2SO4 ·10H2O, чтобы получить 5 %-й раствор сульфата натрия.

7. Вычислите молярную концентрацию раствора, полученно-го разбавлением 50 мл 0,3М раствора водой до объема 80 мл.

8. Рассчитайте, сколько граммов медного купороса СuSO4 · 5H2O и воды требуется для приготовления 50 г 8 %-го раствора сульфата меди (II).

9. Вычислите массу сульфата алюминия, содержащегося в 200 мл 0,1М раствора.

10. Рассчитайте, до какого объема следует разбавить 1,5 л 20 %-го раствора хлорида аммония (r = 1,06 г/мл), чтобы получить 10 %-й раствор (r = 1,03 г/мл).

11. Определите, сколько мл 70 %-го раствора нитрата калия (p = 1,16 г/мл) требуется для приготовления 0,5 л 0,2М раствора.

12. Рассчитайте, сколько граммов кристаллической соды Na2CO3 · 10H2O cледует взять для приготовления 2 л 0,2М раствора Na2CO3.

13. Рассчитайте объем 30 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,18 г/мл), необходимый для приготовления 250 мл 10 %-го раствора (ρ = 1,06 г/мл).

14. К 1 л 20 %-го раствора гидроксида натрия (r = 1,22 г/мл) прибавили 10 л воды. Определите процентную концент-рацию полученного раствора.

56


15. Определите, сколько мл 10 %-го раствора карбоната на-трия, плотность которого 1,10 г/мл, следует прибавить к 1 л 2 %-го раствора (r = 1,02 г/мл), чтобы получить 3 %-й раствор этой соли.

16. Определите, сколько мл 0,1М раствора HCl можно при-готовить из 20 мл 0,5М раствора этой кислоты.

17. Рассчитайте, сколько мл воды следует прибавить к 25 мл 40 %-го раствора KOH (r = 1,40 г/мл), чтобы получить 2 %-й раствор (r = 1,02 г/мл).

18. Определите, сколько граммов медного купороса СuSO4 · 5H2O следует добавить к 150 мл воды, чтобы по-лучить 5 %-й раствор СuSO4.

19. Вычислите объем 0,1М раствора соляной кислоты, кото-рый можно приготовить добавлением к воде 20 мл 0,5М раствора этой кислоты.

20. Рассчитайте процентное содержание растворенного веще-ства в 0,25М растворе гидроксида натрия (r = 1,01 г/мл).

21. Рассчитайте объем 4 %-го раствора хлорида натрия (ρ = 1,03 г/мл), приготовленного разбавлением 500 мл 20 %-го раствора (ρ = 1,15 г/мл) водой.

22. К 760 мл 20 %-го раствора NaOH (r = 1,22 г/мл) при-бавили 140 мл 10 %-го раствора NaOH (r =1,11 г/мл). Определите процентную концентрацию полученного раствора.

23. К 50 мл 96 %-го раствора серной кислоты (r = 1,84 г/мл) прибавили 50 мл воды. Определите процентное содер-жание растворенного вещества в полученном растворе.

24. Определите молярную концентрацию раствора сульфата меди (II), для приготовления 2 л которого потребовалось 50 г медного купороса CuSO4· 5H2O.

25. Определите массу кристаллической соды Na2CO3·10H2O, необходимую для приготовления 2 л 0,2М раствора кар-боната натрия.

| 4.4. Лабораторная работа. Приготовление раствора |

57

26. Определите, до какого объема следует разбавить 500 мл 20 %-го раствора хлорида натрия (r = 1,15 г/мл), чтобы получить 4,5 %-й раствор (r = 1,03 г/мл).

27. Рассчитайте, сколько мл 0,2 М раствора азотной кисло-ты необходимо для нейтрализации 80 мл 0,6М раствора NaOH.

28. Рассчитайте, какой объем 30 %-го раствора КОН (r = 1,28 г/мл) необходим для приготовления 10 л 6 %-го раствора (r = 1,04 г/мл).

29. Вычислите объем 0,02М раствора гидроксида калия, со-держащий 4,48 г растворенного вещества.

30. Рассчитайте, сколько мл 32 %-го раствора азотной кис-лоты (r = 1,19 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,75М раствора.

4.4. Лабораторная работа. Приготовление раствора карбоната натрия с заданной массовой долей  растворенного вещества методом разбавления

Цель опыта Приготовить 250 мл (VЗАДАН) раствора карбоната натрия с за-

данной концентрацией (CЗАДАН) из более концентрированного исходного раствора.

Ход опыта 1. Получите у преподавателя задание — значение массо-

вой доли растворенного вещества (СЗАДАН). Определите по табл. на с. 58 плотность этого раствора (ρЗАДАН):

VЗАДАН = 250 мл; СЗАДАН = _____ %; ρЗАДАН = _____ г/мл.2. Измерьте плотность исходного раствора ρИСХ. Для этого

заполните мерный цилиндр вместимостью 250 мл ис-

58


ходным раствором и погрузите в него ареометр таким образом, чтобы он не касался дна и стенок цилиндра. Плотность раствора соответствует делению шкалы аре-ометра, совпадающему с нижней точкой мениска жид-кости.

3. По табл. определите массовую долю карбоната натрия в исходном растворе CИСХ:

ρИСХ = _____ г/мл; CИСХ = _____ %.

Массовая доля растворенного вещества (С) и плотность раствора карбоната натрия (r)

С, % r, г/мл С, % r, г/мл С, % r, г/мл234567

1,021,031,041,051,061,07

89

10111213

1,081,091,101,111,121,13

1415161718

1,151,161,171,181,19

4. Рассчитайте объем исходного раствора — VИСХ (мл), необходимый для приготовления 250 мл раствора с заданной массовой долей растворенного вещества (СЗАДАН). Результат расчета округлите до целых:

VИСХ = _________ мл.5. Приготовьте раствор (в мерном цилиндре вместимостью

250 мл):• отмерьте рассчитанный объем VИСХ карбоната натрия;• доведите объем жидкости в цилиндре до 250 мл водой;• тщательно перемешайте приготовленный раствор, для

чего перелейте раствор в стакан, а затем из стакана — снова в мерный цилиндр.

| 4.4. Лабораторная работа. Приготовление раствора |

59

6. Измерьте плотность приготовленного раствора арео-метром. По табл. со с. 58 определите соответствующую массовую долю карбоната натрия.

Вывод 1. Заданные параметры раствора, а также значения плот-

ности и массовой доли карбоната натрия для приготов-ленного раствора внесите в таблицу.

Раствор r, г/мл С, %заданный

приготовленный2. Напишите заключение о соответствии параметров при-

готовленного раствора заданным параметрам.

60

5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ


Электролиты — вещества, растворы (или расплавы) кото-рых проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация — процесс самопроизволь-ного распада растворенного вещества на ионы (положитель-ные — катионы и отрицательные — анионы).

Сильные электролиты в водном растворе практически пол-ностью диссоциированы (в уравнении диссоциации пишут знак равенства).

К сильным электролитам относят:• большинство солей;• многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl,

HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие;• основания — гидроксиды щелочных и щелочноземель-

ных металлов (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Слабые электролиты в водном растворе только частично диссоциированы. Устанавливается равновесие между недиссо-циированными молекулами и ионами. Константу этого равно-весия называют константой диссоциации. В уравнениях дис-социации слабых электролитов пишут знак обратимости.


61

К слабым электролитам относят:• некоторые неорганические и большинство органиче-

ских кислот — H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие;

• основания (кроме щелочей) и амфотерные гидроксиды.Реакции обмена — реакции в растворах электролитов, в ходе

которых не изменяются степени окисления элементов.Реакции обмена протекают практически необратимо, если

в результате взаимодействия растворимых сильных электроли-тов образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты.

При составлении ионных уравнений:• в виде ионов записывают только растворимые сильные

электролиты;• в молекулярной форме записывают неэлектролиты, сла-

бые или малорастворимые электролиты.


Задача 1. Составьте уравнения диссоциации электролитов: Sr(OH)2, HNO3, Na2SO4, H2SO3, Cd (OH)2, NaH2PO4.

Решение.При составлении уравнений диссоциации учитывают, силь-

ный это электролит или слабый.Sr(OH)2 — гидроксид стронция (основание), сильный элек-

тролит — образован щелочноземельным металлом. Диссоци-ирует с образованием ионов OH¯: Sr(OH)2 = Sr 2+ + 2OH¯

HNO3 — азотная кислота, сильный электролит. Диссоции-рует с образованием ионов H+:

62

| 5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ |

HNO3 = H+ + NO3¯

Na2SO4 — сульфат натрия, средняя соль, сильный электролит: Na2SO4 = 2Na+ + SO4

2–

H2SO3 — сернистая кислота, слабый электролит, диссоци-ирует ступенчато, обратимо с образованием ионов ионов H+: I ступень: H2SO3 H+ + HSO3

¯

II ступень: HSO3¯ H+ + SO3

2-

Cd(OH)2 — гидроксид кадмия, слабый электролит, диссо-циирует ступенчато, обратимо с образованием ионов OH¯: I ступень: Cd(OH)2 CdOH+ + OH¯

II ступень: CdOH+ Cd 2+ + OH¯

NaH2PO4 — дигидрофосфат натрия, кислая соль, сильный электролит: NaH2PO4 = Na+ + H2PO4

¯

H2PO4¯ — остаток слабой кислоты, диссоциирует ступен-

чато и обратимо: H2PO4

¯ H+ + HPO42–

HPO42– H+ + PO4

3–

Задача 2. Напишите молекулярные и ионные уравнения воз-можных реакций:

K2CO3 + Ca(NO3)2 → Ba (OH)2 + Ba(HSO3)2 → Na2S + HCl → K2SO4 + MgCl2 → FeCl3 + HNO3 → Na2SiO3 + KOH →


63

Решение.При взаимодействии K2CO3 и Ca(NO3)2 образуется нераст-

воримое вещество CaCO3.Молекулярное уравнение реакции:

K2CO3 + Ca (NO3)2 = CaCO3 + 2KNO3

K2CO3, Ca (NO3)2 и KNO3 — растворимые сильные электро-литы, в ионном уравнении записывают в виде ионов;

CaCO3 — электролит сильный, но нерастворимый, записы-вают в молекулярной форме.

Ионное уравнение реакции: 2K+ + CO3

2– + Ca 2+ + 2NO3¯ = CaCO3 + 2K + + 2NO3

¯

CO32– + Ca 2+ = CaCO3

При взаимодействии Ba(OH)2 и Ba(HSO3)2 образуется сла-бый электролит — вода и нерастворимая соль BaSO3.

Молекулярное уравнение реакции: Ba(OH)2 + Ba(HSO3)2 = 2BaSO3↓ + 2H2O

Ba(OH)2 и Ba(HSO3)2 — растворимые сильные электролиты, в ионном уравнении записывают в виде ионов;

H2O (слабый электролит) и BaSO3 (нерастворимое вещест-во) записывают в молекулярной форме.

Ионное уравнение реакции: Ba 2+ + 2OH– + Ba 2+ + 2HSO3

¯ = 2BaSO3 + 2H2O Ba 2+ + OH¯ + HSO3

¯ = BaSO3 + H2O При взаимодействии Na2S и HCl образуется слабый элек-

тролит — H2S.Молекулярное уравнение реакции:

Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S Na2S, HCl, NaCl — растворимые сильные электролиты,

в ионном уравнении записывают в виде ионов;

64


H2S — слабый электролит, записывают в молекулярной форме.

Ионное уравнение реакции: 2Na+ + S 2– + 2H+ + 2Cl¯ = 2Na++ 2Cl¯ + H2S S 2– + 2H+ = H2S

Реакция K2SO4 + MgCl2 ≠ невозможна, так как предполагаемые продукты (MgSO4 и KCl) являются сильными растворимыми электролитами — не вы-полняется условие протекания реакций обмена.

По той же причине невозможно взаимодействие FeCl3 + HNO3 ≠

Задача 3. Напишите молекулярные и ионные уравнения воз-можных реакций взаимодействия с HCl и NaOH:MgO, P2O5, Al2O3, Cd(OH)2, Sn(OH)2, Ca(HCO3)2, Fe(OH)2Cl.

Решение.HCl — сильная кислота, NaOH — сильное основание (ще-

лочь).MgO — основной оксид, с основанием не реагирует, реаги-

рует с кислотой с образованием соли и воды: MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O MgO + 2H+ + 2Cl– = Mg 2+ + 2Cl– + H2O MgO + 2H+ = Mg 2+ + H2O

P2O5 — кислотный оксид, с кислотой не реагирует, с основа-нием реагирует с образованием соли и воды: P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O P2O5 + 6Na+ + 6OH¯ = 6Na+ + 2PO4

3– + 3H2O


65

P2O5 + 6OH¯ = 2PO43– + 3H2O

Al2O3 — амфотерный оксид, реагирует с кислотой, проявляя основные свойства, с образованием соли и воды: Al2O3 + 6HCl = Al2 (SO4)3 + 3H2O Al2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Al 3+ + 6Cl– + 3H2O Al2O3 + 6H+ = 2Al 3+ + 3H2O и со щелочью, проявляя кислотные свойства, с образованием соли и воды: Al2O3 + 6NaOH = 2Na3AlO3 + 3H2O Al2O3 + 6Na+ + 6OH¯ = 6Na+ + 2AlO3

3– + 3H2O Al2O3 + 6OH¯ = 2AlO3

3– + 3H2O или

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2Na+ + 2OH¯ = 2Na+ + 2AlO2

– + H2O Al2O3 + 2OH¯ = 2AlO2

– + H2O Cd (OH)2 — основание, с основанием не реагирует, реагиру-

ет с кислотой с образованием соли и воды: Cd(OH)2 + 2HCl = CdCl2 + 2H2O Cd(OH)2 + 2H+ + 2Cl– = Cd 2+ + 2Cl– + 2H2O Cd(OH)2 + 2H+ = Cd 2+ + 2H2O

Sn (OH)2 — амфотерный гидроксид, реагирует с кислотой, проявляя основные свойства, с образованием соли и воды: Sn (OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O Sn (OH)2 + 2H++ 2Cl– = Sn 2+ + 2Cl– + 2H2O Sn (OH)2 + 2H+ = Sn 2++ 2H2O

66


и со щелочью, проявляя кислотные свойства, с образованием соли и воды: Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2SnO2 + 2H2O Sn(OH)2 + 2Na+ + 2OH¯= 2Na+ + SnO2

2– + 2H2O Sn(OH)2 + 2OH¯ = SnO2

2– + 2H2O Ca (HCO3)2 — кислая соль, реагирует с кислотой и со щелочью.При взаимодействии с кислотой образуются слабый элек-

тролит (кислота) и средняя соль: Ca (HCO3)2 + 2HCl = 2H2CO3 + CaCl2

Ca 2+ + 2HCO3¯ + 2H+ + 2Cl– = 2H2CO3 + Ca 2+ + 2Cl–

HCO3¯ + H+ = H2CO3

при взаимодействии со щелочью — средние соли и вода: Ca (HCO3)2 + 2NaOH = CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O Ca 2+ + 2HCO3

¯ + 2Na+ + 2OH¯ = CaCO3 + 2Na+ + CO32– + 2H2O

Ca 2+ + 2HCO3¯ + 2OH¯ = CaCO3 + CO3

2– + 2H2O Fe(OH)2Cl — основная соль, реагирует с кислотой и со ще-

лочью.При взаимодействии с кислотой образуются средняя соль

и вода: Fe (OH)2Cl + 2HCl = FeCl3 + 2H2O Fe (OH)2Cl + 2H+ + 2Cl– = Fe 3+ + 3Cl– + 2H2O Fe (OH)2Cl + 2H+ = Fe 3+ + Cl– + 2H2O при взаимодействии со щелочью — слабый нерастворимый электролит (гидроксид) и средняя соль: Fe(OH)2Cl + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl


67

Fe(OH)2Cl + Na+ + OH¯ = Fe(OH)3 + Na+ + Cl–

Fe(OH)2Cl + OH¯ = Fe(OH)3 + Cl–

Задача 4. Напишите молекулярные и ионные уравнения ре-акций для превращений: CrOHSO4 ® Cr2(SO4)3 ® CrCl3 ® Cr(OH)3 ® CrOHCl2

H3PO4 ® Na3PO4 ® NaH2PO4

Решение.

CrOHSO Cr (SO4) CrCl Cr(OH) CrOHCl4 2 3 3 3 2� � � � � � � �® ® ® ®1 2 3 4

Для каждого этапа превращения подбирают реагент так,

чтобы реакция соответствовала необходимым условиям прохо-ждения реакций обмена. Не следует забывать, что все основ-ные соли нерастворимы, а кислые соли — растворимы.

1) В превращении CrOHSO4 ® Cr2 (SO4)3 для связывания (удаления) ионов OH¯ следует добавить кислоту. При взаимодействии основной соли и кислоты образуется слабый электролит — вода:

2CrOHSO4 + H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + 2H2O 2CrOHSO4 + 2H+ + SO4

2– = 2Cr 3+ + 3SO42– + 2H2O

CrOHSO4 + H+ = Cr 3+ + SO42– + H2O

2) В превращении Cr2(SO4)3 ® CrCl3 один из продуктов — CrCl3 — сильный растворимый электролит. Для того что-бы выполнялось условие протекания реакции обмена, второй продукт, содержащий ионы SO4

2–, должен быть нерастворимым, например, сульфат бария. Для взаимо-действия выбираем растворимую соль бария — BaCl2:

Cr2(SO4)3 + 3BaCl2 = 2CrCl3 + 3BaSO4↓ 2Cr 3+ + 3SO4

2– + 3Ba 2+ + 6Cl¯ = 2Cr 3+ + 6Cl¯ + 3BaSO4

SO42– + Ba 2+ = BaSO4

68


3) В превращении CrCl3 ® Cr(OH)3 для введения в состав продукта ионов OH¯ следует добавить щелочь. В резуль-тате образуется слабый нерастворимый электролит — гидроксид хрома (III):

CrCl3 + 3NaOH = Cr (OH)3 + 3NaCl Cr 3+ + 3Cl¯ + 3Na+ + 3OH¯ = Cr (OH)3 + 3Na+ + 3Cl¯

Cr 3+ + 3OH¯ = Cr (OH)3

4) В превращении Cr(OH)3 ® CrOHCl2 для связывания (удаления) ионов OH¯ следует добавить кислоту. При взаимодействии амфотерного гидроксида и кислоты образуется слабый электролит — вода:

Cr (OH)3 + 2HCl = CrOHCl2 + 2H2O Al (OH)3 + 3H+ + 3Cl¯ = Al 3+ + 3Cl¯ + 3H2O Al (OH)3 + 3H+ = Al 3+ + 3H2O

H PO Na PO NaH PO3 4 3 4 2 4� � � �® ®1 2

1) В превращении H3PO4 ® Na3PO4 для нейтрализации

ионов H+ следует добавить щелочь. При взаимодействии кис-лоты с основанием образуется слабый электролит — вода: H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + 3Na+ + 3OH¯ = 3Na+ + PO4

3– + 3H2O H3PO4 + 3OH¯ = PO4

3– + 3H2O 2) В превращении Na3PO4 ® NaH2PO4 для введения в со-

став продукта ионов H+ следует добавить сильную кислоту: Na3PO4 + 2HCl = NaH2PO4 + 2NaCl 3Na+ + PO4

3– + 2H+ + 2Cl¯ = Na+ + H2PO4¯ + 2Na+ + 2Cl¯

PO43– + 2H+ = H2PO4

¯


69


Задача 1. Укажите сильные и слабые электролиты в ряду пе-речисленных веществ. Напишите уравнения диссоциации од-ного сильного и одного слабого электролита из заданного ряда. Для выбранного слабого электролита напишите выражения констант диссоциации.

1. (VO2)2SO4, HNO3, Co(OH)2, H3PO4, LiOH, CaHPO4 2. Na2HPO3, HBr, Cr(OH)3, HNO2, Mg(NO3)2, HF 3. NaHCO3, BiONO3, Zn(OH)2, CaCl2, H2S, AlI3 4. Sr(OH)2, Ni(NO3)2, NH3·H2O, HI, KHSO3, H2CO3 5. HClO4, CoBr2, Ca(OH)2, NaH2PO4, Sn(OH)2, HClO 6. Na2CO3, Sr(OH)2, HCN, H2SO4, Be(OH)2, K2 HAsO4 7. CaCl2, NaOH, LiHS, H2Se, Fe(OH)3, Na2SiO3 8. Ba(OH)2, NaNO2, HI, Mg(OH)2, ZnCl2, TiOSO4 9. KOH, MgCl2, CoSO4, Cu(OH)2, HNO3, CH3COOH 10. KH2PO4, Cr2(SO4)3, Mn(OH)2, HCN, Hg(NO3)2, Sr(OH)2 11. K3PO4, Pb(OH)2, NaHS, Ca(NO3)2, K2Cr2O7, H2CO3 12. HMnO4, AgNO3, Ba(OH)2, HBrO, Co(OH)2, KHSO3 13. NH3·H2O, TiOSO4, NH4Br, H3PO3, FeCl3, Ca(HCO3)2 14. HI, Ba(OH)2, Na2HPO3, Cd(OH)2, Ba(CH3COO)2, H2S 15. H2SeO3, NaOH, Sn(OH)2, ZnCl2, CaHPO4, HI 16. AlI3, CH3COOH, NaHCO3, H2SO4, Cu(OH)2, Pb(NO3)2 17. Na2SiO3,(NH4)2Cr2O7, Cd(OH)2, HNO2, LiOH, AgNO3 18. HF, Fe(OH)3, CH3COONa, BeSO4, NaHTe, Ba(OH)2 19. Cr2(SO4)3, Mn(OH)2, HClO, LiHSe, Ni(CH3COO)2, H2CrO4 20. LiOH, NH4SCN, NaHTe, HNO3, Ni(OH)2, HNO2 21. H2SO3, Sr(OH)2, KClO4, NH3·H2O, Ba(HS)2, HMnO4 22. KHCO3, HClO, MnSO4, Al(OH)3,(NH4)2SO4, Bi(NO3)3 23. Mg(OH)2, CrCl3, HF, Na2CrO4, CoSO4, LiHS 24. Ni(NO3)2, H2S, H2Cr2O7, Cd(OH)2, KHSO3, MnBr2 25. H2O, ZnBr2, Cr(OH)3, NaHSe, NH4VO3, Na2SiO3

70


26. NH4Br, FeSO4, HCN, AlBr3, NaHTe, Ni(OH)2 27. Co(OH)2, Fe2(SO4)3, HBr, KHCO3, HClO, Al2(SO4)3 28. Ba(HS)2, Na2SiO3, Cd(NO3)2, Ti(OH)2, H2SO3, VOSO4 29. Fe2(SO4)3, H3PO4, NaHCO3, Na2CO3, (NH4)2Cr2O7, Fe(OH)2 30. TiOSO4, AgNO3, HI, NH3·H2O, Mg(HS)2, HF

Задача 2. Напишите молекулярные и ионные уравнения воз-можных реакций.1. H3PO4 + SO2 CuSO4 + NaNO3 N2O3 + Sr(OH)2 Al2O3 + KOH BaCl2 + K3PO4 Co(NO3)2 + Na2SO4 2. Na2CO3 + BaCl2 CaO + NaOH KCl + Na3PO4 Na2SO4 + KOH CuSO4 + Sr(OH)2 PbO + KOH 3. SiO2 + HCl Pb(NO3)2+ K2SO4 CaSO4 + HNO3 Na2CO3 + K2S CrO3 + KOH Fe(NO3)3+NaOH 4. ZnO + H2SO4 Cu(OH)2 + NaNO3 Pb(NO3)2 + Na2S FeCl2 + K2SO4 NH4NO3 + NaOH P2O5 + HNO3 5. FeO + HCl SnCl2 + ZnSO4 CaCl2 + Na3PO4 Mn2O7 + H2SO4 Na2CO3 + HNO3 SrSO4 + KOH 6. SeO2 + HCl CuSO4 + Na2S Cr2(SO4)3 + KCl I2O5 + NaOH SrS + HCl Sr(OH)2 + NaNO3 7. CoO + NaOH Al(NO3)3 + HCl CaCl2 + Na2CO3 Al2O3 + KOH NaNO3 +Fe2(SO4)3 Na3PO4 + HCl 8. MnO + HCl BaCl2 + NaNO3 ZnSO4 + HNO3 FeSO4 + Na2S CO2 + HNO3 BaCO3 + HCl 9. CO2 + Ba(OH)2 BaCl2 + K2SO4 NaNO3 + H2SO4 NaOH + K2CO3 Fe2(SO4)3 + NaOH CaO + Mg(OH)2 10. SO3 + NaOH MgSO4 + NaCl AgNO3 + HCl CuCl2 + Na2S CO2 + HCl Cr2(SO4)3 + HCl 11. Cl2O7 + H2SO4 CoSO4 + HCl SrCl2 + Na2CO3 CaCl2 + KNO3 Al2O3 + HNO3 Na3PO4 +Ca(OH)2 12. CaCO3 + KCl Pb(NO3)2 + NaCl Ni(NO3)2 + NaOH N2O5 + H2SO4 SeO2 + NaOH Ca(OH)2 + NaOH 13. SiO2 + HNO3 Ba(NO3)2 + HCl Na2S + HCl


71

Na3PO4 + BaCl2 ZnO + NaOH ZnCl2 + KNO3 14. NiCl2 + Na2SO4 NaCl + HBr Na2O + H3PO4 FeSO4 + KNO3 SO2 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + HCl 15. CaO + NaOH NH4Cl + NaOH P2O5 + H2SO4 Cu(NO3)2 + Na2S BaCl2 + KNO3 Ca(OH)2 + H3PO4 16. Na2SO4 + H2SO3 Ca(NO3)2 + K2CO3 BaCl2 + NaNO3 P2O5 + HCl CO2 + NaOH HCl + Na2SO3 17. AlCl3 + AgNO3 SnCl2 + Na2SO4 NaOH + Ni(NO3)2 Mn2O7 + H2SO4 FeCl3 + H2SO4 MgO + HNO3 18. CuSO4 + BaCl2 SO3 + HNO3 H2SO4 + K3PO4 PbO + KOH Mg(OH)2 + K2SO4 NaNO3 + CoSO4 19. BaSO4 + NaCl SO2 + NaOH BaCl2 + NaSO4 N2O5 + NaOH Ba(OH)2 + HBr HNO3 + CaCl2 20. CrO3 + NaOH NH4NO3 + H2SO4 AlCl3 + NaBr CuSO4 + BaCl2 CaO + HNO3 HNO3 + CaCl2 21. MgO + NaOH NiCl2 + CuSO4 Ca(OH)2 + Na2CO3 HNO3 +Fe2(SO4)3 K2SO3 + SrCl2 Al2O3 + HNO3 22. CdO + NaOH Mg(OH)2 + H2SO4 Cd(OH)2 + NaOH CuO + H2SO4 CrCl3 + Ca(NO3)2 MnCl2 + Na2S 23. FeO + Ba(OH)2 BaCl2 + NiSO4 NaOH + K2CO3 Cr(OH)3+NaOH CO2 + KOH CuCl2 + Na2SO4 24. KOH + CdSO4 N2O5 + Ca(OH)2 Na3PO4 + AlCl3 Mn2O7 + H2SO4 H2SO4 + ZnCl2 Na2S + KNO3 25. AgNO3 + NaCl NH4Cl + H2SO4 K2SO4 +Mg(NO3)2 Ba(OH)2 + NiO Zn(NO3)2 + NaOH Cr2O3 + NaOH 26. SO3 + Ba(OH)2 MgSO4 + NaCl AgNO3 + CaCl2 Cu(NO3)2 + K2S CO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + HCl 27. H3PO4 + CO2 CuSO4 + NaCl N2O3 + Ca(OH)2 BaCl2 + KOH Ba(NO3)2 + K3PO4 MgSO4 + NaOH 28. SnO + H2SO4 Co(OH)2 + NaNO3 Ni(NO3)2 + Na2S FeCl2 +Na2SO4 KOH + NH4NO3 P2O5 + HNO3 29. N2O5 + H2SO4 K2SO4 + Pb(NO3)2 NaOH + SO2 Sr(OH)2 +NaOH Ba(NO3)2 +NaOH CaCO3 + HCl

72


30. FeCl3 + AgNO3 SnCl2 + Na2SO4 LiOH + Ni(NO3)2 AlCl3 + H2SO4 Cr2O3 + HNO3 H2SO4 + Mn2O7

Задача 3. Напишите молекулярные и ионные уравнения ре-акций, с помощью которых можно осуществить превращения.

1. Cr(OH)3 ® Cr(NO3)3 ® CrOH(NO3)2 ® Cr(NO3)3 2. H3PO4 ® K2HPO4 ® K3PO4 ® KH2PO4 3. CrOHSO4 ® Cr(OH)3 ® Na3CrO3 ® Cr(OH)3 4. (NiOH)2SO4 ® Ni(OH)2 ® NiSO4 ® Ni(NO3)2 5. Sn(OH)2 ® Na2SnO2 ® Sn(OH)2 ® SnOHCl 6. Al(OH)3 ® Al(NO3)3 ® AlOH(NO3)2 ® Al(OH)3 7. Cr2(SO4)3 ® CrOHSO4 ® Cr2(SO4)3 ® CrCl3 8. Al(OH)3 ® Na3AlO3 ® Al(OH)3 ® AlOHSO4 9. Ca(OH)2 ® CaCO3 ® Ca(HCO3)2 ® CaCO3 10. AlCl3 ® Al(OH)3 ® AlOHCl2 ® Al(OH)3 11. Cr2(SO4)3 ® Cr(OH)3 ® CrOHCl2 ® Cr(OH)3 12. MnSO4 ® (MnOH)2SO4 ® Mn(OH)2 ®(MnOH)2SO4 13. Ca(OH)2 ® CaCO3 ® Ca(HCO3)2 ® CaCO3 14. Sn(OH)2 ® Na2SnO2 ® Sn(OH)2 ® SnOHCl 15. NaHSO3 ® Na2SO3 ® H2SO3 ® NaHSO3 16. Co(OH)2 ® (CoOH)2SO4 ® Co(OH)2 ® CoOHCl 17. ZnO ® ZnCl2 ® Zn(NO3)2 ® ZnOHNO3 18. Al(NO3)3 ® Al(OH)3 ® Na3AlO3 ® Al(OH)3 19. K3PO4 ® KH2PO4 ® H3PO4 ® K2HPO4 20. CrOHCl2 ® CrCl3 ® Cr(OH)3 ® Na3CrO3 21. Mg(OH)2 ® (MgOH)2SO4 ® MgSO4 ® MgCl2 22. (FeOH)2SO4 ® FeSO4 ® Fe(OH)2 ®(FeOH)2SO4 23. KHCO3 ® K2CO3 ® KHCO3 ® Н2CO3 24. Al(OH)3 ® Na3AlO3 ® Al(OH)3 ® AlOHCl2 25. Cu(NO3)2 ® CuOHNO3 ® Cu(OH)2 ® CuOHCl 26. ZnO ® ZnSO4 ® Zn(OH)2 ® (ZnOH)2SO4 27. H3PO4 ® NaH2PO4 ® Na3PO4® Na2HPO4 28. Ni(OH)2 ® Ni(NO3)2 ® NiOHNO3 ® Ni(OH)2


73

29. Ba(OH)2 ® BaCO3 ® Ba(HCO3)2 ® BaCO3 30. AlCl3 ® Al(OH)3 ® AlOHCl2 ® Al(OH)3

Задача 4. Напишите два молекулярных уравнения к задан-ному ионному.

1. HSO3- + OH- = SO3

2- + H2O 2. Cd 2+ + Br- + OH- = CdOHBr 3. Ag+ + Br- = AgBr 4. ZnO2

2- + 2H+ = Zn(OH)2 5. Сo 2+ + S 2- = CoS 6. Bi 3+ + 3OH- = Bi(OH)3 7. Be(OH)2 + 2OH- = BeO2

2- + 2H2O 8. Cu 2+ + S 2- = CuS 9. 2H+ + SO3

2- = H2SO3 10. H+ + CO3

2- = HCO3-

11. Ni 2+ + Cl- + OH- = NiOHCl 12. Fe 2+ + 2OH- = Fe(OH)2 13. 3 Сu 2+ + 2PO4

3- = Cu3 (PO4)2 14. 2Cu 2+ + SO4

2- + 2OH- = (CuOH)2SO4 15. Fe 3+ + 2NO3

- + OH- = FeOH(NO3)2 16. Al 3+ + PO4

3- = AlPO4 17. Ni 2+ + S 2- = NiS 18. FeO + 2H+ = Fe 2+ + H2O 19. Al 3+ + 2OH- + NO3

- = Al(OH)2NO3 20. P2O5 + 6OH- = 2PO4

3- + 3H2O 21. CO2 + OH- = HCO3

-

22. 3Ca 2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2

23. Сa 2+ + SO32- = CaSO3

24. Sr 2+ + SiO32- = SrSiO3

25. H+ + OH- = H2O 26. CuO + 2H+ = H2O + Cu 2+

27. Сo 2+ + OH- + Cl- = CoOHCl 28. Mg 2+ + SO3

2- = MgSO3

74


29. Al 3+ + 3OH- = Al(OH)3 30. S 2- + H+ = HS-

5.4. Лабораторная работа. Ионные реакции  в растворах электролитов

Опыт 1. Получение кислой солиЦель опыта Получить гидрокарбонат кальция и перевести его в сред-

нюю соль.Ход опыта 1. В пробирку налейте 1–2 мл раствора гидроксида каль-

ция.2. Введите в раствор газоотводную трубку аппарата Киппа,

откройте кран аппарата и пропускайте углекислый газ через раствор до исчезновения первоначально образую-щегося осадка (помутнения).

3. К полученному раствору добавьте 0,5–1,0 мл раствора гидроксида кальция.

Результаты и наблюдения Отметьте изменения прозрачности раствора в пробирке,

происходящие:а) при пропускании углекислого газа;б) при добавлении гидроксида кальция.Обработка результатов 1. Укажите, образованием какого соединения обусловлено

появление помутнения при пропускании углекислого газа. Напишите молекулярное и ионное уравнения со-ответствующей реакции.

2. Укажите причину исчезновения помутнения при даль-нейшем пропускании углекислого газа через раствор.

| 5.4. Лабораторная работа. Ионные реакции в растворах электролитов |

75

Напишите молекулярное и ионное уравнения соответ-ствующей реакции.

3. Объясните причину появления осадка при добавлении гидроксида кальция. Напишите молекулярное и ионное уравнения соответствующей реакции.

Выводы 1. Охарактеризуйте способ получения кислых солей.2. Укажите способ перевода кислых солей в средние.Опыт 2. Получение основной солиЦель опыта Получить гидроксосульфат меди (II) и провести реакции

с кислотой и щелочью.Ход опыта 1. В две пробирки налейте 0,5–1,0 мл раствора сульфата

меди (II).2. В одну пробирку добавьте раствор гидроксида натрия

(щелочи) до образования обильного осадка — гидрокси-да меди (II).

3. В другую пробирку добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия до появления помутнения — осадка основной соли, гидроксосульфата меди (II).

4. Через 2–3 минуты отметьте цвета осадков гидроксида и основной соли меди (II).

5. Затем в одну из них добавьте 1 мл раствора серной кисло-ты, в другую — 1 мл раствора гидроксида натрия (щелочи).

Результаты и наблюдения 1. Отметьте цвета осадков гидроксида меди (II) и основной

соли меди.2. Укажите изменения, происходящие при действии щело-

чи на осадок основной соли.Обработка результатов Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций:1) образования гидроксида меди (II);

76


2) образования гидроксосульфата меди (II);3) взаимодействия гидроксосульфата меди (II) с серной

кислотой;4) взаимодействия гидроксосульфата меди (II) с гидрокси-

дом натрия.Выводы 1. Охарактеризуйте способ получения основных солей.2. Укажите способ перевода основных солей в средние.3. Оцените возможность взаимодействия основных солей

со щелочами и назовите продукты этого взаимодействия.

77

6. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ.  ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ


Ионное произведение воды — произведение равновесных кон-центраций ионов водорода и гидроксид-ионов:

K H OH 10w14= =+ - -[ ][ ] (при Т = 298 К).

Водородный показатель:

pH H= - +lg[ ]. Значения концентраций ионов H+ или OH¯, а также пока-

затель рН являются количественной характеристикой среды раствора (кислой, нейтральной, щелочной).

Среда [H+], моль/л [OH-], моль/л рН

нейтральная 10–7 10–7 7

кислая > 10–7 < 10–7 < 7

щелочная < 10–7 > 10–7 > 7

Гидролиз соли — процесс обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды.

78

| 6. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ |

Гидролиз возможен, если в составе соли присутствуют ионы, способные образовывать с ионами воды слабые электролиты. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

• слабыми кислотами и сильными основаниями (гидро-лиз по аниону);

• слабыми основаниями и сильными кислотами (гидро-лиз по катиону);

• слабыми кислотами и слабыми основаниями.Гидролиз невозможен, если в составе соли есть только ионы

сильных электролитов (сильного основания и сильной кислоты).Одновременное присутствие в растворе двух солей, одна

из которых содержит катион слабого основания (Al 3+, Fe 3+, Cr 3+, NH4

+ и др.), а другая — анион слабой кислоты (CO32-,

SO32-SiO3

2-, S 2-и др.), приводит к совместному гидролизу. Сов-местный гидролиз необратим, в результате образуются кислота и основание.


Задача 1. Рассчитайте концентрацию ионов водорода и ги-дроксид-ионов (моль/л) в растворе с рН = 1.

Решение.Водородный показатель pH H 1,= - =+lg[ ] следовательно,

[H+] = 10–1 моль/л.Концентрацию ионов ОН¯ определяем по ионному произ-

ведению воды:

[ ][ ]

.OHKH

1010

10 моль/лw+

14

113-

-

--= = =

Ответ: [H+] = 10–1 моль/л; [ОН¯] = 10–13 моль/л.


79

Задача 2. Рассчитайте концентрацию ионов водорода (моль/л) и рН раствора с концентрацией гидроксид-ионов 10–5 моль/л.

Решение.Концентрацию ионов H+ определяем по ионному произве-

дению воды:

[ ][ ]

.HKOH

1010

=10 моль/л+ w= =-

--

14

59

pH H+= - = - =-lg[ ] lg .10 99 Ответ: [H+] = 10–9 моль/л; pH = 9.

Задача 3. Рассчитайте значение рН 0,01М раствора соляной кислоты.

Решение.Водородный показатель pH H+= - lg[ ]. Соляная кислота яв-

ляется сильным электролитом, т. е. в водном растворе полно-стью распадается на ионы: HCl = H+ + Cl-

Молярная концентрация ионов водорода равна молярной концентрации HCl:

[ ]H C 10 моль/л;+HCl= = -2

pH 10 2.2= - =-lg Задача 4. Рассчитайте значение рН 0,001М раствора NaOH.Решение.NaOH щелочь, сильный электролит, в водном растворе пол-

ностью распадается на ионы: NaOH = Na+ + OH-

80


Молярная концентрация гидроксид-ионов равна молярной концентрации NaOH:

[ ]OH C 10 моль/л.NaOH3- -= =

Концентрацию ионов водорода определяем по ионному произведению воды:

[ ]HK

[OH ]1010

=10 моль/л.+ w= =-

-

--

14

311

pH 10 =11.11= -lg Задача 5. Оцените возможность гидролиза солей CuSO4, BaS,

Sr(NO3)2, укажите область значений рН растворов (>, ≈, < 7), от-вет подтвердите уравнениями реакций.

Решение.CuSO4 — соль, образованная слабым основанием и сильной

кислотой. Уравнение диссоциации соли: CuSO4 = Cu 2+ + SO4

2-

В гидролизе участвует катион слабого основания Cu 2+ (ги-дролиз по катиону).

Гидролиз протекает обратимо, преимущественно по I сту-пени. В ходе I ступени гидролиза ион Cu 2+ связывает из воды только один ион ОН¯ — ион противоположного заряда, в ре-зультате образуется ион CuOH+. Ионы H+ обусловливают в растворе кислую среду (рН < 7): Cu 2+ + HOH CuOH+ + H+

При составлении молекулярного уравнения каждому поло-жительному иону приписывают ион противоположного заря-да, присутствующий в растворе — SO4

2– (ион сильного электро-лита), а затем при необходимости расставляют коэффициенты: 2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4


81

BaS — соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой. Уравнение диссоциации соли: BaS = Ba 2+ + S 2–

В гидролизе участвует ион слабой кислоты S 2–.Гидролиз протекает обратимо, преимущественно по I сту-

пени. В ходе I ступени гидролиза ион S 2– связывает из воды ион H+ — ион противоположного заряда, в результате образу-ется ион HS¯. Ионы OH¯ создают в растворе щелочную среду рН > 7: S 2– + HOH HS¯ + OH¯

При составлении молекулярного уравнения каждому отри-цательному иону приписывают ион противоположного заряда, присутствующий в растворе Ba 2+ (ион сильного электролита), а затем при необходимости расставляют коэффициенты: 2BaS + 2H2O Ba (HS)2 + Ba (OH)2

Sr (NO3)2 — соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается, среда в рас-творе соли — нейтральная, рН ≈ 7.


Задача 1.1. Рассчитайте концентрацию ионов водорода (моль/л)

и рН раствора с концентрацией гидроксид-ионов 10–4 моль/л.

2. Рассчитайте концентрацию гидроксид-ионов (моль/л) и рН раствора с концентрацией ионов водорода 10–9 моль/л.

82


3. Рассчитайте концентрации ионов ОН-, Н+ и рН в 0,1М растворе NaОН.

4. Рассчитайте концентрацию ионов Н+ и ОН- (моль/л) в растворе с рН = 8.

5. Рассчитайте концентрацию ионов водорода (моль/л) и рН раствора с концентрацией гидроксид-ионов 10–3 моль/л.


7. Рассчитайте концентрации ионов Н+, ОН- и рН в 0,1М растворе HNO3.


9. Рассчитайте концентрации ионов ОН-, Н+ и рН в 0,1М растворе KОН.








83













28. Рассчитайте концентрации ионов ОН-, Н+ и рН в 0,01М растворе NaОН.

84




Задача 2.Рассмотрите возможность протекания гидролиза солей,

укажите область значений рН растворов (>, ≈, < 7), ответ под-твердите уравнениями реакций.1 ZnSO4, NaCN, KNO3 16 NiCl2, Ba(NO2)2, Na2SO4

2 CuCl2, Na2SO3, Li2SO4 17 CoSO4, K2SO3, KNO3

3 NaCl, Na2CO3, Fe(NO3)3 18 KCH3COO, CrCl3, Ca(NO3)2

4 NaF, FeSO4, NaNO3 19 Zn (NO3)2, NaNO3, Na2Se

5 Na2SO4, AlCl3, KNO2 20 NaCl, Na2HPO4, Ni(NO3)2

6 MnSO4, NaCH3COO, KNO3 21 NaHS, NH4NO3, KBr

7 KNO3, CoCl2, Na3PO4 22 BaCl2, KCN, MgSO4

8 NH4Cl, K2CO3, Na2SO4 23 Na2SO4, Al(NO3)3, NaHSe

9 KClO4, Cr2(SO4)3, NaHS 24 KHCO3, FeCl3, Ca(NO3)2

10 CoSO4, KCl, Li2SO3 25 NaNO3, Cu(NO3)2, Sr(NO2)2

11 Pb(NO3)2, KHSO3, NaI 26 MnCl2, Ba(NO3)2, K2HPO4

12 NaNO3, SnCl2, Ba(NO2)2 27 KI, ZnCl2, KHCO3

13 Li2CO3, Al2(SO4)3, KCl 28 K2SO4, (NH4)2SO4, KHSe

14 Cr2(SO4)3, K3PO4, NaClO4 29 Cr(NO3)3, K2S, NaI

15 Na2S, SnSO4, CaCl2 30 KNO3, AlBr3, Ca(NO2)2

| 6.4. Лабораторная работа. Гидролиз солей |

85

Задача 3.Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции сов-

местного гидролиза солей:1. FeCl3 + K2CO3 + H2O ® 16. CrCl3 + Na2S + H2O ®2. Al2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O ® 17. Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O ®3. CrCl3 + Na2SO3 + H2O ® 18. Al(NO3)3 + K2S + H2O ®4. NH4NO3 + K2SiO3 + H2O ® 19. Fe2(SO4)3 + K2CO3 + H2O ®5. Al(NO3)3 + K2SO3 + H2O ® 20. Cr(NO3)3 + K2SO3 + H2O ®6. CrCl3 + K2S + H2O ® 21. AlCl3 + Na2S + H2O ®7. Al(NO3)3 + K2S + H2O ® 22. NH4NO3 + Na2SiO3 + H2O ®8. NH4Cl + K2SiO3 + H2O ® 23. Al2(SO4)3 + Na2S + H2O ®9. Cr2(SO4)3 + K2SO3 + H2O ® 24. Cr(NO3)3 + Na2CO3 + H2O ®10. FeCl3 + Na2CO3 + H2O ® 25. Fe2(SO4)3 + K2CO3 + H2O ®11. AlCl3 + Na2S + H2O ® 26. Al(NO3)3 + Na2SO3 + H2O ®12. Cr2(SO4)3 + K2CO3 + H2O ® 27. Cr2(SO4)3 + Na2S + H2O ®13. NH4Cl + Na2SiO3 + H2O ® 28. NH4NO3 + Na2SiO3 + H2O ®14. Fe(NO3)3 + Na2CO3 + H2O ® 29. AlCl3 + Na2CO3 + H2O ®15. Al2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O ® 30. Cr(NO3)3 + Na2SO3 + H2O ®

6.4. Лабораторная работа. Гидролиз солей

Цель опыта По значению рН водного раствора установить распределе-

ние предложенного набора солей по пробиркам.Ход опыта 1. Получите у преподавателя набор из трех солей в прону-

мерованных пробирках. В каждую из пробирок налей-те по 3–5 мл дистиллированной воды и взбалтыванием тщательно перемешайте содержимое.

86


2. Определите рН раствора в каждой пробирке с помощью универсальной индикаторной бумаги. Для этого полос-ку бумаги смочите исследуемым раствором и сравните ее окраску со шкалой окраски универсального индикатора.

Результаты и наблюдения Результаты определения рН водных растворов исследуемых

солей занесите в таблицу:Номер пробирки рН

123

Обработка результатов Для каждой из исследуемых солей:1) укажите, каким основанием и какой кислотой она обра-

зована, приведите формулы, охарактеризуйте силу элек-тролитов;

2) оцените возможность протекания гидролиза (по катио-ну, по аниону, соль не подвергается гидролизу);

3) напишите ионные и молекулярные уравнения гидроли-за по I ступени;

4) укажите среду водных растворов (кислая, нейтральная, щелочная) и предполагаемые значения рН (<, >, = 7).

Вывод На основании сравнения предполагаемых значений рН

с полученными опытным путем определите распределение ис-следуемых солей по пробиркам. Результаты занесите в таблицу:

Номер пробирки Формула соли123

87

7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ  РЕАКЦИИ


Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реак-ции, в ходе которых происходит изменение степеней окисле-ния атомов элементов.

Степень окисления — условный заряд атома в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что характер химиче-ских связей — ионный:

• cтепень окисления атомов в простых веществах равна нулю;

• степень окисления атомов металлов главной подгруппы первой группы в соединениях равна (+1), главной под-группы второй группы (+2);

• степень окисления кислорода в соединениях равна (-2),

за редкими исключениями (например, пероксиды H O1

2 2

-

);• степень окисления водорода в большинстве соединений

(+1), за некоторыми исключениями (в гидридах метал-

лов), например, Ca H1-

2 ;• алгебраическая сумма степеней окисления атомов в мо-

лекуле равна нулю, а в ионе — его заряду.

88

| 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ |

Окислитель — атом элемента, степень окисления которого понижается в результате принятия электронов. Окислитель восстанавливается.

Восстановитель — атом элемента, степень окисления кото-рого повышается в результате отдачи электронов. Восстанови-тель окисляется.

По роли атомов элементов в ОВР выделяют три группы веществ:• только окислители: из простых веществ — кислород

и фтор, в составе сложных веществ — атомы элементов в высшей степени окисления;

• только восстановители: атомы элементов в низшей сте-пени окисления в составе простых и сложных веществ;

• и окислители, и восстановители: атомы элементов в промежуточной степени окисления в составе простых и сложных веществ.


Задача 1. Определите степени окисления атомов указанных элементов: Ni, PbO2, Br2, Al (OH)3, SiO3

2–, Li2S, MnO4–.

Решение.

Простые вещества: Ni, Br2. Степени окисления: Ni Br0 0

, .2 Сложные веществаPbO2 — степень окисления свинца

х + 2 (–2) = 0, х = 4, PbO .4

2

+

Al(OH)3 — степень окисления алюминия

х + 3 (–1) = 0, х = 3, Al(OH)+3

3.


89

Li2S — степень окисления серы

х + 2 (+1) = 0, х = –2, Li S.2

2-

ИоныSiO3

2– — степень окисления кремния

х + 3 (–2) = – 2, х = 4, Si O .4

32³+

MnO4

¯ — степень окисления марганца

х + 4 (–2) = – 1, х = 7, Mn O .7

4

+-

Задача 2. Определите степени окисления указанных элемен-тов и укажите их роли в окислительно-восстановительных ре-акциях (только окислитель; только восстановитель; и окисли-тель, и восстановитель): VO3

¯, H2S, I2.Решение.Степень окисления ванадия в составе иона VO3

¯ равна (+5). Ванадий — элемент V группы Периодической системы, (+5) — высшая степень окисления, поэтому ион VO3

¯ может быть только окислителем.

Степень окисления серы в составе Na2S равна (–2). Сера — элемент VI группы периодической системы, неметалл, (–2) — низшая степень окисления, поэтому Na2S может быть только восстановителем.

Степень окисления йода в I2 равна нулю. Йод — элемент VII группы Периодической системы, неметалл, его высшая сте-пень окисления (+7), низшая (–1), поэтому I2 может быть как окислителем, так и восстановителем.

Задача 3. Допишите методом электронно-ионного баланса уравнения реакций, протекающих согласно молекулярно-ион-ным схемам: К2Cr2O7 + НCl ® Cr 3+ + Cl2 + …

90


КClO3 + KCrO2 + NaOH ® CrO42– + Cl¯ + …

SO2 + KIO3 + H2O ® SO42– + I¯ + …

Решение. К2Cr2O7 + НCl ® Cr 3+ + Cl2 + …

1. Рассчитывают степени окисления атомов тех элементов, которые ее изменяют, определяют окислитель, восста-новитель и среду:

+6 –1 0

К2Cr2O7 + НCl ® Cr 3+ + Cl2 + … ок-ль вос-ль

среда кислая 2. Составляют ионную схему реакции в соответствии

с правилом составления ионных уравнений (сильные растворимые электролиты записывают в виде ионов, остальные вещества — в молекулярной форме):

2К+ + Cr2O72– + Н++ Cl¯ ® Cr3+ + Cl2 + ...

Выделяют окислительно-восстановительные пары: Cr2O7

2– ® Cr 3+

Cl¯ ® Cl2

3. Составляют уравнения полуреакций.Уравнивают число атомов элементов, изменяющих степень

окисления: Cr2O7

2– ® 2Cr 3+

2Cl¯ ® Cl2


91

а затем — число атомов кислорода и водорода. В кислой сре-де для этого добавляют в ту часть уравнений полуреакций, где недостает n атомов кислорода, n молекул воды, а в противопо-ложную часть — 2n ионов Н+: Cr2O7

2– + 14Н+ ® 2Cr 3+ + 7 Н2О 2Cl¯ ® Cl2

По изменению степеней окисления определяют число от-данных и принятых электронов, дописывают уравнения полу-реакций: +6

Cr2O72– + 14Н+ + 6ē = 2Cr 3+ + 7Н2О

0

2Cl¯ — 2ē = Cl2

4. Определяют множители для уравнивания числа отдан-ных и принятых электронов, затем суммируют уравне-ния полуреакций с учетом найденных множителей:

Cr2O72– + 14Н+ + 6ē = 2Cr3+ + 7Н2О 2 1

2Cl¯ – 2ē = Cl2 6 3

Cr2O72– + 14Н+ + 6Cl¯ ® 2Cr3+ + 7Н2О + 3Cl2

5. Дописывают к ионам левой части противоионы (исхо-дя из состава исходных веществ), а затем добавляют их в правую часть уравнения, так как противоионы в ходе ОВР не изменяются. В результате получают полное ион-ное уравнение, в котором ионы сгруппированы с учетом формул исходных веществ и продуктов реакции.

Cr2O72– + 14Н+ +6 Cl– = 2Cr3+ + 7Н2О + 3Cl2

2K+ 8Cl¯ 6Cl¯ 2K+ + 2Cl¯

92


6. Составляют молекулярное уравнение реакции: K2Cr2O7 + 14 НCl = 2CrCl3 + 7Н2О + 3Cl2 + 2KCl

7. Правильность расстановки коэффициентов можно про-верить по балансу атомов кислорода: слева и справа со-держится одинаковое число атомов — 7.

КClO3 + KCrO2 + NaOH ® CrO42– + Cl¯ + …


+5 +3 +6

КСlO KCrO NaOH CrO Cl3 2 42+ + ® + +ј- -

ок-ль вос-ль среда щелочная

2. Составляют ионную схему реакции:

К+ + ClO3¯ + K+ + CrO2

¯ + Na+ + OH¯ ® Cl¯ + CrO42– + …

Выделяют окислительно-восстановительные пары: ClO3

¯ ® Cl¯

CrO2¯ ® CrO4

2–

3. Составляют уравнения полуреакций.Число атомов хлора и хрома в данном случае одинаково.

Уравнивают число атомов кислорода и водорода. В щелоч-ной среде для этого добавляют в ту часть уравнений полуреак-ций, где недостает n атомов кислорода, 2n гидроксид-ионов, а в противоположную часть — n молекул H2O: ClO3

¯ + 3Н2О ® Cl¯ + 6ОН¯

CrO2¯ + 4ОН– ® CrO4

2– + 2Н2О


93

По изменению степеней окисления определяют число от-данных и принятых электронов, после чего дописывают урав-нения полуреакций: ClO3

¯ + 3Н2О + 6ē = Cl¯ + 6ОН¯

CrO2¯ + 4ОН¯ – 3ē = CrO4

2– + 2Н2О 4. Определяют множители для уравнивания числа отдан-

ных и принятых электронов, затем суммируют уравне-ния полуреакций с учетом найденных множителей:

ClO3¯ + 3Н2О + 6ē = Cl¯ + 6ОН¯ 3 1

CrO2¯ + 4ОН¯– 3ē = CrO4

2– + 2Н2О 6 2

5. Приводят подобные и получают ионное уравнение реакции:ClO3

¯ + 3Н2 О + 2CrO2¯ + 8ОН¯ = Cl¯ + 6 ОН¯ + 2CrO4

2– + 4Н2 О ClO3

¯+ 2CrO2¯ + 2 ОН¯ = Cl¯ + 2CrO4

2– + Н2 О6. Дописывают в левую часть противоионы, а затем та-

кое же число противоионов добавляют в правую часть, группируя их с учетом формул веществ:

ClO3¯ + 2CrO2

¯ + 2ОН¯ = Cl¯ + 2CrO42– + Н2О

K+ 2K+ 2Na+ K+ 2K+, 2Na+ 7. Составляют молекулярное уравнение реакции:

КClO3 + 2KCrO2 + 2NaOH = KCl + K2CrO4 + Na2CrO4 + Н2 О 8. Правильность расстановки коэффициентов можно про-

верить по балансу атомов кислорода: слева и справа со-держится одинаковое число атомов — 9.

SO2 + KIO3 + H2O ® SO42– + I¯ + …


94


�S O K IO H O S O I +4 +5

2

+6

2 3 42–+ + ® + + ј-

вос-ль ок-ль Отсутствие сильной кислоты или щелочи в левой части

уравнения указывает на то, что реакция проходит в нейтраль-ной среде.

2. Составляют ионную схему реакции:SO2 + K+ + IO3

¯ + H2O ® SO42– + I¯ + …

Выделяют окислительно-восстановительные пары: SO2 ® SO4

2–

IO3¯ ® I¯

3. Составляют уравнения полуреакций.Уравнивают число атомов кислорода, а затем водорода

(с учетом того, что среда нейтральная). При составлении урав-нений полуреакций в нейтральной среде в левой части урав-нений можно использовать только молекулы Н2О, в правой — ионы Н+ и ОН¯: SO2 + 2H2O ® SO4

2– + 4H+

IO3¯ + 3H2O ® I¯ + 6OH¯

По изменению степеней окисления определяют число от-данных и принятых электронов и дописывают уравнения по-луреакций: SO2 + 2H2O – 2ē = SO4

2– + 4H+

IO3¯ + 3H2O + 6ē = I¯ + 6OH¯

4. Определяют множители для уравнивания числа отдан-ных и принятых электронов, затем суммируют уравне-ния полуреакций с учетом найденных множителей:


95

SO2 + 2H2O – 2ē = SO42– + 4H+ 6 3

IO3¯ + 3H2O + 6ē = I¯ + 6OH¯ 2 1

3SO2 + 6H2O + IO3¯ + 3H2O = 3SO4

2–+ I¯ + 12H+ + 6OH¯

5. Приводят подобные, предварительно объединив ионы Н+ и ОН¯ в правой части уравнения в молекулы Н2О:

3SO2 + 6H2O + IO3¯ + 3H2O = 3SO4

2–+ I¯ + 12H+ + 6OH¯

6H+ + 6H2O

Получают ионное уравнение: 3SO2 + IO3

¯ + 3H2O = 3SO42–+ I¯ + 6H+

6. Дописывают в левую часть противоионы, а затем та-кое же число противоионов добавляют в правую часть, группируя их с учетом формул веществ:

3SO2 + IO3¯ + 3H2O = 3SO4

2–+ I¯ + 6H+ K+ K+

7. Составляют молекулярное уравнение реакции: 3SO2 + KIO3 + 3H2O = 3H2SO4 + KI

8. Правильность расстановки коэффициентов можно про-верить по балансу атомов кислорода: слева и справа со-держится 12 атомов.


Задача 1. Укажите степень окисления атомов подчеркнутых элементов. Объясните, какие функции могут выполнять указан-ные атомы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель, только восстановитель, окислитель и восстановитель.

96


1. CrO33-, MnO2, PbO2, Cr2O7

2– 16. CrO2-, ReO4

-, PbO2, CrO42-

2. Fe, AlO2-, N2O, NO3

– 17. NO2-, MnO2, NO2, Cu

3. Fe2O3, MnO4-, Br-, CrO4

2– 18. SO42-, Cl2, Mn 2+, HClO

4. CO2, ClO-, MnO42-, Cl- 19. ClO4

-, Cl-, CrO2-, F2

5. NO3-, NO, Cr2O7

2-, SO32– 20. Ca, NO3

-, BrO-, NO2-

6. BrO-, Br-, Cd 2+, CrO42– 21. SO3

2-, CO, H2S, MnO4-

7. I2, Cl-, CrO2-, B4O7

2– 22. CO2, Cr2O72-, BrO-, SeO4

2-

8. TiO 2+, ClO-, MnO2, MnO4- 23. SeO3

2-, AlO2-, Br2, ClO3

-

9. MnO42-, NO3

-, NH4+, ClO3

– 24. PbO22-, NO2

-, H2Se, CrO42-

10. NH3, VO 2+, Ni, VO3- 25. I-, ClO3

-, Mg, TiO 2+

11. H2S, Cl2, SO42-, Cr2O7

2– 26. SO32-, PbО2, NO3

-, NH3 12. SO3

2-, NO2, ClO4-, Br- 27. N2H4, Cr2O3, CrO4

2-, NO2-

13. AsO33-, Sn 2+, Br2, Zn 28. HNO2, Ti 2+, Cd 2+, H2S

14. ZnO22-, SO2, H2O, MnO4

2– 29. NH3, TiO 2+, Al, NO2-

15. H3PO3, Fe 2+, H2O, Br- 30. S, NO3-, PbO, SO3

Задача 2. Составьте электронно-ионные схемы и молеку-лярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстано-витель, полуреакции окисления и восстановления.Вариант Схемы реакций

1

Zn + H2SO4 (конц) ® Zn 2+ + S

Na2SeO3 + KBrO + H2O ® Br2 + SeO42-

Co(OH)2 + Br2 + NaOH ® Co(OH)3 + Br-

2

Mg + HNO3 (разб) ® Mg 2+ + NH4+

Na3AsO3 + I2+ H2O ® AsO43- + I-

KClO3 + KCrO2 + NaOH ® CrO42- + Cl-

3

HCl + HNO3 ® Cl2 + NONi(OH)2 + NaClO + H2O ® Ni(OH)3 + Cl-

Zn + NaOH + H2O + O2 ® ZnO22-


97

4

K2Cr2O7 + Na3AsO3 + H2SO4 ® AsO43- + Cr 3+

Mg + H2O ® Mg(OH)2 + H2 (при нагревании)

Ce(NO3)3 + KMnO4 + KOH ® CeO2 + MnO42-

5

Ag + HNO3 (разб) ® Ag+ + NO

KMnO4 + NaNO2 + H2O ® NO3- + MnO2

Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH ® CrO4 2- + Cl-

6

Mg + H2SO4 (конц) ® Mg 2+ + H2S

SO2 + NaIO3 + H2O ® SO42- + I-

KMnO4 + Zn + KOH ® MnO42– + ZnO2

2-

7

Al + HNO3 (конц) ® Al 3+ + NO2 (при нагревании)

KMnO4 + KI + H2O ® I2 + MnO2

Fe2O3 + Cl2 + NaOH ® FeO42- + Cl-

8

KI + HNO3 ® NO + I2

FeCl3 + Na2SO3 + H2O ® Fe 2+ + SO42-

Zn + NaOH + H2O ® ZnO22- + H2

9

Cu + H2SO4 (конц) ® Cu 2+ + SO2

Na2SeO3 + SO2 + H2O ® SeO42- + S

KCrO2 + Cl2+ KOH ® CrO42- + Cl-

98


10

Cd + HNO3 (разб) ® Cd 2+ + N2O

I2 + Cl2 + H2O ® IO3- + Cl-

MnO2 + KNO3 + KOH ® MnO42- + NO2

-

11

Mg + HNO3 (конц) ® Mg 2+ + NO2

Mn(NO3)2 + NaClO + H2O ® Cl- + MnO2

K2CrO4 + Zn + NaOH ® ZnO22- + CrO2

-

12

SnCl2 + KBrO3 + HCl ® Sn 4+ + Br-

Se + Cl2 + H2O ® SeO42- + Cl-

Al + NaOH + H2O + О2 ® AlO2-

13

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 ® NO3- + Mn 2+

Na3AsO3 + KBrO3 ® AsO43- + Br-

Ba + H2O ® Ba 2+ + H2

14

Cu + HNO3 (конц) ® Cu 2+ + NO2

KClO4 + Na2SO3 + H2O ® Cl- + SO42-

SnCl2 + KMnO4 + NaOH ® SnO32- + MnO4

2-

15

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr 3+

Na + H2O ® Na+ + H2

KMnO4 + KAsO2 + NaOH ® MnO2 + AsO43-


99

16

Co + HNO3 (разб) ® Co 2+ + NOK2MnO4 + H2O ® MnO4

- + MnO2

Cr2(SO4)3 + NaClO + NaOH ® СrO42- + Cl-

17

Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 ® Bi 3+ + MnO4-

Ca + H2O ® Ca 2+ + H2

Fe2O3 + Cl2 + NaOH ® FeO42- + Cl-

18

Ag + HNO3 (конц) ® Ag+ + NO2

I2 + Na2SO3 + H2O ® I- + SO42-

KBrO + MnCl2 + NaOH ® Br — + MnO42–

19

Al + HNO3 (разб) ® Al 3+ + NH4+

SO2 + Br2 + H2O ® SO42- + Br-

I2 + Cl2 + NaOH ® IO3– + Cl–

20

Ni + HNO3 (разб) ® Ni 2+ + NOKI + Cl2 + H2O ® I2 + Cl-

Na2CrO4 + SnCl2 + KOH ® SnO32– + CrO2

–

21

Al + H2SO4 (конц) ® Al 3+ + H2SI2 + H2SO3 + H2O ® I- + SO4

2-

NaClO3 + MnSO4 + NaOH ® MnO42- +Cl-

22

Zn + HNO3 (конц) ® Zn 2+ + NO2

SO2 + H2S ® SKClO3 + MnO2 + NaOH ® MnO4

2- + Cl-

23

Cr +HCl + O2 ® Cr 3+

KMnO4 + MnSO4 + H2O ® MnO2

KClO3 + Mn(NO3)2 + NaOH ® MnO42- + Cl-

100


24

Sn + HNO3 (разб) ® Sn 2+ + NO

Se + KBrO + H2O ® SeO42- + Br-

Cr2O3 + NaClO + NaOH ® Cl- + CrO42-

25

HNO3 + H2S ® NO2 + SO42-

K + H2O ® K+ + H2

NaBrO3 + K3AsO3 + NaOH ® Br- + AsO43-

26

Cu + HNO3 (конц) ® Cu 2+ + NO2

KBrO3 + SO2 + H2O ® Br- + SO42-

NaClO3 + MnSO4 + NaOH ® MnO42- +Cl-

27

Pb + HNO3 (разб) ® Pb 2+ + NO

KClO + KI + H2O ® IO3- + Cl-

FeSO4 + Br2 + NaOH ® Br– + Fe(OH)3

28

K2Cr2O7 + Na2S + H2SO4 ® Cr 3+ + S

NO + Cl2 + H2O ® NO3- + Cl-

Sn + NaOH + H2O ® SnO22- + H2

29

Pb + HNO3 (конц) ® Pb 2+ + NO2 (при нагревании)

KMnO4 + NO ® Mn 2+ + NO3-

As + Cl2 + KOH ® AsO43- + Cl-

30

Mn + HNO3 (разб) ® Mn 2+ + NO

Na3AsO3 + KBrO3 ® AsO43- + Br-

Cr2O3 + Br2 + NaOH ® CrO42- + Br

| 7.4. Лабораторная работа. Влияние среды на состав продуктов восстановления перманганата калия |

101

7.4. Лабораторная работа. Влияние среды на состав продуктов восстановления перманганата калия

Цель опыта Установить состав продуктов восстановления перманганата

калия в кислой, нейтральной и щелочной средах.Ход опыта 1. В три пробирки налейте по 0,5–1,0 мл раствора перман-

ганата калия (KMnO4).2. Добавьте:• в первую пробирку 5–10 капель раствора серной кислоты;• во вторую пробирку 0,5–1,0 мл 10–20 %-ного раствора

гидроксида натрия;• во все три пробирки внесите по одному микрошпателю

кристаллического сульфита натрия.Результаты опыта и наблюдения 1. Отметьте исходную окраску раствора перманганата

калия.2. Изменения в пробирках в результате реакций зафикси-

руйте в таблице.

Номер пробирки Среда

Наблюдения

осадок или раствор цвет

1 кислая

2 щелочная

3 нейтральная

102


Обработка результатов Напишите уравнения полуреакций, ионное и молекулярное

уравнения реакций между перманганатом калия и сульфитом натрия:

• в кислой среде KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® Mn 2+ + SO42-

• в щелочной среде KMnO4 + Na2SO3 + NaOH ® MnO42- + SO4

2-

• в нейтральной среде KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2 + SO42-

Вывод Укажите состав и цвет продуктов восстановления перманга-

нат-иона MnO4– в различных средах. Ответ представьте в виде

схемы:

кислая среда →

MnO4– + восстановитель щелочная среда →

нейтральная среда →

(формула) (цвет)

103

8. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ


Коррозия — самопроизвольное нежелательное разруше-ние металла в результате его взаимодействия с окружающей средой.

Электрохимическая коррозия проходит в среде электроли-та, ее отличие — разделение в пространстве процессов окисле-ния и восстановления.

Анодный процесс — окисление металла, проходит на участках с меньшим потенциалом в данной среде. Анодные участки раз-рушаются.

Катодный процесс — восстановление окислителя, нахо-дящегося в растворе или расплаве электролита, происходит на участках с бóльшим потенциалом в данной среде. Катодные участки химически не изменяются. Они служат проводниками электронов от анодных участков к окислителю.

Окислители при коррозии принято называть деполяризато-рами. Коррозию с участием растворенного кислорода и ионов водорода (кислоты или воды) соответственно называют корро-зией с кислородной и водородной деполяризацией.

104

| 8. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ |


Задача 1. Рассмотрите процесс коррозии луженого (покры-того оловом) железа при условии нарушения сплошности по-крытия в кислой среде в отсутствие растворенного кислорода.

Решение.При условии нарушения сплошности покрытия образуется

гальванопара, ее условная схема:

Fe Sn HCl Значения потенциалов металлов:

E BSn /Sn

02+ = -0 14, ; E B

Fe /Fe

02+ = -0 44, .

Fe — анод гальванопары (А) — восстановитель, окисляется;Sn — катод гальванопары (К).Возможный окислитель — ионы водорода кислоты,

E2H /H

0

2 B+ = 0 .

Сравнение потенциалов окислителя и восстановителя:E E

Fe /Fe

022H /H

0

2+ +> , т. е. коррозия железа возможна.

Уравнения полуреакций:A: Fe - 2ē = Fe 2+ – окисление

K(Sn): 2Н+ + 2ē = Н2 – восстановление

Ионное и молекулярное уравнения: Fe + 2 Н+ = Fe 2+ + Н2

Fe + 2 НCl = FeCl2 + Н2

Направление перемещения электронов на условной схеме гальванопары (от участка с меньшим потенциалом к участку с бóльшим потенциалом):


105

·

Fe Sn HCl

ē

ē

В гальванопаре Sn/Fe в кислой среде разрушается железо, на олове выделяется водород.

Задача 2. Рассмотрите процесс коррозии с кислородной де-поляризацией во влажном воздухе гальванопары Mg/Fe.

Решение.Условная схема гальванопары:

Mg Fe H2O + O2 • Значения потенциалов металлов:

E B;Mg(OH) /Mg2= -2 38, E BFe(OH) /Fe2

= -0 46, .Mg — анод гальванопары (А) — восстановитель, окисляется;Fe — катод гальванопары (К).Окислитель при коррозии с кислородной деполяризаци-

ей — кислород: E B

O /4OH2- = 0 81, .

E EO /4OH Mg(OH) /Mg

2 2- > , коррозия возможна.

Уравнения полуреакций:

A: 2 Mg + 2H2O - 2ē = Mg(OH)2 + 2H+ – окисление

K(Fe): 1 O2 + 2H2O + 4ē = 4OН¯ – восстановление

2Mg + 4H2O + O2 + 2H2O = 2Mg(OH)2 + 4H+ + 4OH¯

4H2O

106


Молекулярное уравнение: 2Mg + O2 + 2H2O = 2Mg(OH)2

Направление перемещения электронов на условной схеме гальванопары:·

Mg Fe H2O + O2

ē

ē

При контакте разнородных металлов более активный ме-талл подвергается окислению, разрушается. Контакт с менее активным металлом усиливает коррозию более активного ме-талла. Контакт с более активным металлом защищает менее активный металл от коррозионного разрушения.


Составьте уравнения анодной и катодной полуреакций, ионное и молекулярное уравнения коррозии металла. В при-сутствии растворенного кислорода рассмотрите процесс с кис-лородной деполяризацией. Укажите анод, катод. Ответ обо-снуйте с привлечением значений электродных потенциалов.

Вариант Возможное взаимодействие

1 Mg/Al + H2O ®

2 Al/Ni + NaOH + H2O ®

3 Ni/Sn + NaOH + H2O + O2 ®


107


4 Cr/Ni + NaOH + H2O ®

5 Zn/Ni + NaOH + H2O ®

6 Zn/Sn + NaOH + H2O ®

7 Al/Cu + HCl ®

8 Fe/Sn + NaOH + H2O ®

9 Fe/Cd + H2O ®

10 Cu/Mg + H2O + O2 ®

11 Al/Cu + H2O ®

12 Fe/Cd + H2O + O2 ®

13 Fe/Sn + NaOH + H2O ®

14 Fe/Cu + HCl ®

15 Zn/Cu + H2SO4 + O2 ®

16 Al/Cu + NaOH + H2O ®

17 Mg/Ni + H2O + O2 ®

18 Zn/Cd + NaOH + H2O + O2 ®

19 Mg/Sn + H2O ®

20 Al/Cr + NaOH + H2O ®

21 Pb/Ag + NaOH + H2O + O2 ®

22 Zn/Cu + NaOH + H2O ®

23 Pb/Cu + NaOH + H2O + O2 ®

108



24 Fe/Mg + H2O + O2 ®

25 Cu/Zn + NaOH + H2O + O2 ®

26 Fe/Cd + H2O ®

27 Fe/Ni + HCl ®

28 Fe/Cr + NaOH + H2O ®

29 Ni/Cu + H2SO4 (разб) ®

30 Al/Hg + H2O ®

8.4. Лабораторная работа. Коррозия при контакте  двух различных металлов

Цель опыта Установить факт электрохимической коррозии цинка в кон-

такте с медью.Выявить влияние контакта меди на интенсивность протека-

ния коррозии цинка.Ход опыта 1. Стеклянную трубку, согнутую под углом в 90°, наполо-

вину объема заполните раствором серной кислоты.2. В один конец трубки поместите узкую пластину (про-

волоку) цинка, в другой — пластину (проволоку) меди, не допуская контакта металлов. Отметьте, на какой из пластин выделяется водород.

3. Приведите пластины в соприкосновение и обозначьте изменения в ходе реакции.

| 8.4. Лабораторная работа. Коррозия при контакте двух различных металлов |

109

Результаты и наблюдения Отметьте:• на какой из пластин выделяется водород при отсутствии

их контакта и при контакте пластин;• как влияет контакт пластин на интенсивность выделе-

ния водорода.Обработка результатов 1. Приведите справочные значения стандартных электрод-

ных потенциалов меди, цинка и водорода:

Ок/Вс Cu 2+/Cu Zn 2+/Zn 2H+/H2

Е 0, В

2. Оцените возможность взаимодействия с разбавленной

серной кислотой цинка и меди (сравните потенциа-лы окислителя и восстановителя), составьте уравне-ния возможных полуреакций, ионное и молекулярное уравнения.

3. Составьте схему гальванопары, возникшей при контакте металлов. Укажите анод, катод, окислитель, направле-ние перемещения электронов.

4. Составьте уравнения анодной и катодной полуреакций, ионное и молекулярное уравнения процесса коррозии.

5. Укажите металл, подвергающийся коррозии в разбав-ленной серной кислоте. Отметьте, как влияет на интен-сивность его коррозии контакт со вторым металлом.

Вывод Сформулируйте, как влияет на скорость коррозии более ак-

тивного металла в гальванопаре его контакт с менее активным металлом.

110

| ПРИЛОЖЕНИЯ |

ПРИЛОЖЕНИЯ

Табл

ица П

. 1

Пер

иоди

ческ

ая с

исте

ма х

имич

ески

х эл

емен

тов

Д. И

. Мен

деле

ева


111

Табл

ица П

. 2

Раст

вори

мост

ь не

кото

рых

кисл

от, о

снов

аний

и с

олей

в в

оде

АНИ

ОН

ЫК

АТИ

ОН

Ы

H+

Li+

K+

Na+

NH4+

Ag+

Mg 2+

Ca 2+

Ba 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Вi 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Hg+

Hg 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu 2+

ОН

–P

PP

P-

HM

PM

HH

HH

HH

HH

H-

-H

HH

F –

PM

PP

PР

HH

MM

PP

HM

PP

PM

MH

MH

PH

Cl –

PP

PP

PH

PP

PP

PP

-P

PP

PP

PH

PM

PP

Br –

PP

PP

PH

PP

PP

PP

-P

PP

PP

PH

MM

PP

I –P

PP

PP

PP

PP

PP

--

PP

PP

PP

--

HM

-S 2–

PP

PP

PH

--

-P

--

HH

HH

HH

HH

HH

HH

SO32–

PP

PP

PH

MM

MH

--

HH

-H

HH

MH

-H

H-

SO4 2–

PP

PP

PM

PM

HH

PP

PP

PP

PP

PM

-M

PP

NO

3–P

PP

PP

PP

PP

PP

PP

РP

PP

PP

PP

PP

PN

O2–

PP

PP

PM

PP

PP

--

--

-P

M-

--

--

--

PO4 3–

PH

PP

PH

MH

HH

HH

HH

MH

HH

HH

HH

HH

CO

3 2–P

PP

PP

MM

HM

H-

-H

H-

HH

HH

MH

H-

-C

H3C

OO

–P

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PP

PSi

O3 2–

HP

PP

PH

-M

HH

--

HH

--

-H

H-

-H

--

Р —

рас

твор

имы

еM

— м

алор

аств

орим

ые

H —

нер

аств

орим

ые

«–» —

раз

лага

ютс

я во

дой

или

не с

ущес

твую

т

112


Таблица П. 3 Стандартные энтальпии образования

некоторых веществ при Т = 298 К

Вещество DН 0, кДж/моль Вещество DН 0,

кДж/моль

Al2O3 (к) -1676 KClO3 (т) -399

ВаСО3 (к) -1202 KCl -433

СаО (т) -635 MgСО3 (к) -1096

СаСО3 (к) -1205 MgO (к) -601

Са(ОН) 2 (т) -987 NH3 (г) -46C2H2 (г) 227 NO (г) +91C2H4 (г) 52 NO2 (г) +33

СН4 (г) -75 N2O4 (г) +9

СО (г) -110 N2O (г) +82

СО2 (г) -393 PbO (к) –219

CS2 (ж) 88 PbS (к) –94

Fe2O3 (к) -824 SО2 (г) –296

Fe3O4 (к) -1118 SО3 (г) –395

HCl (г) -92 SiО2 (т) –872

Н2 О (г) -242 ZnО (к) -349

Н2 О (ж) -286 ZnS (к) -210


113

Табл

ица П

. 4

Оки

слит

ельн

о-во

сста

нови

тель

ные п

отен

циал

ы в

одор

ода,

ки

слор

ода и

мет

алло

в в

разн

ых

сред

ах

Кис

лая

сред

а (рН

= 0

)Н

ейтр

альн

ая с

реда

(рН

=7)

Щел

очна

я ср

еда (

рН=

14)

Oх/

Red

Е 0 , ВO

х/R

edЕ 0 , В

Oх/

Red

Е 0 , В

2H+/H

20,

002H

2O/H

2–

0,41

2H2O

/H2

–0,

83

O2/2

H2O

+1,

22O

2/4O

H–

+0,

81O

2/4O

H–

+0,

40

Mg 2+

/Mg

–2,

36M

g(O

H) 2/M

g–

2,38

Mg(

OH

) 2/Mg

–2,

69

Al 3+

/Al

–1,

66Al

(OH

) 3/Al

–1,

88Al

O2–

/Al

–2,

36

Zn 2+

/Zn

–0,

76Zn

(OH

) 2/Zn

–0,

81Zn

O22–

/Zn

–1,

22

Cr 3+

/Cr

–0,

74C

r(O

H) 3/C

r–

0,93

CrO

2–/C

r–

1,32

Fe 2+

/Fe

–0,

44Fe

(OH

) 2/Fe

–0,

46Fe

(OH

) 2/Fe

–0,

87

Cd 2+

/Cd

–0,

40C

d(O

H) 2/C

d–

0,41

Cd(

OH

) 2/Cd

–0,

82

Co 2+

/Co

–0,

28C

o(O

H) 2/C

o–

0,32

Co(

OH

) 2/Co

–0,

73

Ni 2+

/Ni

–0,

25N

i(OH

) 2/Ni

–0,

30N

i(OH

) 2/Ni

–0,

72

114


Кис

лая

сред

а (рН

= 0

)Н

ейтр

альн

ая с

реда

(рН

=7)

Щел

очна

я ср

еда (

рН=

14)

Oх/

Red

Е 0 , ВO

х/R

edЕ 0 , В

Oх/

Red

Е 0 , В

Sn 2+

/ Sn–

0,14

Sn(O

H) 2/S

n–

0,50

SnO

22–/S

n–

0,91

Pb 2+

/ Pb–

0,13

Pb(O

H) 2/P

b–

0,14

PbO

22–/P

b–

0,54

Bi 3+

/Bi

+0,

21Bi

O+/B

i–

0,04

Bi2O

3/2Bi

–0,

45

Cu 2+

/Cu

+0,

34C

u(O

H) 2/C

u+

0,19

Cu(

OH

) 2/Cu

–0,

22

Око

нчан

ие та

бл. П

. 4

115

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ...........31.1. Основные понятия .........................................................31.2. Химические свойства основных классов неорганических веществ ......................................................51.3. Примеры решения задач ................................................81.4. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 121.5. Лабораторная работа. Получение гидроксидов никеля (II) и цинка. Исследование их кислотно-основных свойств ................................................................................ 16

2. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ................................. 182.1. Основные понятия и закономерности ........................ 182.2. Примеры решения задач .............................................. 192.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 232.4. Лабораторная работа. Определение энтальпии гидратации безводного сульфата меди (II) ........................ 27

3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ....................................... 303.1. Основные понятия и закономерности ........................ 303.2. Примеры решения задач .............................................. 313.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 363.4. Лабораторная работа. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия .......................................................................... 45

116

| ОГЛАВЛЕНИЕ |

4. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ ......................................... 48

4.1. Основные понятия ....................................................... 484.2. Примеры решения задач .............................................. 494.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 544.4. Лабораторная работа. Приготовление раствора карбоната натрия с заданной массовой долей растворенного вещества методом разбавления ................. 57

5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ....................... 60

5.1. Основные понятия и закономерности ........................ 605.2. Примеры решения задач .............................................. 615.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 695.4. Лабораторная работа. Ионные реакции в растворах электролитов ................................................... 74

6. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ............................................................... 77

6.1. Основные понятия и закономерности ........................ 776.2. Примеры решения задач .............................................. 786.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 816.4. Лабораторная работа. Гидролиз солей ........................ 85

7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ .............................................................................. 87

7.1. Основные понятия ....................................................... 877.2. Примеры решения задач .............................................. 887.3. Задачи для самостоятельного выполнения ................. 957.4. Лабораторная работа. Влияние среды на состав продуктов восстановления перманганата калия ............. 101

117

| Оглавление |

8. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ ................................................. 1038.1. Основные понятия и закономерности ...................... 1038.2. Примеры решения задач ............................................ 1048.3. Задачи для самостоятельного выполнения ............... 1068.4. Лабораторная работа. Коррозия при контакте двух различных металлов ................................................. 108

ПРИЛОЖЕНИЯ ................................................................... 110

Учебное издание

Антропова Ольга Алексеевна Вайтнер Виталий Владимирович

Печёрских Елена Глебовна

ХИМИЯ

Корректор А. А. ТрофимоваВерстка Е. В. Ровнушкиной

Подписано в печать 05.04.2018. Формат 60×84 1/16.Бумага офсетная. Цифровая печать. Усл. печ. л. 7,0.

Уч.-изд. л. 4,6. Тираж 50 экз. Заказ 53.

Издательство Уральского университета Редакционно-издательский отдел ИПЦ УрФУ

620049, Екатеринбург, ул. С. Ковалевской, 5Тел.: 8 (343) 375-48-25, 375-46-85, 374-19-41

E-mail: [email protected]

Отпечатано в Издательско-полиграфическом центре УрФУ620083, Екатеринбург, ул. Тургенева, 4

Тел.: 8 (343) 358-93-06, 350-58-20, 350-90-13 Факс: 8 (343) 358-93-06

http://print.urfu.ru

Для заметок

ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

О. А. АНТРОПОВАВ. В. ВАЙТНЕРЕ. Г. ПЕЧЁРСКИХ

7 7 2 1

Documents

О. А. АНТРОПОВА В. В. ВАЙТНЕР Е. Г. ПЕЧЁРСКИХelar.urfu.ru/bitstream/10995/59656/1/978-5-7996-2361-6_2018.pdf · ной соли и кислоты образуется